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 σсв > Е π св ), то энергия двукратной связи меньше энергии двух однократных связей и энергия трехкратной связи меньше энергии трех однократных связей:
lC-C> lC=C> lCΞC , E C-C<EC=C <ECΞC , 2E C-C>EC=C , 3E C-C>ECΞC
В таблице приведены данные, свидетельствующие о соответствии кратности, длины и энергии связи для некоторых двухатомных молекул.
| Свойство | В2 | С2 | N2 | O2 | F2 | Ne2 |
| кратность | ||||||
| Длина,Ả | 1,59 | 1,31 | 1,1 | 1,21 | 1,42 | |
| Энергия, кДж/моль | 288,4 |