Полярность (дипольный момент) молекул определяется не только полярностью связи, но и геометрией молекул

Для многоатомных молекул он равен векторной сумме дипольных моментов отдельных связей. Например, молекула воды имеет угловую конфигурацию, сумма дипольных моментов связей не равна нулю и молекула полярна, а молекула диоксида углерода имеет симметричную линейную конфигурацию, сумма дипольных моментов связей равна нулю и молекула неполярна:

Для двухатомных молекул характер связи между атомами обусловливает и свойства самой молекулы. Так, при образовании ковалентно-неполярных связей в молекулах, например типа Х₂, общее электронное облако симметрично, располагается между ядрами обоих атомов, центры тяжести положительных и отрицательных сил практически совпадают и дипольные моменты таких связей и молекул в целом равны нулю. Такие молекулы называются неполярными.

В двухатомных молекулах типа АВ, например НСl, СО, NО и т. п., связи имеют ковалентно-полярный характер и сами молекулы являются полярными. Для молекул подобного типа понятия полярности связи и молекулы являются однозначными и величины их дипольных моментов численно совпадают.

При переходе от двухатомных молекул к многоатомным типа АВ₂, АВ₃, АВ₄ и т. д. соотношение между полярным характером связей А—В и молекулы в целом становится более сложным. Полярный или неполярный характер таких молекул является отражением их симметричной или несимметричной пространственной конфигурации.

Так, молекула АВ₂ может иметь линейную структуру В—А—В или угловую. Молекула АВ₃ может иметь структуру равностороннего треугольника, в центре которого находится А, а в углах - В, или структуру треугольной пирамиды, в вершине которой находится А.

Молекула АВ₄ может иметь структуру квадрата или правильного тетраэдра с атомом А в центре.

В линейно построенных молекулах АВ₂, треугольных АВ₃, тетраэдрических и квадратно-плоскостных молекулах АВ₄ дипольные моменты связей А—В взаимно компенсируют друг друга и результирующие дипольные моменты молекул равны нулю. Такие молекулы с полярными связями имеют в целом неполярный характер, что отражает, их симметричную пространственную структуру.

В несимметричных молекулах АВ₂ и АВ₃, имеющих, соответственно, угловую и пирамидальную структуру, взаимной компенсации не происходит. Для таких молекул характерно наличие разноименно заряженных участков, а расстояние l между центрами этих участков определяет величину дипольного момента молекулы.

Таким образом, определяя опытным путем дипольные моменты молекул, можно судить об их структуре.

Кратность связи определяется количеством электронных пар, участвующих в образовании связи. Например, в молекуле кислорода осуществляется двукратная связь О=О, а в молекуле азота - трехкратная NºN. Чем больше кратность связи, тем она короче, и тем больше ее энергия. С другой стороны, поскольку σ- и π- связи энергетически неравноценны (Е σ_св > Е π _св ), то энергия двукратной связи меньше энергии двух однократных связей и энергия трехкратной связи меньше энергии трех однократных связей:

l_C-C> l_C=C> l_CΞC, E _C-C<E_C=C <E_CΞC, 2E _C-C>E_C=C, 3E _C-C>E_CΞC

В таблице приведены данные, свидетельствующие о соответствии кратности, длины и энергии связи для некоторых двухатомных молекул.