Kako odrediti polaritet molekule u kemiji. Kako odrediti polaritet veze? Prednji i obrnuti polaritet

Kada se stvori kovalentna veza između različitih atoma, vezni par elektrona pomiče se prema elektronegativnijem atomu. To dovodi do polarizacije molekula, pa sve dvoatomske molekule koje se sastoje od različitih elemenata ispadaju u određenoj mjeri polarne. Kod složenijih molekula polaritet također ovisi o geometriji molekule. Za pojavu polariteta potrebno je da se centri raspodjele pozitivnih i negativnih naboja ne podudaraju.

U molekuli CO 2 veze ugljik-kisik su polarne, s određenim pozitivnim nabojem na atomu ugljika i istim negativnim nabojem na svakom od atoma kisika. Stoga je središte pozitivnog naboja koncentrirano na atom ugljika. Budući da se atomi kisika nalaze na istoj pravoj liniji, ali su obje strane atoma ugljika (linearne molekule) na jednakim udaljenostima, pozitivni naboj je neutraliziran. Dakle, unatoč polarnosti svake veze u CO., cijela molekula kao cjelina nije polarna, a razlog tome je

Riža. 434. Primjeri strukture i polariteta molekule je njena linearna struktura. Naprotiv, molekula S=C=0 je polarna, budući da veze ugljik-sumpor i ugljik-kisik imaju različita dužina i različit polaritet. Na sl. 4.34 prikazuje strukture i polaritet nekih molekula.

Iz gornjih primjera slijedi da ako su atomi ili skupine atoma vezani za središnji atom isti ili smješteni simetrično u odnosu na njega (linearne, ravne trokutaste, tetraedarske i druge strukture), tada će molekula biti nepolarna. Ako su nejednake skupine vezane za središnji atom ili ako postoji asimetričan raspored skupina, tada su molekule polarne.

Kada se razmatraju polarne veze, važan je učinkovit naboj atoma u molekuli. Na primjer, u molekuli HC1, oblak veznih elektrona pomaknut je prema elektronegativnijem atomu klora, zbog čega se naboj jezgre vodika ne kompenzira, a gustoća elektrona na atomu klora postaje pretjerana u odnosu na naboj. svoje jezgre. Stoga je atom vodika pozitivno polariziran, a atom klora negativno polariziran. Atom vodika ima pozitivan naboj, a atom klora negativan. Ovaj naboj 8, nazvan efektivni naboj, obično se utvrđuje eksperimentalno. Dakle, za vodik 8 H \u003d +0,18, a za klor 5 C, \u003d -0,18 apsolutnog naboja elektrona, kao rezultat toga, veza u molekuli HC1 je 18% ionska (tj. stupanj ionnosti je 0,18 ).

Budući da polaritet veze ovisi o stupnju pomaka veznog para elektrona prema elektronegativnijem elementu, potrebno je uzeti u obzir sljedeće:

• a) elektronegativnost (EO) – nije stroga fizička veličina, što se može odrediti izravno eksperimentalno;
• b) vrijednost elektronegativnosti nije konstantna, već ovisi o prirodi drugog atoma s kojim je ovaj atom vezan;
• c) isti atom u danoj kemijskoj vezi ponekad može funkcionirati i kao elektropozitivan i kao elektronegativan.

Eksperimentalni dokazi upućuju na to da se relativne elektronegativnosti (RER) mogu dodijeliti elementima, čija upotreba omogućuje prosuđivanje stupnja polariteta veze između atoma u molekuli (vidi također odlomke 3.6 i 4.3).

U molekuli koja se sastoji od dva atoma, što je veći polaritet kovalentne veze, to je veći RER jednog od njih, stoga, s povećanjem RER drugog elementa, povećava se stupanj ionnosti spoja.

Za karakterizaciju reaktivnosti molekula nije važna samo priroda raspodjele elektronske gustoće, već i mogućnost njezine promjene pod utjecajem vanjskog utjecaja. Mjera te promjene je polarizabilnost veze, t.j. njegova sposobnost da postane polarna ili čak polarnija. Polarizacija veze događa se i pod utjecajem vanjskog električno polje, a pod utjecajem druge molekule koja je partner u reakciji. Rezultat ovih utjecaja može biti polarizacija veze, popraćena njezinim potpunim prekidom. U tom slučaju, vezni par elektrona ostaje na elektronegativnijem atomu, što dovodi do stvaranja suprotnih iona. Ova vrsta prekida veze naziva se teterolitičkim. Na primjer:

U gornjem primjeru asimetričnog cijepanja veze vodik se cijepa u obliku H + -iona, a vezni par elektrona ostaje s klorom, pa se potonji pretvara u anion C1.

Osim ovog tipa kidanja veze, moguć je i simetrični prekid veze, kada ne nastaju ioni, već atomi i radikali. Ova vrsta prekida veze naziva se homolitička.

U molekulama, pozitivni naboji jezgri kompenzirani su negativnim nabojima elektrona. Međutim, pozitivni i negativni naboji mogu se prostorno odvojiti. Pretpostavimo da se molekula sastoji od atoma različitih elemenata (HC1, CO, itd.). U tom slučaju, elektroni se pomiču prema atomu s višom elektronegativnošću, a težište pozitivnih i negativnih naboja se ne podudaraju, tvoreći električni dipol- sustav dvaju jednakih po veličini i suprotnih po predznaku naboja q, nalazi na udaljenosti l pozvao duljina dipola. Duljina dipola je vektorska veličina. Njegov smjer se uvjetno uzima od negativnog naboja do pozitivnog. Takve molekule nazivaju se polarne molekule ili dipoli.

Polaritet molekule je veći što je veća apsolutna vrijednost naboja i duljina dipola. Mjera polariteta je proizvod q . l, naziva se električni moment dipola μ: μ = q. l.

Jedinica mjere μ služi kao Debye (D). 1 D \u003d 3.3. 10 -30 C. m.

U molekulama koje se sastoje od dva identična atoma, μ = 0. Zovu se nepolarni. Ako takva čestica uđe u električno polje, tada pod djelovanjem polja, polarizacija- pomicanje težišta pozitivnih i negativnih naboja. U čestici nastaje električni dipolni moment tzv inducirani dipol.

Dipolni moment dvoatomske AB molekule može se identificirati s dipolnim momentom A-B veze u njoj. Ako se zajednički elektronski par pomakne na jedan od atoma, tada električni moment veznog dipola nije jednak nuli. Odnos se u ovom slučaju zove polarna kovalentna veza. Ako se elektronski par nalazi simetrično u odnosu na atome, tada se veza naziva nepolarni.

U poliatomskoj molekuli svakoj se vezi može dodijeliti određeni električni dipolni moment. Tada se električni moment dipola molekule može predstaviti kao vektorski zbroj električnih momenata dipola pojedinih veza. Postojanje ili odsutnost dipolnog momenta u molekuli povezano je s njezinom simetrijom. Molekule koje imaju simetričnu strukturu su nepolarne (μ = 0). To uključuje dvoatomske molekule s identičnim atomima (H 2, C1 2 itd.), molekulu benzena, molekule s polarnim vezama BF 3, A1F 3, CO 2, BeC1 2, itd.

Električni moment dipola molekule važan je molekularni parametar. Poznavanje vrijednosti μ može ukazivati ​​na geometrijsku strukturu molekule. Tako, na primjer, polaritet molekule vode ukazuje na njezinu kutnu strukturu, a odsutnost CO 2 dipolnog momenta ukazuje na njenu linearnost.

Jonska veza

Granični slučaj kovalentne polarne veze je ionska veza. Ako se elektronegativnosti atoma jako razlikuju (na primjer, atoma alkalni metali i halogeni), onda kada se međusobno približavaju, valentni elektroni jednog atoma potpuno prelaze na drugi atom. Kao rezultat ovog prijelaza, oba atoma postaju ioni i preuzimaju elektroničku strukturu najbližeg plemenitog plina. Na primjer, pri interakciji atoma natrija i klora oni se pretvaraju u ione Na + i Cl - između kojih postoji elektrostatička privlačnost. Ionska veza može se opisati pomoću VS i MO metoda, ali se obično razmatra korištenjem klasičnih zakona elektrostatike.

Molekule u kojima postoji čista ionska veza nalaze se u stanju pare tvari. Ionski kristali se sastoje od beskrajnih nizova naizmjeničnih pozitivnih i negativnih iona vezanih elektrostatičkim silama. Kada su ionski kristali otopljeni ili otopljeni, pozitivni i negativni ioni prelaze u otopinu ili se tale.

Treba napomenuti da su ionske veze vrlo jake, stoga je za uništavanje ionskih kristala potrebno potrošiti puno energije. To objašnjava činjenicu da ionski spojevi imaju visoke točke taljenja.

Za razliku od kovalentne veze, ionska veza nema svojstva zasićenja i usmjerenosti. Razlog tome je što električno polje koje stvaraju ioni ima sfernu simetriju i jednako djeluje na sve ione. Stoga su broj iona koji okružuju određeni ion i njihov prostorni raspored određeni samo veličinama naboja iona i njihovim veličinama.

S obzirom ionska veza, mora se imati na umu da tijekom elektrostatičke interakcije između iona dolazi do njihove deformacije tzv. polarizacija. Na sl. 2.1, a prikazana su dva elektrostatički neutralna iona koji međusobno djeluju, a koji zadržavaju savršeno sferni oblik. Na sl. 2.1, b prikazana je polarizacija iona što dovodi do smanjenja efektivne udaljenosti između središta pozitivnih i negativnih naboja. Što je veća polarizacija iona, to je niži stupanj ionnosti veze, tj. veća je kovalentna priroda veze između njih. U kristalima se pokazuje da je polarizacija niska, jer su ioni simetrično okruženi ionima suprotnog predznaka i ion je podvrgnut istom djelovanju u svim smjerovima.

U homonuklearnim molekulama (H 2, F 2 itd.), elektronski par koji čini vezu, u jednako pripada svakom atomu, pa se centri pozitivnih i negativnih naboja u molekuli poklapaju. Takve molekule su nepolarne.

Međutim, u heteronuklearnim molekulama doprinos valnih funkcija različitih atoma sprezi nije isti. U blizini jednog od atoma pojavljuje se suvišna gustoća elektrona, dakle, višak negativnog naboja, a blizu drugog, pozitivan. U ovom slučaju se govori o pomaku elektronskog para s jednog atoma na drugi, ali to ne treba shvatiti doslovno, već samo kao povećanje vjerojatnosti pronalaska elektronskog para u blizini jedne od jezgri molekule.

Da bi se odredio smjer takvog pomaka i polukvantitativna procjena njegove veličine, uvodi se pojam elektronegativnosti.

Postoji nekoliko ljestvica elektronegativnosti. Međutim, elementi su poredani u nizove elektronegativnosti istim redoslijedom, pa su razlike neznatne, a ljestvice elektronegativnosti prilično usporedive.

Prema R. Mullikenu, elektronegativnost je polovica zbroja energija ionizacije i afiniteta elektrona (vidi odjeljak 2.10.3):

Valentni elektronski par je pomaknut na elektronegativniji atom.

Prikladnije je koristiti ne apsolutne vrijednosti elektronegativnosti, već relativne. Jedinica je elektronegativnost litija 3 Li. Relativna elektronegativnost bilo kojeg elementa A je:

Najmanju elektronegativnost imaju teški alkalni metali. (X Fr = 0,7). Najelektronegativniji element je fluor (X F = 4,0). Po razdobljima postoji opći trend povećanja elektronegativnosti, a po podskupinama - njezinog smanjenja (tablica 3.4).

U praktičnom korištenju podataka iz ove tablice (kao i podataka s drugih ljestvica elektronegativnosti) treba imati na umu da se u molekulama koje se sastoje od tri ili više atoma vrijednost elektronegativnosti pod utjecajem susjednih atoma može osjetno promijeniti. . Strogo govoreći, elementu se uopće ne može pripisati konstantna elektronegativnost. Ovisi o valentnom stanju elementa, vrsti spoja itd. Ipak, ovaj koncept je koristan za kvalitativno objašnjenje svojstava kemijskih veza i spojeva.

Tablica 3.4

Elektronegativnost s- i p-elemenata prema Paulingu

Razdoblje	Skupina

Polaritet veze određen je pomakom para valentnih elektrona u dvoatomskim molekulama i kvantitativno je karakteriziran dipolni trenutak, ili dipolni električni moment, molekule. On jednak je proizvodu udaljenosti između jezgri G u molekuli i efektivni naboj 5 koji odgovara ovoj udaljenosti:

Ukoliko G smatra se vektorom usmjerenim od pozitivnog prema negativnom naboju, dipolni moment je također vektor i ima isti smjer. Jedinica dipolnog momenta je debye D (1D = 3,33 10 -30 C m).

Dipolni moment složene molekule definiran je kao vektorski zbroj dipolnih momenata svih veza. Stoga, ako je molekula AB I simetrična u odnosu na liniju svake veze, ukupni dipolni moment takve molekule, unatoč polaritetu

nost veze A-B, jednako je nuli: D = ^ D; = 0. Primjeri su

žive prethodno razmatrane simetrične molekule, veze u kojima su formirane hibridnim orbitalama: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 itd.

Molekule u kojima su veze formirane nehibridnim orbitalama ili hibridnim orbitalama koje uključuju usamljene parove elektrona asimetrične su u odnosu na linije veze. Dipolni momenti takvih molekula nisu jednaki nuli. Primjeri takvih polarnih molekula: H 2 S, NH 3 , H 2 0 itd. Na sl. 3.18 prikazuje grafičku interpretaciju zbrajanja vektora polarnih veza u simetričnoj BeF 2 (fl) molekuli i asimetričnoj molekuli H 2 S (b).

Riža. 3.18. Dipolni momenti molekula BeF 2 (a) i H 2 S (b).

Kao što je već napomenuto, što je veća razlika u elektronegativnosti atoma koji tvore vezu, to se više pomiče valentni elektronski par, to je veza polarnija i, posljedično, veći je efektivni naboj b, što je ilustrirano u tablici. 3.5.

Tablica 3.5

Promjena prirode veze u nizu spojeva elemenata II razdoblja s fluorom

U polarnoj vezi mogu se uvjetno razlikovati dvije komponente: ionska, zbog elektrostatičke privlačnosti, i kovalentna, zbog preklapanja orbitala. Kako se povećava razlika u elektronegativnosti OH par valentnih elektrona sve se više pomiče prema atomu fluora, koji dobiva sve negativniji efektivni naboj. Povećava se doprinos ionske komponente vezi, dok se udio kovalentne komponente smanjuje. Kvantitativne promjene prelaze u kvalitativne: u UF molekuli elektronski par gotovo u potpunosti pripada fluoru, a njegov efektivni naboj se približava jedinici, t.j. na naboj elektrona. Možemo pretpostaviti da su nastala dva iona: kation Li + i anion F~ a veza je posljedica samo njihovog elektrostatičkog privlačenja (kovalentna komponenta se može zanemariti). Takva veza se zove ionski. Može se smatrati kao ekstremni slučaj kovalentne polarne veze.

Elektrostatičko polje nema željene smjerove. Tako ionska veza za razliku od kovalentnih nema usmjerenosti. Ion stupa u interakciju s bilo kojim brojem iona suprotnog naboja. To je zbog još jednog karakterističnog svojstva ionske veze - nedostatak zasićenja.

Za ionske molekule može se izračunati energija vezanja. Promatramo li ione kao nedeformabilne kuglice s nabojima ±e, zatim sila privlačenja između njih, ovisno o udaljenosti između središta iona G može se izraziti Coulombovom jednadžbom:

Energija privlačenja određena je relacijom

Pri približavanju se zbog međudjelovanja pojavljuje odbojna sila elektronske ljuske. Ona je obrnuto proporcionalna udaljenosti do snage P:

gdje V je neka konstanta. Eksponent P mnogo više od jednog a za različite konfiguracije iona nalazi se u rasponu od 5 do 12. Uzimajući u obzir da je sila derivat energije s obzirom na udaljenost, iz jednadžbe (3.6) dobivamo:

S promjenom G promijeniti F np i F qtt . Na nekoj udaljenosti g 0 te su sile izjednačene, što odgovara minimumu rezultirajuće energije interakcije U Q . Nakon transformacije, možete dobiti

Ova je jednadžba poznata kao Bornova jednadžba.

Minimum na krivulji ovisnosti U=f(r) odgovaraju ravnotežnoj udaljenosti r 0 i energiji U Q . To je energija vezanja između iona. Čak P je nepoznato, tada možemo procijeniti vrijednost energije vezivanja uzimajući 1 /P jednako nuli:

Pogreška neće prelaziti 20%.

Za ione s nabojima z l i z 2 jednadžbe (3.7) i (3.8) imaju oblik:

Budući da je postojanje veze koja se približava čisto ionskoj u molekulama ovog tipa problematično, posljednje jednadžbe treba smatrati vrlo grubom aproksimacijom.

Istodobno, problemima polarnosti i ionnosti veze može se pristupiti sa suprotne pozicije – sa stajališta polarizacije iona. Pretpostavlja se da postoji potpuni prijenos elektrona, a molekula se sastoji od izoliranih iona. Tada se elektronski oblaci pomiču pod djelovanjem električnog polja koje stvaraju ioni, - polarizacija ioni.

Polarizacija je dvosmjerni proces koji se kombinira polarizacijski učinak ioni iz njihovih polarizabilnost. Polarizabilnost je sposobnost elektronskog oblaka iona, molekule ili atoma da se deformira pod djelovanjem elektrostatičkog polja drugog iona. Jačina ovog polja određuje polarizacijski učinak iona. Iz jednadžbe (3.10) proizlazi da što je veći polarizacijski učinak iona, to je veći njegov naboj i manji polumjer. Polumjeri kationa su u pravilu mnogo manji od polumjera aniona, stoga je u praksi češće potrebno naići na polarizaciju aniona pod djelovanjem kationa, a ne obrnuto. Polarizabilnost iona također ovisi o njihovom naboju i polumjeru. Ioni velike veličine i naboja lakše se polariziraju. Polarizirajući učinak iona svodi se na povlačenje elektronskog oblaka iona suprotnog naboja prema sebi. Kao rezultat, ionnost veze se smanjuje; veza postaje polarna kovalentna. Dakle, polarizacija iona smanjuje stupanj ionnosti veze i po svom je učinku suprotna polarizaciji veze.

Polarizacija iona u molekuli, t.j. povećanje udjela kovalentne veze u njemu povećava snagu njenog raspada na ione. U nizu spojeva danog kationa s anionima iste vrste, stupanj disocijacije u otopinama opada s povećanjem polarizabilnosti aniona. Na primjer, u nizu olovnih halogenida PbCl 2 - PbBr 2 - Pb 2 povećava se radijus halogenidnih aniona, povećava se njihova polarizabilnost, a raspadanje na ione slabi, što se izražava smanjenjem topljivosti.

Pri usporedbi svojstava soli s istim anionom i dovoljno velikim kationima treba uzeti u obzir polarizaciju kationa. Na primjer, polumjer iona Hg 2+ veći je od polumjera iona Ca 2+, pa se Hg 2+ polarizira jače od Ca 2+ . Kao rezultat toga, CaCl 2 je jak elektrolit; potpuno disocira u otopini, a HgCl 2 - kao slab elektrolit, t.j. praktički se ne disocira u otopinama.

Polarizacija iona u molekuli smanjuje njezinu snagu tijekom raspadanja na atome ili molekule. Na primjer, u seriji CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2, radijus halogenih iona se povećava, povećava se njihova polarizacija ionom Ca 2+, pa se temperatura toplinske disocijacije na kalcij i halogen smanjuje: CaNa1 2 \u003d Ca + Na1 2.

Ako je ion lako polariziran, tada je za njegovo pobuđivanje potrebno malo energije, što odgovara apsorpciji kvanta vidljive svjetlosti. To je razlog za boju otopina takvih spojeva. Povećanje polarizabilnosti dovodi do povećanja boje, na primjer, u nizu NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (povećanje polarizabilnosti aniona) ili u seriji KC1 - CuCl 2 (povećanje polarizabilnosti kationa ).

Granica između kovalentnih polarnih i ionskih veza vrlo je uvjetna. Za molekule u plinovitom stanju vjeruje se da s razlikom u elektronegativnosti AH > 2,5 veza je ionska. U otopinama polarnih otapala, kao iu kristalnom stanju, snažan utjecaj imaju molekule otapala i susjedne čestice na mjestima kristalna rešetka. Stoga se ionska priroda veze očituje na mnogo manjoj razlici u elektronegativnosti. U praksi možemo pretpostaviti da je veza između tipičnih metala i nemetala u otopinama i kristalima ionska.

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

U bilo kojoj 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 središte gravitacije". Te se točke nazivaju polovi molekule. Ako se u molekuli poklapaju električna težišta pozitivnih i negativnih naboja, molekula će biti nepolarna. Takve su, na primjer, molekule H 2, N 2 formirane od identičnih atoma, u kojima zajednički parovi elektrona podjednako pripadaju oba atoma, kao i mnoge simetrično građene molekule s atomskim vezama, na primjer, metan CH 4, CCl 4 tetraklorid .

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

Polarne molekule su

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

Udaljenost između električnih centara gravitacije 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 polarnosti određenih 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 je električni naboj

tron je 4,80 10 -10 elektrostatičkih 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

Ugljični disulfid …………0

Vodikov jodid…….. 0,38

Sumporovodik………..1.1

Ugljični monoksid……. 0,11

Sumporov dioksid. . . ……1.6

Cijanovodonična 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 tvarisu simetrične i stoga su električni naboji u njima ravnomjerno raspoređeni. Odsutnost polariteta u ugljičnom dioksidu i ugljičnom disulfidu pokazuje da su i njihove molekule izgrađene simetrično. Struktura molekula ovih tvari shematski je prikazana na Sl. 33.

Pomalo neočekivana je prisutnost prilično velikog dipolnog momenta u blizini vode. Budući da je formula za vodu slična formulama za ugljični dioksid

i ugljičnog disulfida, očekivalo bi se da će i njegove molekule biti izgrađene na isti načinsimetrično, poput molekula CS 2 i CO 2 .

Međutim, s obzirom na eksperimentalno utvrđen polaritet 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 način da njihove veze tvore kut od oko 105°. Sličan raspored atomske jezgre postoji u drugim molekulama istog tipa (H 2 S, SO 2) koje imaju dipolne momente.

Polaritet molekula vode objašnjava mnoga njezina fizička svojstva.

Polaritet molekule mora se razlikovati od polariteta veze. Za dvoatomske molekule tipa AB ovi se koncepti podudaraju, kao što je već pokazano na primjeru molekule HCl. U takvim molekulama što je veća razlika u elektronegativnosti elemenata (∆EO), to je veći električni moment dipola. Na primjer, u nizu HF, HCl, HBr, HI, smanjuje se istim slijedom kao i relativna elektronegativnost.

Molekule mogu biti polarne i nepolarne ovisno o prirodi raspodjele elektronske gustoće molekule. Polaritet molekule karakterizira vrijednost električnog momenta dipola μ oni kažu , što je jednako vektorskom zbroju električnih momenata dipola svih veza i nevezujućih elektronskih parova smještenih na hibridnim AO: → →

 m-ly \u003d  ( spojevi) i +  ( nepovezani električni parovi) j .

Rezultat zbrajanja ovisi o polaritetu veza, geometrijskoj strukturi molekule i prisutnosti nedijeljenih elektronskih parova. Na polaritet molekule uvelike utječe njezina simetrija.

Na primjer, molekula CO 2 ima simetričnu linearnu strukturu:

Stoga, iako su veze C=O visoko polarne, zbog međusobne kompenzacije njihovih električnih momenata dipola, molekula CO 2 je općenito nepolarna ( m-ly =  veze = 0). Iz istog razloga su visoko simetrične tetraedarske molekule CH 4, CF 4, oktaedarska molekula SF 6 itd. nepolarne.

U kutnoj molekuli H 2 O, polarne O–H veze nalaze se pod kutom od 104,5º: → →

 H2O \u003d  O - H +  nepovezani električni par  0.

Stoga se njihovi momenti međusobno ne kompenziraju i molekula se ispostavlja polarnom ().

Kutna molekula SO 2, piramidalne molekule NH 3, NF 3 itd. također imaju električni moment dipola.Odsutnost takvog momenta

ukazuje na visoko simetričnu strukturu molekule, prisutnost električnog momenta dipola ukazuje na asimetriju strukture molekule (tablica 3.2).

Tablica 3.2

Struktura i očekivani polaritet molekula

	Prostorna konfiguracija	Očekivani polaritet
	Linearna	nepolarni
	Linearna	polarni
	Linearna	nepolarni
		polarni
	Linearna	polarni
	ravnina trokutasta	nepolarni
	Trigonalno-piramidalni	polarni
	tetraedarski	nepolarni

Na vrijednost električnog momenta dipola molekule snažno utječu nevezujući parovi elektrona koji se nalaze u hibridnim orbitalama i imaju vlastiti električni moment dipola (smjer vektora je od jezgre, duž osi hibridnog AO ). Primjerice, molekule NH 3 i NF 3 imaju isti trigonalno-piramidalni oblik, a polaritet N–H i N–F veza također je približno isti. Međutim, električni moment NH 3 dipola je 0,49·10 -29 C·m, ​​a NF 3 samo 0,07·10 -29 C·m. To se objašnjava činjenicom da se u NH 3 smjer električnog momenta dipola veznog N–H i nevezujućeg parova elektrona poklapa i pri zbrajanju vektora uzrokuje veliki električni moment dipola. Naprotiv, u NF 3, momenti N–F veza i elektronskog para usmjereni su u suprotnim smjerovima, pa su, kada se dodaju, djelomično kompenzirani (slika 3.15).

Slika 3.15. Zbrajanje električnih momenata dipola veznih i nevezujućih elektronskih parova molekula NH 3 i NF 3

Nepolarna molekula može se učiniti polarnom. Da biste to učinili, mora se staviti u električno polje s određenom potencijalnom razlikom. Pod djelovanjem električnog polja pomiču se "težišta" pozitivnih i negativnih naboja i nastaje inducirani ili inducirani električni moment dipola. Kada se polje ukloni, molekula će ponovno postati nepolarna.

Pod djelovanjem vanjskog električnog polja, polarna molekula se polarizira, tj. u njoj dolazi do preraspodjele naboja, a molekula dobiva novu vrijednost električnog momenta dipola, postaje još polarnija. To se također može dogoditi pod utjecajem polja koje stvara polarna molekula koja se približava. Sposobnost molekula da se polariziraju pod djelovanjem vanjskog električnog polja naziva se polarizabilnost.

Polaritet i polarizabilnost molekula određuju međumolekularnu interakciju. Reaktivnost tvari, njezina topljivost, povezana je s električnim momentom dipola molekule. Polarne molekule tekućina pogoduju elektrolitičkoj disocijaciji elektrolita otopljenih u njima.

"