Хімічний зв'язок, взаємне тяжіння атомів, що приводить до утворення молекул і кристалів. Прийнято говорити, що в молекулі або в кристалі між сусідніми атомами існують Х. с. Валентність атома (про що детальніше сказано нижче) показує число зв'язків, що утворюються даним атомом з сусідніми атомами [див. також Валентність ]. Е. Франкленд в 1852 запропонував концепцію, згідно якої кожен елемент утворює з'єднання, зв'язуючись з певним числом еквівалентів ін. елементів, при цьому один еквівалент відповідає кількості, потрібній однією валентністю. Ф. А. Кекуле і А. Ст Р. Кольбе в 1857 відповідно до представленнями валентності висунули положення, що вуглець зазвичай має валентність 4, утворює 4 зв'язки з ін. атомами. А. С. Купер в 1858 вказав, що атоми вуглецю, зв'язуючись між собою, можуть утворювати ланцюжки. У його записі хімічні формули мали дуже велику схожість з сучасними, зв'язки зображалися рисками, відповідними валентним зв'язкам між атомами. Термін «хімічна будова» вперше ввів А. М. Бутлеров в 1861. Він підкреслював, наскільки істотно виражати будову єдиною формулою, що показує, як в молекулі з'єднання кожен атом пов'язаний з ін. атомами. Згідно Бутлерову, всі властивості з'єднання зумовлюються його молекулярною будовою; він висловив упевненість, що точну структурну формулу можна встановити за результатами вивчення доріг синтезу даного з'єднання. Наступний крок, що полягав в приписуванні молекулам просторової тривимірної структури, був зроблений в 1874 Я. Х. Вант-Гоффом і Ж. А. Ле Белем .
В 19 ст валентний зв'язок зображався рискою між символами двох хімічних елементів. Природа цього зв'язку була абсолютно невідома. Після відкриття електрона робилися багаточисельні спроби розвинути електронну теорію Х. с. Найбільш успішними були роботи Р. Н. Люіса, який в 1916 запропонував розглядати освіту Х. с., званим тепер ковалентним зв'язком, як результат того, що пара електронів стає загальною для двох атомів. Розробка квантової механіки (1925) і використання багатьох експериментальних методів (молекулярною спектроскопії, рентгенографії кристалів, газової електронографії, методів вивчення магнітних властивостей) для визначення довжин зв'язків (міжатомних відстаней), кутів між зв'язками, числа неспарених електронів і інших структурних параметрів молекул і кристалів привели до глибшого розуміння природи Х. с.
Електронна структура атомів. Електронам в атомі приписуються різні орбіталі, які характеризуються головним квантовим числом n , орбітальним квантовим числом l і магнітним квантовим числом m l (див. Квантові числа, Квантова хімія ). Є одна найбільш стійка орбіталь з n = 1, твірна До -оболочку. L -Оболочка з n = 2 включає одну орбіталь з l = 0 і m l = 0 і три з l = 1 і m l = —1, 0 і +1. Їх називають 1 s -орбіталь, 2 s -орбіталь і три 2 р -орбіталі. М-код -Оболочка складається з 3 s -орбіталі, три 3 р -орбіталей і п'яти 3 d -орбіталей. Електрон має спин з квантовим числом спину s = 1 / 2 , який може орієнтуватися відносно певного напряму двома різними шляхами — з компонентамі, що даються магнітним квантовим числом спину m s , рівним + 1 / 2 або — 1 / 2 . У атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх квантових чисел. Отже, 1 s -орбіталь, твірна До -оболочку, може бути зайнята лише одним електроном з позитивним або негативним спином або ж двома електронами (електронною парою), одним — з позитивним спином, іншим — з негативним.
Заповнення певних оболонок і підоболонок приводить до особливої стійкості атомів, що спостерігається в атомів інертних газів. У цих стійких структурах електронна конфігурація заповненої оболонки гелію 1 s 2 , неону 2 s 2 2 p 6 , аргону 3 s 2 3 p 6 криптону 3 d 10 4 s 2 4 p 6 , Ксенону 4 d 10 5 s 2 5 p 6 , радону 4 f 14 5 d 10 6 s 2 6 p 6 , ач-радону 5 f 14 6 d 10 7 s 2 7 p 6 . [Про заповнення електронних оболонок див.(дивися) також Атом, Періодична система елементів .]
Ковалентний зв'язок. В 1927 данський фізик О. Бурро виконав квантовомеханічний розрахунок молекулярного нона водню і показав, що єдиний електрон в цьому іоні На займає орбіталь, звану молекулярною орбіталью, яка тягнеться довкола обох протонів. Теоретичний розрахунок енергії зв'язку цього молекулярного іона, тобто різниці між сумарною енергією окремого атома і протона і енергією іона в його основному стані, привів до значення 255 кдж × моль -1 , що прекрасно узгоджується з експериментом. Незабаром було відмічено, що електронну структуру молекулярного іона водню можна розглянути, використовуючи хвилеву функцію основного стани атома водню. У міру зближення атома водню і протона з'являється можливість виходу електрона з області, що оточує одне ядро, в область, що оточує друге ядро, причому в кожному випадку електрон займає 1 s -орбіталь. Молекулярна орбіталь, утворена як сума цих два 1 s -орбіталей, є хорошим наближенням до молекулярної орбіталі, отриманою Бурро шляхом вирішення хвилевого рівняння Шредінгера. Якщо утворити хвилеву функцію як різниця два 1 s -орбіталей, то це, як було показано, відповідає не тяжінню, а відштовхуванню. Перша хвилева функція є симетричною лінійною комбінацією два 1 s -функций і відповідає стійкому стану, утворенню одноелектронного ковалентного зв'язку, тоді як друга функція, що є антисиметричною лінійною комбінацією тих же 1 s -функций, відповідає нестійкому стану. Інколи говорять, що утворення одноелектронної ковалентної зв'язку в молекулі водню відповідає резонансу даного електрона між двома атомними орбіталями або між двома атомами водню.
В тому ж році (1927) було виконано два квантовомеханічні розрахунки Х. с. в молекулі водню. Американський фізик Е. У. Кондон використовував метод молекулярних орбіталей, приписавши молекулі водню структуру, в якій за основу була прийнята орбіталь H 2 + , розрахована Бурро, причому до цієї орбіталі були віднесені обидва електрони з протилежними спинами. Німецькі фізики Ст Гейтлер і Ф. Лондон віднесли один електрон, з позитивним спином, до 1 s -орбіталі одного атома водню, а другий, з негативним спином, до 1 s -орбіталі ін. атома водню. Хвилева функція для даної молекули була сумою цієї функції і функції, в якій два електрони мінялися місцями, — електрон з позитивним спином відносився до другого атома, а з негативним — до першого атома. Обидва розрахунки, як Кондона, так і Гейтлера і Лондона, привели до виводу про стійкість молекули водню з енергією зв'язку, що перевищує приблизно в 1,7 разу енергію зв'язку в молекулярному іоні водню. Зв'язок між двома атомами водню в молекулі водню — прототип зв'язку з поділеною електронною парою по Люісу, зазвичай називають ковалентним зв'язком.
На підставі формальних результатів квантовомеханічного розгляду Х. с. можна зробити наступний простий вивід: атоми можуть утворювати ковалентний зв'язок (здійснювану парою електронів) за рахунок кожної стабільної орбіталі, зайнятої спочатку одним електроном; при цьому утворюється зв'язок такого типа, як описана вище для молекули водню, а її стабільність може бути пов'язана з тим же самим явищем резонансу. Іншими словами, для утворення ковалентного зв'язку необхідно наявність двох електронів з протилежними спинами і по одній стабільній орбіталі в кожного з двох зв'язуваних атомів.
Атом водню з єдиною стабільною орбіталью (1 s ) може утворювати лише один ковалентний зв'язок. Атом вуглецю і інші атоми другого періоду (бор, азот, кисень) можуть утворювати не більше чотирьох ковалентних зв'язків з використанням чотирьох орбіталей L -оболочки. Квантовомеханічний розгляд приводить також до виводу, що кожен додатковий зв'язок, що утворюється в молекулі, в загальному випадку веде до подальшої стабілізації молекули, а отже, найбільш стійкі такі електронні структури молекули, в яких всі стабільні орбіталі атомів або використані для утворення зв'язків, або заповнені неподіленими парами електронів.
Метану Ch 4 , наприклад, приписується наступна структура валентних зв'язків:
Риски означають поділені електронні пари. Можна сказати, що поділена електронна пара займає 1 s -орбіталь кожного атома водню і одну з чотирьох орбіталей L -оболочки атома вуглецю. Атоми водню, т. о., комплектують завершені До -оболочку (як в атомі гелію), а атом вуглецю, який також має неподілену пару 1 s -електронов, комплектує завершену L -оболочку (як в атомі неону).
Уявлення про гібридні орбіталі, що формують зв'язки, дає вирішення проблеми, що хвилювала хіміків і фізиків в ранній період квантової теорії. Чотири орбіталі L -оболочки діляться на два види — 2 s -орбіталь і три 2 р -орбіталі, а чотири зв'язки атома вуглецю, як показують хімічні властивості з'єднань вуглецю, виявляються однаковими. Насправді замість 2 s -орбіталі і три 2 р -орбіталей може утворюватися набір еквівалентних sp 3 -гибрідних орбіталей, називається орбіталями тетраедрів; вони направлені до вершин правильного тетраедра і володіють більшою силою зв'язку, чим s -орбіталь або р -орбіталь (Л. Полінг, 1931).
Для молекули води H 2 O можна записати наступну валентну структуру:
Атом кисню оточений двома неподіленими парами електронів і двома поділеними парами. 2 s -Орбіталь декілька стабільніша, ніж 2 р -орбіталі, так що неподілені електронні пари перш за все заповнюють 2 s -орбіталь. Якби два зв'язки в молекулі води були утворені р -орбіталямі атома кисню, то кут між зв'язками був би рівний 90°, оскільки при вугіллі 90° один відносно одного р -орбіталі мають максимальну силу зв'язку. Розрахунки показують, що максимальна стійкість досягається у тому випадку, коли орбіталі, створюючі зв'язки в молекулі води, в невеликій мірі мають також s -характер, відповідно валентний кут між зв'язками декілька більший, ніж 90°. Експериментальне значення валентного кута в молекулі H 2 O 104,5°, а валентні кути в гідридах H 2 S, H 2 Se і H 2 Te дорівнюють 92, 91 і 90° відповідно.
Подвійний ковалентний зв'язок між атомами вуглецю є в етилені C 2 H 4 , а потрійний зв'язок — в ацетилені C 2 H 2 . Валентні структури для цих молекул наступні:
В утворенні подвійного зв'язку беруть участь дві поділені електронні пари, а в утворенні потрійного зв'язку — три пари. У кожній з цих структур атом вуглецю набуває електронної конфігурації неону, будучи оточений чотирма поділеними парами електронів. Можна сказати, що атом вуглецю утворює чотири одинарні (ординарні, прості) зв'язки, направлені до вершин тетраедра. У подвійному і потрійному зв'язках є дві або три зігнуті зв'язки. Цікаво, що в цих випадках відстані між атомами вуглецю рівні відповідно 133 пм і 120 пм , що з точністю до 1 пм збігається із значеннями, відповідними зігнутим зв'язкам при нормальній довжині одинарного зв'язку 154 пм в молекулі етану. Таку відповідність підтверджує правильність вистави, що подвійний і потрійний зв'язки можуть бути описані моделлю зігнутих зв'язків.
Енергія подвійного вуглець-вуглецевого зв'язку на 73 кдж × моль -1 менше, ніж сума енергій двох одинарних зв'язків, енергія ж потрійного зв'язку на 220 кдж × моль -1 менше суми енергій трьох одинарних зв'язків. Ці відмінності в стійкості можуть бути пов'язані з напруженістю зігнутих зв'язків. Енергія напруги сприяє перетворенню кратних зв'язків на одинарних, і саме тому речовини з кратними зв'язками легко приєднують водень; такі речовини прийнято називати ненасиченими, а відповідні з'єднання, що мають лише одинарні зв'язки, наприклад етан, називаються насиченими.
Резонанс і структура бензолу. Правила побудови валентних структур на підставі уявлень про поділені пари електронів і використання стійкою орбіталі кожного з двох атомів, між якими утворюється ковалентний зв'язок, дозволяють написати структурні формули для дуже великого числа речовин, проте для деяких речовин одна валентна структура не дає сповна адекватного уявлення про властивості. Речовиною саме такий роду є, наприклад, озон O 3 . Спектроскопічні дослідження озону показали, що атоми в його молекулі розташовані під кутом 117° (кут між зв'язками в центрального атома кисню), а кожен з двох зв'язків кисень — кисень має довжину 128 пм. Є всі підстави приписати молекулі озону наступну валентну структуру:
Ця структура представляється задовільною, оскільки кожен з атомів кисню оточений чотирма парами електронів, причому деякі пари поділені, а деякі неподілені. Проте якщо приписати формальні заряди атомам, розділивши поділені пари електронів порівну між двома атомами, то центральний атом матиме позитивний заряд, а атом, пов'язаний з ним одинарним зв'язком, — негативний. Таку електронну структуру не можна рахувати сповна задовільною, оскільки міжатомна відстань, що відповідає подвійному зв'язку, має бути приблизне на 21 пм менше, ніж відстань для одинарного зв'язку, тоді як згідно із спостереженнями ці відстані рівні. Таку розбіжність можна пояснити, прийнявши і другу валентну структуру для даної молекули:
Приведені структури еквівалентні. При квантовомеханічному розгляді молекули озону їй приписується хвилева функція, яка є сумою хвилевих функцій для цих двох валентних структур. Встановлено, що подібна хвилева функція відповідає середньому значенню довжини зв'язку, одному і тому ж для обох зв'язків, і, крім того, ця хвилева функція відповідає більшій стабільності, ніж кожна з хвилевих функцій окремих валентних структур. Така додаткова стабілізація описується як енергія резонансу, відповідна резонансу молекули між двома структурами. Звідси витікає, що озон не можна задовільно описати однією валентною структурою звичайного типа, тоді як комбінація двох валентних структур приводить до задовільного опису молекули в її основному стані.
Цей факт не протіворечит основному принципу, висунутому в 1861 Бутлеровим, — кожну речовину має певна молекулярна будова, яка обумовлює властивості даної речовини (див. Хімічної будови теорія, Електронні теорії в органічній хімії ). Молекула озону в її основному стані має певну єдину будову. Воно може бути представлене однією формулою:
Стрілки в цій формулі показують, що подвійний зв'язок і одинарний зв'язок можуть мінятися місцями. Структура з подвійним зв'язком в одному положенні і одинарним зв'язком в іншому не представляє якого-небудь стану молекули озону, проте дві резонуючі валентні структури разом узяті або структурна формула, в якій символічно показано, що подвійний і одинарний зв'язки міняються місцями, дають прийнятне уявлення про дійсну єдину будову молекули озону в основному стані.
Аналогічна ситуація спостерігається при розгляді молекули бензолу, будова якої здавалася хімікам загадковою до розробки (1928—33) теорії резонансу (звана також мезомерією). Кекуле вказував, що чотиривалентність вуглецю в бензолі можна показати за допомогою структурної формули з простими і подвійними зв'язками, що чергуються. Проте таких структур може бути дві:
Були зроблені спроби виявити ізомери таких речовин, як про -діхлорбензол (атоми хлору приєднані до атомів вуглецю, зв'язаних подвійним зв'язком в разі першого ізомеру і одинарним зв'язком в разі другого). Проте виявити такі ізомери не удалося, і було визнано, що все шість вуглець-вуглецевих зв'язків в бензоловому кільці еквівалентні один одному. Детальний квантовомеханічний розгляд бензолу показав. що його молекула має гексагональну симетрію і що все шість вуглець-вуглецевих зв'язків еквівалентні. Цей факт дозволяє сказати, що основний стан молекули бензолу може бути представлене двома структурами Кекуле, що накладаються одна на одну або резонуючими між собою. Відповідно до квантовомеханічних розрахунків реальна молекула бензолу має бути приблизно на 150 кдж × моль -1 стійкіше, ніж гіпотетична молекула, що описується лише однією структурою Кекуле. Ета додаткова стійкість обумовлює підвищену опірність бензолу гідрогенізації в порівнянні із звичайними ненасиченими сполуками.
Молекула бензолу в її основному стані може бути представлена єдиною формулою, такою, як: . Кружок, проведений усередині шестикутника, означає, що дана структура описує реальну молекулу, тобто відповідає більшій стійкості в порівнянні із структурою Кекуле, і відображає еквівалентність всіх шести вуглець-вуглецевих зв'язків. Та все ж переважно бензол змальовувати двома структурами Кекуле з обмовкою, що дійсна структура молекули відповідає резонансу між цими двома структурами. Знаючи властивості, властиві одинарним зв'язкам і подвійним зв'язкам, можна передбачити властивості, що відповідають структурі Кекуле і суперпозиції двох структур Кекуле. Довжина одинарного вуглець-вуглецевого зв'язку 154 пм , а подвійному зв'язку — 133 пм . Для суперпозиції двох структур Кекуле очікується середнє значення, ближче, унаслідок резонансної стабілізації, до значення для подвійного зв'язку. Спостережуване значення 140 пм узгоджується з розрахунковим. Крім того, якщо прийняти структуру тетраедра кожного вуглецевого атома з деформованими (зігнутими) подвійними зв'язками (загальне ребро двох тетраедрів), можна передбачити, що молекула бензолу має бути плоскою з атомами вуглецю в кутах правильного шестикутника і атомами водню в кутах більшого правильного шестикутника, лежачого в тій же плоскості. Ці передбачення підтверджені дослідними даними.
Іонний зв'язок. Розплавлений хлорид натрію — хороший провідник електрики. Ету розплавлену сіль можна вважати такою, що складається з позитивних іонів натрію Na + і негативних іонів хлору Cl - в досить компактному стані, при якому в умовах термічної рівноваги кожен іон володіє можливістю повільно переміщатися. Під дією прикладеного електричного поля іони натрію пересуваються у напрямі негативного електроду, а іони хлору — у напрямі позитивного електроду, обумовлюючи провідність електричного струму.
Іон натрію Na + — це атом натрію, що втратив один електрон і що придбав стійку електронну конфігурацію неону, а іон хлору Cl - — атом хлору, що приєднав один електрон і що придбав стійку електронну конфігурацію аргону. Формула хлориду натрію NACI визначається стабільністю цих іонів і умовою електронейтральності даної речовини. Метали першої групи періодичної системи елементів Менделєєва утворюють однозарядні іони і, як прийнято говорити, мають іонну валентність +1; метали другої групи утворюють двохзарядні іони і мають іонну валентність +2, і т.д. Аналогічно галогени, елементи сьомої групи, приєднують електрон і утворюють однозарядні негативні іони, тобто мають іонну валентність —1; кисень і його аналоги можуть приєднувати два електрони з утворенням двохзарядних негативних іонів із структурою інертних газів і володіють іонною валентністю —2, і т.д. Склад солей визначається іонними валентностями їх катіонів і аніонів при дотриманні умови електронейтральності з'єднання, що утворюється.
Кулонівські сили, що діють між іонами, наприклад Na + і Cl - , приводять до того, що кожен іон притягує сусідні іони протилежного знаку і створює з них оточення. В разі хлориду натрію це приводить до стійкого впорядкованого розташування, що відповідає кристалічній структурі, при якій кожен іон має шість найближчих сусідів протилежного знаку і дванадцять сусідів того ж знаку, що знаходяться на відстані в 2 1 / 2 разу більшому. Загальна кулонівська енергія для такого розташування знаходиться підсумовуванням по парах іонів, і вона рівна —1,7476 e 2 /r для пари іонів Na + Ci - , де R — відстань між центрами іонів найближчих сусідів, е — заряд іона. Отже, кристал стабілізований кулонівським тяжінням, енергія такої системи на 75% перевищує енергію системи позитивних і негативних зарядів, що знаходяться на тих же відстанях R один від одного. Кулонівська енергія кристала NACI велика — вона складає близько 860 кдж × моль -1 , з врахуванням спорідненості хлору до електрона витрати такої енергії більш ніж достатньо для сублімації металевого натрію, іонізації його атомів і дисоціації молекул хлору на атоми, а остання енергія (410 кдж × моль -1 ) відповідає енергії утворення хлориду натрію з елементів.
Сили тяжіння іонів протилежного заряду називаються силами іонної валентності. Можна сказати, що в кристалі хлориду натрію, в якому іон натрію має координаційне число шість (тобто він оточений шістьма найближчими сусідами), загальна іонна валентність іона натрію +1 розділяється між сусідами, при цьому кожен з шести зв'язків між натрієм і прилеглим хлором можна розглядати як іонну зв'язок силоміць 1 / 6 . Негативний заряд іона хлору задовольняє шість іонних зв'язків, кожна силоміць 1 / 6 , від шести сусідніх іонів натрію. Згідно з правилом валентності, вельми істотним в неорганічній хімії, сума іонних валентностей, направлених до кожного негативного іона, має бути точно або приблизно дорівнює іонній валентності даного негативного іона.
В іонних кристалах зв'язку в дійсності не є чисто іонними. Вони носять частково ковалентний характер, про що сказано в наступному розділі.
Електронегативність і частково іонний характер зв'язків. В 20-х рр. 20 ст. коли були розвинені концепції іонної валентності і ковалентності, але ще не були відомі основні принципи електронної будови атомів і молекул, велася широка дискусія про те, як описувати молекулу, подібну Hcl — як ковалентний зв'язок, що має, або як іонний зв'язок, що має. Структура H + Ci - представлялася задовільною, оскільки було відомо про існування відповідних іонів, а іон хлору має стійку структуру аргону. Так само структура представлялася задовільною, оскільки включала поділену електронну пару, що створювало стійку конфігурацію гелію для водню і стійку конфігурацію аргону для хлору. Хлористий водень в водному розчині диссоціює на іони водню і хлору, а це дозволяє передбачати, що іонна будова може бути властивою молекулі і в газовій фазі. Діелектрична проникність газу, проте, відповідає електричному дипольному моменту, що становить лише 19% величин, очікуваною для іонної структури при відомій міжатомній відстані 127 пм . Вирішення цієї проблеми було знайдене за допомогою загальної квантовомеханічної теорії молекулярної будови. Воно зводилося до того, що дійсна будова молекули в основному стані може бути описане хвилевою функцією, що є сумою функцій, що відповідають іонній структурі і ковалентній структурі. В разі молекули Hcl зв'язок може бути описана як іонна із значною долею ковалентності або, краще сказати, як ковалентний зв'язок з невеликою долею (19%) іонності.
Дана молекула в її основному стані має, звичайно, єдине будова, яка може бути представлене єдиною формулою Н—cl. В разі ковалентного зв'язку між однаковими атомами, як в Н—Н або Cl—cl, зв'язуюча електронна пара поділена порівну між двома атомами. Ідеальний ковалентний зв'язок може бути визначена як такий зв'язок, в якому електронна пара поділена порівну між двома атомами, навіть якщо вони не однакові. Якби в Hcl здійснювався ідеальний ковалентний зв'язок, то можна було б чекати, що її енергія була б середньою між енергіями зв'язків в H 2 і Cl 2 . Дійсно, для ряду одинарних зв'язків між неоднаковими атомами енергія зв'язку дорівнює середній енергії, що відповідає зв'язкам між однаковими атомами. Прикладом може служити HI з енергією зв'язку 299 кдж × моль -1 , яка всього лише на 5 кдж × моль -1 більше середнього значення для H 2 (436) і I 2 (151). Електричний. дипольний момент молекули HI також близький до нуля, а це вказує на те, що поділена електронна пара майже в рівній мірі відноситься до обох атомів. Зв'язок в молекулі HI може бути описана як ковалентна з дуже малою мірою іонності. Коли ж зв'язок має високу міру іонності, енергія такого зв'язку значно перевищує величину, що відповідає ідеальному ковалентному зв'язку; в разі Hcl вона на 92 кдж × моль -1 більше. Ета величина, що є ентальпією утворення Hcl з елементарних речовин, є енергією резонансу при 19% іонності, тобто енергією, відповідною резонансу між іонною структурою і ідеальною ковалентною структурою.
Було встановлене, що одинарні зв'язки між неоднаковими атомами взагалі декілька міцніше, ніж середня енергія відповідних зв'язків між однаковими атомами, і що цей виграш в енергії, ентальпії освіти, в першому наближенні пропорційний квадрату різниці електроотріцательностей атомів. Значення електронегативності ( х ) можуть бути приписані елементам відповідно до таблиці. (див.). Додаткова енергія одинарного зв'язку між неоднаковими атомами приблизно дорівнює твору 100 кдж × моль -1 на квадрат різниці їх електроотріцательностей. Декілька краще наближення досягається з врахуванням члена в четвертій мірі; тоді наближене рівняння для енергії (Е) одинарного зв'язку А—В (у кдж × моль -1 ) між різними атомами А і В матиме вигляд:
Для Н—cl, наприклад, це рівняння при E (H — Н) = 436, E (Cl — Cl) = 243 і x H — x Cl = 0,9 дає значення 417 кдж × моль -1 , яке на 4% менше експериментального значення 432 кдж × моль -1 .
Спостережувані величини електричних дипольних моментів молекул показують, що міра іонності зв'язку А—В підвищується із збільшенням різниці D x = x A — x B і складає приблизно 22% для Dх = 1,0, 63% для Dх = 2,0 і 89% для Dх = 3,0. Для Hcl, наприклад, спостережуване значення електричного дипольного моменту складає 19% значень, відповідного зарядам +2 і —2 при меж'ядерном відстані для молекули 127 пм , що може бути зіставлене із значенням D x = 0.9 для Н і Cl.
