elektronkötés* covalent bond (egyéb elnevezések: atomkötés, elektronpárkötés, kovalens kötés, homopoláris kötés) a vegyülő atomok egy-egy párosítatlan elektronnal létrejövő kapcsolódása molekulává; közös elektronpárral létrejövő kötés. A közös elektronpár a vegyértékhéjon van, meghatározott irányú: a két atom között helyezkedik el. A közös elektronpárt kötő elektronpárnak nevezzük, szemben az vegyértékhéjon lévő nem kötő elektronpárral, amelynek szabad elektronpár a neve.

Az elektronkötéseket jellemző legfontosabb ismérvek:

■ Kötésszám a kötő elektronpárok száma.

Azt a kötést, amelyben egy elektronpár vesz részt, egyszeres kötésnek hívjuk. Ebben tehát mindkét részt vevő atom egy-egy elektronnal van jelen. A több vegyértékű atom képes több egyszeres kötést létrehozni. Ezek száma (kötésszám) attól függ, hogy hány elektron társulhat a vegyértékhéjon, a kötések kialakulásakor lévő elektronokhoz. A két kötő elektronpárral létrejövő kötést kettős, a három kötő elektronpárral létrejövőt pedig hármas kötésnek nevezzük.

Az elektronkötést a vegyülő atomok szerkezeti képletében az atomok vegyjele közötti vízszintes vonallal jelöljük (C–H). A kettős, illetve a hármas kötéseket két (C=O), illetve három (C º C) vízszintes vonallal jelöljük.

Az atom külső elektronhéján (vegyértékhéjon), vagyis a vegyértékhéjon nem lehet több nyolc elektronnál. Egy atom tehát nem létesíthet több mint négy egyszeres kötést, mivel egy egyszeres elektronkötésben két elektron van. Kívétel a hidrogén és a hélium, mert ezekben legfeljebb 2 elektron lehet vegyértékhéjon.

Ha a vegyértékhéjon nyolc elektron van, az atom telített, ez az állékony állapot, a molekula ennek elérésére törekszik, ezért jönnek létre az elektronkötések. (Ezt nevezzük nyolcas vagy nemesgázszabálynak, oktettszabály)

Egy kötést létesíthet pl. a hidrogén, a klór, kettőt az oxigén, hármat a nitrogén, négyet a szénatom.

■ Kötéstávolság (kötéshossz) az egymással kötésben lévő atomok magjai közötti közepes távolság. Ez jól meghatározott, noha az atomok egymás felé rezegnek. Az elektronkötésben is nagyon jelentős, mert ha az atomok a közepes kötéshossznál közelebb kerülnek egymáshoz, már taszítják egymást; a kötési energia csökken. A szokványos kötési távolság 0.07–0,3 nm (70–300 pm). A kettős kötések távolsága kisebb, mint az egyes kötéseké. Minél nagyobb az atom, annál messzebb vannak a magok egymástól, ezért annál hosszabb a kötéstávolság.

■ Kötési energia két atom közötti kötés képződését vagy felszakítását kísérő energiaváltozás 1 mol molekulában; az előbbi negatív, az utóbbi pozitív előjelű. Értéke: kJ/mol. Pl. H₂ kötésenergiája 438 kJ/mol, a vízzé pedig 463 kJ/mol.

A kötési energia nagysága függ az atomok méretétől (minél nagyobb az atom, annál kisebb a kötési energia, mert hosszabb a kötéstávolság), az atom töltésétől, a kötő elektronpárok számától és az elektronegativitástól, vagyis attól, hogy az atom mennyire vonzza a kötő elektronpárt. (→elektronegativitás) A kettős kötés energiája nagyobb, mint az egyszeres kötésé, de nem kétszer akkora, mert a szigma-kötés energiája nagyobb, mint a pi-kötésé.

■ Kötésszög a kapcsolódó atomok kötései által bezárt szög. Kialakulásában a szabad elektronoknak is jelentős szerepe van. A kötésszög a molekula téralakzatát határozza meg.

Az elektronkötések töltésviszonyai:

Ha a két atommag körül az elektronok eloszlása:

▪ Egyenletes, semleges elektronkötésről (apolar covalent bond, apoláris kovalens kötés) beszélünk: a kötő elektronpárok egyformán helyezkednek el a két atommag erőterében. Ilyen az azonos atomokból álló molekulák (O₂, H₂) között jön létre. Általánosabban: olyan atomok között, amelyeknek az elektronegativitása azonos vagy közel azonos.

▪ Ha nem egyenletes az elektronok eloszlása (különböző atomokból álló molekulák [HCl]), vagyis az elektronpár eltolódik valamelyik atom irányába, résztöltésű elektronkötésről (polar covalent bond, poláris kovalens kötés, polarizált atomkötés) van szó. A résztöltésű elektronkötés tehát két különböző elektronegativitású atom közötti elektronkötés.

Ebben a kötő elektronpárok többet vannak a nagyobb elektronegativitású atom körül, vagyis az eloszlás részpozitív (δ⁺) és résznegatív (δ^-). Kétsarkú molekula (dipólusmolekula) jön létre. Minél nagyobb a különbség az elektronegativitásban, annál kifejezettebb a kétsarkúság, nagyobb a résztöltés. Jellegzetes példa a víz: az oxigén (a molekula közepe) δ^-, a hidrogén (végek) δ⁺.

Az elektronkötések formái:

Kétféle elektronkötést különböztetünk meg: a szigma-kötést (σ-kötés) és a pi-kötést (π-kötés). (→pi-kötés, szigma-kötés)

■ Szigma-kötés (σ-kötés) két atomtörzs közötti egyszeres átfedő kötés; az elektronhéjak a kötés tengelye (a két atommagot összekötő egyenes) mentén fedik egymást, ennek megfelelően a legnagyobb elektronsűrűség a két atom között alakul ki. Az elektronok a tengely körül egybevágóan, ezért szabadon forognak.

Az elektronhéjak átfedése miatt az atomok elektronpályái megváltoznak, molekulapályákká alakulnak. Pl. két hidrogénatom kötődésekor a hidrogénatomok gömb alakú elektronpályái tojásdaddá alakulnak. Az ábrán a fekete pontok jelölik a hidrogénatomok magjait. Jól látható, hogy az elektronfelhő (vörössel jelölve) legnagyobbrészt a két atommag között van; itt a legnagyobb az elektronsűrűség. (Forrás: Wikipédia.) Az ilyen molekulapályát σ-molekulapályának nevezzük.

A szigma-kötés van a legalacsonyabb energiaszinten, ezért minden elektronkötésben van szigma-kötés. Kötési energiája nagyobb, mint a pi-kötésé. Egy elektronkötésben csak egy szigma-kötés lehetséges, így a szigma-kötések száma egyezik a vegység (a központi atomhoz kötődő atomok) számával. (→vegység)

■ Pi-kötés (π-kötés) szigma-kötéssel összekapcsolt két atomhoz, ugyancsak szigma-kötéssel kötődött atomok közt jön létre. Az első szerkezeti képletben két szénatom van szigma-kötéssel kötődve. Mindegyikhez két hidrogén kötődik, ugyancsak szigma-kötéssel. A pi-kötés a hidrogénatomok között jön létre. A képen látható, hogy a pi-kötés merőleges a szénatomok kötéstengelyére (a szénatomokat kapcsoló szigma-kötésre), és hogy a tengely síkjának két oldalán a kötés egybevágó, továbbá, hogy az elektronpályák a sík felett és alatt is átfednek (sötétített terület). (Forrás: Google.) A pi-kötésben tehát két átfedés van az elektronpályákban, szemben a szigma-kötés egyszeres átfedésével. A kötés a p-alhéjak elektronpályái között alakul ki. A második szerkezeti képlet azt mutatja, hogy a pi-kötés miatt a két szénatom közt kettős kötés lesz; az egyik szigma-, a másik pi-kötés.

A szervezetben a hidrogén (H), az oxigén (O), a nitrogén (N), a szén (C), a kén (S) és a foszfor (P) képezi az elektronkötések zömét. Ez a hat elem, meghatározóan az első négy, az élő szervezet tömegének 99%-át adja.