Electronegativitatea atomilor elementelor. Electronegativitate relativă. Modificarea perioadelor și grupelor sistemului periodic. Polaritate legătură chimică, polaritatea moleculelor și ionilor.

Electronegativitatea (e.o.) este capacitatea unui atom de a deplasa perechile de electroni spre sine.
Meroy e.o. este energia aritmetic egală cu ½ din suma energiei de ionizare I și a energiei de similitudine a electronilor E
E.O. = ½ (I+E)

Electronegativitate relativă. (OEO)

Fluorului, ca element e.o cel mai puternic, i se atribuie o valoare de 4,00 față de care sunt considerate celelalte elemente.

Modificări în perioade și grupe ale sistemului periodic.

În anumite perioade, pe măsură ce sarcina nucleară crește de la stânga la dreapta, electronegativitatea crește.

Cel mai puţin valoarea se observă în metalele alcaline și alcalino-pământoase.

Cel mai grozav- pentru halogeni.

Cu cât electronegativitatea este mai mare, cu atât sunt mai puternice proprietățile nemetalice ale elementelor.

Electronegativitatea (χ) - fundamentală proprietate chimică atom, o caracteristică cantitativă a capacității unui atom dintr-o moleculă de a deplasa perechile de electroni comune spre sine.

Conceptul modern de electronegativitate a atomilor a fost introdus de chimistul american L. Pauling. L. Pauling a folosit conceptul de electronegativitate pentru a explica faptul că energia unei legături heteroatomice AB (A, B sunt simboluri ale oricărei elemente chimice) este în general mai mare decât media geometrică a homoatomiei Conexiuni A-Ași B-B.

Cea mai mare valoare a e.o. fluor, iar cel mai scăzut este cesiu.

Definiția teoretică a electronegativității a fost propusă de fizicianul american R. Mulliken. Pe baza poziției evidente că capacitatea unui atom dintr-o moleculă de a atrage o sarcină electronică la sine depinde de energia de ionizare a atomului și de afinitatea sa electronică, R. Mulliken a introdus conceptul de electronegativitate a atomului A ca medie. valoarea energiei de legare a electronilor exteriori în timpul ionizării stărilor de valență (de exemplu, de la A− la A+) și pe această bază a propus o relație foarte simplă pentru electronegativitatea unui atom:

unde J1A și εA sunt energia de ionizare a unui atom și, respectiv, afinitatea lui electronică.
Strict vorbind, unui element nu i se poate atribui o electronegativitate permanentă. Electronegativitatea unui atom depinde de mulți factori, în special de starea de valență a atomului, starea formală de oxidare, numărul de coordonare, natura liganzilor care formează mediul atomului în sistemul molecular și unele alții. LA timpuri recente Din ce în ce mai mult, așa-numita electronegativitate orbitală este folosită pentru a caracteriza electronegativitatea, în funcție de tipul de orbital atomic implicat în formarea unei legături și de populația sa de electroni, adică dacă este ocupat. orbital atomic o pereche de electroni neîmpărtășită, este ocupată individual de un electron neîmperecheat sau este vacant. Dar, în ciuda dificultăților cunoscute în interpretarea și determinarea electronegativității, rămâne întotdeauna necesar pentru o descriere calitativă și o predicție a naturii legăturilor dintr-un sistem molecular, inclusiv energia legăturii, distribuția electronică a sarcinii și gradul de ionicitate, constanta de forță etc. Una dintre cele mai dezvoltate în abordarea actuală este abordarea Sanderson. Această abordare s-a bazat pe ideea egalizării electronegativității atomilor în timpul formării unei legături chimice între ei. Numeroase studii au găsit relații între electronegativitatea Sanderson și cele mai importante proprietăți fizico-chimice ale compușilor anorganici ai marii majorități a elementelor. tabelul periodic. O modificare a metodei lui Sanderson, bazată pe redistribuirea electronegativității între atomii unei molecule pentru compuși organici, s-a dovedit a fi, de asemenea, foarte fructuoasă.

2) Polaritatea legăturii chimice, polaritatea moleculelor și ionilor.

Ce este în abstract și în manual - Polaritatea este asociată cu un moment dipol.Apare ca urmare a deplasării unei perechi de electroni comune la unul dintre atomi.Polaritatea depinde și de diferența de electronegativitate a atomilor fiind legat. doi atomi, cu atât legătura chimică dintre ei este mai polară.În funcție de modul în care densitatea electronică este redistribuită în timpul formării unei legături chimice, se disting mai multe tipuri ale acesteia.Cazul limitativ al polarizării legăturii chimice este o tranziție completă de la un atom altcuiva.

În acest caz se formează doi ioni între care ia naștere o legătură ionică Pentru ca doi atomi să poată crea o legătură ionică este necesar ca e.o lor. diferă mult.Dacă e.o. sunt egale, atunci se formează o legătură covalentă nepolară Cea mai comună legătură covalentă polară se formează între orice atomi care au e.o.

Sarcina efectivă a atomilor poate servi ca o estimare cantitativă a polarității unei legături. Sarcina efectivă a unui atom caracterizează diferența dintre numărul de electroni aparținând unui atom dat în component chimic, și numărul de electroni ai unui atom liber. Un atom al unui element mai electronegativ atrage electronii mai puternic, astfel încât electronii sunt mai aproape de el și primește o sarcină negativă, care se numește eficientă, iar partenerul său are același pozitiv sarcină efectivă.Dacă electronii care formează o legătură între atomi le aparțin în mod egal, sarcinile efective sunt egale cu zero.

Pentru moleculele biatomice, este posibil să se caracterizeze polaritatea legăturii și să se determine sarcinile efective ale atomilor pe baza măsurării momentului dipol M = q * r unde q este sarcina polului dipol, care este egală cu sarcina efectivă pt. o moleculă diatomică, r este distanța internucleară Momentul dipolar al legăturii este o mărime vectorială. Este direcționat de la partea încărcată pozitiv a moleculei către partea sa negativă Sarcina efectivă a atomului unui element nu coincide cu starea de oxidare.

Polaritatea moleculelor determină în mare măsură proprietățile substanțelor. Moleculele polare se întorc unele către altele cu poli încărcați opus și între ele apare atracția reciprocă. Prin urmare, substanțele formate din molecule polare au puncte de topire și de fierbere mai mari decât substanțele ale căror molecule sunt nepolare.

Lichidele ale căror molecule sunt polare au o putere de dizolvare mai mare. Mai mult, cu cât polaritatea moleculelor de solvent este mai mare, cu atât este mai mare solubilitatea compușilor polari sau ionici din acesta. Această dependență se explică prin faptul că moleculele polare ale solventului, datorită interacțiunii dipol-dipol sau ion-dipol cu ​​solutul, contribuie la descompunerea solutului în ioni. De exemplu, o soluție de acid clorhidric în apă, ale cărei molecule sunt polare, conduce bine electricitate. O soluție de acid clorhidric în benzen nu are o conductivitate electrică apreciabilă. Aceasta indică absența ionizării clorurii de hidrogen în soluția de benzen, deoarece moleculele de benzen sunt nepolare.

Ioni, ca câmp electric au un efect de polarizare unul asupra celuilalt. Când doi ioni se întâlnesc, are loc polarizarea lor reciprocă, adică. deplasarea electronilor straturilor exterioare în raport cu nucleele. Polarizarea reciprocă a ionilor depinde de sarcinile nucleului și ale ionului, de raza ionului și de alți factori.

În cadrul grupurilor de e.o. scade.

Proprietățile metalice ale elementelor cresc.

Elementele metalice la nivel de energie externă conţin 1,2,3 electroni şi se caracterizează printr-o valoare scăzută a potenţialelor de ionizare şi e.o. deoarece metalele prezintă o tendință pronunțată de a dona electroni.
Elementele nemetalice au o energie de ionizare mai mare.
Pe măsură ce învelișul exterior al nemetalelor este umplut, raza atomică scade în intervale. Pe învelișul exterior, numărul de electroni este de 4,5,6,7,8.

Polaritatea unei legături chimice. Polaritatea moleculelor și ionilor.

Polaritatea unei legături chimice este determinată de deplasarea legăturilor unei perechi de electroni la unul dintre atomi.

O legătură chimică ia naștere din cauza redistribuirii electronilor în orbitalii de valență, rezultând o configurație electronică stabilă a unui gaz nobil, datorită formării de ioni sau formării de perechi de electroni comuni.
O legătură chimică este caracterizată prin energie și lungime.
Măsura rezistenței legăturii este energia cheltuită pentru a rupe legătura.
De exemplu. H-H = 435 kJmol-1

Electronegativitatea elementelor atomice
Electronegativitatea este o proprietate chimică a unui atom, o caracteristică cantitativă a capacității unui atom dintr-o moleculă de a atrage electroni la sine din atomii altor elemente.
Electronegativitate relativă

Prima și cea mai faimoasă scară de electronegativitate relativă este scara L. Pauling, obținută din date termochimice și propusă în 1932. Electronegativitatea elementului cel mai electronegativ fluor, (F) = 4,0, este luată în mod arbitrar drept punct de referință în această scală. .

Elemente din grupa a VIII-a sistem periodic(gazele nobile) au electronegativitate zero;
Limita condiționată dintre metale și nemetale este considerată a fi valoarea electronegativității relative egală cu 2.

Electronegativitatea elementelor sistemului periodic crește, de regulă, succesiv de la stânga la dreapta în fiecare perioadă. În cadrul fiecărui grup, cu câteva excepții, electronegativitatea scade constant de sus în jos. Electronegativitatea este folosită pentru a caracteriza o legătură chimică.
Legăturile cu o diferență mai mică în electronegativitatea atomilor sunt denumite legături covalente polare. Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor care formează o legătură chimică este mai mică, cu atât gradul de ionicitate al acestei legături este mai mic. Diferența zero în electronegativitatea atomilor indică absența unui caracter ionic în legătura formată de ei, adică covalența sa pură.

Polaritatea unei legături chimice, polaritatea moleculelor și ionilor
Polaritatea legăturilor chimice, o caracteristică a unei legături chimice, arată redistribuirea densității electronice în spațiul din apropierea nucleelor ​​în comparație cu distribuția inițială a acestei densități în atomii neutri care formează această legătură.

Aproape toate legăturile chimice, cu excepția legăturilor din moleculele homonucleare diatomice, sunt polare într-un grad sau altul. De obicei, legăturile covalente sunt slab polare, legături ionice puternic polar.

De exemplu:
covalent nepolar: Cl2, O2, N2, H2,Br2

polar covalent: H2O, SO2, HCl, NH3 etc.

O moleculă este polară dacă centrul sarcinii negative nu coincide cu centrul celei pozitive. O astfel de moleculă este un dipol: două sarcini de mărime egală și semn opus sunt separate în spațiu.

Un dipol este de obicei notat cu simbolul unde săgeata indică de la capătul pozitiv al dipolului la cel negativ. O moleculă are un moment dipol, care este egal cu mărimea sarcinii înmulțită cu distanța dintre centrele de sarcină:

Momentele dipolare ale moleculelor pot fi măsurate; unele valori găsite sunt date în tabel. 1.2. Valorile momentelor dipolului servesc ca măsură a polarității relative a diferitelor molecule.

Tabelul 1.2 (vezi scanare) Momente dipol

Nu există nicio îndoială că o moleculă este polară dacă numai legăturile din ea sunt polare. Vom lua în considerare polaritatea legăturilor, deoarece polaritatea unei molecule poate fi considerată ca suma polarităților legăturilor individuale.

Molecule cum ar fi au un moment dipol, zero, adică sunt nepolare. Doi atomi identici din orice moleculă au, desigur, aceeași electronegativitate și electroni proprii în mod egal; sarcina este zero și deci și momentul dipolar este zero.

Molecula tip are un moment dipol mare Deși molecula de fluorură de hidrogen este mică, fluorul electronegativ atrage puternic electronii; deși distanța este mică, sarcina este mare și, prin urmare, momentul dipolului este de asemenea mare.

Metanul și tetraclorura de carbon au momente dipol zero. Legăturile individuale, cel puțin în tetraclorura de carbon, sunt polare: totuși, datorită simetriei aranjamentului tetraedric, se compensează reciproc (Fig. 1.9). În clorura de metil, polaritatea legăturii carbon-clor nu este compensată și momentul dipol al clorurii de metil este. Astfel, polaritatea moleculelor depinde nu numai de polaritatea legăturilor individuale, ci și de direcția acestora, adică, asupra formei moleculei.

Momentul dipol al amoniacului este. Poate fi considerat ca fiind momentul dipol total (suma vectorială) a trei momente de legături individuale având direcția prezentată în figură.

Orez. 1.9. Momentele dipolare ale unor molecule. Polaritatea legăturilor și a moleculelor.

În mod similar, putem considera momentul dipol al apei egal cu

Ce moment dipol ar trebui să fie de așteptat pentru trifluorura de azot, care, ca și amoniacul, are o structură piramidală? Fluorul este cel mai electronegativ element și, cu siguranță, atrage electroni puternic din azot; prin urmare, legăturile azot-fluor trebuie să fie puternic polare, iar suma lor vectorială trebuie să fie mare - mult mai mult decât pentru amoniacul cu legăturile sale nu foarte polare.

Ce dă experimentul? Momentul dipol al trifluorurii de azot este doar He este mult mai mic decât momentul dipol al amoniacului.

Cum să explic acest fapt? În considerația de mai sus, perechea singură de electroni nu a fost luată în considerare. În (ca și în această pereche, ea ocupă un -orbital și contribuția sa la momentul dipol ar trebui să aibă direcția opusă față de momentul total al legăturilor azot-fluor (Fig. 1.10); aceste momente semnul opus, au, evident, aproximativ aceeași valoare și, ca urmare, se observă un mic moment dipol, a cărui direcție este necunoscută. În amoniac, momentul dipolului este probabil determinat în principal de această pereche de electroni liberi și este mărit de suma momentelor de legătură. În mod similar, perechile singure de electroni ar trebui să contribuie la momentele dipol ale apei și, desigur, la orice alte molecule care le au.

Pe baza valorilor momentelor dipolare, se pot obține informații valoroase despre structura moleculelor. De exemplu, orice structură de tetraclorură de carbon care are ca rezultat o moleculă polară poate fi exclusă numai pe baza mărimii momentului dipol.

Orez. 1.10. Momentele dipolare ale unor molecule. Contribuția perechii singure de electroni. Momentul dipol datorat perechii singure de electroni are o direcție opusă direcției vectorului total al momentelor de legătură.

Astfel, momentul dipol confirmă structura tetraedrică a tetraclorurii de carbon (deși nu, deoarece sunt posibile alte structuri care vor da, de asemenea, o moleculă nepolară).

Sarcina 1.4. Care dintre cele două structuri posibile enumerate mai jos ar trebui să aibă, de asemenea, un moment dipol zero? a) Carbonul este situat în centrul pătratului, la colțurile căruia sunt atomi de clor, b) Carbonul este situat în vârful piramidei tetraedrice, iar atomii de clor sunt la colțurile bazei.

Sarcina 1.5. Deși legăturile carbon-oxigen și bor-fluor trebuie să fie polare, momentul dipolar al compușilor este zero. Propuneți un aranjament de atomi pentru fiecare compus, determinând un moment dipol zero.

Pentru majoritatea compușilor, momentul dipol nu a fost niciodată măsurat. Polaritatea acestor compuși poate fi prezisă din structura lor. Polaritatea legăturilor este determinată de electronegativitatea atomilor; dacă unghiurile dintre legături sunt cunoscute, atunci se poate determina polaritatea moleculei, luând în considerare și perechile de electroni nepereche.

Orez. 32. Scheme ale moleculelor polare şi nepolare: a - moleculă polară; b-moleculă nepolară

În orice moleculă există atât particule încărcate pozitiv - nucleele atomilor, cât și particule încărcate negativ - electroni. Pentru fiecare tip de particule (sau, mai degrabă, încărcături), se poate găsi un punct care va fi, parcă, „centrul lor electric de greutate”. Aceste puncte se numesc polii moleculei. Dacă într-o moleculă centrele de greutate electrice ale sarcinilor pozitive și negative coincid, molecula va fi nepolară. Astfel, de exemplu, sunt moleculele de H2 și N2 formate din atomi identici, în care perechile comune de electroni aparțin în mod egal ambilor atomi, precum și multe molecule construite simetric cu legături atomice, de exemplu, tetraclorura de metan CH4, CCl4 .

Dar dacă molecula este construită asimetric, de exemplu, este formată din doi atomi eterogene, așa cum am spus deja, perechea comună de electroni poate fi mai mult sau mai puțin deplasată cătreunul dintre atomi. Evident, în acest caz, din cauza distribuției neuniforme a sarcinilor pozitive și negative în interiorul moleculei, centrele lor electrice de greutate nu vor coincide și se va obține o moleculă polară (Fig. 32).

Moleculele polare sunt

Moleculele polare sunt dipoli. Acest termen desemnează în general orice sistem neutru din punct de vedere electric, adică un sistem format din sarcini pozitive și negative distribuite în așa fel încât centrele lor de greutate electrice să nu coincidă.

Distanța dintre centrele electrice de greutate ale acestor sarcini și ale altor sarcini (între polii dipolului) se numește lungimea dipolului. Lungimea dipolului caracterizează gradul de polaritate al moleculei. Este clar că pentru diferite molecule polare lungimea dipolului este diferită; cu cât este mai mare, cu atât polaritatea moleculei este mai pronunțată.

Orez. 33. Scheme ale structurii moleculelor de CO2 și CS2

În practică, gradul de polaritate al anumitor molecule este determinat prin măsurarea așa-numitului moment dipol al moleculei m, care este definit ca produsul lungimii dipolului. l pe sarcina stâlpului său e:

t =l e

Valorile momentelor dipolare sunt asociate cu anumite proprietăți ale substanțelor și pot fi determinate experimental. Ordin de mărime tîntotdeauna 10 -18, deoarece sarcina electrică

tronul este de 4,80 10 -10 unități electrostatice, iar lungimea dipolului este o valoare de același ordin ca și diametrul moleculei, adică 10 -8 cm. Mai jos sunt momentele dipolare ale moleculelor unor substanțe anorganice.

Momentele dipolare ale unor substanțe

t 10 18

. . . .. …….. 0

Apă……. 1,85

. . . ………..0

Acid clorhidric……. 1.04

Dioxid de carbon…….0

bromură. …… 0,79

Disulfură de carbon…………0

Iodură de hidrogen…….. 0,38

Hidrogen sulfurat………..1.1

Monoxid de carbon……. 0,11

Dioxid de sulf. . . ……1.6

Acid cianhidric……..2.1

Determinarea valorilor momentelor dipol ne permite să tragem multe concluzii interesante cu privire la structura diferitelor molecule. Să ne uităm la câteva dintre aceste constatări.

Orez. 34. Schema structurii moleculei de apă

După cum era de așteptat, momentele dipolare ale moleculelor de hidrogen și azot sunt zero; moleculele acestor substanţesimetrică şi deci sarcini electrice sunt distribuite uniform. Absența polarității în dioxidul de carbon și disulfura de carbon arată că moleculele lor sunt, de asemenea, construite simetric. Structura moleculelor acestor substanțe este prezentată schematic în Fig. 33.

Oarecum neașteptată este prezența unui moment dipol destul de mare lângă apă. Deoarece formula pentru apă este similară cu formulele pentru dioxid de carbon

și disulfură de carbon, ne-am aștepta ca moleculele sale să fie construite în același modsimetric, ca şi moleculele de CS2 şi CO2.

Cu toate acestea, având în vedere polaritatea stabilită experimental a moleculelor de apă (polaritatea moleculelor), această presupunere trebuie eliminată. În prezent, moleculei de apă îi este atribuită o structură asimetrică (Fig. 34): doi atomi de hidrogen sunt legați de un atom de oxigen în așa fel încât legăturile lor formează un unghi de aproximativ 105 °. Aranjament similar nuclee atomice există în alte molecule de acelaşi tip (H 2 S, SO 2) care au momente dipolare.

Polaritatea moleculelor de apă explică multe dintre proprietățile sale fizice.

Pe atomul de hidrogen +0,17, iar pe atomul de clor -0,17.
Așa-numitele sarcini efective ale atomilor sunt cel mai adesea folosite ca măsură cantitativă a polarității legăturilor.

Sarcina efectivă este definită ca diferența dintre sarcina electronilor situati într-o regiune a spațiului din apropierea nucleului și sarcina nucleului. Cu toate acestea, această măsură are doar o semnificație condițională și aproximativă [relativă], deoarece este imposibil să se evidențieze fără ambiguitate o regiune dintr-o moleculă care aparține exclusiv unui singur atom și, în cazul mai multor legături, unei anumite legături.

Prezența unei sarcini efective poate fi indicată prin simbolurile sarcinilor atomilor (de exemplu, Н δ+ - Cl δ− , unde δ este o anumită fracție sarcina elementara) 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+ .

Aproape toate legăturile chimice, cu excepția legăturilor din moleculele homonucleare diatomice, sunt polare într-un grad sau altul. Legăturile covalente sunt de obicei slab polare. Legăturile ionice sunt extrem de polare.

YouTube enciclopedic

1 / 5

✪ Legături ionice, covalente și metalice

✪ Tipuri de legături chimice. Partea 1.

✪ Chimie. Legătură chimică. legătură covalentă si caracteristicile sale. Centrul de învățare online Foxford

✪ LEGĂTURĂ CHIMĂ Polaritate Lungime Hidrogen covalent ionic OGE USE CHIMISTRY 2017 Sarcina 3

✪ Chimie. legătură chimică covalentă în compusi organici. Centrul de învățare online Foxford

Subtitrări

Încărcare eficientă

Valorile sarcinilor relative efective obținute prin diferite metode (spectroscopie optică, RMN, bazat de asemenea pe calcule chimice cuantice), pot diverge. Cu toate acestea, valorile disponibile ale lui δ indică faptul că atomii din compușii cu sarcini mari nu au [corespunzător sarcinii absolute electron] și nu există compuși pur ionici.

Dipoli instantanei și induși.

Molecula este sistem dinamic, în care există o mișcare constantă a electronilor și oscilație a nucleelor. Prin urmare, distribuția taxelor în ea nu poate fi strict constantă. De exemplu, molecula de Cl 2 este clasificată ca nepolară: valoarea momentului său electric al dipolului este zero. Cu toate acestea, la fiecare moment dat are loc o deplasare temporară a sarcinilor către unul dintre atomii de clor: Cl δ+ → Cl δ− sau Cl δ− ← Cl δ+ cu formarea microdipoli instantanei. Deoarece o astfel de deplasare a sarcinilor către oricare dintre atomi este la fel de probabilă, distribuția medie a sarcinii corespunde exact cu valoarea medie zero a momentului dipol.
Pentru moleculele polare, valoarea momentului dipol la un moment dat de timp este ceva mai mare sau ceva mai mică decât valoarea sa medie. Direcția și mărimea dipolului instantaneu sunt supuse fluctuațiilor continue în momentul constant al dipolului. Astfel, orice moleculă nepolară și polară (și un atom din ea) poate fi considerată ca un set de microdipoli periodici, care se schimbă foarte rapid în mărime și direcție instantanee.

Există două tipuri de legături covalente: nepolare și polare. În cazul unei legături covalente nepolare, norul de electroni format dintr-o pereche comună de electroni, sau norul de electroni de legătură, este distribuit în spațiu simetric față de ambii atomi. Un exemplu sunt moleculele diatomice formate din atomi ai unui element: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 și altele, în care perechea de electroni aparține în mod egal ambilor atomi. În cazul unei legături covalente polare, norul de electroni al legăturii este deplasat către atomul cu o electronegativitate relativă mai mare. Moleculele de compuși anorganici volatili pot servi ca exemplu: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 și altele.

Electronegativitatea relativă a atomilor

Centrele electrice ale sarcinilor pozitive și negative dintr-o moleculă nu coincid într-un punct, ci sunt situate la o anumită distanță ℓ.

Moleculă polară cu moment dipol electric constant

O moleculă cu neutralitate totală este un dipol electric cu o sarcină q - - la atomul de clor și q + - la atomul de hidrogen. Astfel de legături și molecule sunt numite polar. Sarcinile atomilor dintr-o moleculă q se numesc taxe efective(în molecula de HCl q cl \u003d -0,18; și q n \u003d +0,18 din sarcina absolută a electronului, gradul de ionicitate al legăturii

O măsură a polarității unei legături și a unei molecule - moment electric dipol(μ - „mu”) este determinată de produs

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

unde q este sarcina efectivă; ℓ este lungimea dipolului. Unitatea de măsură electrică a unui dipol (sistem SI) se exprimă ca 3,33∙10 -30 C∙m (coulomb-metru) = 1D (D - Debye).

Momentul electric al dipolului este o mărime vectorială. Direcția sa este luată condiționat de la o sarcină pozitivă la una negativă - în direcția deplasării norului de electroni de legare. Cu cât diferența de electronegativitate a elementelor din moleculele polare este mai mare, cu atât este mai mare momentul electric al dipolului.

Pentru moleculele poliatomice, ar trebui să se facă distincția între conceptele de momente dipolare ale legăturilor individuale și molecula în ansamblu. Deoarece, în prezența mai multor legături într-o moleculă, momentele lor dipolare se adaugă după regula paralelogramului, atunci, în funcție de forma moleculei, determinată de direcția legăturilor, momentul dipolar rezultat diferă de momentele dipolare. de legături individuale și într-un caz particular (pentru molecule foarte simetrice) pot fi egale cu zero, în ciuda polarității semnificative a legăturilor individuale. De exemplu, o moleculă de CO 2 liniară este nepolară (μ = 0), deși fiecare legătură C=O are un moment dipol semnificativ (μ = 2,7 D).

2,7 d 2,7 d

Moleculele care conțin o legătură covalentă nepolară se numesc nepolar sau homeopolar. În astfel de molecule, norul de electroni de legare este distribuit simetric între nucleele ambilor atomi, iar nucleele acționează în mod egal asupra acestuia. Un exemplu sunt moleculele de substanțe simple, formate din atomi ai unui element: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 și altele. Momentul electric al dipolului unor astfel de molecule este egal cu zero.

Capacitatea moleculelor (și a legăturilor individuale) de a polariza sub influența unui câmp electric extern se numește polarizabilitate. Acest lucru se poate întâmpla și sub influența câmpului creat de molecula polară care se apropie. Prin urmare, polarizabilitatea este de mare importanță în reacțiile chimice.

Este întotdeauna important să se ia în considerare polaritatea unei molecule și momentul ei dipol electric. Reactivitatea substanțelor este asociată cu acestea din urmă. De regulă, cu cât momentul electric al dipolului moleculei este mai mare, cu atât reactivitatea substanței este mai mare. Solubilitatea substanțelor este legată și de momentul electric al dipolului. Moleculele polare ale lichidelor favorizează disocierea electrică a electroliților dizolvați în ele după principiul „asemănător se dizolvă asemănător”.