Elektronegativita atómov prvkov. Relatívna elektronegativita. Zmeny v obdobiach a skupinách periodického systému. Polarita chemických väzieb, polarita molekúl a iónov.

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

Relatívna elektronegativita. (OEO)

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

Zmeny v obdobiach a skupinách periodického systému.

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

Najmenej význam sa pozoruje pre alkalické kovy a kovy alkalických zemín.

Najväčší- pre halogény.

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

Elektronegativita (χ) je základná chemická vlastnosť atómu, kvantitatívna charakteristika schopnosti atómu v molekule premiestňovať 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 akýchkoľvek chemických prvkov) je vo všeobecnosti väčšia ako geometrická stredná hodnota homoatómových väzieb A-A a B-B.

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

Teoretickú definíciu elektronegativity navrhol americký fyzik R. Mulliken. Na základe zrejmého tvrdenia, že schopnosť atómu v molekule pritiahnuť elektrónový náboj závisí od ionizačnej energie atómu a jeho elektrónovej afinity, R. Mulliken zaviedol myšlienku elektronegativity atómu A ako priemernej hodnoty. 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 priradiť konštantnú 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. V poslednej dobe sa na charakterizáciu elektronegativity čoraz viac používa takzvaná orbitálna elektronegativita v závislosti od typu atómového orbitálu podieľajúceho sa na tvorbe väzby a od jeho elektrónovej populácie, t.j. či je atómový orbitál obsadený osamoteným elektrónovým párom. jednotlivo obsadené nespárovaným elektrónom alebo je prázdne. Ale napriek známym ťažkostiam pri interpretácii a určovaní elektronegativity je vždy potrebné pre kvalitatívny popis a predikciu povahy väzieb v molekulárnom systéme, vrátane väzbovej energie, distribúcie elektrického náboja a stupňa iónovej schopnosti, silovej konštanty atď. z najrozvinutejších v roku Súčasným prístupom je Sandersonov prístup. Tento prístup je založený na myšlienke vyrovnávania elektronegativity atómov počas vytvárania chemickej väzby medzi nimi. Početné štúdie našli vzťahy medzi Sandersonovými elektronegativitami a najdôležitejšími fyzikálno-chemickými vlastnosťami anorganických zlúčenín prevažnej väčšiny prvkov periodickej tabuľky. Veľmi plodnou sa ukázala aj modifikácia Sandersonovej metódy, založená na redistribúcii elektronegativity medzi atómami molekuly pre organické zlúčeniny.

2) Polarita chemických väzieb, polarita molekúl a iónov.

Čo je v abstrakte a v učebnici - Polarita je spojená s dipólovým momentom.Prejavuje sa ako dôsledok posunutia spoločného elektrónového páru k jednému z atómov.Polarita závisí aj od rozdielu v elektronegativite viazaných atómov Čím vyššia je hodnota e.o. dvoch atómov, tým je chemická väzba medzi nimi polárnejšia Podľa toho, ako sa pri vzniku chemickej väzby prerozdeľuje hustota elektrónov, sa rozlišuje niekoľko typov Limitujúcim prípadom polarizácie chemickej väzby je úplný prechod z jedného atómu inému.

V tomto prípade vznikajú dva ióny, medzi ktorými dochádza k iónovej väzbe.Aby dva atómy mohli vytvárať iónovú väzbu, je potrebné, aby ich e.o. boli veľmi odlišné.Ak e.o. sú rovnaké, potom vzniká nepolárna kovalentná väzba.Najčastejšia je polárna kovalentná väzba - vzniká medzi akýmikoľvek atómami, ktoré majú rôzne hodnoty e.o.

Kvantitatívnym hodnotením polarity väzby môžu byť efektívne náboje atómov Efektívny náboj atómu je charakterizovaný rozdielom medzi počtom elektrónov patriacich danému atómu v chemickej zlúčenine a počtom elektrónov voľnej zlúčeniny. atóm.Atóm elektronegatívnejšieho prvku priťahuje elektróny silnejšie, preto sú k nemu elektróny bližšie a dostáva určitý záporný náboj, ktorý sa nazýva efektívny a jeho partner má rovnaký kladný efektívny náboj.Ak elektróny tvoriace väzba medzi atómami k nim patrí rovnako, efektívne náboje sú nulové.

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 dipólového pólu rovný efektívnemu náboju. pre dvojatómovú molekulu a 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 sa otáčajú k sebe opačne nabitými pólmi 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 molekuly polárneho rozpúšťadla v dôsledku interakcií dipól-dipól alebo ión-dipól s rozpustenou látkou prispievajú k rozkladu rozpustenej látky na ióny. Napríklad roztok chlorovodíka vo vode, ktorého molekuly sú polárne, dobre vedie elektrický prúd. Roztok chlorovodíka v benzéne nemá výraznú elektrickú vodivosť. To naznačuje neprítomnosť ionizácie chlorovodíka v roztoku benzénu, pretože molekuly benzénu sú nepolárne.

Ióny, podobne ako elektrické pole, sa navzájom polarizujú. Pri stretnutí dvoch iónov dochádza k ich vzájomnej polarizácii, t.j. posunutie elektrónov vo vonkajších vrstvách 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 nízkymi ionizačnými potenciálmi a e.o. pretože kovy vykazujú silnú tendenciu strácať elektróny.
Nekovové prvky majú vyššiu ionizačnú energiu.
Keď sa vonkajší obal nekovov vo vnútri periód naplní, polomer atómov sa zmenšuje. Vo 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.

K chemickej väzbe dochádza v dôsledku redistribúcie elektrónov vo valenčných orbitáloch, čo vedie k stabilnej elektrónovej konfigurácii vzácneho plynu v dôsledku tvorby iónov alebo tvorby zdieľaných elektrónových párov.
Chemická väzba je charakterizovaná energiou a dĺžkou.
Meradlom sily 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 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. Hodnota elektronegatívnosti najelektronegatívnejšieho prvku fluóru, (F) = 4,0, sa svojvoľne berie ako východiskový bod v tomto stupnica.

Prvky skupiny VIII periodickej tabuľky (vzácne plyny) majú nulovú elektronegativitu;
Za konvenčnú hranicu medzi kovmi a nekovmi sa považuje hodnota relatívnej elektronegativity 2.

Elektronegativita prvkov periodickej tabuľky sa spravidla zvyšuje postupne zľava doprava v každom období. V rámci každej skupiny, až na pár výnimiek, elektronegativita postupne klesá zhora nadol. Elektronegativita sa môže použiť na charakterizáciu chemickej väzby.
Väzby s menším rozdielom v elektronegativite atómov sú klasifikované ako polárne kovalentné väzby. Čím menší je rozdiel v elektronegativite atómov tvoriacich chemickú väzbu, tým nižší je stupeň iónovej schopnosti tejto väzby. Nulový rozdiel v elektronegativite atómov naznačuje absenciu iónového charakteru vo väzbe, ktorú tvoria, t. j. jej čisto kovalentnú povahu.

Polarita chemickej väzby, polarita molekúl a iónov
Polarita chemických väzieb, charakteristika chemickej väzby, ukazujúca redistribúciu hustoty elektrónov v priestore blízko jadier v porovnaní s počiatočnou distribúciou tejto hustoty v neutrálnych atómoch tvoriacich 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 sú vysoko polárne.

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

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

Dnes sa naučíme, ako určiť polaritu spojenia a prečo je to potrebné. Odhalíme fyzikálny význam uvažovanej veličiny.

Chémia a fyzika

Kedysi všetky disciplíny venujúce sa štúdiu okolitého sveta spájala jedna definícia. Astronómovia, alchymisti a biológovia boli filozofi. Teraz však existuje striktné rozdelenie medzi vedné odbory a veľké univerzity presne vedia, čo potrebujú vedieť matematici a čo lingvisti. V prípade chémie a fyziky však neexistuje jasná hranica. Často sa navzájom prenikajú a niekedy idú paralelne. Kontroverznou témou je najmä polarita spojenia. Ako zistiť, či táto oblasť vedomostí patrí do fyziky alebo chémie? Na formálnom základe - k druhej vede: teraz školáci študujú tento pojem v rámci chémie, ale bez vedomostí z fyziky sa nezaobídu.

Atómová štruktúra

Aby ste pochopili, ako určiť polaritu väzby, musíte si najprv zapamätať, ako je atóm štruktúrovaný. Na konci devätnásteho storočia bolo známe, že každý atóm je ako celok neutrálny, ale za rôznych okolností obsahuje rôzne náboje. Rutherfod zistil, že v strede každého atómu je ťažké a kladne nabité jadro. Náboj atómového jadra je vždy celé číslo, to znamená, že je +1, +2 atď. Okolo jadra je zodpovedajúce množstvo negatívne nabitého svetla, ktoré presne zodpovedá náboju jadra. To znamená, že ak je jadrový náboj +32, potom by sa okolo neho malo nachádzať tridsaťdva elektrónov. Zaberajú špecifické pozície okolo jadra. Každý elektrón je akoby „rozmazaný“ okolo jadra vo svojom vlastnom orbitále. Jeho tvar, polohu a vzdialenosť od jadra určujú štyri

Prečo vzniká polarita?

V neutrálnom atóme, ktorý sa nachádza ďaleko od iných častíc (napríklad v hlbokom vesmíre, mimo galaxie), sú všetky orbitály symetrické okolo stredu. Napriek pomerne zložitému tvaru niektorých z nich sa orbitály akýchkoľvek dvoch elektrónov nepretínajú v tom istom atóme. Ak sa však náš individuálny atóm vo vákuu stretne s iným na svojej ceste (napríklad vstúpi do oblaku plynu), potom s ním bude chcieť interagovať: orbitály vonkajších valenčných elektrónov sa rozšíria smerom k susednému atómu a splynú s ním. . Vznikne spoločný elektrónový oblak, nová chemická zlúčenina a teda aj polarita väzby. Nižšie popíšeme, ako určiť, ktorý atóm prevezme väčšinu celkového elektrónového oblaku.

Čo sú chemické väzby?

V závislosti od typu interagujúcich molekúl, rozdielu v nábojoch ich jadier a sile výslednej príťažlivosti existujú tieto typy chemických väzieb:

• jednoelektrónový;
• kov;
• kovalentné;
• iónové;
• van der Waals;
• vodík;
• dvojelektrónový trojstred.

Ak sa chcete opýtať, ako určiť polaritu väzby v zlúčenine, musí byť kovalentná alebo iónová (napríklad soľ NaCl). Vo všeobecnosti sa tieto dva typy väzieb líšia iba tým, o koľko sa elektrónový oblak posunie smerom k jednému z atómov. Ak kovalentnú väzbu netvoria dva rovnaké atómy (napríklad O 2), potom je vždy mierne polarizovaná. V iónovej väzbe je posun silnejší. Predpokladá sa, že iónová väzba vedie k tvorbe iónov, keď jeden z atómov „berie“ elektróny druhému.

Ale v skutočnosti úplne polárne zlúčeniny neexistujú: len jeden ión veľmi silne priťahuje spoločný elektrónový oblak. Až tak, že zostávajúci kúsok rovnováhy možno zanedbať. Dúfame teda, že je jasné, že je možné určiť polaritu kovalentnej väzby, ale nemá zmysel určiť polaritu iónovej väzby. Aj keď v tomto prípade je rozdiel medzi týmito dvoma typmi komunikácie aproximáciou, modelom a nie skutočným fyzikálnym javom.

Určenie polarity komunikácie

Dúfame, že čitateľ už pochopil, že polarita chemickej väzby je odchýlka rozloženia celkového elektrónového oblaku v priestore od rovnovážnej. A rovnovážna distribúcia existuje v izolovanom atóme.

Metódy merania polarity

Ako určiť polaritu spojenia? Táto otázka nie je ani zďaleka jednoznačná. Na začiatok treba povedať, že keďže symetria elektrónového oblaku polarizovaného atómu sa líši od symetrie neutrálneho atómu, zmení sa röntgenové spektrum. Posun čiar v spektre teda poskytne predstavu o tom, aká je polarita spojenia. A ak chcete pochopiť, ako presnejšie určiť polaritu väzby v molekule, musíte poznať nielen emisné alebo absorpčné spektrum. Treba zistiť:

• veľkosti atómov zapojených do väzby;
• náboje ich jadier;
• aké väzby sa vytvorili v atóme predtým, ako vznikla táto;
• aká je štruktúra všetkej hmoty;
• ak je štruktúra kryštalická, aké chyby v nej existujú a ako ovplyvňujú celú látku.

Polarita väzby je označená horným znamienkom nasledujúceho tvaru: 0,17+ alebo 0,3-. Je tiež potrebné pripomenúť, že rovnaký typ atómu bude mať rôzne polarity väzieb v kombinácii s rôznymi látkami. Napríklad v oxide BeO je polarita kyslíka 0,35- a v MgO je 0,42-.

Polarita atómu

Čitateľ si môže položiť aj nasledujúcu otázku: „Ako určiť polaritu chemickej väzby, ak existuje toľko faktorov? Odpoveď je jednoduchá aj zložitá. Kvantitatívne miery polarity sú definované ako efektívne náboje atómu. Táto hodnota je rozdiel medzi nábojom elektrónu umiestneného v určitej oblasti a zodpovedajúcou oblasťou jadra. Vo všeobecnosti táto hodnota celkom dobre ukazuje určitú asymetriu elektrónového oblaku, ktorá vzniká pri tvorbe chemickej väzby. Problém je v tom, že je takmer nemožné presne určiť, ktorá oblasť elektrónu patrí do tejto konkrétnej väzby (najmä v zložitých molekulách). Takže, ako v prípade delenia chemických väzieb na iónové a kovalentné, vedci sa uchyľujú k zjednodušeniam a modelom. V tomto prípade sú vyradené tie faktory a hodnoty, ktoré majú malý vplyv na výsledok.

Fyzikálny význam polarity spojenia

Aký je fyzikálny význam polarity väzby? Pozrime sa na jeden príklad. Atóm vodíka H sa nachádza v kyseline fluorovodíkovej (HF) aj v kyseline chlorovodíkovej (HCl). Jeho polarita v HF je 0,40+, v HCl - 0,18+. To znamená, že celkový elektrónový oblak je oveľa viac naklonený k fluóru ako k chlóru. To znamená, že elektronegativita atómu fluóru je oveľa silnejšia ako elektronegativita atómu chlóru.

Polarita atómu v molekule

No premýšľavý čitateľ si spomenie, že okrem jednoduchých zlúčenín, v ktorých sú prítomné dva atómy, existujú aj zložitejšie. Napríklad na vytvorenie jednej molekuly kyseliny sírovej (H2S04) sú potrebné dva atómy vodíka, jeden atóm síry a až štyri atómy kyslíka. Potom vyvstáva ďalšia otázka: ako určiť najvyššiu polaritu väzby v molekule? Na začiatok si musíme uvedomiť, že každá zlúčenina má nejakú štruktúru. To znamená, že kyselina sírová nie je hromada všetkých atómov na jednej veľkej hromade, ale určitá štruktúra. K centrálnemu atómu síry sú pripojené štyri atómy kyslíka, ktoré tvoria niečo ako kríž. Na dvoch protiľahlých stranách sú atómy kyslíka pripojené k síre dvojitými väzbami. Na ďalších dvoch stranách sú atómy kyslíka pripojené k síre jednoduchými väzbami a „držané“ vodíkom na druhej strane. V molekule kyseliny sírovej teda existujú nasledujúce väzby:

Určením polarity každej z týchto väzieb z referenčnej knihy môžete nájsť tú najväčšiu. Je však potrebné pripomenúť, že ak je na konci dlhého reťazca atómov silne elektronegatívny prvok, môže na seba „pritiahnuť“ elektrónové oblaky susedných väzieb, čím sa zvýši ich polarita. V štruktúre zložitejšej ako reťazec sú celkom možné aj iné efekty.

Ako sa polarita molekuly líši od polarity väzby?

Povedali sme vám, ako určiť polaritu spojenia. Odhalili sme, aký je fyzikálny význam tohto pojmu. Tieto slová sa však nachádzajú aj v iných frázach, ktoré sa týkajú tejto časti chémie. Čitateľov určite zaujíma, ako sa vzájomne ovplyvňujú chemické väzby a molekulárna polarita. Odpovedáme: tieto pojmy sa navzájom dopĺňajú a nie sú možné samostatne. Ukážeme to na klasickom príklade vody.

V molekule H2O sú dve identické H-O väzby. Uhol medzi nimi je 104,45 stupňov. Takže štruktúra molekuly vody je niečo ako dvojramenná vidlica s vodíkmi na koncoch. Kyslík je viac elektronegatívny atóm; priťahuje elektrónové oblaky dvoch vodíkov. Pri celkovej elektrickej neutralite sú teda hroty vidlice o niečo pozitívnejšie a základňa o niečo negatívnejšia. Zjednodušenie vedie k tomu, že molekula vody má póly. Toto sa nazýva polarita molekuly. To je dôvod, prečo je voda také dobré rozpúšťadlo; tento rozdiel v nábojoch umožňuje molekulám mierne pritiahnuť elektrónové oblaky iných látok na seba, oddeliť kryštály na molekuly a molekuly na atómy.

Aby sme pochopili, prečo majú molekuly polaritu pri absencii náboja, musíme si uvedomiť: dôležitý je nielen chemický vzorec látky, ale aj štruktúra molekuly, typy a typy väzieb, ktoré v nej vznikajú, rozdiel v elektronegativita atómov v ňom obsiahnutých.

Indukovaná alebo nútená polarita

Okrem vlastnej polarity existuje aj jedna vyvolaná alebo spôsobená vonkajšími faktormi. Ak na molekulu pôsobí vonkajšie elektromagnetické pole, ktoré je väčšie ako sily existujúce vo vnútri molekuly, potom môže zmeniť konfiguráciu elektrónových oblakov. To znamená, že ak molekula kyslíka ťahá oblaky vodíka v H2O a vonkajšie pole je spoluriadené týmto pôsobením, potom sa polarizácia zvyšuje. Ak sa zdá, že pole interferuje s kyslíkom, polarita väzby sa mierne zníži. Treba poznamenať, že na ovplyvnenie polarity molekúl je potrebná pomerne veľká sila a na ovplyvnenie polarity chemickej väzby ešte väčšia sila. Tento efekt sa dosahuje iba v laboratóriách a vesmírnych procesoch. Bežná mikrovlnka len zvyšuje amplitúdu vibrácií atómov vody a tuku. To však žiadnym spôsobom neovplyvňuje polaritu spojenia.

Kedy má smer polarity zmysel?

V súvislosti s pojmom, o ktorom uvažujeme, nemožno nespomenúť prepólovanie. Ak hovoríme o molekulách, potom polarita má znamienko plus alebo mínus. To znamená, že atóm sa buď vzdá svojho elektrónového mraku a stane sa tak o niečo pozitívnejším, alebo naopak oblak pritiahne k sebe a získa negatívny náboj. A smer polarity má zmysel len vtedy, keď sa náboj pohybuje, teda keď vodičom preteká prúd. Ako viete, elektróny sa pohybujú od svojho zdroja (záporne nabitého) na miesto príťažlivosti (kladne nabité). Stojí za to pripomenúť, že existuje teória, podľa ktorej sa elektróny v skutočnosti pohybujú opačným smerom: od pozitívneho zdroja k negatívnemu. Ale vo všeobecnosti na tom nezáleží, dôležitý je len fakt ich pohybu. Takže pri niektorých procesoch, napríklad pri zváraní kovových častí, je dôležité, kde presne sú ktoré póly pripojené. Preto je dôležité vedieť, ako je zapojená polarita: priama alebo reverzná. V niektorých zariadeniach, dokonca aj v domácnostiach, na tom záleží.

Je potrebné rozlíšiť polaritu molekuly od polarity väzby. Pre dvojatómové molekuly typu AB sa tieto pojmy zhodujú, ako už bolo ukázané na príklade molekuly HCl. V takýchto molekulách Čím väčší je rozdiel v elektronegativite prvkov (∆EO), tým väčší je elektrický dipólový moment. Napríklad v sérii HF, HCl, HBr, HI klesá v rovnakom poradí ako relatívna elektronegativita.

Molekuly môžu byť polárne alebo nepolárne v závislosti od povahy distribúcie elektrónovej hustoty v molekule. Polarita molekuly je charakterizovaná hodnotou elektrického dipólového momentu μ hovoria , ktorá sa rovná vektorovému súčtu elektrických momentov dipólov všetkých väzieb a neväzbových elektrónových párov nachádzajúcich sa na hybridných akciových spoločnostiach: → →

 m-ly = ( spojenia) i + ( nespojené elektrické páry) j .

Výsledok adície závisí od polarity väzieb, geometrickej štruktúry molekuly a prítomnosti osamelých elektrónových párov. Polarita molekuly je výrazne ovplyvnená jej symetriou.

Napríklad molekula CO2 má symetrickú lineárnu štruktúru:

Preto, aj keď sú väzby C=O vysoko polárne, v dôsledku vzájomnej kompenzácie ich elektrických dipólových momentov je molekula CO 2 vo všeobecnosti nepolárna (väzby  =  väzby = 0). Z rovnakého dôvodu sú nepolárne vysoko symetrické tetraedrické molekuly CH 4, CF 4, oktaedrické molekuly SF 6 atď.

V uhlovej molekule H 2 O sú polárne väzby O–H umiestnené pod uhlom 104,5º: → →

 H2O =  O – H +  nespojené elektrické páry  0.

Preto sa ich momenty navzájom nezrušia a molekula sa ukáže ako polárna ().

Elektrický dipólový moment má aj uhlová molekula SO 2, pyramídové molekuly NH 3, NF 3 atď.. Absencia takéhoto momentu

označuje vysoko symetrickú štruktúru molekuly, prítomnosť elektrického dipólového momentu naznačuje asymetriu štruktúry molekuly (tabuľka 3.2).

Tabuľka 3.2

Štruktúra a očakávaná polarita molekúl

	Priestorová konfigurácia	Očakávaná polarita
	Lineárne	Nepolárne
	Lineárne	Polárny
	Lineárne	Nepolárne
		Polárny
	Lineárne	Polárny
	Rovina-trojuholníkový	Nepolárne
	Trigonálno-pyramídové	Polárny
	Tetraedrický	Nepolárne

Hodnota elektrického dipólového momentu molekuly je silne ovplyvnená neväzbovými elektrónovými pármi, ktoré sa nachádzajú v hybridných orbitáloch a majú vlastný elektrický dipólový moment (smer vektora je od jadra, pozdĺž osi umiestnenia hybridného AO). ). Napríklad molekuly NH 3 a NF 3 majú rovnaký trigonálny pyramídový tvar a polarita väzieb N–H a N–F je tiež približne rovnaká. Elektrický moment dipólu NH3 je však 0,49·10-29 C·m a NF3 je iba 0,07·10-29 C·m. Vysvetľuje to skutočnosť, že v NH 3 sa smer elektrického dipólového momentu N–H väzbového a neväzbového elektrónového páru zhoduje a po pridaní vektora spôsobuje veľký elektrický dipólový moment. Naopak, v NF 3 momenty väzieb N–F a elektrónového páru smerujú opačným smerom, preto sú po sčítaní čiastočne kompenzované (obr. 3.15).

Obrázok 3.15. Sčítanie elektrických dipólových momentov väzbových a neväzbových elektrónových párov molekúl NH 3 a NF 3

Nepolárna molekula môže byť vyrobená polárnou. Aby to bolo možné, musí byť umiestnený v elektrickom poli s určitým potenciálnym rozdielom. Vplyvom elektrického poľa sa „ťažiská“ kladných a záporných nábojov posúvajú a vzniká indukovaný alebo indukovaný elektrický dipólový moment. Keď sa pole odstráni, molekula sa opäť stane nepolárnou.

Vplyvom vonkajšieho elektrického poľa sa polárna molekula polarizuje, t.j. dochádza v nej k redistribúcii nábojov a molekula nadobúda novú hodnotu elektrického dipólového momentu a stáva sa ešte polárnejšou. K tomu môže dôjsť aj vplyvom poľa vytvoreného približujúcou sa polárnou molekulou. Schopnosť molekúl polarizovať sa vplyvom vonkajšieho elektrického poľa sa nazýva polarizovateľnosť.

Intermolekulové interakcie sú určené polaritou a polarizovateľnosťou molekúl. Reaktivita látky a jej rozpustnosť sú spojené s elektrickým momentom dipólu molekuly. Polárne molekuly kvapalín podporujú elektrolytickú disociáciu elektrolytov v nich rozpustených.

"

Existujú dva typy kovalentných väzieb: nepolárne a polárne. V prípade nepolárnej kovalentnej väzby je elektrónový oblak tvorený spoločným párom elektrónov, alebo elektrónový oblak väzby, 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. Príkladom sú 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 permanentným elektrickým dipólovým momentom

Molekula so všeobecnou 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 = -0,18; a q n = +0,18 absolútny náboj elektrónu, stupeň ionicity väzby

Miera väzby a polarity molekúl – elektrický dipólový moment(μ – „mu“) je určený produktom

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

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

Elektrický moment dipólu je vektorová veličina. Jeho smer sa konvenčne odoberá od kladného náboja k zápornému - v smere posunu spojovacieho elektrónového oblaku. Čím väčší je rozdiel v elektronegativite prvkov v polárnych molekulách, tým väčší je elektrický dipólový moment.

Pri polyatomických molekulách treba rozlišovať medzi konceptmi dipólových momentov jednotlivých väzieb a molekuly ako celku. Pretože ak je v molekule niekoľko väzieb, ich dipólové momenty sa sčítajú podľa pravidla rovnobežníka, potom sa v závislosti od tvaru molekuly, určeného smerom väzieb, výsledný dipólový moment líši od dipólových momentov jednotlivé väzby a v konkrétnom prípade (pre vysoko symetrické molekuly) sa môžu 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 spojovací elektrónový oblak rozdelený symetricky medzi jadrá oboch atómov a jadrá naň pôsobia rovnako. Príkladom sú molekuly jednoduchých látok pozostávajúce z atómov jedného prvku: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 a iné. Elektrický dipólový moment takýchto molekúl je nulový.

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. To posledné súvisí s reaktivitou látok. Spravidla platí, že čím väčší je elektrický dipólový moment 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 v podobnom“.

Keď sa vytvorí kovalentná väzba medzi odlišnými atómami, väzbový pár elektrónov sa posunie smerom k viac elektronegatívnemu atómu. To vedie k polarizácii molekúl, takže všetky dvojatómové molekuly pozostávajúce z odlišných prvkov sa ukážu ako polárne do jedného alebo druhého stupňa. V zložitejších molekulách polarita závisí aj od geometrie molekuly. Aby sa polarita objavila, je potrebné, aby sa centrá rozloženia kladných a záporných nábojov nezhodovali.

V molekule CO 2 sú väzby uhlík-kyslík polárne a atóm uhlíka má určitý kladný náboj a každý z atómov kyslíka má rovnaký záporný náboj. V dôsledku toho je stred kladného náboja sústredený na atóm uhlíka. Pretože atómy kyslíka sú umiestnené na rovnakej priamke, ale obe strany atómu uhlíka (lineárna molekula) sú v rovnakej vzdialenosti, kladný náboj je neutralizovaný. Takže napriek polarite každej väzby v CO. je celá molekula ako celok nepolárna a dôvodom je

Ryža. 434. Príkladom štruktúry a polarity molekúl je ich lineárna štruktúra. Naopak, molekula S=C=0 je polárna, pretože väzby uhlík-síra a uhlík-kyslík majú rôznu dĺžku a rôznu polaritu. Na obr. Obrázok 4.34 ukazuje štruktúry a polarity niektorých molekúl.

Z vyššie uvedených príkladov vyplýva, že ak sú atómy alebo skupiny atómov pripojené k centrálnemu atómu identické alebo sú k nemu umiestnené symetricky (lineárne, ploché trojuholníkové, tetraedrické a iné štruktúry), potom bude molekula nepolárna. Ak sú k centrálnemu atómu pripojené nerovnaké skupiny alebo existuje asymetrické usporiadanie skupín, potom sú molekuly polárne.

Efektívny náboj atómov v molekule je dôležitý pri zvažovaní polárnych väzieb. Napríklad v molekule HC1 je väzbový elektrónový oblak posunutý smerom k elektronegatívnejšiemu atómu chlóru, v dôsledku čoho nie je kompenzovaný náboj jadra vodíka a na atóme chlóru je hustota elektrónov v porovnaní s nábojom nadmerná. jeho jadra. Preto je atóm vodíka pozitívne polarizovaný a atóm chlóru je polarizovaný negatívne. Atóm vodíka má kladný náboj a atóm chlóru záporný náboj. Tento náboj 8, nazývaný efektívny náboj, sa zvyčajne stanovuje experimentálne. Takže pre vodík 8 H = +0,18 a pre chlór 5 C, = -0,18 absolútny náboj elektrónu, v dôsledku čoho má väzba v molekule HC1 18 % iónovej povahy (t. j. stupeň ionicity je 0,18 ) .

Pretože polarita väzby závisí od stupňa posunutia väzbového páru elektrónov smerom k elektronegatívnejšiemu prvku, je potrebné vziať do úvahy nasledovné:

• a) elektronegativita (EO) nie je striktná fyzikálna veličina, ktorá sa dá určiť priamo experimentálne;
• b) hodnota elektronegativity nie je konštantná, ale závisí od povahy druhého atómu, s ktorým je atóm viazaný;
• c) ten istý atóm v danej chemickej väzbe môže niekedy fungovať ako elektropozitívny aj elektronegatívny.

Experimentálne údaje naznačujú, že prvkom možno priradiť hodnoty relatívnej elektronegativity (REV), ktorých použitie umožňuje posúdiť stupeň polarity väzieb medzi atómami v molekule (pozri tiež odseky 3.6 a 4.3).

V molekule pozostávajúcej z dvoch atómov, čím vyššia je OEO jedného z nich, tým väčšia je polarita kovalentnej väzby; preto, ako sa OEO druhého prvku zvyšuje, stupeň ionicity zlúčeniny sa zvyšuje.

Pre charakterizáciu reaktivity molekúl je dôležitý nielen charakter distribúcie elektrónovej hustoty, ale aj možnosť jej zmeny pod vplyvom vonkajších vplyvov. Meradlom tejto zmeny je polarizovateľnosť väzby, t.j. jeho schopnosť stať sa polárnou alebo ešte polárnejšou. K polarizácii väzieb dochádza tak pod vplyvom vonkajšieho elektrického poľa, ako aj pod vplyvom inej molekuly, ktorá je reakčným partnerom. Výsledkom týchto vplyvov môže byť polarizácia spoja sprevádzaná jeho úplným pretrhnutím. V tomto prípade väzbový pár elektrónov zostáva s viac elektronegatívnym atómom, čo vedie k tvorbe odlišných iónov. Tento typ štiepenia väzby sa nazýva teterolytický. Napríklad:

Vo vyššie uvedenom príklade štiepenia asymetrickej väzby je vodík eliminovaný vo forme iónu H+ a väzbový pár elektrónov zostáva s chlórom, takže ten sa mení na anión C1.

Okrem tohto typu štiepenia väzby je možné aj symetrické štiepenie, kedy nevznikajú ióny, ale atómy a radikály. Tento typ štiepenia väzby sa nazýva homolytický.