Molekula polaritet. Polarni i ne-polar molekuli

Poliarna molekula, ako se centar negativnog naboja ne podudara sa centrom pozitivnog. Takav molekul je dipol: dva jednaka veličina i suprotno od znaka optužbe odvojeni su u prostoru.

Dipol se obično označava simbolom na kojem je strelica usmjerena iz pozitivnog kraja dipola na negativan. Molekula ima dipolni trenutak, koji je jednak veličini punjenja pomnožen s udaljenosti između centara za punjenje:

Mogu se mjeriti dipolne trenutke molekula; Neke pronađene vrijednosti date su u tablici. 1.2. Vrijednosti dipolnih trenutaka služe kao mjera relativne polaritet različitih molekula.

Tabela 1.2 (vidi skeniranje) Dipolne trenutke

Nema sumnje da su molekuli polarni, ako su samo veze u njemu polarne. Razmotrit ćemo polaritet komunikacije, jer se polaritet molekula može zastupati kao količina polariteta pojedinih veza.

Takve molekule kao što su dipolni trenutak jednak nuli, i.e. nisu polarizirani. Dva identična atoma u bilo kojem od gore navedenih molekula, naravno, isti električni negativi i jednako vlastiti elektron; Naplata je nula i stoga je dipolni trenutak također nula.

Molekula tipa ima veliki dipolni trenutak, mada je molekula vodonika fluorida mala, elektronečna fluor snažno privlači elektrone; Iako udaljenost nije dovoljna, naboj je velik, a samim tim, dipolni trenutak je također velik.

Metan i ugljični četverokloridni dipolni trenuci su nula. Individualne obveznice, barem u ugljičnom tetracloridu, polarno, međutim, zbog simetrije tetraedralne lokacije, međusobno nadoknađuju (Sl. 1.9). U metilen hlorid, polaritet ugljičnog hlorida - hlor nije kompenziran, a dipolni trenutak metil hlorida jednak je ravnopravnosti molekula ovisi ne samo o polaritetu pojedinih odnosa, već i iz njihovog smjera, tj. kalup molekule.

Dipolski trenutak amonijaka jednak mu je moguće smatrati ukupnim dipolnim trenutkom (vektorskim sumom) tri trenutka pojedinačnih veza koje imaju smjer prikazan na slici.

Sl. 1.9. Dipolet nekih molekula. Polaritet veza i molekula.

Slično tome, možete razmotriti dipolni trenutak vode jednakim

Kakav bi se moglo očekivati \u200b\u200bdipolni trenutak za dušik trifluorid koji, poput amonijaka, ima piramidalnu strukturu? Fluor je većina elektronegativnog elementa, a naravno snažno povlači elektrone iz dušika; Stoga, dušične veze - fluor treba biti snažno polar, a njihov vektorski iznos treba biti velik - mnogo više nego za amonijak sa svojim vrlo polarnim vezama.

Šta daje eksperiment? Dipolski trenutak dušičnog trifluorida samo je mnogo manji od dipolnih trenutka amonijaka.

Kako objasniti ovu činjenicu? Gore razmatranje nije uzelo u obzir pare para elektrona. U (kao u ovom paru potrebno je dijelove i njegov doprinos dipolnom trenutku mora imati suprotan smjer u odnosu na ukupni trenutak dušičnih obveznica - Fluor (Sl. 1.10); ovim trenucima suprotnog znaka, očigledno O istu veličinu, i kao rezultat toga, primijećen je mali dipolni trenutak, čiji je smjer nepoznat. U amoniji će se u amoniji dipolama vjerovatno odrediti uglavnom ovim besplatnim elektronskim parom, a povećan je od strane izmene Trenuci veza. Slično tome, rekalcibilni parovi elektrona trebali bi doprinijeti dipole trenutcima vode i, naravno, bilo koje druge molekule u kojima su dostupni.

Na osnovu vrijednosti dipolnih trenutaka moguće je dobiti vrijedne informacije o strukturi molekula. Na primjer, svaka struktura ugljičnog tetraklorida može se isključiti, što je dovelo do samo do polarnog molekula, a baza veličine dipola.

Sl. 1.10. Dipolet nekih molekula. Doprinos besmislenog para elektrona. Dipolni trenutak uzrokovan parom elektrona, ima smjer suprotno smjeru ukupnih trenutaka veza.

Stoga, dipolni trenutak potvrđuje tetraedralnu strukturu ugljičnog tetraklorida (iako se ne pokazuje jer su druge strukture koje će također biti date ne-polarnu molekulu).

Zadatak 1.4. Koja bi od dvije ispod mogućih struktura također morati imati dipolni trenutak jednak nuli? A) Ugljič se nalazi u centru trga, u koji su uglovima hlora atomi, b) ugljik nalazi se na vrhu četverostrukih piramida i atoma hlora u uglovima baze.

Zadatak 1.5. Iako ugljenične obveznice - kisik i bor - Fluor mora biti polarni, dipolni trenutak spojeva je nula. Pozovite lokaciju atoma za svaki spoj zbog nulte dipola.

Za većinu priključaka, dipolni trenutak nikada nije mjeren. Polaritet ovih spojeva može se predvidjeti na osnovu njihove strukture. Polaritet obveznica određuje se elektronskim sposobnostima atoma; Ako su uglovi između obveznica poznati, može se odrediti polaritet molekule, uzimajući u obzir u obzir parove bez upozorenja elektrona.

Polaritet.

Ovisno o lokaciji općeg elektronskog para (na gustoći elektrona) između nukleija atoma, ne-polarnu i polarne komunikacije se razlikuju.

Nepolarna komunikacija formira se atomi elemenata s istim elektronegistima. Elektronska gustina distribuira se simetrično u odnosu na jezgre atoma.

Odnos atoma sa različitim elektronima naziva se Polar. Ukupni elektronski par prelazi se na više elektronegativnog elementa. Centri gravitacije pozitivnog (B +) i negativnih (B -) optužbi ne podudaraju se. Što je veća razlika u elektronamjernosti elemenata formiranja komunikacije, veća je polarnost komunikacije. Različitom elektronaponosom uzima se manje od 1,9 komunikacije polarni kovalentni.

Za duptumični molekul Polaritet molekula poklapa se s polaritetom komunikacije. U višeitomijskim molekulama, generalni dipolni trenutak molekula jednak je vektorskom sumu trenutaka svih njegovih veza. Dipol vektor je usmjeren od + do -

Primjer 3.Koristeći metodu valentnih obveznica, odredite polaritet molekula TIN (II) hlorida i limenog klorida (iv).

50 SN odnosi se na P - elemente.

5s 2 5p 2 valence elektroni. Distribucija elektrona kvantnim ćelijama je normalna:

Hemijske formule limenog klorida (iv) -Sncl 4, limeno hlorid (II) - SNCL 2

Izgraditi geometrijski oblik molekula, prikazujemo orbitu neopterećenih valencija elektrona uzimajući u obzir njihovu maksimalnu preklapanje

Sl. 4. Geometrijski oblik SNCL 2 i SNCL 4 molekula

Električna energija SN - 1.8. CL - 3.0. Komunikacija SN - CL, Polar, Kovalentni. Prikazujem vektor dipolnih trenutaka polarnih veza.

u SNCL 2 i SNCL 4 molekulama

SNCL 2 - Polarni molekul

SNCL 4 - ne-polar molekula.

Tvari ovisno o temperaturi i tlaku mogu postojati u plinoznom, tečnom i čvrstom agregatnom stanju.

U gasovitim stanju tvari su u obliku pojedinih molekula.

U tečnom stanju u obliku agregata, gdje su molekuli vezani intermolekularnim silama van der Waals ili vodikov. Štaviše, od polarne, molekula, jača veza i, kao rezultat, veći je od vrelećih točka tečnosti.

U čvrstom tijelima, strukturne čestice su povezane i intramolekularne i intermolekularne obveznice. Klasificirajte: jonski, metalni, atomski (kovalentni), molekularni kristali i miješani obveznica kristali.

Kontrolni zadaci

73. Zašto su elementi hlora i kalijuma aktivni, a element Argon između njih se odnosi na nisko aktivan?

74. Koristeći metodu valentnih odnosa, objasniti zašto je molekula vode (H 2 o) polarna, a molekula metana (CH 4) je ne-polarna?

75. Supstanca ugljičnog oksida (II) je aktivna supstanca i ugljeni oksid (iv) odnose se na nisko aktivne tvari. Objasnite pomoću metode valentnih veza.

76. Kako se mijenja snaga molekula dušika i kisika. Objasnite pomoću metode valentnih veza.

77. Zašto se imala natrijum-kloridni kristal (NACL) razlikuju od svojstava natrijum-kristala (NA)? Kakva se komunikacija provodi u ovim kristalima?

78. Korištenje metode valentnih obveznica, odredite polaritet molekula aluminijumskih klorida i vodonika.

79. Kakvu vrstu hidroksida je Rubidia hidroksid? Objasnite pomoću metode valentnih veza.

80. Tačka ključanja tekućeg fluora Vodonik je 19,5 0 s, a tekući hloridni vodonik (- 84,0 0 C). Zašto tako velika razlika u ključanju temperatura?

81. Koristeći metodu valentne veze, objasnite zašto je karbon četvoro piletine (CCL 4) ne-polar, a hloroform (SNSL 3) po polarnim supstancama?

82. Kako snaga veza u CH 4 molekula 4 - SNH 4? Objasnite pomoću metode valentne spojeve.

83. Koje su moguće elemente oblika oblika: olovo i brom? Odredite polaritet ovih veza.

84. Koristeći metodu valentne obveznice, odrediti polaritet molekula dušika i dušičnog bromida (III).

85. Tačka vreća vode je 100 0 C, a vodik sulfid (60,7 0 s). Zašto tako velika razlika u ključanju temperatura?

86. Odredite u kojoj je vezu duži priključak od limenog bromida ili ugljičnog bromida? Odrediti polaritet ovih spojeva.

87. Koristeći metodu valentne veze, odredite polaritet molekula i molekula idida Gallium idida i bizmuta.

88. Korištenje teorije hemijskih komunikacija za objašnjenje zašto se Xenon odnosi na plemenito (nisko aktivne) stavke.

89. Navedite vrstu hibridizacije (SP, SP 2, SP 3) u priključcima: Becl 2, Sicl 4. Slika geometrijski molekuli.

90. Zamislite prostorni raspored veza u molekulama: boron hidrid i hidrid fosfora (III). Odrediti polaritet molekula.

Metodička uputstva za kontrolu zadataka na disciplini " Hemija»Za studente nehemijskih specijaliteta u učenju prepiske. Dio 1.

Spremnici: vanredni profesor, k.hh.n. Obukhov V.M.

pomoćnica Kostareva E.V.

Potpisan za štampanje papirnih pik. Br. 1.

Narudžba br. Uch. ed. l.

Format 60/90 / 1/16. Sl. Peći. l.

Štampano na cirkulaciji RISO GR 3750 Ex.

Izdavačka kuća "Neftegolaz University"

Državna obrazovna ustanova profesionalnog visokog obrazovanja

Tyumen Univerzitet nafte i gasa

Odjeljenje za operativno izdanje za izdanje "Univerzitet nafte i gasa"

625000, g. Tyumen, ul. Volodarsky, 38.

Trebalo bi razlikovati polaritet molekule iz polaritet komunikacije. Za dukcione molekule tipa AV, ovi koncepti podudaraju se, kao što je već prikazano na primjeru HCL molekula. U takvim molekulama Što je veća razlika u elementima elektronegterija (ΔEO), veće je električni trenutak dipola. Na primjer, u nizu HF-a, HCl, HBR, HI, HI, on se smanjuje u istom redoslijedu kao relativna elektronegativnost.

Molekuli mogu biti polarni i ne-polar ovisno o prirodi raspodjele gustoće molekule elektrona. Polaritet molekule karakterizira vrijednost električnog trenutka dipola μ mol koji je jednak vektorskim zbroj električnih trenutaka dipola svih veza i nekomovnih elektronskih parova koji se nalaze na hibridnom klintu: → →

 G. \u003d  ( Komunikacije) I +  ( Neodgovori. El. Par.) J.

Rezultat toga, ovisi o polaritetu obveznica, geometrijskoj strukturi molekule, prisutnosti marginalnih elektronskih parova. Veliki utjecaj na polaritet molekule pruža se svojom simetrijom.

Na primjer, molekula CO 2 ima simetričnu linearnu strukturu:

Stoga, iako obveznice C \u003d o i imaju snažno polarnog karaktera, zbog međusobne nadoknade svojih električnih molekula Dipole Molecule CO 2 u cjelini, ne-polarne ( m-li \u003d  komunikacije \u003d 0). Iz istog razloga, velike brzine tetraedralne molekule CH 4, CF 4, oktaedralni molekuli SF 6, itd., Nisu polarizirani.

U kutnom molekuli, H 2 na polarne obveznice O-N nalaze se pod kutom od 104,5º: → →

 H2O \u003d  O - H +  Nevjesni. El. Par. 0.

Stoga njihovi trenuci nisu međusobno kompenzirani i molekula se ispostavi da je polarna ().

Električni trenutak dipola posjeduje i kutni molekule SO 2, piramidalni molekuli NH 3, NF 3 itd. Itd. Nepostojanje takvog trenutka

određuje visoko integrirana struktura molekule, prisutnost električnog trenutka dipola nalazi se na asimetrij strukture molekule (Tabela 3.2).

Tabela 3.2.

Struktura i očekivani polaritet molekula

Igrati elektroničke parove, smještene na hibridnom orbitalu, a vlastiti električni trenutak dipula (smjer vektora - iz jezgre, duž osi hibridnog djelovog JSC-a, snažno utječe molekula. Na primjer, Moleculesnh 3 i NF 3 imaju isti trokalizirani-piramidalni oblik, polaritet n-h i n-f obveznica je i približno isti. Međutim, električni trenutak Dipola NH 3 iznosi 0,49 · 10 -29 CL · m, a NF 3 iznosi samo 0,07 · 10 -29 Cl · m. To se objašnjava činjenicom da u NH 3, smjer električnog trenutka sporne veze N-H i sanimikovanje elektronskog para poklapa se sa vektorskim dodatkom određuje veliki električni trenutak dipola. Naprotiv, u NF 3 trenutaka obveznica N-F i elektronskog para su usmjereni na suprotne strane, pa kada su oni dodaci, oni su djelomično kompenzirani (Sl. 3.15).

Slika 3.15. Dodavanje električnih momenata dipolnih obvezujućih i neinvokacija elektroničkih parova NH 3 Andnf 3 molekula 3

Ne-polar molekula može se napraviti polarnom. Da biste to učinili, mora se postaviti u električno polje s određenom potencijalnom razlikom. Pod djelovanjem električnog polja, "centri gravitacije" pozitivnih i negativnih naboja pomaknute se i inducirani po indudiranim ili induciranim električnim trenutkom dipola. Prilikom uklanjanja polja molekula će opet postati ne-polar.

Pod djelovanjem vanjskog električnog polja polarizira polarnog molekula, odnosno preuzimanje optužbi, a molekula dobija novu vrijednost električnog momenta Dipola, postaje još polarnim. To se može dogoditi pod utjecajem polja stvorenog približnom polarnom molekulom. Sposobnost molekula za polariziranje pod djelovanjem vanjskog električnog polja naziva se polarizabilnost.

Polaritet i polariziranje molekula nastaju zbog intermolekularne interakcije. Sa električnim trenutkom dipola molekula je povezan sa reaktivnošću tvari, njenom rastvorljivošću. Molekuli polarne tečnosti favorizira elektrolitičku disocijaciju elektrolita raspuštenog u njima.

Struja atoma elemenata. Relativna elektronaponosljivost. Promjena u periodičnim periodičnim periodima i grupama. Polaritet hemijske veze, polaritet molekula i jona.

Električna energija (E.) je sposobnost atoma da se pomakne elektroničke parove samo sebi.
Mjera e.o. Da li je energija jednaka aritmetičkoj zbroj energije ionizacije I i energije sličnosti elektronu
E.o. \u003d ½ (i + e)

Relativna elektronaponosljivost. (OEO)

FIKTOR kao najmoćniji EO element dodijeljen je 4.00 u odnosu na koji se razmatraju drugi elementi.

Promjene u periodičnim periodičnim sistemima i grupama.

Unutarnji periodi s povećanjem naboja kernela s lijeva na desno, povećava se elektronegivost.

Najmanji Vrijednost se primjećuje u alkalnim i alkalnim zemljanim metalima.

Većina - Halogen.

Što je veća elektronaponosljivost, jači elementi su izrazili nemetalne svojstva.

Električna energija (χ) je temeljna hemijska imovina atoma, kvantitativna karakteristika atoma u molekulu za prebacivanje općih elektroničkih parova.

Moderni koncept elektronegije atoma uveden je američki hemičar L. Sonling. L. Poling je koristio koncept elektronegativnosti kako bi se objasnila činjenica da je heteroatomična energija A-B (A, B simboli bilo kakvih hemijskih elemenata) u općem slučaju veći od prosječne geometrijske vrijednosti homotomskih obveznica A-a i B-b.

Najneverovatnija vrijednost e.o. Fluor, i najniža Tseziy.

Teorijska definicija elektronaponošenja predložila je američki fizičar R. Mullyloin. Na osnovu očiglednog položaja da sposobnost molekula da privuče elektronsku naknadu ovisi o energiji jonizacije atoma i njenom afinitetu za elektron, R. Mallylane predstavio je ideju elektronegativnosti atoma i kao prosječnu veličinu vanjskih elektrona u ionizaciji valentnih stanja (na primjer, od A- do A +) i na osnovu toga sugerira vrlo jednostavan omjer za elektronamjernost atoma:

tamo gdje su J1A i ε, odnosno energija jonizacije atoma i njen afinitet za elektron.
Strogo gledano, nemoguće je dodijeliti stalni element elektrona. Elektronegivost atoma ovisi o mnogim faktorima, posebno na stanju valencija, formalnog stepena oksidacije, koordinacijskog broja, prirode ligandi, koji čine okoliš atoma u molekularnom sustavu, i na nekim drugim. Nedavno, takozvana orbitalna negativnost, ovisno o vrsti atomskog orbitata, sudjelovanjem u formiranju komunikacije, i na svom elektroničkom uređenju, tj. Od toga da li je nuklearni orbital zauzet virtuliranim elektronskim parom, zauzet je jednom Nepareni elektron ili je prazan. Ali, uprkos poznatim poteškoćama u tumačenju i određivanju elektronaponosa, uvijek ostaje neophodan za kvalitativni opis i predviđanje prirode veza u molekularnom sustavu, uključujući komunikacijsku energiju, distribuciju elektroničke naknade i stupnje Ionosti, konstanta snage itd. Trenutno prilazi je prilaz za sunderson. Ovaj pristup zasnovan je na ideji izjednačavanja elektronegatenosti atoma u formiranju hemijske veze između njih. U brojnim studijama, ovisnosti su pronađene ovisnosti između elektrona Sunderson-a i najvažnijih fizikohemijskih svojstava neorganskih spojeva ogromne većine elemenata periodične tablice. Modifikacija sunderson metode, zasnovana na preraspodjelu elektronamjelnosti između atoma molekule za organske spojeve, bila je vrlo plodna.

2) polaritet hemijske veze, polaritet molekula i jona.

Što se nalazi u sažetku i u polaritetskom udžbeniku je povezano s dipolnim trenutkom. Smanjen je kao rezultat pomicanja cjelokupnog elektronskog para na jedan od atoma. Polaritet ovisi i o razlici u elektronativstvu atoma za vezanje atoma . Što je veća vrijednost EO Dva atoma, posebno polar, je li on .komponia između njih. Zaista, na način na koji je gustina elektrona preraspodjela tokom formiranja kemijske veze, postoji nekoliko vrsta. Događaj polarizacije njegove veze je kompletan tranzicija od jednog atoma do drugog.

Istovremeno se formiraju dva jona, između kojih se pojavljuje ionska veza. Da bi dva atoma stvorili ionsku vezu, potrebne su im da budu e.o. jako se razlikovao. Ako e.o. Jednak, formira se ne-polarnog kovalentne veze. Tačno se nalazi polarna kovalentna veza, formirana je između bilo kojeg atoma koji imaju različito značenje e.o.

Kvantitativna procjena polariteta komunikacije može biti efikasna naknada atoma. Učinkovita naboj atoma je razlika između broja elektroena koji pripadaju ovom atomu u hemijskom spoju, te broj elektrona slobodnog atoma. Kolica iz više elektronegativnog elementa privlači elektrone, tako da se pokazuju da su elektroni bliži tome, a ona prima negativnu naknadu koja se naziva efikasna, a njegov partner se pojavljuje isti pozitivan efektivni naboj. Ako elektroni formiraju vezu između Atomi pripadaju njima jednako, efikasne troškove su nula.

Za dijamonske molekule kako bi se karakterizirali polaritet komunikacije i odrediti efektivne troškove atoma, moguće je na temelju mjerenja dipole momenta M \u003d q * r gdje se naboji za punjenje dipola, jednak dipolu, jednak dipolu, jednakim nabolu diatomičke molekule, R-međuidentična udaljenost. Trenutak po glavi stanovnika je vektor komunikacije. Usmjerava se iz pozitivnog naboja molekule do njenog negativnog dijela. Učinak elementa se ne podudara sa stupnjem oksidacije.

Polaritet molekula u velikoj mjeri određuje svojstva tvari. Polar molekuli se okreću jedno drugom s najjačim napunjenim stupovima, a među njima se pojavljuje međusobna atrakcija. Stoga su tvari formirane polarnim molekulama imaju veće topljenje i ključeve temperature od tvari čiji molekuli nisu polarizirani.

Tečnosti čiji su molekuli polarni, imaju veću sposobnost otapavanja. Istovremeno, veća je polarnost molekula otapala, što je veća rastvorljivost u IT polarnim ili jonskim vezama. Ova ovisnost se objašnjava činjenicom da su polarne molekule otapala zbog dipole-dipola ili jopsko-dipolne interakcije sa solubularnom supstancom doprinose raspadanju topljivih supstanci na ionima. Na primjer, otopina vodonika hlorida u vodi, od kojih su molekuli od polarne, dobro se provode električnom strujom. Rješenje hlorida vodonika u benzenu nema primjetnu električnu provodljivost. To ukazuje na nedostatak jonizacije hidroinatora hlorida u benzenskom rješenju, jer su molekuli benzena ne-polar.

Ioni, poput električnog polja, imaju polarizirajuću učinak jedni na druge. Kada se sastanu sa dva iona, javlja se njihova međusobna polarizacija, i.e. Premještanje elektrona vanjskih slojeva u odnosu na jezgre. Međusobna polarizacija jona ovisi o optužbama jezgre i jona, radijusu iona i drugih faktora.

Unutar grupa e.o. opada.

Metalna svojstva elemenata povećavaju se.

Metalni elementi na vanjskom nivou energije sadrže 1,2,3 elektrone i karakteriziraju ih niska vrijednost jonizacijskih potencijala i e.o. Budući da metali pokazuju izraženu sklonost povratku elektrona.
Nemetalne elemente karakteriše viša energetska vrijednost ionizacije.
Kako vanjska granata ispunjava nemetale u periodima, radijus atoma se smanjuje. Na vanjskoj školjci, broj elektrona je 4,5,6,7,8.

Polaritet hemijske veze. Polaritet molekula i jona.

Polaritet kemikalije s elitom određen je pomak povezivanja elektronskih par na jedan od atoma.

Hemijska veza nastaje zbog preraspodjele elektrona orbitala valence, što rezultira stalnom elektroničkom konfiguracijom plemenitih plina, zbog formiranja jona ili formiranja općih elektroničkih parova.
Hemijske veze karakteriše energija i dužina.
Mjera komunikacijske snage je energija potrošena na uništavanju komunikacije.
Na primjer. H - H \u003d 435 kjmol-1

Elementi električne energije atomo
Električna energija - hemijska imovina atoma, kvantitativna karakteristika kapaciteta atoma u molekulu kako bi privukla elektrone iz atoma drugih elemenata.
Relativna elektronegata

Prva i najpoznatija relativna elektronaponosljivost je L. Polionična skala dobivena iz termohemijskih podataka i predlaže se 1932. godine za početak reference u ovoj skali je proizvoljno usvojila veličinu elektronegitacije fluorine, (F) \u003d 4.0.

Elementi VIII grupe periodičnog sistema (plemeniti plinovi) imaju nultu elektronegativnosti;
Uvjetna granica između metala i nemetala je vrijednost relativne elektronegije koja je jednaka 2.

Električna energija elemenata periodičnog sistema, u pravilu, dosljedno se povećava s lijeva na desno u svakom razdoblju. Unutar svake grupe, preko nekoliko izuzetaka, elektronegativnosti od vrha do dna. Uz pomoć električnih pregovora može se opisati hemijska veza.
Komunikacija s manjom razlikom u atomsko-negativnosti atoma pripada polarnim kovalentnim obveznicama. Što je manja razlika u elektronomnosti atoma koje tvore hemijsku vezu, manje stepen ionnost ove veze. Nula razlika elektrona negativnosti atoma ukazuje na odsustvo jonske prirode obveznice, tj., Na njenom uzvišenom kovalatu.

Polarnost hemijske veze, polaritet molekula i jona
Polaritet hemijskih obveznica, karakteristika hemijskog odgovora, pokazujući preraspodjelu gustoće elektrona u prostoru u blizini jezgre u odnosu na početnu raspodjelu ove gustoće u neutralnim atomima koji čine ovu vezu.

Gotovo sve hemijske obveznice, izuzeci obveznica u dioksidni homomouklear molekuli - do jednog ili drugog polarnog stepena. Obično su kovalentne veze slabo polarne, jonske veze su snažno polarne.

Na primjer:
Spoj ne-polar: CL2, O2, N2, H2, br2

kovalentni Polar: H2O, SO2, HCl, NH3, itd.

Sl. 32. Sheme polarnih i ne-polarnih molekula: a - Polarni molekul; B-ne-polar molekula

U bilo kojem molekuli, postoje i pozitivno nabijene čestice - jezgra atoma i negativno naplaćene - elektrone. Za svaku vrstu čestica (ili, ili bolje rečeno, troškova) možete pronaći takvu tačku koja će biti poput njihovog "električnog težišta gravitacije". Te se bodove nazivaju molekulom molekule. Ako se u molekuli poklapaju električni centri težine pozitivnih i negativnih naboja, molekula će biti ne-polarna. Takav, na primjer, h 2, n 2 molekule, formirani istim atomima, u kojima opći parovi elektrona jednako pripadaju oba atoma, kao i mnogim simetrijski izgrađenim molekulama, na primjer, metane CH 4, Četvoroklorid SSL 4.

Ali ako se molekul izgradi asimetrično, sastoji se od dva heterogena atoma, kao što smo već izgovorili, cjelokupni par elektrona može se više ili više pomaknuti premajedan od atoma. Očito je, u ovom slučaju, zbog neujednačene distribucije pozitivnih i negativnih optužbi unutar molekule, njihovi električni centri gravitacije neće se podudarati, a polarnog molekula (Sl. 32).

Polar molekuli

Polarni molekuli su dipoles. Ovaj termin označava bilo koji elektronički sistem, odnosno sustav koji se sastoji od pozitivnih i negativnih naboja distribuiran na takav način da se njihovi električni centri gravitacije ne podudaraju.

Udaljenost između električnih centara gravitacije tih i drugih optužbi (između stubova Dipola) naziva se dipolom dugačak. Dužina dipola karakterizira stupanj polariteta molekule. Jasno je da je za razne polarne molekule, dužina dipola različita; Što je više, oštro je izrazila polaritet molekule.

Sl. 33. Sheme strukture molekula CO2 i CS2

U praksi je stupanj polariteta tih ili drugih molekula postavljen mjerenjem takozvanog dipola moleže molekule t, koji je definiran kao proizvod duljine dipola l. Na optužbi za njegov pol e:

t \u003d.l. E.

Veličine dipolnih trenutaka povezani su s nekim svojim svojstvima i mogu se eksperimentalno odrediti. Redoslijed veličine t. Uvijek 10 -18, kao naboj

throne je 4,80 10 -10 elektrostatičkih jedinica, a dužina dipola je vrijednost istog reda kao i promjer molekule, I.E. 10 -8 cm.Ispod su dipolne trenutke molekula nekih anorganskih tvari.

Dipolne trenutke nekih supstanci

t. 10 18

. . . .. …….. 0

Voda ....... 1,85.

. . . ………..0

Vodonik hlorid ....... 1.04.

Ugljični dioksid ...... 00

Bromistično. ...... 0,79

Seroublerod ........... 0

Jodid vodonik ...... .. 0,38

Vodonik sulfid ........... 1,1

Ugljen monoksid ....... 0,11

Sumporni dioksid. . . ...... 1.6

Sinilna kiselina .......2.1

Određivanje veličine dipolnih trenutaka omogućava vam da donesete mnogo zanimljivih zaključaka u vezi sa strukturom različitih molekula. Razmotrite neke od ovih zaključaka.

Sl. 34. Shema molekula vode

Kao što se treba očekivati, dipole molekula i azota vodonika su nula; Molekuli ovih tvari savršenosimetrično i, prema tome, električni naboji u njima se distribuiraju ravnomjerno. Odsustvo polariteta u ugljičnom dioksidu i preživjelog ugljika pokazuje da su njihovi molekuli također izgrađeni simetrično. Struktura molekula ovih supstanci shematično je prikazana na slici. 33.

Nešto neočekivano je prisustvo prilično velikog dipola u vodi. Budući da je formula vode slična konkulama ugljičnog dioksida

i SERVO, treba očekivati \u200b\u200bda će se izgraditi i njegovi molekulisimetrično, kao i molekule CS 2 i CO 2.

Međutim, s obzirom na eksperimentalno ugrađenu polaritet vodenih molekula (molekula), ova pretpostavka mora biti odbačena. Trenutno se molekula vode pripisuje asimetričnoj strukturi (Sl. 34): dva atoma vodika povezana su sa atomom kisika tako da njihove obveznice čine ugao od oko 105 °. Sličan amomički jezgra dostupan je i u drugim molekulama iste vrste (H 2 S, tako 2) sa dipolnim trenucima.

Polaritet molekula vode objašnjava se mnogim njegovim fizičkim svojstvima.