Electronegativitatea atomilor elementelor. Electronegativitate relativă. Modificări în perioade și grupe ale Sistemului Periodic. Polaritatea legăturilor chimice, polaritatea moleculelor și ionilor.

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

Electronegativitate relativă. (OEO)

Fluorului, ca element EO cel mai puternic, i se atribuie o valoare de 4,00 față de care sunt considerate elementele rămase.

Modificări ale perioadelor și grupelor din Tabelul Periodic.

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

Cel mai puţin se observă semnificație pentru metalele alcaline și alcalino-pământoase.

Cel mai grozav- pentru halogeni.

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

Electronegativitatea (χ) este o proprietate chimică fundamentală a unui 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 A-B (A, B sunt simboluri ale oricăror elemente chimice) este în general mai mare decât valoarea medie geometrică a legăturilor homoatomice A-A și 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 propoziției evidente că capacitatea unui atom dintr-o moleculă de a atrage o sarcină electronică depinde de energia de ionizare a atomului și de afinitatea sa electronică, R. Mulliken a introdus ideea electronegativității atomului A ca valoare medie. a 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 atomului și, respectiv, afinitatea lui electronică.
Strict vorbind, unui element nu i se poate atribui electronegativitate constantă. 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. Recent, așa-numita electronegativitate orbitală este din ce în ce mai utilizată pentru a caracteriza electronegativitatea, în funcție de tipul de orbital atomic implicat în formarea unei legături și de populația sa de electroni, adică dacă orbitalul atomic este ocupat de o pereche de electroni singuratică, ocupat individual de un electron nepereche 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 de legare, distribuția electronică a sarcinii și gradul de ionicitate, constanta de forță etc. dintre cele mai dezvoltate în Abordarea actuală este abordarea Sanderson. Această abordare se bazează pe ideea egalizării electronegativității atomilor în timpul formării unei legături chimice între ei. Numeroase studii au găsit relații între electronegativitățile Sanderson și cele mai importante proprietăți fizico-chimice ale compușilor anorganici din marea majoritate a elementelor din tabelul periodic. O modificare a metodei lui Sanderson, bazată pe redistribuirea electronegativității între atomii moleculei pentru compuși organici, s-a dovedit a fi, de asemenea, foarte fructuoasă.

2) Polaritatea legăturilor chimice, polaritatea moleculelor și ionilor.

Ce este în abstract și în manual - Polaritatea este asociată cu momentul dipolului.Se manifestă ca urmare a deplasării unei perechi de electroni comune la unul dintre atomi.Polaritatea depinde și de diferența de electronegativitate a atomilor legați. Cu cât valoarea e.o este mai mare. 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.Cazul limitativ de polarizare a unei legături chimice este o tranziție completă de la un atom altcuiva.

În acest caz se formează doi ioni între care se produce o legătură ionică Pentru ca doi atomi să poată crea o legătură ionică este necesar ca e.o lor. erau foarte diferite.Dacă e.o. sunt egale, atunci se formează o legătură covalentă nepolară.Cea mai comună este o legătură covalentă polară - se formează între orice atomi care au valori diferite de e.o.

O evaluare cantitativă a polarității unei legături poate fi încărcăturile efective ale atomilor. Sarcina efectivă a unui atom este caracterizată prin diferența dintre numărul de electroni aparținând unui anumit atom dintr-un compus chimic și numărul de electroni al unui atom liber. atom. Atomul unui element mai electronegativ atrage electronii mai puternic, astfel încât electronii sunt mai aproape de el și primește o anumită sarcină negativă, care se numește efectiv, iar partenerul său are aceeași sarcină efectivă pozitivă. Dacă electronii formând o legătura dintre atomi le aparțin în mod egal, sarcinile efective sunt zero.

Pentru moleculele diatomice, polaritatea legăturii poate fi caracterizată și sarcinile efective ale atomilor pot fi determinate pe baza măsurării momentului dipol M=q*r unde q este sarcina polului dipol, egală cu sarcina efectivă. pentru o moleculă diatomică, iar 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 unui atom al unui element nu coincide cu starea de oxidare.

Polaritatea moleculelor determină în mare măsură proprietățile substanțelor. Moleculele polare se întorc unele spre 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 capacitate 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 de solvent polar, datorită interacțiunilor 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 electricitatea. O soluție de clorură de hidrogen în benzen nu are o conductivitate electrică vizibilă. Acest lucru indică absența ionizării clorurii de hidrogen într-o soluție de benzen, deoarece moleculele de benzen sunt nepolare.

Ionii, ca un câmp electric, au un efect de polarizare unul asupra celuilalt. Când doi ioni se întâlnesc, are loc polarizarea lor reciprocă, adică. deplasarea electronilor în straturile 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 e.o. scade.

Proprietățile metalice ale elementelor cresc.

Elementele metalice la nivelul energetic exterior conțin 1,2,3 electroni și se caracterizează prin potențiale de ionizare scăzute și e.o. deoarece metalele prezintă o tendință puternică de a pierde electroni.
Elementele nemetalice au o energie de ionizare mai mare.
Pe măsură ce învelișul exterior al nemetalelor din interiorul perioadelor este umplut, raza atomilor scade. În 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 are loc datorită 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 partajați.
O legătură chimică este caracterizată prin energie și lungime.
O măsură a rezistenței unei legături 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 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. Valoarea electronegativității elementului cel mai electronegativ fluor, (F) = 4,0, este luată în mod arbitrar drept punct de plecare în acest scară.

Elementele din grupa VIII din tabelul periodic (gazele nobile) au electronegativitate zero;
Limita convențională dintre metale și nemetale este considerată a fi o valoare relativă a electronegativității de 2.

Electronegativitatea elementelor tabelului 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 poate fi folosită pentru a caracteriza o legătură chimică.
Legăturile cu o diferență mai mică în electronegativitatea atomilor sunt clasificate ca 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. O diferență zero în electronegativitatea atomilor indică absența caracterului ionic în legătura formată de aceștia, adică natura sa pur covalentă.

Polaritatea legăturii chimice, polaritatea moleculelor și ionilor
Polaritatea legăturilor chimice, o caracteristică a unei legături chimice, care arată redistribuirea densității electronilor 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, legăturile ionice sunt foarte polare.

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

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

Astăzi vom învăța cum să determinăm polaritatea unei conexiuni și de ce este necesară. Să dezvăluim semnificația fizică a cantității luate în considerare.

Chimie și fizică

Pe vremuri, toate disciplinele dedicate studiului lumii înconjurătoare erau unite printr-o singură definiție. Astronomii, alchimiștii și biologii au fost filozofi. Dar acum există o distribuție strictă între ramurile științei, iar universitățile mari știu exact ce trebuie să știe matematicienii și ce trebuie să știe lingviștii. Cu toate acestea, în cazul chimiei și al fizicii nu există o limită clară. Adesea se pătrund reciproc și uneori urmează cursuri paralele. În special, polaritatea conexiunii este un subiect controversat. Cum să determinați dacă această zonă de cunoaștere aparține fizicii sau chimiei? Pe o bază formală - la a doua știință: acum, școlarii studiază acest concept ca parte a chimiei, dar nu se pot lipsi de cunoștințe de fizică.

Structura atomica

Pentru a înțelege cum să determinați polaritatea unei legături, mai întâi trebuie să vă amintiți cum este structurat un atom. La sfârșitul secolului al XIX-lea se știa că orice atom este neutru în ansamblu, dar conține sarcini diferite în diferite circumstanțe. Rutherfod a stabilit că în centrul oricărui atom există un nucleu greu și încărcat pozitiv. Sarcina unui nucleu atomic este întotdeauna întreagă, adică +1, +2 și așa mai departe. În jurul nucleului există o cantitate corespunzătoare de lumină încărcată negativ, care corespunde strict cu sarcina nucleului. Adică, dacă sarcina nucleară este +32, atunci treizeci și doi de electroni ar trebui să fie localizați în jurul ei. Ele ocupă poziții specifice în jurul nucleului. Fiecare electron este, parcă, „untat” în jurul nucleului în propriul său orbital. Forma, poziția și distanța față de nucleu sunt determinate de patru

De ce apare polaritatea?

Într-un atom neutru, situat departe de alte particule (de exemplu, în spațiul profund, în afara unei galaxii), toți orbitalii sunt simetrici față de centru. În ciuda formei destul de complexe a unora dintre ele, orbitalii oricăror doi electroni nu se intersectează în același atom. Dar dacă atomul nostru individual în vid întâlnește pe altul pe drum (de exemplu, intră într-un nor de gaz), atunci va dori să interacționeze cu el: orbitalii electronilor de valență exteriori se vor extinde spre atomul vecin și se vor fuziona cu acesta. . Va exista un nor de electroni comun, un nou compus chimic și, prin urmare, polaritatea legăturilor. Vom descrie mai jos cum să determinăm care atom va prelua cea mai mare parte din norul total de electroni.

Ce sunt legăturile chimice?

În funcție de tipul de molecule care interacționează, de diferența dintre sarcinile nucleelor ​​lor și de puterea atracției rezultate, există următoarele tipuri de legături chimice:

• un singur electron;
• metal;
• covalent;
• ionic;
• van der Waals;
• hidrogen;
• doi electroni tricentri.

Pentru a întreba cum se determină polaritatea unei legături într-un compus, aceasta trebuie să fie covalentă sau ionică (cum ar fi sarea NaCl). În general, aceste două tipuri de legături diferă doar prin cât de mult se deplasează norul de electroni către unul dintre atomi. Dacă o legătură covalentă nu este formată din doi atomi identici (de exemplu, O 2), atunci este întotdeauna ușor polarizată. Într-o legătură ionică, deplasarea este mai puternică. Se crede că legătura ionică are ca rezultat formarea de ioni pe măsură ce unul dintre atomi „preia” electronii celuilalt.

Dar, de fapt, compuși complet polari nu există: doar un ion atrage foarte puternic un nor de electroni comun. Atât de mult încât piesa de echilibru rămasă poate fi neglijată. Deci, sperăm că a devenit clar că este posibil să se determine polaritatea unei legături covalente, dar nu are sens să se determine polaritatea unei legături ionice. Deși în acest caz diferența dintre aceste două tipuri de comunicare este o aproximare, un model și nu un adevărat fenomen fizic.

Determinarea polarității comunicației

Sperăm că cititorul a înțeles deja că polaritatea unei legături chimice este abaterea distribuției în spațiu a norului de electroni total de la cel de echilibru. Și distribuția de echilibru există într-un atom izolat.

Metode de măsurare a polarității

Cum se determină polaritatea unei conexiuni? Această întrebare este departe de a fi clară. Pentru început, trebuie spus că, deoarece simetria norului de electroni al unui atom polarizat diferă de cea a unui atom neutru, atunci spectrul de raze X se va schimba. Astfel, deplasarea liniilor în spectru va da o idee despre care este polaritatea conexiunii. Și dacă doriți să înțelegeți cum să determinați mai precis polaritatea unei legături într-o moleculă, atunci trebuie să cunoașteți nu numai spectrul de emisie sau absorbție. Trebuie sa afli:

• dimensiunile atomilor implicați în legătură;
• sarcinile nucleelor ​​lor;
• ce legături au fost create în atom înainte ca acesta să apară;
• care este structura întregii materie;
• dacă structura este cristalină, ce defecte există în ea și cum afectează ele întreaga substanță.

Polaritatea legăturii este indicată de semnul superior al următoarei forme: 0,17+ sau 0,3-. De asemenea, merită să ne amintim că același tip de atom va avea polarități de legătură diferite atunci când este combinat cu substanțe diferite. De exemplu, în oxidul de BeO polaritatea oxigenului este de 0,35-, iar în MgO este de 0,42-.

Polaritatea atomului

Cititorul poate pune, de asemenea, următoarea întrebare: „Cum se determină polaritatea unei legături chimice dacă există atât de mulți factori?” Răspunsul este atât simplu, cât și complex. Măsurile cantitative ale polarității sunt definite ca sarcinile efective ale unui atom. Această valoare este diferența dintre sarcina unui electron situat într-o anumită regiune și regiunea corespunzătoare a nucleului. În general, această valoare arată destul de bine o anumită asimetrie a norului de electroni, care apare în timpul formării unei legături chimice. Dificultatea este că este aproape imposibil să se determine exact ce regiune a electronului aparține acestei legături particulare (în special în moleculele complexe). Deci, ca și în cazul împărțirii legăturilor chimice în ionice și covalente, oamenii de știință recurg la simplificări și modele. În acest caz, acei factori și valori care au un efect redus asupra rezultatului sunt eliminați.

Semnificația fizică a polarității conexiunii

Care este semnificația fizică a polarității legăturii? Să ne uităm la un exemplu. Atomul de hidrogen H se găsește atât în ​​acidul fluorhidric (HF) cât și în acidul clorhidric (HCl). Polaritatea sa în HF este de 0,40+, în HCl - 0,18+. Aceasta înseamnă că norul de electroni este mult mai înclinat spre fluor decât spre clor. Aceasta înseamnă că electronegativitatea atomului de fluor este mult mai puternică decât electronegativitatea atomului de clor.

Polaritatea unui atom dintr-o moleculă

Dar cititorul atent își va aminti că, pe lângă compușii simpli în care sunt prezenți doi atomi, există și alții mai complecși. De exemplu, pentru a forma o moleculă de acid sulfuric (H2SO4), sunt necesari doi atomi de hidrogen, un atom de sulf și până la patru atomi de oxigen. Apoi apare o altă întrebare: cum se determină cea mai mare polaritate a unei legături într-o moleculă? Pentru început, trebuie să ne amintim că orice compus are o anumită structură. Adică, acidul sulfuric nu este o grămadă de toți atomi într-o grămadă mare, ci o anumită structură. Patru atomi de oxigen sunt atașați de atomul de sulf central, formând ceva ca o cruce. Pe două părți opuse, atomii de oxigen sunt atașați de sulf prin legături duble. Pe celelalte două părți, atomii de oxigen sunt atașați de sulf prin legături simple și „ținuți” de hidrogen pe cealaltă parte. Astfel, într-o moleculă de acid sulfuric există următoarele legături:

Determinând polaritatea fiecăreia dintre aceste legături din cartea de referință, o puteți găsi pe cea mai mare. Cu toate acestea, merită să ne amintim că, dacă la sfârșitul unui lanț lung de atomi există un element puternic electronegativ, atunci acesta poate „trage” nori de electroni de legături învecinate pe sine, crescându-le polaritatea. Într-o structură mai complexă decât un lanț, alte efecte sunt destul de posibile.

Cum este polaritatea unei molecule diferită de polaritatea unei legături?

V-am spus cum să determinați polaritatea unei conexiuni. Am dezvăluit care este sensul fizic al conceptului. Dar aceste cuvinte se găsesc și în alte expresii care se referă la această secțiune a chimiei. Cu siguranță cititorii sunt interesați de modul în care legăturile chimice și polaritatea moleculară interacționează. Răspundem: aceste concepte se completează reciproc și sunt imposibile separat. Vom demonstra acest lucru folosind exemplul clasic al apei.

Există două legături H-O identice în molecula de H2O. Unghiul dintre ele este de 104,45 grade. Deci, structura moleculei de apă este ceva ca o furculiță cu două capete cu hidrogeni la capete. Oxigenul este un atom mai electronegativ; el atrage nori de electroni de doi hidrogeni. Astfel, cu neutralitatea electrică generală, dințile furcii sunt puțin mai pozitive, iar baza este puțin mai negativă. Simplificarea duce la faptul că molecula de apă are poli. Aceasta se numește polaritatea moleculei. Acesta este motivul pentru care apa este un solvent atât de bun; această diferență de sarcini permite moleculelor să tragă ușor norii de electroni ai altor substanțe asupra lor, separând cristalele în molecule și moleculele în atomi.

Pentru a înțelege de ce moleculele au polaritate în absența unei sarcini, trebuie să ne amintim: nu numai formula chimică a unei substanțe este importantă, ci și structura moleculei, tipurile și tipurile de legături care apar în ea, diferența de electronegativitatea atomilor incluși în ea.

Polaritate indusă sau forțată

Pe lângă propria polaritate, există și una indusă sau cauzată de factori externi. Dacă un câmp electromagnetic extern acționează asupra unei molecule, care este mai mare decât forțele existente în interiorul moleculei, atunci acesta poate schimba configurația norilor de electroni. Adică, dacă o moleculă de oxigen trage nori de hidrogen în H 2 O, iar câmpul extern este co-direcționat cu această acțiune, atunci polarizarea crește. Dacă câmpul pare să interfereze cu oxigenul, atunci polaritatea legăturii scade ușor. Trebuie remarcat faptul că este necesară o forță destul de mare pentru a influența cumva polaritatea moleculelor și o forță chiar mai mare pentru a influența polaritatea unei legături chimice. Acest efect se realizează numai în laboratoare și procese spațiale. Un cuptor cu microunde convențional nu face decât să mărească amplitudinea vibrațiilor atomilor de apă și grăsime. Dar acest lucru nu afectează în niciun fel polaritatea conexiunii.

Când are sens direcția polarității?

În legătură cu termenul pe care îl luăm în considerare, este imposibil să nu menționăm polaritatea inversă. Dacă vorbim despre molecule, atunci polaritatea are semnul plus sau minus. Aceasta înseamnă că atomul fie renunță la norul său de electroni și devine astfel puțin mai pozitiv, fie, dimpotrivă, trage norul spre sine și capătă o sarcină negativă. Și direcția de polaritate are sens numai atunci când sarcina se mișcă, adică atunci când curentul trece prin conductor. După cum știți, electronii se deplasează de la sursa lor (încărcat negativ) la locul de atracție (încărcat pozitiv). Merită să reamintim că există o teorie conform căreia electronii se mișcă de fapt în direcția opusă: de la o sursă pozitivă la una negativă. Dar, în general, acest lucru nu contează, doar faptul mișcării lor este important. Deci, în unele procese, de exemplu la sudarea pieselor metalice, este important unde exact ce poli sunt conectați. Prin urmare, este important să știți cum este conectată polaritatea: directă sau inversă. În unele dispozitive, chiar și în cele de uz casnic, acest lucru contează și el.

Este necesar să se distingă polaritatea unei molecule de polaritatea unei legături. Pentru moleculele diatomice de tip AB, aceste concepte coincid, așa cum sa arătat deja în exemplul moleculei de HCl. În astfel de molecule Cu cât este mai mare diferența de electronegativitate a elementelor (∆EO), cu atât este mai mare momentul dipolului electric. De exemplu, în seria HF, HCl, HBr, HI scade în aceeași succesiune cu electronegativitatea relativă.

Moleculele pot fi polare sau nepolare în funcție de natura distribuției densității electronice a moleculei. Polaritatea unei molecule este caracterizată de valoarea momentului dipolar electric μ ei spun , care este egală cu suma vectorială a momentelor electrice ale dipolilor tuturor legăturilor și perechilor de electroni nelegați situate pe societățile pe acțiuni hibride: → →

 m-ly = ( conexiuni) i + ( perechi electrice neconectate) j .

Rezultatul adunării depinde de polaritatea legăturilor, de structura geometrică a moleculei și de prezența perechilor de electroni singuri. Polaritatea unei molecule este foarte influențată de simetria acesteia.

De exemplu, molecula de CO 2 are o structură liniară simetrică:

Prin urmare, deși legăturile C=O sunt extrem de polare, datorită compensării reciproce a momentelor lor dipolare electrice, molecula de CO 2 este în general nepolară (legături  = legături  = 0). Din același motiv, moleculele tetraedrice extrem de simetrice CH 4, CF 4, molecula octaedrică SF 6 etc. sunt nepolare.

În molecula unghiulară H 2 O, legăturile polare O–H sunt situate la un unghi de 104,5º: → →

 H2O =  O – H +  perechi electrice neconectate  0.

Prin urmare, momentele lor nu se anulează reciproc și molecula se dovedește a fi polară ().

Molecula unghiulară de SO 2, moleculele piramidale NH 3, NF 3 etc. au şi un moment de dipol electric.Lipsa unui astfel de moment

indică o structură foarte simetrică a moleculei, prezența unui moment dipol electric indică asimetria structurii moleculei (Tabelul 3.2).

Tabelul 3.2

Structura și polaritatea așteptată a moleculelor

	Configurație spațială	Polaritatea așteptată
	Liniar	nepolar
	Liniar	Polar
	Liniar	nepolar
		Polar
	Liniar	Polar
	Plan-triunghiular	nepolar
	Trigonal-piramidal	Polar
	tetraedric	nepolar

Valoarea momentului de dipol electric al unei molecule este puternic influențată de perechile de electroni nelegați situate în orbitali hibrizi și având propriul moment de dipol electric (direcția vectorului este de la nucleu, de-a lungul axei de locație a hibridului AO ). De exemplu, moleculele NH3 și NF3 au aceeași formă piramidală trigonală, iar polaritatea legăturilor N–H și N–F este, de asemenea, aproximativ aceeași. Cu toate acestea, momentul electric al dipolului NH 3 este de 0,49·10 -29 C·m, ​​​​iar NF 3 este de numai 0,07·10 -29 C·m. Acest lucru se explică prin faptul că în NH 3 direcția momentului dipol electric al perechii de electroni de legătură și nelegare N-H coincide și, la adăugarea vectorului, determină un moment de dipol electric mare. Dimpotrivă, în NF 3 momentele legăturilor N–F și ale perechii de electroni sunt direcționate în direcții opuse, prin urmare, atunci când sunt adăugate, sunt parțial compensate (Fig. 3.15).

Figura 3.15. Adăugarea momentelor dipolare electrice ale perechilor de electroni de legătură și nelegare ale moleculelor NH 3 și NF 3

O moleculă nepolară poate fi făcută polară. Pentru a face acest lucru, trebuie plasat într-un câmp electric cu o anumită diferență de potențial. Sub influența unui câmp electric, „centrele de greutate” ale sarcinilor pozitive și negative se deplasează și are loc un moment dipol electric indus sau indus. Când câmpul este îndepărtat, molecula va deveni din nou nepolară.

Sub influența unui câmp electric extern, o moleculă polară este polarizată, adică în ea are loc o redistribuire a sarcinilor, iar molecula capătă o nouă valoare a momentului dipolului electric și devine și mai polară. Acest lucru se poate întâmpla și sub influența câmpului creat de o moleculă polară care se apropie. Capacitatea moleculelor de a polariza sub influența unui câmp electric extern se numește polarizabilitate.

Interacțiunile intermoleculare sunt determinate de polaritatea și polarizabilitatea moleculelor. Reactivitatea substanței și solubilitatea acesteia sunt asociate cu momentul electric al dipolului moleculei. Moleculele polare ale lichidelor favorizează disocierea electrolitică a electroliților dizolvați în ele.

"

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 al legăturii, 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 electronegativitate relativă mai mare. Un exemplu sunt moleculele de compuși anorganici volatili: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 și alții.

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 un moment dipol electric permanent

Molecula, cu neutralitate generală, este un dipol electric cu sarcină q - - pe atomul de clor și q + - pe 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 = -0,18; și q n = +0,18 sarcină absolută a electronului, gradul de ionicitate a legăturii

O măsură a legăturii și a polarității moleculei - moment dipol electric(μ – „mu”) este determinată de produs

μ = qℓ, C∙m sau μ = 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 prin valoarea 3,33∙10 -30 C∙m (coulomb-metru) = 1D (D - Debye).

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

Pentru moleculele poliatomice, ar trebui să se facă distincția între conceptele de momente dipolare ale legăturilor individuale și molecula în ansamblu. Deoarece, dacă într-o moleculă există mai multe legături, momentele lor dipolare se adună conform regulii paralelogramului, atunci, în funcție de forma moleculei, determinată de direcția legăturilor, momentul dipolar rezultat diferă de momentele dipolare ale legăturile 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 liniară de CO 2 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 legătură 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 dipol electric al unor astfel de molecule este 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 o moleculă polară care se apropie. Prin urmare, polarizabilitatea este de mare importanță în reacțiile chimice.

Este întotdeauna important să se ia în considerare polaritatea moleculei și momentul său dipol electric. Acesta din urmă este legat de reactivitatea substanțelor. De regulă, cu cât momentul dipolului electric al unei molecule 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 conform principiului „asemănător se dizolvă în asemănător”.

Când se formează o legătură covalentă între atomi diferiți, perechea de electroni de legătură se deplasează către atomul mai electronegativ. Acest lucru duce la polarizarea moleculelor, astfel încât toate moleculele diatomice formate din elemente diferite se dovedesc a fi polare într-un grad sau altul. În moleculele mai complexe, polaritatea depinde și de geometria moleculei. Pentru ca polaritatea să apară, este necesar ca centrele de distribuție a sarcinilor pozitive și negative să nu coincidă.

În molecula de CO 2, legăturile carbon-oxigen sunt polare, iar atomul de carbon are o anumită sarcină pozitivă, iar fiecare dintre atomii de oxigen are aceeași sarcină negativă. În consecință, centrul sarcinii pozitive este concentrat pe atomul de carbon. Deoarece atomii de oxigen sunt localizați pe aceeași linie dreaptă, dar ambele părți ale atomului de carbon (molecula liniară) sunt la distanțe egale, sarcina pozitivă este neutralizată. Astfel, în ciuda polarității fiecărei legături în CO, întreaga moleculă în ansamblu este nepolară și motivul pentru aceasta este

Orez. 434. Exemple de structura și polaritatea moleculelor sunt structura sa liniară. Dimpotrivă, molecula S=C=0 este polară, deoarece legăturile carbon-sulf și carbon-oxigen au lungimi diferite și polarități diferite. În fig. Figura 4.34 prezintă structurile și polaritățile unor molecule.

Din exemplele de mai sus rezultă că dacă atomii sau grupurile de atomi atașați atomului central sunt identici sau situati simetric față de acesta (structură liniară, triunghiulară plată, tetraedrice și alte structuri), atunci molecula va fi nepolară. Dacă la atomul central sunt atașate grupări inegale sau există o aranjare asimetrică a grupurilor, atunci moleculele sunt polare.

Încărcarea efectivă a atomilor din moleculă este importantă atunci când se iau în considerare legăturile polare. De exemplu, în molecula HC1, norul de electroni de legătură este deplasat către atomul de clor mai electronegativ, în urma căruia sarcina nucleului de hidrogen nu este compensată, iar pe atomul de clor densitatea electronică devine excesivă în comparație cu sarcina. a nucleului său. Prin urmare, atomul de hidrogen este polarizat pozitiv, iar atomul de clor este polarizat negativ. Atomul de hidrogen are o sarcină pozitivă, iar atomul de clor are o sarcină negativă. Această sarcină 8, numită sarcină efectivă, este de obicei stabilită experimental. Deci, pentru hidrogen 8 H = +0,18, iar pentru clor 5 C, = -0,18 sarcină electronică absolută, ca urmare a căreia legătura din molecula HC1 este de 18% de natură ionică (adică, gradul de ionicitate este 0,18 ) .

Deoarece polaritatea legăturii depinde de gradul de deplasare a perechii de electroni de legătură către un element mai electronegativ, trebuie luate în considerare următoarele:

• a) electronegativitatea (EO) nu este o mărime fizică strictă care poate fi determinată direct experimental;
• b) valoarea electronegativității nu este constantă, ci depinde de natura celuilalt atom de care atomul este legat;
• c) același atom dintr-o legătură chimică dată poate funcționa uneori atât ca electropozitiv, cât și ca electronegativ.

Datele experimentale sugerează că elementelor li se pot atribui valori de electronegativitate relativă (REV), a căror utilizare permite să se judece gradul de polaritate a legăturilor dintre atomi dintr-o moleculă (a se vedea, de asemenea, paragrafele 3.6 și 4.3).

Într-o moleculă formată din doi atomi, cu cât OEO al unuia dintre ei este mai mare, cu atât polaritatea legăturii covalente este mai mare; prin urmare, pe măsură ce OEO al celui de-al doilea element crește, gradul de ionicitate al compusului crește.

Pentru a caracteriza reactivitatea moleculelor este importantă nu numai natura distribuției densității electronice, ci și posibilitatea modificării acesteia sub influența influențelor externe. O măsură a acestei schimbări este polarizabilitatea legăturii, adică. capacitatea sa de a deveni polar sau chiar mai polar. Polarizarea legăturilor are loc atât sub influența unui câmp electric extern, cât și sub influența unei alte molecule care este partener de reacție. Rezultatul acestor influențe poate fi polarizarea conexiunii, însoțită de ruptura completă a acesteia. În acest caz, perechea de electroni de legătură rămâne cu atomul mai electronegativ, ceea ce duce la formarea de ioni diferiți. Acest tip de clivaj legăturii se numește teterolitic. De exemplu:

În exemplul de mai sus de scindare asimetrică a legăturii, hidrogenul este eliminat sub forma unui ion H +, iar perechea de electroni de legătură rămâne cu clorul, astfel că acesta din urmă se transformă în anionul C1.

Pe lângă acest tip de scindare a legăturilor, este posibilă și o scindare simetrică, atunci când nu se formează ioni, ci atomi și radicali. Acest tip de scindare a legăturilor se numește homolitic.