Polarnost

U kovalentno vezanim molekulama zbog razlika u elektronegativnosti atoma dolazi do razdvajanja težišta pozitivnog i negativnog naboja te takva molekula ima dva pola. To su polarne ili dipolne molekule odnosno skraćeno dipoli. Zato se takva veza naziva kovalentna veza sa djelomičnom ionskom prirodom. Dakle, ako je razlika elektronegativnosti atoma u molekuli veća, elektronski par je bliže elektronegativnijem atomu i pritom je molekula jače polarna.

Polarnost molekula HF, HCl, HBr i HI

Dipolni moment molekule

U prikazivanju polarnosti molekule uz elektronegativniji atom koji ima veću gustoću elektronskog oblaka stavlja se znak δ-, a uz manje elektronegativan atom koji ima manju gustoću elektronskog oblaka znak δ+. Električni dipolni moment ( μ) je mjera za polarnost pri čemu vrijedi:

μ = e × l

gdje je e električni naboj, a l udaljenost težišta pozitivnog i negativnog naboja. Dipolni moment imaju samo molekule građene od raznovrsnih atoma. Ali on ovisi i građi molekule u prostoru. Pa tako zbog prostorne simetričnosti težište naboja se nalazi u istoj tački, te takve molekule također nemaju dipolni moment.

Polarnost i fizičke osobine molekula

Polarnost molekule utiče na fizikalne osobine kao što su tačka topljenja i tačka ključanja. Privlačenje između polarnijih molekula je jače, pa je tačka topljenja i ključanja viša. Dobar primjer za ovo je posmatranje spojeva elemenata 16. grupe periodnog sistema: H₂O, H₂S, H₂Se. Pri normalnim uslovima voda je u tečnom stanju, a ostali analogni spojevi u grupi su gasovi. Uzrok ove pojave je veća polarnost molekula vode.