Kovalenttinen koordinaattisidos vs kovalenttinen sidos
Amerikkalaisen kemistin G. N. Lewisin ehdotuksen mukaan atomit ovat stabiileja, kun niiden valenssikuoressa on kahdeksan elektronia. Useimmissa atomeissa on alle kahdeksan elektronia valenssikuorissaan (paitsi jaksollisen järjestelmän ryhmän 18 jalokaasut); siksi ne eivät ole vakaita. Näillä atomeilla on taipumus reagoida toistensa kanssa, tulla vakaiksi. Siten jokainen atomi voi saavuttaa jalokaasuelektronisen konfiguraation. Kovalenttiset sidokset ovat tärkeimpiä kemiallisia sidoksia, jotka yhdistävät atomeja kemiallisessa yhdisteessä.
Polariteetti syntyy elektronegatiivisuuden eroista. Elektronegatiivisuus antaa mittauksen atomin vetämään elektroneja sidoksessa. Yleensä Paulingin asteikkoa käytetään osoittamaan elektronegatiivisuusarvot. Jaksotaulukossa on kuvio siitä, kuinka elektronegatiivisuusarvot muuttuvat. Vasemm alta oikealle jakson läpi elektronegatiivisuusarvo kasvaa. Siksi halogeeneilla on suuremmat elektronegatiivisuusarvot jaksossa, ja ryhmän 1 alkuaineilla on verrattain alhaiset elektronegatiivisuusarvot. Ryhmässä elektronegatiivisuusarvot laskevat. Kun kaksi samaa atomia tai atomeja, joilla on sama elektronegatiivisuus, muodostavat sidoksen niiden välille, nämä atomit vetävät elektroniparia samalla tavalla. Siksi niillä on taipumus jakaa elektronit ja tällaiset sidokset tunnetaan ei-polaarisina kovalenttisina sidoksina.
Kovalenttinen sidos
Kun kaksi atomia, joilla on samanlainen tai erittäin pieni elektronegatiivisuuden ero, reagoivat keskenään, ne muodostavat kovalenttisen sidoksen jakamalla elektroneja. Molemmat atomit voivat saada jalokaasuelektronisen konfiguraation jakamalla elektroneja tällä tavalla. Molekyyli on tuote, joka syntyy kovalenttisten sidosten muodostumisesta atomien välille. Esimerkiksi kun samat atomit yhdistyvät muodostamaan molekyylejä, kuten Cl2, H2 tai P4, jokainen atomi on sitoutunut toiseen kovalenttisella sidoksella.
Kovalenttinen koordinaattisidos
Tämä on myös eräänlainen kovalenttinen sidos, jossa sidoksen kaksi elektronia ovat vain yhden atomin luovuttamia. Tämä tunnetaan myös datiivisidoksena. Tämän tyyppiset kovalenttiset sidokset muodostuvat, kun Lewis-emäs luovuttaa elektroniparin Lewis-hapolle. Siksi tämä voidaan selittää myös Lewis-hapon ja Lewis-emäksen välisenä sidoksena. Teoriassa luovuttavan atomin ja ei-luovuttavan atomin näyttämiseksi laitamme positiivisen varauksen luovuttavalle atomille ja negatiivisen varauksen toiselle atomille. Esimerkiksi kun ammoniakki luovuttaa typen yksittäisen elektroniparin BF3 bariumiin, tuloksena on koordinaattikovalenttinen sidos. Muodostumisen jälkeen tämä sidos on samanlainen kuin polaarinen kovalenttinen sidos, eikä sitä voida erottaa erillisenä sidoksena, vaikka sillä on erillinen nimi.
Mitä eroa on kovalenttisella sidoksella ja koordinaattisella kovalenttisella sidoksella?
• Kovalenttisessa sidoksessa molemmat atomit tuottavat sidoksessa saman määrän elektroneja, mutta koordinaattikovalenttisessa sidoksessa yksi atomi luovuttaa kaksi elektronia.
• Kovalenttisessa sidoksessa kahden atomin elektronegatiivisuusero voi olla nolla tai hyvin pieni arvo, mutta koordinaattikovalenttisessa sidoksessa muodostuu polaarisen kovalenttisen sidoksen tyyppi.
• Jotta koordinaattikovalenttinen sidos muodostuisi, molekyylin atomilla tulee olla yksinäinen pari.
