1. Polära kovalenta bindningar:
* Elektronegativitet: När två atomer med olika elektronegativitetsvärden bildar en bindning, lockar den mer elektronegativa atomen de delade elektronerna starkare. Detta skapar en partiell negativ laddning (5-) på den mer elektronegativa atomen och en partiell positiv laddning (5+) på den mindre elektronegativa atomen.
* Exempel: I en vattenmolekyl (H₂O) är syre mer elektronegativt än väte. Detta innebär att syreatomen drar de delade elektronerna närmare sig själv, vilket gör att syreänden av molekylen är något negativ och väte slutar något positivt.
2. Molekylär geometri:
* asymmetrisk form: Även om de enskilda bindningarna i en molekyl är icke -polär (lika delning av elektroner) kan molekylen fortfarande ha ett dipolmoment om molekylen har en asymmetrisk form. Detta beror på att de partiella avgifterna från de enskilda obligationerna inte avbryter varandra.
* Exempel: Koldioxid (CO₂) har två polära bindningar (C =O), men molekylen är linjär. Dipolmomenten för de två bindningarna avbryter varandra, vilket gör molekylen icke -polär. Vatten har emellertid en böjd form. De två polära bindningarna avbryter inte varandra, vilket resulterar i ett netto dipolmoment för hela vattenmolekylen.
Sammanfattningsvis:
* polära kovalenta bindningar: Skillnaden i elektronegativitet mellan atomer skapar partiella laddningar.
* asymmetrisk form: Icke-avstängning av enskilda bindningsdipoler på grund av ojämn distribution av elektrondensitet.
Båda dessa faktorer bidrar till utvecklingen av ett dipolmoment inom en molekyl. Detta dipolmoment kan ha betydande effekter på molekylens egenskaper, inklusive dess löslighet, kokpunkt och interaktion med andra molekyler.
