Хімічна сполука ковалентного неполярного зв'язку. Типи хімічного зв'язку

Речовини молекулярної будови утворюються за допомогою особливого виду взаємозв'язку. Ковалентний зв'язок у молекулі, полярний та неполярний, також називається атомним. Ця назва походить від латинського "co" - "спільно" і "vales" - "має силу". При такому способі утворення з'єднань пара електронів ділиться між двома атомами.

Що таке ковалентний полярний та неполярний зв'язок? Якщо нове з'єднання утворюється таким чином, відбуваєтьсяузагальнення електронних пар.Зазвичай такі речовини мають молекулярну будову: Н 2 , 3 , HCl, HF, CH 4 .

Є й немолекулярні речовини, у яких атоми пов'язані в такий спосіб. Це звані атомні кристали: алмаз, діоксид кремнію, карбід кремнію. Вони кожна частка пов'язані з чотирма іншими, у результаті виходить дуже міцний кристал. Кристали з молекулярною структурою зазвичай не відрізняються високою міцністю.

Властивості такого способу утворення сполук:

• кратність;
• спрямованість;
• ступінь полярності;
• поляризованість;
• сполучення.

Кратність – це кількість поділених електронних пар. Їх може бути від однієї до трьох. У кисню до заповнення оболонки двох електронів не вистачає, тому вона буде подвійною. У азоту молекулі N 2 вона потрійна.

Поляризованість - можливість утворення ковалентного полярного зв'язку та неполярного. При цьому вона може бути більш менш полярна, ближче до іонної або навпаки - в цьому полягає властивість ступеня полярності.

Спрямованість означає, що атоми прагнуть з'єднатися таким чином, щоб між ними залишилася якомога більша електронна щільність. Про спрямованість є сенс говорити тоді, коли з'єднуються p або d-орбіталі. S-орбіталі сферично симетричні, їм усі напрями рівноцінні. У p-орбіталей неполярний або полярний ковалентний зв'язок спрямований уздовж їхньої осі, так що дві «вісімки» перекриваються вершинами. Це σ-зв'язок. Існують і менш міцні π-зв'язки. У разі p-орбіталей "вісімки" перекриваються бічними сторонами поза осі молекули. У подвійному чи потрійному випадку p-орбіталі утворюють один σ-зв'язок, а інші будуть типу π.

Поєднання - це чергування простих і кратних, що робить молекулу стабільнішою. Така властивість характерна для складних органічних сполук.

Види та способи утворення хімічних зв'язків

Полярність

Важливо!Як визначити, речовини з неполярним ковалентним чи полярним зв'язком перед нами? Це дуже просто: перша завжди виникає між однаковими атомами, а друга - між різними, що мають неоднакову електронегативність.

Приклади ковалентної неполярного зв'язку- прості речовини:

• водень Н 2;
• азот N 2;
• кисень Про 2;
• хлор Cl 2 .

Схема утворення ковалентного неполярного зв'язку показує, що за допомогою поєднання електронної пари атоми прагнуть доповнити зовнішню оболонку до 8 або 2 електронів. Наприклад, фтору не вистачає одного електрона до восьмиелектронної оболонки. Після утворення поділеної електронної пари вона заповниться. Поширена формула речовини з ковалентним неполярним зв'язком - двоатомна молекула.

Полярно зазвичай зв'язуються тільки:

• Н 2 Про;
• CH 4 .

Але бувають і винятки, такі як AlCl 3 . Алюміній має властивість амфотерності, тобто в одних з'єднаннях він поводиться як метал, а в інших - як неметал. Різниця в електронегативності в цій сполукі невелика, тому алюміній з'єднується з хлором саме так, а не за іонним типом.

У цьому випадку молекулу утворюють різні елементи, але різниця в електронегативності не така велика, щоб електрон повністю перейшов від одного атома до іншого, як у речовинах іонної будови.

Схеми утворення ковалентної структури цього показують, що електронна щільність зміщується до більш електронегативного атома, тобто поділена електронна пара знаходиться до одного з них ближче, ніж до другого. Частини молекули набувають заряду, який позначається грецькою літероюдельта. У хлороводні, наприклад, хлор стає заряджений більш негативно, а водень - більш позитивно. Заряд буде частковим, а не цілим, як у іонів.

Важливо!Не слід плутати полярність зв'язку та полярність молекули. У метані СН4, наприклад, атоми пов'язані полярно, а сама молекула неполярна.

Корисне відео: полярний та неполярний ковалентний зв'язок

Механізм освіти

Утворення нових речовин може проходити обмінним або донорно-акцепторним механізмом.У цьому об'єднуються атомні орбіталі. Виникає одна чи кілька молекулярних орбіталей. Вони відрізняються тим, що охоплюють обидва атоми. Як і на атомній, на ній може бути не більше двох електронів, причому їх спини теж повинні бути різноспрямованими.

Як визначити, який механізм задіяний? Це можна зробити за кількістю електронів на зовнішніх орбіталях.

Обмінний

І тут електронна пара на молекулярної орбіталі утворюється із двох неспарених електронів, кожен із яких належить своєму атому. Кожен із них прагне заповнити свою зовнішню електронну оболонку, зробити її стійкою восьми- або двоелектронною. Так зазвичай утворюються речовини із неполярною структурою.

Наприклад розглянемо соляну кислоту HCl. У водню на зовнішньому рівніодин електрон. У хлору – сім. Намалювавши схеми освіти ковалентної структури йому, побачимо, що з заповнення зовнішньої оболонки кожному їх бракує по одному електрону. Розподіливши між собою електронну пару, вони зможуть завершити зовнішню оболонку. За таким же принципом утворюються двоатомні молекули простих речовин, наприклад, водню, кисню, хлору, азоту та інших неметалів.

Механізм освіти

Донорно-акцепторний

У другому випадку обидва електрони є неподіленою парою і належать одному атому (донору). Інший (акцептор) має вільну орбіталь.

Формула речовини з ковалентним полярним зв'язком, утвореним таким чином, наприклад, іон амонію NH 4 +. Він утворюється з іону водню, в якому є вільна орбіталь, та аміаку NH3, що містить один «зайвий» електрон. Електронна пара з аміаку узагальнюється.

Гібридизація

Коли електронна пара узагальнюється між орбіталями різної форми, наприклад, s і р, утворюється гібридна електронна хмара sp. Такі орбіталі сильніше перекриваються, тому зв'язуються міцніше.

Так влаштовані молекули метану та аміаку. У молекулі метану СН 4 повинні були утворитися три зв'язки по p-орбітал і один по s. Натомість орбіталь гібридизується з трьома р-орбіталями, виходять три гібридні sp3-орбіталі у формі витягнутих крапель. Це тому, що електрони 2s і 2p мають близьку енергію, вони взаємодіють друг з одним при з'єднанні з іншим атомом. Тоді можна утворити гібридну орбіталь. молекула, що вийшла, має форму тетраедра, водень розташовується в його вершинах.

Інші приклади речовин із гібридизацією:

• ацетилен;
• бензол;
• алмаз;
• вода.

Для вуглецю характерна spЗ-гібридизація, тому часто зустрічається в органічних сполуках.

Корисне відео: ковалентний полярний зв'язок

Висновок

Ковалентний зв'язок, полярний чи неполярний, характерний для речовин молекулярної будови. Неполярно пов'язані атоми одного елемента, а полярно - різних, але з відмінною електронегативністю. Зазвичай у такий спосіб з'єднуються елементи-неметали, але бувають і винятки, такі як алюміній.

Вперше про таке поняття як ковалентний зв'язоквчені-хіміки заговорили після відкриття Гілберта Ньютона Льюїса, який описав як узагальнення двох електронів. Пізніші дослідження дозволили описати і сам принцип ковалентного зв'язку. Слово ковалентнийможна розглядати у рамках хімії як здатність атома утворювати зв'язки з іншими атомами.

Пояснимо на прикладі:

Є два атоми з незначними відмінностями в електронегативності (С та CL, С та Н). Як правило, це максимально близьке до будови електронної оболонки благородних газів.

За виконання цих умов виникає тяжіння ядер цих атомів до електронної пари, спільної їм. При цьому електронні хмари не просто накладаються одна на одну, як при Ковалентний зв'язок забезпечує надійне з'єднання двох атомів за рахунок того, що перерозподіляється електронна щільність і змінюється енергія системи, що викликано "втягуванням" у між'ядерний простір одного атома електронної хмари іншої. Чим ширше взаємне перекриття електронних хмар, тим зв'язок вважається міцнішою.

Звідси, ковалентний зв'язок- це освіта, що виникла шляхом взаємного усуспільнення двох електронів, що належать двом атомам.

Як правило, речовини з молекулярними кристалічними гратами утворюються за допомогою саме ковалентного зв'язку. Характерними є плавлення і кипіння при низьких температурах, погана розчинність у воді і низька електропровідність. Звідси можна дійти невтішного висновку: основу будівлі таких елементів, як германій, кремній, хлор, водень - ковалентная зв'язок.

Властивості, характерні для цього виду сполуки:

1. Насичуваність.Під цією властивістю зазвичай розуміється максимальна кількістьзв'язків, які можуть встановити конкретні атоми. Визначається ця кількість загальним числомтих орбіталей в атомі, які можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. Валентність атома, з іншого боку, може бути визначена кількістю вже використаних із метою орбіталей.
2. Спрямованість. Усі атоми прагнуть утворювати максимально міцні зв'язки. Найбільша міцність досягається у разі збігу просторової спрямованості електронних хмар двох атомів, оскільки вони перекривають один одного. Крім того, саме така властивість ковалентного зв'язку як спрямованість впливає на просторове розташування молекул, тобто відповідає за їх "геометричну форму".
3. Поляризованість.В основі цього положення лежить уявлення про те, що ковалентний зв'язок існує двох видів:

• полярна чи несиметрична. Зв'язок цього виду можуть утворювати лише атоми різних видів, тобто. ті, чия електронегативність значно різниться, або у випадках, коли загальна електронна пара несиметрично розділена.
• виникає між атомами, електронегативність яких практично дорівнює, а розподіл електронної густини рівномірно.

Крім того, існують певні кількісні:

• Енергія зв'язку. Цей параметр характеризує полярний зв'язок з погляду її міцності. Під енергією розуміється та кількість тепла, яка була потрібна для руйнування зв'язку двох атомів, а також та кількість тепла, що було виділено при їх з'єднанні.
• Під довжиною зв'язокі в молекулярної хіміїрозуміється довжина прямої між ядрами двох атомів. Цей параметр також характеризує міцність зв'язку.
• Дипольний момент- Величина, яка характеризує полярність валентного зв'язку.

План лекції:

1. Поняття ковалентного зв'язку.

2. Електронегативність.

3. Полярний та неполярний ковалентний зв'язок.

Ковалентна зв'язок утворюється рахунок загальних електронних пар, що у оболонках зв'язуваних атомів.

Вона може бути утворена атомами одного всього елемента і тоді вона неполярна; наприклад, такий ковалентний зв'язок існує в молекулах одноелементних газів H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 та ін.

Ковалентний зв'язок може бути утворений атомами різних елементів, подібних за хімічним характером, і тоді він полярний; наприклад, такий ковалентний зв'язок існує в молекулах H 2 O, NF 3 CO 2 .

Необхідно запровадити поняття електронегативності.

Електронегативність – це здатність атомів хімічного елемента відтягувати себе загальні електронні пари, що у освіті хімічного зв'язку.

ряд електронегативностей

Елементи з більшою електронегативністю відтягуватимуть загальні електрони від елементів із меншою електронегативністю.

Для наочного зображення ковалентного зв'язку в хімічних формулах використовуються точки (кожна точка відповідає валентному електрону, а також характеристика відповідає загальній електронній парі).

приклад.Зв'язки в молекулі Cl 2 можна зобразити так:

Такі записи формул є рівнозначними. Ковалентні зв'язки мають просторову спрямованість. В результаті ковалентного зв'язування атомів утворюються або молекули, або атомні кристалічні грати зі строго певним геометричним розташуванням атомів. Кожній речовині відповідає своя структура.

З позиції теорії Бора утворення ковалентного зв'язку пояснюється тенденцією атомів перетворювати свій зовнішній шар на октет (повне заповнення до 8 електронів). Обидва атоми представляють для утворення ковалентного зв'язку по одному неспареному електрону, і обидва електрони стають загальними.
приклад. Утворення молекули хлору.

Крапками позначені електрони. При розстановці слід дотримуватися правила: електрони ставляться у певній послідовності - зліва, зверху, справа, знизу по одному, потім додають по одному, неспарені електрони і беруть участь в утворенні зв'язку.

Нова електронна пара, що виникла з двох неспарених електронів, стає загальною для двох атомів хлору. Існує кілька способів утворення ковалентних зв'язків рахунок перекривання електронних хмар.

σ – зв'язок значно міцніший π-зв'язку, причому π-зв'язок може бути тільки з σ-зв'язком, За рахунок цього зв'язку утворюються подвійні та потрійні кратні зв'язки.

Полярні ковалентні зв'язки утворюються між атомами із різною електронегативністю.

За рахунок усунення електронів від водню до хлору атом хлору заряджається частково негативно, водню-частково позитивно.

Полярний та неполярний ковалентний зв'язок

Якщо двоатомна молекула складається з атомів одного елемента, то електронна хмара розподіляється у просторі симетрично щодо ядер атомів. Такий ковалентний зв'язок називається неполярним. Якщо ковалентний зв'язок утворюється між атомами різних елементів, то загальна електронна хмара зміщена у бік одного з атомів. У цьому випадку ковалентний зв'язок є полярним. Для оцінки здатності атома притягувати себе загальну електронну пару використовують величину електронегативності.

У результаті утворення полярного ковалентного зв'язку більш електронегативний атом набуває часткового негативного заряду, а атом з меншою електронегативністю - частковий позитивний заряд. Ці заряди прийнято називати ефективними зарядами атомів у молекулі. Вони можуть мати дрібну величину. Наприклад, у молекулі HСl ефективний заряд дорівнює 0,17e (де - заряд електрона Заряд електрона дорівнює 1,602 . 10 -19 Кл.):

Система з двох рівних за величиною, але протилежних за знаком зарядів, розташованих на певній відстані один від одного, називається електричним диполем. Вочевидь, що полярна молекула є мікроскопічним диполем. Хоча сумарний заряд диполя дорівнює нулю, в навколишньому просторі існує електричне поле, напруженість якого пропорційна дипольному моменту m:

В системі СІ дипольний момент вимірюється в Кл×м, але зазвичай для полярних молекул як одиниця виміру використовується дебай (одиниця названа на честь П. Дебая):

1 D = 3,33×10 –30 Кл×м

Дипольний момент є кількісною мірою полярності молекули. Для багатоатомних молекул дипольний момент є векторною сумою дипольних моментів хімічних зв'язків. Тому, якщо молекула симетрична, то вона може бути неполярною, навіть якщо кожен з її зв'язків має значний дипольний момент. Наприклад, у плоскій молекулі BF 3 або лінійній молекулі BeCl 2 сума дипольних моментів зв'язків дорівнює нулю:

Аналогічно, нульовий дипольний момент мають тетраедричні молекули CH4 і CBr4. Однак, порушення симетрії, наприклад, у молекулі BF 2 Cl, обумовлює дипольний момент, відмінний від нуля.

Граничним випадком ковалентного полярного зв'язку є іонний зв'язок. Вона утворюється атомами, електронегативності яких значно різняться. При утворенні іонного зв'язку відбувається майже повний перехід сполучної електронної пари до одного з атомів, і утворюються позитивний та негативний іони, що утримуються поблизу один одного електростатичними силами. Оскільки електростатичне тяжіння до даного іону діє на будь-які іони протилежного знака незалежно від напрямку, іонний зв'язок, на відміну від ковалентного, характеризується неспрямованістюі ненасичення. Молекули з найбільш вираженим іонним зв'язком утворюються з атомів типових металів та типових неметалів (NaCl, CsF тощо), тобто. коли відмінність в електронегативності атомів велика.

Ковалентний зв'язокутворюється при взаємодії неметалів. Атоми неметалів мають високу електронегативність і прагнуть заповнити зовнішній електронний шар рахунок чужих електронів. Два таких атоми можуть перейти у стійкий стан, якщо об'єднають свої електрони .

Розглянемо виникнення ковалентного зв'язку в простих речовин.

1.Освіта молекули водню.

Кожен атом водню має один електрон. Для переходу у стійкий стан йому потрібний ще один електрон.

При зближенні двох атомів електронні хмари перекриваються. Утворюється загальна електронна пара, яка пов'язує атоми водню молекулу.

У просторі між двома ядрами загальні електрони бувають частіше, ніж у інших місцях. Там формується область з підвищеною електронною щільністюта негативним зарядом. Позитивно заряджені ядра притягуються до неї і утворюється молекула.

При цьому кожен атом отримує завершений двоелектронний зовнішній рівень і перетворюється на стійкий стан.

Ковалентна зв'язок рахунок освіти однієї загальної електронної пари називається одинарної .

Загальні електронні пари (ковалентні зв'язки) утворюються за рахунок неспарених електронів, розташованих на зовнішніх енергетичних рівнях атомів, що взаємодіють.

У водню – один неспарений електрон. Для інших елементів їхнє число дорівнює 8 - № групи.

Неметали VIIА групи (галогени) мають на зовнішньому шарі один неспарений електрон.

У неметалів VIАгрупи (кисень, сірка) таких електронів два.

У неметалів VА групи (азот, фосфор) – три неспарені електрони.

2.Освіта молекули фтору.

атом фтору на зовнішньому рівні має сім електронів. Шість із них утворюють пари, а сьомий неспарений.

При поєднанні атомів утворюється одна загальна електронна пара, тобто виникає одна ковалентна зв'язок. Кожен атом отримує завершений восьмиелектронний зовнішній шар. Зв'язок у молекулі фтору теж одинарний. Такі ж одинарні зв'язки існують у молекулах хлору, брому та йоду .

Якщо атоми мають кілька неспарених електронів, то утворюються дві чи три загальні пари.

3.Освіта молекули кисню.

У атома киснюна зовнішньому рівні - два неспарені електрони.

При взаємодії двох атомів кисню виникають дві загальні електронні пари. Кожен атом заповнює свій зовнішній рівень до восьми електронів. Зв'язок у молекулі кисню подвійний.

Атоми більшості елементів немає окремо, оскільки можуть взаємодіяти між собою. При цьому взаємодії утворюються складніші частинки.

Природа хімічного зв'язку полягає у дії електростатичних сил, що є силами взаємодії між електричними зарядами. Такі заряди мають електрони та ядра атомів.

Електрони, розташовані на зовнішніх електронних рівнях (валентні електрони) перебуваючи далі від ядра, найслабше з ним взаємодіють, а значить здатні відриватися від ядра. Саме вони відповідають за зв'язування атомів один з одним.

Типи взаємодії у хімії

Типи хімічного зв'язку можна подати у вигляді наступної таблиці:

Характеристика іонного зв'язку

Хімічна взаємодія, що утворюється через тяжіння іонів, що мають різні заряди, називається іонним. Таке відбувається, якщо зв'язуються атоми мають суттєву різницю в електронегативності (тобто здатності притягувати електрони) і електронна пара переходить до електронегативнішого елементу. Результатом такого переходу електронів від одного атома до іншого є утворення заряджених частинок – іонів. Між ними і виникає тяжіння.

Найменшими показниками електронегативності мають типові метали, а найбільшими – типові неметали. Іони, таким чином, утворюються при взаємодії між типовими металами та типовими неметалами.

Атоми металу стають позитивно зарядженими іонами (катіонами), віддаючи електрони зовнішніх електронних рівнів, а неметали приймають електрони, перетворюючись таким чином на негативно зарядженііони (аніони).

Атоми переходять у більш стійкий енергетичний стан, завершуючи свої електронні конфігурації.

Іонна зв'язок ненаправлена ​​і насичувана, оскільки електростатична взаємодія відбувається на всі боки, відповідно іон може притягувати іони протилежного знака у всіх напрямах.

Розташування іонів таке, що довкола кожного знаходиться певна кількістьпротилежно заряджених іонів. Поняття «молекула» для іонних сполук сенсу не має.

Приклади освіти

Утворення зв'язку в хлориді натрію (nacl) обумовлено передачею електрона від атома Na атом Cl з утворенням відповідних іонів:

Na 0 - 1 е = Na + (катіон)

Cl 0 + 1 е = Cl - (аніон)

У хлориді натрію довкола катіонів натрію розташовано шість аніонів хлору, а навколо кожного іону хлору - шість іонів натрію.

При утворенні взаємодії між атомами в сульфіді барію відбуваються такі процеси:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Віддає свої два електрони сірці в результаті чого утворюються аніони сірки S 2- і катіони барію Ba 2+ .

Металевий хімічний зв'язок

Число електронів зовнішніх енергетичних рівнів металів невелике, вони легко відриваються від ядра. В результаті такого відриву утворюються іони металу та вільні електрони. Ці електрони називаються "електронним газом". Електрони вільно переміщаються за обсягом металу і постійно зв'язуються та відриваються від атомів.

Будова речовини металу така: кристалічна решіткає кістяком речовини, а між її вузлами електрони можуть вільно переміщатися.

Можна навести такі приклади:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs - e<->Cs +

Ca - 2e<->Ca 2+

Fe - 3e<->Fe 3+

Ковалентна: полярна та неполярна

Найбільш поширеним видом хімічної взаємодії є ковалентний зв'язок. Значення електронегативності елементів, що вступають у взаємодію, відрізняються не різко, у зв'язку з цим відбувається лише зміщення загальної електронної пари до більш негативного атома.

Ковалентна взаємодія може утворюватися за обмінним механізмом або за донорно-акцепторним.

Обмінний механізм реалізується, якщо у кожного з атомів є неспарені електрони на зовнішніх електронних рівнях і перекриття атомних орбіталей призводить до виникнення пари електронів, що вже належать обом атомам. Коли ж у одного з атомів є пара електронів на зовнішньому електронному рівні, а в іншого — вільна орбіталь, то при перекриванні атомних орбіталей відбувається узагальнення електронної пари та взаємодія щодо донорно-акцепторного механізму.

Ковалентні поділяються за кратністю на:

• прості чи одинарні;
• подвійні;
• потрійні.

Подвійні забезпечують узагальнення одразу двох пар електронів, а потрійні – трьох.

За розподілом електронної щільності (полярності) між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на:

• неполярну;
• полярну.

Неполярний зв'язок утворюють однакові атоми, а полярний - різні за електронегативністю.

Взаємодія близьких по електронегативності атомів називають неполярним зв'язком. Загальна пара електронів у такій молекулі не притягнута до жодного з атомів, а належить однаково обом.

Взаємодія елементів, що розрізняються по електронегативності, призводить до утворення полярних зв'язків. Загальні електронні пари при такому типі взаємодії притягуються електронегативнішим елементом, але повністю до нього не переходять (тобто утворення іонів не відбувається). Через війну такого зміщення електронної щільності на атомах з'являються часткові заряди: більш електронегативному — негативний заряд, але в менш — позитивний.

Властивості та характеристика ковалентності

Основні характеристики ковалентного зв'язку:

• Довжина визначається відстанню між ядрами атомів, що взаємодіють.
• Полярність визначається зміщенням електронної хмари одного з атомів.
• Спрямованість - властивість утворювати орієнтовані просторі зв'язку і, відповідно, молекули, мають певні геометричні форми.
• Насичуваність визначається здатністю утворювати обмежену кількість зв'язків.
• Поляризуемість визначається здатністю змінювати полярність під дією зовнішнього електричного поля.
• Енергія необхідна руйнування зв'язку, що визначає її міцність.

Прикладом ковалентної неполярної взаємодії можуть бути молекули водню (H2), хлору (Cl2), кисню (O2), азоту (N2) та багато інших.

H · + · H → H-H молекуламає одинарний неполярний зв'язок,

O: + :O → O=O молекула має подвійну неполярну,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула має потрійну неполярну.

Як приклади ковалентного зв'язку хімічних елементівможна навести молекули вуглекислого (CO2) і чадного (CO) газу, сірководню (H2S), соляної кислоти(HCL), води (H2O), метану (CH4), оксиду сірки (SO2) та багатьох інших.

У молекулі CO2 взаємозв'язок між вуглецем і атомами кисню ковалентна полярна, оскільки більш негативний водень притягує до себе електронну щільність. Кисень має два неспарені електрони на зовнішньому рівні, а вуглець може надати для утворення взаємодії чотири валентні електрони. В результаті утворюються подвійні зв'язки та молекула виглядає так: O = C = O.

Щоб визначитися з типом зв'язку у тій чи іншій молекулі, досить розглянути складові її атоми. Прості речовини метали утворюють металеву, метали з неметалами - іонну, прості речовини неметали - ковалентну неполярну, а молекули, що складаються з різних неметалів, утворюються за допомогою ковалентного полярного зв'язку.