Polaryzacja wiązania, moment dipolowy i procentowy charakter jonowy

Polaryzacja wiązania

Bezwzględna wartość różnicy elektroujemności (ΔEN) dwóch związanych atomów stanowi przybliżoną miarę oczekiwanej polaryzacji wiązania, a tym samym typu wiązania. Gdy różnica jest bardzo mała lub zerowa, wiązanie jest kowalencyjne i niepolarne. Gdy jest duży, wiązanie jest polarne kowalencyjne lub jonowe. Bezwzględne wartości różnic elektroujemności między atomami w wiązaniach H–H, H–Cl i Na–Cl wynoszą odpowiednio 0 (niepolarne), 0,9 (polarne kowalencyjne) i 2,1 (jonowe). 

Stopień, w jakim elektrony są współdzielone między atomami, waha się od całkowicie równych (czyste wiązanie kowalencyjne) do wcale (wiązanie jonowe). 

• Na przykład atomy H i F w HF mają różnicę elektroujemności wynoszącą 1,9, a atomy N i H w NH₃ różnicę 0,9, ale oba te związki tworzą wiązania, które są uważane za polarne kowalencyjne. 
• Podobnie atomy Na i Cl w NaCl mają różnicę elektroujemności wynoszącą 2,1, a atomy Mn i I w MnI₂ mają różnicę 1,0, jednak obie te substancje tworzą związki jonowe.

Najlepszym przewodnikiem po kowalencyjnym lub jonowym charakterze wiązania jest rozważenie rodzajów zaangażowanych atomów i ich względnych pozycji w układzie okresowym pierwiastków. 

• Wiązania między dwoma niemetalami są na ogół kowalencyjne.
• Wiązanie między metalem a niemetalem jest często jonowe.

Niektóre związki zawierają zarówno wiązania kowalencyjne, jak i jonowe. Atomy w jonach wieloatomowych, takich ^{jak OH–}, NO₃⁻  i NH₄⁺, są utrzymywane razem przez polarne wiązania kowalencyjne. Jednak te wieloatomowe jony tworzą związki jonowe łącząc się z jonami o przeciwnym ładunku. Na przykład azotan potasu, KNO₃, zawiera kation K⁺ i wieloatomowy anion NO₃⁻. Zatem wiązanie w azotanie potasu jest jonowe, wynikające z przyciągania elektrostatycznego między jonami K⁺ i NO₃⁻, a także kowalencyjne między atomami azotu i tlenu w NO₃⁻.

Polaryzacja molekularna i moment dipolowy

Jak omówiono wcześniej, polarne wiązania kowalencyjne łączą dwa atomy o różnych elektroujemnościach, pozostawiając jeden atom z częściowym ładunkiem dodatnim (δ+), a drugi atom z częściowym ładunkiem ujemnym (δ–), ponieważ elektrony są przyciągane w kierunku bardziej elektroujemnego atomu. To rozdzielenie ładunku powoduje powstanie momentu dipolowego wiązania. Wielkość momentu dipolowego wiązania jest reprezentowana przez grecką literę mu (μ) i jest określona wzorem pokazanym tutaj, gdzie Q jest wielkością ładunków cząstkowych (określoną przez różnicę elektroujemności), a r jest odległością między ładunkami:

Ten moment wiązania można przedstawić jako wektor, wielkość mającą zarówno kierunek, jak i wielkość. Wektory dipolowe są pokazane jako strzałki wskazujące wraz z wiązaniem od mniej elektroujemnego atomu w kierunku bardziej elektroujemnego atomu. Na mniej elektroujemnym końcu rysowany jest mały znak plus, aby wskazać częściowo dodatni koniec wiązania. Długość strzałki jest proporcjonalna do wielkości różnicy elektroujemności między dwoma atomami.

Cała cząsteczka może również mieć separację ładunku, w zależności od jej struktury molekularnej i polarności każdego z jej wiązań. Jeśli taka separacja ładunków istnieje, mówi się, że cząsteczka jest cząsteczką polarną (lub dipolem); W przeciwnym razie mówi się, że cząsteczka jest niepolarna. Moment dipolowy mierzy stopień separacji ładunków netto w cząsteczce jako całości. Moment dipolowy wyznacza się poprzez dodanie momentów wiązania w przestrzeni trójwymiarowej, z uwzględnieniem struktury molekularnej.

W przypadku cząsteczek dwuatomowych występuje tylko jedno wiązanie, więc jego moment dipolowy wiązania określa polarność molekularną. Dwuatomowe cząsteczki homojądrowe, takie jak Br₂ i N₂, nie mają różnicy w elektroujemności, więc ich moment dipolowy wynosi zero. W przypadku cząsteczek heterojądrowych, takich jak CO, występuje mały moment dipolowy. W przypadku HF występuje większy moment dipolowy, ponieważ występuje większa różnica w elektroujemności.

Gdy cząsteczka zawiera więcej niż jedno wiązanie, należy wziąć pod uwagę geometrię. Jeśli wiązania w cząsteczce są ułożone w taki sposób, że ich momenty wiązania znoszą się (suma wektorów równa się zero), to cząsteczka jest niepolarna. Tak jest w przypadku emisji CO₂ . Każde z wiązań jest polarne, ale cząsteczka jako całość jest niepolarna. Na podstawie struktury Lewisa i przy użyciu teorii VSEPR określa się, że cząsteczka CO₂ jest liniowa z polarnymi wiązaniami C = O po przeciwnych stronach atomu węgla. Momenty wiązania znoszą się, ponieważ są skierowane w przeciwnych kierunkach. W przypadku cząsteczki wody struktura Lewisa ponownie pokazuje, że istnieją dwa wiązania z centralnym atomem, a różnica elektroujemności ponownie pokazuje, że każde z tych wiązań ma niezerowy moment wiązania. Jednak w tym przypadku struktura molekularna jest wygięta z powodu samotnych par na O, a dwa momenty wiązania nie znoszą się. Dlatego woda ma wypadkowy moment dipolowy i jest cząsteczką polarną (dipolem).

Ten tekst jest adaptacją Openstax, Chemia 2e, Rozdział 7.2: Wiązania kowalencyjne i  Openstax, Chemia 2e, Rozdział 7.6 Struktura molekularna i polarność.