Dipole moment (μ)
서로 다른 두 electronegativity를 가진 원자가 결합하면 polar bond를 형성한다.
실험적으로는 간접적인 방법으로 dielectric constant를 측정하여 이를 계산한다.
polar molecule의 경우 electric field를 상쇄시키는 방향으로 정렬되기 때문에 큰 dielectric constant를 가진다.
여러 온도에서의 측정을 통하여 dipole moment (μ)를 계산하게 되는데, μ = Qr로 정의된다.
복잡한 분자에서는 단순히 각각의 bond dipole moment의 합으로 net molecular dipole moment를 계산하긴 어렵다.
1 Debye = 1 D = 3.33564 × 10-30 C⋅m = 0.2081943 e⋅Å
μ는 lone pair의 영향 도 큰 데, bond에 의한 net μ와 lone pair에 의한 μ가 같은 방향으로 정렬되는 NH3 (1.47 D) 나 H2O (1.85 D) 와 같은 분자는 큰 μ를 갖지만, 반대로 정렬되는 NF3 3 (0.23 D)와 같은 경우는 작은 μ를 갖는다.
London dispersion force
한 분자 내에서 각각의 bond는 polar하지만, 분자 자체가 굉장히 symmetric하거나 각각의 μ가 서로를 상쇄할 경우 작은 net molecular μ를 갖는다. 예) CH4, CCl4, SO3
이러한 분자들이라고 하더라도 electron density 의 fluctuation에 의한 temporary dipole 이 생겨 상호작용하는 London or dispersion forces 로 인해 attractive force가 생길 수 있다. 이러한 force를 통해서 H2, N2, CO2와 같은 분자들도 액화가 가능하다.
일반적으로 전자수가 많은 분자일수록 London force가 중요해지는데 원자핵에 의한 인력이 inner electrons에 의해 shield 되어, electron cloud가 더 polarizable 해지기 때문이다.
Hydrgen bond
electronegativity가 큰 O나 F에 수소원자가 결합할 경우 수소에 partial positive charge가 생겨 근처에 있는 다른 분자의 O (or F) 원자의 lone pair 와 약한 bond를 형성하는 것을 Hydrogen bond라고 한다.