Kovalentna veza

**Kovalentna veza** je vrsta veze između dva ili više atoma nemetala kojom se između njih postiže neutralna elektronska konfiguracija (konfiguracija plemenitih plinova). Neutralna "*kolekcija*" atoma vezanih kovalentnom vezom nazvana je **molekula**. Razlika kovalentne i ionske veze ogleda se u tome što atomi u ionskoj vezi *otpuštaju* ili *primaju* elektrone da bi upotpunili svoju elektronsku konfiguraciju do konfiguracije najbližeg plemenitog plina. Nasuprot njih, atomi u kovalentnoj vezi ne otpuštaju elektrone nego ih *dijele* između sebe i na taj način dostižu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog plina.

Najjednostavniji način za predstavljanje kovalentne veze u molekuli je tzv. "*Lewisova*" struktura ili struktura elektronskih tačaka, u kojoj su valentni elektroni atoma predstavljeni kao tačke. Tako naprimjer, vodonik svoj 1*s* elektron predstavlja jednom tačkom, ugljik ima četiri tačke (2*s*2 2*p*2), kisik ima šest tačaka (2*s*2 2*p*4) itd. Stabilna molekula se postiže samo onda kada svi atomi u molekuli postignu konfiguraciju plemenitog plina: *oktet* (osam elektrona) za većinu atoma, odnosno dva za vodik.

[mini|desno|Teorija kovalentne veze se razvila iz ovakve predodžbe molekule [metana. Kovalentna veza predložena u *Lewisovoj* strukturi prikazuje dijeljenje elektrona između atoma ugljika i vodika]]

U molekuli, nije neophodno da svi elektroni na najvišem energetskom nivou (*elektronskoj ljusci*) budu uključeni u formiranje kovalentne veze. Valentni elektroni koji ne učestvuju u kovalentnoj vezi nazivaju se **usamljeni** elektronski parovi (). Na primjer, atom dušika u molekuli amonijaka dijeli šest valentnih elektrona u tri kovalentne veze (sa tri atoma vodika), a preostala dva valentna elektrona su nevezani *usamljeni* elektroni.

Pored *Lewisovog* načina predstavljanja kovalentne veze putem tačaka, postoji još i **Kekulé-ov** model ili linearna struktura prikaza veze. Ovim načinom se umjesto dva kovalentna elektrona između atoma prikazuje prava linija, dok se usamljeni elektronski parovi često izostavljaju.

## Teorije kovalentne veze
Postoje dvije glavne teorije o tome kako se dešava dijeljenje elektrona u kovalentnoj vezi:
* Teorija valentne veze i
* Teorija molekulskih orbitala
Oba modela imaju svoje prednosti i slabosti, te ih hemičari upotrebljavaju u ovisnosti od situacije.

### Teorija valentne veze
Osnovne ideje ove teorije su:
* Kovalentna veza se formira *preklapanjem* dvije atomske orbitale, od kojih svaka sadrži po jedan elektron različitih spinova
* Svaki povezani atom zadržava svoje vlastite atomske orbitale, ali elektronski parovi u zajedničkim orbitalama se dijele između tih atoma
* Koliko god ima više preklapajućih orbitala, utoliko je snažnija veza

### Teorija molekulskih orbitala
Osnovne ideje ove teorije su:
* Ono što su atomske orbitale za atom, to su molekulske orbitale za molekulu. Molekulske orbitale opisuju prostor *u molekuli*, gdje postoji najveća mogućnost da se pronađu elektroni, te imaju specifičnu veličinu, oblik i energetski nivo.
* Molekulske orbitale se formiraju kombiniranjem atomskih orbitala. Broj molekulskih orbitala koje se formiraju je isti kao i broj atomskih orbitala koje se kombinuju.
* Molekulske orbitale koje imaju nižu energiju od početnih atomskih orbitala su vezujuće orbitale; molekulske orbitale koje imaju **višu** energiju od početnih atomskih orbitala su *antivezujuće*, dok one koje imaju istu energiju kao i početne atomske orbitale su *nevezujuće*.

## Vanjski linkovi
* Covalent Bonds and Molecular Structure 
* Structure and Bonding in Chemistry—Covalent Bonds

## Reference 
* John McMurry: *Organic chemistry*, 5. izdanje, Cornell University, 1999, str. 9-15, 

Kategorija:Hemijske veze