Polarnost molekula i međumolekulske interakcije

Polarnost veze u dvoatomnoj molekuli može se izmjeriti. Mjera polarnosti, odnosno razdvojenosti dvaju suprotnih električnih naboja, naziva se električni dipolni moment, [latex]\mu[/latex].

Što je razlika u elektronegativnosti atoma veća, dipolni je moment dvoatomne molekule veći.

Pri određivanju dipolnih momenata molekula sastavljenih od triju ili više atoma, u obzir se uzima polarnost veza i prostorni raspored atoma. Molekula ne mora imati dipolni moment čak ni kad ima polarne veze. Primjerice, u molekuli ugljikova dioksida, CO₂, atomi kisika su elektronegativniji od atoma ugljika, pa se elektronska gustoća pomiče prema atomima kisika. Stoga svaka od dviju dvostrukih veza ima dipolni moment. Ukupni dipolni moment molekule CO₂ jest suma dipolnih momenata dvaju C = O veza. 

Van der Waalsove slaba su elektrostatska međudjelovanja dipolnih molekula. U njih ubrajamo dipol - dipol, dipol - inducirani dipol i iducirani dipol - iducirani dipol (Londonove sile).

Dipol - inducirani dipol međudjelovanja nastaju kada se ion ili polarna molekula nađe dovoljno blizu nepolarne molekule ili atoma. Pod utjecajem električnog naboja iona ili polarne molekule, ravnomjerni se raspored elektrona u nepolarnoj molekuli ili atomu narušava - inducira se dipol. Takva se međudjelovanja, primjerice, javljaju između polarnih molekula vode i nepolarnih molekula kisika.

Zbog neprestanog gibanja elektrona u, primjerice, molekuli dušika, izgledno je da će u nekom trenutku većina elektrona biti lokalizirana u jednom dijelu molekule. U tome trenutku molekula ima negativniji i pozitivniji dio - ima dipolni moment. U sljedećem se trenutku elektroni gušće rapoređuju u drugom dijelu molekule, pa ona opet ima dipolni moment, samo naboj nije lokaliziran na istom mjestu - ima trenutačni dipol. Takve molekule mogu inducirati dipol susjedne molekule, npr. atomi plemenitog plina.

Inducirani dipol - inducirani dipol interakcije još se nazivaju u Londonove sile. To su slaba međudjelovanja koja se javljaju u svim tvarima neovisno o njihovoj polarnosti, a njihova jakost raste s povećanjem relativne molekulske mase.

Vodikova veza posebno je jaka van der Waalsova elektrostatska privlačna sila između molekula u kojima je vodik vezan na jedan od elektronegativnijih elemenata (npr. F, O ili N). Jakost vodikove veze određena je Coulombovim privlačnim silama veznog para elektronegativnog atoma, primjerice fluora, i jezgre atoma vodika u molekuli fluorovodika, HF. Što je veća razlika u elektronegativnosti, jača je i vodikova veza.

Podijeljeni (vezni) elektronski par – taj par elektrona povezuje atome u molekuli. On simbolizira kemijsku vezu. Vezni se par Lewisovim oznakama prikazuje dvjema točkicama dok se u strukturnim formulama prikazuje crticom.

Vodikova veza je "krivac" za neočekivano visoka vrelišta vode, H₂O, flurovodika, HF, i amonijaka, NH₃, u odnosu na vrelišta odgovarajućih težih hidrida elemenata njihovih skupina u periodnom sustavu.

S pomoću vodikovih veza može se objasniti anomalija vode - fenomen manje gustoće leda od tekuće vode.

Svaka je molekula vodikovim vezama povezana s četirima susjednim molekulama vode. Takvom se organizacijom molekula vode stvaraju šupljine, stoga je gustoća leda manja od očekivane. U tekućini je broj vodikovih veza manji, molekule vode imaju slobodu gibanja i dolaze bliže jedna drugoj, pa je gustoća vode veća. 

Međumolekulske sile su jače:

1. što je udaljenost između molekula manja
2. što su molekule veće, jer je tada veći broj dodira s drugim molekulama
3. što je mogućnost polarizacije - deformacije elektronskog oblaka u molekuli veća