Ουσίες μοριακής δομής σχηματίζονται με τη βοήθεια του ειδικού τύπουσχέσεις. Ομοιοπολικό δεσμόσε ένα μόριο, πολικό και μη πολικό, που ονομάζεται επίσης ατομικό. Αυτό το όνομα προέρχεται από το λατινικό "co" - "μαζί" και "vales" - "έχοντας δύναμη". Σε αυτή τη μέθοδο σχηματισμού ενώσεων, ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται μεταξύ δύο ατόμων.

Τι είναι οι πολικοί και οι μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί; Εάν σχηματιστεί μια νέα ένωση με αυτόν τον τρόπο, τότεκοινωνικοποίηση ζευγών ηλεκτρονίων.Τυπικά, τέτοιες ουσίες έχουν μοριακή δομή: H 2, O 3, HCl, HF, CH 4.

Υπάρχουν επίσης μη μοριακές ουσίες στις οποίες τα άτομα συνδέονται με αυτόν τον τρόπο. Αυτοί είναι οι λεγόμενοι ατομικοί κρύσταλλοι: διαμάντι, διοξείδιο του πυριτίου, καρβίδιο του πυριτίου. Σε αυτά, κάθε σωματίδιο συνδέεται με τέσσερα άλλα, με αποτέλεσμα έναν πολύ δυνατό κρύσταλλο. Οι κρύσταλλοι με μοριακή δομή δεν είναι συνήθως πολύ ισχυροί.

Ιδιότητες αυτής της μεθόδου σχηματισμού ενώσεων:

• πολλαπλότητα;
• κατεύθυνση;
• βαθμός πολικότητας?
• πόλωσης;
• ζευγάρωμα.

Η πολλαπλότητα είναι ο αριθμός των ζευγών ηλεκτρονίων που μοιράζονται. Μπορεί να είναι από ένα έως τρία. Το οξυγόνο δεν έχει αρκετά ηλεκτρόνια για να γεμίσει το περίβλημά του, επομένως θα είναι διπλό. Στο μόριο αζώτου N2 είναι τριπλό.

Πόλωση - η δυνατότητα σχηματισμού ομοιοπολικού πολικού δεσμού και μη πολικού. Επιπλέον, μπορεί να είναι περισσότερο ή λιγότερο πολικό, πιο κοντά στο ιοντικό ή αντίστροφα - αυτή είναι η ιδιότητα του βαθμού πολικότητας.

Η κατευθυντικότητα σημαίνει ότι τα άτομα τείνουν να συνδέονται με τέτοιο τρόπο ώστε να υπάρχει όσο το δυνατόν περισσότερη πυκνότητα ηλεκτρονίων μεταξύ τους. Είναι λογικό να μιλάμε για κατευθυντικότητα όταν τα τροχιακά p ή d συνδέονται. Τα τροχιακά S είναι σφαιρικά συμμετρικά, γι' αυτά όλες οι κατευθύνσεις είναι ισοδύναμες. Στα p-τροχιακά, ο μη πολικός ή πολικός ομοιοπολικός δεσμός κατευθύνεται κατά μήκος του άξονά τους, έτσι ώστε τα δύο «οκτώ» να επικαλύπτονται στις κορυφές. Αυτός είναι ένας δεσμός σ. Υπάρχουν επίσης λιγότερο ισχυροί δεσμοί π. Στην περίπτωση των ρ-τροχιακών, τα «οκτώ» τροχιακά επικαλύπτονται από τις πλευρικές πλευρές έξω από τον άξονα του μορίου. Στη διπλή ή τριπλή περίπτωση, τα τροχιακά p σχηματίζουν έναν σ δεσμό και τα υπόλοιπα θα είναι τύπου π.

Η σύζευξη είναι η εναλλαγή πρώτων και πολλαπλών, καθιστώντας το μόριο πιο σταθερό. Αυτή η ιδιότητα είναι χαρακτηριστική των πολύπλοκων οργανικών ενώσεων.

Τύποι και μέθοδοι σχηματισμού χημικών δεσμών

Πόλωση

Σπουδαίος!Πώς να προσδιορίσουμε αν υπάρχουν ουσίες με μη πολικό ομοιοπολικό ή πολικό δεσμό; Αυτό είναι πολύ απλό: το πρώτο συμβαίνει πάντα μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων και το δεύτερο - μεταξύ διαφορετικών ατόμων που έχουν άνιση ηλεκτραρνητικότητα.

Παραδείγματα ομοιοπολικών μη πολικών δεσμών - απλές ουσίες:

• υδρογόνο Η2;
• άζωτο N2;
• οξυγόνο O 2;
• χλώριο Cl2.

Το σχήμα σχηματισμού ενός ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού δείχνει ότι συνδυάζοντας ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, τα άτομα τείνουν να συμπληρώνουν το εξωτερικό περίβλημα σε 8 ή 2 ηλεκτρόνια. Για παράδειγμα, το φθόριο είναι ένα ηλεκτρόνιο λιγότερο από ένα κέλυφος οκτώ ηλεκτρονίων. Μετά το σχηματισμό του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων, θα γεμίσει. Ένας κοινός τύπος για μια ουσία με ομοιοπολικό μη πολικός δεσμός- διατομικό μόριο.

Η Polar συνήθως συνδέεται μόνο:

• Η2Ο;
• CH4.

Υπάρχουν όμως εξαιρέσεις, όπως το AlCl 3. Το αλουμίνιο έχει την ιδιότητα της αμφοτερικότητας, δηλαδή σε κάποιες ενώσεις συμπεριφέρεται σαν μέταλλο και σε άλλες σαν αμέταλλο. Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα σε αυτή την ένωση είναι μικρή, επομένως το αλουμίνιο συνδυάζεται με το χλώριο με αυτόν τον τρόπο και όχι σύμφωνα με τον ιοντικό τύπο.

Σε αυτή την περίπτωση, το μόριο σχηματίζεται από διαφορετικά στοιχεία, αλλά η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα δεν είναι τόσο μεγάλη ώστε το ηλεκτρόνιο να μεταφέρεται πλήρως από το ένα άτομο στο άλλο, όπως σε ουσίες με ιοντική δομή.

Τα σχήματα για το σχηματισμό αυτού του τύπου ομοιοπολικής δομής δείχνουν ότι η πυκνότητα ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, δηλαδή, το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων είναι πιο κοντά σε ένα από αυτά παρά στο δεύτερο. Τα μέρη του μορίου αποκτούν φορτίο, το οποίο συμβολίζεται με το ελληνικό γράμμα δέλτα. Στο υδροχλώριο, για παράδειγμα, το χλώριο φορτίζεται περισσότερο αρνητικά και το υδρογόνο πιο θετικά. Το φορτίο θα είναι μερικό, και όχι ολόκληρο, όπως με τα ιόντα.

Σπουδαίος!Η πολικότητα του δεσμού δεν πρέπει να συγχέεται με τη μοριακή πολικότητα. Στο μεθάνιο CH4, για παράδειγμα, τα άτομα συνδέονται πολικά, αλλά το ίδιο το μόριο είναι μη πολικό.

Χρήσιμο βίντεο: πολικοί και μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί

Εκπαιδευτικός μηχανισμός

Ο σχηματισμός νέων ουσιών μπορεί να συμβεί μέσω ενός μηχανισμού ανταλλαγής ή δότη-δέκτη.Σε αυτή την περίπτωση, τα ατομικά τροχιακά συνδυάζονται. Προκύπτουν ένα ή περισσότερα μοριακά τροχιακά. Διαφέρουν στο ότι καλύπτουν και τα δύο άτομα. Όπως ένα ατομικό ηλεκτρόνιο, μπορεί να περιέχει όχι περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια και τα σπιν τους πρέπει επίσης να είναι σε διαφορετικές κατευθύνσεις.

Πώς να προσδιορίσετε ποιος μηχανισμός εμπλέκεται; Αυτό μπορεί να γίνει από τον αριθμό των ηλεκτρονίων στα εξωτερικά τροχιακά.

Ανταλλαγή

Σε αυτή την περίπτωση, ένα ζεύγος ηλεκτρονίων σε ένα μοριακό τροχιακό σχηματίζεται από δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια, καθένα από τα οποία ανήκει στο δικό του άτομο. Καθένα από αυτά προσπαθεί να γεμίσει το εξωτερικό του κέλυφος ηλεκτρονίων και να το κάνει σταθερό με οκτώ ή δύο ηλεκτρόνια. Έτσι σχηματίζονται συνήθως ουσίες με μη πολική δομή.

Για παράδειγμα, σκεφτείτε υδροχλωρικό οξύ HCl. Το υδρογόνο έχει εξωτερικό επίπεδοένα ηλεκτρόνιο. Το χλώριο έχει επτά. Έχοντας σχεδιάσει διαγράμματα του σχηματισμού μιας ομοιοπολικής δομής για αυτό, θα δούμε ότι σε καθένα από αυτά λείπει ένα ηλεκτρόνιο για να γεμίσει το εξωτερικό περίβλημα. Μοιράζοντας ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μεταξύ τους, θα μπορέσουν να ολοκληρώσουν το εξωτερικό περίβλημα. Η ίδια αρχή χρησιμοποιείται για το σχηματισμό διατομικών μορίων απλών ουσιών, για παράδειγμα, υδρογόνου, οξυγόνου, χλωρίου, αζώτου και άλλων μη μετάλλων.

Εκπαιδευτικός μηχανισμός

Δωρητής-δέκτης

Στη δεύτερη περίπτωση και τα δύο ηλεκτρόνια είναι ένα μοναχικό ζεύγος και ανήκουν στο ίδιο άτομο (δότης). Ο άλλος (δέκτης) έχει ένα κενό τροχιακό.

Ο τύπος μιας ουσίας με ομοιοπολικό πολικό δεσμό σχηματίζεται με αυτόν τον τρόπο, για παράδειγμα, ιόν αμμωνίου NH 4 +. Σχηματίζεται από ένα ιόν υδρογόνου, το οποίο έχει ένα κενό τροχιακό, και από αμμωνία NH3, που περιέχει ένα «επιπλέον» ηλεκτρόνιο. Το ζεύγος ηλεκτρονίων από την αμμωνία κοινωνικοποιείται.

Παραγωγή μικτών γενών

Όταν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται μεταξύ τροχιακών διάφορα σχήματα, για παράδειγμα, s και p, σχηματίζεται ένα υβριδικό νέφος ηλεκτρονίων sp. Τέτοια τροχιακά επικαλύπτονται περισσότερο, έτσι δένουν πιο σφιχτά.

Έτσι είναι δομημένα τα μόρια του μεθανίου και της αμμωνίας. Στο μόριο μεθανίου CH 4, θα έπρεπε να έχουν σχηματιστεί τρεις δεσμοί σε p-τροχιακά και ένας σε s. Αντίθετα, το τροχιακό υβριδοποιείται με τρία τροχιακά p, με αποτέλεσμα τρία υβριδικά τροχιακά sp3 σε σχήμα επιμήκων σταγονιδίων. Αυτό συμβαίνει επειδή τα ηλεκτρόνια 2s και 2p έχουν παρόμοιες ενέργειες, αλληλεπιδρούν μεταξύ τους όταν συνδυάζονται με άλλο άτομο. Τότε μπορεί να σχηματιστεί ένα υβριδικό τροχιακό. Το μόριο που προκύπτει έχει το σχήμα ενός τετραέδρου, με το υδρογόνο να βρίσκεται στις κορυφές του.

Άλλα παραδείγματα ουσιών με υβριδισμό:

• ασετυλίνη;
• βενζόλιο;
• διαμάντι;
• νερό.

Ο άνθρακας χαρακτηρίζεται από υβριδισμό sp3, επομένως βρίσκεται συχνά σε οργανικές ενώσεις.

Χρήσιμο βίντεο: πολικός ομοιοπολικός δεσμός

συμπέρασμα

Ένας ομοιοπολικός δεσμός, πολικός ή μη, είναι χαρακτηριστικός ουσιών με μοριακή δομή. Τα άτομα ενός στοιχείου είναι μη πολικά συνδεδεμένα, ενώ τα άτομα διαφορετικών στοιχείων είναι πολικά συνδεδεμένα, αλλά με ελαφρώς διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα. Συνήθως τα μη μεταλλικά στοιχεία συνδέονται με αυτόν τον τρόπο, αλλά υπάρχουν και εξαιρέσεις, όπως το αλουμίνιο.

Ρύζι. 2.1.Ο σχηματισμός μορίων από άτομα συνοδεύεται από ανακατανομή ηλεκτρονίων τροχιακών σθένουςκαι οδηγεί σε κέρδος σε ενέργεια,αφού η ενέργεια των μορίων αποδεικνύεται μικρότερη από την ενέργεια των ατόμων που δεν αλληλεπιδρούν. Το σχήμα δείχνει ένα διάγραμμα του σχηματισμού ενός μη πολικού ομοιοπολικού χημικού δεσμού μεταξύ ατόμων υδρογόνου.

§2 Χημικός δεσμός

Υπό κανονικές συνθήκες, η μοριακή κατάσταση είναι πιο σταθερή από την ατομική κατάσταση (Εικ. 2.1). Ο σχηματισμός μορίων από άτομα συνοδεύεται από ανακατανομή ηλεκτρονίων σε τροχιακά σθένους και οδηγεί σε κέρδος ενέργειας, καθώς η ενέργεια των μορίων είναι μικρότερη από την ενέργεια των ατόμων που δεν αλληλεπιδρούν(Παράρτημα 3). Οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα στα μόρια ονομάζονται συλλογικά χημικός δεσμός.

Ο χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων πραγματοποιείται από ηλεκτρόνια σθένους και είναι ηλεκτρικού χαρακτήρα . Υπάρχουν τέσσερις κύριοι τύποι χημικών δεσμών: ομοιοπολική,ιωνικός,μέταλλοΚαι υδρογόνο.

1 Ομοιοπολικός δεσμός

Ένας χημικός δεσμός που πραγματοποιείται από ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζεται ατομικός ή ομοιοπολικός . Οι ενώσεις με ομοιοπολικούς δεσμούς ονομάζονται ατομικές ή ομοιοπολικές .

Όταν εμφανίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός, εμφανίζεται μια επικάλυψη νεφών ηλεκτρονίων ατόμων που αλληλεπιδρούν, συνοδευόμενη από την απελευθέρωση ενέργειας (Εικ. 2.1). Σε αυτή την περίπτωση, ένα νέφος με αυξημένη πυκνότητα αρνητικού φορτίου εμφανίζεται μεταξύ των θετικά φορτισμένων ατομικών πυρήνων. Λόγω της δράσης των δυνάμεων έλξης Coulomb μεταξύ διαφορετικών φορτίων, μια αύξηση στην πυκνότητα του αρνητικού φορτίου ευνοεί τη συνένωση των πυρήνων.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται από ασύζευκτα ηλεκτρόνια στα εξωτερικά κελύφη των ατόμων . Σε αυτή την περίπτωση σχηματίζονται ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν ζεύγος ηλεκτρονίων(Εικ. 2.2), κοινό στα αλληλεπιδρώντα άτομα. Αν ένας ομοιοπολικός δεσμός (ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων) έχει προκύψει μεταξύ των ατόμων, τότε ονομάζεται απλός, διπλός, διπλός κ.λπ.

Η ενέργεια είναι ένα μέτρο της αντοχής ενός χημικού δεσμού. μι sv που δαπανήθηκαν για τη διάσπαση του δεσμού (αύξηση ενέργειας όταν σχηματίζεται μια ένωση από μεμονωμένα άτομα). Αυτή η ενέργεια συνήθως μετριέται ανά 1 mole. ουσίεςκαι εκφράζονται σε kilojoules ανά mol (kJ∙mol –1). Η ενέργεια ενός απλού ομοιοπολικού δεσμού βρίσκεται στην περιοχή από 200–2000 kJmol –1.

Ρύζι. 2.2.Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ο περισσότερος γενική μορφήχημικός δεσμός που προκύπτει λόγω της κοινής χρήσης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μέσω ενός μηχανισμού ανταλλαγής (ΕΝΑ), όταν καθένα από τα αλληλεπιδρώντα άτομα παρέχει ένα ηλεκτρόνιο ή μέσω ενός μηχανισμού δότη-δέκτη (σι)όταν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται από ένα άτομο (δότη) με ένα άλλο άτομο (δέκτη).

Ένας ομοιοπολικός δεσμός έχει τις ιδιότητες κορεσμός και Συγκεντρώνω . Ο κορεσμός ενός ομοιοπολικού δεσμού νοείται ως η ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν έναν περιορισμένο αριθμό δεσμών με τους γείτονές τους, που καθορίζεται από τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σθένους τους. Η κατευθυντικότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού αντανακλά το γεγονός ότι οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα το ένα κοντά στο άλλο κατευθύνονται κατά μήκος της ευθείας γραμμής που συνδέει τους ατομικούς πυρήνες. Εκτός, Ο ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναι πολικός ή μη πολικός .

Οταν μη πολικόΣε έναν ομοιοπολικό δεσμό, το νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζεται από ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων κατανέμεται στο χώρο συμμετρικά σε σχέση με τους πυρήνες και των δύο ατόμων. Ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων απλών ουσιών, για παράδειγμα, μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων αερίων που σχηματίζουν διατομικά μόρια (O 2, H 2, N 2, Cl 2, κ.λπ.).

Οταν πολικόςΣε έναν ομοιοπολικό δεσμό, το νέφος ηλεκτρονίων του δεσμού μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα. Ο σχηματισμός πολικών ομοιοπολικών δεσμών μεταξύ ατόμων είναι χαρακτηριστικός των πολύπλοκων ουσιών. Ένα παράδειγμα είναι τα μόρια των πτητικών ανόργανων ενώσεων: HCl, H 2 O, NH 3 κ.λπ.

Ο βαθμός μετατόπισης του συνολικού νέφους ηλεκτρονίων προς ένα από τα άτομα κατά το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού (βαθμός πολικότητας δεσμού ) καθορίζεται κυρίως από το φορτίο των ατομικών πυρήνων και την ακτίνα των ατόμων που αλληλεπιδρούν .

Όσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο ενός ατομικού πυρήνα, τόσο πιο έντονα έλκει ένα νέφος ηλεκτρονίων. Ταυτόχρονα, όσο μεγαλύτερη είναι η ακτίνα του ατόμου, τόσο πιο αδύναμα τα εξωτερικά ηλεκτρόνια συγκρατούνται κοντά στον ατομικό πυρήνα. Η συνδυασμένη επίδραση αυτών των δύο παραγόντων εκφράζεται στη διαφορετική ικανότητα διαφορετικών ατόμων να «έλκουν» το νέφος των ομοιοπολικών δεσμών προς τον εαυτό τους.

Η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να έλκει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα. . Έτσι, η ηλεκτραρνητικότητα χαρακτηρίζει την ικανότητα ενός ατόμου να πολώνει έναν ομοιοπολικό δεσμό: όσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου, τόσο πιο έντονα μετατοπίζεται προς αυτό το νέφος ηλεκτρονίων του ομοιοπολικού δεσμού .

Ένας αριθμός μεθόδων έχουν προταθεί για την ποσοτικοποίηση της ηλεκτραρνητικότητας. Σε αυτή την περίπτωση, το πιο σαφές φυσικό νόημα έχει η μέθοδος που προτείνει ο Αμερικανός χημικός Robert S. Mulliken, ο οποίος προσδιόρισε την ηλεκτραρνητικότητα  ενός ατόμου ως το ήμισυ του αθροίσματος της ενέργειάς του μι μισυγγένεια ηλεκτρονίων και ενέργεια μι Εγώιονισμός ατόμου:

. (2.1)

Ενέργεια ιονισμούΈνα άτομο είναι η ενέργεια που πρέπει να δαπανηθεί για να «αποσπάσει» ένα ηλεκτρόνιο από αυτό και να το απομακρύνει σε άπειρη απόσταση. Η ενέργεια ιοντισμού προσδιορίζεται με φωτοϊοντισμό ατόμων ή με βομβαρδισμό ατόμων με ηλεκτρόνια που επιταχύνονται σε ηλεκτρικό πεδίο. Η μικρότερη τιμή ενέργειας φωτονίων ή ηλεκτρονίων που καθίσταται επαρκής για να ιονίσει τα άτομα ονομάζεται ενέργεια ιοντισμού τους μι Εγώ. Αυτή η ενέργεια εκφράζεται συνήθως σε βολτ ηλεκτρονίων (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Τα άτομα είναι πιο πρόθυμα να εγκαταλείψουν τα εξωτερικά ηλεκτρόνια μέταλλα, τα οποία περιέχουν μικρό αριθμό μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων (1, 2 ή 3) στο εξωτερικό περίβλημα. Αυτά τα άτομα έχουν τη χαμηλότερη ενέργεια ιονισμού. Έτσι, το μέγεθος της ενέργειας ιοντισμού μπορεί να χρησιμεύσει ως μέτρο της μεγαλύτερης ή μικρότερης «μεταλλικότητας» ενός στοιχείου: όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια ιονισμού, τόσο πιο έντονη είναι η μέταλλοιδιότητεςστοιχείο.

Στην ίδια υποομάδα του περιοδικού συστήματος στοιχείων του D.I Mendeleev, με την αύξηση του ατομικού αριθμού ενός στοιχείου, η ενέργεια ιοντισμού του μειώνεται (Πίνακας 2.1), η οποία σχετίζεται με την αύξηση της ατομικής ακτίνας (Πίνακας 1.2) και. , κατά συνέπεια, με εξασθένηση του δεσμού των εξωτερικών ηλεκτρονίων με τον πυρήνα. Για στοιχεία της ίδιας περιόδου, η ενέργεια ιοντισμού αυξάνεται με την αύξηση του ατομικού αριθμού. Αυτό οφείλεται σε μείωση της ατομικής ακτίνας και αύξηση του πυρηνικού φορτίου.

Ενέργεια μι μι, που απελευθερώνεται όταν προστίθεται ένα ηλεκτρόνιο σε ένα ελεύθερο άτομο, ονομάζεται συγγένεια ηλεκτρονίων(εκφράζεται επίσης σε eV). Η απελευθέρωση (και όχι η απορρόφηση) ενέργειας όταν ένα φορτισμένο ηλεκτρόνιο προσκολλάται σε ορισμένα ουδέτερα άτομα εξηγείται από το γεγονός ότι τα πιο σταθερά άτομα στη φύση είναι αυτά με γεμάτα εξωτερικά κελύφη. Επομένως, για εκείνα τα άτομα στα οποία αυτά τα κελύφη είναι «λίγο απλήρωτα» (δηλαδή, λείπουν 1, 2 ή 3 ηλεκτρόνια πριν την πλήρωση), είναι ενεργειακά ευνοϊκό να προσκολλώνται ηλεκτρόνια στον εαυτό τους, μετατρέποντας σε αρνητικά φορτισμένα ιόντα 1. Τέτοια άτομα περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, άτομα αλογόνου (Πίνακας 2.1) - στοιχεία της έβδομης ομάδας (κύρια υποομάδα) του περιοδικού συστήματος του Mendeleev. Η συγγένεια ηλεκτρονίων των ατόμων μετάλλου είναι συνήθως μηδενική ή αρνητική, δηλ. Είναι ενεργειακά δυσμενές να προσκολλώνται πρόσθετα ηλεκτρόνια απαιτείται για να διατηρηθούν μέσα στα άτομα. Η συγγένεια ηλεκτρονίων των ατόμων μη μετάλλου είναι πάντα θετική και όσο μεγαλύτερη, τόσο πιο κοντά βρίσκεται το αμέταλλο σε ένα ευγενές (αδρανές) αέριο στον περιοδικό πίνακα. Αυτό δείχνει αύξηση μη μεταλλικές ιδιότητεςκαθώς πλησιάζουμε στο τέλος της περιόδου.

Από όλα όσα ειπώθηκαν, είναι σαφές ότι η ηλεκτραρνητικότητα (2.1) των ατόμων αυξάνεται κατά την κατεύθυνση από αριστερά προς τα δεξιά για στοιχεία κάθε περιόδου και μειώνεται στην κατεύθυνση από πάνω προς τα κάτω για στοιχεία της ίδιας ομάδας της περιοδικής Mendeleev. Σύστημα. Δεν είναι δύσκολο, ωστόσο, να κατανοήσουμε ότι για να χαρακτηρίσουμε τον βαθμό πολικότητας ενός ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ των ατόμων, δεν είναι η απόλυτη τιμή της ηλεκτραρνητικότητας που είναι σημαντική, αλλά η αναλογία των ηλεκτραρνητικοτήτων των ατόμων που σχηματίζουν τον δεσμό. Να γιατί στην πράξη χρησιμοποιούν τιμές σχετικής ηλεκτραρνητικότητας(Πίνακας 2.1), λαμβάνοντας την ηλεκτραρνητικότητα του λιθίου ως μονάδα.

Για να χαρακτηριστεί η πολικότητα ενός ομοιοπολικού χημικού δεσμού, χρησιμοποιείται η διαφορά στη σχετική ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων. Τυπικά, ο δεσμός μεταξύ των ατόμων Α και Β θεωρείται αμιγώς ομοιοπολικός εάν |  ΕΝΑ – σι|0,5.

Ομοιοπολικός, ιονικός και μεταλλικός είναι οι τρεις κύριοι τύποι χημικών δεσμών.

Ας μάθουμε περισσότερα για ομοιοπολικός χημικός δεσμός. Ας εξετάσουμε τον μηχανισμό εμφάνισής του. Ας πάρουμε ως παράδειγμα τον σχηματισμό ενός μορίου υδρογόνου:

Ένα σφαιρικά συμμετρικό νέφος που σχηματίζεται από ένα ηλεκτρόνιο 1s περιβάλλει τον πυρήνα ενός ελεύθερου ατόμου υδρογόνου. Όταν τα άτομα πλησιάζουν σε μια ορισμένη απόσταση, τα τροχιακά τους επικαλύπτονται εν μέρει (βλέπε σχήμα), ως αποτέλεσμα, ένα μοριακό νέφος δύο ηλεκτρονίων εμφανίζεται μεταξύ των κέντρων και των δύο πυρήνων, το οποίο έχει μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονίων στο διάστημα μεταξύ των πυρήνων. Με την αύξηση της πυκνότητας του αρνητικού φορτίου, εμφανίζεται μια ισχυρή αύξηση των δυνάμεων έλξης μεταξύ του μοριακού νέφους και των πυρήνων.

Έτσι, βλέπουμε ότι σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός από επικαλυπτόμενα νέφη ηλεκτρονίων ατόμων, ο οποίος συνοδεύεται από την απελευθέρωση ενέργειας. Εάν η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων που πλησιάζουν πριν την επαφή είναι 0,106 nm, τότε μετά την επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων θα είναι 0,074 nm. Όσο μεγαλύτερη είναι η επικάλυψη των τροχιακών ηλεκτρονίων, τόσο ισχυρότερος είναι ο χημικός δεσμός.

Ομοιοπολικήπου ονομάζεται χημικός δεσμός που πραγματοποιείται από ζεύγη ηλεκτρονίων. Οι ενώσεις με ομοιοπολικούς δεσμούς ονομάζονται ομοιοπολικόή ατομικός.

Υπάρχει δύο τύπους ομοιοπολικών δεσμών: πολικόςΚαι μη πολικό.

Για μη πολικό Σε έναν ομοιοπολικό δεσμό, το νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζεται από ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων κατανέμεται συμμετρικά σε σχέση με τους πυρήνες και των δύο ατόμων. Ένα παράδειγμα είναι τα διατομικά μόρια που αποτελούνται από ένα στοιχείο: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 και άλλα, το ζεύγος ηλεκτρονίων στο οποίο ανήκει εξίσου και στα δύο άτομα.

Στο πολικό Σε έναν ομοιοπολικό δεσμό, το νέφος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς το άτομο με υψηλότερη σχετική ηλεκτραρνητικότητα. Για παράδειγμα, μόρια πτητικών ανόργανων ενώσεων όπως H 2 S, HCl, H 2 O και άλλα.

Ο σχηματισμός ενός μορίου HCl μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:

Επειδή η σχετική ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου χλωρίου (2.83) είναι μεγαλύτερη από αυτή του ατόμου υδρογόνου (2.1), το ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται στο άτομο χλωρίου.

Εκτός από τον μηχανισμό ανταλλαγής σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού - λόγω επικάλυψης, υπάρχει επίσης δότης-δέκτηςμηχανισμός σχηματισμού του. Αυτός είναι ένας μηχανισμός στον οποίο ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού συμβαίνει λόγω του νέφους δύο ηλεκτρονίων ενός ατόμου (δότης) και του ελεύθερου τροχιακού ενός άλλου ατόμου (δέκτης). Ας δούμε ένα παράδειγμα του μηχανισμού για το σχηματισμό του αμμωνίου NH 4 + Στο μόριο της αμμωνίας, το άτομο αζώτου έχει ένα νέφος δύο ηλεκτρονίων:

Το ιόν υδρογόνου έχει ένα ελεύθερο τροχιακό 1s, ας το υποδηλώσουμε ως .

Κατά τον σχηματισμό του ιόντος αμμωνίου, το νέφος δύο ηλεκτρονίων του αζώτου γίνεται κοινό με τα άτομα αζώτου και υδρογόνου, πράγμα που σημαίνει ότι μετατρέπεται σε μοριακό νέφος ηλεκτρονίων. Κατά συνέπεια, εμφανίζεται ένας τέταρτος ομοιοπολικός δεσμός. Μπορείτε να φανταστείτε τη διαδικασία σχηματισμού αμμωνίου με το ακόλουθο διάγραμμα:

Το φορτίο του ιόντος υδρογόνου διασκορπίζεται μεταξύ όλων των ατόμων και το νέφος δύο ηλεκτρονίων που ανήκει στο άζωτο μοιράζεται με το υδρογόνο.

Έχετε ακόμα ερωτήσεις; Δεν ξέρετε πώς να κάνετε την εργασία σας;
Για να λάβετε βοήθεια από έναν δάσκαλο, εγγραφείτε.
Το πρώτο μάθημα είναι δωρεάν!

ιστοσελίδα, όταν αντιγράφετε υλικό εν όλω ή εν μέρει, απαιτείται σύνδεσμος προς την πηγή.

Τα δεδομένα για την ενέργεια ιονισμού (IE), το PEI και τη σύνθεση σταθερών μορίων - οι πραγματικές τιμές και οι συγκρίσεις τους - τόσο των ελεύθερων ατόμων όσο και των ατόμων που είναι συνδεδεμένα σε μόρια, μας επιτρέπουν να κατανοήσουμε πώς τα άτομα σχηματίζουν μόρια μέσω του μηχανισμού ομοιοπολικού δεσμού.

ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟ ΔΕΣΜΟ- (από το λατινικό «co» μαζί και «vales» που έχουν δύναμη) (ομοιοπολικός δεσμός), ένας χημικός δεσμός μεταξύ δύο ατόμων που προκύπτει όταν τα ηλεκτρόνια που ανήκουν σε αυτά τα άτομα μοιράζονται. Τα άτομα στα μόρια των απλών αερίων συνδέονται με ομοιοπολικούς δεσμούς. Ένας δεσμός στον οποίο υπάρχει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται απλός δεσμός. Υπάρχουν επίσης διπλοί και τριπλοί δεσμοί.

Ας δούμε μερικά παραδείγματα για να δούμε πώς μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε τους κανόνες μας για να προσδιορίσουμε τον αριθμό των ομοιοπολικών χημικών δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο εάν γνωρίζουμε τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα ενός δεδομένου ατόμου και το φορτίο στον πυρήνα του. Το φορτίο του πυρήνα και ο αριθμός των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα προσδιορίζονται πειραματικά και περιλαμβάνονται στον πίνακα των στοιχείων.

Υπολογισμός του πιθανού αριθμού ομοιοπολικών δεσμών

Για παράδειγμα, ας μετρήσουμε τον αριθμό των ομοιοπολικών δεσμών που μπορούν να σχηματίσουν νάτριο ( Να),αλουμίνιο (Al),φώσφορος (Π),και χλώριο ( Cl). Νάτριο ( Να)και αλουμίνιο ( Αλ)έχουν, αντίστοιχα, 1 και 3 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα και, σύμφωνα με τον πρώτο κανόνα (για τον μηχανισμό σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού, χρησιμοποιείται ένα ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό περίβλημα), μπορούν να σχηματίσουν: νάτριο (Να)- 1 και αλουμίνιο ( Αλ)- 3 ομοιοπολικοί δεσμοί. Μετά το σχηματισμό δεσμού, ο αριθμός των ηλεκτρονίων στα εξωτερικά κελύφη του νατρίου ( Να)και αλουμίνιο ( Αλ)ίσο με 2 και 6, αντίστοιχα. δηλαδή λιγότερο μέγιστη ποσότητα(8) για αυτά τα άτομα. Φώσφορος ( Π)και χλώριο ( Cl)έχουν, αντίστοιχα, 5 και 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα και, σύμφωνα με τον δεύτερο από τους παραπάνω νόμους, θα μπορούσαν να σχηματίσουν 5 και 7 ομοιοπολικούς δεσμούς. Σύμφωνα με τον τέταρτο νόμο, τον σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού, ο αριθμός των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα αυτών των ατόμων αυξάνεται κατά 1. Σύμφωνα με τον έκτο νόμο, όταν σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός, ο αριθμός των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα των συνδεδεμένων ατόμων δεν μπορεί να είναι περισσότερο από 8. Δηλαδή, ο φώσφορος ( Π)μπορεί να σχηματίσει μόνο 3 δεσμούς (8-5 = 3), ενώ το χλώριο ( Cl)μπορεί να σχηματίσει μόνο ένα (8-7 = 1).

Παράδειγμα:Με βάση την ανάλυση, ανακαλύψαμε ότι μια συγκεκριμένη ουσία αποτελείται από άτομα νατρίου (Να)και χλώριο ( Cl). Γνωρίζοντας τις κανονικότητες του μηχανισμού σχηματισμού ομοιοπολικών δεσμών, μπορούμε να πούμε ότι το νάτριο ( Να) μπορεί να σχηματίσει μόνο 1 ομοιοπολικό δεσμό. Έτσι, μπορούμε να υποθέσουμε ότι κάθε άτομο νατρίου ( Να)συνδεδεμένο με το άτομο χλωρίου ( Cl)μέσω ενός ομοιοπολικού δεσμού σε αυτήν την ουσία και ότι αυτή η ουσία αποτελείται από μόρια ενός ατόμου NaCl. Ο δομικός τύπος για αυτό το μόριο είναι: Na-Cl.Εδώ η παύλα (-) δηλώνει έναν ομοιοπολικό δεσμό. Ο ηλεκτρονικός τύπος αυτού του μορίου μπορεί να παρουσιαστεί ως εξής:
. .
Na:Cl:
. .
Σύμφωνα με τον ηλεκτρονικό τύπο, στο εξωτερικό περίβλημα του ατόμου νατρίου ( Να) V NaClυπάρχουν 2 ηλεκτρόνια και στο εξωτερικό περίβλημα του ατόμου χλωρίου ( Cl)υπάρχουν 8 ηλεκτρόνια. Σε αυτόν τον τύπο, τα ηλεκτρόνια (κουκκίδες) μεταξύ των ατόμων νατρίου ( Να)Και χλώριο (Cl)είναι συνδετικά ηλεκτρόνια. Δεδομένου ότι το PEI του χλωρίου ( Cl)είναι ίσο με 13 eV, και για το νάτριο (Να)είναι ίσο με 5,14 eV, το ζεύγος των ηλεκτρονίων που συνδέεται είναι πολύ πιο κοντά στο άτομο Clπαρά σε ένα άτομο Να. Εάν οι ενέργειες ιονισμού των ατόμων που σχηματίζουν το μόριο είναι πολύ διαφορετικές, τότε ο δεσμός που σχηματίζεται θα είναι πολικόςομοιοπολικό δεσμό.

Ας δούμε μια άλλη περίπτωση. Με βάση την ανάλυση, ανακαλύψαμε ότι μια συγκεκριμένη ουσία αποτελείται από άτομα αλουμινίου ( Αλ)και άτομα χλωρίου ( Cl). Σε αλουμίνιο ( Αλ)Υπάρχουν 3 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. έτσι, μπορεί να σχηματίσει 3 ομοιοπολικούς χημικούς δεσμούς ενώ χλώριο (Cl), όπως και στην προηγούμενη περίπτωση, μπορεί να σχηματίσει μόνο 1 δεσμό. Αυτή η ουσία παρουσιάζεται ως AlCl3, και ο ηλεκτρονικός τύπος του μπορεί να απεικονιστεί ως εξής:

Εικόνα 3.1. Ηλεκτρονική φόρμουλαAlCl 3

του οποίου ο τύπος δομής είναι:
Cl - Al - Cl
Cl

Αυτή η ηλεκτρονική φόρμουλα δείχνει ότι AlCl3στο εξωτερικό κέλυφος των ατόμων χλωρίου ( Cl) υπάρχουν 8 ηλεκτρόνια, ενώ το εξωτερικό περίβλημα του ατόμου του αλουμινίου ( Αλ)Υπάρχουν 6 από αυτά Σύμφωνα με τον μηχανισμό σχηματισμού ενός ομοιοπολικού δεσμού, και τα δύο ηλεκτρόνια σύνδεσης (ένα από κάθε άτομο) πηγαίνουν στα εξωτερικά κελύφη των συνδεδεμένων ατόμων.

Πολλαπλοί ομοιοπολικοί δεσμοί

Τα άτομα που έχουν περισσότερα από ένα ηλεκτρόνια στο εξωτερικό τους περίβλημα μπορούν να σχηματίσουν όχι έναν, αλλά πολλούς ομοιοπολικούς δεσμούς μεταξύ τους. Τέτοιες συνδέσεις ονομάζονται πολλαπλές (πιο συχνά πολλαπλάσια) συνδέσεις. Παραδείγματα τέτοιων δεσμών είναι οι δεσμοί μορίων αζώτου ( Ν= Ν) και οξυγόνο ( Ο=Ο).

Ο δεσμός που σχηματίζεται όταν ενώνονται μεμονωμένα άτομα ονομάζεται ομοατομικός ομοιοπολικός δεσμός, π.χΕάν τα άτομα είναι διαφορετικά, τότε ο δεσμός ονομάζεται ετεροατομικός ομοιοπολικός δεσμός[Τα ελληνικά προθέματα «homo» και «hetero» αντίστοιχα σημαίνουν ίδια και διαφορετικά].

Ας φανταστούμε πώς μοιάζει στην πραγματικότητα ένα μόριο με ζευγαρωμένα άτομα. Το απλούστερο μόριο με ζευγαρωμένα άτομα είναι το μόριο του υδρογόνου.

Περίγραμμα διάλεξης:

1. Η έννοια του ομοιοπολικού δεσμού.

2. Ηλεκτραρνητικότητα.

3. Πολικοί και μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται λόγω των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που προκύπτουν στα κελύφη των συνδεδεμένων ατόμων.

Μπορεί να σχηματιστεί από άτομα του ίδιου στοιχείου και τότε είναι μη πολικό. για παράδειγμα, ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός υπάρχει σε μόρια μονοστοιχειωδών αερίων H 2, O 2, N 2, Cl 2, κ.λπ.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να σχηματιστεί από άτομα διαφορετικά στοιχεία, παρόμοιο σε χημικό χαρακτήρα, και τότε είναι πολικό. Για παράδειγμα, ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός υπάρχει στα μόρια H 2 O, NF 3, CO 2.

Είναι απαραίτητο να εισαγάγουμε την έννοια της ηλεκτραρνητικότητας.

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων χημικό στοιχείοπροσελκύουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στο σχηματισμό ενός χημικού δεσμού.

σειρά ηλεκτραρνητικότητας

Στοιχεία με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα θα αντλήσουν κοινά ηλεκτρόνια από στοιχεία με μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα.

Για μια οπτική αναπαράσταση του ομοιοπολικού δεσμού στο χημικούς τύπουςχρησιμοποιούνται τελείες (κάθε κουκκίδα αντιστοιχεί σε ένα ηλεκτρόνιο σθένους και μια ράβδος αντιστοιχεί επίσης σε ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων).

Παράδειγμα.Οι δεσμοί στο μόριο Cl 2 μπορούν να απεικονιστούν ως εξής:

Τέτοιοι τύποι είναι ισοδύναμοι. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί έχουν χωρική κατεύθυνση. Ως αποτέλεσμα του ομοιοπολικού δεσμού των ατόμων, σχηματίζονται είτε μόρια είτε ατομικά κρυσταλλικά πλέγματα με αυστηρά καθορισμένη γεωμετρική διάταξη ατόμων. Κάθε ουσία έχει τη δική της δομή.

Από τη σκοπιά της θεωρίας του Bohr, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού εξηγείται από την τάση των ατόμων να μετατρέπουν το εξωτερικό τους στρώμα σε οκτάδα (πλήρης πλήρωση έως και 8 ηλεκτρονίων και τα δύο άτομα συνεισφέρουν σε ένα μη ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο για να σχηματίσουν έναν ομοιοπολικό δεσμό). και τα δύο ηλεκτρόνια γίνονται κοινά.
Παράδειγμα. Σχηματισμός μορίου χλωρίου.

Οι τελείες αντιπροσωπεύουν ηλεκτρόνια. Κατά την τακτοποίηση, θα πρέπει να ακολουθείτε τον κανόνα: τα ηλεκτρόνια τοποθετούνται σε μια συγκεκριμένη σειρά - αριστερά, πάνω, δεξιά, κάτω, ένα κάθε φορά, στη συνέχεια προσθέτετε ένα κάθε φορά, μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια και συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού.

Ένα νέο ζεύγος ηλεκτρονίων, που προκύπτει από δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια, γίνεται κοινό σε δύο άτομα χλωρίου. Υπάρχουν διάφοροι τρόποι σχηματισμού ομοιοπολικών δεσμών με επικάλυψη ηλεκτρονίων.

Ο δεσμός σ είναι πολύ ισχυρότερος από έναν δεσμό π, και ένας δεσμός π μπορεί να είναι μόνο με έναν δεσμό σ Λόγω αυτού του δεσμού, σχηματίζονται διπλοί και τριπλοί πολλαπλοί δεσμοί.

Μεταξύ ατόμων με διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα σχηματίζονται πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί.

Λόγω της μετατόπισης των ηλεκτρονίων από το υδρογόνο στο χλώριο, το άτομο του χλωρίου φορτίζεται μερικώς αρνητικά και το άτομο του υδρογόνου μερικώς θετικά.

Πολικός και μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Εάν ένα διατομικό μόριο αποτελείται από άτομα ενός στοιχείου, τότε το νέφος ηλεκτρονίων κατανέμεται στο χώρο συμμετρικά σε σχέση με τους ατομικούς πυρήνες. Ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται μη πολικός. Εάν σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων διαφορετικών στοιχείων, τότε το κοινό νέφος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς ένα από τα άτομα. Σε αυτή την περίπτωση, ο ομοιοπολικός δεσμός είναι πολικός. Η ηλεκτροαρνητικότητα χρησιμοποιείται για την αξιολόγηση της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Ως αποτέλεσμα του σχηματισμού ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού, το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο αποκτά μερικό αρνητικό φορτίο και το άτομο με μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα αποκτά μερικό θετικό φορτίο. Αυτά τα φορτία συνήθως ονομάζονται αποτελεσματικά φορτία των ατόμων στο μόριο. Μπορεί να έχουν κλασματική τιμή. Για παράδειγμα, σε ένα μόριο HCl το ενεργό φορτίο είναι 0,17e (όπου e είναι το φορτίο ενός ηλεκτρονίου. Το φορτίο ενός ηλεκτρονίου είναι 1,602,10 -19 C):

Ένα σύστημα δύο ίσων σε μέγεθος αλλά αντίθετων σε πρόσημο φορτίων που βρίσκονται σε μια ορισμένη απόσταση μεταξύ τους ονομάζεται ηλεκτρικό δίπολο. Προφανώς, ένα πολικό μόριο είναι ένα μικροσκοπικό δίπολο. Αν και το συνολικό φορτίο του διπόλου είναι μηδέν, υπάρχει ένα ηλεκτρικό πεδίο στον χώρο που το περιβάλλει, η ισχύς του οποίου είναι ανάλογη με τη διπολική ροπή m:

Στο σύστημα SI, η διπολική ροπή μετριέται σε Cm, αλλά συνήθως για τα πολικά μόρια το Debye χρησιμοποιείται ως μονάδα μέτρησης (η μονάδα πήρε το όνομά της από τον P. Debye):

1 D = 3,33×10 –30 C×m

Η διπολική ροπή χρησιμεύει ως ποσοτικό μέτρο της πολικότητας ενός μορίου. Για τα πολυατομικά μόρια, η διπολική ροπή είναι το διανυσματικό άθροισμα των διπολικών ροπών των χημικών δεσμών. Επομένως, εάν ένα μόριο είναι συμμετρικό, τότε μπορεί να είναι μη πολικό, ακόμα κι αν κάθε δεσμός του έχει σημαντική διπολική ροπή. Για παράδειγμα, σε ένα επίπεδο μόριο BF 3 ή σε ένα γραμμικό μόριο BeCl 2, το άθροισμα των διπολικών ροπών των δεσμών είναι μηδέν:

Ομοίως, τα τετραεδρικά μόρια CH 4 και CBr 4 έχουν μηδενική διπολική ροπή. Ωστόσο, η παραβίαση της συμμετρίας, για παράδειγμα στο μόριο BF 2 Cl, προκαλεί μια διπολική ροπή που είναι διαφορετική από το μηδέν.

Η οριακή περίπτωση ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού είναι ιοντικός δεσμός. Σχηματίζεται από άτομα των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα διαφέρει σημαντικά. Όταν σχηματίζεται ένας ιοντικός δεσμός, σχεδόν πλήρης μετάβασησυνδέει ζεύγος ηλεκτρονίων με ένα από τα άτομα και σχηματίζονται θετικά και αρνητικά ιόντα, που συγκρατούνται το ένα κοντά στο άλλο από ηλεκτροστατικές δυνάμεις. Δεδομένου ότι η ηλεκτροστατική έλξη σε ένα δεδομένο ιόν δρα σε οποιαδήποτε ιόντα αντίθετου πρόσημου, ανεξάρτητα από την κατεύθυνση, ένας ιοντικός δεσμός, σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηρίζεται από έλλειψη κατεύθυνσηςΚαι ακόρεστος. Τα μόρια με τους πιο έντονους ιοντικούς δεσμούς σχηματίζονται από άτομα τυπικών μετάλλων και τυπικών αμετάλλων (NaCl, CsF κ.λπ.), δηλ. όταν η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων είναι μεγάλη.