Med atomi lahko obstajajo kovalentne vezi. Kovalentna vez (CC)
Zamisel o tvorbi kemijske vezi s pomočjo para elektronov, ki pripadata obema povezovalnima atomoma, je leta 1916 predstavil ameriški fizik in kemik J. Lewis.
Med atomi v molekulah in kristalih obstaja kovalentna vez. Pojavlja se tako med istimi atomi (na primer v molekulah H2, Cl 2, O 2, v kristalu diamanta) kot med različnimi atomi (na primer v molekulah H 2 O in NH 3, v kristalih SiC ). Skoraj vse vezi v molekulah organskih spojin so kovalentne (C-C, C-H, C-N itd.).
Obstajata dva mehanizma za nastanek kovalentne vezi:
1) izmenjava;
2) darovalec-akceptor.
Mehanizem izmenjave za nastanek kovalentne vezije v tem, da vsak od povezovalnih atomov zagotavlja en neparni elektron za tvorbo skupnega elektronskega para (vezi). Elektroni medsebojno delujočih atomov morajo imeti nasprotna vrtenja.
Razmislite na primer o nastanku kovalentne vezi v molekuli vodika. Ko se atomi vodika približajo drug drugemu, njihovi elektronski oblaki prodirajo drug v drugega, kar imenujemo prekrivanje elektronskih oblakov (slika 3.2), se elektronska gostota med jedri poveča. Jedra se med seboj privlačijo. Posledično se zmanjša energija sistema. Z zelo močnim približevanjem atomov se odbijanje jeder poveča. Zato obstaja optimalna razdalja med jedri (dolžina vezi l), na kateri ima sistem minimalno energijo. V tem stanju se sprošča energija, imenovana vezna energija E St.
Riž. 3.2. Diagram prekrivanja elektronskih oblakov med nastajanjem molekule vodika
Shematično lahko nastanek molekule vodika iz atomov predstavimo na naslednji način (pika pomeni elektron, črta pomeni par elektronov):
H + H → H: H ali H + H → H - N.
Na splošno za molekule AB drugih snovi:
A + B = A: B.
Donatorsko-akceptorski mehanizem nastanka kovalentne vezileži v dejstvu, da en delček - darovalec - predstavlja elektronski par za tvorbo vezi, drugi pa - akceptor - prosto orbitalno:
A: + B = A: B.
darovalca
Razmislimo o mehanizmih nastajanja kemičnih vezi v molekuli amoniaka in amonijevem ionu.
1. Izobraževanje
Atom dušika ima na zunanji strani energijski ravni dva parna in tri neparne elektrone:
Vodikov atom na podnivoju ima en neparni elektron.
V molekuli amoniaka neparni 2p -elektroni dušikovega atoma tvorijo tri elektronske pare z elektroni treh vodikovih atomov:
V molekuli NH 3 z mehanizmom izmenjave nastanejo 3 kovalentne vezi.
2. Nastanek kompleksnega iona - amonijevega iona.
NH3 + HCl = NH4Cl ali NH3 + H + = NH4 +
Atom dušika ima nespremenjen par elektronov, to je dva elektrona z antiparalelnimi spini v eni atomski orbiti. Atomska orbita vodikovega iona ne vsebuje elektronov (prazna orbitala). Ko se molekula amoniaka in vodikov ion približata, pride do interakcije samotnega para elektronov dušikovega atoma in proste orbite vodikovega iona. Za atome dušika in vodika nastane nerazdeljen par elektronov kemična vez po donatorsko -akceptorskem mehanizmu. Atom dušika v molekuli amoniaka je darovalec, vodikov ion pa je akceptor:
Treba je opozoriti, da so v ionu NH 4 + vse štiri vezi enakovredne in se ne razlikujejo, zato je naboj v ionu delokaliziran (razpršen) po celotnem kompleksu.
Upoštevani primeri kažejo, da sposobnost atoma, da tvori kovalentne vezi, ni posledica le enega elektrona, ampak tudi 2-elektronskih oblakov ali prisotnosti prostih orbitalov.
Z donor -akceptorskim mehanizmom se vezi tvorijo v kompleksnih spojinah: -; 2+; 2- itd.
Kovalentna vez ima naslednje lastnosti:
- nasičenost;
- osredotočenost;
- polarnost in polarizabilnost.
KS- vez, ki nastane zaradi elektronskega para, ki pripada obema atomoma.
Pogoji za oblikovanje COP: tvori se med atomi z visoko elektronegativnostjo. (elektroni - sposobnost atomov, da pritegnejo elektrone k sebi).
∆Χ je razlika elektronegativnosti 2 atomov, če je ∆Χ≤1,4, je vez polarna
KS m. oblikovano:
1 -med vsemi atomi nekovin (saj vse nekovine visoke vrednosti električne energije), pr: HCl, vrednosti električne energije so po tabelah, za H = 2,1, za Cl = 3,1, - ∆Χ = 3,1-2,1 = 1≤1,4, to je kovalentna in polarna vez.
2 - med atomi nekovine in kovine, če je kovina v visoka stopnja oksidacija, pr: CrCl6 za Cr = 2,4, ∆Χ = 3,1-2,4 = 0,7≤1,4 je kovalentna polarna vez.
Mehanizmi nastanka CS:
1- mehanizem izmenjave- 2 atoma izmenjava elektrona, ki tvorita skupni elektronski par, ki pripada obema in se imenuje "skupni". Primer so molekule hlapnih snovi anorganske spojine: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 itd. Nastanek molekule HCl lahko predstavimo s shemo H. +. Сl: = H: Cl: Elektronski par se premakne proti atomu klora, saj je relativna elektronegativnost atoma klora (2.83) večja od vodikovega atoma (2.1).
2 - donatorsko -akceptorski mehanizem: - leži v tem, da par elektronov enega atoma (donatorja) zavzame prosto orbito drugega atoma (akceptor) .Za primer razmislimo o mehanizmu nastanka amonijevega iona. V molekuli amoniaka ima atom dušika osamljen par elektronov, dvoelektronski oblak) :.
Vodikov ion ima prosto (nenapolnjeno) 1s-orbitalno, kar lahko označimo kot □ H +. Ko nastane amonijev ion, postane dvoelektronski oblak dušika običajen za dušikove in vodikove atome, tj. se spremeni v oblak molekularnih elektronov. To pomeni, da nastane četrta kovalentna vez. Nastanek amonijevega iona lahko predstavimo z diagramom
| + □ H + → |
Naboj vodikovega iona postane običajen (delokaliziran je, torej razpršen med vsemi atomi), dvoelektronski oblak (osamljen elektronski par), ki pripada dušiku, pa je skupni vodiku.
Kovalentna vez je polarna (kompleksne molekule) in nepolarna (enostavne molekule).
Lastnosti kovalentne vezi
Kovalentna vez ima številne pomembne lastnosti. Ti vključujejo nasičenost in osredotočenost.
Nasičenost - značilna lastnost kovalentna vez. To se kaže v sposobnosti atomov, da tvorijo omejeno število kovalentnih vezi. To je posledica dejstva, da lahko ena orbitala atoma sodeluje pri tvorbi samo ene kovalentne kemijske vezi. Ta lastnost določa sestavo molekularnih kemičnih spojin. Torej, ko vodikovi atomi medsebojno delujejo, nastane molekula N 2 in ne N 3. Tretji atom vodika se ne more pridružiti, saj bo spin njegovega elektrona vzporeden s spinom enega od parnih elektronov v molekuli. Sposobnost tvorjenja enega ali drugega števila kovalentnih vezi v atomih različnih elementov je omejena s pridobivanjem največjega števila neparnih valenčnih elektronov.
Osredotočite se- lastnost kovalentne vezi, ki določa geometrijsko strukturo molekule. Razlog za usmerjenost vezi je, da je prekrivanje elektronskih orbitalov možno le, če imajo določeno medsebojno usmerjenost, kar zagotavlja največjo gostoto elektronov v območju njihovega prekrivanja. V tem primeru nastane najmočnejša kemična vez.
Kovalentna vez je vez, ki najpogosteje veže atome nekovin v molekulah in kristalih. V tem članku govorimo o tem, kakšna kemična vez se imenuje kovalentna.
Kaj je kovalentna kemična vez?
Kovalentna kemična vez je vez, ki nastane s tvorbo skupnih (veznih) elektronskih parov.
Če je med dvema atomoma en skupni elektronski par, se takšna vez imenuje enojna (navadna), če sta dva dvojna, če tri trojna.
Vez je običajno označena z vodoravno črto med atomi. Na primer, v molekuli vodika je enojna vez: H-H; v molekuli kisika je dvojna vez: O = O; v molekuli dušika je trojna vez:
Riž. 1. Trojna vez v molekuli dušika.
Višja je množica vezi, močnejša je molekula: prisotnost trojne vezi pojasnjuje visoko kemijsko stabilnost molekul dušika.
Nastanek in vrste kovalentnih vezi
Obstajata dva mehanizma za nastanek kovalentne vezi: mehanizem izmenjave in mehanizem donor-akceptor:
- mehanizem izmenjave... V mehanizmu izmenjave za tvorbo skupnega elektronskega para dva vezavna atoma zagotavljata po en neparni elektron. Prav to se na primer zgodi, ko nastane molekula vodika.
Riž. 2. Nastanek molekule vodika.
Skupni elektronski par pripada vsakemu od povezanih atomov, to pomeni, da je njihova elektronska lupina popolna.
- donatorsko-akceptorski mehanizem... V donorsko-akceptorskem mehanizmu je skupni elektronski par predstavljen z enim od veznih atomov, tistim, ki je bolj elektronegativen. Drugi atom predstavlja prosto kroženje za skupni elektronski par.
Riž. 3. Nastanek amonijevega iona.
Tako nastane amonijev ion NH 4 +. Ta pozitivno nabit ion (kation) nastane pri interakciji plina amoniaka s katero koli kislino. V kisli raztopini so vodikovi kationi (protoni), ki v vodikovem mediju tvorijo hidronijev kation H 3 O +. Formula za amoniak NH 3: molekula je sestavljena iz enega atoma dušika in treh atomov vodika, povezanih z enojnimi kovalentnimi vezmi z mehanizmom izmenjave. Atomu dušika ostane en sam elektronski par. Zagotavlja ga kot običajnega, kot darovalca vodikovemu ionu H +, ki ima prosto orbito.
Kovalentna kemična vez v kemikalije je lahko polarna in nepolarna. Veza nima dipolnega momenta, to je polarnosti, če sta povezana dva atoma istega elementa z isto vrednostjo elektronegativnosti. Torej je v molekuli vodika vez nepolarna.
V molekuli vodikovega klorida HCl so atomi z različno elektronegativnostjo povezani s kovalentno enojno vezjo. Izkazalo se je, da se skupni elektronski par premakne proti kloru, ki ima večjo elektronsko afiniteto in elektronegativnost. Nastane dipolni moment, vez postane polarna. V tem primeru pride do delne ločitve naboja: atom vodika postane pozitivni konec dipola, atom klora pa negativen.
Vsaka kovalentna vez ima naslednje značilnosti: energijo, dolžino, množino, polarnost, polarizabilnost, nasičenost, smer v prostoru
Kaj smo se naučili?
Kovalentna kemična vez nastane s prekrivanjem para valenčnih elektronskih oblakov. Ta vrsta vezi se lahko oblikuje z mehanizmom donator-akceptor, pa tudi z mehanizmom izmenjave. Kovalentna vez je polarna in nepolarna in je značilna po prisotnosti dolžine, večkratnosti, polarnosti, usmerjenosti v prostoru.
Test po temi
Ocena poročila
Povprečna ocena: 4.2. Skupno prejetih ocen: 164.
Kot smo že omenili, lahko skupni elektronski par, ki izvaja kovalentno vez, nastane zaradi neparnih elektronov, prisotnih v nerazburjenih medsebojno delujočih atomih. To se na primer zgodi med tvorbo molekul, kot so H2, HC1, Cl2. Tu ima vsak od atomov en neparni elektron; pri interakciji dveh takih atomov nastane skupni elektronski par - nastane kovalentna vez.
V nevzbujenem atomu dušika so trije neparni elektroni:
Posledično lahko dušikov atom zaradi neparnih elektronov sodeluje pri nastanku treh kovalentnih vezi. To se na primer zgodi v molekulah N 2 ali NH 3, v katerih je kovalentnost dušika 3.
Lahko pa je število kovalentnih vezi več številk neparni elektroni neuzbujenega atoma. Torej ima v normalnem stanju zunanja elektronska plast ogljikovega atoma strukturo, ki je prikazana na diagramu:
Zaradi razpoložljivih neparnih elektronov lahko ogljikov atom tvori dve kovalentni vezi. Medtem so za ogljik značilne spojine, v katerih je vsak od njegovih atomov vezan na sosednje atome s štirimi kovalentnimi vezmi (na primer CO 2, CH 4 itd.). Izkazalo se je, da je to mogoče zaradi dejstva, da se lahko z porabo nekaj energije eden od 2x-elektronov, prisotnih v atomu, prenese na podnivo 2 R posledično atom preide v vzbujeno stanje in število neparnih elektronov se poveča. Takšen proces vzbujanja, ki ga spremlja "paro" elektronov, lahko predstavimo z naslednjim diagramom, v katerem je vzbujeno stanje označeno z zvezdico pri simbolu elementa:
V zunanji elektronski plasti ogljikovega atoma so zdaj štirje neparni elektroni; zato lahko vzbujen atom ogljika sodeluje pri nastanku štirih kovalentnih vezi. V tem primeru povečanje števila ustvarjenih kovalentnih vezi spremlja sproščanje več energije, kot se porabi za prenos atoma v vzbujeno stanje.
Če je vzbujanje atoma, ki vodi do povečanja števila neparnih elektronov, povezano z zelo velikimi porabami energije, potem se ti izdatki ne kompenzirajo z energijo nastajanja novih vezi; potem se tak proces kot celota izkaže za energetsko neugoden. Tako atomi kisika in fluora nimajo prostih orbitalov v zunanji elektronski plasti:
Tu je povečanje števila neparnih elektronov možno le s prenosom enega od elektronov na naslednjo raven energije, t.j. v stanju 3s Vendar je tak prehod povezan z zelo velikimi porabami energije, ki pa jih ne krije energija, sproščena ob nastanku novih vezi. Zato zaradi neparnih elektronov lahko atom kisika tvori največ dve kovalentni vezi, atom fluora pa le eno. Za te elemente je značilna stalna kovalentnost, ki je enaka dve za kisik in eno za fluor.
Atomi elementov tretjega in naslednjih obdobij imajo v zunanji plasti elektronov "i-podnivo, na katero lahko po vzbujanju preidejo s- in p-elektroni zunanje plasti. Zato se tu pojavljajo dodatne možnosti za povečanje števila neparnih elektronov. Torej, atom klora, ki ima en neparni elektron v ne vzburjenem stanju
se lahko na račun neke energije pretvori v vzbujena stanja (SR), za katera so značilni trije, pet ali sedem neparnih elektronov: 
Zato lahko za razliko od atoma fluora atom klora sodeluje pri nastanku ne le ene, ampak tudi treh, petih ali sedmih kovalentnih vezi. Torej je v klorovi kislini HClO 2 kovalentnost klora tri, v klorovi kislini HClO 3 - pet, v klorovodikovi kislini HClO 4 - sedem. Podobno lahko atom žvepla, ki ima tudi nezasedeno raven 3bCio, preide v vzbujena stanja s štirimi ali šestimi neparnimi elektroni in zato sodeluje pri tvorbi ne le dveh, kot v kisiku, ampak tudi štirih ali šestih kovalentnih vezi. To lahko pojasni obstoj spojin, pri katerih ima žveplo kovalentnost štiri (SO 2, SCl 4) ali šest (SF 6).
V mnogih primerih nastanejo tudi kovalentne vezi zaradi parnih elektronov, prisotnih v zunanji elektronski plasti atoma. Razmislite na primer o elektronski zgradbi molekule amoniaka:
Tu pike predstavljajo elektrone, ki so prvotno pripadali dušikovemu atomu, križi pa tiste, ki so pripadali vodikovim atomom. Od osmih zunanjih elektronov dušikovega atoma šest tvori tri kovalentne vezi in je skupno dušikovim atomom in vodikovim atomom. Toda dva elektrona pripadata samo dušiku in obliki osamljen par elektronov. Takšen par elektronov lahko sodeluje tudi pri nastanku kovalentne vezi z drugim atomom, če je v zunanji elektronski plasti tega atoma prosta orbitala. Prazna ls-orbitala je na primer prisotna za vodikov ion H +, ki je na splošno brez elektronov:
Zato, ko molekula NH 3 medsebojno deluje z vodikovim ionom, med njimi nastane kovalentna vez; osamljeni par elektronov dušikovega atoma postane skupni za dva atoma, zaradi česar nastane ion amonijak NH 4:
Tu je kovalentna vez nastala zaradi para elektronov, ki so prvotno pripadali enemu atomu (darovalec elektronski par) in prosta orbita drugega atoma (akceptor elektronski par). Ta metoda tvorbe kovalentne vezi se imenuje darovalec-akceptor. V obravnavanem primeru je darovalec elektronskega para dušikov atom, akceptor pa atom vodika.
Izkušnje so pokazale, da štiri komunikacija N-H v amonijevem ionu so v vseh pogledih enakovredni. Iz tega sledi, da se vez, ki nastane z donorsko-akceptorsko metodo, po svojih lastnostih ne razlikuje od kovalentne vezi, ki jo ustvarijo neparni elektroni medsebojno delujočih atomov.
Drug primer molekule, v kateri obstajajo vezi, ki nastanejo z donorsko-akceptorsko metodo, je molekula dušikovega oksida (I) N 2 O.
Prej je bila strukturna formula te spojine prikazana na naslednji način:
Po tej formuli je osrednji atom dušika povezan s sosednjimi atomi s petimi kovalentnimi vezmi, tako da je v zunanji elektronski plasti deset elektronov (pet elektronskih parov). Toda ta sklep je v nasprotju z elektronsko strukturo dušikovega atoma, saj njegova zunanja L-plast vsebuje le štiri orbitale (eno 5- in tri p-orbitale) in ne more sprejeti več kot osmih elektronov. Zato navedene strukturne formule ni mogoče šteti za pravilno.
Upoštevajte elektronsko strukturo dušikovega oksida (I), elektrone posameznih atomov pa bomo izmenično označevali s pikami ali križi. Atom kisika, ki ima dva neparna elektrona, tvori dve kovalentni vezi z osrednjim atomom dušika:
Zaradi neparnega elektrona, ki ostane pri osrednjem dušikovem atomu, slednji tvori kovalentno vez z drugim dušikovim atomom:
Tako sta zunanji elektronski plasti atoma kisika in osrednji dušikov atom napolnjeni: tu nastanejo stabilne osem-elektronske konfiguracije. Toda v zunanji elektronski plasti najbolj oddaljenega atoma dušika je le šest elektronov; ta atom je torej lahko akceptor drugega elektronskega para. Osrednji atom dušika, ki meji nanj, ima osamljen elektronski par in lahko deluje kot darovalec. To vodi v nastanek druge kovalentne vezi med dušikovimi atomi po donorsko-akceptorski metodi:
Zdaj ima vsak od treh atomov, ki sestavljajo molekulo N 2 O, stabilno osem-elektronsko strukturo zunanje plasti. Če je kovalentna vez, ki jo tvori donorsko-akceptorska metoda, označena, kot je običajno, s puščico, usmerjeno od donorskega atoma do akceptorskega atoma, potem lahko strukturno formulo dušikovega oksida (I) predstavimo na naslednji način:
Tako je v dušikovem oksidu (I) kovalentnost osrednjega dušikovega atoma štiri, skrajna pa dve.
Obravnavani primeri kažejo, da imajo atomi različne možnosti za nastanek kovalentnih vezi. Slednje lahko nastane tako zaradi neparnih elektronov neuzbujenega atoma kot zaradi neparnih elektronov, ki se pojavijo kot posledica vzbujanja atoma ("neparjenje" elektronskih parov), in na koncu z donorsko-akceptorsko metodo. Kljub temu lahko nastane skupno število kovalentnih vezi dani atom, omejeno. Določeno je skupaj valentne orbitale, to je tiste orbitale, katerih uporaba za tvorbo kovalentnih vezi se izkaže za energetsko ugodno. Kvantno-mehanski izračun kaže, da takšne orbitale vključujejo S- in p-orbitala zunanje elektronske plasti in d-orbitala prejšnje plasti; v nekaterih primerih, kot smo videli s primeri atomov klora in žvepla, lahko bf-orbitale zunanje plasti uporabimo tudi kot valenčne orbitale.
Atomi vseh elementov drugega obdobja imajo v zunanji elektronski plasti štiri orbitale, v odsotnosti d-orbitale v prejšnji plasti. Posledično lahko valentne orbitale teh atomov sprejmejo največ osem elektronov. To pomeni, da je največja kovalentnost elementov drugega obdobja štiri.
Atomi elementov tretjega in naslednjih obdobij se lahko uporabijo ne le za oblikovanje kovalentnih vezi s- in R-, ampak tudi ^ -orbitale. Znane spojine ^ -elementov, pri katerih sodeluje tvorba kovalentnih vezi s- in R-orbitale zunanje elektronske plasti in vseh pet
Imenujemo sposobnost atomov, da sodelujejo pri nastanku omejenega števila kovalentnih vezi nasičenost kovalentna vez.
- Kovalentno vez, ki nastane z donorsko-akceptorsko metodo, včasih včasih na kratko imenujemo donorsko-akceptorska vez. Vendar tega izraza ne smemo razumeti kot posebno vrsto vezi, ampak le kot določen način tvorbe kovalentne vezi.
Kemična vez.
Imajo različne snovi drugačna struktura... Od vseh doslej znanih snovi obstajajo le inertni plini v obliki prostih (izoliranih) atomov, kar je posledica njihove visoke stabilnosti elektronske strukture... Vse druge snovi (in trenutno jih je več kot 10 milijonov) so sestavljene iz vezanih atomov.
Opomba: tisti deli besedila, ki jih ni mogoče naučiti ali razumeti, so označeni s poševnim tiskom.
Nastanek molekul iz atomov vodi v povečanje energije, saj je v normalnih pogojih molekulsko stanje bolj stabilno kot atomsko.
Atom na zunanji energijski ravni lahko vsebuje od enega do osem elektronov. Če je število elektronov na zunanji ravni atoma največje, kar lahko sprejme, se ta raven imenuje zaključeno... Za dokončane stopnje je značilna velika vzdržljivost. To so zunanje ravni atomov žlahtnih plinov: helij ima dva elektrona na zunanji ravni (s 2), ostali imajo po osem elektronov (ns 2 np 6). Zunanje ravni atomov drugih elementov so nepopolne in v procesu kemijske interakcije so dokončane.
Kemijsko vez tvorijo valenčni elektroni, vendar se izvajajo na različne načine. Obstajajo tri glavne vrste kemičnih vezi: kovalentno, ionsko in kovinsko.
Kovalentna vez
Razmislimo o mehanizmu nastanka kovalentne vezi na primeru nastanka molekule vodika:
H + H = H2; Q = 436 kJ
Jedro prostega vodikovega atoma obdaja sferično simetričen elektronski oblak, ki ga tvori 1 s-elektron. Ko se atomi približajo določeni razdalji, se njihovi elektronski oblaki (orbitale) delno prekrivajo
Posledično se med središči obeh jeder pojavi molekularni dvoelektronski oblak, ki ima največjo elektronsko gostoto v prostoru med jedri; povečanje gostote negativnega naboja spodbuja močno povečanje privlačnih sil med jedri in molekularnim oblakom.
Tako nastane kovalentna vez kot posledica prekrivanja elektronskih oblakov atomov, ki jih spremlja sproščanje energije. Če je razdalja med jedri vodikovih atomov, ki so se jim skoraj dotaknili, 0,106 nm, potem je po prekrivanju elektronskih oblakov (nastanek molekule H2) ta razdalja 0,074 nm. Največje prekrivanje elektronskih oblakov se pojavi vzdolž črte, ki povezuje jedra dveh atomov (to se zgodi pri nastanku σ-vezi). Večje kot je prekrivanje elektronskih orbitalov, močnejša je kemična vez. Zaradi tvorbe kemijske vezi med dvema atomoma vodika vsak doseže elektronsko konfiguracijo atoma helija žlahtnega plina.
Običajno je kemijske vezi upodobiti na različne načine:
1) s pomočjo elektronov v obliki pik, nastavljenih na kemični znak elementa. Nato lahko s shemo prikažemo tvorbo molekule vodika
H ∙ + H ∙ → H: H
2) pogosto, zlasti v organska kemija, je kovalentna vez prikazana s pomišljajem (poteza) (na primer H-H), ki simbolizira skupni par elektronov.
Kovalentno vez v molekuli klora izvedemo tudi z uporabo dveh skupnih elektronov ali elektronskega para:
Samoten par elektronov, v atomu so trije
← Samoten par elektronov,
V molekuli jih je 6.
neparni elektron v skupnem ali skupnem paru elektronov
Kot lahko vidite, ima vsak atom klora tri samotne pare in en neparni elektron. Kemična vez nastane zaradi neparnih elektronov vsakega atoma. Neparni elektroni se vežejo v skupni par elektronov, imenovan tudi skupni par.
Če je med atomi nastala ena kovalentna vez (en skupni elektronski par), se imenuje enojna; če je več, potem večkratnik dvojnega (dva skupna elektronska para), trojnega (tri skupna elektronska para).
Enojna vez je prikazana z eno pomišljajem (poteza), dvojna - z dvema, trojna - s tremi. Črtica med dvema atomoma kaže, da imata posplošen par elektronov, zaradi česar nastane kemična vez. S pomočjo takšnih črtic so upodobljene strukturne formule molekul.
Torej ima v molekuli klora vsak njen atom v popolni zunanji ravni osem elektronov (s 2 p 6), dva od njih (elektronski par) pa enako pripadata obema atomoma. Prekrivanje elektronskih orbitalov med tvorbo molekule je prikazano na sl. 
V molekuli dušika imajo atomi N 2 tri skupne elektronske pare:
: N + N: →: N ::: N:
Očitno je molekula dušika močnejša od molekule vodika ali klora, kar je razlog za znatno inertnost dušika v kemičnih reakcijah.
Kemična vez, ki jo izvajajo elektronski pari, se imenuje kovalentna.
Mehanizmi nastanka kovalentne vezi.
Kovalentna vez nastane ne le s prekrivanjem enoelektron oblaki so mehanizem izmenjave za nastanek kovalentne vezi.
V mehanizmu izmenjave atomi zagotavljajo enako število elektronov za splošno uporabo.
Možen je tudi drug mehanizem njegovega nastanka - darovalec -akceptor. V tem primeru kemična vez nastane zaradi nerazdeljeno elektronski par z enim atomom in prost orbitale drugega atoma.
Za primer razmislimo o mehanizmu nastanka amonijevega iona NH 4 +
Ko amoniak medsebojno deluje s HCl, kemijska reakcija:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl ali v skrajšani ionski obliki: NH 3 + H + = NH 4 +
V tem primeru ima atom dušika v molekuli amoniaka nerazdeljeno par elektronov (dvoelektronski oblak):