گاه اتمها برای رسیدن به آرایش گاز نجیب (آرایش هشتایی) به جای از دست دادن یا گرفتن الکترون آنها را میان خود به اشتراک می گذارند. در این حالت میان دو اتم پیوندی به وجود می آید که به آن  پیوند کووالانسی می گویند. به عنوان مثال ترکیبی مانند ید ( _۲I) از به اشتراک گذاشته شدن زوج الکترون پیوندی میان دو اتم  حاصل شده است. به چنین ترکیبهایی که از مولکوهای جدا از هم تشکیل شده اند، ترکیبهای مولکولی می گویند.

پیوند کووالانسی نتیجه تاثیر نیروهای جاذبه ای و دافعه ای بر یکدیگر است

به عنوان مثال مولکول  _۲H را در نظر بگیرید که دو اتم H تشکیل شده است. با نزدیک شدن اتم های هیدروژن به هم میان الکترونهای یک اتم و هسته اتم دیگر نیروی جاذبه و میان الکترونهای یک اتم و الکترونهای اتم دیگر و همچنین میان هسته های آنها نیروی دافعه بوجود می آید. اما در هنگام تشکیل پیوند کووالانس اثر نیروی جاذبه بیشتر است و در نتیجه پیوند تشکیل می شود. پس از تشکیل پیوند نیروهای جاذبه و دافعه برابر شده و اتمها در فاصله تعادلی نسبت به هم قرار می گیرند.

طول پیوند با انرژی پیوند نسبت عکس دارد

وقتی اتمهای هیدروژن در فاصله ی معینی از یکدیگر قرار می گیرند، بین آنها پیوند تشکیل می شود. در این فاصله ، اتم ها در مولکول در پائین ترین سطح انرژی قرار دارند ( با تشکیل پیوند انرژی آزاد می شود) اگر اتمها از این فاصله به هم دورتر یا نزدیکتر شوند در وضع ناپایداری قرار خواهند گرفت. در واقع این فاصله همان فاصله ی میان دو اتم هیدروژن پس از تشکیل پیوند است که به آن طول پیوند می گویند. هر چه طول پیوند کمتر باشد، پیوند قوی تر است و انرژی بیشتری برای شکستن آن لازم است و برعکس.

پیوندهای کووالانسی قطبی و ناقطبی

هر گاه دو اتم که با هم الکترون به اشتراک گذاشته اند به یک اندازه تمایل داشته باشند که جفت الکترون پیوندی را به سوی خود بکشند، پیوندشان پیوند کووالانسی ناقطبی است. اگر یکی از اتمها الکترونگاتیوتر از دیگری باشد، زوج الکترون پیوندی را بیشتر به سمت خودش می کشد و پیوندشان پیوند کووالانسی قطبی است. قطب منفی این پیوند را اتم الکترو نگاتیوتر تشکیل می دهد.

مولکولها را چگونه نمایش می دهند؟

برای نشان دادن چگونگی اتصال اتمها می توان الکترونهای ظرفیتی شرکت کننده در تشکیل پیوند را با استفاده از نقطه نشان داد. به عنوان مثال برای ₂ H که از دو اتمH   تشکیل شده :

H.+.H ® H:H

و یا برای  Cl₂   که از دو اتم Cl  تشکیل شده است:

اتم Cl در لایه ظرفیت ۷ الکترون دارد و برای رسیدن به قاعده هشتایی به الکترون نیاز دارد.

    زوج پیوندی      Cl..Cl  ®  . Cl . +Cl

هنگام رسم ستاختارهای الکترون – نقطه ای می توان جفت نقطه ای را که نمایان گر جفت الکترون پیوندی است با یک خط کوتاه نشان داد. این خط کوتاه نمایانگر یک پیوند ساده (یگانه ) است.

به عنوان مثال :

H_H  ،  H_Cl،  Cl_Cl

به این شیوه نمایش مدل الکترون – نقطه یا ساختار لوویس می گویند.

مولکولهای چند اتمی را نیز می توان با ساختار لوویس نمایش داد.

دو اتم می توانند بیش از یک جفت الکترون به اشتراک بگذارند و تشکیل پیوند دو گانه ، سه گانه و ... بدهند مثل C₂H₂ و₄ C₂H

پیوند داتیو

پیوند داتیو هنگامی بوجود می آید که دو اتم تشکیل دهنده ی پیوند یکی دست کم دارای یک جفت الکترون ناپیوندی و دیگری دارای دست کم یک اوربیتال خالی باشد مانند کاتیون آمونیوم که از اتصال یک مولکول آمونیاک و یک یون هیدروژن بوجود می آید.

روش نامگذاری با استفاده از پیشوند ، ریشه نام عنصر و پسوند

شیمی دانها اغلب ترکیبهای مولکولی را با استفاده از پیشوندهای نوشته شده در جدول نام گذاری می کنند. پیش وند و پس وند معمولاً به ریشه ی نام عنصرهای موجود در ترکیب افزوده می شود.

معمولاً نام عنصری گفته می شود که الکترونگاتیوی آن کمتر است. اگر فرمول مولکولی مورد نظر تنها یک اتم از عنصر اول داشته باشد، از به کاربردن پیش وند مونو چشم پوشی می شود مانند کربن دی اکسید  _۲ CO

نام گذاری به روش استفاده از عدد اکسایش

به بار الکتریکی ظاهری نسبت داده شده به هر اتم عدد اکسایش آن اتم می گویند.

معمولاً عدد اکسایش -2 است.

معمولاً عدد اکسایش +2 است.

معمولاً عدد اکسایش هالوژنها -1 است.

اعداد اکسایش اتمهای دیگر را می توان در ترکیبها یا یونهای چند اتمی محاسبه کرد.

جمع بندی عددهای اکسایش در یک ترکیب خنثی باید برابر صفر و در مورد یک یون چند اتمی باید برابر بار یون باشد.

به عنوان مثال ملکولها ی CO و CO2 در این روش به ترتیب کربن (II) اکسید و کربن (Iv) اکسید نامیده می شوند.

فرمول تجربی ، فرمول مولکولی و فرمول ساختاری

فرمول تجربی افزون بر نوع و تعداد عنصرهای سازنده مولکول ، ساده ترین نسبت اتمهای موجود در آن را مشخص می کند. حال آنکه فرمول مولکولی نوع و تعداد واقعی اتمها را در مولکولهای سازنده یک ترکیب مولکولی بدست می دهد.

فرمول مولکولی = ( فرمول تجربی ) X

فرمول ساختاری اطلاعات زیادی در باره ی موقعیت اتمها در مولکول در اختیار می گذارد.

چگونه می توان شکل هندسی مولکول را پیش بینی کرد؟

معمولاً بین فرمول مولکولی یک ترکیب و شکل هندسی آن رابطه روشنی وجود ندارد. مطابق نظریه نیروی دافعه جفت الکترون های لایه ظرفیت ، نیروهای دافعه الکترو استاتیک ، موجود بین جفت الکترون های پیوندی یا ناپیوندی موجود در یک مولکول ، موجب می شود که این جفت الکترونها تا آنجا که امکان داشته باشد، از یکدیگر فاصله بگیرند.

در این روش برای سادگی به جای جفت الکترون الکترونهای پیوندی و ناپیوندی از واژه ای قلمرو الکترونی استفاده می شود.

چگونه شکل هندسی مولکول ها از روی ساختارهای لوویس آنها تعیین می شود؟

برای این کار به شیوه زیر عمل می شود.

۱ – ساختار لوویس مولکول را رسم کنید

۲ – تعداد قلمروهای الکترونی در اطراف اتم مرکزی را معین کنید

۳ – آرایش هندسی مناسب را نتیجه گیری کنید

دو قلمرو الکترونی ¬ ساختار خطی مثل CO2

سه قلمرو الکترونی ¬ ساختار سه ضلعی سطح مثل SO3

چهار قلمرو الکترونی ¬ ساختار چهار وجهی مثل CH4

جفت الکترونهای ناپیوندی نسبت به جفت الکترونهای پیوندی فضای بیشتری اشغال می کنند. در نتیجه نیروی دافعه ی بین جفتهای ناپیوندی – پیوندی اندکی بیشتر از نیروی دافعه بین جفتهای پیوندی  - پیوندی است. به عنوان مثال در H2O زاویه از

 ْ ۰۲۱ به ْ ۵/۱۰۴ کاهش یافته است.

چه نیرویی مولکولها را کنار یکدیگر نگه می دارد؟

نیروی جاذبه میان هسته ی اتم های یک مولکول و الکترون مولکول دیگر سبب می شود که مولکولها همدیگر را بربایند.

در مولکولهای قطبی ، وجود دو قطب مثبت و منفی بر نیروهای جاذبه ای موجود میان مولکول ها، نیروی جاذبه ای قویتر را اضافه می کند. اما مولکولهای دو اتمی جور هستند مانند I2 که از جمله مولکول های ناقطبی به شمار می آیند، به همان نیروهای اولیه اکتفا می کنند.

پیوندهای هیدرژنی از جمله نیروهای بین مولکولی قوی به شمار می آیند.

هنگامی که هیدروژن ، یعنی کوچک ترین اتم شناخته شده ، به فلوئور ، اکسیژن یا نیتروژن ( کوچک ترین و الکترونگاتیو ترین اتمها) متصل شود پیوندی بسیار قطبی بوجود می آید.

از این رو یک جاذبه ی دو قطبی – دو قطبی بسیار قوی میان مولکولهای دارای این گونه پیوندها بوجود می آید که به خاطر استحکام بیش از اندازه ی آن پیوند هیدروژنی نامیده می شود.

مثلاً وجود پیوند هیدروژنی بین مولکولهای H2O ، باعث بالا بودن نقطه ذوب و جوش آب نسبت به H2S  می باشد.