Atomer av olika grundämnen kan förenas på två huvudsakliga sätt. I en jonbindning ger en metall en eller flera elektroner till en icke-metall och bildar motsatt laddade joner som hålls samman av elektrisk attraktion. Kovalenta bindningar bildas genom att två eller flera icke-metaller delar elektroner. Jonföreningar bildar inte molekyler som sådana, utan består istället, i fast form, av tredimensionella kristallgitter som innehåller ett stort antal atomer. Vissa kovalenta föreningar kan bilda liknande kristallnätverk. En formelenhet är det minsta förhållandet mellan atomer av olika grundämnen i denna typ av struktur som kan uttryckas som heltal.
Joniska föreningar
Ett enkelt exempel är natriumklorid, eller vanligt salt, en förening av elementen natrium och klor. En saltkristall består av positivt laddade natriumjoner bundna till negativt laddade kloridjoner – de negativa joner som bildas av icke-metaller slutar på ”–ide.” Kristallen innehåller enorma mängder natrium- och kloridjoner, men det finns en kloridjon för varje natriumjon, så formelenheten visar en av varje. De kemiska symbolerna för natrium och klor är Na respektive Cl, så formelenheten skrivs som NaCl.
Många joniska föreningar är något mer komplexa, till exempel aluminiumoxid. Här letar syre efter två elektroner, och aluminium vill ge tre. De kan därför bilda en stabil förening med formelenheten Al2O3. Antalet atomer i ett grundämne i någon typ av kemisk formel visas tecknat och till höger om symbolen för det elementet. Om det bara finns en atom, utelämnas det tecknade numret.
Kovalenta föreningar
Även om kovalenta föreningar och ämnen ofta bildar distinkta, fristående molekyler, kan de också bilda kristallina strukturer. Till exempel kan kiseldioxid, även känd som kiseldioxid, bilda kristaller. Dessa är allmänt kända som kvarts och består liksom salt av ett stort antal av två olika atomer – i det här fallet kisel och syre – men hålls samman av kovalenta bindningar. Eftersom förhållandet mellan syre och kiselatomer är 2:1 har kvarts formelenheten SiO2.
Relaterade villkor
Det finns ett par andra relaterade termer som kan orsaka viss förvirring. Empirisk formel är en mer allmän term för det enklaste förhållandet av grundämnen i en förening, vare sig den är jonisk eller kovalent, kristallin eller inte. I en kristallin förening är det samma som formelenheten, men termen gäller även för fristående, icke-kristallina kovalenta molekyler. Molekylformeln är det faktiska antalet atomer av varje grundämne i en fristående kovalent molekyl, och gäller inte för joniska föreningar, eftersom dessa inte bildar distinkta molekyler.
I joniska föreningar tenderar formelenhet att användas för att visa det enklaste förhållandet mellan atomer, medan i icke-kristallina kovalenta föreningar är den vanliga termen för detta den empiriska formeln. Till exempel innehåller kol-väteföreningarna acetylen och bensen båda samma antal kol som väteatomer, och därför har båda den empiriska formeln CH. Molekylformeln för acetylen är dock C2H2, medan den för bensen är C6H6. Det är väldigt olika föreningar, med olika egenskaper.
I många kovalenta föreningar är den empiriska formeln och molekylformeln desamma. I vatten, till exempel, är de båda H2O. Detta är dock sällan fallet med organiska föreningar, som kan vara mycket komplexa. I dessa föreningar finns det ofta mer än en möjlighet för samma förhållande mellan grundämnen, som redan noterats med acetylen och bensen. Ibland finns det många olika varianter.
I många fall berättar inte ens molekylformeln hela historien. Till exempel har glukos och fruktos, två olika sorters socker, samma molekylformel, C6H12O6. Väte- och syreatomerna är dock ordnade något annorlunda, vilket ger de två föreningarna något olika egenskaper. Den empiriska formeln för glukos och fruktos är CH2O.
Bestämning av formelenheten för en förening
I många fall är allt som krävs för att hitta formelenheten för en jonförening, och för vissa enkla kristallina kovalenta föreningar, kunskap om hur många enkelbindningar grundämnena kan bilda. När det gäller metaller är detta antalet elektroner de kan ge, medan det i icke-metaller är antalet elektroner de kan acceptera eller, när det gäller kovalenta föreningar, dela. Detta är känt som oxidationstalet. Det är normalt positivt i metaller – som förlorar negativt laddade elektroner när de bildar föreningar – och negativt i icke-metaller – som får elektroner, åtminstone när de kombineras med metaller.
För att återgå till exemplet med aluminiumoxid har aluminium ett oxidationstal på +3, medan syre har ett oxidationstal på -2. För att hitta formelenheten för aluminiumoxid byts dessa siffror helt enkelt runt för att ge en förening med tre syreatomer för varannan aluminium: Al2O3. Samma procedur fungerar för många andra joniska föreningar och för vissa enkla kovalenta föreningar. Det finns dock komplikationer, eftersom vissa grundämnen kan ha mer än ett oxidationstal, beroende på omständigheterna. Järn, till exempel, kan vara +2 eller +3, och många icke-metaller kan ha flera oxidationstal, vilket kan vara positivt i vissa kovalenta föreningar.