Elementų atomų elektronegatyvumas. Santykinis elektronegatyvumas. Periodinės sistemos laikotarpių ir grupių kaita. Poliškumas cheminis ryšys, molekulių ir jonų poliškumas.

Elektronegatyvumas (e.o.) – tai atomo gebėjimas išstumti elektronų poras link savęs.
Meroy e.o. energija aritmetiškai lygi ½ jonizacijos energijos I ir elektronų panašumo energijos E sumos
E.O. = ½ (I+E)

Santykinis elektronegatyvumas. (OEO)

Fluorui, kaip stipriausiam e.o elementui, priskiriama 4,00 vertė, pagal kurią atsižvelgiama į kitus elementus.

Periodinės sistemos laikotarpių ir grupių pokyčiai.

Per periodus, kai branduolio krūvis didėja iš kairės į dešinę, elektronegatyvumas didėja.

Mažiausiai vertė stebima šarminiuose ir šarminių žemių metaluose.

Didžiausias- halogenams.

Kuo didesnis elektronegatyvumas, tuo stipresnės elementų nemetalinės savybės.

Elektronegatyvumas (χ) – fundamentalus cheminė savybė atomas – kiekybinė molekulėje esančio atomo gebėjimo išstumti bendras elektronų poras link savęs.

Šiuolaikinę atomų elektronegatyvumo sampratą pristatė amerikiečių chemikas L. Paulingas. L. Paulingas panaudojo elektronegatyvumo sąvoką, kad paaiškintų faktą, kad A-B heteroatominės jungties energija (A, B yra bet kurio cheminiai elementai) paprastai yra didesnis už homoatomo geometrinį vidurkį A-A jungtys ir B-B.

Didžiausia vertė e.o. fluoro, o mažiausias – cezio.

Teorinį elektronegatyvumo apibrėžimą pasiūlė amerikiečių fizikas R. Mullikenas. Remdamasis akivaizdžia pozicija, kad atomo gebėjimas molekulėje pritraukti į save elektroninį krūvį priklauso nuo atomo jonizacijos energijos ir jo afiniteto elektronams, R. Mullikenas pristatė atomo A elektronegatyvumo sąvoką kaip vidurkį. išorinių elektronų surišimo energijos vertę valentinių būsenų jonizacijos metu (pavyzdžiui, nuo A− iki A+) ir šiuo pagrindu pasiūlė labai paprastą atomo elektronegatyvumo santykį:

kur J1A ir εA yra atitinkamai atomo jonizacijos energija ir jo afinitetas elektronams.
Griežtai kalbant, elementui negalima priskirti nuolatinio elektronegatyvumo. Atomo elektronegatyvumas priklauso nuo daugelio veiksnių, visų pirma nuo atomo valentinės būsenos, formalios oksidacijos būsenos, koordinacijos skaičiaus, ligandų, sudarančių atomo aplinką molekulinėje sistemoje, pobūdžio ir kai kurių kiti. AT paskutiniais laikais Vis dažniau elektronegatyvumui apibūdinti naudojamas vadinamasis orbitinis elektronegatyvumas, priklausomai nuo atominės orbitalės, dalyvaujančios formuojant ryšį, ir nuo jos elektronų populiacijos, t. y. nuo to, ar ji yra užimta. atominė orbita nepasidalinta elektronų pora, yra atskirai užimta nesusijusio elektrono arba yra laisva. Tačiau, nepaisant žinomų sunkumų interpretuojant ir nustatant elektronegatyvumą, jis visada yra būtinas norint kokybiškai aprašyti ir nuspėti jungčių prigimtį molekulinėje sistemoje, įskaitant jungties energiją, elektroninio krūvio pasiskirstymą ir joniškumo laipsnį, jėgos konstantą ir kt. Vienas iš labiausiai išplėtotų dabartinio požiūrio yra Sandersono metodas. Šis metodas buvo pagrįstas idėja išlyginti atomų elektronegatyvumą formuojant cheminį ryšį tarp jų. Daugybė tyrimų nustatė ryšį tarp Sandersono elektronegatyvumo ir svarbiausių daugumos elementų neorganinių junginių fizikinių ir cheminių savybių. Periodinė elementų lentelė. Sandersono metodo modifikacija, pagrįsta elektronegatyvumo perskirstymu tarp molekulės atomų organiniams junginiams, taip pat pasirodė labai vaisinga.

2) Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas.

Kas yra abstrakčiai ir vadovėlyje - Poliškumas siejamas su dipoliu momentu.Jis atsiranda dėl bendros elektronų poros poslinkio į vieną iš atomų.Poliškumas priklauso ir nuo atomų elektronegatyvumo skirtumo. surištas. du atomai tuo poliariškesnis yra cheminis ryšys tarp jų Priklausomai nuo to, kaip elektronų tankis persiskirsto susidarant cheminiam ryšiui, išskiriami keli jo tipai Ribinis cheminės jungties poliarizacijos atvejis – visiškas perėjimas nuo vieno atomo kitam.

Šiuo atveju susidaro du jonai, tarp kurių atsiranda joninis ryšys.Kad du atomai galėtų sukurti joninį ryšį, būtina, kad jų e.o. labai skyrėsi.Jei e.o. yra lygūs, tada susidaro nepolinis kovalentinis ryšys.Dažniausiai polinis kovalentinis ryšys susidaro tarp bet kurių atomų, kurie turi skirtingą e.o.

Efektyvieji atomų krūviai gali būti kiekybinis jungties poliškumo įvertinimas.Atomo efektyvusis krūvis apibūdina skirtumą tarp elektronų, priklausančių tam tikram atomui, skaičiaus. cheminis junginys, o laisvojo atomo elektronų skaičius.Elektronegatyvesnio elemento atomas stipriau traukia elektronus, todėl elektronai yra arčiau jo, ir jis gauna kažkokį neigiamą krūvį, kuris vadinamas efektyviuoju, o jo partneris turi tą patį teigiamą. efektyvusis krūvis.Jei elektronai, sudarantys ryšį tarp atomų, jiems priklauso vienodai, efektyvieji krūviai lygūs nuliui.

Dviatominėms molekulėms galima apibūdinti jungties poliškumą ir nustatyti efektyvius atomų krūvius pagal dipolio momento matavimą M = q * r, kur q yra dipolio poliaus krūvis, lygus efektyviajam krūviui dviatomė molekulė, r yra tarpbranduolinis atstumas. Ryšio dipolio momentas yra vektorinis dydis. Jis nukreipiamas iš teigiamai įkrautos molekulės dalies į neigiamą.Elemento atomo efektyvusis krūvis nesutampa su oksidacijos laipsniu.

Molekulių poliškumas daugiausia lemia medžiagų savybes. Poliarinės molekulės pasisuka viena į kitą su priešingai įkrautais poliais ir tarp jų atsiranda abipusė trauka. Todėl medžiagos, kurias sudaro polinės molekulės, turi aukštesnę lydymosi ir virimo temperatūrą nei medžiagos, kurių molekulės yra nepolinės.

Skysčiai, kurių molekulės yra polinės, turi didesnę tirpimo galią. Be to, kuo didesnis tirpiklio molekulių poliškumas, tuo didesnis polinių arba joninių junginių tirpumas joje. Ši priklausomybė paaiškinama tuo, kad tirpiklio polinės molekulės dėl dipolio-dipolio arba jonų-dipolio sąveikos su tirpia medžiaga prisideda prie tirpios medžiagos skilimo į jonus. Pavyzdžiui, vandenilio chlorido tirpalas vandenyje, kurio molekulės yra polinės, laidi gerai elektros. Vandenilio chlorido tirpalas benzene neturi pastebimo elektros laidumo. Tai rodo, kad benzeno tirpale nėra vandenilio chlorido jonizacijos, nes benzeno molekulės yra nepolinės.

Jonai, pvz elektrinis laukas turi poliarizuojantį poveikį vienas kitam. Kai susitinka du jonai, įvyksta jų tarpusavio poliarizacija, t.y. išorinių sluoksnių elektronų poslinkis branduolių atžvilgiu. Jonų tarpusavio poliarizacija priklauso nuo branduolio ir jono krūvių, jono spindulio ir kitų veiksnių.

Grupių viduje e.o. mažėja.

Padidėja elementų metalinės savybės.

Metaliniai elementai išoriniame energijos lygyje turi 1,2,3 elektronų ir pasižymi maža jonizacijos potencialų verte ir e.o. nes metalai turi ryškų polinkį atiduoti elektronus.
Nemetaliniai elementai turi didesnę jonizacijos energiją.
Užpildžius išorinį nemetalų apvalkalą, atomų spindulys per periodus mažėja. Išoriniame apvalkale elektronų skaičius yra 4,5,6,7,8.

Cheminio ryšio poliškumas. Molekulių ir jonų poliškumas.

Cheminio ryšio poliškumą lemia elektronų poros ryšių poslinkis į vieną iš atomų.

Cheminis ryšys atsiranda dėl elektronų persiskirstymo valentinėse orbitalėse, dėl kurių susidaro stabili tauriųjų dujų elektroninė konfigūracija, dėl jonų susidarymo arba bendrų elektronų porų susidarymo.
Cheminiam ryšiui būdinga energija ir ilgis.
Ryšio stiprumo matas yra energija, sunaudojama ryšiui nutraukti.
Pavyzdžiui. H - H = 435 kJmol-1

Atominių elementų elektronegatyvumas
Elektronegatyvumas yra cheminė atomo savybė, kiekybinė molekulėje esančio atomo gebėjimo pritraukti elektronus iš kitų elementų atomų savybė.
Santykinis elektronegatyvumas

Pirmoji ir garsiausia santykinio elektronegatyvumo skalė yra L. Paulingo skalė, gauta iš termocheminių duomenų ir pasiūlyta 1932 m. Labiausiai elektroneigiamo elemento fluoro elektronegatyvumas (F) = 4,0 yra savavališkai paimtas kaip atskaitos taškas šioje skalėje. .

VIII grupės elementai periodinė sistema(tauriosios dujos) turi nulinį elektronegatyvumą;
Sąlygine riba tarp metalų ir nemetalų laikoma santykinio elektronegatyvumo reikšmė, lygi 2.

Periodinės sistemos elementų elektronegatyvumas, kaip taisyklė, kiekviename periode nuosekliai didėja iš kairės į dešinę. Kiekvienoje grupėje, išskyrus kelias išimtis, elektronegatyvumas nuolat mažėja iš viršaus į apačią. Cheminiam ryšiui apibūdinti naudojamas elektronegatyvumas.
Ryšiai su mažesniu atomų elektronegatyvumo skirtumu vadinami poliniais kovalentiniais ryšiais. Kuo mažesnis cheminį ryšį sudarančių atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo mažesnis šio ryšio joniškumo laipsnis. Nulinis atomų elektronegatyvumo skirtumas rodo, kad jų suformuotame ryšyje nėra joninio charakterio, ty gryną jo kovalentiškumą.

Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas
Cheminių ryšių poliškumas, cheminio ryšio charakteristika, rodantis elektronų tankio persiskirstymą erdvėje šalia branduolių, palyginti su pradiniu šio tankio pasiskirstymu neutraliuose atomuose, kurie sudaro šį ryšį.

Beveik visi cheminiai ryšiai, išskyrus ryšius dviatominėse homobranduolinėse molekulėse, yra vienokiu ar kitokiu poliniu laipsniu. Paprastai kovalentiniai ryšiai yra silpnai poliniai, joninės jungtys stipriai poliarinis.

Pavyzdžiui:
kovalentinis nepolinis: Cl2, O2, N2, H2, Br2

kovalentinis polinis: H2O, SO2, HCl, NH3 ir kt.

Molekulė yra polinė, jei neigiamo krūvio centras nesutampa su teigiamo krūvio centru. Tokia molekulė yra dipolis: erdvėje yra atskirti du vienodo dydžio ir priešingo ženklo krūviai.

Dipolis paprastai žymimas simboliu, kur rodyklė nukreipta iš teigiamo dipolio galo į neigiamą. Molekulė turi dipolio momentą, kuris yra lygus krūvio dydžiui, padaugintam iš atstumo tarp krūvio centrų:

Galima išmatuoti molekulių dipolio momentus; kai kurios rastos vertės pateiktos lentelėje. 1.2. Dipolio momentai yra skirtingų molekulių santykinio poliškumo matas.

1.2 lentelė (žr. nuskaitymą) Dipolio momentai

Nėra jokių abejonių, kad molekulės yra polinės, jei tik jose esantys ryšiai yra poliniai. Mes svarstysime jungties poliškumą, nes molekulės poliškumas gali būti laikomas atskirų ryšių poliškumo suma.

Molekulės, tokios kaip dipolio momentas, nulis t.y. jie yra nepoliniai. Du identiški atomai bet kurioje molekulėje, žinoma, turi tą patį elektronegatyvumą ir vienodai nuosavus elektronus; krūvis lygus nuliui, todėl ir dipolio momentas lygus nuliui.

Tipo molekulė turi didelį dipolio momentą Nors vandenilio fluorido molekulė yra maža, tačiau elektronegatyvus fluoras stipriai traukia elektronus; nors atstumas mažas, krūvis didelis, taigi ir dipolio momentas yra didelis.

Metanas ir anglies tetrachloridas turi nulinius dipolio momentus. Atskiri ryšiai, bent jau anglies tetrachloride, yra poliniai: tačiau dėl tetraedrinio išsidėstymo simetrijos vienas kitą kompensuoja (1.9 pav.). Metilchloride anglies-chloro jungties poliškumas nekompensuojamas, o metilo chlorido dipolio momentas – taigi, molekulių poliškumas priklauso ne tik nuo atskirų ryšių poliškumo, bet ir nuo jų krypties, t.y. dėl molekulės formos.

Amoniako dipolio momentas yra Jis gali būti laikomas trijų atskirų jungčių, kurių kryptis parodyta paveikslėlyje, dipolio momentu (vektoriaus suma).

Ryžiai. 1.9. Kai kurių molekulių dipolio momentai. Ryšių ir molekulių poliškumas.

Panašiai vandens dipolio momentą galime laikyti lygiu

Kokio dipolio momento reikėtų tikėtis azoto trifluoridui, kuris, kaip ir amoniakas, turi piramidinę struktūrą? Fluoras yra labiausiai elektronegatyvus elementas, ir jis tikrai stipriai traukia elektronus iš azoto; todėl azoto-fluoro ryšiai turi būti stipriai poliniai, o jų vektorių suma turi būti didelė – daug daugiau nei amoniako su jo nelabai poliniais ryšiais.

Kas suteikia eksperimentui? Azoto trifluorido dipolio momentas yra tik He yra daug mažesnis nei amoniako dipolio momentas.

Kaip paaiškinti šį faktą? Pirmiau minėtame svarstyme nebuvo atsižvelgta į vienišą elektronų porą. B (kadangi šioje poroje užima -orbitalė ir jos indėlis į dipolio momentą turėtų būti priešingos krypties, palyginti su bendru azoto-fluoro jungčių momentu (1.10 pav.); šie momentai priešingas ženklas, akivaizdu, kad jų vertė yra maždaug tokia pati, ir dėl to pastebimas mažas dipolio momentas, kurio kryptis nežinoma. Amoniake dipolio momentą tikriausiai daugiausia lemia ši laisvųjų elektronų pora, o jį padidina ryšio momentų suma. Panašiai vienišos elektronų poros turėtų prisidėti prie vandens ir, žinoma, kitų juos turinčių molekulių dipolio momentų.

Remiantis dipolio momentų reikšmėmis, galima gauti vertingos informacijos apie molekulių struktūrą. Pavyzdžiui, bet kokią anglies tetrachlorido struktūrą, dėl kurios susidaro polinė molekulė, galima atmesti tik remiantis dipolio momento dydžiu.

Ryžiai. 1.10. Kai kurių molekulių dipolio momentai. Vienišos elektronų poros indėlis. Dipolio momentas, atsirandantis dėl vienintelės elektronų poros, turi priešingą kryptį viso ryšio momentų vektoriaus krypčiai.

Taigi, dipolio momentas patvirtina tetraedrinę anglies tetrachlorido struktūrą (nors taip nėra, nes galimos ir kitos struktūros, kurios taip pat duos nepolinę molekulę).

1.4 užduotis. Kuri iš dviejų galimų toliau išvardytų struktūrų taip pat turėtų turėti nulinį dipolio momentą? a) Anglis yra kvadrato, kurio kampuose yra chloro atomai, centre, b) Anglis yra tetraedrinės piramidės viršuje, o chloro atomai yra pagrindo kampuose.

1.5 užduotis. Nors anglies-deguonies ir boro-fluoro ryšiai turi būti poliniai, junginių dipolio momentas lygus nuliui. Pasiūlykite kiekvieno junginio atomų išdėstymą, sukeldami nulinį dipolio momentą.

Daugumos junginių dipolio momentas niekada nebuvo išmatuotas. Šių junginių poliškumą galima nuspėti pagal jų struktūrą. Ryšių poliškumą lemia atomų elektronegatyvumas; jei žinomi kampai tarp ryšių, tada galima nustatyti molekulės poliškumą, taip pat atsižvelgiant į nesuporuotas elektronų poras.

Ryžiai. 32. Polinių ir nepolinių molekulių schemos: a - polinė molekulė; b-nepolinė molekulė

Bet kurioje molekulėje yra ir teigiamai įkrautų dalelių – atomų branduolių, ir neigiamai įkrautų dalelių – elektronų. Kiekvienai dalelių rūšiai (tiksliau, krūviams) galima rasti tašką, kuris bus tarsi jų „elektrinis svorio centras“. Šie taškai vadinami molekulės poliais. Jei molekulėje teigiamų ir neigiamų krūvių elektriniai svorio centrai sutampa, molekulė bus nepolinė. Tokios, pavyzdžiui, yra H 2, N 2 molekulės, sudarytos iš identiškų atomų, kuriose bendros elektronų poros vienodai priklauso abiem atomams, taip pat daug simetriškai sukonstruotų molekulių su atominiais ryšiais, pavyzdžiui, metanas CH 4, CCl 4 tetrachloridas. .

Bet jei molekulė pastatyta asimetriškai, pavyzdžiui, ji susideda iš dviejų nevienalyčių atomų, kaip jau minėjome, bendra elektronų pora gali būti daugiau ar mažiau pasislinkusi linkvienas iš atomų. Akivaizdu, kad tokiu atveju dėl netolygaus teigiamų ir neigiamų krūvių pasiskirstymo molekulės viduje jų elektriniai svorio centrai nesutaps ir bus gauta polinė molekulė (32 pav.).

Poliarinės molekulės yra

Poliarinės molekulės yra dipoliai. Šis terminas apskritai reiškia bet kokią elektriškai neutralią sistemą, ty sistemą, susidedančią iš teigiamų ir neigiamų krūvių, paskirstytų taip, kad jų elektriniai svorio centrai nesutampa.

Atstumas tarp tų ir kitų krūvių elektrinių svorio centrų (tarp dipolio polių) vadinamas dipolio ilgiu. Dipolio ilgis apibūdina molekulės poliškumo laipsnį. Akivaizdu, kad skirtingoms polinėms molekulėms dipolio ilgis yra skirtingas; kuo jis didesnis, tuo ryškesnis molekulės poliškumas.

Ryžiai. 33. CO2 ir CS2 molekulių sandaros schemos

Praktikoje tam tikrų molekulių poliškumo laipsnis nustatomas išmatuojant vadinamąjį molekulės dipolio momentą m, kuris apibrėžiamas kaip dipolio ilgio sandauga. l ant jo stulpo krūvio e:

t =l e

Dipolio momentų reikšmės yra susijusios su tam tikromis medžiagų savybėmis ir gali būti nustatomos eksperimentiškai. Didumo tvarka t visada 10 -18, nes elektros krūvis

sostas yra 4,80 10 -10 elektrostatinių vienetų, o dipolio ilgis yra tos pačios eilės reikšmė kaip molekulės skersmuo, ty 10 -8 cm.Žemiau pateikiami kai kurių neorganinių medžiagų molekulių dipolio momentai.

Kai kurių medžiagų dipolio momentai

t 10 18

. . . .. …….. 0

Vanduo……. 1.85

. . . ………..0

Vandenilio chloridas……. 1.04

Anglies dioksidas…….0

bromidas. …… 0,79

Anglies disulfidas…………0

Vandenilio jodidas…….. 0,38

Vandenilio sulfidas………..1.1

Smalkės……. 0,11

Sieros dioksidas. . . ……1.6

Ciano rūgštis……2.1

Dipolio momentų verčių nustatymas leidžia padaryti daug įdomių išvadų apie įvairių molekulių struktūrą. Pažvelkime į kai kuriuos iš šių išvadų.

Ryžiai. 34. Vandens molekulės sandaros schema

Kaip ir tikėtasi, vandenilio ir azoto molekulių dipolio momentai lygūs nuliui; šių medžiagų molekuliųsimetriškas ir todėl elektros krūviai jie pasiskirsto tolygiai. Anglies dioksido ir anglies disulfido poliškumo nebuvimas rodo, kad jų molekulės taip pat yra pastatytos simetriškai. Šių medžiagų molekulių struktūra schematiškai parodyta fig. 33.

Šiek tiek netikėtas yra gana didelis dipolio momentas prie vandens. Kadangi vandens formulė yra panaši į anglies dioksido formules

ir anglies disulfido, galima tikėtis, kad jo molekulės bus pastatytos taip patsimetriškai, kaip ir CS 2 ir CO 2 molekulės.

Tačiau, atsižvelgiant į eksperimentiškai nustatytą vandens molekulių poliškumą (molekulių poliškumą), šią prielaidą reikia atmesti. Šiuo metu vandens molekulei priskiriama asimetrinė struktūra (34 pav.): du vandenilio atomai yra sujungti su deguonies atomu taip, kad jų ryšiai sudaro apie 105° kampą. Panašus susitarimas atomų branduoliai egzistuoja kitose to paties tipo molekulėse (H 2 S, SO 2), turinčiose dipolio momentus.

Vandens molekulių poliškumas paaiškina daugelį jo fizinių savybių.

Ant vandenilio atomo +0,17, o ant chloro atomo -0,17.
Vadinamieji efektyvieji atomų krūviai dažniausiai naudojami kaip kiekybinis ryšio poliškumo matas.

Efektyvusis krūvis apibrėžiamas kaip skirtumas tarp elektronų, esančių tam tikroje erdvės srityje šalia branduolio, ir branduolio krūvio. Tačiau šis matas turi tik sąlyginę ir apytikslę [santykinę] reikšmę, nes molekulėje neįmanoma vienareikšmiškai išskirti srities, kuri priklauso tik vienam atomui, o kelių jungčių atveju – konkrečiam ryšiui.

Efektyvaus krūvio buvimą galima nurodyti atomų krūvių simboliais (pavyzdžiui, Н δ+ - Cl δ− , kur δ yra tam tikra trupmena elementarus krūvis) O − = C 2 + = O − (\displaystyle (\stackrel (-)(\mbox(O)))=(\stackrel (2+)(\mbox(C)))=(\stackrel (-)( \mbox(O))))(O δ− =C 2δ+ =O δ−), H δ+ -O 2δ− -H δ+ .

Beveik visi cheminiai ryšiai, išskyrus ryšius dviatominėse homobranduolinėse molekulėse, yra vienokiu ar kitokiu poliniu laipsniu. Kovalentiniai ryšiai paprastai yra silpnai poliniai. Joninės jungtys yra labai polinės.

Enciklopedinis „YouTube“.

1 / 5

✪ Joninės, kovalentinės ir metalinės jungtys

✪ Cheminių jungčių tipai. 1 dalis.

✪ Chemija. Cheminis ryšys. kovalentinis ryšys ir jo charakteristikos. Foksfordo internetinis mokymosi centras

✪ CHEMINĖS RYŠIO Poliškumas Ilgis Kovalentinis Vandenilis Joninis OGE NAUDOJIMO CHEMIJA 2017 3 užduotis

✪ Chemija. kovalentinis cheminis ryšys organiniai junginiai. Foksfordo internetinis mokymosi centras

Subtitrai

Efektyvus įkrovimas

Santykinių efektyviųjų krūvių reikšmės, gautos įvairiais metodais (optinė spektroskopija, BMR, taip pat remiantis kvantiniais cheminiais skaičiavimais), gali skirtis. Tačiau turimos δ reikšmės rodo, kad didelio krūvio junginiuose esantys atomai neturi [atitinkančio absoliutų krūvį elektroną] ir nėra grynai joninių junginių.

Momentiniai ir indukuoti dipoliai.

Molekulė yra dinamiška sistema, kuriame vyksta nuolatinis elektronų judėjimas ir branduolių virpesiai. Todėl krūvių pasiskirstymas jame negali būti griežtai pastovus. Pavyzdžiui, Cl 2 molekulė priskiriama nepolinei: jos dipolio elektrinio momento reikšmė lygi nuliui. Tačiau kiekvienu momentu įvyksta laikinas krūvių poslinkis į vieną iš chloro atomų: Cl δ+ → Cl δ− arba Cl δ− ← Cl δ+ su susidarymu. momentiniai mikrodipoliai. Kadangi toks krūvių poslinkis į bet kurį iš atomų yra vienodai tikėtinas, vidutinis krūvių pasiskirstymas tiksliai atitinka vidutinę nulinę dipolio momento reikšmę.
Polinių molekulių dipolio momento vertė bet kuriuo laiko momentu yra šiek tiek didesnė arba šiek tiek mažesnė už jo vidutinę vertę. Momentinio dipolio kryptis ir dydis priklauso nuo nuolatinių dipolio momento svyravimų. Taigi bet kurią nepolinę ir polinę molekulę (ir joje esantį atomą) galima laikyti periodinių, labai greitai dydžiu ir kryptimi besikeičiančių momentinių mikrodipolių visuma.

Yra dviejų tipų kovalentiniai ryšiai: nepolinis ir polinis. Nepolinio kovalentinio ryšio atveju elektronų debesis, sudarytas iš bendros elektronų poros, arba jungties elektronų debesis, pasiskirsto erdvėje simetriškai abiejų atomų atžvilgiu. Pavyzdys yra dviatomės molekulės, susidedančios iš vieno elemento atomų: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 ir kitų, kuriose elektronų pora vienodai priklauso abiem atomams. Esant poliniam kovalentiniam ryšiui, ryšio elektronų debesis pasislenka link atomo su didesniu santykiniu elektronegatyvumu. Pavyzdžiu gali būti lakiųjų neorganinių junginių molekulės: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 ir kt.

Santykinis atomų elektronegatyvumas

Teigiamų ir neigiamų krūvių elektriniai centrai molekulėje nesutampa viename taške, o yra tam tikru atstumu ℓ.

Poliarinė molekulė su pastoviu elektriniu dipolio momentu

Visiško neutralumo molekulė yra elektrinis dipolis, kurio krūvis q - - prie chloro atomo ir q + - prie vandenilio atomo. Tokie ryšiai ir molekulės vadinamos poliarinis. Atomų krūviai molekulėje q vadinami veiksmingi mokesčiai(HCl molekulėje q cl \u003d -0,18; ir q n \u003d +0,18 elektrono absoliutaus krūvio, ryšio joniškumo laipsnis

Ryšio ir molekulės poliškumo matas - dipolio elektros momentas(μ – „mu“) lemia gaminys

μ \u003d qℓ, C∙m arba μ \u003d qℓ / 3,33∙10 -30, D

kur q yra efektyvusis krūvis; ℓ yra dipolio ilgis. Dipolio elektrinio momento vienetas (SI sistema) išreiškiamas kaip 3,33∙10 -30 C∙m (kulonmetras) = ​​1D (D – Debye).

Dipolio elektrinis momentas yra vektorinis dydis. Jo kryptis sąlyginai paimama iš teigiamo krūvio į neigiamą – rišančio elektronų debesies poslinkio kryptimi. Kuo didesnis polinių molekulių elementų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis dipolio elektrinis momentas.

Kalbant apie daugiaatomes molekules, reikėtų atskirti atskirų jungčių ir visos molekulės dipolio momentų sąvokas. Kadangi molekulėje esant keliems ryšiams, jų dipolio momentai pridedami pagal lygiagretainio taisyklę, tai priklausomai nuo molekulės formos, kurią lemia ryšių kryptis, gautas dipolio momentas skiriasi nuo dipolio momentų. atskirų ryšių ir konkrečiu atveju (labai simetriškoms molekulėms) gali būti lygus nuliui, nepaisant didelio atskirų ryšių poliškumo. Pavyzdžiui, tiesinė CO 2 molekulė yra nepolinė (μ = 0), nors kiekviena C=O jungtis turi reikšmingą dipolio momentą (μ = 2,7 D).

2,7 d. 2,7 d

Molekulės, turinčios nepolinį kovalentinį ryšį, vadinamos nepoliarinis arba homeopolinis. Tokiose molekulėse rišantis elektronų debesis simetriškai pasiskirsto tarp abiejų atomų branduolių, o branduoliai jį veikia vienodai. Pavyzdys yra paprastų medžiagų molekulės, susidedančios iš vieno elemento atomų: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 ir kt. Tokių molekulių dipolio elektrinis momentas lygus nuliui.

Molekulių (ir atskirų ryšių) gebėjimas poliarizuotis veikiant išoriniam elektriniam laukui vadinamas poliarizuotumas. Tai gali įvykti ir veikiant laukui, kurį sukuria artėjanti poliarinė molekulė. Todėl poliarizuojamumas turi didelę reikšmę cheminėse reakcijose.

Visada svarbu atsižvelgti į molekulės poliškumą ir jos elektrinį dipolio momentą. Su pastaruoju siejamas medžiagų reaktyvumas. Paprastai kuo didesnis molekulės dipolio elektrinis momentas, tuo didesnis medžiagos reaktyvumas. Medžiagų tirpumas taip pat susijęs su dipolio elektriniu momentu. Skysčių poliarinės molekulės skatina jose ištirpusių elektrolitų elektrinę disociaciją pagal principą „panašus tirpsta panašų“.