Полярность молекулы. Полярные и неполярные молекулы

Молекула полярна, если центр отрицательного заряда не совпадает с центром положительного. Такая молекула является диполем: два равных по величине и противоположных по знаку заряда разделены в пространстве.

Диполь обычно обозначают символом где стрелка направлена от положительного конца диполя к отрицательному. Молекула обладает дипольным моментом, который равен величине заряда умноженной на расстояние между центрами зарядов:

Дипольные моменты молекул можно измерить; некоторые найденные величины приведены в табл. 1.2. Величины дипольных моментов служат мерой относительной полярности различных молекул.

Таблица 1.2 (см. скан) Дипольиые моменты

Несомненно, что молекулы полярны, если только связи в ней полярны. Мы будем рассматривать полярность связи, потому что полярность молекулы можно представить как сумму полярностей отдельных связей.

Такие молекулы, как имеют дипольный момент, равный нулю, т. е. они неполярны. Два одинаковых атома в любой из приведенных молекул имеют, конечно, одну и ту же электроотрицательность и в равной степени владеют электронами; заряд равен нулю и, следовательно, дипольный момент тоже равен нулю.

Молекула типа обладает большим дипольным моментом Хотя молекула фтористого водорода мала, электроотрицательный фтор сильно притягивает электроны; хотя расстояние мало, заряд велик, и, следовательно, дипольный момент тоже большой.

У метана и четыреххлористого углерода дипольные моменты равны нулю. Индивидуальные связи, по крайней мере в четыреххлористом углероде, полярны: однако вследствие симметричности тетраэдрического расположения они компенсируют друг друга (рис. 1.9). В хлористом метиле полярность связи углерод - хлор не компенсируется и дипольный момент хлористого метила равен Таким образом, полярность молекул зависит не только от полярности индивидуальных связей, но также и от их направления, т. е. от формы молекулы.

Дипольный момент аммиака равен Его можно рассматривать как суммарный дипольный момент (векторная сумма) трех моментов индивидуальных связей, имеющих направление, показанное на рисунке.

Рис. 1.9. Дипольные моменты некоторых молекул. Полярность связей и молекул.

Аналогично можно рассматривать дипольный момент воды, равный

Какой же дипольный момент следует ожидать для трехфтористого азота который, как и аммиак, имеет пирамидальную структуру? Фтор - наиболее электроотрицательный элемент, и он, конечно, сильно оттягивает электроны от азота; поэтому связи азот - фтор должны быть сильно полярными и их векторная сумма должна быть большой - значительно больше, чем для аммиака с его не очень полярными -связями.

Что же дает эксперимент? Дипольный момент трехфтористого азота равен только Он значительно меньше дипольного момента аммиака.

Как же объяснить этот факт? В приведенном выше рассмотрении не учитывалась неподеленная пара электронов. В (как и в эта пара занимает -орбиталь и ее вклад в дипольный момент должен иметь противоположное направление по сравнению с суммарным моментом связей азот - фтор (рис. 1.10); эти моменты противоположного знака, очевидно, имеют примерно одну и ту же величину, и в результате наблюдается небольшой дипольный момент, направление которого неизвестно. В аммиаке дипольный момент, вероятно, определяется в основном этой свободной электронной парой, причем он увеличен за счет суммы моментов связей. Аналогичным образом неподеленные пары электронов должны давать вклад в дипольные моменты воды и, конечно, любых других молекул, в которых они имеются.

На основании значений дипольных моментов можно получить ценную информацию о строении молекул. Например, можно исключить любую структуру четыреххлористого углерода, приводящую к полярной молекуле, только «а основании величины дипольного момента.

Рис. 1.10. Дипольные моменты некоторых молекул. Вклад неподеленной пары электронов. Дипольный момент обусловленный неподеленной парой электронов, имеет направление, противоположное направлению суммарного вектора моментов связей.

Таким образом, дипольный момент подтверждает тетраэдрическую структуру четыреххлористого углерода (хотя и не доказывает, поскольку возможны и другие структуры, которые также дадут неполярную молекулу).

Задача 1.4. Какие из двух указанных ниже возможных структур также должны были бы иметь дипольный момент, равный нулю? а) Углерод расположен в центре квадрата, по углам которого находятся атомы хлора, б) Углерод расположен в вершине четырехгранной пирамиды, а атомы хлора - в углах основания.

Задача 1.5. Хотя связи углерод - кислород и бор - фтор должны быть полярными, дипольный момент соединений равен нулю. Предложите расположение атомов для каждого соединения, обусловливающее нулевой дипольиый момент.

Для большинства соединений дипольный момент никогда не измерялся. Полярность этих соединений можно предсказать исходя из их строения. Полярность связей определяется по электроотрицательности атомов; если известны углы между связями, то можно определить полярность молекулы, учитывая также неспаренные пары электронов.

Полярность.

В зависимости от расположения общей электронной пары (электронной плотности) между ядрами атомов различают неполярную и полярную связь.

Неполярная связь образуется атомами элементов с одинаковой электроотрицательностью. Электронная плотность распределяется симметрично относительно ядер атомов.

Связь между атомами с различной электроотрицательностью называется полярной. Общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного элемента. Центры тяжести положительных (б +) и отрицательных (б -) зарядов не совпадают. Чем больше разность электроотрицательности элементов образующих связь, тем выше полярность связи. При разности электроотрицательности меньше 1,9 связь считается полярной ковалентной .

Для двухатомной молекулы полярность молекулы совпадает с полярностью связи. В многоатомных молекулах общий дипольный момент молекулы равен векторной сумме моментов всех её связей. Вектор диполя направлен от + к –

Пример 3. Используя метод валентных связей, определите полярность молекул хлорида олова (II) и хлорида олова (IV).

50 Sn относится к р – элементам.

Валентные электроны 5s 2 5p 2 . Распределение электронов по квантовым ячейкам в нормальном состоянии:

Химические формулы хлорида олова (IV) -SnCl 4 , хлорида олова (II) – SnCl 2

Для построения геометрической формы молекул изобразим орбитали неспаренных валентных электронов с учётом их максимального перекрывания

Рис. 4. Геометрическая форма молекул SnCl 2 и SnCl 4

Электроотрицательность Sn – 1,8. Cl – 3,0. Связь Sn – Cl, полярная, ковалентная. Изобразим вектора дипольных моментов полярных связей.

в молекулах SnCl 2 и SnCl 4

SnCl 2 – полярная молекула

SnCl 4 – неполярная молекула.

Вещества в зависимости от температуры и давления могут существовать в газообразном, жидком и твёрдом агрегатном состоянии.

В газообразном состоянии вещества находятся в виде индивидуальных молекул.

В жидком состоянии в виде агрегатов, где молекулы связаны межмолекулярными силами Ван–дер–Ваальса или водородной связью. Причём, чем полярнее молекулы, тем прочнее связь и, как следствие, выше температура кипения жидкости.

В твёрдых телах структурные частицы связаны как внутримолекулярными, так и межмолекулярными связями. Классифицируют: ионные, металлические, атомные (ковалентные), молекулярные кристаллы и кристаллы со смешанными связями.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

73. Почему элементы хлор и калий являются активными, а элемент аргон, находящийся между ними, относится к малоактивным?

74. Используя метод валентных связей, объяснить почему молекула воды (Н 2 О) является полярной, а молекула метана (СН 4) неполярной?

75. Вещество оксид углерода (II) является активным веществом, а оксид углерода (IV) относят к малоактивным веществам. Объяснить, используя метод валентных связей.

76. Как изменяется прочность молекул азота и кислорода. Объяснить, используя метод валентных связей.

77. Почему свойства кристалла хлорида натрия (NaCl) отличаются от свойств кристалла натрия (Na)? Какой вид связи осуществляется в этих кристаллах?

78. Используя метод валентных связей, определить полярность молекул хлорида алюминия и сероводорода.

79. К какому типу гидроксидов относится гидроксид рубидия? Объяснить, используя метод валентных связей.

80. Температура кипения жидкого фтороводорода равна 19,5 0 С, а жидкого хлороводорода (- 84,0 0 С). Почему такая большая разница в температурах кипения?

81. Используя метод валентных связей, объяснить, почему четырёххлористый углерод (ССl 4) является неполярным, а хлороформ (СНСl 3) полярным веществом?

82. Как изменяется прочность связей в молекулах СН 4 – SnH 4 ? Объяснить, используя метод валентных соединений.

83. Какие возможные соединения образуют элементы: свинец и бром? Определить полярность этих связей.

84. Используя метод валентных связей, определить полярность молекул азота и бромид азота (III).

85. Температура кипения воды равна 100 0 С, а сероводорода (60,7 0 С). Почему такая большая разница в температурах кипения?

86. Определить, в каком соединении более прочная связь бромид олова или бромид углерода? Определить полярность этих соединений.

87. Используя метод валентных связей, определить полярность молекул йодид галлия и йодид висмута.

88. Используя теорию химической связи объяснить, почему ксенон относится к благородным (малоактивным) элементам.

89. Указать вид гибридизации (sp, sp 2 , sp 3) в соединениях: BeCl 2 , SiCl 4 . Изобразите геометрические формы молекул.

90. Изобразите пространственное расположение связей в молекулах: гидрид бора и гидрид фосфора (III). Определить полярность молекул.

Методические указания к контрольным заданиям по дисциплине «Химия » для студентов нехимических специальностей заочной формы обучения. Часть 1.

Составители: доцент, к.х.н. Обухов В.М.

ассистент Костарева Е.В.

Подписано к печати Бумага писч. № 1

Заказ № Уч. изд. л.

Формат 60/90/ 1/16. Усл. печ. л.

Отпечатано на RISO GR 3750 Тираж экз.

Издательство «Нефтегазовый университет»

Государственное образовательное учреждение профессионального высшего образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

Отдел оперативной полиграфии издательства «Нефтегазовый университет»

625000,г. Тюмень, ул. Володарского, 38

Следует отличать полярность молекулы от полярности связи. Для двухатомных молекул типа АВ эти понятия совпадают, как это уже показано на примере молекулы HCl. В таких молекулах чем больше разность электроотрицательностей элементов (∆ЭО), тем больше электрический момент диполя. Например, в ряду HF, HCl, HBr, HI он уменьшается в той же последовательности, как и относительная электроотрицательность.

Молекулы могут быть полярными и неполярными в зависимости от характера распределения электронной плотности молекулы. Полярность молекулы характеризуется значением электрического момента диполя μ мол , который равен векторной сумме электрических моментов диполей всех связей и несвязывающих электронных пар, расположенных на гибридных АО: → →

 м-лы = ( связи) i + ( несвяз.эл.пары) j .

Результат сложения зависит от полярности связей, геометрического строения молекулы, наличия неподеленных электронных пар. Большое влияние на полярность молекулы оказывает её симметрия.

Например, молекула СО 2 имеет симметричное линейное строение:

Поэтому, хотя связи С=О и имеют сильно полярный характер, вследствие взаимной компенсации их электрических моментов диполя молекула СО 2 в целом неполярна ( м-лы =  связи = 0). По этой же причине неполярны высокосимметричные тетраэдрические молекулы СН 4 , СF 4 , октаэдрическая молекула SF 6 и т. д.

В угловой молекуле Н 2 О полярные связи О–Н располагаются под углом 104,5º: → →

 Н2О =  O – H +  несвяз.эл.пары  0.

Поэтому их моменты взаимно не компенсируются и молекула оказывается полярной ().

Электрическим моментом диполя обладают также угловая молекула SO 2 , пирамидальные молекулы NH 3 , NF 3 и т. д. Отсутствие такого момента

свидетельствует о высокосимметричной структуре молекулы, наличие электрического момента диполя – о несимметричности структуры молекулы (табл. 3.2).

Таблица 3.2

Строение и ожидаемая полярность молекул

На значение электрического момента диполя молекулы сильно влияют несвязывающие электронные пары, расположенные на гибридных орбиталях и имеющие собственный электрический момент диполя (направление вектора – от ядра, по оси расположения гибридной АО). Например, молекулыNH 3 и NF 3 имеют одинаковую тригонально-пирамидальную форму, полярность связей N–H и N–F также примерно одинакова. Однако электрический момент диполя NH 3 равен 0,49·10 -29 Кл·м, а NF 3 всего 0,07·10 -29 Кл·м. Это объясняется тем, что в NH 3 направление электрического момента диполя связывающей N–H и несвязывающей электронной пары совпадает и при векторном сложении обусловливает большой электрический момент диполя. Наоборот, в NF 3 моменты связей N–F и электронной пары направлены в противоположные стороны, поэтому при сложении они частично компенсируются (рис. 3.15).

Рис 3.15. Сложение электрических моментов диполя связывающих и несвязывающих электронных пар молекул NH 3 иNF 3

Неполярную молекулу можно сделать полярной. Для этого её надо поместить в электрическое поле с определенной разностью потенциалов. Под действием электрического поля «центры тяжести» положительных и отрицательных зарядов смещаются и возникает индуцированный или наведенный электрический момент диполя. При снятии поля молекула опять станет неполярной.

Под действием внешнего электрического поля полярная молекула поляризуется, т. е. в ней происходит перераспределение зарядов, и молекула приобретает новое значение электрического момента диполя, становится ещё более полярной. Это может происходить и под влиянием поля, создаваемого приблизившейся полярной молекулой. Способность молекул поляризоваться под действием внешнего электрического поля называют поляризуемостью.

Полярностью и поляризуемостью молекул обусловлено межмолекулярное взаимодействие. С электрическим моментом диполя молекулы связана реакционная способность вещества, его растворимость. Полярные молекулы жидкостей благоприятствуют электролитической диссоциации растворенных в них электролитов.

Электроотрицательность атомов элементов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы. Полярность химической связи,полярность молекул и ионов.

Электроотрицательность (э.о.)- это способность атома смещать к себе электронные пары.
Мерой э.о. является энергия равняя арифметически ½ сумме энергии ионизации I и энергии сходства к электронц Е
Э.О. = ½ (I+E)

Относительная электроотрицательность. (ОЭО)

Фтору как самому сильному э.о элементу присваивается значение 4.00 относительно которого рассматриваются остальные элементы.

Изменения в периодах и группах Периодической системы.

Внутри периодов с увеличением заряда ядра слева направо увеличивается электроотрицательность.

Наименьшее значение наблюдается у щелочных и щелочноземельных металлов.

Наибольшее - у галогенов.

Чем выше электроотрицательность, тем сильнее у элементов выражены неметаллические свойства.

Электроотрицательность (χ) - фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары.

Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом. Л. Полинг использовал понятие электроотрицательности для объяснения того факта, что энергия гетероатомной связи A-B (A, B - символы любых химических элементов) в общем случае больше среднего геометрического значения гомоатомных связей A-A и B-B.

Самое выское значение э.о. у фтора,а самое низкое –цезий.

Теоретическое определение электроотрицательности было предложено американским физиком Р. Малликеном. Исходя из очевидного положения о том, что способность атома в молекуле притягивать к себе электронный заряд зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону, Р. Малликен ввёл представление об электроотрицательности атома А как о средней величине энергии связи наружных электронов при ионизации валентных состояний (например, от А− до А+) и на этой основе предложил очень простое соотношение для электроотрицательности атома:

где J1A и εA - соответственно энергия ионизации атома и его сродство к электрону.
Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности, от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселённости, т. е. от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остаётся необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.Одним из наиболее развитых в настоящее время подходов является подход Сандерсона. В основу этого подхода легла идея выравнивания электроотрицательностей атомов при образовании химической связи между ними. В многочисленных исследованиях были найдены зависимости между электроотрицательностями Сандерсона и важнейшими физико-химическими свойствами неорганических соединений подавляющего большинства элементов периодической таблицы. Очень плодотворной оказалась и модификация метода Сандерсона, основанная на перераспределении электроотрицательности между атомами молекулы для органических соединений.

2)Полярность химической связи, полярность молекул и ионов.

То,что есть в конспекте и в учебнике-Полярность связана с дипольным моментом.Проявляется в результате смещения общей электронной пары к одному из атомов.Полярность так же зависит от разности электроотрицательности связываемых атомов.Чем выше значение э.о. двух атомов,тем более полярной является хим.связь между ними.В зависимости от того,как происходит перераспределение электронной плотности при образовании химической связи,различают несколько ее типов.Предельный случай поляризации хим.связи – полный переход от одного атома к другому.

При этом образуется два иона, между которыми возникает ионная связь.Для того чтобы два атома смогли создать ионную связь,необходимо, чтобы их э.о. очень сильно различались.Если э.о. равны,то образуется неполярная ковалентная связь.Чаще всего встречается полярная ковалентная связь- она образуется между любыми атомами,имеющими разное значение э.о.

Количественной оценкой полярности связи могут служить эффективные заряды атомов.эффективный заряд атома характерезует разность между числом электоронов,принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома.атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее,поэтому электроны оказываются ближе к нему,и он получает некоторый отрицательный заряд,который называют эффективным,а у его партнера появляется такой же положительный эффективный заряд.Если электроны,образующие связь между атомами, принадлежат им в равной степени,эффективные заряяды равны нулю.

Для двухатомных молекул охарактеризовать полярность связи и определить эффективные заряды атомов можно на основе измерения дипольного момента M=q*r где q-заряд полюса диполя,равный для двухатомной молекулы эффективному заряду, r-межъядерное расстояние.Диполный момент связи является векторной величиной. Он направлен от положительно зарядной части молекулы к ее отрицательной части.Эффектичный заряд на атоме элемента не совпадает со степенью окисления.

Полярность молекул в значительной мере определяет свойства веществ. Полярные молекулы поворачиваются друг к другу разноимённо заряженными полюсами, и между ними возникает взаимное притяжение. Поэтому вещества, образованные полярными молекулами, имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем вещества, молекулы которых неполярны.

Жидкости, молекулы которых полярны, имеют более высокую растворяющую способность. При этом чем больше полярность молекул растворителя, тем выше растворимость в ней полярных или ионных соединений. Эта зависимость объясняется тем, что полярные молекулы растворителя за счет диполь-дипольного или ион-дипольного взаимодействия с растворяемым веществом способствуют распаду растворяемого вещества на ионы. Например, раствор хлороводорода в воде, молекулы которой полярны, хорошо проводит электрический ток. Раствор хлороводорода в бензоле не обладает заметной электропроводностью. Это указывает на отсутствие ионизации хлороводорода в бензольном растворе, так как молекулы бензола неполярны.

Ионы, подобно электрическому полю, оказывают поляризующее действие друг на друга. При встрече двух ионов происходит их взаимная поляризация, т.е. смещение электронов внешних слоев относительно ядер. Взаимная поляризация ионов зависит от зарядов ядра и иона, радиуса иона и других факторов.

Внутри групп э.о. уменьшается.

Металлические свойства элементов возрастают.

Металлические элементы на внешнем энергетическом уровне содержат 1,2,3 электрона и характеризуются низким значением ионизационных потенциалов и э.о. потому что металлы проявляют выраженную тенденцию к отдаче электронов.
Неметаллические элементы отличаются более высоким значением энергии ионизации.
По мере заполнения наружной оболочки у неметаллов внутри периодов уменьшается радиус атомов. На внешней оболочке число электронов равно 4,5,6,7,8.

Полярность химической связи. Полярность молекул и ионов.

Полярность химической с вязи – определяется смещением связей электронной пары к одному из атомов.

Химическая связь возникает за счет перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего возникает устойчивая электронная конфигурация благородного газа, за счет образования ионов или образования общих электронных пар.
Химическая связь характеризуется энергией и длиной.
Мерой прочности связи служит энергия, затрачиваемая на разрушение связи.
Например. Н – Н = 435 кДжмоль-1

Электроотрицательность атомово элементов
Электроотрицательность - химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны от атомов других элементов.
Относительная электроотрицательность

Первой и наиболее известной шкалой относительной электроотрицательности является шкала Л.Полинга, полученная из термохимических данных и предложенная в 1932 г. За начало отсчета в этой шкале произвольно принята величина электроотрицательности наиболее электроотрицательного элемента фтора, (F) = 4,0.

Элементы VIII группы периодической системы (благородные газы) имеют нулевую электроотрицательность;
Условной границей между металлами и неметаллами считается значение относительной электроотрицательности равное 2.

Электроотрицательность элементов периодической системы, как правило, последовательно возрастает слева направо в каждом периоде. В пределах каждой группы, за несколькими исключениями, электроотрицательность последовательно убывает сверху вниз. С помощью электроотрицательностей можно охарактеризовать химическую связь.
Связи с меньшей разностью электроотрицательностей атомов относят к полярным ковалентным связям. Чем меньше разность электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем меньше степень ионности этой связи. Нулевая разность электроотрицательностей атомов указывает на отсутствие ионного характера у образованной ими связи, т. е. на ее сугубую ковалентность.

Полярность химической связи, полярность молекул и ионов
Полярность химических связей, характеристика химической связи, показывающая перераспределение электронной плотности в пространстве вблизи ядер по сравнению с исходным распределением этой плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь.

Практически все химические связи, за исключениям связей в двухатомных гомоядерных молекулах - в той или иной степени полярны. Обычно ковалентные связи слабо полярны, ионные связи сильно полярны.

Например:
ковалентная неполярная: Cl2, O2, N2, H2,Br2

ковалентная полярная: H2O, SO2, HCl, NH3 и т.д.

Рис. 32. Схемы полярной и не полярной молекул: а - полярная молекула; б-неполярная молекула

Во всякой молекуле имеются как положительно заряженные частицы - ядра атомов, так и отрицательно заряженные - электроны. Для каждого рода частиц (или, вернее, зарядов) можно найти такую точку, которая будет являться как бы их «электрическим центром тяжести». Эти точки называются полюсами молекулы. Если в молекуле электрические центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадут, молекула будет неполярной. Таковы, например, молекулы Н 2 , N 2 , образованные одинаковыми атомами, у которых общие пары электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, а также многие симметрично построенные молекулы с атомной связью, например метан СН 4 , четыреххлористый ССl 4 .

Но если молекула построена несимметрично, например состоит из двух разнородных атомов, как мы уже говорили, общая пара электронов может быть в большей или меньшей степени смещена в сторону одного из атомов. Очевидно, что в этом случае, вследствие неравномерного распределения положительных и отрицательных зарядов внутри молекулы, их электрические центры тяжести не совпадут и получится полярная молекула (рис. 32).

Полярные молекулы это

Полярные молекулы являются диполями. Этим термином обозначают вообще всякую электронейтральную систему, т. е. систему, состоящую из положительных и отрицательных зарядов, распределенных таким образом, что их электрические центры тяжести не совпадают.

Расстояние между электрическими центрами тяжести тех и других зарядов (между полюсами диполя) называется длиной диполя. Длина диполя характеризует степень полярности молекулы. Понятно, что для различных полярных молекул длина диполя различна; чем она больше, тем резче выражена полярность молекулы.

Рис. 33. Схемы строения молекул СO2 и CS2

На практике степень полярности тех или иных молекул устанавливают путем измерения так называемого дипольного момента молекулы т, который определяется как произведение длины диполя l на заряд его полюса е:

т = l е

Величины дипольных моментов связаны с некоторыми свой-ствами веществ и могут быть определены экспериментальным путем. Порядок величины т всегда 10 -18 , так как заряд элек-

трона равен 4,80 10 -10 электростатических единиц, а длина диполя - величина того же порядка, что и диаметр молекулы, т. е. 10 -8 см. Ниже приведены дипольные моменты молекул некоторых неорганических веществ.

Дипольные моменты некоторых веществ

т 10 18

. . . .. …….. 0

Вода……. 1,85

. . . ………..0

Хлористый водород……. 1,04

Двуокись углерода…….0

Бромистый . …… 0,79

Сероуглерод…………0

Йодистый водород…….. 0,38

Сероводород………..1,1

Окись углерода ……. 0,11

Сернистый газ. . . ……1,6

Синильная кислота……..2,1

Определение величин дипольных моментов позволяет сделать много интересных выводов относительно строения различных молекул. Рассмотрим некоторые из этих выводов.

Рис. 34. Схема строения молекулы воды

Как и следовало ожидать, дипольные моменты молекул водорода и азота равны нулю; молекулы этих веществ совершенно симметричны и, следовательно, электрические заряды в них распределены равномерно. Отсутствие полярности у двуокиси углерода и у сероуглерода показывает, что их молекулы также построены симметрично. Строение молекул этих веществ схематически изображено на рис. 33.

Несколько неожиданным является наличие довольно большого дипольного момента у воды. Так как формула воды аналогична формулам двуокиси углерода

и сероуглерода, следовало ожидать, что её молекулы будут построены так же симметрично, как и молекулы CS 2 и СО 2 .

Однако ввиду экспериментально установленной полярности молекул воды (полярности молекул) это предположение приходится отбросить. В настоящее время молекуле воды приписывают несимметричное строение (рис. 34): два атома водорода соединены с атомом кислорода так, что их связи образуют угол около 105°. Аналогичное расположение атомных ядер имеется и в других молекулах такого же типа (H 2 S, SO 2), обладающих дипольными моментами.

Полярностью молекул воды объясняются многие ее физические свойства.