A molekula polaritása. Poláris és nem poláris molekulák

Egy molekula akkor poláris, ha a negatív töltés középpontja nem esik egybe a pozitív töltés középpontjával. Egy ilyen molekula egy dipólus: két egyenlő nagyságú és ellentétes előjelű töltés válik el egymástól a térben.

A dipólust általában azzal a szimbólummal jelölik, ahol a nyíl a dipólus pozitív végétől a negatív felé mutat. Egy molekulának van egy dipólusmomentuma, amely egyenlő a töltés nagyságának és a töltésközpontok távolságának szorzatával:

A molekulák dipólusmomentumai mérhetők; néhány talált érték a táblázatban található. 1.2. A dipólusmomentumok értékei a különböző molekulák relatív polaritásának mértékeként szolgálnak.

1.2. táblázat (lásd szkennelés) Dipólusmomentumok

Kétségtelen, hogy a molekulák polárisak, ha csak a benne lévő kötések polárisak. A kötés polaritását azért fogjuk figyelembe venni, mert egy molekula polaritása az egyes kötések polaritásának összegeként fogható fel.

Az olyan molekulák, amelyek dipólusmomentuma egyenlő nullával, vagyis nem polárisak. Egy adott molekulában két azonos atom természetesen azonos elektronegativitással és egyformán saját elektronokkal rendelkezik; a töltés nulla, ezért a dipólusmomentum is nulla.

A típusú molekulának nagy a dipólusmomentuma. Bár a hidrogén-fluorid molekula kicsi, az elektronegatív fluor erősen vonzza az elektronokat; bár a távolság kicsi, a töltés nagy, és ezért a dipólusmomentum is nagy.

A metán és a szén-tetraklorid dipólusmomentuma nulla. Az egyes kötések, legalábbis a szén-tetrakloridban, polárisak: a tetraéderes elrendezés szimmetriája miatt azonban kompenzálják egymást (1.9. ábra). A metil-kloridban a szén-klór kötés polaritása nem kompenzálódik, a metil-klorid dipólusmomentuma igen, így a molekulák polaritása nemcsak az egyes kötések polaritásától függ, hanem azok irányától is, azaz a molekula alakjáról.

Az ammónia dipólusmomentuma az ábrán látható irányú egyedi kötések három momentumának teljes dipólusmomentumának (vektorösszegének) tekinthető.

Rizs. 1.9. Egyes molekulák dipólusmomentumai. A kötések és molekulák polaritása.

Hasonlóképpen tekinthetjük a víz dipólusmomentumát egyenlőnek

Milyen dipólusmomentumra kell számítani a nitrogén-trifluoridnál, amely az ammóniához hasonlóan piramis szerkezetű? A fluor a legelektronegatívabb elem, és minden bizonnyal erősen vonja ki az elektronokat a nitrogénből; ezért a nitrogén-fluor kötéseknek erősen polárisnak kell lenniük, és vektorösszegüknek nagynak kell lennie - sokkal nagyobbnak, mint az ammóniánál a nem túl poláris kötésekkel.

Mit ad a kísérlet? A nitrogén-trifluorid dipólusmomentuma csak He sokkal kisebb, mint az ammónia dipólusmomentuma.

Hogyan magyarázható ez a tény? A fenti megfontolás során a magányos elektronpárt nem vettük figyelembe. B (valamint ebben a párban a -pályát foglalja el, és a dipólusmomentumhoz való hozzájárulásának ellentétes irányúnak kell lennie a nitrogén-fluor kötések összmomentumához képest (1.10. ábra); ezek az ellenkező előjelű momentumok nyilvánvalóan, megközelítőleg azonos értékűek, és ennek eredményeként kis dipólusmomentum keletkezik, amelynek iránya ismeretlen. Az ammóniában a dipólusmomentumot valószínűleg főleg ez a szabad elektronpár határozza meg, és a dipólusmomentum összege növekszik. Hasonlóképpen, a magányos elektronpároknak hozzá kell járulniuk a víz és természetesen minden más molekula dipólusmomentumához, amelyben jelen vannak.

A dipólusmomentumok értékei alapján értékes információk nyerhetők a molekulák szerkezetéről. Például a szén-tetraklorid bármely olyan szerkezete, amely poláris molekulát eredményez, csak a dipólusmomentum nagysága alapján zárható ki.

Rizs. 1.10. Egyes molekulák dipólusmomentumai. A magányos elektronpár hozzájárulása. Az egyedüli elektronpár miatti dipólusmomentum iránya ellentétes a kötésmomentumok teljes vektorának irányával.

Így a dipólusmomentum megerősíti a szén-tetraklorid tetraéderes szerkezetét (bár nem, mivel más szerkezetek is lehetségesek, amelyek szintén nem poláris molekulát adnának).

Feladat 1.4. Az alább felsorolt ​​két lehetséges szerkezet közül melyiknek kell nulla dipólusmomentumúnak lennie? a) A négyzet közepén található a szén, amelynek sarkaiban klóratomok találhatók, b) a szén a tetraéder piramis csúcsán, a klóratomok pedig az alap sarkaiban találhatók.

Feladat 1.5. Bár a szén-oxigén és a bór-fluor kötésnek polárisnak kell lennie, a vegyületek dipólusmomentuma nulla. Javasoljon minden egyes vegyülethez az atomok elrendezését, amely nulla dipólusmomentumot okoz.

A legtöbb vegyület esetében a dipólusmomentumot soha nem mérték. Ezeknek a vegyületeknek a polaritása a szerkezetükből megjósolható. A kötések polaritását az atomok elektronegativitása határozza meg; ha ismertek a kötések közötti szögek, akkor a molekula polaritása meghatározható, figyelembe véve a párosítatlan elektronpárokat is.

Polaritás.

Az atommagok közötti közös elektronpár elhelyezkedésétől (elektronsűrűség) függően nem poláris és poláris kötéseket különböztetnek meg.

A nempoláris kötést azonos elektronegativitású elemek atomjai alkotják. Az elektronsűrűség szimmetrikusan oszlik el az atommagokhoz képest.

A különböző elektronegativitású atomok közötti kötést polárisnak nevezzük. A megosztott elektronpár az elektronegatívabb elem felé torzul. A pozitív (b +) és negatív (b -) töltések súlypontja nem egyezik. Minél nagyobb a különbség a kötést alkotó elemek elektronegativitása között, annál nagyobb a kötés polaritása. Ha az elektronegativitás különbsége kisebb, mint 1,9, akkor a kötést figyelembe kell venni poláris kovalens.

Kétatomos molekula esetén a molekula polaritása megegyezik a kötés polaritásával. A többatomos molekulákban egy molekula teljes dipólusmomentuma egyenlő az összes kötés momentumainak vektorösszegével. A dipólusvektor a +-tól a – felé irányul

3. példa A vegyértékkötések módszerével határozzuk meg az ón(II)-klorid és ón(IV)-klorid molekuláinak polaritását!

50 Sn p-elemekre utal.

Vegyértékelektronok 5s 2 5p 2 . Az elektronok eloszlása ​​a kvantumsejtek között normál állapotban:

Az ón(IV)-klorid -SnCl 4, ón(II)-klorid - SnCl 2 kémiai képletei

A molekulák geometriai alakjának megalkotásához a párosítatlan vegyértékelektronok pályáit ábrázoljuk, figyelembe véve azok maximális átfedését

Rizs. 4. Az SnCl 2 és SnCl 4 molekulák geometriai alakja

Az Sn elektronegativitás 1,8. Cl - 3,0. Sn kötés - Cl, poláris, kovalens. Ábrázoljuk a poláris kötések dipólusmomentumának vektorait.

SnCl 2 és SnCl 4 molekulákban

SnCl 2 - poláris molekula

Az SnCl4 egy nem poláris molekula.

Az anyagok a hőmérséklettől és a nyomástól függően létezhetnek gáz-, folyékony és szilárd halmazállapotú halmazállapotban.

Gázhalmazállapotban az anyagok egyedi molekulák formájában vannak.

Folyékony halmazállapotú aggregátumok formájában, ahol a molekulákat intermolekuláris van der Waals erők vagy hidrogénkötések kötik össze. Sőt, minél polárisabbak a molekulák, annál erősebb a kötés, és ennek eredményeként annál magasabb a folyadék forráspontja.

A szilárd anyagokban a szerkezeti részecskék mind intramolekuláris, mind intermolekuláris kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz. Osztályozása: ionos, fémes, atomi (kovalens), molekuláris kristályok és vegyes kötésű kristályok.

ELLENŐRZÉSI FELADATOK

73. Miért aktív a klór és a kálium, a közöttük elhelyezkedő argon pedig inaktív?

74. Magyarázza el a vegyértékkötések módszerével, hogy a vízmolekula (H 2 O) miért poláris, a metánmolekula (CH 4) miért nem poláris?

75. A szén-monoxid (II) hatóanyag egy hatóanyag, a szén-monoxid (IV) pedig alacsony hatóanyag-tartalmú. Magyarázza el a vegyértékkötés módszerével!

76. Hogyan változik a nitrogén- és oxigénmolekulák erőssége. Magyarázza el a vegyértékkötés módszerével!

77. Miért különböznek a nátrium-klorid (NaCl) kristály tulajdonságai a nátrium (Na) kristályétól? Milyen típusú kötés jön létre ezekben a kristályokban?

78. A vegyértékkötés módszerével határozza meg az alumínium-klorid és a hidrogén-szulfid molekulák polaritását!

79. Milyen típusú hidroxid a rubídium-hidroxid? Magyarázza el a vegyértékkötés módszerével!

80. A folyékony hidrogén-fluorid forráspontja 19,5 0 C, a folyékony hidrogén-kloridé (- 84,0 0 C). Miért van ekkora különbség a forráspontokban?

81. Magyarázza el a vegyértékkötések módszerével, hogy a szén-tetraklorid (CCl 4) miért nem poláris, és a kloroform (CHCl 3) miért poláris anyag?

82. Hogyan változik a kötés erőssége a CH 4 - SnH 4 molekulákban? Magyarázza el a vegyértékvegyületek módszerével!

83. Milyen lehetséges vegyületek alkotják az elemeket: ólom és bróm? Határozza meg ezeknek a kötéseknek a polaritását!

84. A vegyértékkötés módszerével határozza meg a nitrogénmolekulák és a nitrogén(III)-bromid polaritását!

85. A víz forráspontja 100 0 C, a hidrogén-szulfidé (60,7 0 C). Miért van ekkora különbség a forráspontokban?

86. Határozza meg, melyik vegyületben az erősebb kötés az ón-bromid vagy a szén-bromid? Határozza meg ezen vegyületek polaritását!

87. A vegyértékkötés módszerével határozza meg a gallium-jodid és bizmut-jodid molekulák polaritását!

88. Magyarázza el a kémiai kötés elméletének felhasználásával, hogy a xenon miért nemes (alacsony aktivitású) elem!

89. Jelölje meg a hibridizáció típusát (sp, sp 2, sp 3) a vegyületekben: BeCl 2, SiCl 4! Ábrázolja a molekulák geometriai alakzatait!

90. Rajzolja meg a kötések térbeli elrendezését a molekulákban: bór-hidrid és foszfor (III)-hidrid! Határozza meg a molekulák polaritását!

Irányelvek a tudományágban az ellenőrzési feladatokhoz Kémia» távoktatás nem vegyész szakos hallgatói számára. 1. rész.

Összeállította: egyetemi docens, Ph.D. Obukhov V.M.

asszisztens Kostareva E.V.

Közzététel céljából aláírva 1. sz

Rendelési szám. szerk. l.

Formátum: 60/90/1/16. Konv. sütő l.

RISO GR 3750-re nyomtatva

"Olaj- és Gázipari Egyetem" kiadó

Állami szakmai felsőoktatási intézmény

"Tyumen Állami Olaj- és Gázipari Egyetem"

Az "Olaj- és Gázipari Egyetem" kiadó operatív nyomdai osztálya

625000, város Tyumen, st. Volodarszkij, 38 éves

A molekula polaritását meg kell különböztetni a kötés polaritásától. Az AB típusú kétatomos molekulák esetében ezek a fogalmak egybeesnek, amint azt a HCl-molekula példájával már bemutattuk. Olyan molekulákban minél nagyobb a különbség az elemek elektronegativitása között (∆EO), annál nagyobb a dipólus elektromos momentuma. Például a HF, HCl, HBr, HI sorozatban ugyanabban a sorrendben csökken, mint a relatív elektronegativitás.

A molekulák lehetnek polárisak és nem polárisak a molekula elektronsűrűség-eloszlásának természetétől függően. Egy molekula polaritását a dipólus μ elektromos momentumának értékével jellemezzük azt mondják , amely egyenlő a hibrid AO-kon elhelyezkedő összes kötés és nem kötő elektronpár dipólusai elektromos momentumainak vektorösszegével: → →

 m-ly \u003d  ( csatlakozások) i +  ( nem kapcsolt elektromos párok) j .

Az összeadás eredménye a kötések polaritásától, a molekula geometriai szerkezetétől és a meg nem osztott elektronpárok jelenlététől függ. Egy molekula polaritását nagyban befolyásolja szimmetriája.

Például egy CO 2 molekula szimmetrikus lineáris szerkezettel rendelkezik:

Ezért, bár a C=O kötések erősen polárisak, a dipólus elektromos momentumaik kölcsönös kompenzációja miatt a CO 2 molekula általában nem poláris ( m-ly =  kötések = 0). Ugyanezen okból a nagymértékben szimmetrikus tetraéder molekulák CH 4, CF 4, az oktaéderes SF 6 molekulák stb. nempolárisak.

A sarok H 2 O molekulában a poláris O–H kötések 104,5°-os szöget zárnak be: → →

 H2O \u003d  O - H +  nem csatlakoztatott elektromos pár  0.

Ezért pillanataik nem kompenzálódnak kölcsönösen, és a molekula polárisnak bizonyul ().

A szögletes molekula SO 2, piramis molekulák NH 3, NF 3 stb. is rendelkeznek a dipólus elektromos momentumával, ilyen nyomaték hiánya

a molekula erősen szimmetrikus szerkezetét jelzi, a dipólus elektromos momentumának jelenléte a molekula szerkezetének aszimmetriáját jelzi (3.2. táblázat).

3.2. táblázat

A molekulák szerkezete és várható polaritása

A molekula dipólusának elektromos momentumának értékét erősen befolyásolják a hibrid pályákon elhelyezkedő, nem kötődő elektronpárok, amelyek saját dipólusmomentummal rendelkeznek (a vektor iránya a magból, a hibrid AO tengelye mentén van). ). Például az NH 3 és az NF 3 molekulák trigonális piramis alakúak, és az N–H és N–F kötések polaritása is megközelítőleg azonos. Az NH 3 dipólus elektromos nyomatéka azonban 0,49·10-29 C·m, ​​az NF 3 pedig csak 0,07·10-29 C·m. Ez azzal magyarázható, hogy NH 3-ban a kötő N–H és a nem kötő elektronpárok dipólusának elektromos nyomatékának iránya egybeesik, és vektorösszeadáskor a dipólus nagy elektromos momentumát okozza. Ezzel szemben az NF 3-ban az N–F kötések és az elektronpár momentumai ellentétes irányúak, ezért összeadva részben kompenzálódnak (3.15. ábra).

3.15. ábra. NH 3 és NF 3 molekulák kötő és nem kötő elektronpárjainak dipólusának elektromos momentumainak összeadása

A nem poláris molekula polárissá tehető. Ehhez bizonyos potenciálkülönbséggel elektromos térbe kell helyezni. Az elektromos tér hatására a pozitív és negatív töltések "súlypontja" elmozdul, és a dipólus indukált vagy indukált elektromos momentuma keletkezik. Ha a mezőt eltávolítjuk, a molekula ismét apolárissá válik.

Külső elektromos tér hatására egy poláris molekula polarizálódik, azaz töltések újraeloszlása ​​megy végbe benne, és a molekula a dipólus elektromos momentumának új értékét kapja, még polárisabbá válik. Ez a közeledő poláris molekula által létrehozott mező hatására is előfordulhat. A molekulák azon képességét, hogy külső elektromos tér hatására polarizálódnak, polarizálhatóságnak nevezzük.

A molekulák polaritása és polarizálhatósága határozza meg az intermolekuláris kölcsönhatást. Egy anyag reaktivitása, oldhatósága a molekula dipóljának elektromos momentumához kapcsolódik. A folyadékok poláris molekulái kedveznek a bennük oldott elektrolitok elektrolitikus disszociációjának.

Elemek atomjainak elektronegativitása. Relatív elektronegativitás. A periódusos rendszer periódusainak és csoportjainak változása. A kémiai kötés polaritása, a molekulák és ionok polaritása.

Az elektronegativitás (e.o.) az atom azon képessége, hogy elektronpárokat mozdítson el maga felé.
Meroy e.o. az energia számtanilag egyenlő az I ionizációs energia és az E elektronhasonlósági energia összegének felével
E.O. = ½ (I+E)

Relatív elektronegativitás. (OEO)

A fluorhoz, mint a legerősebb e.o elemhez 4,00 értéket rendelünk, amelyhez képest a többi elemet figyelembe veszik.

A periódusos rendszer periódusainak és csoportjainak változásai.

Időszakon belül, ahogy a nukleáris töltés balról jobbra növekszik, az elektronegativitás nő.

Legkevésbéérték figyelhető meg az alkáli- és alkáliföldfémekben.

Legnagyobb- halogénekhez.

Minél nagyobb az elektronegativitás, annál erősebbek az elemek nemfémes tulajdonságai.

Az elektronegativitás (χ) az atom alapvető kémiai tulajdonsága, egy molekulában lévő atom azon képességének kvantitatív jellemzője, hogy a közös elektronpárokat maga felé tolja.

Az atomok elektronegativitásának modern fogalmát L. Pauling amerikai kémikus vezette be. L. Pauling az elektronegativitás fogalmát használta annak magyarázatára, hogy az A-B heteroatomos kötés energiája (A, B bármely kémiai elem szimbóluma) általában nagyobb, mint az A-A és B-B homoatomikus kötések geometriai átlaga.

A legmagasabb értékű e.o. fluor, a legalacsonyabb a cézium.

Az elektronegativitás elméleti meghatározását R. Mulliken amerikai fizikus javasolta. Abból a nyilvánvaló álláspontból kiindulva, hogy a molekulában lévő atom azon képessége, hogy elektrontöltést vonzzon magához, az atom ionizációs energiájától és elektronaffinitásától függ, R. Mulliken bevezette az A atom elektronegativitásának fogalmát mint átlagot. a külső elektronok kötési energiájának értéke a vegyértékállapotok ionizációja során (például A−ból A+-ba), és ennek alapján egy nagyon egyszerű összefüggést javasolt egy atom elektronegativitására:

ahol J1A és εA egy atom ionizációs energiája, illetve elektronaffinitása.
Szigorúan véve egy elemnek nem tulajdonítható állandó elektronegativitás. Az atom elektronegativitása számos tényezőtől függ, különösen az atom vegyértékállapotától, a formális oxidációs állapottól, a koordinációs számtól, a molekularendszerben az atom környezetét alkotó ligandumok természetétől és néhány tényezőtől. mások. Az elektronegativitás jellemzésére mostanában egyre gyakrabban alkalmazzák az úgynevezett orbitális elektronegativitást, amely a kötés kialakulásában részt vevő atompálya típusától, illetve elektronpopulációjától függ, vagyis attól, hogy az atompálya foglalt-e. egy meg nem osztott elektronpár, egy párosítatlan elektron egyedül benépesíti, vagy üres. Az elektronegativitás értelmezésének és meghatározásának ismert nehézségei ellenére azonban mindig szükséges a kötések természetének kvalitatív leírásához és előrejelzéséhez egy molekuláris rendszerben, beleértve a kötés energiáját, az elektronikus töltéseloszlást és az ionosság mértékét, az erőállandót stb. A jelenlegi megközelítésben az egyik legfejlettebb a Sanderson megközelítés. Ez a megközelítés azon az elképzelésen alapult, hogy az atomok elektronegativitását kiegyenlítik a köztük lévő kémiai kötés kialakulása során. Számos tanulmány talált összefüggést a Sanderson elektronegativitás és a periódusos rendszer elemeinek túlnyomó többségének szervetlen vegyületek legfontosabb fizikai-kémiai tulajdonságai között. Igen termékenynek bizonyult a Sanderson-féle módszer módosítása is, amely a molekula atomjai közötti elektronegativitás újraelosztásán alapul szerves vegyületek esetében.

2) A kémiai kötés polaritása, a molekulák és ionok polaritása.

Ami az absztraktban és a tankönyvben van - A polaritás dipólusmomentumhoz kapcsolódik.Egy közös elektronpárnak az egyik atomra való eltolódása következtében jelenik meg.A polaritás függ az atomok elektronegativitásának különbségétől is kötve. két atom, minél polárisabb a közöttük lévő kémiai kötés.Attól függően, hogy a kémiai kötés kialakulása során hogyan oszlik el újra az elektronsűrűség, annak többféle típusát különböztetjük meg.A kémiai kötés polarizációjának határesete egy atomról való teljes átmenet másikba.

Ilyenkor két ion keletkezik, amelyek között ionos kötés jön létre Ahhoz, hogy két atom ionos kötést tudjon létrehozni, szükséges, hogy e.o. nagyban különbözött.Ha e.o. egyenlőek, akkor nem poláris kovalens kötés jön létre A legáltalánosabb poláris kovalens kötés bármely olyan atom között jön létre, amelyek eltérő e.o.

Az atomok effektív töltései a kötés polaritásának kvantitatív becsléseként szolgálhatnak Az atom effektív töltése egy kémiai vegyületben az adott atomhoz tartozó elektronok száma és a szabad atom elektronjainak száma közötti különbséget jellemzi. Egy elektronegatívabb elem atomja erősebben vonzza az elektronokat, így az elektronok közelebb vannak hozzá, és valamilyen negatív töltést kap, amit effektívnek neveznek, és partnerének is ugyanaz a pozitív effektív töltése. Ha a kötést alkotó elektronok között az atomok egyformán tartoznak hozzájuk, az effektív töltések nulla.

Kétatomos molekulák esetében lehetőség van a kötés polaritásának jellemzésére és az atomok effektív töltéseinek meghatározására az M = q * r dipólusmomentum mérése alapján, ahol q a dipólus pólusának töltése, amely megegyezik a kötés effektív töltésével. kétatomos molekula, r a magok közötti távolság A kötés dipólusmomentuma vektormennyiség. A molekula pozitív töltésű részétől a negatív rész felé irányul.Az elem atomjának effektív töltése nem esik egybe az oxidációs állapottal.

A molekulák polaritása nagymértékben meghatározza az anyagok tulajdonságait. A poláris molekulák ellentétes töltésű pólusokkal fordulnak egymás felé, és kölcsönös vonzás jön létre közöttük. Ezért a poláris molekulák által alkotott anyagok magasabb olvadáspontú és forráspontúak, mint az olyan anyagok, amelyek molekulái nem polárisak.

Azoknak a folyadékoknak, amelyek molekulái polárisak, nagyobb az oldóképességük. Sőt, minél nagyobb az oldószermolekulák polaritása, annál nagyobb a benne lévő poláris vagy ionos vegyületek oldhatósága. Ezt a függést az magyarázza, hogy az oldószer poláris molekulái az oldott anyaggal való dipól-dipól vagy ion-dipól kölcsönhatás következtében hozzájárulnak az oldott anyag ionokra bomlásához. Például a hidrogén-klorid vizes oldata, amelynek molekulái polárisak, jól vezeti az elektromosságot. A hidrogén-klorid benzolos oldatának nincs észrevehető elektromos vezetőképessége. Ez azt jelzi, hogy a benzololdatban nincs hidrogén-klorid ionizáció, mivel a benzolmolekulák nem polárisak.

Az ionok az elektromos térhez hasonlóan polarizáló hatást fejtenek ki egymásra. Amikor két ion találkozik, kölcsönös polarizációjuk következik be, azaz. a külső rétegek elektronjainak elmozdulása az atommagokhoz képest. Az ionok kölcsönös polarizációja függ az atommag és az ion töltésétől, az ion sugarától és egyéb tényezőktől.

Az e.o. csoportjain belül. csökken.

Az elemek fémes tulajdonságai nőnek.

A külső energiaszinten lévő fémes elemek 1,2,3 elektront tartalmaznak, és alacsony ionizációs potenciál és e.o. jellemzi őket. mert a fémek kifejezett hajlamot mutatnak az elektronok adományozására.
A nem fémes elemek nagyobb ionizációs energiával rendelkeznek.
Ahogy a nemfémek külső héja megtelik, az atomsugár csökken a periódusokon belül. A külső héjon az elektronok száma 4,5,6,7,8.

A kémiai kötés polaritása. Molekulák és ionok polaritása.

A kémiai kötés polaritását az elektronpár kötéseinek az egyik atomhoz való eltolódása határozza meg.

Kémiai kötés keletkezik az elektronok vegyértékpályákon történő újraeloszlása ​​miatt, ami a nemesgáz stabil elektronkonfigurációját eredményezi, ionok képződése vagy közös elektronpárok kialakulása következtében.
A kémiai kötést az energia és a hosszúság jellemzi.
A kötés erősségének mértéke a kötés megszakítására fordított energia.
Például. H-H = 435 kJmol-1

Atomelemek elektronegativitása
Az elektronegativitás egy atom kémiai tulajdonsága, egy molekulában lévő atom azon képességének mennyiségi jellemzője, hogy más elemek atomjaiból elektronokat vonzzon magához.
Relatív elektronegativitás

A relatív elektronegativitás első és leghíresebb skálája a termokémiai adatokból nyert L. Pauling-skála, amelyet 1932-ben javasoltak. A fluor legelektronegatívabb elemének (F) = 4,0 elektronegativitási értéke tetszőlegesen referenciapontnak tekinthető. skála.

A periódusos rendszer VIII. csoportjába tartozó elemek (nemesgázok) elektronegativitása nulla;
A fémek és nemfémek közötti feltételes határnak a relatív elektronegativitás 2-vel egyenlő értékét tekintjük.

A periódusos rendszer elemeinek elektronegativitása általában minden periódusban balról jobbra növekszik. Az egyes csoportokon belül néhány kivételtől eltekintve az elektronegativitás folyamatosan fentről lefelé csökken. Az elektronegativitást a kémiai kötések jellemzésére használják.
Az atomok elektronegativitásában kisebb különbségű kötéseket poláris kovalens kötéseknek nevezzük. Minél kisebb a különbség a kémiai kötést képező atomok elektronegativitása között, annál kisebb a kötés ionossági foka. Az atomok elektronegativitásának nulla különbsége azt jelzi, hogy az általuk kialakított kötésben nincs ionos karakter, azaz tiszta kovalencia.

Kémiai kötés polaritása, molekulák és ionok polaritása
A kémiai kötések polaritása, a kémiai kötések jellemzője, amely az elektronsűrűség újraeloszlását mutatja az atommagok közelében lévő térben, összehasonlítva a sűrűség kezdeti eloszlásával a kötést alkotó semleges atomokban.

Szinte minden kémiai kötés, a kétatomos homonukleáris molekulákban lévő kötések kivételével, bizonyos fokig poláris. A kovalens kötések általában gyengén polárisak, az ionos kötések erősen polárisak.

Például:
kovalens nem poláris: Cl2, O2, N2, H2, Br2

kovalens poláris: H2O, SO2, HCl, NH3 stb.

Rizs. 32. Poláris és nem poláris molekulák sémái: a - poláris molekula; b-nem poláris molekula

Bármely molekulában vannak pozitív töltésű részecskék - az atommagok, és negatív töltésű részecskék - elektronok. Minden részecskefajtánál (vagy inkább töltésnél) találhatunk egy pontot, amely mintegy az "elektromos súlypontjuk" lesz. Ezeket a pontokat a molekula pólusainak nevezzük. Ha egy molekulában a pozitív és negatív töltések elektromos súlypontja egybeesik, akkor a molekula nem poláris lesz. Ilyenek például az azonos atomok által alkotott H 2 és N 2 molekulák, amelyekben mindkét atomhoz azonos elektronpárok tartoznak, valamint sok szimmetrikusan felépített molekula atomi kötésekkel, például metán CH 4, CCl 4 tetraklorid .

De ha a molekula aszimmetrikusan épül fel, például két heterogén atomból áll, mint már említettük, a közös elektronpár többé-kevésbé eltolható.az egyik atom. Nyilvánvaló, hogy ebben az esetben a pozitív és negatív töltések molekulán belüli egyenetlen eloszlása ​​miatt elektromos súlypontjaik nem esnek egybe, és poláris molekulát kapunk (32. ábra).

A poláris molekulák azok

A poláris molekulák dipólusok. Ez a kifejezés általánosságban bármely elektromosan semleges rendszert jelöl, azaz olyan rendszert, amely pozitív és negatív töltésekből áll, amelyek úgy vannak elosztva, hogy elektromos súlypontjaik nem esnek egybe.

Az ilyen töltések és más töltések elektromos súlypontjai közötti távolságot (a dipólus pólusai között) a dipólus hosszának nevezzük. A dipólus hossza jellemzi a molekula polaritásának mértékét. Nyilvánvaló, hogy a különböző poláris molekuláknál a dipólus hossza eltérő; minél nagyobb, annál kifejezettebb a molekula polaritása.

Rizs. 33. A CO2 és CS2 molekulák szerkezeti vázlatai

A gyakorlatban bizonyos molekulák polaritásának mértékét az m molekula úgynevezett dipólusmomentumának mérésével határozzák meg, amely a dipólushossz szorzata. l pólusának töltésén e:

t =l e

A dipólusmomentumok értékei az anyagok bizonyos tulajdonságaihoz kapcsolódnak, és kísérletileg meghatározhatók. Nagyságrenddel t mindig 10 -18, az elektromos töltés óta

A trón 4,80 10 -10 elektrosztatikus egység, a dipólus hossza pedig a molekula átmérőjével megegyező nagyságrendű érték, azaz 10 -8 cm. Az alábbiakban néhány szervetlen anyag molekulájának dipólusmomentumai láthatók.

Egyes anyagok dipólusmomentumai

t 10 18

. . . .. …….. 0

Víz……. 1.85

. . . ………..0

Hidrogén klorid……. 1.04

Szén-dioxid…….0

bromid. …… 0,79

Szén-diszulfid…………0

Hidrogén-jodid…….. 0,38

Hidrogén-szulfid………..1.1

Szén-monoxid……. 0,11

A kén-dioxid. . . ……1.6

Hidrociánsav……2.1

A dipólusmomentumok értékeinek meghatározása lehetővé teszi számos érdekes következtetés levonását a különböző molekulák szerkezetére vonatkozóan. Nézzünk meg néhány ilyen megállapítást.

Rizs. 34. A vízmolekula szerkezetének vázlata

Ahogy az várható volt, a hidrogén- és nitrogénmolekulák dipólusmomentuma nulla; ezen anyagok molekuláiszimmetrikusak, ezért az elektromos töltések egyenletesen oszlanak el bennük. A polaritás hiánya a szén-dioxidban és a szén-diszulfidban azt mutatja, hogy molekuláik is szimmetrikusan épülnek fel. Ezen anyagok molekuláinak szerkezetét vázlatosan az ábra mutatja. 33.

Némileg váratlan egy meglehetősen nagy dipólusmomentum jelenléte a víz közelében. Mivel a víz képlete hasonló a szén-dioxid képletéhez

és a szén-diszulfid, azt várnánk, hogy molekulái ugyanúgy épülnek felszimmetrikusan, mint a CS 2 és CO 2 molekulák.

Tekintettel azonban a vízmolekulák kísérletileg megállapított polaritására (molekulák polaritása), ezt a feltevést el kell vetni. Jelenleg a vízmolekulának aszimmetrikus szerkezetet tulajdonítanak (34. ábra): két hidrogénatom kapcsolódik egy oxigénatomhoz oly módon, hogy kötéseik körülbelül 105°-os szöget zárnak be. Az atommagok hasonló elrendezése létezik más, azonos típusú molekulákban (H 2 S, SO 2), amelyek dipólusmomentumokkal rendelkeznek.

A vízmolekulák polaritása megmagyarázza számos fizikai tulajdonságát.