Сам термін "ковалентний зв'язок" походить від двох латинських слів: "со" - спільно і "vales" - має силу, тому що це зв'язок, що відбувається за рахунок пари електронів, що належить одночасно обом (або кажучи більш простою мовою, зв'язок між атомами за рахунок пари електронів, які є спільними їм). Утворення ковалентного зв'язку відбувається виключно серед атомів неметалів, причому вона може з'являтися як в атомах молекул, так і кристалів.

Вперше ковалентна була виявлена ​​в далекому 1916 році американським хіміком Дж. Льюїсом і деякий час існувала у вигляді гіпотези, ідеї, лише потім була підтверджена експериментально. Що з'ясували хіміки з її приводу? А те, що електронегативність неметалів буває досить великою і при хімічній взаємодії двох атомів перенесення електронів від одного до іншого може бути неможливим, саме в цей момент і відбувається об'єднання електронів обох атомів, між ними виникає справжнісінький ковалентний зв'язок атомів.

Типи ковалентного зв'язку

Загалом є два типи ковалентного зв'язку:

• обмінний,
• донорно-акцептні.

При обмінному типі ковалентного зв'язку між атомами кожен із атомів, що з'єднуються, представляє на утворення електронного зв'язку по одному неспареному електрону. При цьому ці електрони повинні мати протилежні заряди (спини).

Прикладом подібного ковалентного зв'язку можуть бути ті, що відбуваються молекулі водню. Коли атоми водню зближуються, у тому електронні хмари проникають один одного, у науці це називається перекриттям електронних хмар. Як наслідок, електронна густина між ядрами збільшується, самі вони притягуються один до одного, а енергія системи зменшується. Тим не менш, при надто близькому наближенні ядра починають відштовхуватися, і таким чином виникає певна оптимальна відстань між ними.

Наочно це показано на картинці.

Що ж до донорно-акцепторного типу ковалентного зв'язку, він відбувається коли одна частка, у разі донор, представляє для зв'язку свою електронну пару, а друга, акцептор — вільну орбіталь.

Також говорячи про типи ковалентного зв'язку можна виділити неполярну та полярну ковалентні зв'язки, більш детально про них ми напишемо нижче.

Ковалентний неполярний зв'язок

Визначення ковалентного неполярного зв'язку просто це зв'язок, що утворюється між двома однаковими атомами. Приклад утворення неполярного ковалентного зв'язку дивіться на схемі нижче.

Схема ковалентного неполярного зв'язку.

У молекулах при ковалентному неполярному зв'язку загальні електронні пари розташовуються на рівних відстанях ядер атомів. Наприклад, у молекулі (на схемі вище), атоми набувають восьми електронну конфігураціюПри цьому вони мають чотири загальні пари електронів.

Речовинами з ковалентним неполярним зв'язком зазвичай є гази, рідини або порівняно низькоплавні тверді речовини.

Ковалентний полярний зв'язок

Тепер відповімо на запитання який зв'язок ковалентний полярний. Отже, ковалентний полярний зв'язок утворюється, коли ковалентно зв'язані атоми мають різну електронегативність, і суспільні електрони не належать однаково двом атомам. Більшість часу громадські електрони знаходяться ближче до одного атома, ніж до іншого. Прикладом ковалентного полярного зв'язку можуть бути зв'язки, що виникають у молекулі хлороводню, там громадські електрони, відповідальні за утворення ковалентного зв'язку розташовуються ближче до атома хлору, ніж водню. А вся справа в тому, що електронегативність у хлору більша ніж у водню.

Так виглядає схема ковалентного полярного зв'язку.

Яскравим прикладом речовини з полярним ковалентним зв'язком є ​​вода.

Як визначити ковалентний зв'язок

Що ж, тепер ви знаєте відповідь на питання як визначити ковалентний полярний зв'язок, і як неполярний, для цього достатньо знати властивості та хімічну формулу молекул, якщо ця молекула складається з атомів різних елементів, то зв'язок буде полярним, якщо з одного елемента, то неполярним . Також важливо пам'ятати, що ковалентні зв'язки загалом можуть виникати лише серед неметалів, це зумовлено самим механізмом ковалентних зв'язків, описаним вище.

Ковалентний зв'язок, відео

І на завершення відео лекція про тему нашої статті, ковалентний зв'язок.

Ковалентним зв'язком називається зв'язування атомів за допомогою загальних (поділених між ними) електронних пар. У слові "ковалентна" приставка "ко-" означає "спільну участь". А "валента" у перекладі російською – сила, здатність. У разі має на увазі здатність атомів зв'язуватися коїться з іншими атомами.

При утворенні ковалентного зв'язку атоми поєднують свої електрони як би в загальну "скарбничку" - молекулярну орбіталь, яка формується з атомних оболонок окремих атомів. Ця нова оболонка містить по можливості завершену кількість електронів і замінює атомам їх власні незавершені атомні оболонки.

Уявлення про механізм утворення молекули водню були поширені складніші молекули. Розроблена на цій основі теорія хімічного зв'язку отримала назву методу валентних зв'язків (Метод НД). В основі методу ЗС лежать такі положення:

1) Ковалентний зв'язокутворюється двома електронами із протилежно спрямованими спинами, причому ця електронна пара належить двом атомам.

2) Ковалентний зв'язок тим міцніший, чим більшою мірою перекриваються електронні хмари.

Комбінації двоелектронних двоцентрових зв'язків, що відбивають електронну структуру молекули, отримали назву валентних схем. Приклади побудови валентних схем:

У валентних схемах найбільш наочно втілені уявлення Льюїсапро утворення хімічного зв'язку шляхом усуспільнення електронів з формуванням електронної оболонки благородного газу: для водню– із двох електронів (оболонка He), для азоту– із восьми електронів (оболонка Ne).

29. Неполярний та полярний ковалентний зв'язок.

Якщо двоатомна молекула складається з атомів одного елемента, то електронна хмара розподіляється у просторі симетрично щодо ядер атомів. Такий ковалентний зв'язок називається неполярним. Якщо ковалентний зв'язок утворюється між атомами різних елементів, то загальна електронна хмара зміщена у бік одного з атомів. У цьому випадку ковалентний зв'язок є полярним.

В результаті утворення полярного ковалентного зв'язку більш електронегативний атом набуває часткового негативного заряду, а атом з меншою електронегативністю - частковий позитивний заряд. Ці заряди прийнято називати ефективними зарядами атомів у молекулі. Вони можуть мати дрібну величину.

30.Способи вираження ковалентного зв'язку.

Існують два головні способи освіти ковалентного зв'язку * .

1) Електронна пара, що утворює зв'язок, може утворитися за рахунок неспарених електронів, наявних у незбуджених атомах. Збільшення числа створюваних ковалентних зв'язків супроводжується виділенням більшої кількості енергії, ніж витрачається на збудження атома. Оскільки валентність атома залежить від числа неспарених електронів, збудження призводить до підвищення валентності. У атомів азоту, кисню, фтору кількість неспарених електронів не підвищується, т.к. в межах другого рівня немає вільних орбіталей*, а переміщення електронів на третій квантовий рівень потребує значно більшої енергії, ніж та, яка виділилася при утворенні додаткових зв'язків. Таким чином, при збудженні атома переходи електронів на вільніорбіталі можливі лише в межах одного енергетичного рівня.

2) Ковалентні зв'язки можуть утворюватися за рахунок спарених електронів, що є на зовнішньому електронному шарі атома. В цьому випадку другий атом повинен мати на зовнішньому шарі вільну орбіталь. Атом, який надає свою електронну пару для утворення ковалентного зв'язку *, називається донором, а атом, який надає порожню орбіталь, – акцептор. Ковалентний зв'язок, утворений таким способом, називається донорно-акцепторним зв'язком. У катіоні амонію цей зв'язок за своїми властивостями абсолютно ідентичний трьом іншим ковалентним зв'язкам, освіченим першимспособом, тому термін "донорно-акцепторна" означає не якийсь особливий вид зв'язку, А лише спосіб її утворення.

Далеко не останню роль на хімічному рівні організації світу грає спосіб зв'язку структурних частинок, з'єднання між собою. Переважна кількість простих речовин, а саме неметалів, мають ковалентний неполярний тип зв'язку, за винятком Метали в чистому вигляді маю особливий спосібзв'язку, який реалізується за допомогою усуспільнення вільних електронів у кристалічній решітці.

Види та приклади яких будуть вказані нижче, а точніше, локалізація або часткове зміщення цих зв'язків до одного з учасників зв'язування пояснюється саме електронегативною характеристикою того чи іншого елемента. Зміщення відбувається до того атома, у якого вона сильніша.

Ковалентний неполярний зв'язок

«Формула» ковалентного неполярного зв'язку проста – два атоми однакової природи поєднують у спільну пару електрони своїх валентних оболонок. Така пара називається поділеною тому, що однаково належить обом учасникам зв'язування. Саме завдяки усуспільненню електронної щільності у вигляді пари електронів, атоми переходять у більш стабільний стан, оскільки завершують свій зовнішній електронний рівень, а «октет» (або «дуплет» у разі простої речовини водню Н 2 , у нього єдина s-орбіталь, завершення якої потрібно два електрони) - це стан зовнішнього рівня, якого прагнуть всі атоми, оскільки його заповнення відповідає стану з мінімальною енергією.

Приклад неполярного ковалентного зв'язку є в неорганіці і, хоч як дивно це не звучало, а й в органічній хімії теж. Такий тип зв'язку притаманний всім простим речовинам - неметаллам, крім благородних газів, оскільки валентний рівень атома інертного газу вже завершено і має октет електронів, а отже, зв'язування з подібним до себе не має сенсу і навіть менш енергетично вигідне. В органіці неполярність зустрічається в окремих молекулах певної структури та має умовний характер.

Ковалентний полярний зв'язок

Приклад неполярного ковалентного зв'язку обмежується кількома молекулами простої речовини, у той час як сполук диполів, в яких електронна щільність частково зміщена у бік більш негативного елемента, - переважна більшість. Будь-яке з'єднання атомів із різною величиною електронегативності дає полярний зв'язок. Зокрема, зв'язки в органіці – це ковалентні полярні зв'язки. Іноді іонні, неорганічні оксиди також є полярними, а в солях та кислотах переважає іонний типзв'язування.

Як крайній випадок полярного зв'язування іноді розглядають іонний тип сполук. Якщо електронегативність одного з елементів значно вища, ніж у іншого, електронна пара повністю зсувається від центру зв'язку до нього. Так відбувається розподіл на іони. Той, хто забирає електронну пару, перетворюється на аніон і отримує негативний заряд, а електрон, що втрачає, - перетворюється на катіон і ставати позитивним.

Приклади неорганічних речовин із ковалентним неполярним типом зв'язку

Речовини з ковалентним неполярним зв'язком - це, наприклад, всі бінарні молекули газів: водень (Н - Н), кисень (О = О), азот (у його молекулі 2 атоми пов'язані потрійним зв'язком (N ≡ N)); рідин та твердих речовин: хлор (Cl - Cl), фтор (F - F), бром (Br - Br), йод (I - I). А також складні речовини, що складаються з атомів різних елементів, але з однаковим фактичним значенням електронегативності, наприклад, гідрид фосфору - РН 3 .

Органіка та неполярне зв'язування

Дуже ясно, що всі складні. Постає питання, як же у складній речовині може бути неполярний зв'язок? Відповідь досить проста, якщо трохи логічно подумати. Якщо значення електронегативності зв'язаних елементів розрізняються незначно і створюють у поєднанні, такий зв'язок вважатимуться неполярної. Саме така ситуація з вуглецем і воднем: всі С - Н зв'язки в органіці вважаються неполярними.

Приклад неполярного ковалентного зв'язку - молекула метану, найпростішого. Вона складається з одного атома вуглецю, який, відповідно до своєї валентності, пов'язаний одинарними зв'язками з чотирма атомами водню. Власне, молекула перестав бути диполем, оскільки у ній немає локалізації зарядів, у чомусь і рахунок тетраедричного будови. Електронна густина розподілена рівномірно.

Приклад неполярного ковалентного зв'язку є і складніших органічних сполуках. Реалізується він за рахунок мезомерних ефектів, тобто послідовного відтягування електронної густини, яке швидко згасає по вуглецевому ланцюзі. Так, у молекулі гексахлоретану зв'язок С - С неполярна за рахунок рівномірного відтягування електронної щільності шістьма атомами хлору.

Інші типи зв'язків

Крім ковалентного зв'язку, який, до речі, може здійснюватися і за донорно-акцепторним механізмом, мають місце іонний, металевий і водневий зв'язок. Короткі характеристикипередостанніх двох представлені вище.

Водневий зв'язок - це міжмолекулярна електростатична взаємодія, яка спостерігається, якщо в молекулі є атом гідрогену та будь-який інший, що має неподілені електронні пари. Цей тип зв'язування набагато слабше, ніж інші, але за рахунок того, що в речовині цих зв'язків може утворитися дуже багато, робить значний внесок у властивості сполуки.

Рис. 2.1.Утворення молекул з атомів супроводжується перерозподілом електронів валентних орбіталейі призводить до виграшу в енергії,оскільки енергія молекул виявляється менше енергії невзаємодіючих атомів. На малюнку представлена ​​схема утворення неполярного ковалентного хімічного зв'язку між атомами водню.

§2 Хімічний зв'язок

У звичайних умовах молекулярний стан стійкіший, ніж атомний (Рис.2.1). Утворення молекул з атомів супроводжується перерозподілом електронів валентних орбіталей і призводить до виграшу в енергії, оскільки енергія молекул виявляється меншою за енергію невзаємодіючих атомів.(Додаток 3). Сили, що утримують атоми в молекулах, отримали узагальнену назву хімічного зв'язку.

Хімічний зв'язок між атомами здійснюється валентними електронами та має електричну природу. . При цьому розрізняють чотири основні типи хімічного зв'язку: ковалентну,іонну,металевуі водневу.

1 Ковалентний зв'язок

Хімічний зв'язок, що здійснюється електронними парами, називається атомним, або ковалентним . З'єднання з ковалентними зв'язками називаються атомними, або ковалентними .

При виникненні ковалентного зв'язку відбувається перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів, що супроводжується виділенням енергії (рис.2.1). При цьому між позитивно зарядженими атомними ядрами виникає хмара з підвищеною густиною негативного заряду. Завдяки дії кулонівських сил тяжіння між різноіменними зарядами збільшення щільності негативного заряду сприяє зближенню ядер.

Ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних електронів зовнішніх оболонок атомів . При цьому електрони із протилежними спинами утворюють електронну пару(Рис.2.2), загальну для взаємодіючих атомів. Якщо між атомами виник один ковалентний зв'язок (одна загальна електронна пара), то він називається одинарним, дво- подвійним і т.д.

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія Eсв, що витрачається на руйнування зв'язку (виграш енергії при утворенні сполуки з окремих атомів). Зазвичай цю енергію вимірюють у розрахунку 1 моль речовиниі виражають у кілоджоулях на моль (кДж∙моль –1). Енергія одинарного ковалентного зв'язку лежить у межах 200–2000 кДжмоль –1.

Рис. 2.2.Ковалентний зв'язок – найбільш загальний виглядхімічного зв'язку, що виникає за рахунок усуспільнення електронної пари за допомогою обмінного механізму (а)коли кожен із взаємодіючих атомів постачає по одному електрону, або за допомогою донорно-акцепторного механізму (б)коли електронна пара передається в загальне користування одним атомом (донором) іншому атому (акцептору).

Ковалентний зв'язок має властивості насичуваності та спрямованості . Під насичуваністю ковалентного зв'язку розуміється здатність атомів утворювати із сусідами обмежену кількість зв'язків, що визначається числом їх неспарених валентних електронів. Спрямованість ковалентного зв'язку відбиває той факт, що сили, що утримують атоми одна біля одної, спрямовані вздовж прямої, що з'єднує атомні ядра. Крім того, ковалентний зв'язок може бути полярним або неполярним .

В разі неполярнийковалентного зв'язку електронна хмара, утворена загальною парою електронів, розподіляється у просторі симетрично щодо ядер обох атомів. Неполярний ковалентний зв'язок утворюється між атомами простих речовин, наприклад, між однаковими атомами газів, що утворюють двоатомні молекули (О2, Н2, N2, Cl2 і т.д.).

В разі полярнийковалентного зв'язку електронна хмара зв'язку зміщена до одного з атомів. Утворення полярного ковалентного зв'язку між атомами притаманно складних речовин. Прикладом можуть бути молекули летких неорганічних сполук: HCl, H 2 O, NH 3 та інших.

Ступінь усунення загальної електронної хмари до одного з атомів при утворенні ковалентного зв'язку (ступінь полярності зв'язку ) визначається, головним чином, зарядом атомних ядер та радіусом взаємодіючих атомів .

Чим більший заряд атомного ядра, тим більше воно притягує до себе хмару електронів. У той самий час що більше радіус атома, то слабкіші зовнішні електрони утримуються поблизу атомного ядра. Сукупна дія двох цих факторів і виявляється у різній здатності різних атомів «відтягувати» до себе хмару ковалентного зв'язку.

Здатність атома в молекулі притягувати до себе електрони отримала назву електронегативності . Таким чином, електронегативність характеризує здатність атома до поляризації ковалентного зв'язку: чим більше електронегативність атома, тим сильніше зміщена до нього електронна хмара ковалентного зв'язку .

Для кількісної оцінки електронегативності запропоновано низку методів. При цьому найяскравіший фізичний зміст має метод, запропонований американським хіміком Робертом С. Маллікеном, який визначив електронегативність  атома як напівсуму його енергії E eспорідненості до електрона та енергії E iіонізації атома:

. (2.1)

Енергією іонізаціїатома називається та енергія, яку потрібно витратити, щоб відірвати від нього електрон і видалити його на нескінченну відстань. Енергію іонізації визначають за допомогою фотоіонізації атомів або бомбардування атомів електронами, прискореними в електричному полі. Те найменше значення енергії фотонів чи електронів, що стає достатнім для іонізації атомів, і називають їх енергією іонізації E i. Зазвичай ця енергія виявляється у электрон-вольтах (эВ): 1 эВ = 1,610 –19 Дж.

Найохочіше віддають зовнішні електрони атоми металів, Що містять на зовнішній оболонці невелике число непарних електронів (1, 2 або 3). Ці атоми мають найменшу енергію іонізації. Таким чином, величина енергії іонізації може бути мірою більшої або меншої «металлічності» елемента: чим менша енергія іонізації, тим сильніше повинні бути виражені металевівластивостіелемент.

В одній і тій же підгрупі періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва зі збільшенням порядкового номера елемента його енергія іонізації зменшується (табл. із ядром. p align="justify"> У елементів одного періоду енергія іонізації зростає зі збільшенням порядкового номера. Це з зменшенням атомного радіусу і збільшенням заряду ядра.

Енергія E e, яка виділяється при приєднанні електрона до вільного атома, називається спорідненістю до електрона(Виражається також в еВ). Виділення (а не поглинання) енергії при приєднанні зарядженого електрона до деяких нейтральних атомів пояснюється тим, що найбільш стійкими у природі є атоми із заповненими зовнішніми оболонками. Тому тим атомам, у яких ці оболонки "трохи не заповнені" (тобто до заповнення не вистачає 1, 2 або 3 електронів), енергетично вигідно приєднувати до себе електрони, перетворюючись на негативно заряджені іони 1 . До таких атомів належать, наприклад, атоми галогенів (табл.2.1) – елементів сьомої групи (головної підгрупи) періодичної системи Д.І.Менделєєва. Спорідненість до електрону атомів металу, зазвичай, дорівнює нулю чи негативно, тобто. їм енергетично невигідне приєднання додаткових електронів, потрібна додаткова енергія, щоб утримати їх усередині атомів. Спорідненість до електрона атомів неметалів завжди позитивна і тим більше, чим ближче до благородного (інертного) газу розташований неметал у періодичній системі. Це свідчить про посилення неметалічних властивостейу міру наближення до кінця періоду.

З усього сказаного ясно, що електронегативність (2.1) атомів зростає у напрямі зліва направо для елементів кожного періоду і зменшується у напрямку зверху вниз для елементів однієї й тієї ж групи періодичної системи Менделєєва. Неважко, однак, зрозуміти, що для характеристики ступеня полярності ковалентного зв'язку між атомами важливим не є абсолютне значення електронегативності, а відношення електронегативностей атомів, що утворюють зв'язок. Тому на практиці користуються відносними значеннями електронегативності(табл.2.1),приймаючи за одиницю електронегативності літію.

Для характеристики полярності ковалентного хімічного зв'язку використовують різницю відносних електронегативностей атомів.. Зазвичай зв'язок між атомами А і вважається суто ковалентной, якщо |  A – B| 0.5.

Дані енергії іонізації (ЕІ), ПЕІ і складу стабільних молекул - їх справжні значення і порівняння - як вільних атомів, так і атомів, пов'язаних в молекули, дозволяють зрозуміти як атоми утворюють молекули за допомогою механізму ковалентного зв'язку.

КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ'ЯЗОК- (Від латинського «зі» спільно і «vales» має силу) (гомеополярний зв'язок), хімічний зв'язок між двома атомами, що виникає при усуспільненні електронів, що належали цим атомам. Ковалентним зв'язком з'єднані атоми в молекулах простих газів. Зв'язок, при якому є одна загальна пара електронів, називається одинарним; існують також подвійні та потрійні зв'язки.

Розглянемо кілька прикладів, щоб побачити, як ми можемо використовувати наші правила визначення кількості ковалентних хімічних зв'язків, які може утворити атом, якщо ми знаємо кількість електронів на зовнішній оболонці даного атома і заряд його ядра. Заряд ядра та кількість електронів на зовнішній оболонці визначаються експериментальним шляхом та включені до таблиці елементів.

Розрахунок можливої ​​кількості ковалентних зв'язків

Наприклад, підрахуємо кількість ковалентних зв'язків, які можуть утворити натрій ( Na),алюміній (Al),фосфор (P),та хлор ( Cl). Натрій ( Na)та алюміній ( Al)мають, відповідно 1 і 3 електрона на зовнішній оболонці, і, за першим правилом (для механізму утворення ковалентного зв'язку використовується один електрон на зовнішній оболонці), вони можуть утворити: (Na)- 1 та алюміній ( Al)- 3 ковалентні зв'язки. Після утворення зв'язків кількість електронів на зовнішніх оболонках натрію ( Na)та алюмінію ( Al)дорівнює, відповідно, 2 та 6; тобто, менш максимальної кількості(8) цих атомів. Фосфор ( P)та хлор ( Cl)мають, відповідно, 5 та 7 електронів на зовнішній оболонці і, згідно з другою з вищеназваних закономірностей, вони могли б утворити 5 та 7 ковалентних зв'язків. Відповідно до четвертої закономірності утворення ковалентного зв'язку, число електронів на зовнішній оболонці цих атомів збільшується на 1. Відповідно до шостої закономірності, коли утворюється ковалентний зв'язок, число електронів на зовнішній оболонці атомів, що зв'язуються, не може бути більше 8. Тобто, фосфор ( P)може утворити лише 3 зв'язки (8-5 = 3), у той час як хлор ( Cl)може утворити лише одну (8-7 = 1).

Приклад:на підставі аналізу ми виявили, що якась речовина складається з атомів натрію. (Na)та хлору ( Cl). Знаючи закономірності механізму утворення ковалентних зв'язків, ми можемо сказати, що натрій ( Na) може утворити лише 1 ковалентний зв'язок. Таким чином, ми можемо припустити, що кожен атом натрію ( Na)пов'язаний з атомом хлору ( Cl)за допомогою ковалентного зв'язку в цій речовині, і що ця речовина складається з молекул атома NaCl. Формула будови для цієї молекули: Na – Cl.Тут тире (-) означає ковалентний зв'язок. Електронну формулу цієї молекули можна показати таким чином:
. .
Na: Cl:
. .
Відповідно до електронної формули, на зовнішній оболонці атома натрію ( Na)в NaClє 2 електрони, але в зовнішній оболонці атома хлору ( Cl)перебуває 8 електронів. У цій формулі електрони (точки) між атомами натрію ( Na)і хлору (Cl)є сполучними електронами. Оскільки ПЕІ у хлору ( Cl)дорівнює 13 еВ, а у натрію (Na)він дорівнює 5,14 еВ, сполучна пара електронів знаходиться набагато ближче до атома Clніж до атома Na. Якщо енергії іонізації атомів, що утворюють молекулу сильно різняться, то зв'язок, що утворився полярнийковалентним зв'язком.

Розглянемо інший випадок. На підставі аналізу ми виявили, що якась речовина складається з атомів алюмінію ( Al)та атомів хлору ( Cl). У алюмінію ( Al)є 3 електрони на зовнішній оболонці; таким чином, він може утворити 3 ковалентні хімічні зв'язки, в той час хлор (Cl), Як і в попередньому випадку, може утворити лише 1 зв'язок. Ця речовина представлена ​​як AlCl 3, А його електронну формулу можна проілюструвати наступним чином:

Малюнок 3.1. Електронна формулаAlCl 3

чия формула будови:
Cl - Al - Cl
Cl

Ця електронна формула показує, що у AlCl 3на зовнішній оболонці атомів хлору ( Cl) є 8 електронів, у той час, як на зовнішній оболонці атома алюмінію ( Al)їх 6. За механізмом утворення ковалентного зв'язку, обидва зв'язувальні електрони (по одному від кожного атома) надходять на зовнішні оболонки атомів, що зв'язуються.

Кратні ковалентні зв'язки

Атоми, що мають більше одного електрона на зовнішній оболонці, можуть утворювати не одну, а кілька ковалентних зв'язків між собою. Такі зв'язки називаються багаторазовими (частіше кратними) зв'язками. Прикладами таких зв'язків є зв'язки молекул азоту ( N= N) та кисню ( O = O).

Зв'язок, що утворюється при об'єднанні одинарних атомів, називається гомоатомним ковалентним зв'язком,еякщо атоми різні, то зв'язок називається гетероатомним ковалентним зв'язком[грецькі префекси "гомо" та "гетеро" відповідно означають однакові та різні].

Уявимо, як насправді виглядає молекула зі спареними атомами. Найпростіша молекула зі спареними атомами – це молекула водню.