Молекулы О₂, Н₂ имеют ковалентную неполярную связь, а СО₂ – ковалентную полярную (хотя, на самом деле, молекула О=С=О в целом неполярная, т. к. она линейная и дипольные моменты С=О компенсируют друг друга). Таким образом, они слабо поляризуются, а значит между атомами одной молекулы связь значительно сильнее чем между отдельными молекулами. Поэтому, для образования жидкости или кристалла молекулы вещества нужно очень сильно замедлить.

Неполярная ковалентная связь образуется одинаковыми атомами – Н₂, N₂;

Полярная ковалентная связь образуется разными атомами – Н₂О, NН₃;

BeF₂, CO₂, C₂H₄ – неполярные молекулы, т. к. дипольные моменты малополярных связей Be=F, C=O и C-H соответственно компенсируют друг друга.

Это соли, например, Na₂SO₄ и K₂HPO₃.

Водородные соединения фосфора – РН₃, азота – NH₃. Азот более электроотрицательный элемент по сравнению с фосфором, поэтому образует с водородом более прочную связь.

Ион аммония NH₄⁺, пероксид водорода Н₂О₂.

Перхлорат калия – KClO₄, хлорат калия - KClO₃, хлорит калия – KClO₂, гипохлорит калия – KClO, хлорид калия – KCl.

Оксид углерода (II) – CO, оксид углерода (IV) – СО₂.

Фосфат кальция – Ca₃(PO₄)₂, гидрофосфат кальция – CaHPО₄, дигидрофосфат кальция – Ca[H₂PO₄]₂.

Сущность заключается в том, что ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и другого атома – акцептора, предоставляющего для этой пары свободную орбиталь.

Примеры: NH₄, NH₄Cl, Н₃О.

Водородная связь – связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатическую, частично донорно-акцепторную природу.

Водородные связи могут образовываться в тех случаях, когда атом водорода связан с электроотрицательным атомом, который смещает на себя электронной облако, создавая тем самым на водороде положительный заряд δ+.

Примеры: Н₂О, HF, HCl, HBr, HI.

Щелочны́е мета́ллы — элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы): литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, унуненний Uue.

Химические формулы для сравнения: LiH, NaH, KH, RbH, CsH.

Электроотрицательности элементов по Полингу: H – 2.1, Li – 1.0, Na – 0.9, K – 0.8, Rb – 0.8, Cs – 0.8.

Разности электроотрицательностей:

ΔX (LiH) = 2.1 – 1.0 = 1.1

ΔX (NaH) = 2.1 – 0.9 = 1.2

ΔX (KH) = 2.1 – 0.8 = 1.3

ΔX (RbH) = 2.1 – 0.8 = 1.3

ΔX (CsH) = 2.1 – 0.8 = 1.3

От лития к цезию разность электроотрицательностей возрастает. Природа связи от лития к цезию движется от ковалентной полярной в сторону ионной. При разности электроотрицательностей элементов 1.7 и выше связь считается ионной. Прочность связи от лития к цезию падает.

а) Электроотрицательности элементов по Полингу: H – 2.1, F – 4.0, Cl – 3.2, Br – 3.0, I – 2.7.

Поскольку в ряде (а) электроотрицательность элементов справа (F, Cl, Br, I, т. е. тех, что перетягивают на себя электронное облако) падает, стало быть и общие пары электронов все больше смещаются к водороду, связь при этом становится прочнее.

б) Электроотрицательности элементов по Полингу: H – 2.1, N – 3.0, P – 2.2, As – 2.0.

В данном случае полярность направлена к водороду. Общие пары электронов по ходу ряда все больше смещаются к водороду.

1) Оба элемента имеют ковалентную неполярную связь и молекулярную кристаллическую решетку. Йод подвергается возгонке (переход из твердого состояния сразу в газообразное).Температура плавления ниже у брома.

2) Оба элемента имеют ионную связь и ионную кристаллическую решетку. У KF температура плавления ниже, т. к. Na более электроотрицателен, а значит и разность электроотрицательностей с фтором ниже, связь крепче, температура плавления выше.

3) CCl₄ имеет молекулярную кристаллическую решетку, а LiCl – ионную, ионная прочнее, значит у CCl₄ температура плавления ниже.

4) У C₄H₉OH температура плавления ниже, т. к. присутствуют водородные связи.

1) Угарный газ СО (С≡О) – с.о. углерода +2, валентность углерода – III.

2) Циановодород HCN (H–C≡N) – с.о. углерода +2, валентность углерода – IV.

3) Пероксид водорода Н₂О₂ (Н-О-О-Н) – с.о. кислорода -1, валентность кислорода – II.

4) Кислород О₂ (О=О) – с.о. кислорода 0, валентность кислорода – II.

5) Водород H₂ (Н-Н) – с.о. водорода 0, валентность водорода – I.

Валентность определяется числом неспаренных электронов атома в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов.

Таким образом, в атомах P, S и Cl в возбужденном состоянии спаренные электроны на внешнем уровне могут разделяться (т. к. для них есть свободные орбитали), тогда их валентности будут равны 5, 6 и 7 соответственно.

Для атомов N, O и F характерны валентности 3, 2 и 1 соответственно.