Kovalent binding, er binding mellom to atomer i et molekyl som skyldes deling av elektronene mellom de to atomene i molekylet. Vi tenker oss at elektronene i molekylet er ordnet i par. Fra den modellen kan vi forutsi formen på enkle molekyler.
Grunnstoffet hydrogen forekommer i alminnelighet ikke som atomer, men som to-atomige molekyler, H2. Dannelsen av hydrogenmolekylet tenkes som H· + H· ⇆ H:H, hvor prikkene betegner elektroner. Dette gir en sterk kovalent binding, kalt en elektronparbinding. En alminnelig skrivemåte er H–H.
Løsningen av Schrödingerligningen for hydrogenmolekylet gir en mindre lokalisert fordeling av elektronene som heller kan ses på som en sky av elektroner rundt begge atomkjernene og ikke med noen særlig større tetthet mellom de to atomkjernene.
Deling av elektronpar
I en kovalent binding mellom to atomer deler atomene ett eller flere elektronpar. Et eksempel er bindingen mellom de to hydrogenatomene i hydrogenmolekylet, H2. som vist ovenfor. I O2-molekylet deler de to atomene to elektronpar O::O, og i N2-molekylet deler de to N-atomene tre elektronpar N:::N. Deling av ett par kalles en enkeltbinding, deling av to par kalles en dobbeltbinding og deling av tre elektronpar kalles en trippelbinding. Vanligvis skriver vi formler hvor paret : er erstattet med en strek som i H−H, O=O og N≡N.
Frastøtning mellom ElEKTRONPAR
Vi antar at et atom kan maksimalt være omgitt av fire par dvs 8 elektroner (kalles åtteregelen eller oktettregelen). Regelen ble foreslått av Gilbert N. Lewis i 1906.
Vi ser på et eksempel: grunnstoffene i første periode i grunnstoffenes periodesystem fra og med karbon: et karbonatom inneholder 4 elektroner i det ytterste skallet, et nitrogenatom inneholder 5 elektroner, et oksygenatom 6 elektroner, et fluoratom 7 elektroner og et neonatom 8 elektroner i det ytterste skallet.
Plasserer vi de 4 elektronene i et karbonatom i hvert sitt par kan karbonatomet danne kovalente bindinger til fire H-atomer. Strukturformelen (for metanmolekylet) blir følgelig CH4. Tilsvarende blir strukturformelen for ammoniakkmolekylet NH3, for vannmolekylet H:O:H og for HF-molekylet H:F. I disse formlene er ledige elektronpar sløyfet.
Da parene har samme elektriske ladning frastøter de hverandre og vil være så langt fra hverandre som mulig. Derfor blir metanmolekylet tetraedrisk, ammoniakkmolekylet pyramidalt og vannmolekylet vinklet som vist i figuren. Det passer med hvordan molekylstrukturen er bestemt eksperimentelt.