Molekulas polaritāte. Polārās un nepolārās molekulas

Molekula ir polāra, ja negatīvā lādiņa centrs nesakrīt ar pozitīvā lādiņa centru. Šāda molekula ir dipols: telpā ir atdalīti divi vienāda lieluma un pretējās zīmes lādiņi.

Dipolu parasti apzīmē ar simbolu, kur bultiņa norāda no dipola pozitīvā gala uz negatīvo galu. Molekulai ir dipola moments, kas ir vienāds ar lādiņa daudzumu, kas reizināts ar attālumu starp lādiņu centriem:

Var izmērīt molekulu dipola momentus; Dažas atrastās vērtības ir norādītas tabulā. 1.2. Dipola momentu lielums kalpo kā dažādu molekulu relatīvās polaritātes mērs.

1.2. tabula (sk. skenēšanu) Dipola momenti

Nav šaubu, ka molekulas ir polāras, ja tikai tajās esošās saites ir polāras. Mēs apsvērsim saites polaritāti, jo molekulas polaritāti var uzskatīt par atsevišķu saišu polaritātes summu.

Šādām molekulām dipola moments ir nulle, t.i., tās ir nepolāras. Diviem identiskiem atomiem jebkurā no iepriekš minētajām molekulām, protams, ir vienāda elektronegativitāte, un tiem ir vienādi elektroni; lādiņš ir nulle un līdz ar to arī dipola moments ir nulle.

Tipa molekulai ir liels dipola moments Lai gan ūdeņraža fluorīda molekula ir maza, elektronegatīvs fluors spēcīgi piesaista elektronus; lai gan attālums ir mazs, lādiņš ir liels, un tāpēc arī dipola moments ir liels.

Metānam un tetrahlorogleklim ir nulle dipola momenti. Atsevišķas saites, vismaz tetrahlorogleklī, ir polāras: tomēr tetraedriskā izkārtojuma simetrijas dēļ tās viena otru atceļ (1.9. att.). Metilhlorīda gadījumā oglekļa-hlora saites polaritāte netiek kompensēta un metilhlorīda dipola moments ir Tādējādi molekulu polaritāte ir atkarīga ne tikai no atsevišķu saišu polaritātes, bet arī no to virziena, t.i., no formas. no molekulas.

Amonjaka dipola moments ir vienāds ar To var uzskatīt par kopējo dipola momentu (vektora summu) no trim atsevišķu saišu momentiem, kuru virziens ir norādīts attēlā.

Rīsi. 1.9. Dažu molekulu dipola momenti. Saišu un molekulu polaritāte.

Līdzīgi mēs varam uzskatīt, ka ūdens dipola moments ir vienāds ar

Kāds dipola moments ir sagaidāms slāpekļa trifluorīdam, kuram, tāpat kā amonjakam, ir piramīdveida struktūra? Fluors ir elektronnegatīvākais elements, un tas, protams, spēcīgi velk elektronus no slāpekļa; tāpēc slāpekļa-fluora saitēm jābūt ļoti polārām un to vektoru summai jābūt lielai - ievērojami lielākai nekā amonjakam ar tā ne pārāk polārajām saitēm.

Ko dod eksperiments? Slāpekļa trifluorīda dipola moments ir tikai ievērojami mazāks nekā amonjaka dipola moments.

Kā izskaidrot šo faktu? Iepriekš minētajā diskusijā netika ņemts vērā vientuļais elektronu pāris. B (tā kā šajā pārī ieņem -orbitāli un tās devumam dipola momentā jābūt pretējā virzienā, salīdzinot ar kopējo slāpekļa-fluora saišu momentu (1.10. att.); šiem pretējās zīmes momentiem acīmredzot ir aptuveni vienāds vērtība, un rezultāts ir mazs dipola moments, kura virziens nav zināms. Amonjakā dipola momentu, iespējams, nosaka galvenokārt šis brīvo elektronu pāris, un to palielina saišu momentu summa. Tāpat vientuļie pāri elektroniem vajadzētu veicināt ūdens dipola momentus un, protams, visas citas molekulas, kurās tie atrodas.

Pamatojoties uz dipola momentu vērtībām, var iegūt vērtīgu informāciju par molekulu struktūru. Piemēram, jebkuru oglekļa tetrahlorīda struktūru, kuras rezultātā veidojas polāra molekula, var izslēgt, tikai pamatojoties uz dipola momenta lielumu.

Rīsi. 1.10. Dažu molekulu dipola momenti. Vientuļa elektronu pāra ieguldījums. Dipola momentam, ko izraisa vientuļš elektronu pāris, ir virziens, kas ir pretējs saišu momentu kopējā vektora virzienam.

Tādējādi dipola moments apstiprina tetraedrisko oglekļa tetrahlorīda struktūru (lai gan tas to nepierāda, jo ir iespējamas arī citas struktūras, kas arī radītu nepolāru molekulu).

Problēma 1.4. Kurai no divām iespējamajām struktūrām arī būtu nulles dipola moments? a) Ogleklis atrodas kvadrāta centrā, kura stūros ir hlora atomi, b) Ogleklis atrodas tetraedriskās piramīdas augšpusē, bet hlora atomi atrodas pamatnes stūros.

Problēma 1.5. Lai gan oglekļa-skābekļa un bora-fluora saitēm jābūt polārām, savienojumu dipola moments ir nulle. Piedāvājiet atomu izvietojumu katram savienojumam, kas rada nulles dipola momentu.

Lielākajai daļai savienojumu dipola moments nekad nav izmērīts. Šo savienojumu polaritāti var paredzēt, pamatojoties uz to struktūru. Saišu polaritāti nosaka atomu elektronegativitāte; Ja ir zināmi leņķi starp saitēm, tad molekulas polaritāti var noteikt, ņemot vērā arī nepāra elektronu pārus.

Polaritāte.

Atkarībā no kopējā elektronu pāra atrašanās vietas (elektronu blīvums) starp atomu kodoliem izšķir nepolārās un polārās saites.

Nepolāru saiti veido elementu atomi ar vienādu elektronegativitāti. Elektronu blīvums ir sadalīts simetriski attiecībā pret atomu kodoliem.

Saiti starp atomiem ar dažādu elektronegativitāti sauc par polāru. Kopīgais elektronu pāris tiek novirzīts uz elektronnegatīvāko elementu. Pozitīvo (b +) un negatīvo (b -) lādiņu smaguma centri nesakrīt. Jo lielāka ir saiti veidojošo elementu elektronegativitātes atšķirība, jo lielāka ir saites polaritāte. Ja elektronegativitātes starpība ir mazāka par 1,9, tiek ņemta vērā saite polārais kovalents.

Divatomu molekulai molekulas polaritāte sakrīt ar saites polaritāti. Daudzatomu molekulās molekulas kopējais dipola moments ir vienāds ar visu tās saišu momentu vektora summu. Dipola vektors ir vērsts no + uz –

3. piemērs. Izmantojot valences saites metodi, nosaka alvas (II) hlorīda un alvas (IV) hlorīda molekulu polaritāti.

50 Sn pieder pie p – elementiem.

Valences elektroni 5s 2 5p 2. Elektronu sadalījums pa kvantu šūnām normālā stāvoklī:

Alvas (IV) hlorīda - SnCl 4, alvas (II) hlorīda - SnCl 2 ķīmiskās formulas

Lai izveidotu molekulu ģeometrisko formu, mēs attēlojam nepāra valences elektronu orbitāles, ņemot vērā to maksimālo pārklāšanos

Rīsi. 4. SnCl 2 un SnCl 4 molekulu ģeometriskā forma

Sn elektronegativitāte ir 1,8. Cl – 3,0. Sn–Cl saite, polāra, kovalenta. Attēlosim polāro saišu dipola momentu vektorus.

SnCl 2 un SnCl 4 molekulās

SnCl2 ir polāra molekula

SnCl4 ir nepolāra molekula.

Vielas atkarībā no temperatūras un spiediena var pastāvēt gāzveida, šķidrā un cietā agregātā.

Gāzveida stāvoklī vielas ir atsevišķu molekulu formā.

Šķidrā stāvoklī agregātu veidā, kur molekulas ir savienotas ar starpmolekulāriem van der Vālsa spēkiem vai ūdeņraža saitēm. Turklāt, jo polārākas ir molekulas, jo stiprāka ir saite un rezultātā šķidruma viršanas temperatūra ir augstāka.

Cietās vielās strukturālās daļiņas ir savienotas gan ar intramolekulārām, gan starpmolekulārām saitēm. Klasificēt: jonu, metāliskus, atomu (kovalentos), molekulāros kristālus un kristālus ar jauktām saitēm.

KONTROLES UZDEVUMI

73. Kāpēc elementi hlors un kālijs ir aktīvi, bet starp tiem esošais elements argons ir mazaktīvs?

74. Izmantojot valences saišu metodi, paskaidrojiet, kāpēc ūdens molekula (H 2 O) ir polāra, bet metāna molekula (CH 4) ir nepolāra?

75. Viela oglekļa monoksīds (II) ir aktīvā viela, un oglekļa monoksīds (IV) ir klasificēts kā zema aktīvā viela. Paskaidrojiet, izmantojot valences saites metodi.

76. Kā mainās slāpekļa un skābekļa molekulu stiprums. Paskaidrojiet, izmantojot valences saites metodi.

77. Kāpēc nātrija hlorīda (NaCl) kristāla īpašības atšķiras no nātrija (Na) kristāla īpašībām? Kāda veida komunikācija notiek šajos kristālos?

78. Izmantojot valences saišu metodi, nosaka alumīnija hlorīda un sērūdeņraža molekulu polaritāti.

79. Kāda veida hidroksīdi ir rubīdija hidroksīds? Paskaidrojiet, izmantojot valences saites metodi.

80. Šķidrā fluorūdeņraža viršanas temperatūra ir 19,5 0 C, bet šķidrā ūdeņraža hlorīda (- 84,0 0 C). Kāpēc ir tik liela viršanas punktu atšķirība?

81. Izmantojot valences saišu metodi, paskaidrojiet, kāpēc oglekļa tetrahlorīds (CCl 4) ir nepolārs, bet hloroforms (CHCl 3) ir polāra viela?

82. Kā mainās saišu stiprums CH 4 – SnH 4 molekulās? Paskaidrojiet, izmantojot valences savienojumu metodi.

83. Kādi iespējamie savienojumi veido elementus: svins un broms? Nosakiet šo saišu polaritāti.

84. Izmantojot valences saišu metodi, nosaka slāpekļa molekulu un slāpekļa (III) bromīda polaritāti.

85. Ūdens viršanas temperatūra ir 100 0 C, bet sērūdeņradim (60,7 0 C). Kāpēc ir tik liela viršanas punktu atšķirība?

86. Nosaki, kuram savienojumam ir stiprāka saite: alvas bromīdam vai oglekļa bromīdam? Nosakiet šo savienojumu polaritāti.

87. Izmantojot valences saites metodi, nosaka gallija jodīda un bismuta jodīda molekulu polaritāti.

88. Izmantojot ķīmiskās saites teoriju, paskaidrojiet, kāpēc ksenons ir cēls (mazaktīvs) elements.

89. Norādīt hibridizācijas veidu (sp, sp 2, sp 3) savienojumos: BeCl 2, SiCl 4. Uzzīmējiet molekulu ģeometriskās formas.

90. Uzzīmējiet saišu telpisko izvietojumu molekulās: bora hidrīdā un fosfora (III) hidrīdā. Nosakiet molekulu polaritāti.

Norādījumi pārbaudes darbu veikšanai disciplīnā " Ķīmija» neķīmisko specialitāšu studentiem neklātienes kursos. 1. daļa.

Sastādījis: asociētais profesors, Ph.D. Obuhovs V.M.

asistente Kostareva E.V.

Parakstīts publicēšanai Rakstāmpapīrs. Nr.1

Pasūtījuma Nr. Konts. ed. l.

Formāts 60/90/1/16. Nosacīti krāsns l.

Drukāts uz RISO GR 3750 Edition.

Izdevniecība "Naftas un gāzes universitāte"

Valsts profesionālās augstākās izglītības iestāde

"Tjumeņas Valsts naftas un gāzes universitāte"

Izdevniecības "Naftas un gāzes universitāte" operatīvās drukas nodaļa

625000, g. Tjumeņa, st. Volodarskis, 38

Ir nepieciešams atšķirt molekulas polaritāti no saites polaritātes. AB tipa divatomu molekulām šie jēdzieni sakrīt, kā jau parādīts HCl molekulas piemērā. Šādās molekulās Jo lielāka ir elementu elektronegativitātes atšķirība (∆EO), jo lielāks ir elektriskā dipola moments. Piemēram, sērijās HF, HCl, HBr, HI tas samazinās tādā pašā secībā kā relatīvā elektronegativitāte.

Molekulas var būt polāras vai nepolāras atkarībā no molekulas elektronu blīvuma sadalījuma rakstura. Molekulas polaritāti raksturo elektriskā dipola momenta μ vērtība viņi saka , kas ir vienāda ar visu saišu un nesaistošo elektronu pāru dipolu elektrisko momentu vektoru summu, kas atrodas hibrīda akciju sabiedrībās: → →

 m-ly = ( savienojumi) i + ( nesaistīti elektriskie pāri) j .

Pievienošanas rezultāts ir atkarīgs no saišu polaritātes, molekulas ģeometriskās struktūras un vientuļo elektronu pāru klātbūtnes. Molekulas polaritāti lielā mērā ietekmē tās simetrija.

Piemēram, CO 2 molekulai ir simetriska lineāra struktūra:

Tāpēc, lai gan C=O saites ir ļoti polāras, to elektrisko dipola momentu savstarpējās kompensācijas dēļ CO 2 molekula parasti ir nepolāra ( saites =  saites = 0). Tā paša iemesla dēļ ļoti simetriskas tetraedriskās molekulas CH 4, CF 4, oktaedriskā molekula SF 6 utt. ir nepolāras.

Leņķiskajā H 2 O molekulā polārās O–H saites atrodas 104,5º leņķī: → →

 H2O =  O – H +  nesaistīti elektriskie pāri  0.

Tāpēc viņu momenti viens otru neatceļ, un molekula izrādās polāra ().

Elektriskais dipola moments ir arī leņķiskajai SO 2 molekulai, piramīdveida molekulām NH 3, NF 3 utt.. Tāda momenta trūkums

norāda uz izteikti simetrisku molekulas struktūru, elektriskā dipola momenta klātbūtne norāda uz molekulas struktūras asimetriju (3.2. tabula).

3.2. tabula

Molekulu struktūra un paredzamā polaritāte

Molekulas elektriskā dipola momenta vērtību spēcīgi ietekmē nesaistošie elektronu pāri, kas atrodas hibrīdorbitālēs un kuriem ir savs elektriskais dipola moments (vektora virziens ir no kodola, pa hibrīda AO atrašanās vietas asi ). Piemēram, NH 3 un NF 3 molekulām ir vienāda trigonāla piramīda forma, un arī N–H un N–F saišu polaritāte ir aptuveni vienāda. Tomēr NH 3 dipola elektriskais moments ir 0,49·10-29 C·m, ​​un NF 3 ir tikai 0,07·10-29 C·m. Tas izskaidrojams ar to, ka NH 3 N–H savienojošā un nesaistošā elektronu pāra elektriskā dipola momenta virziens sakrīt un, pievienojot vektoru, rada lielu elektriskā dipola momentu. Gluži pretēji, NF 3 N–F saišu un elektronu pāra momenti ir vērsti pretējos virzienos, tāpēc, saskaitot, tie tiek daļēji kompensēti (3.15. att.).

3.15. attēls. NH 3 un NF 3 molekulu savienojošo un nesaistošo elektronu pāru elektrisko dipola momentu pievienošana

Nepolāru molekulu var padarīt polāru. Lai to izdarītu, tas jānovieto elektriskajā laukā ar noteiktu potenciālu starpību. Elektriskā lauka ietekmē pozitīvo un negatīvo lādiņu “smaguma centri” nobīdās un rodas inducēts vai inducēts elektriskā dipola moments. Kad lauks tiek noņemts, molekula atkal kļūs nepolāra.

Ārējā elektriskā lauka ietekmē polārā molekula tiek polarizēta, t.i., tajā notiek lādiņu pārdale, un molekula iegūst jaunu elektriskā dipola momenta vērtību un kļūst vēl polārāka. Tas var notikt arī lauka ietekmē, ko rada tuvojoša polāra molekula. Molekulu spēju polarizēties ārējā elektriskā lauka ietekmē sauc par polarizējamību.

Starpmolekulāro mijiedarbību nosaka molekulu polaritāte un polarizējamība. Vielas reaktivitāte un tās šķīdība ir saistīta ar molekulas dipola elektrisko momentu. Šķidrumu polārās molekulas veicina tajās izšķīdušo elektrolītu elektrolītisko disociāciju.

Elementu atomu elektronegativitāte. Relatīvā elektronegativitāte. Periodiskās sistēmas periodu un grupu izmaiņas. Ķīmisko saišu polaritāte, molekulu un jonu polaritāte.

Elektronegativitāte (e.o.) ir atoma spēja pārvietot elektronu pārus pret sevi.
Meroy e.o. ir enerģija, kas aritmētiski vienāda ar ½ jonizācijas enerģijas I un elektronu afinitātes enerģijas E summas
E.O. = ½ (I+E)

Relatīvā elektronegativitāte. (OEO)

Fluoram kā spēcīgākajam EO elementam tiek piešķirta vērtība 4,00, attiecībā pret kuru tiek ņemti vērā atlikušie elementi.

Periodiskās sistēmas periodu un grupu izmaiņas.

Periodos, kad kodola lādiņš palielinās no kreisās puses uz labo, elektronegativitāte palielinās.

Vismazāk nozīme tiek novērota sārmu un sārmzemju metāliem.

Lieliskākais- halogēniem.

Jo lielāka elektronegativitāte, jo izteiktākas ir elementu nemetāliskās īpašības.

Elektronegativitāte (χ) ir atoma pamata ķīmiskā īpašība, kvantitatīvs raksturlielums atoma spējai molekulā pārvietot kopējos elektronu pārus pret sevi.

Mūsdienu atomu elektronegativitātes jēdzienu ieviesa amerikāņu ķīmiķis L. Polings. L. Paulings izmantoja elektronegativitātes jēdzienu, lai izskaidrotu faktu, ka heteroatomiskās saites A-B enerģija (A, B ir jebkuru ķīmisko elementu simboli) parasti ir lielāka par homoatomisko saišu A-A un B-B ģeometrisko vidējo vērtību.

Augstākā vērtība e.o. fluors, un zemākais ir cēzijs.

Elektronegativitātes teorētisko definīciju ierosināja amerikāņu fiziķis R. Mullikens. Pamatojoties uz acīmredzamo apgalvojumu, ka molekulā esošā atoma spēja piesaistīt elektronisko lādiņu ir atkarīga no atoma jonizācijas enerģijas un tā elektronu afinitātes, R. Mullikens ieviesa ideju par atoma A elektronegativitāti kā vidējo vērtību. ārējo elektronu saistīšanas enerģijas valences stāvokļu jonizācijas laikā (piemēram, no A− uz A+) un, pamatojoties uz to, ierosināja ļoti vienkāršu atoma elektronegativitātes attiecību:

kur J1A un εA ir attiecīgi atoma jonizācijas enerģija un tā elektronu afinitāte.
Stingri sakot, elementam nevar piešķirt pastāvīgu elektronegativitāti. Atoma elektronegativitāte ir atkarīga no daudziem faktoriem, jo ​​īpaši no atoma valences stāvokļa, formālā oksidācijas stāvokļa, koordinācijas skaitļa, ligandu rakstura, kas veido atoma vidi molekulārajā sistēmā un dažiem faktoriem. citi. Pēdējā laikā elektronegativitātes raksturošanai arvien vairāk izmanto tā saukto orbitālo elektronegativitāti atkarībā no saites veidošanā iesaistītās atomu orbitāles veida un tās elektronu populācijas, t.i., vai atomu orbitāli aizņem vientuļš elektronu pāris, atsevišķi aizņem nepāra elektrons vai ir brīvs. Bet, neskatoties uz zināmajām grūtībām elektronegativitātes interpretācijā un noteikšanā, tā vienmēr ir nepieciešama, lai kvalitatīvi aprakstītu un prognozētu molekulārās sistēmas saišu raksturu, tostarp saistīšanas enerģiju, elektroniskā lādiņa sadalījumu un joniskuma pakāpi, spēka konstanti utt. Pašreizējā pieeja ir Sandersona pieeja. Šīs pieejas pamatā ir ideja par atomu elektronegativitātes izlīdzināšanu ķīmiskās saites veidošanās laikā starp tiem. Daudzos pētījumos ir atklātas attiecības starp Sandersona elektronegativitāti un neorganisko savienojumu svarīgākajām fizikāli ķīmiskajām īpašībām, kas raksturīgas lielākajai daļai periodiskās tabulas elementu. Ļoti auglīga izrādījās arī Sandersona metodes modifikācija, kas balstīta uz elektronegativitātes pārdali starp molekulas atomiem organiskajiem savienojumiem.

2) Ķīmisko saišu polaritāte, molekulu un jonu polaritāte.

Kas ir abstrakti un mācību grāmatā - Polaritāte ir saistīta ar dipola momentu.Tā izpaužas kā kopīga elektronu pāra pārvietošanās rezultātā uz kādu no atomiem.Polaritāte ir atkarīga arī no saistīto atomu elektronegativitātes atšķirības Jo augstāka ir e.o. divi atomi, jo polārāka ir ķīmiskā saite starp tiem.Atkarībā no tā, kā elektronu blīvums tiek pārdalīts ķīmiskās saites veidošanās laikā, izšķir vairākus veidus Ķīmiskās saites polarizācijas ierobežojošais gadījums ir pilnīga pāreja no viena atoma citam.

Tādā gadījumā veidojas divi joni, starp kuriem rodas jonu saite.Lai divi atomi spētu izveidot jonu saiti, nepieciešams, lai to e.o. bija ļoti dažādi.Ja e.o. ir vienādi, tad veidojas nepolārā kovalentā saite Visizplatītākā ir polārā kovalentā saite - tā veidojas starp jebkuriem atomiem, kuriem ir dažādas e.o. vērtības.

Kvantitatīvs saites polaritātes novērtējums var būt atomu efektīvo lādiņu Atoma efektīvo lādiņu raksturo starpība starp elektronu skaitu, kas pieder konkrētam atomam ķīmiskajā savienojumā un brīvā savienojuma elektronu skaitu. atoms.Elektronegatīvāka elementa atoms stiprāk piesaista elektronus,tāpēc elektroni atrodas tam tuvāk,un tas saņem noteiktu negatīvu lādiņu,ko sauc par efektīvo un tā partnerim ir tāds pats pozitīvais efektīvais lādiņš.Ja elektroni veidojot saite starp atomiem pieder tiem vienādi, efektīvās maksas ir nulle.

Divatomu molekulām var raksturot saites polaritāti un noteikt atomu efektīvos lādiņus, pamatojoties uz dipola momenta M=q*r mērījumu, kur q ir dipola pola lādiņš, kas vienāds ar efektīvo lādiņu. diatomu molekulai, un r ir starpkodolu attālums.Saites dipola moments ir vektora lielums. Tas tiek virzīts no molekulas pozitīvi lādētās daļas uz tās negatīvo daļu.Efektīvais lādiņš uz elementa atoma nesakrīt ar oksidācijas stāvokli.

Molekulu polaritāte lielā mērā nosaka vielu īpašības. Polārās molekulas vēršas viena pret otru ar pretēji lādētiem poliem, un starp tām rodas savstarpēja pievilcība. Tāpēc vielām, ko veido polārās molekulas, ir augstāka kušanas un viršanas temperatūra nekā vielām, kuru molekulas ir nepolāras.

Šķidrumiem, kuru molekulas ir polāras, ir lielāka šķīdināšanas spēja. Turklāt, jo lielāka ir šķīdinātāja molekulu polaritāte, jo augstāka ir polāro vai jonu savienojumu šķīdība tajā. Šī atkarība ir izskaidrojama ar to, ka polāro šķīdinātāju molekulas dipola-dipola vai jonu-dipola mijiedarbības dēļ ar izšķīdušo vielu veicina izšķīdušās vielas sadalīšanos jonos. Piemēram, ūdeņraža hlorīda šķīdums ūdenī, kura molekulas ir polāras, labi vada elektrību. Hlorūdeņraža šķīdumam benzolā nav ievērojamas elektrovadītspējas. Tas norāda uz ūdeņraža hlorīda jonizācijas neesamību benzola šķīdumā, jo benzola molekulas ir nepolāras.

Joniem, tāpat kā elektriskajam laukam, ir viens otru polarizējošs efekts. Satiekoties diviem joniem, notiek to savstarpējā polarizācija, t.i. elektronu pārvietošanās ārējos slāņos attiecībā pret kodoliem. Jonu savstarpējā polarizācija ir atkarīga no kodola un jona lādiņiem, jona rādiusa un citiem faktoriem.

Grupu ietvaros e.o. samazinās.

Palielinās elementu metāliskās īpašības.

Metāla elementi ārējā enerģijas līmenī satur 1,2,3 elektronus un tiem raksturīgi zemi jonizācijas potenciāli un e.o. jo metāliem ir spēcīga tendence zaudēt elektronus.
Nemetāliskiem elementiem ir lielāka jonizācijas enerģija.
Tā kā nemetālu ārējais apvalks periodos ir piepildīts, atomu rādiuss samazinās. Ārējā apvalkā elektronu skaits ir 4,5,6,7,8.

Ķīmiskās saites polaritāte. Molekulu un jonu polaritāte.

Ķīmiskās saites polaritāti nosaka elektronu pāra saišu pārvietošanās uz vienu no atomiem.

Ķīmiskā saite rodas elektronu pārdales dēļ valences orbitālēs, kā rezultātā veidojas stabila cēlgāzes elektronu konfigurācija jonu veidošanās vai kopīgu elektronu pāru veidošanās dēļ.
Ķīmisko saiti raksturo enerģija un garums.
Saites stipruma mērs ir enerģija, kas iztērēta saites pārraušanai.
Piemēram. H – H = 435 kJmol-1

Atomu elementu elektronegativitāte
Elektronegativitāte ir atoma ķīmiskā īpašība, kvantitatīvs raksturlielums atoma spējai molekulā piesaistīt elektronus no citu elementu atomiem.
Relatīvā elektronegativitāte

Pirmā un slavenākā relatīvās elektronegativitātes skala ir L. Polinga skala, kas iegūta no termoķīmiskiem datiem un ierosināta 1932. gadā. Visvairāk elektronegatīvā elementa fluora elektronegativitātes vērtība (F) = 4,0 ir patvaļīgi ņemta par sākumpunktu. mērogā.

Periodiskās tabulas VIII grupas elementiem (cēlgāzes) elektronegativitāte ir nulle;
Parastā robeža starp metāliem un nemetāliem tiek uzskatīta par relatīvo elektronegativitātes vērtību 2.

Periodiskās tabulas elementu elektronegativitāte, kā likums, katrā periodā secīgi palielinās no kreisās uz labo pusi. Katrā grupā, ar dažiem izņēmumiem, elektronegativitāte konsekventi samazinās no augšas uz leju. Elektronegativitāti var izmantot, lai raksturotu ķīmisko saiti.
Saites ar mazāku atomu elektronegativitātes starpību klasificē kā polārās kovalentās saites. Jo mazāka ir ķīmisko saiti veidojošo atomu elektronegativitātes atšķirība, jo zemāka ir šīs saites jonitātes pakāpe. Nulles atšķirība atomu elektronegativitātē norāda uz to, ka to izveidotajā saitē nav jonu rakstura, t.i., tās tīri kovalento raksturu.

Ķīmiskās saites polaritāte, molekulu un jonu polaritāte
Ķīmisko saišu polaritāte, ķīmiskās saites īpašība, kas parāda elektronu blīvuma pārdali telpā pie kodoliem, salīdzinot ar šī blīvuma sākotnējo sadalījumu neitrālajos atomos, kas veido šo saiti.

Gandrīz visas ķīmiskās saites, izņemot saites divatomiskās homonukleārās molekulās, vienā vai otrā pakāpē ir polāras. Parasti kovalentās saites ir vāji polāras, jonu saites ir ļoti polāras.

Piemēram:
kovalentie nepolārie: Cl2, O2, N2, H2, Br2

kovalentie polārie: H2O, SO2, HCl, NH3 utt.

Rīsi. 32. Polāro un nepolāro molekulu shēmas: a - polārā molekula; b-nepolāra molekula

Katra molekula satur gan pozitīvi lādētas daļiņas – atomu kodolus, gan negatīvi lādētas – elektronus. Katram daļiņu veidam (vai, precīzāk, lādiņam) var atrast punktu, kas it kā būs to "elektriskais smaguma centrs". Šos punktus sauc par molekulas poliem. Ja pozitīvo un negatīvo lādiņu elektriskie smaguma centri molekulā sakrīt, molekula būs nepolāra. Tās ir, piemēram, molekulas H 2, N 2, kas veidotas no identiskiem atomiem, kurās kopīgi elektronu pāri pieder vienādi abiem atomiem, kā arī daudzas simetriski konstruētas molekulas ar atomu saitēm, piemēram, metāns CH 4, tetrahlorīds CCl 4 .

Bet, ja molekula ir uzbūvēta asimetriski, piemēram, tā sastāv no diviem atšķirīgiem atomiem, kā jau teicām, kopējo elektronu pāri var lielākā vai mazākā mērā nobīdīt uz sāniemviens no atomiem. Ir acīmredzams, ka šajā gadījumā pozitīvo un negatīvo lādiņu nevienmērīgā sadalījuma dēļ molekulas iekšienē to elektriskie smaguma centri nesakritīs un rezultātā būs polāra molekula (32. att.).

Polārās molekulas ir

Polārās molekulas ir dipoli. Šis termins parasti apzīmē jebkuru elektriski neitrālu sistēmu, tas ir, sistēmu, kas sastāv no pozitīviem un negatīviem lādiņiem, kas sadalīti tā, ka to elektriskie smaguma centri nesakrīt.

Attālumu starp šo un citu lādiņu elektriskajiem smaguma centriem (starp dipola poliem) sauc par dipola garumu. Dipola garums raksturo molekulas polaritātes pakāpi. Ir skaidrs, ka dipola garums dažādām polārajām molekulām ir atšķirīgs; Jo lielāks tas ir, jo izteiktāka ir molekulas polaritāte.

Rīsi. 33. CO2 un CS2 molekulu uzbūves shēmas

Praksē noteiktu molekulu polaritātes pakāpi nosaka, izmērot tā saukto molekulas dipola momentu m, ko definē kā dipola garuma reizinājumu. l uz tā pola lādiņu e:

t =l e

Dipola momentu lielumi ir saistīti ar noteiktām vielu īpašībām un tos var noteikt eksperimentāli. Lieluma kārtība T vienmēr 10 -18, kopš elektriskā lādiņa

tronis ir vienāds ar 4,80 10 -10 elektrostatiskajām vienībām, un dipola garums ir vērtība, kas ir tāda pati kā molekulas diametrs, t.i., 10 -8 cm. Zemāk ir dažu neorganisku vielu molekulu dipola momenti.

Dažu vielu dipola momenti

T 10 18

. . . .. …….. 0

Ūdens……. 1.85

. . . ………..0

Ūdeņraža hlorīds…… 1.04

Oglekļa dioksīds…….0

Bromīds. …… 0,79

Oglekļa disulfīds…………0

Ūdeņraža jodīds…….. 0,38

Sērūdeņradis………..1.1

Oglekļa monoksīds……. 0,11

Sēra dioksīds. . . ……1.6

Ciānūdeņražskābe………2.1

Dipola momentu vērtību noteikšana ļauj izdarīt daudz interesantu secinājumu par dažādu molekulu struktūru. Apskatīsim dažus no šiem atklājumiem.

Rīsi. 34. Ūdens molekulas uzbūves shēma

Kā varētu gaidīt, ūdeņraža un slāpekļa molekulu dipola momenti ir nulle; šo vielu molekulas ir pilnībāir simetriski, un tāpēc elektriskie lādiņi tajos ir sadalīti vienmērīgi. Oglekļa dioksīda un oglekļa disulfīda polaritātes trūkums liecina, ka arī to molekulas ir veidotas simetriski. Šo vielu molekulu struktūra shematiski parādīta attēlā. 33.

Nedaudz negaidīta ir diezgan liela dipola momenta klātbūtne ūdens tuvumā. Tā kā ūdens formula ir līdzīga oglekļa dioksīda formulām

un oglekļa disulfīdu, varētu sagaidīt, ka tā molekulas tiks veidotas tādā pašā veidāsimetriski, tāpat kā molekulas CS 2 un CO 2.

Tomēr, ņemot vērā eksperimentāli noteikto ūdens molekulu polaritāti (molekulu polaritāti), šis pieņēmums ir jāatmet. Pašlaik ūdens molekulai tiek piedēvēta asimetriska struktūra (34. att.): divi ūdeņraža atomi ir savienoti ar skābekļa atomu tā, ka to saites veido aptuveni 105° leņķi. Līdzīgs atomu kodolu izvietojums ir atrodams arī citās tāda paša tipa molekulās (H 2 S, SO 2), kurām ir dipola momenti.

Ūdens molekulu polaritāte izskaidro daudzas tās fizikālās īpašības.