Kovalentné, iónové a kovové - tri hlavné typy chemické väzby.

Poďme sa dozvedieť viac o kovalentná chemická väzba. Uvažujme o mechanizme jeho výskytu. Vezmime si ako príklad vznik molekuly vodíka:

Sféricky symetrický oblak tvorený elektrónom 1s obklopuje jadro voľného atómu vodíka. Keď sa atómy k sebe priblížia na určitú vzdialenosť, ich orbitály sa čiastočne prekrývajú (pozri obr.), v dôsledku toho sa medzi centrami oboch jadier objaví molekulárny dvojelektrónový oblak, ktorý má maximálnu hustotu elektrónov v priestore medzi jadrami. S nárastom hustoty negatívneho náboja dochádza k silnému nárastu príťažlivých síl medzi molekulárnym oblakom a jadrami.

Vidíme teda, že kovalentná väzba vzniká prekrývaním elektrónových oblakov atómov, čo je sprevádzané uvoľňovaním energie. Ak je vzdialenosť medzi jadrami atómov približujúcich sa k dotyku 0,106 nm, potom po prekrytí elektrónových oblakov to bude 0,074 nm. Čím väčšie je prekrytie elektrónových orbitálov, tým silnejšia je chemická väzba.

kovalentný volal chemická väzba uskutočňovaná elektrónovými pármi. Zlúčeniny s kovalentnou väzbou sa nazývajú homeopolárny alebo atómový.

Existovať dva typy kovalentnej väzby: polárny A nepolárne.

S nepolárnym kovalentná väzba tvorená spoločným párom elektrónov, je elektrónový oblak rozmiestnený symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov. Príkladom môžu byť dvojatómové molekuly, ktoré pozostávajú z jedného prvku: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 a ďalších, v ktorých elektrónový pár patrí obom atómom rovnako.

Pri polárnych V kovalentnej väzbe je elektrónový oblak posunutý smerom k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou. Napríklad molekuly prchavých anorganických zlúčenín ako H 2 S, HCl, H 2 O a iné.

Vznik molekuly HCl možno znázorniť takto:

Pretože relatívna elektronegativita atómu chlóru (2.83) je väčšia ako atómu vodíka (2.1), elektrónový pár sa posúva smerom k atómu chlóru.

Okrem výmenného mechanizmu na tvorbu kovalentnej väzby - v dôsledku prekrývania existuje aj darca-akceptor mechanizmus jeho vzniku. Ide o mechanizmus, pri ktorom dochádza k tvorbe kovalentnej väzby v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu (donora) a voľného orbitálu druhého atómu (akceptora). Pozrime sa na príklad mechanizmu vzniku amónneho NH 4 + V molekule amoniaku má atóm dusíka dvojelektrónový oblak:

Vodíkový ión má voľný 1s orbitál, označme ho ako .

V procese tvorby amónnych iónov sa dvojelektrónový oblak dusíka stáva spoločným pre atómy dusíka a vodíka, čo znamená, že sa premieňa na molekulárny elektrónový oblak. Preto sa objavuje štvrtá kovalentná väzba. Proces tvorby amónia možno znázorniť takto:

Náboj vodíkového iónu je rozptýlený medzi všetky atómy a dvojelektrónový oblak, ktorý patrí dusíku, sa stáva spoločným s vodíkom.

Máte nejaké otázky? Neviete ako si spraviť domácu úlohu?
Ak chcete získať pomoc tútora - zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

stránky, s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.

V ktorej jeden z atómov daroval elektrón a stal sa katiónom a druhý atóm prijal elektrón a stal sa aniónom.

Charakteristické vlastnosti kovalentná väzba – smerovosť, sýtosť, polarita, polarizovateľnosť – určujú chemické a fyzikálne vlastnosti spojenia.

Smer väzby je spôsobený molekulárnou štruktúrou látky a geometrický tvar ich molekuly. Uhly medzi dvoma väzbami sa nazývajú väzbové uhly.

Sýtosť – schopnosť atómov vytvárať obmedzené množstvo kovalentných väzieb. Počet väzieb tvorených atómom je obmedzený počtom jeho vonkajších atómových orbitálov.

Polarita väzby je spôsobená nerovnomerným rozložením hustoty elektrónov v dôsledku rozdielov v elektronegativite atómov. Na tomto základe sa kovalentné väzby delia na nepolárne a polárne (nepolárne - dvojatómová molekula pozostáva z rovnakých atómov (H 2, Cl 2, N 2) a elektrónové oblaky každého atómu sú rozdelené symetricky vzhľadom na tieto atómy; polárne - dvojatómová molekula pozostáva z atómov rôznych chemických prvkov a všeobecný elektrónový oblak sa posúva smerom k jednému z atómov, čím sa vytvára asymetria v distribúcii elektrického náboja v molekule, čím sa generuje dipólový moment molekuly) .

Polarizovateľnosť väzby je vyjadrená vytesnením väzbových elektrónov vplyvom vonkajšieho prostredia elektrické pole vrátane ďalšej reagujúcej častice. Polarizácia je určená pohyblivosťou elektrónov. Polarita a polarizovateľnosť kovalentných väzieb určuje reaktivitu molekúl vzhľadom na polárne činidlá.

Dvakrát však víťaz nobelová cena L. Pauling poukázal na to, že „v niektorých molekulách sú kovalentné väzby vďaka jednému alebo trom elektrónom namiesto spoločného páru“. Jednoelektrónová chemická väzba je realizovaná v molekulárnom ióne vodíku H2+.

Molekulárny vodíkový ión H 2 + obsahuje dva protóny a jeden elektrón. Jediný elektrón molekulárneho systému kompenzuje elektrostatické odpudzovanie dvoch protónov a udržiava ich vo vzdialenosti 1,06 Å (dĺžka chemickej väzby H 2 +). Stred elektrónovej hustoty elektrónového oblaku molekulárneho systému je od oboch protónov rovnako vzdialený o Bohr polomer α 0 = 0,53 A a je stredom symetrie molekulárneho vodíkového iónu H 2 +.

Encyklopedický YouTube

• 1 / 5

  Kovalentná väzba je tvorená párom elektrónov zdieľaných medzi dvoma atómami a tieto elektróny musia zaberať dva stabilné orbitály, jeden z každého atómu.

  A + B → A: B

  V dôsledku socializácie tvoria elektróny naplnenú energetickú hladinu. Väzba sa vytvorí, ak ich celková energia na tejto úrovni je menšia ako v počiatočnom stave (a rozdiel v energii nie je nič iné ako energia väzby).

  Podľa teórie molekulové orbitály, prekrytie dvoch atómových orbitálov vedie v najjednoduchšom prípade k vytvoreniu dvoch molekulových orbitálov (MO): záväzné MO A antibonding (uvoľňujúci) MO. Zdieľané elektróny sú umiestnené na nižšej energetickej väzbe MO.

  Vznik väzby pri rekombinácii atómov

  Mechanizmus interatomickej interakcie však zostal dlho neznámy. Až v roku 1930 zaviedol F. London koncept disperznej príťažlivosti – interakcie medzi okamžitými a indukovanými (indukovanými) dipólmi. V súčasnosti sa príťažlivé sily v dôsledku interakcie medzi kolísajúcimi elektrickými dipólmi atómov a molekúl nazývajú „londýne sily“.

  Energia takejto interakcie je priamo úmerná druhej mocnine elektrónovej polarizovateľnosti α a nepriamo úmerná šiestej mocnine vzdialenosti medzi dvoma atómami alebo molekulami.

  Tvorba väzby mechanizmom donor-akceptor

  Okrem homogénneho mechanizmu tvorby kovalentnej väzby opísaného v predchádzajúcej časti existuje aj heterogénny mechanizmus - interakcia opačne nabitých iónov - protón H + a záporný vodíkový ión H -, nazývaný hydridový ión:

  H+ + H - → H2

  Keď sa ióny priblížia, dvojelektrónový oblak (elektrónový pár) hydridového iónu je priťahovaný k protónu a nakoniec sa stane spoločným pre obe vodíkové jadrá, to znamená, že sa zmení na väzbový elektrónový pár. Častica, ktorá dodáva elektrónový pár, sa nazýva donor a častica, ktorá tento elektrónový pár prijíma, sa nazýva akceptor. Takýto mechanizmus tvorby kovalentnej väzby sa nazýva donor-akceptor.

  H+ + H20 -> H30+

  Protón napáda osamelý elektrónový pár molekuly vody a vytvára stabilný katión, ktorý existuje v vodné roztoky kyseliny.

  Podobne je protón pripojený k molekule amoniaku za vzniku komplexného amónneho katiónu:

  NH3 + H+ -> NH4+

  Týmto spôsobom (podľa mechanizmu donor-akceptor na tvorbu kovalentnej väzby) sa získa veľká trieda óniových zlúčenín, ktorá zahŕňa amónium, oxónium, fosfónium, sulfónium a ďalšie zlúčeniny.

  Molekula vodíka môže pôsobiť ako donor elektrónového páru, ktorý po kontakte s protónom vedie k vytvoreniu molekulárneho vodíkového iónu H3+:

  H2 + H+ -> H3+

  Väzbový elektrónový pár molekulárneho vodíkového iónu H 3 + patrí súčasne trom protónom.

  Typy kovalentnej väzby

  Existujú tri typy kovalentných chemických väzieb, ktoré sa líšia mechanizmom tvorby:

  1. Jednoduchá kovalentná väzba. Pre jeho vznik poskytuje každý z atómov jeden nepárový elektrón. Keď sa vytvorí jednoduchá kovalentná väzba, formálne náboje atómov zostávajú nezmenené.

  • Ak sú atómy, ktoré tvoria jednoduchú kovalentnú väzbu, rovnaké, potom sú skutočné náboje atómov v molekule tiež rovnaké, pretože atómy, ktoré tvoria väzbu, rovnako vlastnia zdieľaný elektrónový pár. Takéto spojenie je tzv nepolárna kovalentná väzba. Jednoduché látky majú takéto spojenie, napríklad: 2, 2, 2. Ale nielen nekovy rovnakého typu môžu vytvárať kovalentnú nepolárnu väzbu. Nekovové prvky, ktorých elektronegativita má rovnakú hodnotu, môžu tvoriť aj kovalentnú nepolárnu väzbu, napríklad v molekule PH 3 je väzba kovalentná nepolárna, keďže EO vodíka sa rovná EO fosforu.
  • Ak sú atómy odlišné, potom stupeň vlastníctva socializovaného páru elektrónov je určený rozdielom v elektronegativite atómov. Atóm s väčšou elektronegativitou k sebe silnejšie priťahuje pár väzbových elektrónov a jeho skutočný náboj sa stáva záporným. Atóm s menšou elektronegativitou získava rovnaký kladný náboj. Ak vznikne zlúčenina medzi dvoma rôznymi nekovmi, potom sa takáto zlúčenina nazýva polárna kovalentná väzba.

  V molekule etylénu C2H4 je dvojitá väzba CH2 \u003d CH2, jej elektronický vzorec: N:S::S:N. Jadrá všetkých atómov etylénu sú umiestnené v rovnakej rovine. Tri elektrónové oblaky každého atómu uhlíka tvoria tri kovalentné väzby s inými atómami v rovnakej rovine (s uhlami medzi nimi asi 120°). Oblak štvrtého valenčného elektrónu atómu uhlíka sa nachádza nad a pod rovinou molekuly. Takéto elektrónové oblaky oboch atómov uhlíka, ktoré sa čiastočne prekrývajú nad a pod rovinou molekuly, tvoria druhú väzbu medzi atómami uhlíka. Prvá, silnejšia kovalentná väzba medzi atómami uhlíka sa nazýva σ-väzba; druhá, slabšia kovalentná väzba sa nazýva π (\displaystyle \pi )-komunikácia.

  V lineárnej molekule acetylénu

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

  medzi atómami uhlíka a vodíka sú σ-väzby, medzi dvoma atómami uhlíka jedna σ-väzba a dva π (\displaystyle \pi ) väzby medzi rovnakými atómami uhlíka. Dva π (\displaystyle \pi )-väzby sa nachádzajú nad sférou pôsobenia σ-väzby v dvoch na seba kolmých rovinách.

  Všetkých šesť atómov uhlíka molekuly cyklického benzénu C6H6 leží v rovnakej rovine. σ-väzby pôsobia medzi atómami uhlíka v rovine kruhu; rovnaké väzby existujú pre každý atóm uhlíka s atómami vodíka. Každý atóm uhlíka minie tri elektróny na vytvorenie týchto väzieb. Kolmo na rovinu molekuly benzénu sú umiestnené oblaky štvrtých valenčných elektrónov atómov uhlíka v tvare osmičiek. Každý takýto oblak sa rovnako prekrýva s elektrónovými oblakmi susedných atómov uhlíka. V molekule benzénu nie sú tri oddelené π (\displaystyle \pi )-spojenie, ale jediné π (\displaystyle \pi ) dielektrika alebo polovodiče. Typické príklady atómových kryštálov (atómy, v ktorých sú vzájomne prepojené kovalentnými (atómovými) väzbami) sú

  kovalentná chemická väzba vyskytuje sa medzi atómami s blízkymi alebo rovnakými hodnotami elektronegativity. Predpokladajme, že chlór a vodík majú tendenciu brať elektróny a preberať štruktúru najbližšieho vzácneho plynu, potom ani jeden z nich nepredá elektrón druhému. Ako sú vôbec prepojené? Je to jednoduché – budú sa navzájom zdieľať, vytvorí sa spoločný elektrónový pár.

  

  Teraz zvážte charakteristické znaky kovalentnej väzby.

  Na rozdiel od iónových zlúčenín sú molekuly kovalentných zlúčenín držané pohromade „medzimolekulovými silami“, ktoré sú oveľa slabšie ako chemické väzby. V tomto ohľade je charakteristická kovalentná väzba saturovateľnosť– vytvorenie obmedzeného počtu dlhopisov.

  Je známe, že atómové orbitály sú určitým spôsobom orientované v priestore, preto pri vytváraní väzby dochádza k prekrývaniu elektrónových oblakov v určitom smere. Tie. taká vlastnosť kovalentnej väzby sa realizuje ako orientácia.

  Ak je kovalentná väzba v molekule tvorená rovnakými atómami alebo atómami s rovnakou elektronegativitou, potom takáto väzba nemá polaritu, t.j. hustota elektrónov je rozložená symetricky. Volá sa nepolárna kovalentná väzba ( H2, Cl2, 02 ). Väzby môžu byť jednoduché, dvojité alebo trojité.

  Ak sa elektronegativita atómov líši, potom keď sa spoja, hustota elektrónov je medzi atómami a formami rozložená nerovnomerne kovalentná polárna väzba(HCl, H 2 O, CO), ktorých početnosť môže byť tiež rôzna. Keď sa vytvorí tento typ väzby, viac elektronegatívny atóm získa čiastočný negatívny náboj a atóm s nižšou elektronegativitou získa čiastočný pozitívny náboj (δ- a δ+). Vytvorí sa elektrický dipól, v ktorom sú náboje opačného znamienka umiestnené v určitej vzdialenosti od seba. Dipólový moment sa používa ako miera polarity väzby:

  

  Polarita zlúčeniny je tým výraznejšia, čím väčší je dipólový moment. Molekuly budú nepolárne, ak je dipólový moment nulový.

  V súvislosti s vyššie uvedenými znakmi možno konštatovať, že kovalentné zlúčeniny sú prchavé a majú nízke teploty topenia a varu. Elektrina nemôžu prejsť cez tieto spojenia, preto sú zlými vodičmi a dobrými izolantmi. Pri pôsobení tepla sa vznieti mnoho kovalentne viazaných zlúčenín. Z väčšej časti ide o uhľovodíky, ako aj oxidy, sulfidy, halogenidy nekovov a prechodné kovy.

  Kategórie ,

  Nie je žiadnym tajomstvom, že chémia je pomerne zložitá a rôznorodá veda. Mnoho rôznych reakcií, činidiel, chemikálií a iných zložitých a nepochopiteľných pojmov – všetky sa navzájom ovplyvňujú. Ale hlavné je, že chémiou sa zaoberáme každý deň, bez ohľadu na to, či na hodine počúvame učiteľa a učíme sa nový materiál alebo varíme čaj, čo je vo všeobecnosti tiež chemický proces.

  Dá sa usúdiť, že chémia je nutnosťou, porozumieť mu a vedieť, ako funguje náš svet alebo niektoré jeho časti, je zaujímavé a navyše užitočné.

  Teraz sa musíme zaoberať takým pojmom ako kovalentná väzba, ktorá, mimochodom, môže byť polárna aj nepolárna. Mimochodom, samotné slovo "kovalentný" je vytvorené z latinského "co" - spolu a "vales" - majúci moc.

  Výskyty termínov

  Začnime tým, že Termín "kovalentný" prvýkrát zaviedol v roku 1919 Irving Langmuir - Nositeľ Nobelovej ceny. Pojem „kovalentný“ znamená chemickú väzbu, v ktorej oba atómy zdieľajú elektróny, čo sa nazýva spoluvlastníctvo. Tým sa líši napríklad od kovového, v ktorom sú elektróny voľné, alebo od iónového, kde jeden dáva elektróny druhému. Treba si uvedomiť, že vzniká medzi nekovmi.

  Na základe vyššie uvedeného môžeme urobiť malý záver o tom, čo je tento proces. Vzniká medzi atómami v dôsledku tvorby spoločných elektrónových párov a tieto páry vznikajú na vonkajšej a predvonkajšej podúrovni elektrónov.

  Príklady látok s pólom:

  Typy kovalentnej väzby

  Rozlišujú sa aj dva typy - ide o polárne, a teda nepolárne väzby. Budeme analyzovať vlastnosti každého z nich samostatne.

  Kovalentná polárna - výchova

  Čo je to pojem "polárny"?

  Bežne sa stáva, že dva atómy majú rozdielnu elektronegativitu, preto k nim spoločné elektróny nepatria rovnako, ale vždy sú k jednému bližšie ako k druhému. Napríklad molekula chlorovodíka, v ktorej sú elektróny kovalentnej väzby umiestnené bližšie k atómu chlóru, pretože jej elektronegativita je vyššia ako elektronegativita vodíka. V skutočnosti je však rozdiel v priťahovaní elektrónov dostatočne malý na úplný prenos elektrónu z vodíka na chlór.

  Výsledkom je, že pri polarite sa hustota elektrónov posunie na elektronegatívnejšiu a na nej vzniká čiastočný záporný náboj. Na druhej strane jadro, ktorého elektronegativita je nižšia, má teda čiastočne kladný náboj.

  Dospeli sme k záveru: polárny vzniká medzi rôznymi nekovmi, ktoré sa líšia hodnotou elektronegativity a elektróny sa nachádzajú bližšie k jadru s väčšou elektronegativitou.

  Elektronegativita - schopnosť niektorých atómov priťahovať elektróny iných, čím sa vytvára chemická reakcia.

  Príklady kovalentných polárnych, látky s kovalentnými polárna väzba:

  Vzorec látky s kovalentnou polárnou väzbou

  Kovalentná nepolárna, rozdiel medzi polárnym a nepolárnym

  A nakoniec, nepolárne, čoskoro zistíme, čo to je.

  Hlavný rozdiel medzi nepolárnym a polárnym je symetria. Ak by sa v prípade polárnych elektrónov nachádzali bližšie k jednému atómu, potom pri nepolárna väzba elektróny sú usporiadané symetricky, teda rovnako vzhľadom k obom.

  Je pozoruhodné, že medzi atómami nekovu jedného vzniká nepolárny chemický prvok.

  napr. látky s nepolárnymi kovalentnými väzbami:

  Súbor elektrónov sa tiež často nazýva jednoducho elektrónový oblak, na základe toho sme dospeli k záveru, že elektrónový oblak komunikácie, ktorý tvorí spoločný pár elektrónov, je rozmiestnený v priestore symetricky alebo rovnomerne vzhľadom na jadrá oboch.

  Príklady kovalentnej nepolárnej väzby a schéma tvorby kovalentnej nepolárnej väzby

  

  Ale je tiež užitočné vedieť rozlíšiť kovalentné polárne a nepolárne.

  kovalentné nepolárne sú vždy atómy tej istej látky. H2. CL2.

  Tento článok sa skončil, teraz vieme, čo je tento chemický proces, vieme ho určiť a jeho odrody, poznáme vzorce na tvorbu látok a vo všeobecnosti trochu viac o našom zložitom svete, úspechu v chémia a tvorba nových vzorcov.

  kovalentná väzba(z latinského „s“ spoločne a „vales“ platné) sa uskutočňuje elektrónovým párom patriacim obom atómom. Vzniká medzi atómami nekovov.

  Elektronegativita nekovov je pomerne veľká, takže počas chemickej interakcie dvoch nekovových atómov nie je možný úplný prenos elektrónov z jedného na druhý (ako v tomto prípade). V tomto prípade je potrebné vykonať združovanie elektrónov.

  Ako príklad poďme diskutovať o interakcii atómov vodíka a chlóru:

  H 1s 1 - jeden elektrón

  Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - sedem elektrónov vo vonkajšej úrovni

  Každému z dvoch atómov chýba jeden elektrón, aby mali úplný vonkajší elektrónový obal. A každý z atómov prideľuje „na bežné použitie“ jeden elektrón. Tým je pravidlo oktetu splnené. Najlepší spôsob, ako to vyjadriť, sú Lewisove vzorce:

  Tvorba kovalentnej väzby

  Zdieľané elektróny teraz patria obom atómom. Atóm vodíka má dva elektróny (vlastný a spoločný elektrón atómu chlóru) a atóm chlóru má osem elektrónov (vlastný plus spoločný elektrón atómu vodíka). Tieto dva zdieľané elektróny tvoria kovalentnú väzbu medzi atómami vodíka a chlóru. Častica, ktorá vznikla spojením dvoch atómov, sa nazýva molekula.

  Nepolárna kovalentná väzba

  Medzi dvoma môže vzniknúť kovalentná väzba rovnaký atómov. Napríklad:

  

  Tento diagram vysvetľuje, prečo vodík a chlór existujú ako dvojatómové molekuly. Vďaka párovaniu a socializácii dvoch elektrónov je možné splniť oktetové pravidlo pre oba atómy.

  Okrem jednoduchých väzieb sa môže vytvoriť dvojitá alebo trojitá kovalentná väzba, ako napríklad v molekulách kyslíka O2 alebo dusíka N2. Každý atóm dusíka má päť valenčných elektrónov, takže na dokončenie obalu sú potrebné tri ďalšie elektróny. To sa dosiahne zdieľaním troch párov elektrónov, ako je uvedené nižšie:

  

  Kovalentné zlúčeniny - zvyčajne plyny, kvapaliny alebo relatívne nízke teploty topenia pevné látky. Jednou zo vzácnych výnimiek je diamant, ktorý sa topí nad 3 500 °C. Je to spôsobené štruktúrou diamantu, ktorý je súvislou mriežkou kovalentne viazaných atómov uhlíka, a nie súborom jednotlivých molekúl. V skutočnosti je každý diamantový kryštál, bez ohľadu na jeho veľkosť, jedna obrovská molekula.

  Kovalentná väzba vzniká vtedy, keď sa elektróny dvoch nekovových atómov spoja. Výsledná štruktúra sa nazýva molekula.

  Polárna kovalentná väzba

  Vo väčšine prípadov majú dva kovalentne viazané atómy rôzne elektronegativita a zdieľané elektróny nepatria rovnako k dvom atómom. Väčšinou sú bližšie k jednému atómu ako k druhému. Napríklad v molekule chlorovodíka sú elektróny, ktoré tvoria kovalentnú väzbu, umiestnené bližšie k atómu chlóru, pretože jeho elektronegativita je vyššia ako elektronegativita vodíka. Rozdiel v schopnosti priťahovať elektróny však nie je taký veľký, aby došlo k úplnému prenosu elektrónu z atómu vodíka na atóm chlóru. Preto na väzbu medzi atómami vodíka a chlóru možno nazerať ako na kríženie medzi iónovou väzbou (úplný prenos elektrónov) a nepolárnou kovalentnou väzbou (symetrické usporiadanie páru elektrónov medzi dvoma atómami). Čiastočný náboj na atómoch sa označuje gréckym písmenom δ. Takéto spojenie je tzv polárny kovalentný a molekula chlorovodíka je polárna, to znamená, že má kladne nabitý koniec (atóm vodíka) a záporne nabitý koniec (atóm chlóru).

  
  

  V tabuľke nižšie sú uvedené hlavné typy väzieb a príklady látok:

  
  

  Mechanizmus výmeny a donor-akceptor tvorby kovalentnej väzby

  

  1) Výmenný mechanizmus. Každý atóm prispieva jedným nepárovým elektrónom k ​​spoločnému elektrónovému páru.

  2) Donor-akceptorový mechanizmus. Jeden atóm (donor) poskytuje elektrónový pár a ďalší atóm (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdny orbitál.