A kovalens kötések általában két nem fématom között kialakuló kémiai kötések, amelyek során az atomok a valenciaelektronjaikat megosztva érik el az alacsonyabb energiájú állapotokat és a stabilabb elektroneloszlást. Klasszikus példája ennek a víz, amely H2O formában egy oxigén és két hidrogén atomból áll. A vegyértékhéj (külső héj) telítettségére vonatkozó egyszerű szabály szerint a stabil konfiguráció általában nyolc elektront tartalmaz (a hidrogén és a hélium kivételével, amelyek esetében ez kettő), ezt az elvet gyakran oktett-szabályként említjük. A valenciaelektronok az atom külső héjában található, viszonylag lazábban kötött elektronok, és az elektronhéjak szerkezetét a kvantummechanika határozza meg.

Hogyan jön létre a kovalens kötés?

A kovalens kötés akkor alakul ki, amikor két atom közel kerül egymáshoz és elektronpályáik átlapolódnak, így a valenciaelektronok közösen töltik be a két atom körüli molekulapályákat. Kvantummechanikai szempontból az atomok atomorbitáljai kombinálódnak, és kialakulnak a kötő (alacsonyabb energiájú) és a kötésellenes (magasabb energiájú) molekulapályák; az elektronok a kötőpályákon foglalnak helyet, és ez az állapot energiát szabadít fel. A felszabaduló energia általában hőként disszipálódik, de bizonyos esetekben részecskéket (például fotonokat) is kibocsáthat.

A megosztás mértéke változó:

  • Ha az elektronok megosztása között nincs vagy kicsi az eltérés, a kötés nem poláris kovalens (pl. H–H, Cl2).
  • Ha az egyik atom erősebben vonzza az elektronokat (nagyobb elektronegatívitás), akkor a megosztás egyenlőtlen, és a kötés poláris kovalens lesz: az egyik atom részleges negatív (δ–), a másik részleges pozitív (δ+) töltést kap.
Az elektronegatívitás különbségét gyakran a Pauling-skálán mérik; szemléletes határértékekkel: ~0–0,5: nem poláris, ~0,5–1,7: poláris kovalens, >~1,7: jellemzően ionos jelleg felé hajló (ezek közelítések, nem merev szabályok).

Kötéstípusok és jellemzőik

  • Egyszeres, kettős és hármas kötések: az atomok közötti megosztott elektronpárok számától függően. Több kötő elektronpár (nagyobb kötésrend) rövidebb és erősebb kötéssel jár.
  • Szigma (σ) és pi (π) kötések: az orbitálok átlapolódásának geometriája szerint; az egyszeres kötés jellemzően σ-kötés, kettős és hármas kötéseknél π-kötések is jelen vannak.
  • Koordinatív (dativ) kötés: amikor az egyik atom mindkét kötőelektront adja a közös párhoz (példa: NH4+ képződése, amikor a nitrogén egy párral adományoz az előzőleg pozitív töltésű központnak).
  • Kötésenergia és kötéstávolság: a kötés kialakulásakor energia szabadul fel (kötésenergia), a kötés felbontásához ugyanolyan nagyságú energiára van szükség. A rövidebb kötések általában erősebbek.

Elektronszerkezet, héjak és töltés

Egy semleges atom elektronainak száma megegyezik a protonok számával, de kémiai reakciók során ionok is keletkezhetnek, amelyek töltése eltér. A réteges elektronmodell egyszerűen azt mondja, hogy az első héj legfeljebb két elektront tartalmazhat, a külsőbb héjak — egyszerűsített oktett-szemléletben — általában legfeljebb nyolcat igyekeznek betölteni, de a valóságban az egyes főkvantumszintek kapacitását a 2n^2 szabály írja le. A kovalens kötés során az elektronok megosztása csökkenti az összrendszer energiáját és stabilitást eredményez.

Példa: a víz és a polaritás

A vízmolekula egy tipikus és jól ismert példa a poláris kovalens kötésre. Az oxigénatom két külső elektronját osztja meg két hidrogénatom egyik-egy elektronjával, így két egyszeres (σ) kovalens kötés jön létre. Fontos megjegyezni, hogy az oxigén erősebb elektronegatív (erősebben vonzza az elektronokat), ezért az elektron­sűrűség a kötésben eltolódik az oxigén felé. Ennek következtében az oxigén részleges negatív töltést (δ–), a hidrogének részleges pozitív töltést (δ+) kapnak — ellentétben az eredeti szöveg egy hibás állításával.

Emellett a vízmolekula geometriai alakja fontos: az oxigén körüli kötési szög kb. 104,5°, tehát a molekula nem lineáris, hanem hajlított. Ez a szerkezet együtt az elektroneloszlás egyenlőtlenségével eredményezi a molekula dipólusmomentumát, így a víz poláris molekula. A polaritás gyakorlatias következménye például a víz jó oldószerként viselkedése ionos és poláris anyagok számára, illetve a molekulák közötti hidrogénkötések kialakulása, amelyek sok fizikai tulajdonságáért (magas forráspont, felületi feszültség stb.) felelősek.

Korlátozások és kivételek

  • Az oktett-szabály nem mindig érvényes: például a hidrogén (2 elektron elég), a berillium és a bór gyakran kevesebb mint nyolc elektronnal stabil; nagyobb periódusú elemek (például kén, foszfor) pedig kiterjeszthetik az oktettet.
  • A kovalens és ionos kötés között folyamatos átmenet van; sok vegyületnek részleges ionos és részleges kovalens jellege van.

Összefoglalva: a kovalens kötés az atomok közötti elektronmeg­osztáson alapuló kötés, amely a molekulák szerkezetét és tulajdonságait nagymértékben meghatározza. A kötés polaritását elsősorban az elektronegatívitás különbsége és a molekula geometriai felépítése határozza meg, amint azt a víz kiválóan szemlélteti.