Полярността на молекулата. Полярни и неполярни молекули

Една молекула е полярна, ако центърът на отрицателния заряд не съвпада с центъра на положителния. Такава молекула е дипол: два заряда с еднаква величина и противоположни по знак са разделени в пространството.

Диполът обикновено се обозначава със символа, където стрелката сочи от положителния край на дипола към отрицателния. Молекулата има диполен момент, който е равен на големината на заряда, умножена по разстоянието между центровете на заряда:

Диполните моменти на молекулите могат да бъдат измерени; някои намерени стойности са дадени в таблица. 1.2. Стойностите на диполните моменти служат като мярка за относителната полярност на различни молекули.

Таблица 1.2 (виж сканиране) Диполни моменти

Няма съмнение, че молекулите са полярни, ако само връзките в тях са полярни. Ще разгледаме полярността на връзката, защото полярността на една молекула може да се разглежда като сбор от полярностите на отделните връзки.

Такива молекули имат диполен момент равен на нула, тоест те са неполярни. Два идентични атома във всяка дадена молекула, разбира се, имат еднаква електроотрицателност и еднакво собствени електрони; зарядът е нула и следователно диполният момент също е нула.

Типовата молекула има голям диполен момент Въпреки че молекулата на флуороводорода е малка, електроотрицателният флуор силно привлича електрони; въпреки че разстоянието е малко, зарядът е голям и следователно диполният момент също е голям.

Метанът и въглеродният тетрахлорид имат нулеви диполни моменти. Индивидуалните връзки, поне в тетрахлорида на въглерода, са полярни: въпреки това, поради симетрията на тетраедричната подредба, те се компенсират взаимно (фиг. 1.9). В метилхлорида полярността на връзката въглерод-хлор не е компенсирана и диполният момент на метилхлорида е. По този начин полярността на молекулите зависи не само от полярността на отделните връзки, но и от тяхната посока, т.е. върху формата на молекулата.

Диполният момент на амоняка е Може да се разглежда като общия диполен момент (векторна сума) на три момента на отделни връзки, имащи посоката, показана на фигурата.

Ориз. 1.9. Диполни моменти на някои молекули. Полярност на връзките и молекулите.

По същия начин можем да считаме диполния момент на водата равен на

Какъв диполен момент трябва да се очаква за азотния трифлуорид, който, подобно на амоняка, има пирамидална структура? Флуорът е най-електроотрицателният елемент и той със сигурност привлича силно електрони от азота; следователно връзките азот-флуор трябва да са силно полярни и тяхната векторна сума трябва да е голяма - много повече, отколкото за амоняка с неговите не много полярни връзки.

Какво дава експериментът? Диполният момент на азотния трифлуорид е само He е много по-малък от диполния момент на амоняка.

Как да си обясним този факт? В горното разглеждане несподелената двойка електрони не беше взета под внимание. B (както и в тази двойка заема -орбитала и неговият принос към диполния момент трябва да има противоположна посока в сравнение с общия момент на връзките азот-флуор (фиг. 1.10); тези моменти с противоположен знак, очевидно, имат приблизително същата стойност и в резултат на това има малък диполен момент, чиято посока е неизвестна. В амоняка диполният момент вероятно се определя главно от тази свободна електронна двойка и се увеличава от сумата на моменти на връзка. По същия начин, несподелените двойки електрони трябва да допринасят за диполните моменти на водата и, разбира се, на всички други молекули, в които те присъстват.

Въз основа на стойностите на диполните моменти може да се получи ценна информация за структурата на молекулите. Например, всяка структура на въглероден тетрахлорид, която води до полярна молекула, може да бъде изключена само въз основа на големината на диполния момент.

Ориз. 1.10. Диполни моменти на някои молекули. Приносът на несподелената двойка електрони. Диполният момент, дължащ се на несподелената двойка електрони, има посока, противоположна на посоката на общия вектор на моментите на връзката.

По този начин диполният момент потвърждава тетраедричната структура на въглеродния тетрахлорид (въпреки че не е така, тъй като са възможни други структури, които също биха дали неполярна молекула).

Задача 1.4. Коя от двете възможни структури, изброени по-долу, също трябва да има нулев диполен момент? а) Въглеродът е разположен в центъра на квадрата, в ъглите на който има хлорни атоми, б) Въглеродът е разположен на върха на тетраедричната пирамида, а хлорните атоми са в ъглите на основата.

Задача 1.5. Въпреки че връзките въглерод-кислород и бор-флуор трябва да са полярни, диполният момент на съединенията е нула. Предложете подреждане на атомите за всяко съединение, причинявайки нулев диполен момент.

За повечето съединения диполният момент никога не е бил измерван. Полярността на тези съединения може да се предвиди от тяхната структура. Полярността на връзките се определя от електроотрицателността на атомите; ако ъглите между връзките са известни, тогава може да се определи полярността на молекулата, като се вземат предвид и несдвоените двойки електрони.

Полярност.

В зависимост от местоположението на общата електронна двойка (електронна плътност) между ядрата на атомите се разграничават неполярни и полярни връзки.

Неполярна връзка се образува от атоми на елементи с еднаква електроотрицателност. Електронната плътност е разпределена симетрично по отношение на ядрата на атомите.

Връзката между атомите с различна електроотрицателност се нарича полярна. Споделената електронна двойка е предубедена към по-електроотрицателния елемент. Центровете на тежестта на положителните (b +) и отрицателните (b -) заряди не съвпадат. Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на елементите, образуващи връзката, толкова по-висока е полярността на връзката. Ако разликата в електроотрицателността е по-малка от 1,9, връзката се разглежда полярен ковалентен.

За двуатомна молекула полярността на молекулата е същата като полярността на връзката. В многоатомните молекули общият диполен момент на молекулата е равен на векторната сума на моментите на всички нейни връзки. Диполният вектор е насочен от + към –

Пример 3Използвайки метода на валентните връзки, определете полярността на молекулите на калаен (II) хлорид и калаен (IV) хлорид.

50 Sn се отнася за p-елементи.

Валентни електрони 5s 2 5p 2 . Разпределението на електроните върху квантовите клетки в нормално състояние:

Химични формули на калаен (IV) хлорид -SnCl 4, калаен (II) хлорид - SnCl 2

За да конструираме геометричната форма на молекулите, изобразяваме орбиталите на несдвоените валентни електрони, като вземем предвид тяхното максимално припокриване

Ориз. 4. Геометрична форма на молекулите SnCl 2 и SnCl 4

Електроотрицателността Sn е 1,8. Cl - 3,0. Връзка Sn - Cl, полярна, ковалентна. Нека изобразим векторите на диполните моменти на полярните връзки.

в SnCl 2 и SnCl 4 молекули

SnCl 2 - полярна молекула

SnCl4 е неполярна молекула.

Веществата, в зависимост от температурата и налягането, могат да съществуват в газообразно, течно и твърдо агрегатно състояние.

В газообразно състояние веществата са под формата на отделни молекули.

В течно състояние под формата на агрегати, където молекулите са свързани чрез междумолекулни ван дер ваалсови сили или водородни връзки. Освен това, колкото по-полярни са молекулите, толкова по-силна е връзката и в резултат на това толкова по-висока е точката на кипене на течността.

В твърдите вещества структурните частици са свързани както чрез вътрешномолекулни, така и междумолекулни връзки. Класифицирайте: йонни, метални, атомни (ковалентни), молекулярни кристали и кристали със смесени връзки.

КОНТРОЛНИ ЗАДАЧИ

73. Защо елементите хлор и калий са активни, а разположеният между тях елемент аргон е неактивен?

74. Използвайки метода на валентните връзки, обяснете защо водната молекула (H 2 O) е полярна, а молекулата на метана (CH 4) е неполярна?

75. Веществото въглероден оксид (II) е активно вещество, а въглеродният оксид (IV) се класифицира като слабоактивно вещество. Обяснете използването на метода на валентните връзки.

76. Как се променя силата на молекулите на азота и кислорода. Обяснете използването на метода на валентните връзки.

77. Защо свойствата на кристала на натриев хлорид (NaCl) са различни от тези на кристала натрий (Na)? Какъв тип свързване възниква в тези кристали?

78. Използвайки метода на валентните връзки, определете полярността на молекулите на алуминиевия хлорид и сероводорода.

79. Какъв тип хидроксид е рубидиевият хидроксид? Обяснете използването на метода на валентните връзки.

80. Точката на кипене на течния флуороводород е 19,5 0 С, а на течния хлороводород (-84,0 0 С). Защо такава голяма разлика в точките на кипене?

81. Използвайки метода на валентните връзки, обяснете защо тетрахлоридът на въглерода (CCl 4) е неполярен, а хлороформът (CHCl 3) е полярно вещество?

82. Как се променя силата на връзката в молекулите CH 4 - SnH 4? Обяснете използването на метода на валентните съединения.

83. Какви възможни съединения образуват елементите: олово и бром? Определете полярността на тези връзки.

84. Използвайки метода на валентните връзки, определете полярността на азотните молекули и азотния (III) бромид.

85. Точката на кипене на водата е 100 0 C, а сероводородът (60,7 0 C). Защо такава голяма разлика в точките на кипене?

86. Определете в кое съединение по-здрава връзка е калаеният бромид или въглеродният бромид? Определете полярността на тези съединения.

87. Използвайки метода на валентните връзки, определете полярността на молекулите на галиев йодид и бисмутов йодид.

88. Използвайки теорията за химическото свързване, обяснете защо ксенонът е благороден (ниско активен) елемент.

89. Посочете вида на хибридизацията (sp, sp 2, sp 3) в съединенията: BeCl 2, SiCl 4. Изобразете геометричните фигури на молекулите.

90. Начертайте пространственото разположение на връзките в молекулите: борен хидрид и фосфорен (III) хидрид. Определете полярността на молекулите.

Насоки за контролни задачи по дисциплината " Химия» за студенти от нехимични специалности на дистанционно обучение. Част 1.

Съставител: доц. д.ф.н. Обухов В.М.

асистент Костарева Е.В.

Подписано за публикуване номер 1

Поръчка Номер. изд. л.

Формат 60/90/1/16. Реал. фурна л.

Отпечатано върху RISO GR 3750

Издателство "Университет за нефт и газ"

Държавна образователна институция за професионално висше образование

"Тюменски държавен университет за нефт и газ"

Отдел за оперативен печат на издателство "Университет за нефт и газ"

625000, гр Тюмен, ул. Володарски, 38

Полярността на една молекула трябва да се разграничава от полярността на връзката. За двуатомните молекули от тип АВ тези понятия съвпадат, както вече беше показано за примера на молекулата на HCl. В такива молекули колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на елементите (∆EO), толкова по-голям е електрическият момент на дипола.Например в серията HF, HCl, HBr, HI тя намалява в същата последователност като относителната електроотрицателност.

Молекулите могат да бъдат полярни и неполярни в зависимост от естеството на разпределението на електронната плътност на молекулата. Полярността на една молекула се характеризира със стойността на електричния момент на дипола μ те казват , което е равно на векторната сума на електрическите моменти на диполите на всички връзки и несвързващи електронни двойки, разположени на хибридни АО: → →

 m-ly \u003d  ( връзки) i +  ( несвързани електрически двойки) j .

Резултатът от добавянето зависи от полярността на връзките, геометричната структура на молекулата и наличието на несподелени електронни двойки. Полярността на една молекула е силно повлияна от нейната симетрия.

Например, молекула CO 2 има симетрична линейна структура:

Следователно, въпреки че C=O връзките са силно полярни, поради взаимната компенсация на техните електрически моменти на дипола, CO 2 молекулата обикновено е неполярна ( m-ly =  връзки = 0). По същата причина силно симетричните тетраедрични молекули CH 4, CF 4, октаедричната молекула SF 6 и др. са неполярни.

В ъгловата H 2 O молекула полярните O–H връзки са разположени под ъгъл 104,5º: → →

 H2O \u003d  O - H +  несвързана електрическа двойка  0.

Следователно моментите им не се компенсират взаимно и молекулата се оказва полярна ().

Ъгловата молекула SO 2, пирамидалните молекули NH 3, NF 3 и др., също имат електрически момент на дипола.

показва силно симетрична структура на молекулата, наличието на електрически момент на дипола показва асиметрия на структурата на молекулата (Таблица 3.2).

Таблица 3.2

Структура и очаквана полярност на молекулите

Стойността на електрическия момент на дипола на молекулата е силно повлияна от несвързващи електронни двойки, разположени в хибридни орбитали и притежаващи собствен електрически момент на дипола (посоката на вектора е от ядрото, по оста на хибридния AO ). Например, молекулите на NH3 и NF3 имат една и съща тригонално-пирамидална форма и полярността на връзките N–H и N–F също е приблизително еднаква. Въпреки това, електрическият момент на дипола NH3 е 0,49·10 -29 C·m, ​​а NF3 е само 0,07·10 -29 C·m. Това се обяснява с факта, че в NH 3 посоката на електрическия момент на дипола на свързващите N–H и несвързващите електронни двойки съвпада и при добавяне на вектор предизвиква голям електрически момент на дипола. Напротив, в NF 3 моментите на N-F връзките и електронната двойка са насочени в противоположни посоки, следователно, когато се добавят, те са частично компенсирани (фиг. 3.15).

Фигура 3.15. Добавяне на електрически моменти на дипола на свързващи и несвързващи електронни двойки на молекули NH 3 и NF 3

Неполярна молекула може да бъде направена полярна. За да направите това, той трябва да бъде поставен в електрическо поле с определена потенциална разлика. Под действието на електрическо поле "центровете на тежестта" на положителните и отрицателните заряди се изместват и възниква индуциран или индуциран електрически момент на дипола. Когато полето бъде премахнато, молекулата отново ще стане неполярна.

Под действието на външно електрическо поле полярната молекула се поляризира, т.е. в нея настъпва преразпределение на зарядите и молекулата придобива нова стойност на електрическия момент на дипола, става още по-полярна. Това може да се случи и под въздействието на полето, създадено от приближаващата полярна молекула. Способността на молекулите да се поляризират под действието на външно електрическо поле се нарича поляризуемост.

Полярността и поляризуемостта на молекулите определят междумолекулното взаимодействие. Реактивността на веществото, неговата разтворимост, се свързва с електрическия момент на дипола на молекулата. Полярните молекули на течностите благоприятстват електролитната дисоциация на разтворените в тях електролити.

Електроотрицателност на атомите на елементите.Относителна електроотрицателност. Смяна на периоди и групи от Периодичната система. Полярността на химичната връзка, полярността на молекулите и йоните.

Електроотрицателността (e.o.) е способността на атома да измества електронните двойки към себе си.
Meroy e.o. е енергията, аритметично равна на ½ сумата от йонизационната енергия I и енергията на подобие на електрони E
Е.О. = ½ (I+E)

Относителна електроотрицателност. (OEO)

Флуорът, като най-силен e.o елемент, получава стойност от 4,00, спрямо която се вземат предвид останалите елементи.

Промени в периоди и групи от Периодичната система.

В рамките на периоди, когато ядреният заряд нараства отляво надясно, електроотрицателността се увеличава.

Най-малкостойност се наблюдава при алкални и алкалоземни метали.

Най велик- за халогени.

Колкото по-висока е електроотрицателността, толкова по-силни са неметалните свойства на елементите.

Електроотрицателността (χ) е фундаментално химическо свойство на атома, количествена характеристика на способността на атома в молекулата да измества общите електронни двойки към себе си.

Съвременната концепция за електроотрицателността на атомите е въведена от американския химик Л. Полинг. Л. Полинг използва концепцията за електроотрицателност, за да обясни факта, че енергията на хетероатомната връзка A-B (A, B са символи на всеки химичен елемент) обикновено е по-голяма от средното геометрично на хомоатомните връзки A-A и B-B.

Най-високата стойност на е.о. флуор, а най-нисък е цезий.

Теоретичната дефиниция на електроотрицателността е предложена от американския физик Р. Муликен. Въз основа на очевидната позиция, че способността на атома в молекулата да привлича електронен заряд към себе си зависи от йонизационната енергия на атома и неговия електронен афинитет, Р. Мъликен въвежда концепцията за електроотрицателността на атома А като средна стойността на енергията на свързване на външните електрони по време на йонизацията на валентните състояния (например от A− до A+) и на тази основа предложи много проста връзка за електроотрицателността на атома:

където J1A и εA са съответно йонизационната енергия на атома и неговия електронен афинитет.
Строго погледнато, на даден елемент не може да се припише постоянна електроотрицателност. Електроотрицателността на атома зависи от много фактори, по-специално от валентното състояние на атома, формалното състояние на окисление, координационното число, природата на лигандите, които изграждат средата на атома в молекулярната система и някои други. Напоследък все по-често за характеризиране на електроотрицателността се използва така наречената орбитална електроотрицателност, която зависи от вида на атомната орбитала, участваща в образуването на връзка, и от нейната електронна популация, т.е. от това дали атомната орбитала е заета. от несподелена електронна двойка, единично заселен от несдвоен електрон или е вакантен. Но въпреки известните трудности при тълкуването и определянето на електроотрицателността, тя винаги остава необходима за качествено описание и прогнозиране на природата на връзките в молекулна система, включително енергията на връзката, разпределението на електронния заряд и степента на йонност, силова константа и т.н. Един от най-развитите в настоящия подход е подходът на Сандерсън. Този подход се основава на идеята за изравняване на електроотрицателността на атомите по време на образуването на химическа връзка между тях. Многобройни изследвания са открили връзки между електроотрицателността на Сандерсън и най-важните физикохимични свойства на неорганичните съединения на по-голямата част от елементите на периодичната таблица. Модификацията на метода на Сандерсън, основана на преразпределението на електроотрицателността между атомите на молекулата за органични съединения, също се оказа много плодотворна.

2) Полярността на химичната връзка, полярността на молекулите и йоните.

Какво пише в конспекта и в учебника - Полярността се свързва с диполен момент.Той се появява в резултат на изместването на обща електронна двойка към един от атомите.Полярността зависи и от разликата в електроотрицателността на атомите, които са обвързани. два атома, толкова по-полярна е химичната връзка между тях.В зависимост от това как се преразпределя електронната плътност при образуването на химична връзка се разграничават няколко вида й. Граничният случай на поляризация на химичната връзка е пълен преход от един атом на друг.

В този случай се образуват два йона, между които възниква йонна връзка.За да могат два атома да създадат йонна връзка е необходимо е.о. се различаваше значително. Ако e.o. са равни, тогава се образува неполярна ковалентна връзка Най-често срещаната полярна ковалентна връзка се образува между всякакви атоми, които имат различни е.о.

Ефективните заряди на атомите могат да служат като количествена оценка на полярността на връзката Ефективният заряд на атома характеризира разликата между броя на електроните, принадлежащи на даден атом в химично съединение, и броя на електроните на свободния атом , Атом на по-електроотрицателен елемент привлича електрони по-силно, така че електроните са по-близо до него и той получава някакъв отрицателен заряд, който се нарича ефективен, а неговият партньор има същия положителен ефективен заряд.Ако електроните, които образуват връзка между атомите им принадлежат еднакво, ефективните заряди са нула.

За двуатомните молекули е възможно да се характеризира полярността на връзката и да се определят ефективните заряди на атомите въз основа на измерване на диполния момент M = q * r, където q е зарядът на диполния полюс, който е равен на ефективния заряд за двуатомна молекула, r е междуядреното разстояние Диполният момент на връзката е векторна величина. Той е насочен от положително заредената част на молекулата към отрицателната й. Ефективният заряд на атома на елемента не съвпада със степента на окисление.

Полярността на молекулите до голяма степен определя свойствата на веществата. Полярните молекули се обръщат една към друга с противоположно заредени полюси и между тях възниква взаимно привличане. Следователно веществата, образувани от полярни молекули, имат по-високи точки на топене и кипене от веществата, чиито молекули са неполярни.

Течностите, чиито молекули са полярни, имат по-висока разтворимост. Освен това, колкото по-голяма е полярността на молекулите на разтворителя, толкова по-висока е разтворимостта на полярните или йонни съединения в него. Тази зависимост се обяснява с факта, че полярните молекули на разтворителя, поради взаимодействието дипол-дипол или йон-дипол с разтвореното вещество, допринасят за разлагането на разтвореното вещество в йони. Например, разтвор на хлороводород във вода, чиито молекули са полярни, провежда добре електричество. Разтвор на хлороводород в бензен няма значителна електропроводимост. Това показва липсата на йонизация на хлороводород в разтвора на бензен, тъй като молекулите на бензена са неполярни.

Йоните, подобно на електрическото поле, имат поляризиращ ефект един върху друг. При среща на два йона настъпва взаимната им поляризация, т.е. изместване на електроните на външните слоеве спрямо ядрата. Взаимната поляризация на йоните зависи от зарядите на ядрото и йона, радиуса на йона и други фактори.

В рамките на групите на е.о. намалява.

Металните свойства на елементите се увеличават.

Металните елементи на външно енергийно ниво съдържат 1,2,3 електрона и се характеризират с ниска стойност на йонизационните потенциали и е.о. тъй като металите показват подчертана склонност да отдават електрони.
Неметалните елементи имат по-висока енергия на йонизация.
Тъй като външната обвивка на неметалите се запълва, атомният радиус намалява в рамките на периодите. На външната обвивка броят на електроните е 4,5,6,7,8.

Полярността на химическата връзка. Полярност на молекулите и йоните.

Полярността на химическата връзка се определя от изместването на връзките на електронна двойка към един от атомите.

Химическата връзка възниква поради преразпределението на електроните във валентните орбитали, което води до стабилна електронна конфигурация на благороден газ, поради образуването на йони или образуването на общи електронни двойки.
Химическата връзка се характеризира с енергия и дължина.
Мярката за здравина на връзката е енергията, изразходвана за прекъсване на връзката.
Например. H - H = 435 kJmol-1

Електроотрицателност на атомните елементи
Електроотрицателността е химическо свойство на атома, количествена характеристика на способността на атом в молекула да привлича електрони към себе си от атоми на други елементи.
Относителна електроотрицателност

Първата и най-известна скала за относителна електроотрицателност е скалата на L. Pauling, получена от термохимични данни и предложена през 1932 г. Стойността на електроотрицателността на най-електроотрицателния елемент флуор, (F) = 4,0, произволно се приема като референтна точка в тази мащаб.

Елементите от VIII група на периодичната система (благородни газове) имат нулева електроотрицателност;
За условна граница между металите и неметалите се счита стойността на относителната електроотрицателност, равна на 2.

Електроотрицателността на елементите на периодичната система, като правило, нараства последователно отляво надясно във всеки период. Във всяка група, с няколко изключения, електроотрицателността последователно намалява отгоре надолу. Електроотрицателността се използва за характеризиране на химическа връзка.
Връзките с по-малка разлика в електроотрицателността на атомите се наричат ​​полярни ковалентни връзки. Колкото по-малка е разликата в електроотрицателността на атомите, образуващи химическа връзка, толкова по-ниска е степента на йонност на тази връзка. Нулевата разлика в електроотрицателността на атомите показва липсата на йонен характер в образуваната от тях връзка, т.е. нейната чиста ковалентност.

Полярност на химична връзка, полярност на молекули и йони
Полярността на химическите връзки, характеристика на химическа връзка, показваща преразпределението на електронната плътност в пространството близо до ядрата в сравнение с първоначалното разпределение на тази плътност в неутралните атоми, които образуват тази връзка.

Почти всички химични връзки, с изключение на връзките в двуатомните хомоядрени молекули, са полярни в една или друга степен. Обикновено ковалентните връзки са слабо полярни, йонните връзки са силно полярни.

Например:
ковалентни неполярни: Cl2, O2, N2, H2, Br2

ковалентни полярни: H2O, SO2, HCl, NH3 и др.

Ориз. 32. Схеми на полярни и неполярни молекули: а - полярна молекула; b-неполярна молекула

Във всяка молекула има както положително заредени частици - ядрата на атомите, така и отрицателно заредени частици - електрони. За всеки вид частици (или по-скоро заряди) може да се намери точка, която ще бъде, така да се каже, техния "електрически център на тежестта". Тези точки се наричат ​​полюси на молекулата. Ако в една молекула електрическите центрове на тежестта на положителните и отрицателните заряди съвпадат, молекулата ще бъде неполярна. Такива са например молекулите на H 2 и N 2, образувани от идентични атоми, в които общи двойки електрони еднакво принадлежат на двата атома, както и много симетрично изградени молекули с атомни връзки, например метан CH 4, CCl 4 тетрахлорид .

Но ако молекулата е изградена асиметрично, например, тя се състои от два разнородни атома, както вече казахме, общата двойка електрони може да бъде повече или по-малко изместена къмедин от атомите. Очевидно в този случай, поради неравномерното разпределение на положителните и отрицателните заряди вътре в молекулата, техните електрически центрове на тежестта няма да съвпаднат и ще се получи полярна молекула (фиг. 32).

Полярните молекули са

Полярните молекули са диполи. Този термин означава най-общо всяка електрически неутрална система, т.е. система, състояща се от положителни и отрицателни заряди, разпределени по такъв начин, че техните електрически центрове на тежестта не съвпадат.

Разстоянието между електрическите центрове на тежестта на тези и другите заряди (между полюсите на дипола) се нарича дължина на дипола. Дължината на дипола характеризира степента на полярност на молекулата. Ясно е, че за различните полярни молекули дължината на дипола е различна; колкото по-голям е той, толкова по-изразена е полярността на молекулата.

Ориз. 33. Схеми на структурата на молекулите CO2 и CS2

На практика степента на полярност на определени молекули се определя чрез измерване на така наречения диполен момент на молекулата m, който се определя като произведение от дължината на дипола лвърху заряда на неговия полюс д:

t =л д

Стойностите на диполните моменти са свързани с определени свойства на веществата и могат да бъдат определени експериментално. Ред на величина твинаги 10 -18, тъй като електрическият заряд

трон е 4,80 10 -10 електростатични единици, а дължината на дипола е стойност от същия порядък като диаметъра на молекулата, т.е. 10 -8 см.По-долу са диполните моменти на молекулите на някои неорганични вещества.

Диполни моменти на някои вещества

т 10 18

. . . .. …….. 0

Вода……. 1,85

. . . ………..0

Хлороводород……. 1.04

Въглероден диоксид…….0

бромид. …… 0,79

Въглероден дисулфид…………0

Йодоводород…….. 0,38

Сероводород………..1.1

Въглероден окис……. 0,11

серен диоксид. . . ……1.6

Циановодородна киселина……..2.1

Определянето на стойностите на диполните моменти ни позволява да направим много интересни заключения относно структурата на различни молекули. Нека да разгледаме някои от тези открития.

Ориз. 34. Схема на структурата на водната молекула

Както се очаква, диполните моменти на водородните и азотните молекули са нула; молекули на тези веществаса симетрични и следователно електрическите заряди в тях са разпределени равномерно. Липсата на полярност при въглеродния диоксид и въглеродния дисулфид показва, че техните молекули също са изградени симетрично. Структурата на молекулите на тези вещества е схематично показана на фиг. 33.

Донякъде неочаквано е наличието на доста голям диполен момент близо до водата. Тъй като формулата за водата е подобна на формулите за въглероден диоксид

и въглероден дисулфид, човек би очаквал, че неговите молекули ще бъдат изградени по същия начинсиметрично, като молекулите CS 2 и CO 2 .

Въпреки това, с оглед на експериментално установената полярност на водните молекули (полярност на молекулите), това предположение трябва да се отхвърли. Понастоящем на водната молекула се приписва асиметрична структура (фиг. 34): два водородни атома са свързани с кислороден атом по такъв начин, че техните връзки образуват ъгъл от около 105 °. Подобно разположение на атомните ядра съществува в други молекули от същия тип (H 2 S, SO 2), които имат диполни моменти.

Полярността на водните молекули обяснява много от нейните физични свойства.