Teoria „legăturii covalente”

Legatura covalenta se formeaza prin punere in comun de electroni de catre doi atomi intre care exista o diferenta redusa de electronegativitate.
Pentru atomii implicati in legatura se realizeaza configuratii electronice stabile, in general cu 8 electroni pe ultimul strat conform teoriei electronice a lui Lewis si Langmuir.
Legatura realizata prin intermediul unei singure perechi de electroni se numeste legatura simpla; implicarea a doua perechi de electroni conduce la formarea unei legaturi duble, iar a 3 perechi la legaturi triple.
Electronii pusi in comun se numesc electroni participanti si se noteaza schematic printr-o liniuta : Cl-Cl.
Exemple de legaturi covalente
Simpla

Dubla

Tripla

„Legătura covalentă” conduce la formarea de molecule cu număr bine definit de participanţi.
Valenţa unui atom legat covalent este dată de numărul perechilor de electroni puse în comun cu vecinii săi din moleculă.
Există situaţii in care punerea în comun de electroni conduce doar la realizarea parţială a octetului de electroni pe ultimul strat pentru unul din parteneri, molecula rezultată fiind reactivă, atomul cu învelişul incomplet manifestând tendinţa de a accepta electroni de la un altul – acceptor de electroni.
În acest mod se poate forma o „legătura covalentă” în care un atom pune în comun o pereche de electroni neparticipanţi într-o altă legătură – atom donor, cu un atom/ion care nu are realizat octetul/dubletul pe ultimul strat – atomul acceptor; această legătură poartă denumirea de „legătură covalentă coordinativă”.
În cazul ionului amoniu – NH4+, cei 2 electroni neparticipanţi la legături ai N din amoniac NH3, pot fi puşi în comun cu un ion de H, care are un orbital liber, rezultând un ion pozitiv:

„Legătura covalent coordinativă” apare şi între moleculele conţinând un atom cu deficit de electroni, care are deci un octet incomplet - molecule acceptoare şi molecule conţinând atomi capabili să pună la dispoziţie electroni - molecule donoare, cum este cazul complexului H3N×BH3.


Cum a fost enunţat anterior, o teorie a legăturii chimice trebuie să explice natura legăturii, orientarea în spaţiu şi să coreleze structura cu proprietăţile moleculei - definită ca fiind cea mai mică parte a substanţei care păstrează proprietăţile acesteia.
Natura legăturii este electrostatică, manifestându-se prin forţele ce apar între nucleele pozitive şi electronii puşi în comun.
În privinţa formei moleculelor şi orientării legăturilor teoria trebuie completată cu VSEPR – Valence Shell Electron Pair Repulsion elaborată în 1957 de R.Gillespie şi R. S. Nyholm. Această teorie consideră că există o repulsie între perechile de electroni participanţi/neparticipanţi la legătură,în urma căruia acestea vor adopta un aranjament ce minimizează această respingere, fapt ce se reflectă în orientarea legăturilor şi implicit în geometria moleculei. Folosind aceste teorii se pot prevedea cu succes formele unor molecule, de exemplu forma piramidala a moleculei NH3.
Corelaţia structură – proprietăţi este limitată; nu poate fi prevăzut/explicat comportamentul unor substanţe şi nici forma moleculelor. Există o serie întreagă de excepţii - PCl5 -10 electroni pe ultimul strat pentru P, SF6 - 12 electroni pentru S şi chiar 14 electroni în cazul IF7. De asemenea, metalele tranziţionale nu formează anioni (ioni negativi) ci cationi, care nu au obligatoriu structură de gaz rar.