Elementų atomų elektronegatyvumas. Santykinis elektronegatyvumas. Periodinės sistemos laikotarpių ir grupių pokyčiai. Cheminių ryšių poliškumas, 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 giminingumo energijos E sumos
E.O. = ½ (I+E)

Santykinis elektronegatyvumas. (OEO)

Fluorui, kaip stipriausiam EO elementui, priskiriama 4,00 vertė, pagal kurią atsižvelgiama į likusius elementus.

Periodinės lentelės laikotarpių ir grupių pokyčiai.

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

Mažiausiai reikšmė pastebima šarminiams ir šarminių žemių metalams.

Didžiausias- halogenams.

Kuo didesnis elektronegatyvumas, tuo ryškesnės elementų nemetalinės savybės.

Elektronegatyvumas (χ) yra pagrindinė cheminė atomo savybė, 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 heteroatominės jungties A-B energija (A, B yra bet kokių cheminių elementų simboliai) paprastai yra didesnė už homoatominių ryšių A-A ir B-B geometrinę vidurkį.

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

Teorinį elektronegatyvumo apibrėžimą pasiūlė amerikiečių fizikas R. Mullikenas. Remdamasis akivaizdžiu teiginiu, kad atomo gebėjimas molekulėje pritraukti elektroninį krūvį priklauso nuo atomo jonizacijos energijos ir jo afiniteto elektronams, R. Mullikenas pristatė atomo A elektronegatyvumo idėją kaip vidutinę reikšmę. išorinių elektronų surišimo energijos jonizacijos valentinių būsenų metu (pavyzdžiui, nuo A− iki A+) ir šiuo pagrindu pasiūlė labai paprastą atomo elektronegatyvumo ryšį:

kur J1A ir εA yra atitinkamai atomo jonizacijos energija ir jo elektronų giminingumas.
Griežtai kalbant, elementui negalima priskirti pastovaus 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. Pastaruoju metu elektronegatyvumui apibūdinti vis dažniau naudojamas vadinamasis orbitinis elektronegatyvumas, priklausomai nuo atominės orbitalės, dalyvaujančios formuojant ryšį, ir nuo jos elektronų populiacijos, t.y. nuo to, ar atominę orbitalę užima vieniša elektronų pora, pavieniui užimtas nesuporuotas elektronas arba yra laisvas. Tačiau, nepaisant žinomų sunkumų interpretuojant ir nustatant elektronegatyvumą, jis visada yra būtinas norint kokybiškai aprašyti ir nuspėti jungčių prigimtį molekulinėje sistemoje, įskaitant surišimo energiją, elektroninio krūvio pasiskirstymą ir joniškumo laipsnį, jėgos konstantą ir kt. iš labiausiai išplėtotų Dabartinis metodas yra Sandersono metodas. Šis metodas pagrįstas idėja išlyginti atomų elektronegatyvumą formuojant cheminį ryšį tarp jų. Daugybė tyrimų nustatė ryšį tarp Sandersono elektronegatyvumo ir svarbiausių daugumos periodinės lentelės elementų neorganinių junginių fizikinių ir cheminių savybių. Sandersono metodo modifikacija, pagrįsta elektronegatyvumo perskirstymu tarp molekulės atomų organiniams junginiams, taip pat pasirodė labai vaisinga.

2) Cheminių ryšių poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas.

Kas yra abstrakčiai ir vadovėlyje - Poliškumas siejamas su dipolio momentu.Jis pasireiškia kaip bendros elektronų poros poslinkis į vieną iš atomų.Poliškumas priklauso ir nuo susijungusių atomų elektronegatyvumo skirtumo. Kuo didesnė e.o. du atomai tuo poliariškesnis yra cheminis ryšys tarp jų Priklausomai nuo to, kaip elektronų tankis persiskirsto susidarant cheminiam ryšiui, išskiriami keli tipai Ribinis cheminės jungties poliarizacijos atvejis yra visiškas perėjimas nuo vieno atomo. kitam.

Šiuo atveju susidaro du jonai, tarp kurių susidaro joninis ryšys.Kad du atomai galėtų sukurti joninį ryšį, būtina, kad jų e.o. buvo labai skirtingi.Jei e.o. yra lygūs, tada susidaro nepolinis kovalentinis ryšys.Dažniausias yra polinis kovalentinis ryšys – jis susidaro tarp bet kokių atomų, turinčių skirtingas e.o.reikšmes.

Ryšio poliškumo kiekybinis įvertinimas gali būti efektyvieji atomų krūviai.Atomo efektyvusis krūvis apibūdinamas elektronų, priklausančių tam tikram atomui cheminiame junginyje, ir laisvojo elektronų skaičiaus skirtumu. atomas.Elektronegatyvesnio elemento atomas stipriau pritraukia elektronus,todėl elektronai yra arčiau jo,ir jis gauna tam tikrą neigiamą krūvį,kuris vadinamas efektyviuoju,o jo partneris turi tokį patį teigiamą efektyvųjį krūvį.Jei elektronai, sudarantys ryšys tarp atomų jiems priklauso vienodai, efektyvieji krūviai lygūs nuliui.

Dviatominėms molekulėms jungties poliškumą galima apibūdinti ir atomų efektyvius krūvius galima nustatyti remiantis dipolio momento M=q*r matavimu, kur q yra dipolio poliaus krūvis, lygus efektyviajam krūviui. dviatomei molekulei, o 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 ar joninių junginių tirpumas joje. Ši priklausomybė paaiškinama tuo, kad polinės tirpiklio molekulės dėl dipolio-dipolio arba jonų-dipolio sąveikos su ištirpusia medžiaga prisideda prie tirpios medžiagos skilimo į jonus. Pavyzdžiui, vandenilio chlorido tirpalas vandenyje, kurio molekulės yra polinės, gerai praleidžia elektrą. Vandenilio chlorido tirpalas benzene neturi pastebimo elektros laidumo. Tai rodo, kad benzeno tirpale nėra vandenilio chlorido jonizacijos, nes benzeno molekulės yra nepolinės.

Jonai, kaip ir elektrinis laukas, turi vienas kitą poliarizuojantį poveikį. Kai susitinka du jonai, įvyksta jų tarpusavio poliarizacija, t.y. elektronų poslinkis išoriniuose sluoksniuose 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 mažu jonizacijos potencialu bei e.o. nes metalai turi stiprią tendenciją prarasti elektronus.
Nemetaliniai elementai turi didesnę jonizacijos energiją.
Užpildžius išorinį nemetalų apvalkalą periodų viduje, atomų spindulys 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 orbitose, dėl ko susidaro stabili tauriųjų dujų elektronų konfigūracija, susidarius jonams arba susidarant bendroms elektronų poroms.
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 charakteristika.
Santykinis elektronegatyvumas

Pirmoji ir garsiausia santykinio elektronegatyvumo skalė yra L. Paulingo skalė, gauta iš termocheminių duomenų ir pasiūlyta 1932 m. Labiausiai elektroneigiamo elemento fluoro elektronegatyvumo vertė (F) = 4,0 yra savavališkai imama atskaitos tašku. skalė.

Periodinės lentelės VIII grupės elementai (tauriosios dujos) turi nulinį elektronegatyvumą;
Įprasta riba tarp metalų ir nemetalų laikoma santykine elektronegatyvumo verte 2.

Periodinės lentelės elementų elektronegatyvumas, kaip taisyklė, kiekviename periode nuosekliai didėja iš kairės į dešinę. Kiekvienoje grupėje, išskyrus kelias išimtis, elektronegatyvumas nuolat mažėja iš viršaus į apačią. Elektronegatyvumas gali būti naudojamas apibūdinti cheminę jungtį.
Ryšiai su mažesniu atomų elektronegatyvumo skirtumu priskiriami poliniams kovalentiniams ryšiams. 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 jo grynai kovalentinę prigimtį.

Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas
Cheminių ryšių poliškumas, cheminės jungties charakteristika, rodanti elektronų tankio persiskirstymą erdvėje šalia branduolių, palyginti su pradiniu šio tankio pasiskirstymu neutraliuose atomuose, sudarančius šį ryšį.

Beveik visi cheminiai ryšiai, išskyrus ryšius dviatominėse homobranduolinėse molekulėse, yra vienokiu ar kitokiu poliniu laipsniu. Paprastai kovalentinės jungtys yra silpnai polinės, joninės – labai polinės.

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

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

Šiandien mes sužinosime, kaip nustatyti ryšio poliškumą ir kodėl jis reikalingas. Atskleisime nagrinėjamo kiekio fizinę reikšmę.

Chemija ir fizika

Kadaise visas disciplinas, skirtas supančio pasaulio tyrinėjimui, sujungė vienas apibrėžimas. Astronomai, alchemikai ir biologai buvo filosofai. Tačiau dabar yra griežtas pasiskirstymas tarp mokslo šakų, o dideli universitetai tiksliai žino, ką turi žinoti matematikai ir ką kalbininkai. Tačiau chemijos ir fizikos atveju nėra aiškios ribos. Dažnai jie prasiskverbia vienas į kitą, o kartais eina lygiagrečiais kursais. Visų pirma, ryšio poliškumas yra prieštaringas dalykas. Kaip nustatyti, ar ši žinių sritis priklauso fizikai ar chemijai? Formaliai - į antrąjį mokslą: dabar moksleiviai šią sąvoką mokosi kaip chemijos dalį, tačiau negali išsiversti be fizikos žinių.

Atominė struktūra

Norėdami suprasti, kaip nustatyti jungties poliškumą, pirmiausia turite prisiminti, kaip atomas yra sandarus. Devynioliktojo amžiaus pabaigoje buvo žinoma, kad bet kuris atomas yra neutralus kaip visuma, tačiau skirtingomis aplinkybėmis turi skirtingus krūvius. Rutherfodas nustatė, kad bet kurio atomo centre yra sunkus ir teigiamai įkrautas branduolys. Atomo branduolio krūvis visada yra sveikasis skaičius, tai yra +1, +2 ir pan. Aplink branduolį yra atitinkamas neigiamo krūvio šviesos kiekis, kuris griežtai atitinka branduolio krūvį. Tai yra, jei branduolio krūvis yra +32, tada aplink jį turėtų būti trisdešimt du elektronai. Jie užima tam tikras vietas aplink branduolį. Kiekvienas elektronas yra tarsi „išteptas“ aplink branduolį savo orbitoje. Jo formą, padėtį ir atstumą iki branduolio lemia keturi

Kodėl atsiranda poliškumas?

Neutralaus atomo, esančio toli nuo kitų dalelių (pavyzdžiui, gilioje erdvėje, už galaktikos ribų), visos orbitos yra simetriškos centro atžvilgiu. Nepaisant gana sudėtingos kai kurių iš jų formos, bet kurių dviejų elektronų orbitos tame pačiame atome nesikerta. Bet jei mūsų atskiras atomas vakuume pakeliui susitinka kitą (pavyzdžiui, patenka į dujų debesį), tada jis norės su juo sąveikauti: išorinių valentinių elektronų orbitos išsiplės link gretimo atomo ir susilies su juo. . Atsiras bendras elektronų debesis, naujas cheminis junginys, taigi ir ryšio poliškumas. Toliau aprašysime, kaip nustatyti, kuris atomas užims didžiąją dalį viso elektronų debesies.

Kas yra cheminiai ryšiai?

Priklausomai nuo sąveikaujančių molekulių tipo, jų branduolių krūvių skirtumo ir susidariusios traukos stiprumo, egzistuoja šie cheminių jungčių tipai:

• vieno elektrono;
• metalas;
• kovalentinis;
• joninis;
• van der Waalsas;
• vandenilis;
• dviejų elektronų trijų centrų.

Norint paklausti, kaip nustatyti junginio jungties poliškumą, jis turi būti kovalentinis arba joninis (pvz., druska NaCl). Apskritai šie du ryšio tipai skiriasi tik tuo, kiek elektronų debesis pasislenka link vieno iš atomų. Jei kovalentinis ryšys nėra sudarytas iš dviejų vienodų atomų (pavyzdžiui, O 2), tada jis visada yra šiek tiek poliarizuotas. Joniniame ryšyje poslinkis yra stipresnis. Manoma, kad joninis ryšys lemia jonų susidarymą, nes vienas iš atomų "paima" kito elektronus.

Tačiau iš tikrųjų visiškai poliniai junginiai neegzistuoja: tik vienas jonas labai stipriai pritraukia bendrą elektronų debesį. Tiek, kad likusios pusiausvyros dalies galima nepaisyti. Taigi, tikimės, kad tapo aišku, kad kovalentinio ryšio poliškumą nustatyti įmanoma, tačiau nėra prasmės nustatyti joninio ryšio poliškumą. Nors šiuo atveju skirtumas tarp šių dviejų komunikacijos tipų yra apytikslis, modelis, o ne tikras fizinis reiškinys.

Ryšio poliškumo nustatymas

Tikimės, kad skaitytojas jau suprato, kad cheminės jungties poliškumas yra viso elektronų debesies pasiskirstymo erdvėje nuokrypis nuo pusiausvyros. Ir pusiausvyros pasiskirstymas egzistuoja izoliuotame atome.

Poliškumo matavimo metodai

Kaip nustatyti jungties poliškumą? Šis klausimas toli gražu nėra aiškus. Pirmiausia reikia pasakyti, kad kadangi poliarizuoto atomo elektronų debesies simetrija skiriasi nuo neutralaus atomo, pasikeis rentgeno spindulių spektras. Taigi, linijų poslinkis spektre leis suprasti, koks yra ryšio poliškumas. Ir jei norite suprasti, kaip tiksliau nustatyti molekulės jungties poliškumą, tuomet reikia žinoti ne tik emisijos ar sugerties spektrą. Reikia išsiaiškinti:

• ryšyje dalyvaujančių atomų dydžiai;
• jų branduolių krūviai;
• kokie ryšiai buvo sukurti atome prieš atsirandant šiam;
• kokia yra visos materijos sandara;
• jei struktūra kristalinė, kokie joje yra defektai ir kaip jie veikia visą medžiagą.

Ryšio poliškumą rodo šios formos viršutinis ženklas: 0,17+ arba 0,3-. Taip pat verta prisiminti, kad to paties tipo atomai turės skirtingą jungčių poliškumą, kai bus sujungti su skirtingomis medžiagomis. Pavyzdžiui, BeO okside deguonies poliškumas yra 0,35-, o MgO - 0,42-.

Atomo poliškumas

Skaitytojas taip pat gali užduoti tokį klausimą: „Kaip nustatyti cheminės jungties poliškumą, jei yra tiek daug veiksnių? Atsakymas yra paprastas ir sudėtingas. Kiekybiniai poliškumo matai apibrėžiami kaip efektyvieji atomo krūviai. Ši vertė yra skirtumas tarp elektrono, esančio tam tikroje srityje, ir atitinkamos branduolio srities krūvio. Apskritai ši reikšmė gana gerai parodo tam tikrą elektronų debesies asimetriją, kuri atsiranda formuojantis cheminiam ryšiui. Sunkumas yra tas, kad beveik neįmanoma tiksliai nustatyti, kuri elektrono sritis priklauso šiam konkrečiam ryšiui (ypač sudėtingose ​​molekulėse). Taigi, kaip ir cheminių jungčių padalijimo į jonines ir kovalentines atveju, mokslininkai griebiasi supaprastinimų ir modelių. Tokiu atveju atmetami tie veiksniai ir reikšmės, kurios turi mažai įtakos rezultatui.

Fizinė ryšio poliškumo reikšmė

Kokia fizinė ryšio poliškumo prasmė? Pažvelkime į vieną pavyzdį. Vandenilio atomas H randamas ir vandenilio fluorido rūgštyje (HF), ir druskos rūgštyje (HCl). Jo poliškumas HF yra 0,40+, HCl - 0,18+. Tai reiškia, kad bendras elektronų debesis yra daug labiau linkęs į fluorą nei į chlorą. Tai reiškia, kad fluoro atomo elektronegatyvumas yra daug stipresnis nei chloro atomo elektronegatyvumas.

Atomo poliškumas molekulėje

Tačiau mąstantis skaitytojas atsimins, kad be paprastų junginių, kuriuose yra du atomai, yra ir sudėtingesnių. Pavyzdžiui, norint susidaryti vienai sieros rūgšties (H 2 SO 4) molekulei, reikia dviejų vandenilio atomų, vieno sieros atomo ir net keturių deguonies atomų. Tada iškyla kitas klausimas: kaip nustatyti didžiausią jungties poliškumą molekulėje? Pirmiausia turime atsiminti, kad bet koks junginys turi tam tikrą struktūrą. Tai yra, sieros rūgštis yra ne visų atomų krūva vienoje didelėje krūvoje, o tam tikra struktūra. Keturi deguonies atomai yra prijungti prie centrinio sieros atomo, sudarydami kažką panašaus į kryžių. Dviejose priešingose ​​pusėse deguonies atomai yra prijungti prie sieros dvigubomis jungtimis. Kitose dviejose pusėse deguonies atomai yra prijungti prie sieros viengubomis jungtimis, o iš kitos pusės „laikomi“ vandenilio. Taigi sieros rūgšties molekulėje yra šios jungtys:

Iš žinyno nustatę kiekvienos iš šių jungčių poliškumą, galite rasti didžiausią. Tačiau verta prisiminti, kad jei ilgos atomų grandinės gale yra stipriai elektronegatyvus elementas, jis gali ant savęs „nutraukti“ kaimyninių ryšių elektronų debesis, padidindamas jų poliškumą. Sudėtingesnėje nei grandinėje struktūroje visai galimi kiti efektai.

Kuo skiriasi molekulės poliškumas nuo jungties poliškumo?

Mes jums pasakėme, kaip nustatyti ryšio poliškumą. Mes atskleidėme, kokia yra fizinė sąvokos prasmė. Tačiau šie žodžiai randami ir kitose frazėse, susijusiose su šia chemijos dalimi. Žinoma, skaitytojus domina cheminių jungčių ir molekulinio poliškumo sąveika. Atsakome: šios sąvokos viena kitą papildo ir yra neįmanomos atskirai. Tai parodysime naudodami klasikinį vandens pavyzdį.

H2O molekulėje yra dvi identiškos H-O jungtys. Kampas tarp jų yra 104,45 laipsniai. Taigi vandens molekulės struktūra yra kažkas panašaus į dvišakės šakutes, kurių galuose yra vandeniliai. Deguonis yra labiau elektronegatyvus atomas; jis pritraukia dviejų vandenilių elektronų debesis. Taigi, esant bendram elektros neutralumui, šakės noragai yra šiek tiek labiau teigiami, o pagrindas yra šiek tiek neigiamas. Supaprastinimas lemia tai, kad vandens molekulė turi polius. Tai vadinama molekulės poliškumu. Štai kodėl vanduo yra toks geras tirpiklis; šis krūvių skirtumas leidžia molekulėms šiek tiek patraukti ant savęs kitų medžiagų elektronų debesis, padalijant kristalus į molekules, o molekules - į atomus.

Kad suprastume, kodėl molekulės turi poliškumą, kai nėra krūvio, turime atsiminti: svarbi ne tik medžiagos cheminė formulė, bet ir molekulės struktūra, joje atsirandančių ryšių tipai ir tipai, į jį įtrauktų atomų elektronegatyvumas.

Sukeltas arba priverstinis poliškumas

Be savo poliškumo, yra ir išorinių veiksnių sukeltas arba sukeltas poliškumas. Jei išorinis elektromagnetinis laukas veikia molekulę, kuri yra didesnė už molekulės viduje esančias jėgas, tai gali pakeisti elektronų debesų konfigūraciją. Tai yra, jei deguonies molekulė traukia vandenilio debesis į H 2 O, o išorinis laukas yra kartu nukreiptas į šį veiksmą, tada poliarizacija didėja. Jei atrodo, kad laukas trukdo deguoniui, tada ryšio poliškumas šiek tiek sumažėja. Reikia pažymėti, kad norint kažkaip paveikti molekulių poliškumą, reikia gana didelės jėgos, o cheminės jungties poliškumui daryti – dar didesnės jėgos. Šis efektas pasiekiamas tik laboratorijose ir kosminiuose procesuose. Įprasta mikrobangų krosnelė tik padidina vandens ir riebalų atomų virpesių amplitudę. Bet tai jokiu būdu neturi įtakos ryšio poliškumui.

Kada turi prasmę poliškumo kryptis?

Kalbant apie mūsų nagrinėjamą terminą, neįmanoma nepaminėti atvirkštinio poliškumo. Jei mes kalbame apie molekules, tada poliškumas turi pliuso arba minuso ženklą. Tai reiškia, kad atomas arba atsisako savo elektronų debesies ir taip tampa šiek tiek pozityvesnis, arba, atvirkščiai, traukia debesį link savęs ir įgauna neigiamą krūvį. Ir poliškumo kryptis turi prasmę tik tada, kai krūvis juda, tai yra, kai srovė teka per laidininką. Kaip žinote, elektronai juda iš savo šaltinio (neigiamai įkrauti) į traukos vietą (teigiamai įkrauti). Verta priminti, kad egzistuoja teorija, pagal kurią elektronai iš tikrųjų juda priešinga kryptimi: iš teigiamo šaltinio į neigiamą. Bet apskritai tai nesvarbu, svarbus tik jų judėjimo faktas. Taigi, kai kuriuose procesuose, pavyzdžiui, suvirinant metalines dalis, svarbu, kur tiksliai sujungiami poliai. Todėl svarbu žinoti, kaip sujungiamas poliškumas: tiesioginis ar atvirkštinis. Kai kuriuose įrenginiuose, net buitiniuose, tai taip pat svarbu.

Būtina atskirti molekulės poliškumą nuo jungties poliškumo. AB tipo dviatomėms molekulėms šios sąvokos sutampa, kaip jau buvo parodyta HCl molekulės pavyzdyje. Tokiose molekulėse Kuo didesnis elementų elektronegatyvumo skirtumas (∆EO), tuo didesnis elektrinis dipolio momentas. Pavyzdžiui, serijose HF, HCl, HBr, HI jis mažėja ta pačia seka kaip ir santykinis elektronegatyvumas.

Molekulės gali būti polinės arba nepolinės, priklausomai nuo molekulės elektronų tankio pasiskirstymo pobūdžio. Molekulės poliškumas apibūdinamas elektrinio dipolio momento μ dydžiu jie sako , kuri yra lygi visų jungčių ir nesurišančių elektronų porų, esančių hibridinėse akcinėse bendrovėse, dipolių elektrinių momentų sumai: → →

 m-ly = ( jungtys) i + ( nesujungtos elektros poros) j .

Sudėjimo rezultatas priklauso nuo ryšių poliškumo, molekulės geometrinės struktūros ir vienišų elektronų porų buvimo. Molekulės poliškumui didelę įtaką turi jos simetrija.

Pavyzdžiui, CO 2 molekulė turi simetrišką linijinę struktūrą:

Todėl, nors C=O ryšiai yra labai poliniai, dėl abipusio jų elektrinių dipolio momentų kompensavimo CO 2 molekulė paprastai yra nepolinė ( ryšiai =  ryšiai = 0). Dėl tos pačios priežasties labai simetriškos tetraedrinės molekulės CH 4, CF 4, oktaedrinė molekulė SF 6 ir kt. yra nepolinės.

Kampinėje H 2 O molekulėje polinės O-H jungtys yra 104,5º kampu: → →

 H2O =  O – H +  nesujungtos elektros poros  0.

Todėl jų momentai vienas kito nepanaikina ir molekulė pasirodo esanti polinė ().

Elektrinį dipolio momentą taip pat turi kampinė SO 2 molekulė, piramidės molekulės NH 3, NF 3 ir kt. Tokio momento nėra

rodo labai simetrišką molekulės struktūrą, elektrinio dipolio momento buvimas rodo molekulės struktūros asimetriją (3.2 lentelė).

3.2 lentelė

Molekulių struktūra ir numatomas poliškumas

	Erdvinė konfigūracija	Numatytas poliškumas
	Linijinis	Nepolinis
	Linijinis	Poliarinis
	Linijinis	Nepolinis
		Poliarinis
	Linijinis	Poliarinis
	Plokštuma-trikampis	Nepolinis
	Trigonalinis-piramidinis	Poliarinis
	Tetraedras	Nepolinis

Molekulės elektrinio dipolio momento reikšmę stipriai įtakoja nesurišančios elektronų poros, esančios hibridinėse orbitose ir turinčios savo elektrinį dipolio momentą (vektoriaus kryptis yra nuo branduolio, išilgai hibridinio AO padėties ašies ). Pavyzdžiui, NH 3 ir NF 3 molekulės turi tą pačią trigonalinę piramidės formą, o N-H ir N-F jungčių poliškumas taip pat yra maždaug toks pat. Tačiau NH 3 dipolio elektrinis momentas yra 0,49·10-29 C·m, ​​o NF 3 yra tik 0,07·10-29 C·m. Tai paaiškinama tuo, kad NH 3 N-H jungiančios ir nesurišančios elektronų poros elektrinio dipolio momento kryptis sutampa ir, sujungus vektorių, sukelia didelį elektrinį dipolio momentą. Priešingai, NF 3 N–F ryšių ir elektronų poros momentai nukreipti priešingomis kryptimis, todėl sudėjus jie iš dalies kompensuojami (3.15 pav.).

3.15 pav. NH 3 ir NF 3 molekulių jungiamųjų ir nesurišančių elektronų porų elektrinių dipolių momentų pridėjimas

Nepolinę molekulę galima paversti poline. Norėdami tai padaryti, jis turi būti dedamas į elektrinį lauką su tam tikru potencialų skirtumu. Veikiant elektriniam laukui, pasislenka teigiamų ir neigiamų krūvių „traukos centrai“ ir atsiranda indukuotas arba indukuotas elektrinis dipolio momentas. Pašalinus lauką, molekulė vėl taps nepoliarinė.

Veikiant išoriniam elektriniam laukui, polinė molekulė poliarizuojasi, t.y. joje vyksta krūvių persiskirstymas, ir molekulė įgauna naują elektrinio dipolio momento reikšmę ir tampa dar poliariškesnė. Tai taip pat gali įvykti veikiant laukui, kurį sukuria artėjanti poliarinė molekulė. Molekulių gebėjimas poliarizuotis veikiant išoriniam elektriniam laukui vadinamas poliarizuotumu.

Tarpmolekulines sąveikas lemia molekulių poliškumas ir poliarizuotumas. Medžiagos reaktyvumas ir jos tirpumas yra susiję su molekulės dipolio elektriniu momentu. Skysčių polinės molekulės skatina jose ištirpusių elektrolitų elektrolitinę disociaciją.

"

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. Pavyzdys yra 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 nuolatiniu elektriniu dipolio momentu

Molekulė, turinti bendrą neutralumą, yra elektrinis dipolis, kurio chloro atomo krūvis yra q +, o vandenilio atomas - q +. Tokie ryšiai ir molekulės vadinamos poliarinis. Atomų krūviai molekulėje q vadinami veiksmingi mokesčiai(HCl molekulėje q cl = -0,18; ir q n = +0,18 absoliutus elektronų krūvis, ryšio joniškumo laipsnis

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

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

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

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

Kalbant apie daugiaatomes molekules, reikėtų atskirti atskirų ryšių ir visos molekulės dipolio momento sąvokas. Kadangi, jei molekulėje yra keli ryšiai, jų dipolio momentai sumuojasi 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 jungiantis 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 elektrinis dipolio momentas lygus nuliui.

Molekulių (ir atskirų ryšių) gebėjimas poliarizuotis veikiant išoriniam elektriniam laukui vadinamas poliarizuotumas. Tai taip pat gali įvykti 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. Pastarasis yra susijęs su medžiagų reaktyvumu. Paprastai kuo didesnis molekulės elektrinis dipolio momentas, tuo didesnis medžiagos reaktyvumas. Medžiagų tirpumas taip pat susijęs su dipolio elektriniu momentu. Skysčių polinės molekulės skatina jose ištirpusių elektrolitų elektrinę disociaciją pagal principą „panašus tirpsta panašiame“.

Kai tarp skirtingų atomų susidaro kovalentinis ryšys, jungiamoji elektronų pora pasislenka link labiau elektronegatyvaus atomo. Tai veda prie molekulių poliarizavimo, todėl visos dviatomės molekulės, susidedančios iš skirtingų elementų, vienu ar kitu laipsniu yra polinės. Sudėtingesnėse molekulėse poliškumas taip pat priklauso nuo molekulės geometrijos. Kad atsirastų poliškumas, būtina, kad teigiamų ir neigiamų krūvių pasiskirstymo centrai nesutaptų.

CO 2 molekulėje anglies ir deguonies ryšiai yra poliniai, o anglies atomas turi tam tikrą teigiamą krūvį, o kiekvienas iš deguonies atomų turi tą patį neigiamą krūvį. Vadinasi, teigiamo krūvio centras yra sutelktas ant anglies atomo. Kadangi deguonies atomai yra toje pačioje tiesėje, bet abi anglies atomo (tiesinės molekulės) pusės yra vienodais atstumais, teigiamas krūvis neutralizuojamas. Taigi, nepaisant kiekvienos CO jungties poliškumo, visa molekulė kaip visuma yra nepolinė ir to priežastis yra

Ryžiai. 434. Molekulių struktūros ir poliškumo pavyzdžiai yra jų linijinė struktūra. Priešingai, S = C = 0 molekulė yra polinė, nes anglies-sieros ir anglies-deguonies jungtys turi skirtingą ilgį ir skirtingą poliškumą. Fig. 4.34 paveiksle pavaizduotos kai kurių molekulių struktūros ir poliškumas.

Iš aukščiau pateiktų pavyzdžių matyti, kad jei prie centrinio atomo prijungti atomai ar atomų grupės yra identiški arba jo atžvilgiu išsidėstę simetriškai (linijinės, plokščios trikampės, tetraedrinės ir kitos struktūros), tada molekulė bus nepolinė. Jei prie centrinio atomo prijungtos nelygios grupės arba yra asimetrinis grupių išsidėstymas, tai molekulės yra polinės.

Efektyvus molekulės atomų krūvis yra svarbus svarstant polinius ryšius. Pavyzdžiui, HC1 molekulėje jungiantis elektronų debesis pasislenka link labiau elektroneigiamo chloro atomo, dėl to vandenilio branduolio krūvis nėra kompensuojamas, o chloro atome elektronų tankis tampa per didelis, palyginti su krūviu. jos branduolio. Todėl vandenilio atomas yra teigiamai poliarizuotas, o chloro atomas yra neigiamai poliarizuotas. Vandenilio atomas turi teigiamą krūvį, o chloro atomas turi neigiamą krūvį. Šis krūvis 8, vadinamas efektyviuoju krūviu, paprastai nustatomas eksperimentiniu būdu. Taigi vandeniliui 8 H = +0,18, o chlorui 5 C, = -0,18 absoliutus elektronų krūvis, dėl ko jungtis HC1 molekulėje yra 18% joninio pobūdžio (ty joniškumo laipsnis yra 0,18 ) .

Kadangi ryšio poliškumas priklauso nuo jungiančios elektronų poros poslinkio link labiau elektronegatyvesnio elemento, reikia atsižvelgti į šiuos dalykus:

• a) elektronegatyvumas (EO) nėra griežtas fizikinis dydis, kurį galima nustatyti tiesiogiai eksperimentiniu būdu;
• b) elektronegatyvumo reikšmė nėra pastovi, bet priklauso nuo kito atomo, su kuriuo atomas yra sujungtas, prigimties;
• c) tas pats atomas tam tikroje cheminėje jungtyje kartais gali veikti ir kaip elektroteigiamas, ir kaip elektroneigiamas.

Eksperimentiniai duomenys rodo, kad elementams galima priskirti santykinio elektronegatyvumo reikšmes (REV), kurias naudojant galima spręsti apie molekulėje esančių atomų ryšių poliškumo laipsnį (taip pat žr. 3.6 ir 4.3 pastraipas).

Molekulėje, susidedančioje iš dviejų atomų, kuo didesnis vieno iš jų OEO, tuo didesnis kovalentinio ryšio poliškumas, todėl didėjant antrojo elemento OEO, didėja junginio joniškumo laipsnis.

Molekulių reaktyvumui apibūdinti svarbu ne tik elektronų tankio pasiskirstymo pobūdis, bet ir jo kitimo galimybė veikiant išoriniams poveikiams. Šio pokyčio matas yra jungties poliarizuotumas, t.y. jo gebėjimas tapti poliariniu ar net poliariškesniu. Ryšio poliarizacija vyksta tiek veikiant išoriniam elektriniam laukui, tiek veikiant kitai molekulei, kuri yra reakcijos partnerė. Šių poveikių rezultatas gali būti jungties poliarizacija, kartu su visišku jo plyšimu. Šiuo atveju jungiamoji elektronų pora lieka su elektronegatyvesniu atomu, todėl susidaro nepanašūs jonai. Šio tipo jungčių skilimas vadinamas teterolitiniu. Pavyzdžiui:

Aukščiau pateiktame asimetrinio ryšio skilimo pavyzdyje vandenilis pašalinamas H + jono pavidalu, o jungianti elektronų pora lieka su chloru, todėl pastarasis virsta C1 anijonu.

Be tokio ryšio skilimo, galimas ir simetriškas skilimas, kai susidaro ne jonai, o atomai ir radikalai. Šio tipo jungčių skilimas vadinamas homolitiniu.