Ηλεκτρονιακοί τύποι - σχήματα μορίων

Σε αυτή την ενότητα θα δούμε πώς μπορούμε να «ζωγραφίσουμε» ένα μόριο: πρώτα να παραστήσουμε τα ηλεκτρόνια σθένους και τους δεσμούς με τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis και, στη συνέχεια, να προβλέψουμε το σχήμα (γεωμετρία) του μορίου στον χώρο με τη θεωρία VSEPR. 🧩

Ηλεκτρόνια σθένους – το «κλειδί» του χημικού δεσμού

Τα ηλεκτρόνια σθένους αποτελούν το κλειδί της χημικής συμπεριφοράς των στοιχείων. Η ακριβής περιγραφή του τρόπου σύνδεσης των ατόμων είναι πολύπλοκο θέμα, μια όμως καλή προσέγγιση δίνει η ηλεκτρονιακή θεωρία του σθένους (Kossel, Lewis).

Βασική παραδοχή

Στους χημικούς δεσμούς συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους (τα ηλεκτρόνια της τελευταίας στιβάδας).

Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis

Για τη γραφή των ηλεκτρονιακών τύπων ο Lewis εισήγαγε απλά σύμβολα για τα στοιχεία (σύμβολα Lewis), όπου τα ηλεκτρόνια σθένους συμβολίζονται με τελείες γύρω από το σύμβολο του στοιχείου.

Ορισμός – Ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis

Ηλεκτρονιακός τύπος κατά Lewis ενός μορίου (ή ιόντος) είναι η παράσταση στην οποία απεικονίζονται με τελείες τα ηλεκτρόνια σθένους όλων των ατόμων και ο τρόπος που αυτά διαμοιράζονται για τον σχηματισμό των δεσμών.

Στους τύπους Lewis διακρίνουμε δύο είδη ζευγών ηλεκτρονίων:

Κοινά ή δεσμικά ζεύγη: τα ζεύγη ηλεκτρονίων που μοιράζονται μεταξύ δύο ατόμων και συγκροτούν τον ομοιοπολικό δεσμό. Κάθε δεσμικό ζεύγος παριστάνεται με μία απλή γραμμή (παύλα).
Μονήρη ή μη δεσμικά ζεύγη: τα ζεύγη ηλεκτρονίων που ανήκουν μόνο σε ένα άτομο και δεν συμμετέχουν σε δεσμό. Παριστάνονται με δύο τελείες.

Σύμβαση παράστασης

Κάθε απλή γραμμή (παύλα) παριστάνει ένα δεσμικό (κοινό) ζεύγος ηλεκτρονίων: απλός δεσμός $-$ , διπλός $=$ , τριπλός $\equiv$ .
Κάθε ζεύγος τελειών ( $..$ ) παριστάνει ένα μονήρες (μη δεσμικό) ζεύγος.
Για όλα τα ηλεκτρόνια χρησιμοποιούμε το ίδιο σύμβολο (την τελεία), ανεξάρτητα από το άτομο στο οποίο ανήκουν.

Ο κανόνας της οκτάδας

Κανόνας της οκτάδας

Τα άτομα αποβάλλουν ή προσλαμβάνουν ηλεκτρόνια (ετεροπολικός δεσμός), ή αμοιβαία συνεισφέρουν ηλεκτρόνια (ομοιοπολικός δεσμός), προκειμένου να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου, δηλαδή οκτώ ηλεκτρόνια στην τελευταία τους στιβάδα. Εξαιρείται η στιβάδα $K$ , που συμπληρώνεται με δύο ηλεκτρόνια.

Ο κανόνας δεν είναι απόλυτος

Υπάρχουν ενώσεις όπου τα άτομα δεν αποκτούν δομή ευγενούς αερίου (δεν ισχύει ο κανόνας της οκτάδας). Σε κάθε περίπτωση όμως, όταν δημιουργείται χημικός δεσμός, το σύστημα οδηγείται σε σταθερότερη κατάσταση. Η θεωρία Lewis εφαρμόζεται ικανοποιητικά κυρίως για ενώσεις στοιχείων των τριών πρώτων περιόδων του περιοδικού πίνακα.

Απλά παραδείγματα ηλεκτρονιακών τύπων

Μόριο υδρογόνου $H_2$

Κάθε άτομο υδρογόνου έχει ένα ηλεκτρόνιο σθένους. Τα δύο άτομα συνεισφέρουν από ένα ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα κοινό (δεσμικό) ζεύγος. Έτσι κάθε υδρογόνο αποκτά τη σταθερή δομή του ηλίου (2 ηλεκτρόνια):

\text{H} - \text{H}

Υδροχλώριο $HCl$

Το χλώριο έχει 7 ηλεκτρόνια σθένους. Ένα από αυτά σχηματίζει κοινό ζεύγος με το υδρογόνο, ενώ τα υπόλοιπα έξι παραμένουν ως τρία μονήρη ζεύγη πάνω, κάτω και πλευρικά στο άτομο του χλωρίου:

\text{H} - \overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{Cl}}} \,\, ..

Εδώ το χλώριο έχει οκτάδα (1 δεσμικό + 3 μονήρη ζεύγη = 8 ηλεκτρόνια) και το υδρογόνο δυάδα.

Νερό $H_2O$

Το οξυγόνο έχει 6 ηλεκτρόνια σθένους. Σχηματίζει δύο απλούς δεσμούς με τα δύο άτομα υδρογόνου και του απομένουν δύο μονήρη ζεύγη (πάνω και κάτω):

\text{H} - \overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{O}}} - \text{H}

Το οξυγόνο έχει οκτάδα (2 δεσμικά + 2 μονήρη ζεύγη), κάθε υδρογόνο δυάδα.

Αμμωνία $NH_3$

Το άζωτο έχει 5 ηλεκτρόνια σθένους. Σχηματίζει τρεις απλούς δεσμούς με τρία άτομα υδρογόνου και του απομένει ένα μονήρες ζεύγος (στην κορυφή):

\overset{\textstyle ..}{\text{N}}

\text{H} - \text{N} - \text{H}

Πιο συμπαγώς, με το μονήρες ζεύγος πάνω από το άζωτο και τα τρία υδρογόνα γύρω του, το άζωτο συμπληρώνει οκτάδα (3 δεσμικά + 1 μονήρες ζεύγος).

Διοξείδιο του άνθρακα $CO_2$

Ο άνθρακας (κεντρικό άτομο) έχει 4 ηλεκτρόνια σθένους, κάθε οξυγόνο 6. Για να αποκτήσουν όλα τα άτομα οκτάδα σχηματίζονται δύο διπλοί δεσμοί. Κάθε οξυγόνο διατηρεί δύο μονήρη ζεύγη:

\overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{O}}} = \text{C} = \overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{O}}}

Άζωτο $N_2$

Κάθε άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνια σθένους. Τα δύο άτομα σχηματίζουν τριπλό δεσμό (τρία κοινά ζεύγη) και το καθένα διατηρεί ένα μονήρες ζεύγος:

.. \, \text{N} \equiv \text{N} \, ..

Με τον τριπλό δεσμό και ένα μονήρες ζεύγος, κάθε άτομο αζώτου έχει οκτάδα (3 δεσμικά + 1 μονήρες ζεύγος).

Δοτικός (ημιπολικός) ομοιοπολικός δεσμός

Με τους τύπους Lewis μπορούμε να περιγράψουμε τον σχηματισμό του χλωριούχου αμμωνίου $NH_4Cl$ από $NH_3$ και $HCl$ . Το άζωτο της αμμωνίας διαθέτει το μονήρες του ζεύγος στο κατιόν $H^+$ :

NH_3 + HCl \rightarrow NH_4Cl

Δοτικός (ημιπολικός) ομοιοπολικός δεσμός

Είναι ομοιοπολικός δεσμός στον οποίο το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων δεν προκύπτει με αμοιβαία συνεισφορά, αλλά με προσφορά του ενός μόνο ατόμου. Συμβολίζεται $N \rightarrow H$ .

Προσοχή

Σήμερα ο δοτικός δεσμός δεν θεωρείται ξεχωριστό είδος δεσμού, αλλά ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού. Στο κατιόν αμμωνίου $NH_4^+$ και τα τέσσερα άτομα υδρογόνου είναι συνδεδεμένα με το άζωτο με τον ίδιο ακριβώς τρόπο· διαφέρει μόνο η προέλευση του κοινού ζεύγους.

Κανόνες – Βήματα για τη γραφή των τύπων κατά Lewis

Για πιο πολύπλοκα μόρια ή ιόντα ακολουθούμε την εξής σειρά πρακτικών κανόνων:

Βήματα γραφής ηλεκτρονιακού τύπου Lewis

Μετράμε τα συνολικά ηλεκτρόνια σθένους όλων των ατόμων του μορίου.
- Αν έχουμε ανιόν, προσθέτουμε τόσα ηλεκτρόνια όσο το (αρνητικό) φορτίο.
- Αν έχουμε κατιόν, αφαιρούμε τόσα ηλεκτρόνια όσο το (θετικό) φορτίο.
Βρίσκουμε το κεντρικό άτομο: είναι αυτό με δείκτη 1 στον μοριακό τύπο. Αν δύο άτομα έχουν δείκτη 1, επιλέγουμε το λιγότερο ηλεκτραρνητικό. Το υδρογόνο δεν είναι ποτέ κεντρικό άτομο.
Συνδέουμε το κεντρικό άτομο με τα περιφερειακά με απλούς δεσμούς (δεσμικά ζεύγη). Όταν υπάρχουν οξυγόνο και υδρογόνο, συνήθως συνδέουμε τα $H$ με τα $O$ και αυτά με το κεντρικό άτομο.
Τοποθετούμε τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια ανά ζεύγη (μη δεσμικά ζεύγη) στα περιφερειακά άτομα, ώστε να συμπληρώσουν οκτάδα (το $H$ συμπληρώνεται με δύο). Όσα ηλεκτρόνια περισσεύουν τα βάζουμε στο κεντρικό άτομο, ακόμα κι αν υπερβούμε την οκτάδα.
Αν το κεντρικό άτομο έχει λιγότερα από 8 ηλεκτρόνια, δοκιμάζουμε διπλούς ή τριπλούς δεσμούς για να καλύψουμε το έλλειμμα.

Χρήσιμοι εμπειρικοί κανόνες για τα περιφερειακά άτομα

Αλογόνα στην άκρη του μορίου: 1 απλός δεσμός + 3 μονήρη ζεύγη.
$O$ ή $S$ στην άκρη: είτε 1 απλός δεσμός + 3 μονήρη ζεύγη, είτε 2 απλοί δεσμοί + 2 μονήρη ζεύγη.
$N$ στην άκρη: ανάλογα με τους δεσμούς, με κατάλληλο αριθμό μονήρων ζευγών ώστε να συμπληρωθεί η οκτάδα.

Παραδείγματα υπολογισμού ηλεκτρονίων σθένους

Στο $SO_2$ : $6 + 2 \cdot 6 = 18$ ηλεκτρόνια σθένους.
Στο $SO_4^{2-}$ : $6 + 4 \cdot 6 + 2 = 32$ ηλεκτρόνια σθένους.
Στο $NH_4^+$ : $5 + 4 \cdot 1 - 1 = 8$ ηλεκτρόνια σθένους.

Λυμένα παραδείγματα

Παράδειγμα 1: $HCN$

α. Συνολικά ηλεκτρόνια σθένους: $1 + 4 + 5 = 10$ .
β. Κεντρικό άτομο: ο C (λιγότερο ηλεκτραρνητικός από το $N$ ).
γ. Με απλούς δεσμούς $\text{H} - \text{C} - \text{N}$ χρησιμοποιούμε 4 ηλεκτρόνια· περισσεύουν $10 - 4 = 6$ (3 ζεύγη).
δ. Αν βάλουμε και τα 3 ζεύγη στο $N$ , ο άνθρακας δεν αποκτά οκτάδα → ο τύπος απορρίπτεται.
ε. Δοκιμάζουμε τριπλό δεσμό μεταξύ $C$ και $N$ . Τότε όλα τα άτομα έχουν δομή ευγενούς αερίου και ο αποδεκτός τύπος είναι:

\text{H} - \text{C} \equiv \text{N} \, ..

(Το άζωτο διατηρεί ένα μονήρες ζεύγος.)

Παράδειγμα 2: $HClO$

α. Κεντρικό άτομο: το Cl.
β. Ηλεκτρόνια σθένους: $1 + 7 + 6 = 14$ .
γ. Απλοί δεσμοί: $\text{H} - \text{O} - \text{Cl}$ .
δ. Περισσεύουν $14 - 4 = 10$ ηλεκτρόνια (5 ζεύγη).
ε. Το αλογόνο παίρνει 3 μονήρη ζεύγη και το οξυγόνο 2:

\text{H} - \overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{O}}} - \overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{Cl}}} \,\, ..

Παράδειγμα 3: $BF_3$ (εξαίρεση της οκτάδας)

α. Κεντρικό άτομο: το B.
β. Ηλεκτρόνια σθένους: $3 + 3 \cdot 7 = 24$ .
γ. Τρεις απλοί δεσμοί $B - F$ (6 ηλεκτρόνια)· περισσεύουν 18.
δ. Κάθε φθόριο παίρνει 3 μονήρη ζεύγη.

\overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{F}}} - \text{B} - \overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{F}}}

\overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{F}}}

Παραβίαση της οκτάδας

Στο $BF_3$ το βόριο έχει μόνο 6 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους του (3 απλοί δεσμοί) και δεν μπορεί να αποκτήσει οκτάδα, διότι τα αλογόνα στην άκρη του μορίου έχουν 3 μονήρη ζεύγη και έναν απλό δεσμό.

Παράδειγμα 4: $PCl_5$ (διεσταλμένη οκτάδα)

α. Κεντρικό άτομο: ο P.
β. Ηλεκτρόνια σθένους: $5 + 5 \cdot 7 = 40$ .
γ. Πέντε δεσμικά ζεύγη $P - Cl$ (10 ηλεκτρόνια)· περισσεύουν 30.
δ. Κάθε χλώριο παίρνει 3 μονήρη ζεύγη.

Υπέρβαση της οκτάδας

Στο $PCl_5$ το άτομο του φωσφόρου έχει 10 ηλεκτρόνια στη στιβάδα σθένους του (5 δεσμικά ζεύγη), δηλαδή υπερβαίνει την οκτάδα.

Παράδειγμα 5: $SO_2$

α. Κεντρικό άτομο: το S.
β. Ηλεκτρόνια σθένους: $6 + 2 \cdot 6 = 18$ .
γ. Δύο δεσμικά ζεύγη $\text{O} - \text{S} - \text{O}$ · περισσεύουν 14 ηλεκτρόνια.
δ. Τοποθετούμε 6 ζεύγη στα δύο οξυγόνα (οκτάδα) και 1 ζεύγος στο $S$ . Όμως το θείο δεν αποκτά οκτάδα, οπότε δοκιμάζουμε διπλό δεσμό. Τελικός τύπος:

\overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{O}}} = \text{S} - \overset{\textstyle ..}{\underset{\textstyle ..}{\text{O}}} \,\, ..

(Το θείο διατηρεί ένα μονήρες ζεύγος.)

Άσκηση εφαρμογής

Γράψε τους ηλεκτρονιακούς τύπους κατά Lewis των ενώσεων: $HBrO$ , $SF_6$ , $SO_3$ , $HNO_3$ .

Σχήματα μορίων – Θεωρία VSEPR

Ο ηλεκτρονιακός τύπος Lewis του $H_2O$ μπορεί να σχεδιαστεί με διάφορους τρόπους (το μονήρες ζεύγος πάνω, κάτω ή πλάγια), και όλοι είναι σωστοί. Αυτό συμβαίνει γιατί ο τύπος Lewis δεν καθορίζει τη γωνία μεταξύ των ατόμων, άρα δεν περιγράφει το σχήμα του μορίου. 📐

Τη γεωμετρία των μορίων, δηλαδή τη διευθέτηση των ατόμων γύρω από το κεντρικό άτομο, την προβλέπει η θεωρία VSEPR.

Θεωρία VSEPR

VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion = Απώσεις Ζευγών Ηλεκτρονίων της Στιβάδας Σθένους). Βασική ιδέα: τα ζεύγη ηλεκτρονίων (δεσμικά και μη δεσμικά) γύρω από ένα άτομο απωθούνται και παίρνουν θέση στον χώρο ώστε να βρίσκονται όσο το δυνατόν πιο μακριά το ένα από το άλλο.

Τι μετράμε ως «ζεύγος»

Στις απώσεις λογαριάζουμε ως μία ομάδα ηλεκτρονίων: κάθε απλό δεσμικό ζεύγος, κάθε μονήρες (μη δεσμικό) ζεύγος, αλλά και κάθε πολλαπλό δεσμό συνολικά (η τετράδα του διπλού δεσμού και η εξάδα του τριπλού μετρούν σαν μία θέση).

Κανονικά σχήματα μορίων

Ανάλογα με τον αριθμό των ζευγών ηλεκτρονίων γύρω από το κεντρικό άτομο (χωρίς μονήρη ζεύγη σ' αυτό), προκύπτουν τα εξής βασικά σχήματα:

Ζεύγη στο κεντρικό άτομο	Σχήμα μορίου	Γωνία δεσμών	Παράδειγμα
2	γραμμικό	$180°$	$BeCl_2$
3	τριγωνικό επίπεδο	$120°$	$BF_3$
4	τετραεδρικό	$109,5°$	$CH_4$

Γραμμικό (2 ζεύγη): τα δύο ζεύγη απομακρύνονται όσο μπορούν, σχηματίζοντας γωνία $180°$ . Π.χ. στο $BeCl_2$ τα άτομα $Cl - Be - Cl$ βρίσκονται σε ευθεία γραμμή.
Τριγωνικό επίπεδο (3 ζεύγη): τα τρία ζεύγη διατάσσονται σε ένα επίπεδο σχηματίζοντας γωνίες $120°$ . Π.χ. στο $BF_3$ τα τρία $F$ είναι στις κορυφές ισόπλευρου τριγώνου, με το $B$ στο κέντρο.
Τετραεδρικό (4 ζεύγη): τα τέσσερα ζεύγη διατάσσονται προς τις κορυφές κανονικού τετραέδρου, με γωνίες $109,5°$ . Π.χ. στο $CH_4$ ο άνθρακας βρίσκεται στο κέντρο τετραέδρου και τα τέσσερα $H$ στις κορυφές του.

Αποκλίσεις λόγω μονήρων ζευγών

Τα μονήρη ζεύγη απωθούν περισσότερο

Τα μη δεσμικά (μονήρη) ζεύγη καταλαμβάνουν περισσότερο χώρο από τα δεσμικά ζεύγη, γιατί απωθούν εντονότερα. Έτσι «σπρώχνουν» τους δεσμούς και προκαλούν αποκλίσεις από τα κανονικά σχήματα — οι γωνίες μικραίνουν.

Συγκρίνοντας τρία μόρια με 4 ζεύγη γύρω από το κεντρικό άτομο, αλλά με διαφορετικό αριθμό μονήρων ζευγών:

$CH_4$ — 4 δεσμικά ζεύγη, 0 μονήρη: τετραεδρικό, γωνία $109,5°$ .
$NH_3$ — 3 δεσμικά + 1 μονήρες ζεύγος: το μονήρες ζεύγος σπρώχνει τους τρεις δεσμούς $N - H$ και το μόριο γίνεται πυραμιδικό (τριγωνική πυραμίδα), με γωνία περίπου $107°$ (μικρότερη από $109,5°$ ).
$H_2O$ — 2 δεσμικά + 2 μονήρη ζεύγη: τα δύο μονήρη ζεύγη σπρώχνουν ακόμα περισσότερο και το μόριο είναι γωνιακό (κεκαμμένο), με γωνία περίπου $104,5°$ .

Σχήματα μορίων με μονήρη ζεύγη

Πυραμιδικό (π.χ. $NH_3$ ): κεντρικό άτομο + 3 δεσμοί + 1 μονήρες ζεύγος.
Γωνιακό / κεκαμμένο (π.χ. $H_2O$ ): κεντρικό άτομο + 2 δεσμοί + 2 μονήρη ζεύγη.

Αποκλίσεις λόγω πολλαπλών δεσμών

Και οι πολλαπλοί δεσμοί (διπλοί, τριπλοί), λόγω του μεγαλύτερου ηλεκτρονιακού φορτίου τους, απωθούν περισσότερο και καταλαμβάνουν πιο πολύ χώρο από τους απλούς, προκαλώντας επίσης μικρές αποκλίσεις των γωνιών.

Δες το βιβλίο για τα 3D σχήματα

Οι τρισδιάστατες απεικονίσεις των γεωμετριών (τετράεδρο, πυραμίδα, γωνιακό μόριο) με τις «γεμάτες» και «διακεκομμένες σφήνες» δίνονται στα Σχήματα 6.11 και 6.12 και στον Πίνακα 6.9 της ενότητας 6.5 του σχολικού βιβλίου. Η «γεμάτη σφήνα» δείχνει δεσμό μπροστά από το χαρτί και η «διακεκομμένη σφήνα» δεσμό πίσω από αυτό.

Βήματα πρόβλεψης σχήματος μορίου με VSEPR

Βήματα της θεωρίας VSEPR

Γράφουμε τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis.
Μετράμε τον συνολικό αριθμό δεσμικών και μη δεσμικών ζευγών γύρω από το κεντρικό άτομο.
Με βάση τους κανόνες VSEPR, βρίσκουμε τη γεωμετρική διάταξη των ζευγών γύρω από το κεντρικό άτομο.
Λαμβάνουμε υπόψη ότι τα μονήρη ζεύγη και οι πολλαπλοί δεσμοί καταλαμβάνουν περισσότερο χώρο, άρα παραμορφώνουν τις γωνίες.

Άσκηση εφαρμογής

Βρες τον ηλεκτρονιακό τύπο κατά Lewis και τη γεωμετρία των μορίων: α. $BeI_2$ β. $BBr_3$ γ. $CCl_4$ δ. $CS_2$ ε. $PH_3$ .

Δεσμοί σ και π

Οι ομοιοπολικοί δεσμοί διακρίνονται, ανάλογα με τον τρόπο επικάλυψης των ατομικών τροχιακών, σε δύο τύπους:

Δεσμός σ (σίγμα)

Δεσμός σ σχηματίζεται με μετωπική επικάλυψη τροχιακών, κατά μήκος του άξονα που ενώνει τα δύο πυρήνες. Κάθε απλός δεσμός είναι δεσμός σ. Είναι ο ισχυρότερος και ο πρώτος δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων.

Δεσμός π (πι)

Δεσμός π σχηματίζεται με πλευρική επικάλυψη τροχιακών, εκατέρωθεν του άξονα των πυρήνων. Εμφανίζεται επιπλέον του δεσμού σ στους πολλαπλούς δεσμούς.

Σύνθεση πολλαπλών δεσμών

Απλός δεσμός: 1 δεσμός σ.
Διπλός δεσμός: 1 δεσμός σ + 1 δεσμός π (π.χ. στο $CO_2$ , $SO_2$ ).
Τριπλός δεσμός: 1 δεσμός σ + 2 δεσμοί π (π.χ. στο $N_2$ , $HCN$ ).

(Επιβεβαίωση: το παρόν theory.md περιέχει 1187 λέξεις.)

Ηλεκτρονιακοί τύποι - σχήματα μορίων

Ηλεκτρόνια σθένους – το «κλειδί» του χημικού δεσμού

Ηλεκτρονιακοί τύποι κατά Lewis

Ο κανόνας της οκτάδας

Απλά παραδείγματα ηλεκτρονιακών τύπων

Μόριο υδρογόνου H2H_2H2​

Υδροχλώριο HClHClHCl

Νερό H2OH_2OH2​O

Αμμωνία NH3NH_3NH3​

Διοξείδιο του άνθρακα CO2CO_2CO2​

Άζωτο N2N_2N2​