КОВАЛEНТНАЯ СВЯЗЬ (от лат. со- - приставка, означающая совместность, и valens - имеющий силу), тип химической связи, характеризуемый увеличением электронной плотности в области между химически связанными атомами в молекуле по сравнению с распределением электронной плотности в своб. атомах. Уменьшение энергии системы при образовании ковалентной связи не может быть описано электростатич. моделью и требует учета квантовых св-в молекулы, напр. симметрии многоэлектронной волновой ф-ции относительно перестановок индексов электронов.
В рамках классич. теории хим. строения ковалентная связь объясняется как образование электронных пар, общих для связываемых атомов и достраивающих их электронные оболочки в молекуле до замкнутых (с числом электронов 8, 18 и т.д.). Квантовохим. описание ковалентной связи проводят обычно в рамках метода валентных связей (валентных схем) или методов мол. орбиталей. В последнем случае ковалентную связь связывают с мол. орбиталью, локализованной в области, охватывающей неск. (два, три и т.д.) ядер (двухцентровые, трехцентровые и т.д. связи). Такая мол. орбиталь м. б. заполнена одним или двумя электронами. Все электронымолекулы одинаковы, однако обычно считают, что при образовании электронной пары от каждого атома на мол. орбиталь поставляется по одному электрону, и отдельно выделяют случай донорно-акцепторной
связи (см. Координационная связь), когда оба электрона поставляются одним из атомов. В зависимости от числа образующихся для данной ковалентной связи электронных пар говорят об ординарной (простой) и кратных связях (двойной, тройной).
Идеальная ковалентная связь существует лишь в гомоядерных системах, напр. Н2, Н+2, Н+3, С2, N2 и т.д. Если атомы в молекуле различны, электронная плотность смещается к одному из ядер атомов, между к-рыми образуется ковалентная связь, т. е. происходит поляризация связи. Случаю предельной поляризации отвечает идеальная ионная связь. Характер поляризации ковалентной связи существенно связан с конкретным электронным и колебат. состояниями молекулы. Так, молекула СО при малых межъядерных расстояниях (близких к равновесному) м. б. описана как Сd- Оd+, а при расстояниях несколько больших равновесного - как Сd+ Оd- (d - эффективный заряд атома в молекуле). При приближении к диссоциац. пределу d стремится к нулю и молекула диссоциирует на нейтральные атомы. Гомоядерная молекула Н2 в возбужденных электронных состояниях может диссоциировать на Н+ и Н- и т. п. Характер поляризации ковалентной связи может меняться при переходе молекулы в к.-л. из ее возбужденных состояний.
Сложность этой картины связана с тем, что представление о ковалентной связи (как и об ионной связи) возникло в классич. химии и выделялось не по особенностям электронного распределения, а по специфике хим. поведения молекул при нормальных условиях, когда в осн. заселены низшие электронно-колебат. состояния. Представление о ковалентной связи корректно определено вблизи равновесной конфигурации для тех молекул, у к-рых смещения ядер от положения равновесия малы.
Одно из существ. св-в ковалентной связи-ее насыщаемость: при ограниченном числе валентных электронов в областях между ядрами образуется ограниченное число электронных пар вблизи каждого атома. Именно это число тесно связано с традиц. понятием валентностиатома в молекуле. Др. важное св-во ковалентной связи - ее направленность в пространстве, проявляющаяся в примерно одинаковом геом. строении родственных по составу мол. фрагментов. Напр., фрагмент СН2 в разл. насыщ. углеводородах имеет примерно одно и то же строение. Направленность ковалентной связи часто связывают с гибридизацией атомных орбиталей, из к-рых составляется мол. орбиталь, отвечающая ковалентной связи.
Лит. см. при ст. Химическая связь. Н.Ф. Степанов.
=== Исп. литература для статьи «КОВАЛEНТНАЯ СВЯЗЬ»: нет данных