kovalens kötés
(homoöpoláris kötés, datív kötés, dipoláris kötés, koordinatívkötés, szemipoláris kötés, donor, akceptor, szigma-kötés, szigma-elektron, delta-kötés, pi-kötés, pi-elektron, kötő pálya, bonding orbital, lazító pálya,anti bonding orbital)

Ezt a kémiai kötéstípust azért nevezik, homoöpoláris kötésnek, mert a benne résztvevő atomok hasonló polaritásuak.

Ebben a kötéstípusban az atomokat egy vagy több olyan elektronpár tartja össze, amely a kötésbe lépett atomok egy-egy elektronjából tevődik össze. Az így létrejött elektronpár közösen tartozik a két atomhoz és együttesen egészítik ki a kötésben lévő atomok e nélkül tökéletlen nemesgáz-konfigurációját. Előfordul, hogy a két atom között két vagy három elektronpár kialakítására is szükség van ahhoz, hogy az elektronoktett (nemesgáz-konfiguráció) létrejöjjön.

Egy hidrogén molekulában a két atom s-pályái átlapolódnak és a két atom között molekulapályát hoznak létre.Ilyen kovalens kötés tartja össze például a H₂ (az ábrán), Cl₂, O₂, CH₄, C₂H₆, stb. molekulákat. A legtöbb szerves vegyület molekuláira ez jellemző. Ezek az anyagok nem ionokból állnak, tiszta állapotban sem magas sem alacsony hőmérsékleten nem vezetik az áramot. Számos gáz halmazállapotú vagy könnyen illó anyag van köztük. Nemvizes oldószerekben jól oldódnak. Mások közülük igen stabil atomrácsot alkotnak (óriásmolekulák), mint például a gyémánt (C), szilicium-karbid (SiC), stb.

A szerves kémiában a közös vegyértékpárt általában egy egyszerű vegyértékvonallal ábrázolják. Vannak kettős vagy hármas kötések is, amelyeket kettő illetve három párhuzamos vonallal jelölnek. Pl. szén-dioxid (O=C=O), etilén (H2C=CH2), acetilén (HC=CH). Ezekben az esetekben a vonallal összekötött atomokban két vagy három elektronpár közös.

A kettős, illetve hármas kötés nem jelent kétszer vagy háromszor olyan erős kapcsolatot. Pl. az alifás C-C kötés bontásához 71 kcal-mol, a C=C kettős kötés bontásához csak 125 kcal-mol energiára van szükség (vagyis nem 2x71=142 kcal-mol energiára).

datív kötés (dipoláris, koordinatív vagy szemipoláris kötés)

A kovalens kötés speciális esete. (Neve a latin dare adni igéből ered.)
Itt az egyik atom adja a kötéshez szükséges elektronpár mindkét elektronját. A kötés tehát úgy is értelmezhető, mintha az egyik atom, (az úgynevezett donor) átadott volna a másiknak egy elektront és ez, valamint a donor egy továnni elektronja létesítené a kötő-elektronpárt.

D:(donor) + A (akceptor) -> D:A

A datív kötésben - a kovalens kötéssel ellentétben - az elektronátadás és -átvétel miatt töltéseltolódás következik be. A donor pozitív az akceptor, pedig negatív eltolódást szenved.

A datív kötés jellemző esete a szén-monoxid molekula létrejötte. A szén-monoxid molekula képződését sem ionos-, sem kovalens kötéssel nem lehet úgy magyarázni, hogy elektronokból oktett jöjjön létre. Így feltételezzük, hogy a két atom között két-két elektron felhasználásával kialakul két kovalens kötés (kettős-kötés); ezen kívül létrejön még egy datív kötés az oxigén szabad elektronpárjának segítségével.

Annak feltüntetésére, hogy a datív kötésben elektronátadás történik, a következő jelölést alkalmazzák:

A kovalens kötésnek különböző típusai vannak:

A tengelyszimmetrikus molekulapályán, két atommagon átmenő, egyenes szimmetriatengelyű kovalens kötést szigma-kötésnek nevezik (jele: s).
Ez a legerősebb kovalens kötés.
A kötésben részt vevő elektronokat szigma-elektronoknak is nevezik.
A szigma-kötések mentén lehetséges az atomok rotációja (forgása).
Ilyen kötés található például az etánmolekulában.

Kettős kötés esetében az egyik kötés a tengely vonala körüli átlapolódással hoz létre egy szigma kötést. A másik a párhuzamos tengelyű p-pályák oldalirányú átlapolódásával keletkezik. A keletkező pályának két része van, a szigma kötés sikja alatt és felett létrejövő kovalens kötést pi-kötésnek nevezik (jele: p).
A kötésben részt vevő elektronokat pi(p)-elektronoknak is nevezik
A Pi-kötés síkszimmetrikus és a szigma-kötés tengelyének szimmetriasíkján fekszik.
Csak akkor alakul ki, ha a két atom már egy szigma-kötéssel kapcsolódik, vagyis a kettős kötés egyike szigma-kötés, a másik pí-kötés, hármas kötés esetén ehhez még egy pi-kötés járul.
A pi-kötés gátolja a részt vevő atomok szabad rotációját (forgását).
Ilyen kötés található például az etilénmolekulában.

A két oldalirányú delta (d) pálya átfedésével létrejövő kovalens kötést delta-kötésnek nevezik (jele: d).
A d-pályát azért nevezik így, mert a molekula tengelye mentén nézve, alakja emlékeztet a d-pályára, és két pályaimpulzusmomentum egységgel rendelkezik a magok közti tengely körül.
Valójában két atompálya kombinációja két, különböző energiájú molekulapályát hoz létre. Az egyik, az alacsonyabb energiájú a kötő pálya (bonding orbital), amely összetartja az atomokat, a másik, a lazító pálya (anti bonding orbital), ami el akarja távolítani az atomokat egymástól.
A vegyértékelektronok esetében csak az alacsonyabb energiájú, kötő pálya van feltöltve.
A d-kötés különböző atomok d-pályáinak átlapolásából jön létre.
A delta-kötések hozzájárulnak az átmeneti fémek klaszter vegyületeinek kötéséhez.
Ilyen kötés található például az acetilénmolekulában.

Felhasznált irodalom