Elektronegativnost atoma elemenata. Relativna elektronegativnost. Promjene razdoblja i skupina periodnog sustava. Polaritet kemijskih veza, polaritet molekula i iona.

Elektronegativnost (e.o.) je sposobnost atoma da pomakne elektronske parove prema sebi.
Meroy e.o. je energija jednaka aritmetički ½ zbroju energije ionizacije I i energije afiniteta E za elektron
E.O. = ½ (I+E)

Relativna elektronegativnost. (OEO)

Fluoru, kao najjačem EO elementu, dodijeljena je vrijednost 4,00 u odnosu na koju se uzimaju u obzir ostali elementi.

Promjene u periodima i skupinama periodnog sustava.

Unutar razdoblja, kako se nuklearni naboj povećava s lijeva na desno, elektronegativnost se povećava.

Najmanje primjećuje se značaj za alkalijske i zemnoalkalijske metale.

Najveći- za halogene.

Što je elektronegativnost veća, to su nemetalna svojstva elemenata izraženija.

Elektronegativnost (χ) je temeljno kemijsko svojstvo atoma, kvantitativna karakteristika sposobnosti atoma u molekuli da istisne zajedničke elektronske parove prema sebi.

Suvremeni pojam elektronegativnosti atoma uveo je američki kemičar L. Pauling. L. Pauling je koristio koncept elektronegativnosti da objasni činjenicu da je energija heteroatomske veze A-B (A, B su simboli bilo kojeg kemijskog elementa) općenito veća od geometrijske srednje vrijednosti homoatomskih veza A-A i B-B.

Najveća vrijednost e.o. fluora, a najmanje je cezija.

Teorijsku definiciju elektronegativnosti predložio je američki fizičar R. Mulliken. Na temelju očite pretpostavke da sposobnost atoma u molekuli da privuče elektronički naboj ovisi o energiji ionizacije atoma i njegovom afinitetu prema elektronu, R. Mulliken je uveo ideju elektronegativnosti atoma A kao prosječne vrijednosti energije vezanja vanjskih elektrona tijekom ionizacije valentnih stanja (na primjer, od A− do A+) i na temelju toga predložio vrlo jednostavan odnos za elektronegativnost atoma:

gdje su J1A i εA energija ionizacije atoma odnosno njegov afinitet prema elektronu.
Strogo govoreći, elementu se ne može pripisati konstantna elektronegativnost. Elektronegativnost atoma ovisi o mnogim čimbenicima, posebno o valentnom stanju atoma, formalnom oksidacijskom stanju, koordinacijskom broju, prirodi liganada koji čine okolinu atoma u molekularnom sustavu i nekim drugi. Nedavno se takozvana orbitalna elektronegativnost sve više koristi za karakterizaciju elektronegativnosti, ovisno o vrsti atomske orbitale koja je uključena u stvaranje veze io njenoj elektronskoj populaciji, tj. o tome je li atomska orbitala zauzeta usamljenim elektronskim parom, pojedinačno zauzet nesparenim elektronom ili je prazan. No, unatoč poznatim poteškoćama u tumačenju i određivanju elektronegativnosti, ona uvijek ostaje neophodna za kvalitativni opis i predviđanje prirode veza u molekularnom sustavu, uključujući energiju vezanja, elektronsku distribuciju naboja i stupanj ionizma, konstantu sile itd. Jedan od najrazvijenijih u Sadašnji pristup je Sandersonov pristup. Ovaj pristup temelji se na ideji izjednačavanja elektronegativnosti atoma tijekom stvaranja kemijske veze između njih. Brojna su istraživanja otkrila povezanost između Sandersonovih elektronegativnosti i najvažnijih fizikalno-kemijskih svojstava anorganskih spojeva velike većine elemenata u periodnom sustavu elemenata. Modifikacija Sandersonove metode, koja se temelji na preraspodjeli elektronegativnosti između atoma molekule za organske spojeve, također se pokazala vrlo plodnom.

2) Polaritet kemijskih veza, polaritet molekula i iona.

Što je u sažetku i u udžbeniku - Polaritet je povezan s dipolnim momentom. On se očituje kao rezultat pomaka zajedničkog elektronskog para na jedan od atoma. Polaritet također ovisi o razlici u elektronegativnosti vezanih atoma Što je veća vrijednost e.o. dva atoma, što je kemijska veza između njih polarnija Ovisno o tome kako se elektronska gustoća preraspoređuje tijekom stvaranja kemijske veze razlikujemo nekoliko vrsta Granični slučaj polarizacije kemijske veze je potpuni prijelaz s jednog atoma drugome.

U tom slučaju nastaju dva iona između kojih dolazi do ionske veze.Da bi dva atoma mogla stvoriti ionsku vezu potrebno je da njihova e.o. bili vrlo različiti. Ako e.o. su jednaki, tada nastaje nepolarna kovalentna veza.Najčešća je polarna kovalentna veza – nastaje između bilo kojih atoma koji imaju različite vrijednosti e.o.

Kvantitativna procjena polariteta veze može biti efektivni naboj atoma.Efektivni naboj atoma karakterizira razlika između broja elektrona koji pripadaju danom atomu u kemijskom spoju i broja elektrona slobodnog atoma. Atom elektronegativnijeg elementa jače privlači elektrone, pa su mu elektroni bliži i on dobiva određeni negativni naboj, koji se naziva efektivni, a njegov partner ima isti pozitivni efektivni naboj. Ako elektroni koji tvore veza između atoma pripadaju im jednako, efektivni naboji su nula.

Za dvoatomne molekule može se karakterizirati polaritet veze i odrediti efektivni naboji atoma na temelju mjerenja dipolnog momenta M=q*r gdje je q naboj dipolnog pola, jednak efektivnom naboju za dvoatomnu molekulu, a r je međunuklearna udaljenost Dipolni moment veze je vektorska veličina. Usmjeren je od pozitivno nabijenog dijela molekule prema njenom negativnom dijelu.Efektivni naboj na atomu elementa ne podudara se sa stanjem oksidacije.

Polarnost molekula uvelike određuje svojstva tvari. Polarne molekule okreću se jedna prema drugoj suprotno nabijenim polovima i među njima nastaje međusobno privlačenje. Stoga tvari koje čine polarne molekule imaju viša tališta i vrelišta od tvari čije su molekule nepolarne.

Tekućine čije su molekule polarne imaju veću moć otapanja. Štoviše, što je veća polarnost molekula otapala, to je veća topljivost polarnih ili ionskih spojeva u njemu. Ta se ovisnost objašnjava činjenicom da polarne molekule otapala, zbog dipol-dipol ili ion-dipol interakcija s otopljenom tvari, doprinose razgradnji otopljene tvari na ione. Na primjer, otopina klorovodika u vodi, čije su molekule polarne, dobro provodi struju. Otopina klorovodika u benzenu nema zamjetnu električnu vodljivost. To ukazuje na odsutnost ionizacije klorovodika u otopini benzena, budući da su molekule benzena nepolarne.

Ioni, poput električnog polja, međusobno djeluju polarizirajuće. Kada se dva iona susretnu, dolazi do njihove međusobne polarizacije, tj. pomicanje elektrona u vanjskim slojevima u odnosu na jezgre. Međusobna polarizacija iona ovisi o nabojima jezgre i iona, polumjeru iona i drugim čimbenicima.

Unutar grupa e.o. smanjuje se.

Metalna svojstva elemenata se povećavaju.

Metalni elementi na vanjskoj energetskoj razini sadrže 1,2,3 elektrona i karakteriziraju ih niski potencijali ionizacije i e.o. jer metali pokazuju snažnu tendenciju gubitka elektrona.
Nemetalni elementi imaju veću energiju ionizacije.
Kako se vanjska ljuska nemetala unutar perioda popunjava, radijus atoma se smanjuje. U vanjskoj ljusci broj elektrona je 4,5,6,7,8.

Polaritet kemijske veze. Polaritet molekula i iona.

Polaritet kemijske veze određen je pomakom veza elektronskog para prema jednom od atoma.

Kemijska veza nastaje zbog preraspodjele elektrona u valentnim orbitalama, što rezultira stabilnom elektronskom konfiguracijom plemenitog plina, zbog stvaranja iona ili stvaranja zajedničkih elektronskih parova.
Kemijsku vezu karakteriziraju energija i duljina.
Mjera snage veze je energija utrošena da se veza prekine.
Na primjer. H – H = 435 kJmol-1

Elektronegativnost atomskih elemenata
Elektronegativnost je kemijsko svojstvo atoma, kvantitativna karakteristika sposobnosti atoma u molekuli da privuče elektrone iz atoma drugih elemenata.
Relativna elektronegativnost

Prva i najpoznatija ljestvica relativne elektronegativnosti je L. Paulingova ljestvica, dobivena iz termokemijskih podataka i predložena 1932. Vrijednost elektronegativnosti najelektronegativnijeg elementa fluora, (F) = 4,0, proizvoljno je uzeta kao polazna točka u ovoj mjerilo.

Elementi VIII skupine periodnog sustava (plemeniti plinovi) imaju nultu elektronegativnost;
Smatra se da je konvencionalna granica između metala i nemetala relativna vrijednost elektronegativnosti 2.

Elektronegativnost elemenata periodnog sustava, u pravilu, raste slijeva nadesno u svakom razdoblju. Unutar svake skupine, uz nekoliko iznimaka, elektronegativnost se konstantno smanjuje od vrha prema dolje. Elektronegativnost se može koristiti za karakterizaciju kemijske veze.
Veze s manjom razlikom u elektronegativnosti atoma klasificiraju se kao polarne kovalentne veze. Što je manja razlika u elektronegativnosti atoma koji tvore kemijsku vezu, niži je stupanj ionizacije te veze. Nulta razlika u elektronegativnosti atoma ukazuje na odsutnost ionskog karaktera u vezi koju oni tvore, tj. njezinu čisto kovalentnu prirodu.

Polaritet kemijske veze, polaritet molekula i iona
Polaritet kemijskih veza, karakteristika kemijske veze, koja pokazuje preraspodjelu gustoće elektrona u prostoru u blizini jezgri u usporedbi s početnom raspodjelom te gustoće u neutralnim atomima koji tvore tu vezu.

Gotovo sve kemijske veze, s izuzetkom veza u dvoatomnim homonuklearnim molekulama, polarne su u jednom ili drugom stupnju. Tipično, kovalentne veze su slabo polarne, ionske veze su visoko polarne.

Na primjer:
kovalentni nepolarni: Cl2, O2, N2, H2,Br2

kovalentni polarni: H2O, SO2, HCl, NH3 itd.

Danas ćemo naučiti kako odrediti polaritet veze i zašto je to potrebno. Otkrijmo fizičko značenje količine koja se razmatra.

Kemija i fizika

Jednom davno, sve discipline posvećene proučavanju okolnog svijeta bile su ujedinjene jednom definicijom. Astronomi, alkemičari i biolozi bili su filozofi. Ali sada postoji stroga raspodjela između grana znanosti, a velika sveučilišta točno znaju što matematičari trebaju znati, a što lingvisti. Međutim, u slučaju kemije i fizike nema jasne granice. Često se međusobno prožimaju, a ponekad slijede paralelne tokove. Posebno je kontroverzna tema polaritet veze. Kako odrediti pripada li ovo područje znanja fizici ili kemiji? Na formalnoj osnovi - drugoj znanosti: sada školarci proučavaju ovaj koncept kao dio kemije, ali ne mogu bez znanja fizike.

Struktura atoma

Da biste razumjeli kako odrediti polaritet veze, prvo se morate sjetiti strukture atoma. Krajem devetnaestog stoljeća bilo je poznato da je svaki atom neutralan kao cjelina, ali sadrži različite naboje pod različitim okolnostima. Rutherfod je ustanovio da se u središtu svakog atoma nalazi teška i pozitivno nabijena jezgra. Naboj atomske jezgre uvijek je cijeli broj, odnosno iznosi +1, +2 i tako dalje. Oko jezgre postoji odgovarajuća količina negativno nabijene svjetlosti, koja strogo odgovara naboju jezgre. To jest, ako je nuklearni naboj +32, tada bi trideset i dva elektrona trebala biti smještena oko njega. Zauzimaju određene položaje oko jezgre. Svaki elektron je, takoreći, "razmazan" oko jezgre u vlastitoj orbitali. Njegov oblik, položaj i udaljenost od jezgre određuju četiri

Zašto dolazi do polariteta?

U neutralnom atomu, smještenom daleko od drugih čestica (na primjer, u dubokom svemiru, izvan galaksije), sve su orbitale simetrične u odnosu na središte. Unatoč prilično složenom obliku nekih od njih, orbitale bilo koja dva elektrona ne sijeku se u istom atomu. Ali ako naš pojedinačni atom u vakuumu na svom putu sretne drugi (na primjer, uđe u oblak plina), tada će htjeti stupiti u interakciju s njim: orbitale vanjskih valentnih elektrona proširit će se prema susjednom atomu i stopiti se s njim . Postojat će zajednički elektronski oblak, novi kemijski spoj i, prema tome, polaritet veze. U nastavku ćemo opisati kako odrediti koji će atom preuzeti većinu ukupnog elektronskog oblaka.

Što su kemijske veze?

Ovisno o vrsti molekula koje međusobno djeluju, razlici u naboju njihovih jezgri i snazi ​​rezultirajućeg privlačenja, postoje sljedeće vrste kemijskih veza:

• jednoelektronski;
• metal;
• kovalentan;
• ionski;
• van der Waals;
• vodik;
• dvoelektronski trocentralni.

Da bismo postavili pitanje kako odrediti polaritet veze u spoju, ona mora biti kovalentna ili ionska (kao što je sol NaCl). Općenito, ove dvije vrste veze razlikuju se samo u tome koliko se elektronski oblak pomiče prema jednom od atoma. Ako kovalentnu vezu ne tvore dva identična atoma (na primjer, O 2), tada je ona uvijek malo polarizirana. Kod ionske veze pomak je jači. Vjeruje se da ionsko vezivanje rezultira stvaranjem iona jer jedan od atoma "preuzima" elektrone drugog.

Ali zapravo, potpuno polarni spojevi ne postoje: samo jedan ion vrlo snažno privlači zajednički elektronski oblak. Toliko da se preostali dio ravnoteže može zanemariti. Dakle, nadamo se da je postalo jasno da je moguće odrediti polaritet kovalentne veze, ali nema smisla određivati ​​polaritet ionske veze. Iako je u ovom slučaju razlika između ove dvije vrste komunikacije aproksimacija, model, a ne pravi fizički fenomen.

Određivanje polariteta komunikacije

Nadamo se da je čitatelj već shvatio da je polaritet kemijske veze odstupanje raspodjele ukupnog elektronskog oblaka u prostoru od ravnotežne. A ravnotežna raspodjela postoji u izoliranom atomu.

Metode mjerenja polariteta

Kako odrediti polaritet veze? Ovo pitanje je daleko od jasnog. Za početak, mora se reći da, budući da se simetrija elektronskog oblaka polariziranog atoma razlikuje od simetrije neutralnog atoma, onda će se spektar X-zraka promijeniti. Dakle, pomak linija u spektru će dati ideju o tome koji je polaritet veze. A ako želite razumjeti kako točnije odrediti polaritet veze u molekuli, tada morate znati ne samo emisijski ili apsorpcijski spektar. Treba saznati:

• veličine atoma uključenih u vezu;
• naboji njihovih jezgri;
• koje su veze stvorene u atomu prije nego što je ovaj nastao;
• kakva je struktura sve materije;
• ako je struktura kristalna, koji nedostaci postoje u njoj i kako utječu na cjelokupnu tvar.

Polarnost veze označena je gornjim znakom sljedećeg oblika: 0,17+ ili 0,3-. Također je vrijedno zapamtiti da će isti tip atoma imati različite polaritete veze kada se kombinira s različitim tvarima. Na primjer, u BeO oksidu polaritet kisika je 0,35-, a u MgO je 0,42-.

Polaritet atoma

Čitatelj također može postaviti sljedeće pitanje: "Kako odrediti polaritet kemijske veze ako postoji toliko mnogo faktora?" Odgovor je istovremeno jednostavan i složen. Kvantitativne mjere polariteta definirane su kao efektivni naboji atoma. Ova vrijednost je razlika između naboja elektrona koji se nalazi u određenom području i odgovarajućeg područja jezgre. Općenito, ova vrijednost prilično dobro pokazuje određenu asimetriju elektronskog oblaka, koja nastaje tijekom stvaranja kemijske veze. Poteškoća je u tome što je gotovo nemoguće točno odrediti koje područje elektrona pripada ovoj određenoj vezi (osobito u složenim molekulama). Dakle, kao iu slučaju podjele kemijskih veza na ionske i kovalentne, znanstvenici pribjegavaju pojednostavljenjima i modelima. U ovom slučaju odbacuju se oni čimbenici i vrijednosti koji imaju mali učinak na rezultat.

Fizičko značenje polariteta veze

Koje je fizičko značenje polariteta veze? Pogledajmo jedan primjer. Atom vodika H nalazi se i u fluorovodičnoj kiselini (HF) i u klorovodičnoj kiselini (HCl). Njegov polaritet u HF je 0,40+, u HCl - 0,18+. To znači da je ukupni elektronski oblak mnogo više naklonjen fluoru nego kloru. To znači da je elektronegativnost atoma fluora puno jača od elektronegativnosti atoma klora.

Polaritet atoma u molekuli

No promišljeni će se čitatelj sjetiti da, osim jednostavnih spojeva u kojima su dva atoma, postoje i složeniji. Na primjer, da bi nastala jedna molekula sumporne kiseline (H 2 SO 4), potrebna su dva atoma vodika, jedan atom sumpora i čak četiri atoma kisika. Tada se postavlja još jedno pitanje: kako odrediti najveći polaritet veze u molekuli? Za početak, moramo zapamtiti da svaki spoj ima neku strukturu. Odnosno, sumporna kiselina nije hrpa svih atoma u jednoj velikoj hrpi, već određena struktura. Četiri atoma kisika vezana su za središnji atom sumpora, tvoreći nešto poput križa. Na dvije suprotne strane atomi kisika su dvostrukim vezama vezani za sumpor. S druge dvije strane, atomi kisika vezani su za sumpor jednostrukim vezama i "držani" vodikom s druge strane. Dakle, u molekuli sumporne kiseline postoje sljedeće veze:

Određivanjem polariteta svake od ovih veza iz referentne knjige, možete pronaći najveću. Međutim, vrijedi zapamtiti da ako na kraju dugog lanca atoma postoji jako elektronegativan element, tada on može "privući" elektronske oblake susjednih veza na sebe, povećavajući njihov polaritet. U strukturi složenijoj od lanca sasvim su mogući i drugi učinci.

Kako se polaritet molekule razlikuje od polariteta veze?

Rekli smo vam kako odrediti polaritet veze. Otkrili smo koje je fizičko značenje pojma. Ali te se riječi također nalaze u drugim izrazima koji se odnose na ovaj dio kemije. Čitatelje sigurno zanima kako kemijske veze i molekularni polaritet međusobno djeluju. Odgovaramo: ti se koncepti nadopunjuju i nemogući su zasebno. To ćemo pokazati na klasičnom primjeru vode.

U molekuli H2O postoje dvije identične H-O veze. Kut između njih je 104,45 stupnjeva. Dakle, struktura molekule vode je nešto poput dvokrake vilice s vodikovima na krajevima. Kisik je više elektronegativan atom; on privlači elektronske oblake od dva vodika. Dakle, s ukupnom električnom neutralnošću, zupci vilice su malo pozitivniji, a baza je nešto negativnija. Pojednostavljenje dovodi do činjenice da molekula vode ima polove. To se naziva polaritet molekule. Zbog toga je voda tako dobro otapalo; ova razlika u nabojima omogućuje molekulama da malo povuku elektronske oblake drugih tvari na sebe, razdvajajući kristale na molekule, a molekule na atome.

Da bismo razumjeli zašto molekule imaju polaritet u odsutnosti naboja, moramo zapamtiti: nije važna samo kemijska formula tvari, već i struktura molekule, vrste i vrste veza koje se u njoj pojavljuju, razlika u elektronegativnost atoma koji su u njoj uključeni.

Inducirani ili prisilni polaritet

Osim vlastitog polariteta, postoji i onaj induciran ili uzrokovan vanjskim čimbenicima. Ako na molekulu djeluje vanjsko elektromagnetsko polje koje je jače od sila koje postoje unutar molekule, ono može promijeniti konfiguraciju elektronskih oblaka. To jest, ako molekula kisika povuče oblake vodika u H 2 O, a vanjsko polje je ko-usmjereno s tim djelovanjem, tada se polarizacija povećava. Ako se čini da polje interferira s kisikom, tada se polaritet veze malo smanjuje. Treba napomenuti da je potrebna prilično velika sila da bi se nekako utjecalo na polaritet molekula, a još veća sila da bi se utjecalo na polaritet kemijske veze. Ovaj učinak se postiže samo u laboratorijima i svemirskim procesima. Konvencionalna mikrovalna pećnica samo povećava amplitudu vibracija atoma vode i masti. Ali to ni na koji način ne utječe na polaritet veze.

Kada smjer polariteta ima smisla?

U vezi s pojmom koji razmatramo, nemoguće je ne spomenuti obrnuti polaritet. Ako govorimo o molekulama, onda polaritet ima znak plus ili minus. To znači da atom ili odustaje od svog elektronskog oblaka i tako postaje malo pozitivniji, ili, obrnuto, povlači oblak prema sebi i dobiva negativan naboj. A smjer polariteta ima smisla samo kad se naboj kreće, odnosno kad struja teče kroz vodič. Kao što znate, elektroni se kreću od svog izvora (negativno nabijeni) do mjesta privlačenja (pozitivno nabijeni). Vrijedno je podsjetiti da postoji teorija prema kojoj se elektroni zapravo kreću u suprotnom smjeru: od pozitivnog izvora prema negativnom. Ali općenito to nije važno, važna je samo činjenica njihovog kretanja. Dakle, u nekim procesima, primjerice kod zavarivanja metalnih dijelova, važno je gdje su točno koji polovi spojeni. Stoga je važno znati kako je polaritet povezan: izravni ili obrnuti. U nekim uređajima, čak i kućanskim, to je također važno.

Potrebno je razlikovati polaritet molekule od polariteta veze. Za dvoatomne molekule tipa AB ovi pojmovi se podudaraju, kao što je već pokazano na primjeru molekule HCl. U takvim molekulama Što je veća razlika u elektronegativnosti elemenata (∆EO), to je veći električni dipolni moment. Na primjer, u nizu HF, HCl, HBr, HI opada u istom nizu kao i relativna elektronegativnost.

Molekule mogu biti polarne ili nepolarne, ovisno o prirodi distribucije gustoće elektrona u molekuli. Polarnost molekule karakterizira vrijednost električnog dipolnog momenta μ oni kažu , koji je jednak vektorskom zbroju električnih momenata dipola svih veznih i nevezujućih elektronskih parova koji se nalaze na hibridnim dioničkim društvima: → →

 m-ly = ( veze) i + ( nepovezane električne parice) j .

Rezultat dodavanja ovisi o polarnosti veza, geometrijskoj strukturi molekule i prisutnosti slobodnih elektronskih parova. Na polaritet molekule uvelike utječe njezina simetrija.

Na primjer, molekula CO 2 ima simetričnu linearnu strukturu:

Stoga, iako su C=O veze izrazito polarne, zbog međusobne kompenzacije njihovih električnih dipolnih momenata, molekula CO 2 općenito je nepolarna ( veze =  veze = 0). Iz istog su razloga visokosimetrične tetraedarske molekule CH 4, CF 4, oktaedarske molekule SF 6 itd. nepolarne.

U kutnoj molekuli H 2 O, polarne O–H veze nalaze se pod kutom od 104,5º: → →

 H2O =  O – H +  nepovezani električni parovi  0.

Stoga se njihovi momenti međusobno ne poništavaju i ispada da je molekula polarna ().

Električni dipolni moment imaju i kutne molekule SO 2 , piramidalne molekule NH 3, NF 3 itd. Nepostojanje takvog momenta

ukazuje na visoko simetričnu strukturu molekule, prisutnost električnog dipolnog momenta ukazuje na asimetriju strukture molekule (tablica 3.2).

Tablica 3.2

Struktura i očekivani polaritet molekula

	Prostorna konfiguracija	Očekivani polaritet
	Linearno	Nepolarni
	Linearno	Polarni
	Linearno	Nepolarni
		Polarni
	Linearno	Polarni
	Plane-trokutast	Nepolarni
	Trigonalno-piramidalni	Polarni
	Tetraedarski	Nepolarni

Na vrijednost električnog dipolnog momenta molekule snažno utječu nevezujući elektronski parovi koji se nalaze u hibridnim orbitalama i imaju svoj električni dipolni moment (smjer vektora je od jezgre, duž osi lokacije hibridnog AO ). Na primjer, molekule NH 3 i NF 3 imaju isti trigonalni piramidalni oblik, a polaritet N–H i N–F veza također je približno isti. Međutim, električni moment dipola NH3 je 0,49·10 -29 C·m, ​​a NF3 samo 0,07·10 -29 C·m. To se objašnjava činjenicom da se u NH 3 smjer električnog dipolnog momenta N–H veznog i nevezujućeg elektronskog para podudara i, nakon dodavanja vektora, uzrokuje veliki električni dipolni moment. Naprotiv, u NF 3 momenti N-F veza i elektronskog para usmjereni su u suprotnim smjerovima, stoga su, kada se dodaju, djelomično kompenzirani (slika 3.15).

Slika 3.15. Zbrajanje električnih dipolnih momenata veznih i nevezujućih elektronskih parova molekula NH 3 i NF 3

Nepolarna molekula se može učiniti polarnom. Da bi to učinio, mora se staviti u električno polje s određenom razlikom potencijala. Pod utjecajem električnog polja pomiču se “težišta” pozitivnih i negativnih naboja i nastaje inducirani ili inducirani električni dipolni moment. Kada se polje ukloni, molekula će ponovno postati nepolarna.

Pod utjecajem vanjskog električnog polja polarna molekula se polarizira, tj. u njoj dolazi do preraspodjele naboja, te molekula dobiva novu vrijednost električnog dipolnog momenta i postaje još polarnija. To se također može dogoditi pod utjecajem polja koje stvara polarna molekula koja se približava. Sposobnost molekula da se polariziraju pod utjecajem vanjskog električnog polja naziva se polarizabilnost.

Međumolekulske interakcije određene su polaritetom i polarizabilnosti molekula. Reaktivnost tvari i njezina topljivost povezani su s električnim momentom dipola molekule. Polarne molekule tekućina pogoduju elektrolitičkoj disocijaciji elektrolita otopljenih u njima.

"

Postoje dvije vrste kovalentnih veza: nepolarni i polarni. U slučaju nepolarne kovalentne veze, elektronski oblak koji tvori zajednički par elektrona, odnosno elektronski oblak veze, raspoređen je u prostoru simetrično u odnosu na oba atoma. Primjer su dvoatomne molekule koje se sastoje od atoma jednog elementa: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 i drugih, u kojima elektronski par podjednako pripada oba atoma. U slučaju polarne kovalentne veze, elektronski oblak veze je pomaknut prema atomu s većom relativnom elektronegativnošću. Primjer su molekule hlapivih anorganskih spojeva: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 i dr.

Relativna elektronegativnost atoma

Električni centri pozitivnih i negativnih naboja u molekuli ne podudaraju se u jednoj točki, već se nalaze na određenoj udaljenosti ℓ.

Polarna molekula sa stalnim električnim dipolnim momentom

Molekula je, uz opću neutralnost, električni dipol s nabojem q - - na atomu klora i q + - na atomu vodika. Takve veze i molekule nazivaju se polarni. Naboji atoma u molekuli q nazivaju se efektivne naknade(u molekuli HCl q cl = -0,18; i q n = +0,18 apsolutni naboj elektrona, stupanj ioniteta veze

Mjera veze i polariteta molekule – električni dipolni moment(μ – “mu”) određen je umnoškom

μ = qℓ, C∙m ili μ = qℓ/3,33∙10 -30, D

gdje je q efektivni naboj; ℓ je duljina dipola. Jedinica električnog momenta dipola (SI sustav) izražava se vrijednošću 3,33∙10 -30 C∙m (kulon-metar) = 1D (D - Debye).

Električni moment dipola je vektorska veličina. Njegov smjer se konvencionalno uzima od pozitivnog naboja prema negativnom - u smjeru pomaka povezujućeg elektronskog oblaka. Što je veća razlika u elektronegativnosti elemenata u polarnim molekulama, to je veći električni dipolni moment.

Za višeatomne molekule treba razlikovati pojmove dipolnih momenata pojedinih veza i molekule u cjelini. Budući da se, ako u molekuli postoji više veza, njihovi dipolni momenti zbrajaju prema pravilu paralelograma, tada se, ovisno o obliku molekule, određenom smjerom veza, rezultirajući dipolni moment razlikuje od dipolnih momenata pojedinačnih veza iu određenom slučaju (za visoko simetrične molekule) može biti jednak nuli, unatoč značajnoj polarnosti pojedinačnih veza. Na primjer, linearna molekula CO 2 je nepolarna (μ = 0), iako svaka C=O veza ima značajan dipolni moment (μ = 2,7 D).

2,7 D 2,7 D

Molekule koje sadrže nepolarnu kovalentnu vezu nazivaju se nepolarni ili homeopolarni. U takvim je molekulama vezni elektronski oblak raspoređen simetrično između jezgri obaju atoma, a jezgre na njega djeluju jednako. Primjer su molekule jednostavnih tvari koje se sastoje od atoma jednog elementa: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 i drugi. Električni dipolni moment takvih molekula je nula.

Sposobnost molekula (i pojedinih veza) da se polariziraju pod utjecajem vanjskog električnog polja naziva se polarizabilnost. To se također može dogoditi pod utjecajem polja koje stvara polarna molekula koja se približava. Stoga je polarizabilnost od velike važnosti u kemijskim reakcijama.

Uvijek je važno uzeti u obzir polaritet molekule i njen električni dipolni moment. Potonji je povezan s reaktivnošću tvari. U pravilu, što je veći električni dipolni moment molekule, to je veća reaktivnost tvari. Topljivost tvari također je povezana s električnim momentom dipola. Polarne molekule tekućina pogoduju električnoj disocijaciji elektrolita otopljenih u njima prema principu "slično se otapa u sličnom".

Kada se formira kovalentna veza između različitih atoma, vezni par elektrona pomiče se prema elektronegativnijem atomu. To dovodi do polarizacije molekula, tako da sve dvoatomne molekule koje se sastoje od različitih elemenata ispadaju polarne u jednom ili drugom stupnju. Kod složenijih molekula polaritet ovisi i o geometriji molekule. Da bi se polaritet pojavio, potrebno je da se središta raspodjele pozitivnih i negativnih naboja ne podudaraju.

U molekuli CO 2 veze ugljik-kisik su polarne, a atom ugljika ima određeni pozitivan naboj, a svaki od atoma kisika ima isti negativni naboj. Posljedično, središte pozitivnog naboja je koncentrirano na atomu ugljika. Budući da se atomi kisika nalaze na istoj ravnoj liniji, ali su obje strane atoma ugljika (linearne molekule) na jednakoj udaljenosti, pozitivni naboj je neutraliziran. Dakle, unatoč polarnosti svake veze u CO., cijela molekula kao cjelina je nepolarna, a razlog za to je

Riža. 434. Primjeri strukture i polariteta molekula su njezina linearna struktura. Naprotiv, molekula S=C=0 je polarna, budući da veze ugljik-sumpor i ugljik-kisik imaju različite duljine i različite polaritete. Na sl. Slika 4.34 prikazuje strukture i polaritete nekih molekula.

Iz gornjih primjera proizlazi da ako su atomi ili skupine atoma vezani za središnji atom identični ili smješteni simetrično u odnosu na njega (linearne, ravne trokutaste, tetraedarske i druge strukture), tada će molekula biti nepolarna. Ako su nejednake skupine vezane na središnji atom ili postoji asimetričan raspored skupina, tada su molekule polarne.

Efektivni naboj atoma u molekuli važan je kada se razmatraju polarne veze. Na primjer, u molekuli HC1, vezni elektronski oblak pomaknut je prema elektronegativnijem atomu klora, zbog čega se naboj jezgre vodika ne kompenzira, a na atomu klora gustoća elektrona postaje prevelika u usporedbi s nabojem svoje jezgre. Stoga je atom vodika pozitivno polariziran, a atom klora negativno polariziran. Atom vodika ima pozitivan, a atom klora negativan naboj. Ovaj naboj 8, koji se naziva efektivni naboj, obično se utvrđuje eksperimentalno. Dakle, za vodik 8 H = +0,18, a za klor 5 C, = -0,18 apsolutni naboj elektrona, zbog čega je veza u molekuli HC1 18% ionske prirode (tj. stupanj ionizma je 0,18 ) .

Budući da polaritet veze ovisi o stupnju pomaka veznog para elektrona prema elektronegativnijem elementu, mora se uzeti u obzir sljedeće:

• a) elektronegativnost (EO) nije stroga fizikalna veličina koja se može odrediti izravno eksperimentalno;
• b) vrijednost elektronegativnosti nije konstantna, već ovisi o prirodi drugog atoma s kojim je atom vezan;
• c) isti atom u određenoj kemijskoj vezi ponekad može funkcionirati i kao elektropozitivan i kao elektronegativan.

Eksperimentalni podaci sugeriraju da se elementima mogu dodijeliti relativne vrijednosti elektronegativnosti (REV), čija upotreba omogućuje prosuđivanje stupnja polariteta veza između atoma u molekuli (vidi također odlomke 3.6 i 4.3).

U molekuli koja se sastoji od dva atoma, što je veći OEO jednog od njih, to je veća polarnost kovalentne veze; stoga, kako se OEO drugog elementa povećava, stupanj ionizacije spoja raste.

Za karakterizaciju reaktivnosti molekula važna je ne samo priroda distribucije gustoće elektrona, već i mogućnost njezine promjene pod utjecajem vanjskih utjecaja. Mjera ove promjene je polarizabilnost veze, tj. njegovu sposobnost da postane polarna ili još polarnija. Polarizacija veze događa se i pod utjecajem vanjskog električnog polja i pod utjecajem druge molekule koja je partner u reakciji. Rezultat ovih utjecaja može biti polarizacija veze, praćena njezinim potpunim prekidom. U tom slučaju, vezni par elektrona ostaje s elektronegativnim atomom, što dovodi do stvaranja različitih iona. Ovaj tip cijepanja veze naziva se teterolitički. Na primjer:

U gornjem primjeru asimetričnog cijepanja veze, vodik se eliminira u obliku H + iona, a vezni par elektrona ostaje s klorom, pa se ovaj pretvara u C1 anion.

Osim ovog tipa cijepanja veze, moguć je i simetričan cijepanje, kada ne nastaju ioni, već atomi i radikali. Ovaj tip cijepanja veze naziva se homolitičkim.