Химия (стр. 8 )

Другой важной в химии характеристикой атома является энергия сродства к электрону – энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому:

.

Экспериментальное определение энергии сродства к электрону E значительно сложнее, чем определение энергии ионизации. Величины E (в эВ) для некоторых атомов приведены ниже (таблица 5.3):

Таблица 5.3 − Значение энергии сродства к электрону для некоторых атомов

	H	He	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
E, эВ	0,75	–0,22	0,8	–0,19	0,30	1,27	–0,21	1,47	3,45	–0,57

Отметим, что в отличие от ионизации присоединение двух и более электронов энергетически затруднено, и многозарядные одноатомные отрицательные ионы в свободном состоянии не существуют.

5.6.4 Атомные радиусы

Определение размера атома, а следовательно, и атомного радиуса связано с некоторыми проблемами.

Во-первых, атом не является сферой со строго определенной поверхностью и радиусом. Вероятность обнаружения электрона (электронная плотность) по мере удаления от ядра постепенно возрастает до некоторого максимума, а затем постепенно уменьшается, но становится равной нулю только на бесконечно большом расстоянии.

Во-вторых, радиус индивидуального атома, находящегося в газообразном состоянии, по-видимому, нельзя измерить экспериментально, его можно только рассчитать, используя квантово-химические расчеты по уравнению Шредингера.

На основе анализа литературных источников можно выделить пять различных подходов к определению размера атома:

1) за радиус атома принимается такое расстояние от ядра, в котором сосредоточено 90 % его электронной плотности;

2) квантово-химические расчеты позволяют рассчитать расстояние от ядра, соответствующее максимуму электронной плотности на последней заполненной электронами орбитали. Это орбитальный радиус;

3) металлический радиус равен половине межъядерного расстояния соседних атомов в кристаллической решетке металла;

4) ковалентный атомный радиус определяется как половина межъядерного расстояния между двумя одинаковыми атомами, связанными ковалентной связью;

5) возможны измерение и расчеты радиусов между соседними ионами в соли.

Металлические и ковалентный радиусы определяются, как правило, экспериментально и называются еще эффективными.

5.6.5 Электроотрицательность

Электротрицательность (χ) − способность атома, связанного с другим атомом, притягивать к себе электронное облако, вызывая тем самым поляризацию связи (в сторону элемента с более высокой электроотрицательностью). Используют различные количественные методы оценки электроотрицательности. Например, американский физик Малликен предложил определять электроотрицательность как среднеарифметическую величину между потенциалом ионизации и сродством к электрону:

(5.1)

Трудность применения такого способа состоит в том, что значения сродства к электрону известны не для всех элементов.

Существуют и другие подходы к электроотрицательности. Так, первой и наиболее известной является шкала Л. Полинга, рассчитанная из термохимических данных и предложенная в 1932 году. За начало отсчета в этой шкале произвольно принята величина электроотрицательности наиболее электроотрицательного элемента фтора, c(F)= 4,0.

На основе электроотрицательности можно охарактеризовать химическую связь. Чем больше разница электроотрицательностей элементов, образующих химическую связь, тем больше степень ионности связи. Связи с разностью электроотрицательностей больше 2,1 могут считаться ионными. Связи с меньшей разностью электроотрицательностей относят к полярным ковалентным связям. Чем меньше электроотрицательность, тем меньше степень ионности связи. Нулевая разность электроотрицательностей указывает на отсутствие ионного характера и, следовательно, на чисто ковалентную связь.

Электроотрицательность в количественном отношении представляет собой приближенную величину, поскольку она зависит от того, в состав какого конкретного соединения входит данный атом.

В настоящее время предложено около 20 различных шкал электроотрицательности, среди которых одна из самых распространенных − шкала Олреда−Рохова.

5.6.6 Остов и валентные электроны

Валентность − это способность атома образовывать химические связи. Наиболее подвижны электроны, находящиеся на последнем электронном уровне, в верхнем слое они называются валентными электронами. Все остальное − электроны остова, они неохотно и редко участвуют в химической связи.

5.6.7 Основное и возбужденное состояние

Пример: Be 1s22s2 − основное состояние. При нагревании, освещении и других способах возбуждения валентные электроны переходят на более дальние орбиты. Например: Be 1s22s12p1 − возбужденное состояние.

Структура электронной оболочки атомов элемента изменяется периодически с ростом порядкового номера элемента. С другой стороны, свойства определяются строением электронной оболочки и, следовательно, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Далее рассматриваются некоторые периодические свойства элементов.

5.7 Периодичность атомных характеристик

Периодичность изменения свойств легко продемонстрировать, двигаясь вдоль периода: Li − металл, далее металлические свойства убывают и фтор − неметалл, не говоря уже об инертных газах. Добавив еще один положительный заряд к ядру, опять получаем металл − натрий, свойства которого очень схожи со свойствами Li. Однако даже в пределах периода, некоторые свойства меняются немонотонно.

5.7.1 Потенциал ионизации

Рисунок 5.2 – Изменение потенциала ионизации

От лития к неону потенциал ионизации Ii должен возрастать, поскольку увеличивается заряд ядра атомов и притягивание электронов. Это в общем и наблюдается (рисунок 5.2). Но при переходе от Be к B наблюдается падение Ii. Причина − удаляется p-электрон, уровень которого выше на шкале энергии, чем у s-электрона. При переходе от азота N к кислороду O также наблюдается уменьшение потенциала ионизации Ii. Это связано с удалением спаренного электрона с атома кислорода. Удалить такой электрон энергетически дешевле.

Наблюдаемая немонотонность свойств элементов в пределах периода называется внутренней периодичностью.

Переходя к следующему периоду, ожидаем уменьшения Ii у натрия по сравнению с литием, поскольку хотя заряд ядра и растет, но внешние электроны экранированы от ядра слоем электронов остова. Это общая закономерность − в группе первый потенциал ионизации уменьшается с ростом порядкового номера элемента. Однако можно обнаружить свойства, которые немонотонно меняются и в пределах группы. Это называется вторичной периодичностью. Вторичная периодичность связана с проникновением электронной плотности к ядру, влиянием d- и f-электронных слоев.

Рисунок 5.3 – Изменение суммы потенциалов ионизации для элементов четвертой группы

Рассмотрим сумму первых четырех потенциалов ионизации для элементов 4 группы åIi. Из рисунка 5.3 видно, что наблюдается немонотонность при переходе от Si к Ge (между внешними электронами и ядром появляется слой 3d-электронов), а также при переходе от Sn к P (5d, 4f).

5.7.2 Атомный радиус

Если рассматривать относительные величины атомных радиусов, то легко обнаружить периодичность их зависимости от номера элемента.

В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра Z в общем монотонно уменьшаются из-за роста степени взаимодействия внешних электронов с ядром.

В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных оболочек.

У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более ярко (в периоде атомные радиусы уменьшаются), чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны внутренние. У d- и f-элементов кривая изменения радиусов атомов по периоду имеет более плавный характер. Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием. Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы (таблица 5.4)

Таблица 5.4 − Атомные радиусы

Атомный радиус	Zn – Hf	Nb – Ta
rатома, нм	0,160 – 0,159	0,145 – 0,146

В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы, как правило, возрастают в связи с увеличением числа электронных оболочек. Однако увеличение заряда ядра при этом оказывает противоположный эффект, поэтому увеличение атомных радиусов с увеличением номера периода относительно невелико, а в некоторых случаях, например, у p-элементов III группы значение орбитального радиуса у Al (алюминия) больше, чем у Ga (галлия).

5.7.3 Энергия сродства к электрону

Чем больше электронное сродство, тем более сильным окислителем является данный элемент. Немонотонность изменения сродства к электрону в периоде также обусловлена сравнительной устойчивостью полностью и наполовину заполненных подоболочек. Самый сильный из всех элементарных окислителей – фтор (он обладает и самым малым атомным радиусом из всех элементов VII группы).

Окислительной способностью не обладают нейтральные атомы с устойчивыми конфигурациями s2 и s2p6 и переходные элементы. У остальных элементов в таблице Менделеева окислительная способность нейтральных атомов повышается слева направо и снизу вверх.

5.7.4 Электроотрицательность

В периодах электроотрицательность растет, а в группах уменьшается с ростом Z, то есть растет от Cs к F по диагонали периодической системы. Это обстоятельство до некоторой степени определяет диагональное сходство элементов.

Из анализа периодичности геометрических и энергетических параметров атомов следует, что периодическим законом можно пользоваться для определения физико-химических констант, предсказывать изменение радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности, и, следовательно, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства их соединений.

5.8 Естественные границы периодической системы

На Земле существуют только такие элементы, среднее время жизни которых приблизительно равно или превосходит возраст Земли. Самый легкий из этих элементов − водород (1H), а самый тяжелый − уран (92U). Однако этими элементами не ограничивается диапазон возможных химических элементов, природа гораздо богаче и разнообразнее.

В природе существует атом, который легче водорода, − позитроний (Рз).

Не принимая во внимание волновой природы частиц, позитроний можно представить в виде электрона и позитрона. Позитрон − частица, по массе близкая к электрону, но имеющая положительный, а не отрицательный заряд. Позитроний − движущиеся вокруг общего центра тяжести электрон и позитрон. Позитроний состоит из электронно-позитронной оболочки и не имеет ядра. Позитроний имеет короткое время жизни: около 10-7−10-10 с и исчезает (аннигилирует) с испусканием фотонов.

Позитроний является сильным восстановителем и может участвовать в химических реакциях как восстановитель. Например, он восстанавливает ионы Fe3+ до Fe2+:

.

Открытие позитрония экспериментально поставило вопрос о существовании совершенно иного материального мира, построенного из антиатомов. Действительно, позитроний находится на границе между атомами − системами, состоящими из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, и антиатомами − системами из отрицательно заряженных ядер и положительно заряженных позитронов.

Антиатомы существуют, некоторые из них (антиатомы водорода, гелия) изучены экспериментально. Поэтому нельзя говорить о начале Периодической системы, так как таблица симметрично (по крайней мере, теоретически) относительно позитрония в мире антиатомов может повторять структуру Периодической системы .

О границе таблицы Периодической системы со стороны тяжелых элементов можно говорить тогда, когда время жизни атомов элемента уже недостаточно для того, чтобы измерить его свойства. Опыт показал, что стабильность тяжелых атомов с увеличением порядкового номера быстро уменьшается. Естественный конец периодической системы определяется порядковым номером элемента, для которого среднее время жизни атомного ядра становится меньше 1 10-15 с. Для элементов с порядковыми номерами 108−110 время жизни около 1−10-12 с. Поэтому считается, что периодическая система заканчивается недалеко за этими элементами. Развитие теории атомных ядер позволило считать, что при больших порядковых номерах могут существовать так называемые «острова стабильности», т. е. отдельные атомы с большим временем жизни.

Поэтому теоретически у Периодической системы нет ни начала, ни конца.

5.9 Вопросы для самоконтроля

1. Почему большинство попыток систематизировать химические элементы относится к середине XIX века?

2. Чем отличаются таблицы Ньюлендса и Мейера от Периодической системы элементов ?

3. Как сформулировал периодический закон?

4. Что является графическим выражением периодического закона?

5. Приведите определение периода, исходя из учения о строении атома.

6. Сколько периодов и сколько групп в периодической системе?

7. Сколько элементов в каждом периоде?

8. Как изменяются свойства элементов в периодах слева направо?

9. В какой группе Периодической системы должен находиться водород?

10. Что такое группа? Из каких подгрупп состоит каждая группа периодической системы?

11. Как изменяются свойства элементов в главных подгруппах?

12. Чему равен положительный заряд ядра атома?

13. Чему равно число электронных слоев в атомах всех элементов какого-либо периода?

14. Какой электронный слой называется завершенным?

15. Чему равно число электронов на внешнем слое атомов элементов главных подгрупп?

16. Что такое главная подгруппа?

17. Чем объясняется периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера?

18. Какие элементы называются s-элементами? Сколько s-элементов в каждом периоде?

19. Какие элементы называются p-элементами? Сколько p-элементов в каждом периоде (кроме первого и седьмого)?

20. Какие элементы называются d-элементами? Сколько d-элементов в каждом большом периоде?

21. Какие элементы называются f-элементами? В каких периодах находятся и где располагаются в периодическое системе f-элементы?

22. Какие электроны называются валентными электронами?

23. Что такое возбужденное состояние атома?

24. Что является причиной переменной валентности многих элементов?

25. Чем объясняется существование элементов с постоянной валентностью?

26. Напишите полные электронные конфигурации атомов элементов с порядковым номером 17 и 25.

27. Напишите электронные конфигурации атомов хлора и марганца и ионов Cl- и Мn2+.

28. Напишите электронную конфигурацию атомов фосфора и ванадия. Являются ли они аналогами?

29. Напишите электронную конфигурацию бериллия и укажите элементы-аналоги. Как изменяются свойства аналогов с увеличением номера периода?

30. Приведите электронную конфигурацию калия. Покажите, как изменяются свойства элементов периода, в котором находится калий.

31. Напишите электронные конфигурации атомов Fe и F, а также ионов Fe2+, Fе3+ и F–.

Глава шестая. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

6.1 Цели изучения главы

Успешное изучение учебного материала позволит:

− освоить классификацию химических связей и основные особенности различных видов химической связи; основные теории химической связи;

− овладеть ключевыми понятиями: химическая связь, энергия, длина, насыщенность, валентный угол химической связи; дипольный момент химической связи и молекулы, ионная, ковалентная и металлическая химическая связь, порядок и кратность химической связи; локализованная и делокализованная химическая связь, гибридизация атомных орбиталей, дальнодействующая межмолекулярная и близкодействующая химическая связь, универсальная и специфическая межмолекулярная связь.

6.2 Методические рекомендации по изучению материала

Структурно-логическая схема изучения главы «Химическая связь» представлена на рисунке 6.1.

При изучении главы обратите внимание на классификацию основных видов химической связи, особенности различных видов химической связи и в то же время единую природу всех химических связей. Постарайтесь запомнить основные положения современных теорий химической связи. Выучите определения ключевых понятий данной темы.

Рисунок 6.1 − Структурно-логическая схема главы «Химическая связь»

6.3 Понятие химической связи

Фундаментальной основой химической связи явилась теория химического строения (1861 г.). Главные положения этой теории следующие:

1. Атомы в молекулах соединены друг с другом в определенной последовательности, и изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества.

2. Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью.

3. Свойства веществ зависят не только от их состава, но от порядка соединения атомов в молекулах и характера их взаимного влияния.

Под химической связью понимаются различные виды взаимодействия, обуславливающие устойчивое существование двух и многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных веществ.

В образовании химической связи из всех существующих в природе сил существенными при расчётах полагают только электростатические силы (пренебрегают взаимодействием с внешними электромагнитными полями, спиновым взаимодействием электронов и ядер).

Химическая связь – это взаимодействие атомов, обусловленное перекрытием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы (молекулы, комплекса, кристалла и т. д.).

К основным чертам химической связи можно отнести:

а) снижение общей энергии двух или многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц;

б) перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближённых на расстояние связи.

Выяснить, как распределяется электронная плотность, по сути дела, и означает описать химическую связь в веществе, но для этого необходимо точное решение уравнения Э. Шрёдингера, что осуществлено только для ионов H2+. Для других систем применяют приближенные решения.

Химическая связь характеризуется тремя важнейшими параметрами:

1) энергией химической связи;

2) длиной химической связи;

3) направленностью химической связи.

Энергия связи – мера прочности химической связи, количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи. Любая химическая связь образуется с выделением энергии, для ее разрыва требуется затратить энергию, равную энергии связи.

Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов в молекуле (кристалле или др.), когда силы притяжения между атомами уравновешены силами отталкивания и энергия системы минимальна (т. е. достигнуто некоторое устойчивое состояние).

Здесь нужно понимать один важный принцип: чем длиннее связь, тем она менее прочная и, соответственно, имеет меньшую энергию (т. е. на ее разрыв нужно затратить меньше работы).

Направленность связи показывает, в каком направлении смещается электронная плотность связи. Обычно это происходит от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному.

Группа связей, например, в молекуле может характеризоваться и другими параметрами:

1) углами между связями;

2) дипольным моментом;

3) суммарной энергией всех связей.

Могут вводиться и другие характеристики химической связи для объяснения того или иного явления. Но мы пока остановимся на этих и будем разбираться в них.

Химическая связь обычно изображается черточками, соединяющими взаимодействующие атомы; каждая черта эквивалентна обобщенной паре электронов. В соединениях, содержащих более двух атомов, важной характеристикой является валентный угол, образуемый химическими связями в молекуле и отражающий ее геометрию.

Правило октета. В результате образования химической связи атомы могут приобретать такую электронную конфигурацию, как у благородных газов, которые имеют на внешней оболочке восемь (октет) электронов. Стремление к созданию устойчивой электронной конфигурации получило название правило октета. Это справедливо как для ионной, так и ковалентной связей. 

6.4 Классификация химических связей

Свойства химической связи проявляются в свойствах различных типов молекул, кристаллов и других объединений атомов и молекул. Ранее считалось, что и природа различных видов связи различна. Теперь можно считать, что известные на сегодня виды химической связи едины по своей природе. Поэтому существует возможность единой их классификации.

Варианты классификации химических связей определяются различными характеристиками или способами описания.

В зависимости от расстояния, на котором проявляется химическая связь, ее делят на короткодействующую и дальнедействующую.

Короткодействующая связь проявляется на расстояниях, близких к размерам атомов. Она осуществляется между атомами в молекуле, кристалле в пределах от 74 до 400 нм. Энергия разрыва короткодействующей химической связи находится в пределах от 01.01.01 кДж/моль. Образование большинства известных молекул, существующих в изолированном состоянии, обусловлено наличием короткодействующих связей. Данный вид связи называют также сильной связью.

Дальнодействующая химическая связь проявляется при переходе вещества из газовой фазы в жидкое или твердое состояние. Она возникает между отдельными атомами, молекулами на расстояниях в несколько раз больших, чем длина обычной короткодействующей связи. Прочность же дальнодействующей связи в десятки раз меньше прочности короткодействующей связи. Дальнодействующую связь также называют слабой межмолекулярной связью.

Хотя природа этих двух видов связи одинакова, но отличия имеются. Короткодействующие связи образуются в результате такого взаимодействия, что каждый электрон может быть описан самостоятельной волновой функцией − одноэлектронное приближение. Дальнодействующие же связи являются результатом коллективного движения электронов.

Каждый из видов химической связи может видоизменяться в зависимости от различных признаков.

В зависимости от перераспределения электронной плотности между атомами при образовании химической связи можно выделить связи: неполярную, полярную и сильно полярную. Неполярная и полярная короткодействующие химические связи являются тем видом связи, который хорошо известен как ковалентная химическая связь. Сильно полярная химическая связь представлялась независимой от ковалентной связи и исторически получила название ионной.

В зависимости от степени обобществления электронной плотности химической связи между несколькими атомами различают локализованную и делокализованную химическую связь. Локализованной связью называется такая химическая связь, электронная плотность которой сконцентрирована (локализована) в пределах двух наиболее близко расположенных друг к другу ядер атомов. Если электронная плотность химической связи распределена между тремя и более ядрами, то такая связь называется трехцентровой, многоцентровой, а в общем случае − делокализованной.

Различают также виды связи по их свойству обеспечивать связь только между ограниченным числом атомов. Такие связи называются насыщаемыми. В противном случае говорят о ненасыщаемости химической связи.

Также различают связи направленные и ненаправленные. Направленные химические связи − такие связи, энергия которых сильно зависит от расположения данной связи относительно других связей вокруг выбранного атома. Ненаправленными связями считаются те, которые мало чувствительны к взаимной ориентации связей атома.

Дальнодействующая химическая связь условно может быть разделена на два типа: универсальную межмолекулярную связь и специфическую межмолекулярную связь. Универсальная связь проявляется при взаимодействии между любыми молекулами, а специфическая − между теми, у которых имеются соответствующие друг другу участки. Такие молекулы, которые соответствуют друг другу, как «к каждому замку должен быть свой ключ», называются комплементарными (рисунок 6.2).

Рисунок 6.2 – Схема классификации химических связей

6.5 Основные виды химической связи

6.5.1 Ковалентная химическая связь

Считается, что впервые теорию ковалентной связи сформировал американский химик Джильберт Ньютон Льюис в 1916 г. хотя очень сходные идеи встречались в работах русского ученого (1907). исходил из предположения, что атомы могут достигать состояния электронной завершенности путем образования общих с другими атомами электронных пар. Для образования общей электронной пары каждый из атомов должен представлять по одному неспаренному электрону.

Ковалентная связь является наиболее универсальной, так как ей подчиняется подавляющее большинство веществ как органических, так и неорганических.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору); либо по дативному механизму, когда оба атома либо обе частицы одновременно выступают в роли и донора, и акцептора электронов.

1) Обменный механизм (обычные связи). Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

2) Донорно-акцепторный механизм (донорно-акцепторные связи). Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь:

3) Дативные связи – это такие связи, когда два атома, либо частицы одновременно выступают и в роли донора и в роли акцептора, например:

В димере Al2Cl6: атомы хлора отдают свои неподеленные электронные пары, которыми заселяются вакантные d-орбитали атомов алюминия.

К характеристикам ковалентной связи, как другим видам химической связи, относятся энергия и длина связи. Кроме того, ковалентные частицы могут быть полярными и неполярными.

Неполярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образуется атомами с одинаковой электроотрицательностью (молекулы состоят из атомов одного вида). В этом случае электронная плотность расположена симметрично между атомами: O2, Cl2, N2.

Полярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образована атомами с различными электроотрицательностями (молекулы состоят из различных атомов). В этом случае электронная плотность смещена в сторону одного из атомов: НСl, Н20, NO.

Количественной оценкой полярности связи могут служить эффективные заряды атомов. Эффективный заряд атома характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома. Атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее. Поэтому электроны оказываются ближе к нему, и он получает некоторый отрицательный заряд, который называют и эффективным, а у его партнера появляется такой же положительный заряд. Если электроны, образующие связь между атомами, принадлежат им в равной степени, эффективные заряды равны нулю. В ионных соединениях эффективные заряды должны совпадать с зарядами ионов. А для всех других частиц они имеют промежуточные значения.

Вследствие смещения электронной пары к одному из ядер возникает диполь. Диполь – электрически нейтральная система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на одинаковом расстоянии друг от друга. Полярность связи может быть выражена через ее дипольный момент μсв:

, (6.1)

где δ − заряд полюса диполя, равный для двухатомной молекулы эффективному заряду;

− межъядерное расстояние.

Дипольный момент измеряется в кулон-метрах (Кл∙м) или в дебаях (D): 1D = 0,333∙10–29 Кл∙м.

Дипольный момент связи является векторной величиной. Он направлен от положительно заряженной части молекулы к ее отрицательной части. На основании измерения дипольного момента было установлено, что в молекуле хлороводорода HCl на атоме водорода имеется положительный заряд плюс 0,2 доли заряда электрона, а на атоме хлора отрицательный заряд минус 0,2. Значит, связь H−Cl на 20 % имеет ионный характер. А связь Н−Cl является ионной на 80 %.

Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а также наличием неподеленных электронных пар, так как часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Полярность молекулы выражается через ее дипольный момент, который равен векторной сумме всех дипольных моментов связей молекулы.

Если полярные связи расположены в молекуле симметрично, то положительные и отрицательные заряды компенсируют друг друга, и молекула в целом является неполярной. Так происходит, например, с молекулой диоксида углерода. Многоатомные молекулы с несимметричным расположением полярных связей (и, следовательно, электронной плотности) являются в целом полярными. Это относится, в частности, к молекуле воды.