Hvorfor udvikler en dipol sig i molekyle?

1. Polære kovalente bindinger:

* Elektronegativitet: Når to atomer med forskellige elektronegativitetsværdier danner en binding, tiltrækker det mere elektronegative atom de delte elektroner stærkere. Dette skaber en delvis negativ ladning (Δ-) på det mere elektronegative atom og en delvis positiv ladning (Δ+) på det mindre elektronegative atom.

* Eksempel: I et vandmolekyle (H₂O) er ilt mere elektronegativt end brint. Dette betyder, at iltatomet trækker de delte elektroner tættere på sig selv, hvilket gør iltens ende af molekylet lidt negativt, og brint ender lidt positiv.

2. Molekylær geometri:

* asymmetrisk form: Selv hvis de individuelle bindinger inden for et molekyle er ikke -polære (lige deling af elektroner), kan molekylet stadig have et dipolmoment, hvis molekylet har en asymmetrisk form. Dette skyldes, at de delvise afgifter fra de enkelte obligationer ikke annullerer hinanden.

* Eksempel: Kuldioxid (CO₂) har to polære bindinger (C =O), men molekylet er lineært. Dipolmomenterne i de to bindinger annullerer hinanden, hvilket gør molekylet ikke -polært. Vand har imidlertid en bøjet form. De to polære bindinger annullerer ikke hinanden, hvilket resulterer i et netto dipolmoment for hele vandmolekylet.

Kortfattet:

* polære kovalente obligationer: Forskel i elektronegativitet mellem atomer skaber delvise ladninger.

* asymmetrisk form: Ikke-afgifter af individuelle bindingsdipoler på grund af ujævn fordeling af elektrondensitet.

Begge disse faktorer bidrager til udviklingen af ​​et dipolmoment inden for et molekyle. Dette dipolmoment kan have betydelige påvirkninger på molekylets egenskaber, herunder dets opløselighed, kogepunkt og interaktion med andre molekyler.