الکترونگاتیوی (Electronegativity)(1)
تهيه كنندگان: عبدالامير كربلايي و حسين جمالي
منبع : راسخون
الکترونگاتیویته ، میزان توانایی نسبی یک اتم در یک مولکول برای جذب جفت الکترون پیوندی به سوی خود است.
مقیاس نسبی پاولینگ
مقیاس نسبی الکترونگاتیوی پاولینگ ، متداول ترین مقیاس و مبتنی بر مقادیر تجربی انرژیهای پیوندی است. مقدار انرژی اضافی که از جاذبه متقابل بارهای جزئی б+ و б- اضافه بر انرژی پیوند .کووالانسی آزاد می‌شود، به قدر مطلق б و به تفاوت الکترونگاتیوی دو عنصر پیوند شده بستگی دارد. در محاسبات الکترونگاتیوی تنها تفاوت الکترونگاتیویته عناصر تعیین می‌شود. برای بنا کردن یک مقیاس ، به اتم F (الکترونگاتیوترین عنصر) بطور دلخواه عدد 4 نسبت داده شده است.
انرژی اضافی پیوند A-B نسبت به متوسط انرژی پیوندهای A-A و B-B می تواندبه حضور سهم یونی در پیوند کوالانسی نسبت داده شود.اگر انرژی پیوند A-B بطور قابل ملاحطه ای از متوسط پیوندهای غیر قطبی A-A و B-B متفاوت باشد می‌توان فرض کرد که سهم یونی در تابع موج و بنابراین اختلاف بزرگ در الکترونگاتیوی وجود دارد. در زير جدول الكترونگاتيوي پاولينگ عناصر نشان داده شده است.
عدد
نماد
نام
کاربرد
WEL
CRC
LNG
1
H
هیدروژن
2.20
same
2
He
هلیوم
no data
same
3
Li
لیتیوم
0.98
same
4
Be
برلیم
1.57
same
5
B
بور
2.04
same
6
C
کربن
2.55
same
7
N
نیتروژن
3.04
same
8
O
اکسیژن
3.44
same
9
F
فلوئور
3.98
3.98
3.98
3.90
10
Ne
نئون
no data
same
11
Na
سدیم
0.93
same
12
Mg
منیزیوم
1.31
same
13
Al
آلومینیوم
1.61
same
14
Si
سیلیسیوم
1.90
same
15
P
فسفر
2.19
same
16
S
گوگرد
2.58
same
17
Cl
کلر
3.16
same
18
Ar
آرگون
no data
same
19
K
پتاسیم
0.82
same
20
Ca
کلسیوم
1.00
same
21
Sc
اسکاندیوم
1.36
same
22
Ti
تیتانیوم
1.54
same
23
V
وانادیوم
1.63
same
24
Cr
رکوم
1.66
same
25
Mn
منگنز
1.55
same
26
Fe
آهن
1.83
same
27
Co
کبالت
1.88
same
28
Ni
نیکل
1.91
same
29
Cu
مس
1.90
same
30
Zn
روی
1.65
same
31
Ga
گالیوم
1.81
same
32
Ge
ژرمانیوم
2.01
same
33
As
آرسنیک
2.18
same
34
Se
سلنیوم
2.55
same
35
Br
بروم
2.96
same
36
Kr
کریپتون
3.00
3.00
no data
no data
37
Rb
روبیدیوم
0.82
same
38
Sr
استرانسیوم
0.95
same
39
Y
ایتریوم
1.22
same
40
Zr
زیرکونیوم
1.33
same
41
Nb
نیوبیوم
1.6
same
42
Mo
مولیبدن
2.16
same
43
Tc
تکنسیوم
1.9
1.9
2.10
2.10
44
Ru
روتنیوم
2.2
same
45
Rh
رودیوم
2.28
same
46
Pd
پالادیوم
2.20
same
47
Ag
نقره
1.93
same
48
Cd
کادمیوم
1.69
same
49
In
ایندیوم
1.78
same
50
Sn
قلع
1.96
same
51
Sb
آنتیموان
2.05
same
52
Te
تلوریوم
2.1
same
53
I
ید
2.66
same
54
Xe
گزنون
2.6
2.6
2.60
no data
55
Cs
سزیوم
0.79
same
56
Ba
باریوم
0.89
same
57
La
لانتان
1.10
same
58
Ce
سریوم
1.12
same
59
Pr
پرائزودیمیدیوم
1.13
same
60
Nd
نئودیدمیوم
1.14
same
61
Pm
پرومتیوم
no data
same
62
Sm
ساماریوم
1.17
same
63
Eu
اروپیوم
no data
same
64
Gd
گادولینیوم
1.20
same
65
Tb
تربیوم
no data
same
66
Dy
دیسپروزیوم
1.22
same
67
Ho
هولمیوم
1.23
same
68
Er
اربیوم
1.24
same
69
Tm
تالیوم
1.25
same
70
Yb
ایتربیوم
no data
same
71
Lu
لوتسیوم
1.27
1.27
1.0
1.0
72
Hf
هافنیوم
1.3
same
73
Ta
تانتال
1.5
same
74
W
تنگستن
2.36
2.36
1.7
1.7
75
Re
رنیوم
1.9
same
76
Os
اسمیوم
2.2
same
77
Ir
ایریدیوم
2.20
2.20
2.2
2.2
78
Pt
پلاتین
2.28
2.28
2.2
2.2
79
Au
طلا
2.54
2.54
2.4
2.4
80
Hg
جیوه
2.00
2.00
1.9
1.9
81
Tl
تالیوم
1.62
1.62
1.8
1.8
82
Pb
سرب
2.33
2.33
1.8
1.8
83
Bi
بیسموت
2.02
2.02
1.9
1.9
84
Po
پولونیوم
2.0
same
85
At
استاتین
2.2
same
86
Rn
رادون
no data
same
87
Fr
فرانسیوم
0.7
same
88
Ra
رادیوم
0.9
same
89
Ac
اکتینیوم
1.1
same
90
Th
توریوم
1.3
same
91
Pa
پرومتیوم
1.5
same
92
U
اورانیوم
1.38
1.38
1.7
1.7
93
Np
نپتونیوم
1.36
1.36
1.3
1.3
94
Pu
پلوتونیوم
1.28
1.28
1.3
1.3
95
Am
امرسیوم
1.3
1.3
no data
1.3
96
Cm
کوریوم
1.3
1.3
no data
1.3
97
Bk
برکلیوم
1.3
1.3
no data
1.3
98
Cf
کالیفرنیوم
1.3
1.3
no data
1.3
99
Es
انیشتینیوم
1.3
1.3
no data
1.3
100
Fm
فرمیوم
1.3
1.3
no data
1.3
101
Md
مندلویوم
1.3
1.3
no data
1.3
102
No
نوبلیوم
1.3
1.3
no data
1.3
الکترونگاتیویته آلرد_روکر
در این تعریف الکترونگاتیویته توسط میدان الکتریکی بر سطح اتم مشخص می‌شود. بنابرین الکترون در یک اتم بار موثر هسته‌ای را احساس می کند. بر طبق این تعریف عناصری با الکترونگاتیویته بالا آنهایی هستند با بار هسته‌ای موثر بزرگ و شعاع کوالانسی کوچک این عناصر در نزدیکی فلوئور قرار دارند.
ادامه دارد...
---------- Post added at 04:03 PM ---------- Previous post was at 03:58 PM ----------
الکترونگاتیویته مولیکن
طیف اتم هیدروژن
مولیکن تعریف خود را بر پایه داده‌های طیف‌های اتمی نهاد. او فرض کرد که توریع دوباره الکترون در طی تشکیل تر کیب به گونه‌ای است که در آن یک اتم به کاتیون (توسط ار دست دادن الکترون) و اتم دیگر به آنیون (توسط گرفتن الکترون) تبدیل می‌شود. اگر یک اتم دارای انرژی یونیراسیون بالا و الکترون‌خواهی بالا باشد، احتمالا در هنگام تشکیل پیوند ، الکترونها را به سوی خود می کشد. بنابراین به عنوان الکترونگاتیو شناخته می شود. از طرف دیگر اگر انرژی یونش و الکترون‌خواهی آن ، هر دو کوچک باشد تمایل دارد تا الکترون از دست بدهد. بنابراین به عنوان الکترو پوزیتیو طبقه بندی شود. این مشاهدات تعریف مولیکن را به عنوان مقدار متوسط انرژی یونش و الکترون‌خواهی عنصر معرفی می کند.
تغییرات الکترونگاتیویته عناصر
الکترونگاتیویته عناصر با افزایش تعداد الکترونهای والانس و همچنین کاهش اندازه اتم افزایش می‌یابد و در هر دوره از جدول تناوبی از چپ به راست و در هر گروه از پایین به بالا افزایش می‌یابد. فلزات ، جاذبه کمی برای الکترونهای والانس دارند و الکترونگاتیوی آنها حاکم است، ولی نافلزات ، به استثنای گازهای نجیب ، جاذبه قوی برای اینگونه الکترونها دارند و الکترونگاتیوی آنها زیاد است.
بطور کلی ، الکترونگاتیوی عناصر در هر دوره از چپ به راست (با افزایش تعداد الکترونهای والانس) و در هر گروه از پایین به بالا (با کاهش اندازه اتم) افزایش می یابد. بنابراین، الکترونگاتیوترین عناصر ، در گوشه بالایی سمت راست جدول تناوبی (بدون در نظر گرفتن گازهای نجیب) و عناصری که کمترین الکترونگاتیوی را دارند، در گوشه پایینی سمت چپ این جدول قرار دارند. این سیر تغییرات ، با سیر تغییرات پتانسیل یونش و الکترون‌خواهی عناصر در جدول تناوبی هم جهت است.
مفهوم الکترونگاتیوی
مفهوم الکترونگاتیوی گرچه مفید است ولی دقیق نیست. روشی ساده و مستقم برای اندازه گیری خاصیت الکترونگاتیویته وجود ندارد و روشهای گوناگون برای اندازه گیری آن پیشنهاد شده است. در واقع چون این خاصیت علاوه بر ساختمان اتم مورد نظر به تعداد و ماهیت اتمهای متصل به آن نیز بستگی دارد، الکترونگاتیوی یک اتم نامتغیر نیست. انتظار می رود که الکترونگاتیوی فسفر در PCl3 با الکترونگاتیوی آن در PCl5 تفاوت داشته باشد. از اینرو ، این مفهوم را تنها بایستی نیمه کمی تلقی کرد. بنابراین می‌توان گفت که قطبی بودن مولکول
HCl ناشی از اختلاف بین الکترونگاتیوی کلر و هیدروژن است چون کلر الکترونگاتیوتر از هیدروژن است، آن سر مولکول که به کلر منتهی می شود، سر منفی دو قطبی است.
توجیه پیوند یونی با خاصیت الکترونگاتیویته
پیوند یونی بین غیرفلزات وقتی تشکیل می‌شود که اختلاف الکترونگاتیوی آنها خیلی زیاد نباشد. در اینگونه موارد، اختلاف الکترونگاتیوی عناصر نشان دهنده میزان قطبی بودن پیوندهای کووالانسی است. اگر اختلاف الکترونگاتیوی صفر یا خیلی کوچک باشد، می‌توان گفت که پیوند اساسا غیر قطبی است و اتمهای مربوط ، سهم مساوی یا تقریبا مساوی در الکترونهای پیوند دارند.هر چقدر اختلاف الکترونگاتیوی بیشتر باشد پیوند کووالانسی قطبی‌تر خوهد بود (پیوند در جهت اتم الکترونگاتیوتر قطبی می‌شود). بنابراین با توجه به مقادیر الکترونگاتیوی می‌توان پیشگویی کرد که(HF) قطبی‌ترین هیدروژن هالیدها است و انرژی پیوندی آن بیشتر از هر یک از این ترکیبات است. البته نوع پیوندی که بین دو فلز تشکیل می شود (پیوند فلزی) و در آن اختلاف الکترونگاتیوی نسبتا کم است.
مقدار الکترونگاتیوی HF
کاربردهای الکترو نگاتیویته
می‌توان برای تعیین میزان واکنش پذیری فلزات و غیر فلزات بکار برد.
برای پیش‌بینی خصلت پیوندهای یک ترکیب بکار برد. هرچه اختلاف الکترونگاتیوی دو عنصر بیشتر باشد، پیوند بین آنها قطبی‌تر خواهد بود. هرگاه اختلاف الکترونگاتیوی دو عنصر در حدود 1.7 باشد. خصلت یونی نسبی پیوند بیش از 50% است.
اگر اختلاف الکترونگاتیوی صفر و یا خیلی کوچک باشد. پیوند غیر قطبی است. هرچه اختلاف الکترونگاتیوی بیشتر باشد، پیوند کووالانسی قطبی‌تر خواهد بود. در این پیوندها ، اتمی که الکترونگاتیوی بیشتری دارد، بار منفی جزئی را خواهد داشت.
با استفاده از مقادیر الکترونگاتیوی می‌توان نوع پیوندی را که یک ترکیب ممکن است داشته باشد، پیش‌بینی کرد. وقتی دو عنصر با اختلاف الکترونگاتیوی زیاد با یکدیگر ترکیب می شوند، یک ترکیب یونی حاصل می‌شود. مثلا اختلاف الکترونگاتیوی سدیم و کلر 2.1 است و NaCl یک ترکیب یونی است.
افزایش الکترو نگاتیوی عناصر
الکترونگاتیوی عناصر با افزایش تعداد الکترونهای والانس و همچنین کاهش اندازه اتم افزایش می‌یابد و در هر دوره از جدول تناوبی از چپ به راست و در هر گروه از پایین به بالا افزایش می‌یابد.
الکترونگاتیوی فلزات و نافلزات
فلزات ، جاذبه کمی برای الکترونهای والانس دارند و الکترونگاتیوی آنها حاکم است، ولی نافلزات ، به استثنای گازهای نجیب ، جاذبه قوی برای این گونه الکترونها دارند و الکترونگاتیوی آنها زیاد است.
کاربردهای مقادیر الکترو نگاتیوی
می‌توان برای تعیین میزان واکنش پذیری فلزات و نافلزات به کار برد.
برای پیش بینی خصلت پیوندهای یک ترکیب به کار برد. هر چه اختلاف الکترونگاتیوی دو عنصر بیشتر باشد پیوند بین آنها قطبی‌تر خواهد بود. هرگاه اختلاف الکترونگاتیوی دو عنصر در حدود 1.7 باشد. خصلت یونی نسبی پیوند بیش از 50% است.
اگر اختلاف الکترونگاتیوی صفر و یا خیلی کوچک باشد. پیوند کما بیش ناقطبی است، هر چه اختلاف الکترو نگاتیوی بیشتر باشد، پیوند کووالانسی قطبی‌تر خواهد بود. در این پیوندها ، اتمی که الکترونگاتیوی بیشتری دارد، بار منفی جزئی را خواهد داشت.
آیا الکترونگاتیوی یک عنصر همیشه ثابت است؟
مفهوم الکترونگاتیوی غیر دقیق است. زیرا این خاصیت نه تنها به ساختمان اتم مورد بحث بستگی دارد، بلکه تعداد و ماهیت اتمهای دیگری که به اتم مزبور پیوند داده شده‌اند نیز در آن دخالت دارد. بنابراین الکترونگاتیوی یک عنصر همیشه ثابت نیست مثلا الکترونگاتیوی فسفر در ترکیب (PCl3) متفاوت از الکترونگاتیوی آن در ترکیب (PCl5) است.
پیوند پی
اوربیتال‌های مولکولی حاصل از ترکیب اوربیتال‌های اتمی (2P) ، کمی پیچیده‌ترند. سه اوربیتال (2P) هر اتم ، در امتداد محورهای مختصات دکارتی (X ، Y ، Z ) قرار دارند. اگر تشکیل یک مولکول دو اتمی را از طریق نزدیک شدن اتمها در امتداد یکی از این محورها مثلا (X) در نظر بگیرییم، دو اوربیتال اتمی (Px) سر به سر به یکدیگر نزدیک می‌شوند و در نتیجه همپوشانی ، دو اوربیتال مولکولی پیوندی (б 2P) ، و ضد پیوندی б* 2P را به وجود می‌آورند.
تعریف پیوند پی
پیوند کووالانسی که تراکم الکترونی آن در دو ناحیه بالا و پایین محور متصل کننده دو اتم پیوند بیشتر است، پیوند پی (п) نامیده می‌شود.
اوربیتال پیوندی مولکولی پی (π) و ضد پیوندی پی п*
در تشکیل یک مولکول دو اتمی ، دو اوربیتال اتمی (Pz) از پهلو به هم نزدیک می‌شوند و دو اوربیتال مولکولی ، یکی اوربیتال پیوندی پی (п) و دیگری اوربیتال مولکولی ضد پیوندی پی п* را به وجود می‌آورند. اوربیتال‌های (п) نسبت به محور بین دو هسته تقارن استوانه‌ای ندارند. نزدیک شدن دو اوربیتال (P) از پهلو ، به تشکیل اوربیتال (п) می‌انجامد که متشکل از دو ناحیه تراکم بار الکترونی است. این تراکم بار الکترونی در ناحیه بالا و پایین محور بین دو هسته قرار دارند. در هر حال اثر نهایی اوربیتال (п*) ، به هم نگه داشتن مولکول است. اوربیتال п* ، در ناحیه بین دو هسته ، چگالی الکترونی کمی دارد. اثر نهایی اوربیتال п* جدا کردن دو اتم از یکدیگر است. اوربیتال‌های اتمی (Py) نیز از پهلو به هم نزدیک می‌شوند. این دو اوربیتال اتمی نیز یک مجموعه دوتایی اوربیتال مولکولی п و п* به وجود می‌آورند که نسبت به مجموعه اول عمود است.
انرژی اوربیتال‌های п 2P و п* 2P
دو اوربیتال п2P با یکدیگر و دو اوربیتال п* 2P با یکدیگر هم انرژی هستند. بنابراین ، شش اوربیتال مولکولی از دو مجموعه سه تایی 2P به وجود می‌آید یک اوربیتال σ 2P ، یک اوربیتال σ* 2P ، دو اوربیتال п 2P و دو اوربیتال п* 2P. این شش اوربیتال به همراه دو اوربیتال از دو اوربیتال اتمی 2S ، مجموعا هشت اوربیتال مولکولی را تشکیل می‌دهند که از اوربیتال‌های اتمی n=2 مربوط به دو اتم به دست می‌آیند.
تعریف انرژی اوربیتال مولکولی
انرژی یک اوربیتال مولکولی به انرژی اوربیتال‌های اتمی تشکیل دهنده آن و نیز به میزان و نوع همپوشانی اوربیتال‌های اتمی ، در هنگام تشکیل آن ، بستگی دارد.
مقایسه انرژیσ 2P وп 2P
چون میزان همپوشانی اوربیتال‌های 2P در تشکیل اوربیتال مولکولی б 2P بیشتر از همپوشانی آنها برای به وجود آوردن اوربیتال مولکولی п 2P است. اوربیتال σ 2P انرژی کمتری از دو اوربیتال مولکولی هم تراز п 2P دارد. اوربیتال‌های ضد پیوندی از هر نوع ، نمایند همان قدر افزایش انرژی سیستم است که اوربیتال پیوندی از همان نوع ، از انرژی سیستم می‌کاهد.
پیوند سیگما
اوربیتال S به شکل کره است و مرکز آن در هسته اتم قرار دارد. برای تشکیل پیوند ، دو هسته باید به اندازه کافی به یکدیگر نزدیک شوند تا همپوشانی مولکولهای اوربیتال‌های اتمی صورت پذیرد. نشان دادن اوربیتال‌های اتمی با حروف (P , S , ...) مرسوم است. اوبیتال‌های مولکولی نیز با حروف یونانی σ (سیگما) ، п (پی) و غیره نشانه‌گذاری می‌شوند.
تشکیل پیوند سیگما
اوربیتال‌های مولکولی (H2)، از همپوشانی دو اوربیتال (S) از دو اتم هیدروژن حاصل شده‌اند. اگر همپوشانی طوری بین دو اوربیتال صورت پذیرد که ابر الکترونی بین دو هسته ، همدیگر را تقویت کنند، چگالی الکترونی در ناحیه بین دو هسته زیاد خواهد بود. جاذبه دو هسته با بار مثبت نسبت به ابر الکترونی اضافه با بار منفی ، مولکول را به هم نگه می‌دارد و مولکول پایدارتر از اتمهای هیدروژن می‌شود.
اوربیتال‌های پیوندی یا اوربیتال مولکولی حاصل را ، اوربیتال‌های سیگما و این پیوندها را پیوندهای سیگما می‌نامند و با نماد (σ) نشان داده می‌شوند.
تشکیل اوربیتال ضد پیوندی سیگما
چون دو اوربیتال اتمی با یکدیگر ترکیب شده‌اند، باید دو اوربیتال مولکولی بدست آید. اوربیتال مولکولی دیگر حاصل از ترکیب که در آن ابر الکترونی بین دو هسته ، همدیگر را تضعیف کنند. در این حالت چگالی الکترونی در ناحیه بین دو هسته خیلی کم است. چون دو هسته مثبت همدیگر را دفع می‌کنند و در فاصله بین آنها چگالی کم الکترونی قادر به جبران این دافعه با ایجاد جاذبه‌ای قوی نیست، لذا نزدیک نگاه داشتن دو هسته در این حالت نیازمند انرژی است. این اوربیتال مولکولی را اوربیتال ضد پیوندی سیگما ( با نشان (*σ) می‌نامند. چون نه تنها در به هم نگه داشتن دو اتم کمک نمی‌کند، بلکه عمل آن در جهت دور کردن دو اتم از یکدیگر است.
تقارن اوربیتال‌های سیگما
اوربیتال‌های سیگما ( σ و *σ هر دو)، به دور محوری که دو هسته را به یکدیگر متصل می‌کند، تقارن استوانه‌ای دارند و چرخش مولکول دور این محور ، تغییر قابل مشاهده‌ای در شکل اوربیتال به وجود نمی‌آورد.
انرژی اوربیتال‌های سیگما
انرژی اوربیتال پیوندی (σ) از انرژی هر یک از اوبیتال‌های اتمی که آن را بوجود آورده‌اند کمتر است، در حالی که انرژی اوربیتال ضد پیوندی (*σ) بالاتر است. وقتی دو اوربیتال اتمی ترکیب می‌شوند، اوربیتال مولکولی پیوندی نشان دهنده کاهش انرژی سیستم و اوربیتال مولکولی ضد پیوندی نشان دهنده افزایش انرژی سیستم است.
مرتبه پیوند
هر اوربیتال ( اتمی یا مولکولی ) می‌تواند دو الکترون با اسپین مخالف را در خود جای دهد. در مولکول هیدروژن دو الکترون ( با اسپین‌های جفت شده ) اوربیتال ( σ1S) را که اوربیتالی در دسترس با حداقل انرژی است اشغال می‌کنند. اوربیتال (1S *σ) اشغال شده است. تعداد پیوند یا مرتبه پیوند ، در هر مولکول عبارت است از نصف الکترون های ضد پیوندی از الکترون های پیوندی است که برای (H2) مرتبه پیوند 1 و برای (He) صفر است .
بررسی اوربیتال (2S)
ترکیب دو اوربیتال (2S) ، اوربیتال‌های مولکولی (2S σ) و( *σ 2S ) را بوجود می‌آورد که با اوربیتال‌های (σ) و (*σ) ناشی از ترکیب دو اوربیتال (1S)مشابه‌اند.
پیوند کووالانسی
میلیون‌ها ماده مرکب شناخته شده فقط از غیر فلزات ترکیب یافته‌اند. این مواد مرکب فقط شامل عناصری هستند که در هر اتم 4 ، 5 ، 6 یا 7 الکترون والانس دارند. بنابراین الکترونهای والانس اتمهای غیر فلزی ، آنقدر زیاد است که اتمها نمی‌توانند با از دست دادن آنها ساختار یک گاز نجیب را به دست آورند. معمولا غیر فلزات با جفت کردن الکترونها پیوند ایجاد می‌کنند و در این فرآیند به ساختار یک گاز نجیب می‌رسند.
استحکام پیوند کووالانسی
آنچه اتمهای یک ملکول را به هم نگه می‌دارد، پیوند کووالانسی است، در تشکیل پیوند کووالانسی الکترونها ، به جای آنکه از اتمی به اتم دیگر منتقل شوند، میان دو اتم به اشتراک گذاشته می‌شوند. استحکام پیوند کووالانسی ناشی از جاذبه متقابل دو هسته مثبت و ابر منفی الکترونهای پیوندی است. یا به عبارت دیگر مربوط به آن است که هر دو هسته الکترونهای مشترکی را جذب می‌کنند.
نحوه تشکیل اوربیتال مولکولی
دو اوربیتال به نحوی همپوشانی می‌کنند که ابرهای الکترونی ، در ناحیه بین دو هسته ، یکدیگر را تقویت می‌کنند و احتمال یافتن الکترون در این ناحیه افزایش می‌یابد طبق اصل طرد پاولی دو الکترون این پیوند باید اسپین مخالف داشته باشند. در نتیجه تشکیل پیوند اوربیتال‌های اتمی به اوربیتال مولکولی تبدیل می‌شود.
انواع پیوند کووالانسی
پیوند یگانه کووالانسی
متشکل از یک جفت الکترون (دارای اسپین مخالف) است که اوربیتالی از هر دو اتم پیوند شده را اشغال می‌کند. ساده‌ترین نمونه اشتراک در مولکولهای دو اتمی گازهایی از قبیل F2 ، H2 و Cl2 دیده می‌شود. اتم هیدروژن فقط یک الکترون دارد هرگاه دو اتم هیدروژن تک الکترونهای خود را به اشتراک بگذارند، یک جفت الکترون حاصل می‌شود. این جفت الکترون پیوندی متعلق به کل مولکول هیدروژن است و به آرایش الکترونی پایدار گاز نجیب هلیم می‌رسد. هر الکترون هالوژن ، هفت الکترون والانس دارد. با تشکیل یک پیوند کووالانسی بین دو تا از این اتمها ، هر اتم به آرایش الکترونی هشت تایی ، که ویژه گازهای نجیب است، می‌رسد.
پیوند چند گانه
بین دو اتم ، ممکن است بیش از یک پیوند کووالانسی تشکیل شود در این موارد گفته می‌شود که اتمها با پیوند چند گانه به هم متصل‌اند. دو جفت الکترون مشترک را پیوند دو گانه و سه جفت الکترون مشترک را پیوند سه گانه می‌نامند. اغلب می‌توان تعداد پیوندهای جفت الکترونی را که یک اتم در یک مولکول بوجود می‌آورد از تعداد الکترونهای مورد نیاز برای پر شدن پوسته والانس آن اتم ، پیش‌بینی کرد.
چون برای فلزات شماره گروه در جدول با تعداد الکترونهای والانس برابر است، می‌توان پیش بینی کرد که عناصر گروه VIIA مثل Cl (با هفت الکترون والانس) ، برای رسیدن به هشت تای پایدار ، یک پیوند کووالانسی ، عناصر گروه VIA مثل O و S (با شش الکترون والانس) دو پیوند کووالانسی ، عناصر VA مثل N و P(با پنج الکترون والانس) سه پیوند کووالانسی و عناصر گروه IVA مثل C (با چهار الکترون والانس) چهار پیوند کووالانسی به وجود خواهند آورد.
نماد ساختار مولکول
در ساختار اول ، جفت الکترون مشترک با دو نقطه و ساختار دوم با یک خط کوتاه نشان داده شده است . مانند :
H ― H H : H پیوند یگانه
:Ö=C=Ö: پیوند دو گانه
:N Ξ N: پیوند سه گانه
CΞC پیوند چهارگانه
الکترونگاتیوی
جواب بصورت نقل قول