Elektronegativita atómov prvkov. Relatívna elektronegativita. Zmena periód a skupín periodického systému. Polarita chemická väzba polarita molekúl a iónov.

Elektronegativita (e.o.) je schopnosť atómu premiestňovať elektrónové páry smerom k sebe.
Meroy e.o. je energia aritmeticky rovná ½ súčtu ionizačnej energie I a energie podobnosti elektrónov E
E.O. = ½ (I+E)

Relatívna elektronegativita. (OEO)

Fluór, ako najsilnejší e.o prvok, má priradenú hodnotu 4,00, vzhľadom na ktorú sa berú do úvahy ostatné prvky.

Zmeny periód a skupín periodického systému.

V priebehu periód, ako sa jadrový náboj zvyšuje zľava doprava, sa zvyšuje elektronegativita.

Najmenej hodnota sa pozoruje u alkalických kovov a kovov alkalických zemín.

Najväčší- pre halogény.

Čím vyššia je elektronegativita, tým silnejšie sú nekovové vlastnosti prvkov.

Elektronegativita (χ) - základ chemická vlastnosť atóm, kvantitatívna charakteristika schopnosti atómu v molekule vytesniť spoločné elektrónové páry smerom k sebe.

Moderný koncept elektronegativity atómov zaviedol americký chemik L. Pauling. L. Pauling použil koncept elektronegativity na vysvetlenie skutočnosti, že energia heteroatómovej väzby A-B (A, B sú symboly ľubovoľného chemické prvky) je vo všeobecnosti väčší ako geometrický priemer homoatomického A-A spojenia a B-B.

Najvyššia hodnota e.o. fluór a najnižší je cézium.

Teoretickú definíciu elektronegativity navrhol americký fyzik R. Mulliken. Na základe zrejmého postoja, že schopnosť atómu v molekule pritiahnuť k sebe elektrónový náboj závisí od ionizačnej energie atómu a jeho elektrónovej afinity, R. Mulliken zaviedol koncept elektronegativity atómu A ako priemeru. hodnota väzbovej energie vonkajších elektrónov pri ionizácii valenčných stavov (napríklad z A− do A+) a na základe toho navrhol veľmi jednoduchý vzťah pre elektronegativitu atómu:

kde J1A a εA sú ionizačná energia atómu a jeho elektrónová afinita.
Presne povedané, prvku nemožno pripísať trvalú elektronegativitu. Elektronegativita atómu závisí od mnohých faktorov, najmä od valenčného stavu atómu, formálneho oxidačného stavu, koordinačného čísla, povahy ligandov, ktoré tvoria prostredie atómu v molekulárnom systéme a niektorých iní. AT nedávne časy Na charakterizáciu elektronegativity sa čoraz častejšie používa takzvaná orbitálna elektronegativita v závislosti od typu atómového orbitálu, ktorý sa podieľa na tvorbe väzby, a od jeho elektrónovej populácie, t.j. či je obsadený. atómový orbitál nezdieľaný elektrónový pár, je samostatne obsadený nespárovaným elektrónom alebo je prázdny. Ale napriek dobre známym ťažkostiam pri interpretácii a určovaní elektronegativity je vždy potrebné kvalitatívne opísať a predpovedať povahu väzieb v molekulárnom systéme, vrátane energie väzby, distribúcie elektrónového náboja a stupňa ionicity, silovej konštanty, atď. Jedným z najrozvinutejších v súčasnom prístupe je Sandersonov prístup. Tento prístup bol založený na myšlienke vyrovnávania elektronegativity atómov počas vytvárania chemickej väzby medzi nimi. Početné štúdie našli vzťahy medzi Sandersonovou elektronegativitou a najdôležitejšími fyzikálno-chemickými vlastnosťami anorganických zlúčenín prevažnej väčšiny prvkov. periodická tabuľka. Veľmi plodnou sa ukázala aj modifikácia Sandersonovej metódy, založená na redistribúcii elektronegativity medzi atómami molekuly pre organické zlúčeniny.

2) Polarita chemickej väzby, polarita molekúl a iónov.

Čo je v abstrakte a v učebnici - Polarita je spojená s dipólovým momentom. Objavuje sa ako výsledok premiestnenia spoločného elektrónového páru k jednému z atómov. Polarita závisí aj od rozdielu v elektronegativite atómov. viazané. dvoch atómov, tým polárnejšia je chemická väzba medzi nimi.Podľa toho, ako sa pri vzniku chemickej väzby prerozdeľuje hustota elektrónov, sa rozlišuje niekoľko jej typov Limitujúcim prípadom polarizácie chemickej väzby je úplný prechod z jedného atómu inému.

V tomto prípade vznikajú dva ióny, medzi ktorými vzniká iónová väzba.Aby dva atómy mohli vytvárať iónovú väzbu, je potrebné, aby ich e.o. sa značne líšili. Ak e.o. sú rovnaké, potom vzniká nepolárna kovalentná väzba.Najčastejšia polárna kovalentná väzba vzniká medzi akýmikoľvek atómami, ktoré majú rôzne e.o.

Efektívne náboje atómov môžu slúžiť ako kvantitatívny odhad polarity väzby Efektívny náboj atómu charakterizuje rozdiel medzi počtom elektrónov patriacich danému atómu v chemická zlúčenina, a počet elektrónov voľného atómu. Atóm elektronegatívnejšieho prvku priťahuje elektróny silnejšie, takže elektróny sú k nemu bližšie a dostane nejaký negatívny náboj, ktorý sa nazýva efektívny, a jeho partner má rovnaký kladný náboj. efektívny náboj.Ak im elektróny, ktoré tvoria väzbu medzi atómami, patria rovnako, efektívne náboje sú rovné nule.

Pre dvojatómové molekuly je možné charakterizovať polaritu väzby a určiť efektívne náboje atómov na základe merania dipólového momentu M = q * r kde q je náboj dipólu, ktorý sa rovná efektívnemu náboju pre dvojatómová molekula, r je medzijadrová vzdialenosť Dipólový moment väzby je vektorová veličina. Smeruje z kladne nabitej časti molekuly do jej zápornej časti Efektívny náboj na atóme prvku sa nezhoduje s oxidačným stavom.

Polarita molekúl do značnej miery určuje vlastnosti látok. Polárne molekuly otáčajú opačne nabité póly k sebe a vzniká medzi nimi vzájomná príťažlivosť. Preto látky tvorené polárnymi molekulami majú vyššie teploty topenia a varu ako látky, ktorých molekuly sú nepolárne.

Kvapaliny, ktorých molekuly sú polárne, majú vyššiu rozpúšťaciu schopnosť. Okrem toho, čím väčšia je polarita molekúl rozpúšťadla, tým vyššia je rozpustnosť polárnych alebo iónových zlúčenín v ňom. Táto závislosť sa vysvetľuje skutočnosťou, že polárne molekuly rozpúšťadla v dôsledku interakcie dipól-dipól alebo ión-dipól s rozpustenou látkou prispievajú k rozkladu rozpustenej látky na ióny. Dobre vedie napríklad roztok chlorovodíka vo vode, ktorého molekuly sú polárne elektriny. Roztok chlorovodíka v benzéne nemá výraznú elektrickú vodivosť. To naznačuje neprítomnosť ionizácie chlorovodíka v roztoku benzénu, pretože molekuly benzénu sú nepolárne.

Ióny, ako elektrické pole majú na seba polarizačný účinok. Pri stretnutí dvoch iónov dochádza k ich vzájomnej polarizácii, t.j. posunutie elektrónov vonkajších vrstiev vzhľadom na jadrá. Vzájomná polarizácia iónov závisí od nábojov jadra a iónu, polomeru iónu a ďalších faktorov.

V rámci skupín e.o. klesá.

Zvyšujú sa kovové vlastnosti prvkov.

Kovové prvky na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú 1,2,3 elektrónov a vyznačujú sa nízkou hodnotou ionizačných potenciálov a e.o. pretože kovy vykazujú výraznú tendenciu darovať elektróny.
Nekovové prvky majú vyššiu ionizačnú energiu.
Keď sa vonkajší obal z nekovov naplní, atómový polomer sa v priebehu periód zmenšuje. Na vonkajšom obale je počet elektrónov 4,5,6,7,8.

Polarita chemickej väzby. Polarita molekúl a iónov.

Polarita chemickej väzby je určená premiestnením väzieb elektrónového páru k jednému z atómov.

Chemická väzba vzniká v dôsledku redistribúcie elektrónov vo valenčných orbitáloch, výsledkom čoho je stabilná elektrónová konfigurácia vzácneho plynu, v dôsledku tvorby iónov alebo vytvárania spoločných elektrónových párov.
Chemická väzba je charakterizovaná energiou a dĺžkou.
Meradlom pevnosti väzby je energia vynaložená na prerušenie väzby.
Napríklad. H - H = 435 kJmol-1

Elektronegativita atómových prvkov
Elektronegativita je chemická vlastnosť atómu, kvantitatívna charakteristika schopnosti atómu v molekule priťahovať k sebe elektróny z atómov iných prvkov.
Relatívna elektronegativita

Prvou a najznámejšou stupnicou relatívnej elektronegativity je stupnica L. Paulinga, získaná z termochemických údajov a navrhnutá v roku 1932. Elektronegativita najviac elektronegatívneho prvku fluóru, (F) = 4,0, je ľubovoľne braná ako referenčný bod v tejto stupnici. .

Prvky skupiny VIII periodický systém(vzácne plyny) majú nulovú elektronegativitu;
Za podmienenú hranicu medzi kovmi a nekovmi sa považuje hodnota relatívnej elektronegativity rovnajúca sa 2.

Elektronegativita prvkov periodického systému sa spravidla zvyšuje postupne zľava doprava v každom období. V rámci každej skupiny, až na pár výnimiek, elektronegativita neustále klesá zhora nadol. Elektronegativita sa používa na charakterizáciu chemickej väzby.
Väzby s menším rozdielom v elektronegativite atómov sa označujú ako polárne kovalentné väzby. Čím menší je rozdiel v elektronegativite atómov tvoriacich chemickú väzbu, tým nižší je stupeň ionicity tejto väzby. Nulový rozdiel v elektronegativite atómov naznačuje absenciu iónového charakteru vo väzbe, ktorú tvoria, t.j. jej čistú kovalenciu.

Polarita chemickej väzby, polarita molekúl a iónov
Polarita chemických väzieb, charakteristika chemickej väzby, ukazuje redistribúciu hustoty elektrónov v priestore blízko jadier v porovnaní s počiatočnou distribúciou tejto hustoty v neutrálnych atómoch, ktoré tvoria túto väzbu.

Takmer všetky chemické väzby, s výnimkou väzieb v dvojatómových homonukleárnych molekulách, sú polárne do jedného alebo druhého stupňa. Kovalentné väzby sú zvyčajne slabo polárne, iónové väzby silne polárne.

Napríklad:
kovalentné nepolárne: Cl2, O2, N2, H2, Br2

kovalentné polárne: H2O, SO2, HCl, NH3 atď.

Molekula je polárna, ak sa stred záporného náboja nezhoduje so stredom kladného náboja. Takáto molekula je dipól: dva náboje rovnakej veľkosti a opačného znamienka sú oddelené v priestore.

Dipól sa zvyčajne označuje symbolom, kde šípka ukazuje z kladného konca dipólu na záporný. Molekula má dipólový moment, ktorý sa rovná veľkosti náboja vynásobenej vzdialenosťou medzi centrami náboja:

Možno merať dipólové momenty molekúl; niektoré nájdené hodnoty sú uvedené v tabuľke. 1.2. Dipólové momenty slúžia ako miera relatívnej polarity rôznych molekúl.

Tabuľka 1.2 (pozri sken) Dipólové momenty

Niet pochýb o tom, že molekuly sú polárne, ak sú polárne len väzby v nich. Budeme uvažovať o polarite väzby, pretože polaritu molekuly možno považovať za súčet polarít jednotlivých väzieb.

Molekuly, ktoré majú dipólový moment, nula, teda sú nepolárne. Dva identické atómy v akejkoľvek danej molekule majú samozrejme rovnakú elektronegativitu a rovnako vlastné elektróny; náboj je nulový a teda aj dipólový moment je nulový.

Molekula typu má veľký dipólový moment Hoci molekula fluorovodíka je malá, elektronegatívny fluór silne priťahuje elektróny; aj keď je vzdialenosť malá, náboj je veľký, a teda aj dipólový moment je veľký.

Metán a tetrachlórmetán majú nulový dipólový moment. Jednotlivé väzby, aspoň v tetrachlórmetáne, sú polárne: vzhľadom na symetriu tetraedrického usporiadania sa však navzájom kompenzujú (obr. 1.9). V metylchloride nie je polarita väzby uhlík-chlór kompenzovaná a dipólový moment metylchloridu je.Polarita molekúl teda závisí nielen od polarity jednotlivých väzieb, ale aj od ich smeru, t.j. na tvare molekuly.

Dipólový moment amoniaku je Možno ho považovať za celkový dipólový moment (vektorový súčet) troch momentov jednotlivých väzieb so smerom znázorneným na obrázku.

Ryža. 1.9. Dipólové momenty niektorých molekúl. Polarita väzieb a molekúl.

Podobne môžeme považovať dipólový moment vody za rovný

Aký dipólový moment treba očakávať pre fluorid dusitý, ktorý má podobne ako amoniak pyramídovú štruktúru? Fluór je najviac elektronegatívny prvok a určite silne čerpá elektróny z dusíka; preto musia byť väzby dusík - fluór silne polárne a ich vektorový súčet musí byť veľký - oveľa viac ako u amoniaku s jeho nie veľmi polárnymi - väzbami.

Čo dáva experiment? Dipólový moment fluoridu dusnatého je len He je oveľa menší ako dipólový moment amoniaku.

Ako vysvetliť túto skutočnosť? Vo vyššie uvedenej úvahe sa nebral do úvahy osamelý pár elektrónov. B (nakoľko v tomto páre zaberá -orbitál a jeho príspevok k dipólovému momentu by mal mať opačný smer ako celkový moment väzieb dusík-fluór (obr. 1.10); tieto momenty opačné znamenie, majú zjavne približne rovnakú hodnotu a v dôsledku toho sa pozoruje malý dipólový moment, ktorého smer je neznámy. V amoniaku je dipólový moment pravdepodobne určený hlavne týmto voľným elektrónovým párom a je zvýšený o súčet väzbových momentov. Podobne osamelé páry elektrónov by mali prispievať k dipólovým momentom vody a samozrejme akýchkoľvek iných molekúl, ktoré ich majú.

Na základe hodnôt dipólových momentov možno získať cenné informácie o štruktúre molekúl. Napríklad akákoľvek štruktúra tetrachlórmetánu, ktorá vedie k polárnej molekule, môže byť vylúčená len na základe veľkosti dipólového momentu.

Ryža. 1.10. Dipólové momenty niektorých molekúl. Príspevok osamelého páru elektrónov. Dipólový moment spôsobený osamelým párom elektrónov má smer opačný ako smer celkového vektora väzbových momentov.

Dipólový moment teda potvrdzuje tetraedrickú štruktúru chloridu uhličitého (hoci to tak nie je, pretože sú možné aj iné štruktúry, ktoré tiež dávajú nepolárnu molekulu).

Úloha 1.4. Ktorá z dvoch možných štruktúr uvedených nižšie by tiež musela mať nulový dipólový moment? a) Uhlík sa nachádza v strede štvorca, v rohoch ktorého sú atómy chlóru, b) Uhlík sa nachádza na vrchole štvorstennej pyramídy a atómy chlóru sú v rohoch základne.

Úloha 1.5. Hoci väzby uhlík-kyslík a bór-fluór musia byť polárne, dipólový moment zlúčenín je nulový. Navrhnite usporiadanie atómov pre každú zlúčeninu, ktoré spôsobí nulový dipólový moment.

Pre väčšinu zlúčenín nebol dipólový moment nikdy meraný. Polarita týchto zlúčenín sa dá predpovedať z ich štruktúry. Polarita väzieb je určená elektronegativitou atómov; ak sú známe uhly medzi väzbami, potom je možné určiť polaritu molekuly aj s prihliadnutím na nepárové páry elektrónov.

Ryža. 32. Schémy polárnych a nepolárnych molekúl: a - polárna molekula; b-nepolárna molekula

V každej molekule sú pozitívne nabité častice - jadrá atómov, ako aj negatívne nabité častice - elektróny. Pre každý druh častíc (alebo skôr nábojov) možno nájsť bod, ktorý bude akoby ich „elektrickým ťažiskom“. Tieto body sa nazývajú póly molekuly. Ak sa v molekule elektrické ťažiská kladných a záporných nábojov zhodujú, molekula bude nepolárna. Takými sú napríklad molekuly H 2, N 2 tvorené rovnakými atómami, v ktorých spoločné elektrónové páry patria rovnako obom atómom, ako aj mnohé symetricky konštruované molekuly s atómovými väzbami, napríklad metán CH 4, CCl 4 tetrachlorid .

Ale ak je molekula postavená asymetricky, napríklad pozostáva z dvoch heterogénnych atómov, ako sme už povedali, spoločný pár elektrónov môže byť viac-menej posunutý smeromjeden z atómov. Je zrejmé, že v tomto prípade sa v dôsledku nerovnomerného rozloženia kladných a záporných nábojov vo vnútri molekuly ich elektrické ťažiská nezhodujú a získa sa polárna molekula (obr. 32).

Polárne molekuly sú

Polárne molekuly sú dipóly. Tento výraz vo všeobecnosti označuje akýkoľvek elektricky neutrálny systém, t. j. systém pozostávajúci z kladných a záporných nábojov rozložených takým spôsobom, že ich elektrické ťažiská sa nezhodujú.

Vzdialenosť medzi elektrickými ťažiskami týchto a iných nábojov (medzi pólmi dipólu) sa nazýva dĺžka dipólu. Dĺžka dipólu charakterizuje stupeň polarity molekuly. Je jasné, že pre rôzne polárne molekuly je dĺžka dipólu rôzna; čím je väčšia, tým je polarita molekuly výraznejšia.

Ryža. 33. Schémy štruktúry molekúl CO2 a CS2

V praxi sa stupeň polarity určitých molekúl určuje meraním takzvaného dipólového momentu molekuly m, ktorý je definovaný ako súčin dĺžky dipólu. l na náboj jeho pólu e:

t =l e

Hodnoty dipólových momentov sú spojené s určitými vlastnosťami látok a možno ich určiť experimentálne. Rádovo t vždy 10 -18, od el

trón je 4,80 10 -10 elektrostatických jednotiek a dĺžka dipólu je hodnota rovnakého rádu ako priemer molekuly, t.j. 10 -8 cm. Nižšie sú uvedené dipólové momenty molekúl niektorých anorganických látok.

Dipólové momenty niektorých látok

t 10 18

. . . .. …….. 0

Voda……. 1,85

. . . ………..0

Chlorovodík……. 1.04

Oxid uhličitý….0

bromid. …… 0,79

Sirouhlík …………0

Jodovodík…….. 0,38

Sírovodík………..1.1

Oxid uhoľnatý…… 0,11

Oxid siričitý. . . ……1.6

Kyselina kyanovodíková…..2.1

Určenie hodnôt dipólových momentov nám umožňuje vyvodiť veľa zaujímavých záverov týkajúcich sa štruktúry rôznych molekúl. Pozrime sa na niektoré z týchto zistení.

Ryža. 34. Schéma štruktúry molekuly vody

Ako sa očakávalo, dipólové momenty molekúl vodíka a dusíka sú nulové; molekuly týchto látoksymetrické a teda elektrické náboje sú rovnomerne rozložené. Neprítomnosť polarity v oxide uhličitom a sírouhlíku ukazuje, že ich molekuly sú tiež postavené symetricky. Štruktúra molekúl týchto látok je schematicky znázornená na obr. 33.

Trochu neočakávaná je prítomnosť pomerne veľkého dipólového momentu v blízkosti vody. Pretože vzorec pre vodu je podobný vzorcom pre oxid uhličitý

a sírouhlíka, dalo by sa očakávať, že jeho molekuly budú postavené rovnakým spôsobomsymetricky, ako molekuly CS2 a C02.

Avšak vzhľadom na experimentálne stanovenú polaritu molekúl vody (polarita molekúl) je potrebné tento predpoklad zahodiť. V súčasnosti sa molekule vody pripisuje asymetrická štruktúra (obr. 34): dva atómy vodíka sú spojené s atómom kyslíka tak, že ich väzby zvierajú uhol asi 105°. Podobné usporiadanie atómové jadrá existuje v iných molekulách rovnakého typu (H 2 S, SO 2), ktoré majú dipólové momenty.

Polarita molekúl vody vysvetľuje mnohé z jej fyzikálnych vlastností.

Na atóme vodíka +0,17 a na atóme chlóru -0,17.
Ako kvantitatívna miera polarity väzby sa najčastejšie používajú takzvané efektívne náboje na atómoch.

Efektívny náboj je definovaný ako rozdiel medzi nábojom elektrónov umiestnených v určitej oblasti priestoru blízko jadra a nábojom jadra. Táto miera má však len podmienený a približný [relatívny] význam, pretože nie je možné jednoznačne vyčleniť oblasť v molekule, ktorá patrí výlučne jednému atómu a v prípade viacerých väzieb špecifickej väzbe.

Prítomnosť efektívneho náboja môže byť označená symbolmi nábojov atómov (napríklad Н δ+ - Cl δ− , kde δ je určitý zlomok elementárny náboj) O − = C 2 + = O − (\displaystyle (\stackrel (-)(\mbox(O)))=(\stackrel (2+)(\mbox(C)))=(\stackrel (-)( \mbox(O))))(05- =C28+ =08-), H5+ -028- -H 5+.

Takmer všetky chemické väzby, s výnimkou väzieb v dvojatómových homonukleárnych molekulách, sú polárne do jedného alebo druhého stupňa. Kovalentné väzby sú zvyčajne slabo polárne. Iónové väzby sú vysoko polárne.

Encyklopedický YouTube

1 / 5

✪ Iónové, kovalentné a kovové väzby

✪ Typy chemických väzieb. Časť 1.

✪ Chémia. Chemická väzba. kovalentná väzba a jeho vlastnosti. Online vzdelávacie centrum Foxford

✪ CHEMICAL BOND Polarita Dĺžka Kovalentný Vodík Iónový OGE USE CHEMISTRY 2017 Úloha 3

✪ Chémia. kovalentná chemická väzba v Organické zlúčeniny. Online vzdelávacie centrum Foxford

titulky

Efektívny náboj

Hodnoty relatívne efektívnych nábojov získané rôznymi metódami (optická spektroskopia, NMR, tiež na základe kvantovochemických výpočtov), ​​sa môžu líšiť. Dostupné hodnoty δ však naznačujú, že atómy v zlúčeninách s vysokým nábojom nemajú [zodpovedajúce absolútnemu náboju elektrónu] a neexistujú žiadne čisto iónové zlúčeniny.

Okamžité a indukované dipóly.

Molekula je dynamický systém, v ktorom dochádza k neustálemu pohybu elektrónov a oscilácii jadier. Rozloženie poplatkov v ňom preto nemôže byť striktne konštantné. Napríklad molekula Cl 2 je klasifikovaná ako nepolárna: hodnota jej elektrického momentu dipólu je nulová. V každom danom okamihu však dochádza k dočasnému posunu nábojov na jeden z atómov chlóru: Cl δ+ → Cl δ− alebo Cl δ− ← Cl δ+ s tvorbou okamžité mikrodipóly. Keďže takéto premiestnenie nábojov na ktorýkoľvek z atómov je rovnako pravdepodobné, priemerná distribúcia nábojov presne zodpovedá priemernej nulovej hodnote dipólového momentu.
Pre polárne molekuly je hodnota dipólového momentu v akomkoľvek danom časovom okamihu o niečo väčšia alebo o niečo menšia ako jeho priemerná hodnota. Smer a veľkosť okamžitého dipólu podliehajú neustálemu kolísaniu konštantného momentu dipólu. Každú nepolárnu a polárnu molekulu (a atóm v nej) možno teda považovať za súbor periodických, veľmi rýchlo sa meniacich veľkosť a smer okamžitých mikrodipólov.

Existujú dva typy kovalentných väzieb: nepolárne a polárne. V prípade nepolárnej kovalentnej väzby je elektrónový oblak tvorený spoločným párom elektrónov alebo väzbový elektrónový oblak rozmiestnený v priestore symetricky vzhľadom na oba atómy. Príkladom sú dvojatómové molekuly pozostávajúce z atómov jedného prvku: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 a ďalších, v ktorých elektrónový pár patrí rovnako obom atómom. V prípade polárnej kovalentnej väzby je elektrónový oblak väzby posunutý smerom k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou. Ako príklad môžu poslúžiť molekuly prchavých anorganických zlúčenín: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 a iné.

Relatívna elektronegativita atómov

Elektrické centrá kladných a záporných nábojov v molekule sa nezhodujú v jednom bode, ale sú umiestnené v určitej vzdialenosti ℓ.

Polárna molekula s konštantným elektrickým dipólovým momentom

Molekula s úplnou neutralitou je elektrický dipól s nábojom q - - na atóme chlóru a q + - na atóme vodíka. Takéto väzby a molekuly sa nazývajú polárny. Náboje atómov v molekule q sa nazývajú efektívne poplatky(v molekule HCl q cl \u003d -0,18; a q n \u003d +0,18 absolútneho náboja elektrónu, stupeň ionicity väzby

Miera polarity väzby a molekuly - dipólový elektrický moment(μ - "mu") je určený produktom

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

kde q je efektívny náboj; ℓ je dĺžka dipólu. Jednotka elektrického momentu dipólu (systém SI) je vyjadrená ako 3,33∙10 -30 C∙m (coulomb-meter) = 1D (D - Debye).

Elektrický moment dipólu je vektorová veličina. Jeho smer sa podmienečne odoberá z kladného náboja na záporný - v smere posunutia oblaku väzbových elektrónov. Čím väčší je rozdiel v elektronegativite prvkov v polárnych molekulách, tým väčší je elektrický moment dipólu.

Pri polyatomických molekulách je potrebné rozlišovať medzi konceptmi dipólových momentov jednotlivých väzieb a molekuly ako celku. Keďže v prítomnosti niekoľkých väzieb v molekule sa ich dipólové momenty sčítajú podľa pravidla rovnobežníka, potom sa v závislosti od tvaru molekuly, určeného smerom väzieb, výsledný dipólový moment líši od dipólových momentov. jednotlivých väzieb a v konkrétnom prípade (pre vysoko symetrické molekuly) sa môže rovnať nule aj napriek značnej polarite jednotlivých väzieb. Napríklad lineárna molekula CO 2 je nepolárna (μ = 0), hoci každá väzba C=O má významný dipólový moment (μ = 2,7 D).

2,7 d 2,7 d

Molekuly obsahujúce nepolárnu kovalentnú väzbu sa nazývajú nepolárne alebo homeopolárny. V takýchto molekulách je väzobný elektrónový oblak rozdelený symetricky medzi jadrá oboch atómov a jadrá naň rovnako pôsobia. Príkladom sú molekuly jednoduchých látok, pozostávajúce z atómov jedného prvku: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 a iné. Elektrický moment dipólu takýchto molekúl je rovný nule.

Schopnosť molekúl (a jednotlivých väzieb) polarizovať sa vplyvom vonkajšieho elektrického poľa je tzv polarizovateľnosť. K tomu môže dôjsť aj vplyvom poľa vytvoreného približujúcou sa polárnou molekulou. Preto má polarizovateľnosť pri chemických reakciách veľký význam.

Vždy je dôležité zvážiť polaritu molekuly a jej elektrický dipólový moment. S tým druhým je spojená reaktivita látok. Spravidla platí, že čím väčší je elektrický moment dipólu molekuly, tým vyššia je reaktivita látky. S elektrickým momentom dipólu súvisí aj rozpustnosť látok. Polárne molekuly kvapalín podporujú elektrickú disociáciu elektrolytov v nich rozpustených podľa princípu „podobné sa rozpúšťa podobné“.