Eri alkuaineiden atomit voivat liittyä yhteen kahdella tavalla. Ionisidoksessa metalli antaa yhden tai useamman elektronin ei-metallille muodostaen vastakkain varautuneita ioneja, joita sähköinen vetovoima pitää yhdessä. Kovalenttiset sidokset muodostuvat kahdesta tai useammasta ei-metallien jakavasta elektronista. Ioniyhdisteet eivät muodosta sellaisenaan molekyylejä, vaan kiinteässä muodossa ne koostuvat kolmiulotteisista kidehilaista, jotka sisältävät suuren määrän atomeja. Jotkut kovalenttiset yhdisteet voivat muodostaa samanlaisia kideverkkoja. Kaavayksikkö on pienin suhde tällaisen rakenteen eri alkuaineiden atomien välillä, joka voidaan ilmaista kokonaislukuina.
Ioniset yhdisteet
Yksinkertainen esimerkki on natriumkloridi tai tavallinen suola, natrium- ja kloorielementtien yhdiste. Suolakide koostuu positiivisesti varautuneista natriumioneista, jotka on sitoutunut negatiivisesti varautuneisiin kloridi-ioneihin-epämetallien muodostamat negatiiviset ionit päättyvät “-ide”. Kide sisältää valtavan määrän natrium- ja kloridi -ioneja, mutta jokaista natriumionia kohden on yksi kloridi -ioni, joten kaavayksikkö näyttää yhden niistä. Natriumin ja kloorin kemialliset symbolit ovat Na ja Cl, vastaavasti, joten kaavayksikkö on kirjoitettu nimellä NaCl.
Monet ioniset yhdisteet ovat hieman monimutkaisempia, esimerkiksi alumiinioksidi. Täällä happi etsii kahta elektronia, ja alumiini haluaa antaa kolme. Siksi ne voivat muodostaa stabiilin yhdisteen, jolla on kaavayksikkö Al2O3. Minkä tahansa tyyppisen kemiallisen kaavan elementin atomien määrä näkyy alaviitteenä ja kyseisen elementin symbolin oikealla puolella. Jos läsnä on vain yksi atomi, merkitty numero jätetään pois.
Kovalentit yhdisteet
Vaikka kovalenttiset yhdisteet ja aineet muodostavat usein erillisiä, itsenäisiä molekyylejä, ne voivat myös muodostaa kiteisiä rakenteita. Esimerkiksi piidioksidi, joka tunnetaan myös nimellä piidioksidi, voi muodostaa kiteitä. Nämä tunnetaan yleisesti kvartsina ja koostuvat suolan tavoin valtavasta määrästä kahta eri atomia – tässä tapauksessa piitä ja happea – mutta niitä pidetään yhdessä kovalenttisten sidosten kanssa. Koska hapen ja piin atomien suhde on 2: 1, kvartsilla on kaavayksikkö SiO2.
Aiheeseen liittyvät ehdot
On olemassa pari muuta asiaan liittyvää termiä, jotka saattavat aiheuttaa sekaannusta. Empiirinen kaava on yleisempi termi yhdisteen yksinkertaisimmalle alkuaineiden suhteelle, olipa se sitten ionista tai kovalenttista, kiteistä tai ei. Kiteisessä yhdisteessä se on sama kuin kaavayksikkö, mutta termi koskee myös itsenäisiä, ei-kiteisiä kovalenttisia molekyylejä. Molekyylikaava on itsenäisen kovalenttisen molekyylin kunkin alkuaineen todellinen määrä, eikä sitä sovelleta ioniyhdisteisiin, koska ne eivät muodosta erillisiä molekyylejä.
Ioniyhdisteissä kaavayksikköä käytetään yleensä osoittamaan yksinkertaisin atomisuhde, kun taas ei-kiteisissä kovalenttisissa yhdisteissä tavanomainen termi tälle on empiirinen kaava. Esimerkiksi hiili-vetyyhdisteet asetyleeni ja bentseeni sisältävät molemmat saman määrän hiiltä kuin vetyatomeja, ja siksi molemmilla on empiirinen kaava CH. Asetyleenin molekyylikaava on kuitenkin C2H2, kun taas bentseenin on C6H6. Nämä ovat hyvin erilaisia yhdisteitä, joilla on erilaiset ominaisuudet.
Monissa kovalenttisissa yhdisteissä empiirinen kaava ja molekyylikaava ovat samat. Esimerkiksi vedessä ne ovat molemmat H2O. Näin on kuitenkin harvoin orgaanisten yhdisteiden tapauksessa, jotka voivat olla hyvin monimutkaisia. Näissä yhdisteissä on usein useampi kuin yksi mahdollisuus samaan alkuaineiden suhteeseen, kuten asetyleenin ja bentseenin kanssa on jo todettu. Joskus on monia erilaisia muunnelmia.
Monissa tapauksissa edes molekyylikaava ei kerro koko tarinaa. Esimerkiksi glukoosilla ja fruktoosilla, kahdella erilaisella sokerilla, on sama molekyylikaava, C6H12O6. Vety- ja happiatomit on kuitenkin järjestetty hieman eri tavalla, mikä antaa kahdelle yhdisteelle hieman erilaiset ominaisuudet. Glukoosin ja fruktoosin empiirinen kaava on CH2O.
Yhdisteen kaavayksikön määrittäminen
Monissa tapauksissa kaikki, mitä tarvitaan ioniyhdisteen ja joidenkin yksinkertaisten kiteisten kovalenttisten yhdisteiden kaavayksikön löytämiseksi, on tieto siitä, kuinka monta yksittäistä sidosta elementit pystyvät muodostamaan. Metallien tapauksessa tämä on niiden elektronien lukumäärä, joita ne voivat tarjota, kun taas ei-metalleissa tämä on niiden elektronien lukumäärä, jotka he voivat hyväksyä tai, jos kyseessä on kovalenttiset yhdisteet, jakaa. Tämä tunnetaan hapetusluvuna. Se on yleensä positiivinen metalleissa-jotka menettävät negatiivisesti varautuneita elektroneja muodostettaessa yhdisteitä-ja negatiivisia ei-metalleissa-jotka saavat elektroneja, ainakin yhdistettäessä metalleihin.
Palatakseni alumiinioksidiesimerkkiin, alumiinin hapetusluku on +3, kun taas hapen hapetusluku on -2. Alumiinioksidin kaavayksikön löytämiseksi nämä numerot vaihdetaan yksinkertaisesti ympäri, jolloin saadaan yhdiste, jossa on kolme happiatomia jokaista kahta alumiinia kohden: Al2O3. Sama menettely koskee monia muita ionisia yhdisteitä ja joitakin yksinkertaisia kovalenttisia yhdisteitä. On kuitenkin olemassa komplikaatioita, koska joillakin elementeillä voi olla useampi kuin yksi hapetusluku olosuhteista riippuen. Esimerkiksi rauta voi olla +2 tai +3, ja monilla ei-metalleilla voi olla useita hapetuslukuja, jotka voivat olla positiivisia joissakin kovalenttisissa yhdisteissä.