Електронегативність атомів елементів.Відносна електронегативність. Зміна у періодах та групах Періодичної системи. Полярність хімічного зв'язку, полярність молекул та іонів.

Електронегативність (е.о.) - це здатність атома зміщувати до себе електронні пари.
Мірою е.о. є енергія дорівнює арифметично ½ сумі енергії іонізації I та енергії подібності до електрон Е
Е.О. = ½ (I+E)

Відносна електронегативність. (ОЕО)

Фтору як найсильнішому э.о елементу присвоюється значення 4.00 щодо якого розглядаються інші елементи.

Зміни у періодах та групах Періодичної системи.

Усередині періодів із збільшенням заряду ядра зліва направо збільшується електронегативність.

Найменшезначення спостерігається у лужних та лужноземельних металів.

Найбільше- У галогенів.

Чим вище електронегативність, тим сильніше у елементів виражені неметалеві властивості.

Електронегативність (χ) – фундаментальна хімічна властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі зміщувати до себе загальні електронні пари.

Сучасне поняття про електронегативність атомів було запроваджено американським хіміком Л. Полінгом. Л. Полінг використовував поняття електронегативності для пояснення того факту, що енергія гетероатомного зв'язку A-B (A, B - символи будь-яких хімічних елементів) у загальному випадку більша за середнє геометричне значення гомоатомних зв'язків A-A і B-B.

Найвище значення е.о. у фтору, а найнижче - цезій.

Теоретичне визначення електронегативності було запропоновано американським фізиком Р. Маллікеном. Виходячи з очевидного положення про те, що здатність атома в молекулі притягувати до себе електронний заряд залежить від енергії іонізації атома та його спорідненості до електрона, Р. Маллікен ввів уявлення про електронегативність атома А як про середню величину енергії зв'язку зовнішніх електронів при іонізації валентних станів ( наприклад, від А до А+) і на цій основі запропонував дуже просте співвідношення для електронегативності атома:

де J1A та εA - відповідно енергія іонізації атома та його спорідненість до електрона.
Строго говорячи, елементу не можна приписати постійну електронегативність. Електронегативність атома залежить від багатьох факторів, зокрема, від валентного стану атома, формального ступеня окислення, координаційного числа, природи лігандів, що становлять оточення атома в молекулярній системі, та від деяких інших. Останнім часом все частіше для характеристики електронегативності використовують так звану орбітальну електронегативність, яка залежить від типу атомної орбіталі, що бере участь у освіті зв'язку, і від її електронної заселеності, тобто від того, зайнята атомна орбіталь неподіленою електронною парою, одноразово заселена неспареним електроном або є вакантною. Але, незважаючи на відомі труднощі в інтерпретації та визначенні електронегативності, вона завжди залишається необхідною для якісного опису та передбачення природи зв'язків у молекулярній системі, включаючи енергію зв'язку, розподіл електронного заряду та ступінь іонності, силову постійну і т. д. Одним з найбільш розвинених у Нині підходами є підхід Сандерсона. В основу цього підходу лягла ідея вирівнювання електронегативності атомів при утворенні хімічного зв'язку між ними. У численних дослідженнях було знайдено залежності між електронегативностями Сандерсона та найважливішими фізико-хімічними властивостями неорганічних сполук переважної більшості елементів періодичної таблиці. Дуже плідною виявилася модифікація методу Сандерсона, заснована на перерозподілі електронегативності між атомами молекули для органічних сполук.

2) Полярність хімічного зв'язку, полярність молекул та іонів.

Те, що є в конспекті і в підручнику-Полярність пов'язана з дипольним моментом. Проявляється в результаті зміщення загальної електронної пари до одного з атомів. двох атомів, тим більше полярною є хімічний зв'язок між ними. Залежно від того, як відбувається перерозподіл електронної щільності при утворенні хімічного зв'язку, розрізняють кілька її типів.

При цьому утворюється два іони, між якими виникає іонний зв'язок. Для того щоб два атоми змогли створити іонний зв'язок, необхідно, щоб їх е.о. дуже сильно розрізнялися. Якщо е.о. найчастіше зустрічається полярний ковалентний зв'язок - вона утворюється між будь-якими атомами, що мають різне значення е.о.

Кількісною оцінкою полярності зв'язку можуть служити ефективні заряди атомів. деякий негативний заряд, який називають ефективним, а в його партнера з'являється такий самий позитивний ефективний заряд.

Для двоатомних молекул охарактеризувати полярність зв'язку та визначити ефективні заряди атомів можна на основі вимірювання дипольного моменту M=q*r де q-заряд полюса диполя, що дорівнює для двоатомної молекули ефективному заряду, r-між'ядерна відстань.Диповний момент зв'язку є векторною величиною. Він спрямований від позитивно зарядної частини молекули до її негативної частини. Ефективний заряд на атомі елемента не збігається зі ступенем окиснення.

Полярність молекул значною мірою визначає властивості речовин. Полярні молекули повертаються одна до одної різноіменно зарядженими полюсами, і між ними виникає взаємне тяжіння. Тому речовини, утворені полярними молекулами, мають вищі температури плавлення та кипіння, ніж речовини, молекули яких неполярні.

Рідини, молекули яких є полярними, мають більш високу розчинну здатність. При цьому що більше полярність молекул розчинника, то вище розчинність у ній полярних чи іонних сполук. Ця залежність пояснюється тим, що полярні молекули розчинника за рахунок диполь-дипольної або іон-дипольної взаємодії з речовиною, що розчиняється, сприяють розпаду розчиняється речовини на іони. Наприклад, розчин хлороводню у воді, молекули якої полярні, добре проводить електричний струм. Розчин хлороводню в бензолі не має помітної електропровідності. Це вказує на відсутність іонізації хлороводню в бензольному розчині, оскільки молекули бензолу неполярні.

Іони, подібно до електричного поля, надають поляризуючу дію один на одного. При зустрічі двох іонів відбувається взаємна поляризація, тобто. усунення електронів зовнішніх шарів щодо ядер. Взаємна поляризація іонів залежить від зарядів ядра та іона, радіуса іона та інших факторів.

Усередині груп е.о. зменшується.

Металеві властивості елементів зростають.

Металеві елементи на зовнішньому енергетичному рівні містять 1,2,3 електрона та характеризуються низьким значенням іонізаційних потенціалів та е.о. тому що метали виявляють виражену тенденцію до віддачі електронів.
Неметалічні елементи вирізняються вищим значенням енергії іонізації.
У міру заповнення зовнішньої оболонки у неметалів усередині періодів зменшується радіус атомів. На зовнішній оболонці число електронів дорівнює 4,5,6,7,8.

Полярність хімічного зв'язку. Полярність молекул та іонів.

Полярність хімічного зв'язку – визначається зміщенням зв'язків електронної пари одного з атомів.

Хімічний зв'язок виникає з допомогою перерозподілу електронів валентних орбіталей, у результаті виникає стійка електронна конфігурація шляхетного газу, з допомогою освіти іонів чи утворення загальних електронних пар.
Хімічний зв'язок характеризується енергією та довжиною.
Мірою міцності зв'язку служить енергія, що витрачається на руйнування зв'язку.
Наприклад. Н - Н = 435 кДжмоль-1

Електронегативність атомових елементів
Електронегативність - хімічна властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі притягувати електрони від атомів інших елементів.
Відносна електронегативність

Першою та найвідомішою шкалою відносної електронегативності є шкала Л.Полінга, отримана з термохімічних даних і запропонована в 1932 р. За початок відліку в цій шкалі довільно прийнята величина електронегативності найбільш електронегативного елемента фтору, (F) = 4,0.

Елементи VIII групи періодичної системи (шляхетні гази) мають нульову електронегативність;
Умовною межею між металами та неметалами вважається значення відносної електронегативності рівне 2.

Електронегативність елементів періодичної системи, як правило, послідовно зростає зліва направо у кожному періоді. У межах кожної групи, за кількома винятками, електронегативність послідовно зменшується зверху донизу. За допомогою електронегативності можна охарактеризувати хімічний зв'язок.
Зв'язки з меншою різницею електронегативності атомів відносять до полярних ковалентних зв'язків. Чим менша різниця електронегативностей атомів, що утворюють хімічний зв'язок, тим менший ступінь іонності цього зв'язку. Нульова різниця електронегативності атомів вказує на відсутність іонного характеру у утвореного ними зв'язку, тобто на її суто ковалентність.

Полярність хімічного зв'язку, полярність молекул та іонів
Полярність хімічних зв'язків, характеристика хімічного зв'язку, що показує перерозподіл електронної густини в просторі поблизу ядер порівняно з вихідним розподілом цієї густини в нейтральних атомах, що утворюють цей зв'язок.

Практично всі хімічні зв'язки, за винятком зв'язків у двоатомних гомоядерних молекулах - тією чи іншою мірою полярні. Зазвичай ковалентні зв'язки слабко полярні, іонні зв'язки сильно полярні.

Наприклад:
ковалентна неполярна: Cl2, O2, N2, H2, Br2

ковалентна полярна: H2O, SO2, HCl, NH3 і т.д.

Дізнаємось сьогодні, як визначити полярність зв'язку і навіщо це потрібно. Розкриємо фізичне значення аналізованої величини.

Хімія та фізика

Колись усі дисципліни, присвячені вивченню навколишнього світу, поєднувалися одним визначенням. І астрономи, і алхіміки, і біологи були філософами. Але зараз існує суворий розподіл у розділах науки, а великі університети точно знають, що потрібно знати математикам, а що – лінгвістам. Втім, у разі хімії та фізики чіткого кордону немає. Часто вони взаємно проникають одна в одну, а буває, що йдуть паралельними курсами. Зокрема, спірним об'єктом є полярність зв'язку. Як визначити, чи належить ця галузь знання до фізики чи хімії? За формальною ознакою – до другої науки: зараз школярі вивчають це поняття як частину хімії, але без знань з фізики їм не обійтися.

Будова атома

Щоб зрозуміти, як визначити полярність зв'язку, спочатку треба згадати, як влаштований атом. Наприкінці дев'ятнадцятого століття було відомо, що будь-який атом нейтральний загалом, але містить у різних обставинах різні заряди. Резерфод встановив, що у центрі будь-якого атома розташовується важке і позитивно заряджене ядро. Заряд атомного ядра завжди цілий, тобто він становить +1, +2 і так далі. Навколо ядра розташовується відповідна кількість легких негативно заряджених яких суворо відповідає заряду ядра. Тобто, якщо заряд ядра +32, то навколо нього повинні розташовуватися тридцять два електрони. Вони займають певні позиції довкола ядра. Кожен електрон ніби «розмазаний» довкола ядра на своїй орбіталі. Її форма, позиція та відстань до ядра визначаються чотирма

Чому виникає полярність

У нейтральному атомі, розташованому далеко від інших частинок (наприклад, у глибокому космосі, поза галактикою), всі орбіталі симетричні щодо центру. Незважаючи на досить складну форму деяких із них, орбіталі будь-яких двох електронів не перетинаються в одному атомі. Але якщо наш окремо взятий атом у вакуумі зустріне на своєму шляху інший (наприклад, увійде в хмару газу), то він захоче взаємодіяти з ним: орбіталі валентних зовнішніх електронів витягнуть у бік сусіднього атома, зіллються з ним. Виникне загальна електронна хмара, нова хімічна сполука і, отже, полярність зв'язку. Як визначити, який атом візьме собі більшу частину загальної електронної хмари, розповімо далі.

Якими бувають хімічні зв'язки

Залежно від типу взаємодіючих молекул, різниці в зарядах їх ядер і сили тяжіння, що виникають, існують такі типи хімічних зв'язків:

• одноелектронна;
• металева;
• ковалентна;
• іонна;
• ван-дер-ваальсова;
• воднева;
• двоелектронна трицентрова.

Для того щоб ставити питання про те, як визначити полярність зв'язку в з'єднанні, вона повинна бути ковалентною або іонною (як, наприклад, у солі NaCl). В цілому ці два типи зв'язку відрізняються лише тим, наскільки сильно зміщується електронна хмара у бік одного з атомів. Якщо ковалентна зв'язок не утворена двома однаковими атомами (наприклад, Про 2), вона завжди злегка поляризована. У іонному зв'язку усунення сильніше. Вважається, що іонний зв'язок призводить до утворення іонів, оскільки один із атомів «забирає» електрони іншого.

Але насправді повністю полярних з'єднань не існує: просто один іон дуже притягує до себе загальну електронну хмару. Настільки сильно, що шматочком рівноваги, що залишився, можна знехтувати. Отже, сподіваємося, стало зрозуміло, що визначити полярність ковалентного зв'язку можна, а полярність іонного зв'язку немає сенсу визначати. Хоча у разі різниця між цими двома типами зв'язку - це наближення, модель, а чи не справжнє фізичне явище.

Визначення полярності зв'язку

Сподіваємося, читач уже зрозумів, що полярність хімічного зв'язку – це відхилення розподілу у просторі загальної електронної хмари від рівноважної. А рівноважний розподіл існує у ізольованому атомі.

Способи виміру полярності

Як визначити полярність зв'язку? Питання це далеко не однозначне. Для початку треба сказати, що якщо симетрія електронної хмари поляризованого атома відрізняється від аналогічної нейтральної, то й рентгенівський спектр зміниться. Таким чином, зсув ліній у спектрі дасть уявлення про те, якою є полярність зв'язку. А якщо потрібно зрозуміти, як визначити полярність зв'язку в молекулі точніше, треба знати не тільки спектр випромінювання або поглинання. Потрібно з'ясувати:

• розміри що у зв'язку атомів;
• заряди їх ядер;
• які зв'язки були створені в атома до виникнення цієї;
• яка структура всієї речовини;
• якщо структура кристалічна, які в ній існують дефекти і як вони впливають на всю речовину.

Полярність зв'язку позначається як верхній знак наступного виду: 0,17+ чи 0,3-. Варто також пам'ятати, що той самий вид атомів матиме несхожу полярність зв'язку у поєднанні з різними речовинами. Наприклад, в оксиді BeO у кисню полярність 0,35-, а MgO - 0,42-.

Полярність атома

Читач може поставити й таке запитання: "Як визначити полярність хімічного зв'язку, якщо факторів так багато?" Відповідь одночасно і проста, і складна. Кількісні заходи полярності визначаються як ефективні заряди атома. Ця величина є різницею між зарядом що знаходиться в певній області електрона та відповідної області ядра. У цілому нині ця величина досить добре показує якусь асиметричність електронної хмари, що виникає під час утворення хімічного зв'язку. Складність полягає в тому, що визначити, яка саме область знаходження електрона належить саме цьому зв'язку (особливо у складних молекулах) майже неможливо. Отже, як і у разі поділу хімічних зв'язків на іонні та ковалентні, вчені вдаються до спрощень та моделей. При цьому відкидаються ті фактори та значення, що впливають на результат незначно.

Фізичний зміст полярності сполуки

Який фізичний зміст значення полярності зв'язку? Розглянемо приклад. Атом водню H входить як фтороводородную кислоту (HF), і у соляну (HCl). Його полярність у HF дорівнює 0,40+, HCl - 0,18+. Це означає, що загальна електронна хмара набагато сильніше відхиляється у бік фтору, ніж у бік хлору. І означає, що електронегативність атома фтору набагато сильніша за електронегативність атома хлору.

Полярність атома в молекулі

Але вдумливий читач згадає, що, крім простих сполук, у яких є два атоми, існують і складніші. Наприклад, щоб утворити одну молекулу сірчаної кислоти (H 2 SO 4), потрібно два атоми водню, один - сірки, і цілих чотири кисні. Тоді виникає інше питання: як визначити найбільшу полярність зв'язку у молекулі? Спочатку треба пам'ятати, що будь-яке з'єднання має деяку структуру. Тобто сірчана кислота - це нагромадження всіх атомів в одну велику купу, а якась структура. До центрального атома сірки приєднуються чотири атоми кисню, утворюючи подібність хреста. З двох протилежних сторін атоми кисню приєднуються до сірки подвійними зв'язками. З обох інших сторін атоми кисню приєднуються до сірки одинарними зв'язками і «тримають» з іншого боку водню. Таким чином, у молекулі сірчаної кислоти існують наступні зв'язки:

Визначивши за довідником полярність кожного з цих зв'язків, можна знайти найбільшу. Однак варто пам'ятати, що якщо в кінці довгого ланцюжка атомів стоїть сильно електронегативний елемент, то він може перетягувати на себе електронні хмари сусідніх зв'язків, підвищуючи їх полярність. У складнішій, ніж ланцюжок, структурі цілком можливі інші ефекти.

Чим полярність молекули відрізняється від полярності зв'язку?

Як визначити полярність зв'язку, ми розповіли. У чому полягає фізичне значення поняття, ми розкрили. Але ці слова зустрічаються і в інших словосполученнях, які належать до цього розділу хімії. Напевно, читачів цікавить, яким чином взаємодіють хімічні зв'язки та полярність молекул. Відповідаємо: ці поняття взаємно доповнюють одне одного і неможливі окремо. Це ми продемонструємо на класичному прикладі води.

У молекулі H 2 O два однакові зв'язки H-O. Між ними кут 104,45 градуса. Так що структура молекули води є чимось на зразок двозубої виделки з воднями на кінцях. Кисень - це більш негативний атом, він відтягує на себе електронні хмари двох водень. Таким чином, при загальній електронейтральності, зубчики вилки виходять трохи позитивнішими, а основа - трохи негативнішою. Спрощення призводить до того, що молекула води має полюси. Це називається полярністю молекули. Тому вода - такий добрий розчинник, ця різниця в зарядах дозволяє молекулам трохи відтягувати на себе електронні хмари інших речовин, роз'єднуючи кристали на молекули, а молекули - на атоми.

Щоб зрозуміти, чому в молекул за відсутності заряду існує полярність, треба пам'ятати: важлива як хімічна формула речовини, а й будова молекули, види і типи зв'язків, що у ній виникають, різниця в электроотрицательности входять до неї атомів.

Наведена чи вимушена полярність

Крім власної полярності існує ще й наведена або викликана факторами ззовні. Якщо на молекулу діє зовнішнє електромагнітне поле, яке значніше існуючих усередині молекули сил, воно здатне змінити конфігурацію електронних хмар. Тобто якщо молекула кисню тягне він хмари водню в H 2 O, і зовнішнє полі сонаправлено з цією дією, то поляризація посилюється. Якщо поле заважає кисню, то полярність зв'язку трохи зменшується. Треба відзначити, що потрібно докласти досить великого зусилля, щоб якось вплинути на полярність молекул, і ще більше - щоб вплинути на полярність хімічного зв'язку. Досягається цей ефект лише у лабораторіях та космічних процесах. Звичайна мікрохвильова піч лише посилює амплітуду коливань атомів води та жирів. Але це не впливає на полярність зв'язку.

У якому разі має сенс напрямок полярності

У зв'язку з терміном, що розглядається нами, мушу згадати, і зворотна полярність. Якщо йдеться про молекули, то полярність має знак "плюс" чи "мінус". Це означає, що атом або віддає свою електронну хмару і таким чином стає трохи позитивнішим, або, навпаки, тягне хмару на себе і набуває негативного заряду. А напрямок полярності має сенс лише тоді, коли заряд рухається, тобто коли провідником йде струм. Як відомо, електрони рухаються від їхнього джерела (негативно зарядженого) до місця тяжіння (позитивно зарядженого). Існує теорія, згідно з якою електрони насправді рухаються у зворотний бік: від позитивного джерела до негативного. Але в цілому це не має значення, важливий лише факт їхнього руху. Так от, у деяких процесах, наприклад при зварюванні металевих частин, важливо, куди саме приєднані якісь полюси. Отже, важливо знати, як підключена полярність: прямо чи у зворотний бік. У деяких приладах, навіть побутових, це також має значення.

Слід відрізняти полярність молекули від полярності зв'язку. Для двоатомних молекул типу АВ ці поняття збігаються, як це показано з прикладу молекули HCl. У таких молекулах що більше різниця електронегативностей елементів (∆ЭО), то більше вписувалося електричний момент диполя.Наприклад, у ряді HF, HCl, HBr, HI він зменшується в тій же послідовності, як відносна електронегативність.

Молекули можуть бути полярними та неполярними залежно від характеру розподілу електронної густини молекули. Полярність молекули характеризується значенням електричного моменту диполя мовляв , який дорівнює векторній сумі електричних моментів диполів усіх зв'язків та незв'язувальних електронних пар, розташованих на гібридних АТ: → →

 м-ли = ( зв'язку) i + ( незв'яз. ел. пари) j .

Результат складання залежить від полярності зв'язків, геометричної будови молекули, наявності неподілених електронних пар. Велике впливом геть полярність молекули надає її симетрія.

Наприклад, молекула СО 2 має симетричну лінійну будову:

Тому, хоча зв'язку С=О мають сильно полярний характер, внаслідок взаємної компенсації їх електричних моментів диполя молекула СО 2 загалом неполярна ( м-ли =  зв'язку = 0). З цієї причини неполярні високосиметричні тетраедричні молекули СН 4 , СF 4 , октаедрическая молекула SF 6 тощо.

У кутовій молекулі Н 2 Про полярні зв'язки О-Н розташовуються під кутом 104,5 º: → →

 Н2О =  O – H +  незв'яз. ел. пари  0.

Тому їх моменти взаємно не компенсуються і молекула виявляється полярною.

Електричний момент диполя мають також кутова молекула SO 2 , пірамідальні молекули NH 3 , NF 3 і т. д. Відсутність такого моменту

свідчить про високосиметричну структуру молекули, наявність електричного моменту диполя – про несиметричність структури молекули (табл. 3.2).

Таблиця 3.2

Будова та очікувана полярність молекул

	Просторова конфігурація	Очікувана полярність
	Лінійна	Неполярна
	Лінійна	Полярна
	Лінійна	Неполярна
		Полярна
	Лінійна	Полярна
	Плоскотрикутна	Неполярна
	Тригонально-пірамідальна	Полярна
	Тетраедрична	Неполярна

На значення електричного моменту диполя молекули сильно впливають електронні пари, що не зв'язують, розташовані на гібридних орбіталях і мають власний електричний момент диполя (напрямок вектора – від ядра, по осі розташування гібридної АТ). Наприклад, молекули NH 3 і NF 3 мають однакову тригонально-пірамідальну форму, полярність зв'язків NH і NF також приблизно однакова. Однак електричний момент диполя NH 3 дорівнює 0,49 · 10 -29 Кл · м, а NF 3 всього 0,07 · 10 -29 Кл · м. Це пояснюється тим, що NH 3 напрям електричного моменту диполя сполучної N-H і незв'язувальної електронної пари збігається і при векторному додаванні обумовлює великий електричний момент диполя. Навпаки, у NF 3 моменти зв'язків N–F та електронної пари направлені у протилежні сторони, тому при складанні вони частково компенсуються (рис. 3.15).

Рис. 3.15. Складання електричних моментів диполя зв'язувальних та незв'язувальних електронних пар молекул NH 3 та NF 3

Неполярну молекулу можна зробити полярною. Для цього її треба помістити в електричне поле з певною різницею потенціалів. Під дією електричного поля «центри тяжкості» позитивних та негативних зарядів зміщуються і виникає індукований або наведений електричний момент диполя. При знятті поля молекула знову стане неполярною.

Під дією зовнішнього електричного поля полярна молекула поляризується, тобто в ній відбувається перерозподіл зарядів, і молекула набуває нового значення електричного моменту диполя, стає ще більш полярною. Це може відбуватися і під впливом поля, створюваного полярною молекулою, що наближається. Здатність молекул поляризуватися під дією зовнішнього електричного поля називають поляризованістю.

Полярністю та поляризацією молекул обумовлена ​​міжмолекулярна взаємодія. З електричним моментом диполя молекули пов'язана реакційна здатність речовини, її розчинність. Полярні молекули рідин сприяють електролітичній дисоціації розчинених у них електролітів.

"

Розрізняють два різновиди ковалентного зв'язку: неполярну та полярну. У разі неполярного ковалентного зв'язку електронна хмара, утворена загальною парою електронів, або електронна хмара зв'язку, розподіляється у просторі симетрично щодо обох атомів. Прикладом є двоатомні молекули, що складаються з атомів одного елемента: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 та інші, в яких електронна пара однаковою мірою належить обом атомам. У разі полярного ковалентного зв'язку електронна хмара зв'язку зміщена до атома з більшою відносною електронегативністю. Прикладом можуть бути молекули летких неорганічних сполук: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 та інші.

Відносна електронегативність атомів

Електричні центри позитивних та негативних зарядів у молекулі не збігаються в одній точці, а знаходяться на певній відстані ℓ.

Полярна молекула з постійним електричним моментом диполя

Молекула при загальній нейтральності є електричним дипольом із зарядом q - - у атома хлору і q + - у атома водню. Такі зв'язки та молекули називаються полярними. Заряди атомів у молекулі q називаються ефективними зарядами(У молекулі HCl q cl = -0,18; а q н = +0,18 абсолютного заряду електрона, ступінь іонності зв'язку

Міра полярності зв'язку та молекули – електричний момент диполя(μ – «мю») визначається твором

μ = qℓ, Кл∙м або μ = qℓ/3,33∙10 -30 , Д

де q – ефективний заряд; ℓ – довжина диполя. Одиниця електричного моменту диполя (система СІ) виражається значенням 3,33 10 -30 Кл м (кулон-метр) = 1Д (Д - Дебай).

Електричний момент диполя - Векторна величина. Напрямок його умовно приймають від позитивного заряду до негативного – у бік усунення сполучної електронної хмари. Чим більша різниця електронегативності елементів у полярних молекулах, тим більший електричний момент диполя.

Для багатоатомних молекул слід розрізняти поняття про дипольні моменти окремих зв'язків та молекули загалом. Оскільки за наявності кількох зв'язків у молекулі їх дипольні моменти складаються за правилом паралелограма, то залежно від форми молекули, яка визначається спрямованістю зв'язків, результуючий дипольний момент відрізняється від дипольних моментів окремих зв'язків і в окремому випадку (для високосиметричних молекул) може дорівнювати нулю, незважаючи значну полярність окремих зв'язків. Наприклад, лінійна молекула 2 неполярна (μ = 0), хоча кожна зв'язок С=О має значний дипольний момент (μ = 2,7 Д).

2,7 Д 2,7 д

Молекули, що містять неполярний ковалентний зв'язок, називаються неполярнимиабо гомеополярними. У таких молекул сполучна електронна хмара розподіляється симетрично між ядрами обох атомів, і ядра однаково діють нею. Прикладом можуть бути молекули простих речовин, що складаються з атомів одного елемента: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 та інші. Електричний момент диполя таких молекул дорівнює нулю.

Здатність молекул (і окремих зв'язків) поляризуватися під впливом зовнішнього електричного поля називається поляризованістю. Це може відбуватися і під впливом поля, створюваного полярною молекулою, що наближається. Тому поляризованість має велике значення в хімічних реакціях.

Завжди важливо враховувати полярність молекули та її електричний момент диполя. З останнім пов'язана реакційна здатність речовин. Зазвичай, що більше електричний момент диполя молекули, то вище реакційна здатність речовини. З електричним моментом диполя пов'язана також розчинність речовин. Полярні молекули рідин сприяють електричній дисоціації розчинених у них електролітів за принципом "подібне розчиняється в подібному".

При утворенні ковалентного зв'язку між різноїменними атомами сполучна пара електронів зміщується у бік більш негативного атома. Це призводить до поляризації молекул, тому всі двоатомні молекули, що складаються з неподібних елементів, виявляються тією чи іншою мірою полярними. У складніших молекулах полярність залежить від геометрії молекули. Для появи полярності необхідно, щоб центри розподілу позитивних та негативних зарядів не збігалися.

У молекулі С0 2 зв'язку вуглець - кисень полярні, причому на атомі вуглецю знаходиться певний позитивний заряд, а на кожному з атомів кисню - такий же негативний заряд. Отже, на атомі вуглецю зосереджено центр позитивного заряду. Оскільки атоми кисню розташовані на одній прямій, але обидві сторони від атома вуглецю (молекула лінійна) на рівних відстанях, то позитивний заряд нейтралізується. Таким чином, незважаючи на полярність кожного зв'язку в СО., Вся молекула в цілому є неполярною і причиною цього є

Мал. 434.Приклади структури та полярності молекул ється її лінійна будова. Навпаки, молекула S=C=0 полярна, оскільки зв'язку вуглець - сірка та вуглець - кисень мають різну довжину та різну полярність. На рис. 4.34 показані структури та полярність деяких молекул.

З наведених прикладів випливає, що якщо атоми або групи атомів, приєднані до центрального атома, однакові або розташовані симетрично щодо нього (лінійні, плоскі трикутні, тетраедричні та інші структури), молекула виявиться неполярною. Якщо до центрального атома приєднані різні групи або має місце несиметричне розташування груп, то молекули є полярними.

Важливе значення для розгляду полярних зв'язків має ефективний заряд атомів у молекулі. Наприклад, в молекулі НС1 сполучна електронна хмара зміщена у бік більш електронегативного атома хлору, внаслідок чого заряд ядра водню не компенсується, а на атомі хлору електронна щільність стає надмірною порівняно із зарядом його ядра. Тому атом водню поляризований позитивно, а атом хлору негативно. На атомі водню виникає позитивний заряд, але в атомі хлору - негативний. Цей заряд 8, який називається ефективним зарядом, зазвичай встановлюється експериментально. Так, для водню 8 Н = +0,18, а для хлору 5 С = -0,18 абсолютного заряду електрона, внаслідок цього зв'язок у молекулі НС1 має на 18% іонний характер (тобто ступінь іонності дорівнює 0,18 ).

Оскільки полярність зв'язку залежить від ступеня зміщення сполучної пари електронів у бік електронегативного елемента, то необхідно при цьому враховувати наступне:

• а) електронегативність (ЕО) - не строга фізична величина, яку можна визначити безпосередньо експериментально;
• б) значення електронегативності який завжди, а залежить від природи іншого атома, з яким пов'язаний даний атом;
• в) той самий атом у цій хімічної зв'язку іноді може функціонувати як електропозитивний, і як электроотрицательный.

Експериментальні дані говорять про те, що елементам можна приписати відносні значення електронегативностей (ОЕО), використання яких дозволяє судити про рівень полярності зв'язку між атомами в молекулі (див. також параграфи 3.6 та 4.3).

У молекулі, що складається з двох атомів, полярність ковалентного зв'язку тим більше, чим вище ОЕО одного з них, тому зі збільшенням ОЕО другого елемента ступінь іонності сполуки зростає.

Для характеристики реакційної здатності молекул важливе значення має як характер розподілу електронної щільності, а й можливість її зміни під впливом зовнішнього впливу. Мірою цього зміни служить поляризуемість зв'язку, тобто. її здатність ставати полярною чи ще більш полярною. Поляризація зв'язку відбувається як під впливом зовнішнього електричного поля, так і під впливом іншої молекули, що є партнером реакції. Результатом цих впливів може бути поляризація зв'язку, що супроводжується повним розривом. При цьому сполучна пара електронів залишається у більш електронегативного атома, що призводить до утворення різноїменних іонів. Такий тип розриву зв'язку називається тетеролітичним. Наприклад:

У наведеному прикладі асиметричного розриву зв'язку водень відщеплюється у вигляді Н + -іона, а сполучна пара електронів залишається у хлору, тому останній перетворюється на аніон С1.

Крім такого типу розриву зв'язку, можливий і симетричний розрив, коли утворюються не іони, а атоми і радикали. Такий тип розриву зв'язку називається гомолітичним.