Elektronegativnost atoma elemenata. Relativna elektronegativnost. Promjena perioda i grupa periodnog sustava. Polaritet kemijska veza, polaritet molekula i iona.

Elektronegativnost (e.o.) je sposobnost atoma da pomakne elektronske parove prema sebi.
Meroy e.o. je energija aritmetički jednaka ½ zbroja energije ionizacije I i energije sličnosti elektrona E
E.O. = ½ (I+E)

Relativna elektronegativnost. (OEO)

Fluoru, kao najjačem e.o elementu, dodijeljena je vrijednost 4,00 u odnosu na koju se uzimaju u obzir ostali elementi.

Promjene perioda i skupina periodnog sustava.

Unutar razdoblja, kako se nuklearni naboj povećava s lijeva na desno, elektronegativnost se povećava.

Najmanje vrijednost se opaža u alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima.

Najveći- za halogene.

Što je elektronegativnost veća, to su nemetalna svojstva elemenata jača.

Elektronegativnost (χ) – temeljna kemijsko svojstvo atom, kvantitativna karakteristika sposobnosti atoma u molekuli da prema sebi istisne zajedničke elektronske parove.

Suvremeni pojam elektronegativnosti atoma uveo je američki kemičar L. Pauling. L. Pauling je koristio koncept elektronegativnosti da objasni činjenicu da je energija A-B heteroatomske veze (A, B simboli bilo koje kemijski elementi) općenito je veći od geometrijske sredine homoatomskih veza A-A i B-B.

Najveća vrijednost e.o. fluora, a najmanje je cezija.

Teorijsku definiciju elektronegativnosti predložio je američki fizičar R. Mulliken. Na temelju očitog stava da sposobnost atoma u molekuli da na sebe privuče elektronički naboj ovisi o energiji ionizacije atoma i njegovom afinitetu prema elektronu, R. Mulliken je uveo koncept elektronegativnosti atoma A kao prosjeka vrijednost energije vezanja vanjskih elektrona tijekom ionizacije valentnih stanja (na primjer, od A− do A+) i na temelju toga predložio vrlo jednostavnu relaciju za elektronegativnost atoma:

gdje su J1A i εA energija ionizacije atoma odnosno njegov afinitet prema elektronu.
Strogo govoreći, elementu se ne može pripisati trajna elektronegativnost. Elektronegativnost atoma ovisi o mnogim čimbenicima, posebno o valentnom stanju atoma, formalnom oksidacijskom stanju, koordinacijskom broju, prirodi liganada koji čine okolinu atoma u molekularnom sustavu i nekim drugi. U U zadnje vrijeme Sve se više koristi takozvana orbitalna elektronegativnost za karakterizaciju elektronegativnosti, ovisno o vrsti atomske orbite koja je uključena u formiranje veze i o njenoj elektronskoj populaciji, tj. o tome je li zauzeta atomska orbitala nepodijeljeni elektronski par, pojedinačno je zauzet nesparenim elektronom ili je prazan. No, unatoč poznatim poteškoćama u tumačenju i određivanju elektronegativnosti, ona uvijek ostaje neophodna za kvalitativni opis i predviđanje prirode veza u molekularnom sustavu, uključujući energiju veze, elektronsku distribuciju naboja i stupanj ionizma, konstantu sile itd. Jedan od najrazvijenijih u trenutnom pristupu je Sandersonov pristup. Ovaj se pristup temeljio na ideji izjednačavanja elektronegativnosti atoma tijekom stvaranja kemijske veze između njih. Brojna su istraživanja otkrila povezanost između Sandersonove elektronegativnosti i najvažnijih fizikalno-kemijskih svojstava anorganskih spojeva velike većine elemenata. periodni sustav elemenata. Modifikacija Sandersonove metode, koja se temelji na preraspodjeli elektronegativnosti između atoma molekule za organske spojeve, također se pokazala vrlo plodnom.

2) Polaritet kemijske veze, polaritet molekula i iona.

Što je u sažetku i u udžbeniku - Polaritet je povezan s dipolnim momentom. Pojavljuje se kao rezultat pomaka zajedničkog elektronskog para na jedan od atoma. Polaritet također ovisi o razlici u elektronegativnosti atoma koji se vezan. dva atoma, što je kemijska veza između njih polarnija Ovisno o tome kako se elektronska gustoća preraspoređuje tijekom stvaranja kemijske veze razlikujemo nekoliko njezinih vrsta Granični slučaj polarizacije kemijske veze je potpuni prijelaz s jednog atoma drugome.

U tom slučaju nastaju dva iona između kojih nastaje ionska veza.Da bi dva atoma mogla stvoriti ionsku vezu potrebno je da im e.o. uvelike razlikovali.Ako e.o. su jednaki, tada nastaje nepolarna kovalentna veza.Najčešća polarna kovalentna veza nastaje između bilo kojih atoma koji imaju različite e.o.

Efektivni naboji atoma mogu poslužiti kao kvantitativna procjena polariteta veze. Efektivni naboj atoma karakterizira razliku između broja elektrona koji pripadaju danom atomu u kemijski spoj, i broj elektrona slobodnog atoma.Atom elektronegativnijeg elementa jače privlači elektrone pa su mu elektroni bliži i on prima neki negativni naboj koji se naziva efektivnim, a njegov partner ima isti pozitivan. efektivni naboj.Ako im elektroni koji tvore vezu između atoma pripadaju jednako, efektivni naboji su jednaki nuli.

Za dvoatomne molekule moguće je karakterizirati polaritet veze i odrediti efektivne naboje atoma na temelju mjerenja dipolnog momenta M = q * r gdje je q naboj dipolnog pola, koji je jednak efektivnom naboju za dvoatomna molekula, r je međunuklearna udaljenost Dipolni moment veze je vektorska veličina. Usmjeren je od pozitivno nabijenog dijela molekule prema njenom negativnom dijelu.Efektivni naboj na atomu elementa ne podudara se sa stanjem oksidacije.

Polarnost molekula uvelike određuje svojstva tvari. Polarne molekule okreću se jedna prema drugoj suprotno nabijenim polovima i među njima nastaje međusobno privlačenje. Stoga tvari koje čine polarne molekule imaju viša tališta i vrelišta od tvari čije su molekule nepolarne.

Tekućine čije su molekule polarne imaju veću moć otapanja. Štoviše, što je veća polarnost molekula otapala, to je veća topljivost polarnih ili ionskih spojeva u njemu. Ta se ovisnost objašnjava činjenicom da polarne molekule otapala, zbog dipol-dipolne ili ion-dipolne interakcije s otopljenom tvari, doprinose razgradnji otopljene tvari na ione. Na primjer, otopina klorovodika u vodi, čije su molekule polarne, dobro provodi struja. Otopina klorovodika u benzenu nema značajnu električnu vodljivost. To ukazuje na odsutnost ionizacije klorovodika u otopini benzena, budući da su molekule benzena nepolarne.

Ioni, kao električno polje imaju polarizirajući učinak jedni na druge. Kada se dva iona susretnu, dolazi do njihove međusobne polarizacije, tj. pomicanje elektrona vanjskih slojeva u odnosu na jezgre. Međusobna polarizacija iona ovisi o nabojima jezgre i iona, polumjeru iona i drugim čimbenicima.

Unutar grupa e.o. smanjuje se.

Metalna svojstva elemenata se povećavaju.

Metalni elementi na vanjskoj energetskoj razini sadrže 1,2,3 elektrona i karakterizirani su niskom vrijednošću ionizacijskih potencijala i e.o. jer metali pokazuju izraženu sklonost doniranju elektrona.
Nemetalni elementi imaju veću energiju ionizacije.
Kako se vanjska ljuska nemetala popunjava, atomski radijus se smanjuje unutar perioda. Na vanjskoj ljusci broj elektrona je 4,5,6,7,8.

Polaritet kemijske veze. Polaritet molekula i iona.

Polaritet kemijske veze određen je pomakom veza elektronskog para prema jednom od atoma.

Kemijska veza nastaje zbog preraspodjele elektrona u valentnim orbitalama, što rezultira stabilnom elektronskom konfiguracijom plemenitog plina, zbog stvaranja iona ili stvaranja zajedničkih elektronskih parova.
Kemijsku vezu karakteriziraju energija i duljina.
Mjera čvrstoće veze je energija utrošena za prekid veze.
Na primjer. H - H = 435 kJmol-1

Elektronegativnost atomskih elemenata
Elektronegativnost je kemijsko svojstvo atoma, kvantitativna karakteristika sposobnosti atoma u molekuli da sebi privuče elektrone iz atoma drugih elemenata.
Relativna elektronegativnost

Prva i najpoznatija ljestvica relativne elektronegativnosti je L. Paulingova ljestvica, dobivena iz termokemijskih podataka i predložena 1932. Vrijednost elektronegativnosti najelektronegativnijeg elementa fluora, (F) = 4,0, proizvoljno je uzeta kao referentna točka u ovoj mjerilo.

Elementi VIII grupe periodni sustav(plemeniti plinovi) imaju nultu elektronegativnost;
Uvjetnom granicom između metala i nemetala smatra se vrijednost relativne elektronegativnosti jednaka 2.

Elektronegativnost elemenata periodnog sustava, u pravilu, raste slijeva nadesno u svakom razdoblju. Unutar svake skupine, uz nekoliko iznimaka, elektronegativnost dosljedno opada odozgo prema dolje. Elektronegativnost se koristi za karakterizaciju kemijske veze.
Veze s manjom razlikom u elektronegativnosti atoma nazivaju se polarne kovalentne veze. Što je manja razlika u elektronegativnosti atoma koji tvore kemijsku vezu, to je niži stupanj ionizacije te veze. Nulta razlika u elektronegativnosti atoma ukazuje na odsutnost ionskog karaktera u vezi koju oni formiraju, tj. njegovu čistu kovalentnost.

Polaritet kemijske veze, polaritet molekula i iona
Polaritet kemijskih veza, karakteristika kemijske veze, pokazuje preraspodjelu gustoće elektrona u prostoru u blizini jezgri u usporedbi s početnom raspodjelom te gustoće u neutralnim atomima koji tvore ovu vezu.

Gotovo sve kemijske veze, s izuzetkom veza u dvoatomnim homonuklearnim molekulama, polarne su u jednom ili drugom stupnju. Obično su kovalentne veze slabo polarne, ionske veze jako polaran.

Na primjer:
kovalentni nepolarni: Cl2, O2, N2, H2,Br2

kovalentni polarni: H2O, SO2, HCl, NH3 itd.

Molekula je polarna ako se središte negativnog naboja ne poklapa sa središtem pozitivnog. Takva molekula je dipol: dva naboja jednake veličine i suprotnog predznaka razdvojena su u prostoru.

Dipol se obično označava simbolom gdje strelica pokazuje od pozitivnog kraja dipola prema negativnom. Molekula ima dipolni moment, koji je jednak veličini naboja pomnoženoj s udaljenosti između središta naboja:

Dipolni momenti molekula mogu se mjeriti; neke pronađene vrijednosti dane su u tablici. 1.2. Vrijednosti dipolnih momenata služe kao mjera relativnog polariteta različitih molekula.

Tablica 1.2 (vidi sken) Dipolni momenti

Nema sumnje da su molekule polarne, ako su samo veze u njima polarne. Razmotrit ćemo polaritet veze jer se polaritet molekule može smatrati zbrojem polariteta pojedinačnih veza.

Molekule kao što su imaju dipolni moment jednak nuli, odnosno nepolarne su. Dva identična atoma u bilo kojoj datoj molekuli, naravno, imaju istu elektronegativnost i jednako posjeduju elektrone; naplatiti nula pa je stoga i dipolni moment jednak nuli.

Molekula tipa ima veliki dipolni moment Iako je molekula fluorovodika mala, elektronegativni fluor snažno privlači elektrone; iako je udaljenost mala, naboj je velik, a time i dipolni moment velik.

Metan i ugljikov tetraklorid imaju dipolne momente nula. Pojedinačne veze, barem u ugljikovom tetrakloridu, su polarne: međutim, zbog simetrije tetraedarskog rasporeda one se kompenziraju jedna drugu (slika 1.9). U metil kloridu polaritet veze ugljik-klor nije kompenziran, a dipolni moment metil klorida jest. Dakle, polaritet molekula ne ovisi samo o polarnosti pojedinačnih veza, već i o njihovu smjeru, tj. na oblik molekule.

Dipolni moment amonijaka je Može se smatrati ukupnim dipolnim momentom (vektorskim zbrojem) tri momenta pojedinačnih veza koje imaju smjer prikazan na slici.

Riža. 1.9. Dipolni momenti nekih molekula. Polarnost veza i molekula.

Slično, možemo smatrati da je dipolni moment vode jednak

Koliki dipolni moment treba očekivati ​​za dušikov trifluorid, koji kao i amonijak ima piramidalnu strukturu? Fluor je najelektronegativniji element i svakako snažno privlači elektrone iz dušika; prema tome, veze dušik-fluor moraju biti jako polarne i njihov vektorski zbroj mora biti velik - mnogo više nego za amonijak s njegovim ne baš polarnim vezama.

Što daje eksperiment? Dipolni moment dušikovog trifluorida je samo He mnogo manji od dipolnog momenta amonijaka.

Kako objasniti ovu činjenicu? U gornjem razmatranju, usamljeni par elektrona nije uzet u obzir. In (kao u ovom paru, zauzima -orbitalu i njegov doprinos dipolnom momentu trebao bi imati suprotan smjer u usporedbi s ukupnim momentom veza dušik-fluor (sl. 1.10); ti momenti suprotnog predznaka, očito imaju približno istu vrijednost, pa se kao rezultat toga uočava mali dipolni moment čiji je smjer nepoznat. U amonijaku je dipolni moment vjerojatno uglavnom određen ovim slobodnim elektronskim parom, a povećava se zbrojem momenata veze. Slično tome, usamljeni parovi elektrona trebali bi pridonijeti dipolnim momentima vode i, naravno, svih drugih molekula koje ih imaju.

Na temelju vrijednosti dipolnih momenata mogu se dobiti vrijedne informacije o strukturi molekula. Na primjer, svaka struktura ugljikovog tetraklorida koja rezultira polarnom molekulom može se isključiti samo na temelju veličine dipolnog momenta.

Riža. 1.10. Dipolni momenti nekih molekula. Doprinos slobodnog para elektrona. Dipolni moment zbog usamljenog para elektrona ima smjer suprotan smjeru ukupnog vektora momenata veze.

Dakle, dipolni moment potvrđuje tetraedarsku strukturu ugljikovog tetraklorida (iako nije, jer su moguće i druge strukture koje bi također dale nepolarnu molekulu).

Zadatak 1.4. Koja bi od dvije dolje navedene moguće strukture također morala imati dipolni moment nula? a) Ugljik se nalazi u središtu kvadrata na čijim se uglovima nalaze atomi klora, b) Ugljik se nalazi na vrhu tetraedarske piramide, a atomi klora su u uglovima baze.

Zadatak 1.5. Iako veze ugljik-kisik i bor-fluor moraju biti polarne, dipolni moment spojeva je jednak nuli. Predložite raspored atoma za svaki spoj, uzrokujući nulti dipolni moment.

Za većinu spojeva dipolni moment nikada nije izmjeren. Polarnost ovih spojeva može se predvidjeti iz njihove strukture. Polarnost veza određena je elektronegativnošću atoma; ako su poznati kutovi između veza, tada se može odrediti polaritet molekule, također uzimajući u obzir nesparene parove elektrona.

Riža. 32. Sheme polarnih i nepolarnih molekula: a - polarna molekula; b-nepolarna molekula

U svakoj molekuli postoje i pozitivno nabijene čestice - jezgre atoma, i negativno nabijene čestice - elektroni. Za svaku vrstu čestica (ili bolje rečeno naboja) može se pronaći točka koja će biti, takoreći, njihovo "električno težište". Te se točke nazivaju polovima molekule. Ako se u molekuli električna težišta pozitivnih i negativnih naboja podudaraju, molekula će biti nepolarna. Takve su npr. molekule H 2 i N 2 sastavljene od identičnih atoma, u kojima zajednički parovi elektrona podjednako pripadaju oba atoma, kao i mnoge simetrično građene molekule s atomskim vezama, npr. metan CH 4, CCl 4 tetraklorid .

Ali ako je molekula građena asimetrično, npr. sastoji se od dva heterogena atoma, kao što smo već rekli, zajednički par elektrona može biti više ili manje pomaknut premajedan od atoma. Očito je da se u ovom slučaju, zbog neravnomjerne raspodjele pozitivnih i negativnih naboja unutar molekule, njihova električna težišta neće podudarati i dobit će se polarna molekula (slika 32).

Polarne molekule su

Polarne molekule su dipoli. Ovaj pojam općenito označava svaki električki neutralni sustav, tj. sustav koji se sastoji od pozitivnih i negativnih naboja raspoređenih na takav način da im se električna težišta ne poklapaju.

Udaljenost između električnih težišta tih i drugih naboja (između polova dipola) naziva se duljina dipola. Duljina dipola karakterizira stupanj polariteta molekule. Jasno je da je za različite polarne molekule duljina dipola različita; što je veći to je polaritet molekule izraženiji.

Riža. 33. Sheme strukture molekula CO2 i CS2

U praksi se stupanj polariteta pojedinih molekula određuje mjerenjem tzv. dipolnog momenta molekule m, koji se definira kao umnožak duljine dipola. l na naboju svog pola e:

t =l e

Vrijednosti dipolnih momenata povezane su s određenim svojstvima tvari i mogu se odrediti eksperimentalno. Red veličine T uvijek 10 -18, budući da električni naboj

trona je 4,80 10 -10 elektrostatskih jedinica, a duljina dipola je vrijednost istog reda kao i promjer molekule, tj. 10 -8 cm. Ispod su dipolni momenti molekula nekih anorganskih tvari.

Dipolni momenti nekih tvari

T 10 18

. . . .. …….. 0

Voda……. 1.85

. . . ………..0

Klorovodik……. 1.04

Ugljični dioksid…….0

bromid. …… 0,79

Ugljikov disulfid…………0

Vodikov jodid…….. 0,38

Vodikov sulfid………..1.1

Ugljični monoksid……. 0,11

Sumporov dioksid. . . ……1.6

Cijanovodična kiselina……..2.1

Određivanje vrijednosti dipolnih momenata omogućuje nam izvlačenje mnogih zanimljivih zaključaka o strukturi različitih molekula. Pogledajmo neke od ovih nalaza.

Riža. 34. Shema strukture molekule vode

Kao što se i očekivalo, dipolni momenti molekula vodika i dušika jednaki su nuli; molekule ovih tvarisimetričan i stoga električni naboji ravnomjerno su raspoređeni. Nepostojanje polariteta u ugljikovom dioksidu i ugljikovom disulfidu pokazuje da su i njihove molekule građene simetrično. Struktura molekula ovih tvari shematski je prikazana na Sl. 33.

Donekle neočekivano je prisustvo prilično velikog dipolnog momenta u blizini vode. Budući da je formula za vodu slična formulama za ugljikov dioksid

i ugljikov disulfid, moglo bi se očekivati ​​da će njegove molekule biti građene na isti načinsimetrično, poput molekula CS 2 i CO 2 .

Međutim, s obzirom na eksperimentalno utvrđenu polarnost molekula vode (polaritet molekula), ovu pretpostavku treba odbaciti. Trenutno se molekuli vode pripisuje asimetrična struktura (slika 34): dva atoma vodika povezana su s atomom kisika na takav način da njihove veze tvore kut od oko 105°. Sličan raspored atomske jezgre postoji u drugim molekulama iste vrste (H 2 S, SO 2) koje imaju dipolne momente.

Polarnost molekula vode objašnjava mnoga njena fizikalna svojstva.

Na atomu vodika +0,17, a na atomu klora -0,17.
Kao kvantitativna mjera polariteta veze najčešće se koriste takozvani efektivni naboji na atomima.

Efektivni naboj se definira kao razlika između naboja elektrona smještenih u nekom području prostora u blizini jezgre i naboja jezgre. Međutim, ova mjera ima samo uvjetno i približno [relativno] značenje, jer je nemoguće jednoznačno izdvojiti područje u molekuli koje pripada isključivo jednom atomu, au slučaju više veza, određenoj vezi.

Prisutnost efektivnog naboja može se označiti simbolima naboja atoma (na primjer, N δ+ - Cl δ− , gdje je δ određeni udio elementarni naboj) O − = C 2 + = O − (\displaystyle (\stackrel (-)(\mbox(O)))=(\stackrel (2+)(\mbox(C)))=(\stackrel (-)( \mbox(O))))(O δ− =C 2δ+ =O δ−), H δ+ -O 2δ− -H δ+ .

Gotovo sve kemijske veze, s izuzetkom veza u dvoatomnim homonuklearnim molekulama, polarne su u jednom ili drugom stupnju. Kovalentne veze su obično slabo polarne. Ionske veze su visoko polarne.

Enciklopedijski YouTube

1 / 5

✪ Ionski, kovalentni i metalni spoj

✪ Vrste kemijskih veza. 1. dio.

✪ Kemija. Kemijska veza. kovalentna veza i njegove karakteristike. Foxfordov centar za online učenje

✪ KEMIJSKA VEZA Duljina polariteta Kovalentni vodikov ionski OGE USE KEMIJA 2017. Zadatak 3

✪ Kemija. kovalentna kemijska veza u organski spojevi. Foxfordov centar za online učenje

titlovi

Efektivno punjenje

Vrijednosti relativnih efektivnih naboja dobivene različitim metodama (optička spektroskopija, NMR, također na temelju kvantno kemijskih proračuna), mogu se razlikovati. Međutim, dostupne vrijednosti δ pokazuju da atomi u spojevima s visokim nabojem nemaju [što odgovara apsolutnom naboju elektron] i da ne postoje čisto ionski spojevi.

Trenutačni i inducirani dipoli.

Molekula je dinamički sustav, u kojem postoji stalno kretanje elektrona i titranje jezgri. Stoga raspodjela naboja u njemu ne može biti strogo konstantna. Na primjer, molekula Cl 2 klasificirana je kao nepolarna: vrijednost njenog električnog momenta dipola je nula. Međutim, u svakom danom trenutku postoji privremeni pomak naboja na jedan od atoma klora: Cl δ+ → Cl δ− ili Cl δ− ← Cl δ+ s nastankom trenutni mikrodipoli. Budući da je takav pomak naboja na bilo koji od atoma jednako vjerojatan, prosječna raspodjela naboja točno odgovara prosječnoj nultoj vrijednosti dipolnog momenta.
Za polarne molekule, vrijednost dipolnog momenta u bilo kojem trenutku vremena je nešto veća ili nešto manja od njegove prosječne vrijednosti. Smjer i veličina trenutnog dipola podložni su kontinuiranim fluktuacijama u konstantnom trenutku dipola. Stoga se svaka nepolarna i polarna molekula (i atom u njoj) može smatrati skupom trenutnih mikrodipola koji se periodički vrlo brzo mijenjaju u veličini i smjeru.

Postoje dvije vrste kovalentnih veza: nepolarni i polarni. U slučaju nepolarne kovalentne veze, elektronski oblak koji tvori zajednički par elektrona, odnosno vezni elektronski oblak, raspoređen je u prostoru simetrično u odnosu na oba atoma. Primjer su dvoatomne molekule koje se sastoje od atoma jednog elementa: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 i drugih, u kojima elektronski par podjednako pripada oba atoma. U slučaju polarne kovalentne veze, elektronski oblak veze je pomaknut prema atomu s većom relativnom elektronegativnošću. Kao primjer mogu poslužiti molekule hlapivih anorganskih spojeva: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 i drugi.

Relativna elektronegativnost atoma

Električni centri pozitivnih i negativnih naboja u molekuli ne podudaraju se u jednoj točki, već se nalaze na određenoj udaljenosti ℓ.

Polarna molekula s konstantnim električnim dipolnim momentom

Molekula s potpunom neutralnošću je električni dipol s nabojem q - - na atomu klora i q + - na atomu vodika. Takve veze i molekule nazivaju se polarni. Naboji atoma u molekuli q nazivaju se efektivne naknade(u molekuli HCl q cl \u003d -0,18; i q n \u003d +0,18 apsolutnog naboja elektrona, stupanj ionizacije veze

Mjera polariteta veze i molekule - dipolni električni moment(μ - "mu") određeno je umnoškom

μ \u003d qℓ, C∙m ili μ \u003d qℓ / 3,33∙10 -30, D

gdje je q efektivni naboj; ℓ je duljina dipola. Jedinica električnog momenta dipola (SI sustav) izražava se kao 3,33∙10 -30 C∙m (kulon-metar) = 1D (D - Debye).

Električni moment dipola je vektorska veličina. Njegov smjer se uvjetno uzima od pozitivnog naboja prema negativnom - u smjeru pomaka veznog elektronskog oblaka. Što je veća razlika u elektronegativnosti elemenata u polarnim molekulama, to je veći električni moment dipola.

Za višeatomne molekule treba razlikovati pojmove dipolnih momenata pojedinih veza i molekule u cjelini. Budući da se u prisutnosti nekoliko veza u molekuli njihovi dipolni momenti zbrajaju prema pravilu paralelograma, tada se, ovisno o obliku molekule, određenom smjerom veza, rezultirajući dipolni moment razlikuje od dipolnih momenata pojedinačnih veza iu određenom slučaju (za visoko simetrične molekule) može biti jednak nuli, unatoč značajnoj polarnosti pojedinačnih veza. Na primjer, linearna molekula CO 2 je nepolarna (μ = 0), iako svaka C=O veza ima značajan dipolni moment (μ = 2,7 D).

2,7 d 2,7 d

Molekule koje sadrže nepolarnu kovalentnu vezu nazivaju se nepolarni ili homeopolarni. U takvim je molekulama vezni elektronski oblak raspoređen simetrično između jezgri obaju atoma, a jezgre na njega jednako djeluju. Primjer su molekule jednostavnih tvari koje se sastoje od atoma jednog elementa: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 i drugi. Električni moment dipola takvih molekula jednak je nuli.

Sposobnost molekula (i pojedinih veza) da se polariziraju pod utjecajem vanjskog električnog polja naziva se polarizabilnost. To se također može dogoditi pod utjecajem polja koje stvara približavanje polarne molekule. Stoga je polarizabilnost od velike važnosti u kemijskim reakcijama.

Uvijek je važno uzeti u obzir polaritet molekule i njen električni dipolni moment. S potonjim je povezana reaktivnost tvari. U pravilu, što je veći električni moment dipola molekule, to je veća reaktivnost tvari. Topljivost tvari također je povezana s električnim momentom dipola. Polarne molekule tekućina pogoduju električnoj disocijaciji u njima otopljenih elektrolita prema principu "slično se otapa slično".