kovalentná väzba
kovalentná väzba — typ chemickej väzby. Podľa definície Medzinárodnej únie čistej a aplikovanej chémie (IUPAC) príťažlivé pôsobenie medzi atómami sprostredkované elektrónmi. Vzniká prekryvom valenčných atómových orbitálov (vytvárajú sa väzbové elektrónové páry) a vyznačuje sa charakteristickou medziatómovou vzdialenosťou. Kovalentná väzba je typická pre molekuly nekovov (H2, Br2, B, diamant, P4), molekuly anorganických (H2O, XeF4) a organických (CH4, CH3COOH) zlúčenín, ako aj pre molekulové (viacjadrové) ióny (\(\mathrm{NH_4^+}\), \(\mathrm{SO_4^{2-}}\)). Podľa spôsobu prekryvu atómových orbitálov sa rozlišuje kovalentná väzba σ a kovalentná väzba π (známa je aj väzba δ a predpokladá sa aj existencia väzieb φ a γ). Väzba σ vzniká čelným prekryvom dvoch atómových orbitálov s alebo častí dvoch hybridných (hybridizovaných; → hybridizácia) orbitálov s rovnakým znamienkom, čím vzniká tzv. väzbový orbitál, ktorý má nižšiu energiu ako východiskové atómové orbitály a najvyššiu elektrónovú hustotu na spojnici jadier viažucich sa atómov (atómy majú spoločný elektrónový pár). Prekryvom dvoch atómových orbitálov s opačným znamienkom vzniká protiväzbový orbitál, ktorý má vyššiu energiu ako východiskové atómové orbitály. Okolo osi väzby σ je možná voľná rotácia. Väzba π vzniká tzv. bočným prekryvom atómových orbitálov p, resp. ich ramien s rovnakým znamienkom, a najvyššia elektrónová hustota je nad a pod spojnicou atómových jadier. Prekryvom ramien orbitálov p s opačným znamienkom vzniká protiväzbový orbitál. Okolo väzby π nie je možná voľná rotácia bez rozštiepenia väzby. Podľa počtu spoločných elektrónových párov sa rozoznáva jednoduchá (C−C) a násobná kovalentná väzba – dvojitá (C=C) a trojitá (C≡C). Jednoduchá väzba je väzba σ, násobná väzba (dvojitá a trojitá) je tvorená väzbou σ a väzbou π (dvojitá väzba jednou väzbou σ a jednou väzbou π, trojitá väzba jednou väzbou σ a dvoma väzbami π), atómy viažuce sa dvojitou väzbou majú teda 2 spoločné elektrónové páry, atómy viažuce sa trojitou väzbou 3 spoločné elektrónové páry. Násobná väzba sa vyskytuje v molekulách nekovov (O=O, N≡N, O=C=O), známe sú však aj násobné väzby medzi atómami kovov (Si=Si, Ge=Ge, Pb=Pb, Re=Re; Mo≡Mo, U≡Re, Re≡Re, Mo≡Sn, Mo≡Ge). Energia kovalentnej väzby je v rozmedzí približne 150 – 1 100 kJ/mol (→ väzbová energia). Jednoduchá väzba a násobné väzby sa líšia dĺžkou a energiou, napr. jednoduchá väzba C–C v molekule etánu CH3–CH3 má dĺžku 153 pm a energiu 369 kJ/mol, dvojitá väzba C=C v molekule eténu CH2=CH2 dĺžku 132 pm a energiu 620 kJ/mol, trojitá väzba C≡C v molekule etínu CH≡CH dĺžku 120 pm a energiu 835 kJ/mol. Kovalentná väzba je vždy viac alebo menej polárna, čo súvisí s elektronegativitou, t. j. so schopnosťou atómov viazaných kovalentnou väzbou priťahovať k sebe elektrónový pár vytvárajúci väzbu. Ak sú kovalentnou väzbou viazané atómy s rôznou elektronegativitou, elektrónový pár je posunutý na stranu atómu s vyššou elektronegativitou (→ polarita chemickej väzby). Podľa polarity väzby danej rozdielom (Paulingových) elektronegativít Δχ viazaných atómov sa rozlišuje nepolárna kovalentná väzba (0 ≤ Δχ < 0,4), napr. v molekulách H2, Cl2, NCl3 a CH4, a polárna kovalentná väzba (0,4 < Δχ ≤ 1,7), napr. v molekulách NH3 a H2O. Osobitným typom kovalentnej väzby je donorovo-akceptorová väzba (koordinačná väzba) v komplexoch, pri ktorej vzniku dochádza k prekryvu atómového orbitálu obsahujúceho voľný elektrónový pár (donorový atóm) a prázdneho atómového orbitálu (akceptorový atóm, zvyčajne centrálny atóm). V širšom význame sú kovalentným väzbami aj jednoelektrónová väzba (napr. v katióne \(\mathrm{H_2^+}\)) a trojelektrónová väzba (v katióne \(\mathrm{He_2^+}\)). Trojelektrónová väzba sa nachádza aj v molekule oxidu dusnatého NO (medzi atómami dusíka a kyslíka je jedna dvojelektrónová a jedna trojelektrónová väzba) a i.