Kovalentna, jonska i metalna su tri glavna tipa hemijskih veza.
Hajde da saznamo više o tome kovalentna hemijska veza. Razmotrimo mehanizam njegovog nastanka. Uzmimo za primjer formiranje molekule vodika:
Sferno simetričan oblak formiran od 1s elektrona okružuje jezgro slobodnog atoma vodika. Kada se atomi približavaju jedan drugom na određenu udaljenost, njihove se orbitale djelomično preklapaju (vidi sliku), 
kao rezultat, između centara oba jezgra pojavljuje se molekularni dvoelektronski oblak, koji ima maksimalnu gustinu elektrona u prostoru između jezgara. Sa povećanjem gustoće negativnog naboja, dolazi do snažnog povećanja sila privlačenja između molekularnog oblaka i jezgara.
Dakle, vidimo da se kovalentna veza formira preklapanjem elektronskih oblaka atoma, što je praćeno oslobađanjem energije. Ako je udaljenost između jezgara atoma koji se približavaju dodiru 0,106 nm, tada će nakon preklapanja elektronskih oblaka biti 0,074 nm. Što je veće preklapanje elektronskih orbitala, to je jača hemijska veza.
kovalentna pozvao hemijska veza koju vrše elektronski parovi. Jedinjenja sa kovalentnom vezom nazivaju se homeopolarni ili atomski.
Postoji dva tipa kovalentne veze: polar I nepolarni.
Sa nepolarnim kovalentna veza koju formira zajednički par elektrona, elektronski oblak je raspoređen simetrično u odnosu na jezgra oba atoma. Primjer mogu biti dvoatomni molekuli koji se sastoje od jednog elementa: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 i drugih, u kojima elektronski par pripada oba atoma podjednako.
Na polarnom U kovalentnoj vezi, oblak elektrona je pomjeren prema atomu s višom relativnom elektronegativnošću. Na primjer, molekule hlapljivih neorganskih jedinjenja kao što su H 2 S, HCl, H 2 O i drugi.
Formiranje HCl molekula može se predstaviti na sljedeći način:
Jer relativna elektronegativnost atoma hlora (2.83) veća je od elektronegativnosti atoma vodonika (2.1), elektronski par se pomera prema atomu hlora.
Osim razmjenskog mehanizma za formiranje kovalentne veze - zbog preklapanja, postoji i donor-akceptor mehanizam njegovog formiranja. Ovo je mehanizam u kojem se formiranje kovalentne veze događa zbog dvoelektronskog oblaka jednog atoma (donor) i slobodne orbitale drugog atoma (akceptora). Pogledajmo primjer mehanizma za formiranje amonijaka NH 4 +. U molekuli amonijaka atom dušika ima oblak od dva elektrona:
Jon vodonika ima slobodnu orbitalu 1s, označimo je kao .
U procesu formiranja amonijum jona, dvoelektronski oblak azota postaje uobičajen za atome azota i vodonika, što znači da se pretvara u molekularni elektronski oblak. Stoga se pojavljuje četvrta kovalentna veza. Proces stvaranja amonijaka može se predstaviti na sljedeći način: 
Naboj vodikovog jona je raspršen među svim atomima, a dvoelektronski oblak koji pripada dušiku postaje zajednički sa vodonikom.
Imate bilo kakvih pitanja? Ne znate kako da uradite domaći?
Za pomoć od tutora -.
Prva lekcija je besplatna!
blog.site, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.
Sam izraz "kovalentna veza" dolazi od dvije latinske riječi: "co" - zajedno i "vales" - ima snagu, jer je to veza koja nastaje zbog para elektrona koji pripadaju oba u isto vrijeme (ili, u jednostavniji pojmovi, veza između atoma zbog parova elektrona koji su im zajednički). Stvaranje kovalentne veze događa se isključivo među atomima nemetala, a može se pojaviti i u atomima molekula i u kristalima.
Kovalentni kovalent je prvi otkrio davne 1916. godine američki hemičar J. Lewis i neko vrijeme je postojao u obliku hipoteze, ideje, da bi tek onda eksperimentalno potvrđen. Šta su hemičari saznali o njoj? A činjenica da elektronegativnost nemetala može biti prilično velika i da tokom kemijske interakcije dva atoma prijenos elektrona s jednog na drugi može biti nemoguć, upravo u ovom trenutku se elektroni oba atoma kombinuju, pravi između njih nastaje kovalentna veza atoma.
Vrste kovalentnih veza
Generalno, postoje dvije vrste kovalentne veze:
- razmjena,
- donor-akceptor.
Kod razmjene kovalentne veze između atoma, svaki od spojnih atoma predstavlja jedan nespareni elektron za formiranje elektronske veze. U tom slučaju ovi elektroni moraju imati suprotne naboje (spinove).
Primjer takve kovalentne veze bi bile veze koje se javljaju u molekulu vodonika. Kada se atomi vodika približe jedan drugom, njihovi elektronski oblaci prodiru jedan u drugi, u nauci se to naziva preklapanjem elektronskih oblaka. Kao rezultat toga, gustoća elektrona između jezgara raste, oni se sami privlače jedni drugima, a energija sistema se smanjuje. Međutim, kada se približe preblizu, jezgra počinju da se odbijaju, pa postoji optimalna udaljenost između njih.
Ovo je jasnije prikazano na slici.
Što se tiče tipa donor-akceptor kovalentne veze, on se javlja kada jedna čestica, u ovom slučaju donor, predstavlja svoj elektronski par za vezu, a druga, akceptor, predstavlja slobodnu orbitalu.
Govoreći o vrstama kovalentnih veza, mogu se razlikovati nepolarne i polarne kovalentne veze, o njima ćemo detaljnije pisati u nastavku.
Kovalentna nepolarna veza
Definicija kovalentne nepolarne veze je jednostavna; to je veza koja se formira između dva identična atoma. Primjer formiranja nepolarne kovalentne veze, pogledajte dijagram ispod.
Dijagram kovalentne nepolarne veze.
U molekulima s kovalentnom nepolarnom vezom, zajednički parovi elektrona nalaze se na jednakoj udaljenosti od jezgara atoma. Na primjer, u molekuli (na dijagramu iznad), atomi dobijaju konfiguraciju od osam elektrona, dok dijele četiri para elektrona.
Supstance sa kovalentnom nepolarnom vezom su obično gasovi, tečnosti ili relativno nisko topljive čvrste materije.
kovalentna polarna veza
Sada odgovorimo na pitanje koja je veza kovalentno polarna. Dakle, kovalentna polarna veza nastaje kada kovalentno vezani atomi imaju različitu elektronegativnost, a javni elektroni ne pripadaju podjednako dvama atomima. Većinu vremena, javni elektroni su bliži jednom atomu nego drugom. Primjer kovalentne polarne veze je veza koja se javlja u molekulu klorovodika, gdje su javni elektroni odgovorni za formiranje kovalentne veze locirani bliže atomu hlora nego vodoniku. A stvar je u tome da hlor ima više elektronegativnosti od vodonika.
Ovako izgleda polarna kovalentna veza.
Upečatljiv primjer tvari s polarnom kovalentnom vezom je voda.
Kako odrediti kovalentnu vezu
Pa, sada znate odgovor na pitanje kako definirati kovalentnu polarnu vezu, a kao nepolarnu, za to je dovoljno znati svojstva i hemijsku formulu molekula, ako se ova molekula sastoji od atoma različitih elemenata, tada će veza biti polarna, ako je iz jednog elementa, onda nepolarna. Također je važno zapamtiti da se kovalentne veze općenito mogu pojaviti samo među nemetalima, to je zbog samog mehanizma kovalentnih veza koji je gore opisan.
Kovalentna veza, video
I na kraju video predavanja o temi našeg članka, kovalentnoj vezi.
Nije tajna da je hemija prilično složena i raznolika nauka. Mnogo različitih reakcija, reagensa, hemikalija i drugih složenih i nerazumljivih pojmova - svi oni međusobno djeluju. Ali najvažnije je da se hemijom bavimo svaki dan, bez obzira da li slušamo nastavnika na lekciji i učimo novo gradivo ili skuvamo čaj, što je generalno takođe hemijski proces.
Može se zaključiti da hemija je obavezna, razumjeti ga i znati kako funkcionira naš svijet ili neki njegovi posebni dijelovi je zanimljivo, a štaviše, korisno.
Sada se moramo pozabaviti takvim pojmom kao što je kovalentna veza, koja, usput rečeno, može biti i polarna i nepolarna. Inače, sama riječ "kovalentna" nastala je od latinskog "co" - zajedno i "vales" - ima moć.
Pojava termina
Počnimo sa činjenicom da Termin "kovalentni" prvi je put uveo Irving Langmuir 1919. Dobitnik Nobelove nagrade. Koncept "kovalentnog" podrazumijeva hemijsku vezu u kojoj oba atoma dijele elektrone, što se naziva suvlasništvo. Tako se razlikuje, na primjer, od metalnog, u kojem su elektroni slobodni, ili od ionskog, gdje jedan daje elektrone drugom. Treba napomenuti da se formira između nemetala.
Na osnovu prethodno navedenog možemo izvući mali zaključak o tome šta je ovaj proces. Nastaje između atoma zbog formiranja zajedničkih elektronskih parova, a ti parovi nastaju na vanjskom i pred-vanjskom podnivou elektrona.
Primjeri, tvari s polarnim:
Vrste kovalentnih veza
Također se razlikuju dvije vrste - to su polarne i, shodno tome, nepolarne veze. Analizirat ćemo karakteristike svakog od njih posebno.
Kovalentno polarno - obrazovanje
Šta je pojam "polarni"?
Obično se dešava da dva atoma imaju različitu elektronegativnost, pa im zajednički elektroni ne pripadaju podjednako, već su uvek bliži jednom nego drugom. Na primjer, molekula klorovodika, u kojoj se elektroni kovalentne veze nalaze bliže atomu klora, jer je njegova elektronegativnost veća od elektronegativnosti vodika. Međutim, u stvarnosti, razlika u privlačenju elektrona je dovoljno mala za potpuni prijenos elektrona sa vodonika na hlor.
Kao rezultat toga, na polarnosti, gustoća elektrona se pomiče na elektronegativniju, a na njoj nastaje djelomični negativni naboj. Zauzvrat, jezgro, čija je elektronegativnost niža, ima, prema tome, djelomično pozitivan naboj.
zaključujemo: polarno nastaje između različitih nemetala, koji se razlikuju po vrijednosti elektronegativnosti, a elektroni se nalaze bliže jezgru sa većom elektronegativnošću.
Elektronegativnost - sposobnost nekih atoma da privlače elektrone drugih, formirajući tako kemijsku reakciju.
Primjeri kovalentnih polarnih, supstance sa kovalentnom polarnom vezom:
Formula tvari s kovalentnom polarnom vezom
Kovalentno nepolarno, razlika između polarnog i nepolarnog
I konačno, nepolarni, uskoro ćemo saznati o čemu se radi.
Glavna razlika između nepolarnog i polarnog je simetrija. Ako su u slučaju polarne veze elektroni bili smješteni bliže jednom atomu, onda su kod nepolarne veze elektroni raspoređeni simetrično, odnosno podjednako u odnosu na oba.
Važno je napomenuti da nepolarni nastaje između atoma nemetala jednog hemijskog elementa.
npr. tvari s nepolarnom kovalentnom vezom:
Također, skup elektrona se često naziva jednostavno elektronskim oblakom, na osnovu čega zaključujemo da je elektronski oblak komunikacije, koji čini zajednički par elektrona, raspoređen u prostoru simetrično, ili ravnomjerno u odnosu na jezgra oba.
Primjeri kovalentne nepolarne veze i shema za formiranje kovalentne nepolarne veze
Ali također je korisno znati kako razlikovati kovalentno polarne i nepolarne.
kovalentne nepolarne su uvek atomi iste supstance. H2. CL2.
Ovaj članak je došao do kraja, sada znamo šta je ovaj hemijski proces, znamo kako ga odrediti i njegove varijante, znamo formule za nastanak supstanci, i općenito malo više o našem složenom svijetu, uspjehu u hemiju i formiranje novih formula.
Izuzetno je rijetko da se hemijske supstance sastoje od pojedinačnih, nepovezanih atoma hemijskih elemenata. U normalnim uslovima, samo mali broj gasova koji se nazivaju plemeniti gasovi imaju takvu strukturu: helijum, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Najčešće se kemijske tvari ne sastoje od različitih atoma, već od njihovih kombinacija u različite grupe. Takve kombinacije atoma mogu uključivati nekoliko jedinica, stotine, hiljade ili čak više atoma. Sila koja drži ove atome u takvim grupama naziva se hemijska veza.
Drugim riječima, možemo reći da je kemijska veza interakcija koja osigurava povezivanje pojedinačnih atoma u složenije strukture (molekule, ione, radikale, kristale, itd.).
Razlog za stvaranje hemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinačnih atoma koji je formiraju.
Dakle, posebno, ako se molekula XY formira tokom interakcije atoma X i Y, to znači da je unutrašnja energija molekula ove supstance niža od unutrašnje energije pojedinačnih atoma od kojih je nastala:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Iz tog razloga, kada se formiraju hemijske veze između pojedinačnih atoma, oslobađa se energija.
U formiranju hemijskih veza, elektroni spoljašnjeg elektronskog sloja sa najnižom energijom veze sa jezgrom, tzv. valence. Na primjer, u boru su to elektroni 2. energetskog nivoa - 2 elektrona po 2 s- orbitale i 1 sa 2 str-orbitale:
Kada se formira hemijska veza, svaki atom teži da dobije elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog gasa, tj. tako da se u njegovom spoljašnjem elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prvog perioda). Ovaj fenomen se zove oktetno pravilo.
Moguće je da atomi postignu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina ako u početku pojedinačni atomi dijele neke od svojih valentnih elektrona s drugim atomima. U tom slučaju se formiraju zajednički elektronski parovi.
U zavisnosti od stepena socijalizacije elektrona, mogu se razlikovati kovalentne, jonske i metalne veze.
kovalentna veza
Kovalentna veza se najčešće javlja između atoma nemetalnih elemenata. Ako atomi nemetala koji formiraju kovalentnu vezu pripadaju različitim hemijskim elementima, takva veza se naziva kovalentna polarna veza. Razlog za ovo ime leži u činjenici da atomi različitih elemenata također imaju različitu sposobnost da privlače zajednički elektronski par k sebi. Očigledno, to dovodi do pomaka zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, uslijed čega se na njemu formira djelomični negativni naboj. Zauzvrat, na drugom atomu se formira djelomični pozitivni naboj. Na primjer, u molekuli klorovodika, elektronski par se pomjera od atoma vodika do atoma klora:
Primjeri tvari s kovalentnom polarnom vezom:
CCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 itd.
Kovalentna nepolarna veza se formira između atoma nemetala istog hemijskog elementa. Pošto su atomi identični, njihova sposobnost da povuku zajedničke elektrone je ista. S tim u vezi, nije uočeno pomicanje elektronskog para:
Gore navedeni mehanizam za formiranje kovalentne veze, kada oba atoma daju elektrone za formiranje zajedničkih elektronskih parova, naziva se razmjena.
Postoji i mehanizam donor-akceptor.
Kada se mehanizmom donor-akceptor formira kovalentna veza, formira se zajednički par elektrona zbog ispunjene orbitale jednog atoma (sa dva elektrona) i prazne orbitale drugog atoma. Atom koji daje nepodijeljeni elektronski par naziva se donor, a atom sa slobodnom orbitalom naziva se akceptor. Donori elektronskih parova su atomi koji imaju uparene elektrone, na primjer, N, O, P, S.
Na primjer, prema mehanizmu donor-akceptor, četvrta N-H kovalentna veza se formira u amonijum kationu NH 4 +:
Osim polariteta, kovalentne veze karakteriše i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze između atoma.
Energija vezivanja opada sa povećanjem radijusa vezanih atoma. Pošto znamo da se atomski radijusi povećavaju niz podgrupe, možemo, na primjer, zaključiti da se jačina halogen-vodikove veze povećava u nizu:
HI< HBr < HCl < HF
Takođe, energija veze zavisi od njene višestrukosti – što je višestrukost veze veća, to je njena energija veća. Višestrukost veze je broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma.
Jonska veza
Jonska veza se može smatrati graničnim slučajem kovalentne polarne veze. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi zajednički elektronski par djelomično pomaknut na jedan od para atoma, onda se u ionskoj gotovo potpuno "poklanja" jednom od atoma. Atom koji je donirao elektron(e) dobija pozitivan naboj i postaje kation, a atom koji je od njega uzeo elektrone dobija negativan naboj i postaje anion.
Dakle, ionska veza je veza nastala zbog elektrostatičkog privlačenja kationa na anione.
Formiranje ove vrste veze karakteristično je za interakciju atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.
Na primjer, kalijev fluorid. Kalijum kation se dobija kao rezultat odvajanja jednog elektrona od neutralnog atoma, a ion fluora nastaje spajanjem jednog elektrona na atom fluora:
Između nastalih iona nastaje sila elektrostatičke privlačnosti, zbog čega nastaje ionsko jedinjenje.
Tokom formiranja hemijske veze, elektroni sa atoma natrijuma prešli su na atom hlora i nastali su suprotno naelektrisani joni, koji imaju završen spoljni energetski nivo.
Utvrđeno je da se elektroni ne odvajaju u potpunosti od atoma metala, već se samo pomiču prema atomu hlora, kao u kovalentnoj vezi.
Većina binarnih jedinjenja koja sadrže atome metala su jonska. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.
Jonska veza se javlja i između jednostavnih katjona i jednostavnih aniona (F -, Cl -, S 2-), kao i između jednostavnih kationa i složenih aniona (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Prema tome, jonska jedinjenja uključuju soli i baze (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)
metalni spoj
Ova vrsta veze nastaje u metalima.
Atomi svih metala imaju elektrone na vanjskom elektronskom sloju koji imaju nisku energiju veze s atomskim jezgrom. Za većinu metala gubitak vanjskih elektrona je energetski povoljan.
S obzirom na tako slabu interakciju sa jezgrom, ovi elektroni u metalima su vrlo pokretni, a u svakom metalnom kristalu se kontinuirano odvija sljedeći proces:
M 0 - ne - \u003d M n +,
gdje je M 0 neutralni atom metala, a M n + kation istog metala. Slika ispod prikazuje ilustraciju tekućih procesa.
Odnosno, elektroni "jure" duž metalnog kristala, odvajaju se od jednog atoma metala, formirajući od njega kation, spajajući se s drugim kationom, formirajući neutralni atom. Ova pojava je nazvana “elektronski vjetar”, a skup slobodnih elektrona u kristalu atoma nemetala nazvan je “elektronski plin”. Ova vrsta interakcije između atoma metala naziva se metalna veza.
vodoničnu vezu
Ako je atom vodika u bilo kojoj tvari vezan za element s visokom elektronegativnošću (dušik, kisik ili fluor), takvu tvar karakterizira takav fenomen kao vodikova veza.
Budući da je atom vodika vezan za elektronegativni atom, na atomu vodika nastaje djelomični pozitivni naboj, a na elektronegativnom atomu nastaje djelomični negativni naboj. U tom smislu, postaje moguća elektrostatička privlačnost između djelomično pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, za molekule vode se opaža vodonikova veza:
Vodikova veza je ta koja objašnjava nenormalno visoku tačku topljenja vode. Pored vode, jake vodonične veze nastaju i u supstancama kao što su fluorovodonik, amonijak, kiseline koje sadrže kiseonik, fenoli, alkoholi, amini.
Podaci o energiji ionizacije (EI), PEI i sastavu stabilnih molekula - njihove stvarne vrijednosti i poređenja - kako slobodnih atoma tako i atoma vezanih u molekule, omogućavaju nam da razumijemo kako atomi formiraju molekule kroz mehanizam kovalentne veze.
KOVALENTNA VEZA- (od latinskog "co" zajedno i "vales" koji imaju moć) (homeopolarna veza), hemijska veza između dva atoma koja nastaje kada se dijele elektroni koji pripadaju ovim atomima. Atomi u molekulima jednostavnih plinova povezani su kovalentnom vezom. Veza u kojoj postoji jedan zajednički par elektrona naziva se jednostruka; postoje i dvostruke i trostruke veze.
Pogledajmo nekoliko primjera da vidimo kako možemo koristiti naša pravila da odredimo broj kovalentnih kemijskih veza koje atom može formirati ako znamo broj elektrona u vanjskoj ljusci datog atoma i naboj njegovog jezgra. Naboj jezgra i broj elektrona u vanjskoj ljusci određuju se eksperimentalno i nalaze se u tabeli elemenata.
Proračun mogućeg broja kovalentnih veza
Na primjer, izbrojimo broj kovalentnih veza koje natrijum može formirati ( N / A), aluminijum (Al), fosfor (P) i hlor ( Cl). natrijum ( N / A) i aluminijum ( Al) imaju 1 odnosno 3 elektrona na vanjskoj ljusci, a prema prvom pravilu (za mehanizam stvaranja kovalentne veze koristi se jedan elektron na vanjskoj ljusci), mogu formirati: natrijum (N / A)- 1 i aluminijum ( Al)- 3 kovalentne veze. Nakon formiranja veza, broj elektrona na vanjskim omotačima natrijuma ( N / A) i aluminijum ( Al) jednako, respektivno, 2 i 6; tj. manji od maksimalnog broja (8) za ove atome. fosfor ( P) i hlor ( Cl) imaju, respektivno, 5 odnosno 7 elektrona na vanjskom omotaču i, prema drugoj od navedenih pravilnosti, mogli bi formirati 5 i 7 kovalentnih veza. U skladu sa četvrtom pravilnošću, formiranjem kovalentne veze, broj elektrona u vanjskoj ljusci ovih atoma raste za 1. Prema šestoj pravilnosti, kada se formira kovalentna veza, broj elektrona u vanjskoj ljusci vezanih atoma ne može biti više od 8. To jest, fosfor ( P) može formirati samo 3 veze (8-5 = 3), dok klor ( Cl) može formirati samo jednu (8-7 = 1).
primjer: na osnovu analize utvrdili smo da se određena tvar sastoji od atoma natrijuma (N / A) i hlor ( Cl). Poznavajući pravilnosti mehanizma formiranja kovalentnih veza, možemo reći da je natrijum ( N / A) može formirati samo 1 kovalentnu vezu. Dakle, možemo pretpostaviti da je svaki atom natrija ( N / A) vezan za atom hlora ( Cl) kroz kovalentnu vezu u ovoj supstanci, te da je ta supstanca sastavljena od molekula atoma NaCl. Formula strukture ove molekule je: Na-Cl. Ovdje crtica (-) označava kovalentnu vezu. Elektronska formula ove molekule može se prikazati na sljedeći način:
. .
Na:Cl:
. .
U skladu s elektronskom formulom, na vanjskoj ljusci atoma natrija ( N / A) V NaCl postoje 2 elektrona, a na vanjskoj ljusci atoma hlora ( Cl) ima 8 elektrona. U ovoj formuli, elektroni (tačke) između atoma natrija ( N / A) I
hlor (Cl) vezuju elektrone. Od PEI u hloru ( Cl) jednako 13 eV, a za natrijum (N / A) jednaka je 5,14 eV, vezni par elektrona je mnogo bliži atomu Cl nego atomu N / A. Ako su energije ionizacije atoma koji formiraju molekulu vrlo različite, tada će nastala veza biti polar kovalentna veza.
Hajde da razmotrimo drugi slučaj. Na osnovu analize utvrdili smo da se određena tvar sastoji od atoma aluminija ( Al) i atomi hlora ( Cl). Za aluminijum ( Al) postoje 3 elektrona u vanjskom omotaču; tako može formirati 3 kovalentne hemijske veze dok hlor (Cl), kao iu prethodnom slučaju, može formirati samo 1 vezu. Ova supstanca je predstavljena kao AlCl 3, a njegova elektronska formula se može ilustrirati na sljedeći način:
Slika 3.1. Elektronska formulaAlCl 3
čija je formula:
Cl - Al - Cl
Cl
Ova elektronska formula to pokazuje AlCl 3 na vanjskoj ljusci atoma hlora ( Cl) ima 8 elektrona, dok je na vanjskoj ljusci atoma aluminija ( Al) Ima ih 6. Prema mehanizmu formiranja kovalentne veze, oba vezujuća elektrona (po jedan iz svakog atoma) ulaze u vanjske ljuske vezanih atoma.
Višestruke kovalentne veze
Atomi koji imaju više od jednog elektrona u vanjskoj ljusci mogu formirati ne jednu, već nekoliko kovalentnih veza međusobno. Takve veze se nazivaju višestrukim (češće višestruki) veze. Primjeri takvih veza su veze molekula dušika ( N= N) i kiseonik ( O=O).
Veza nastala spajanjem pojedinačnih atoma naziva se homoatomska kovalentna veza, e Ako su atomi različiti, onda se veza naziva heteroatomska kovalentna veza[Grčki prefiksi "homo" i "hetero" znače isto i različito].
Zamislite kako zapravo izgleda molekul sa uparenim atomima. Najjednostavniji molekul sa uparenim atomima je molekul vodonika.