Polarność cząsteczki. Cząsteczki polarne i niepolarne

Cząsteczka jest polarna, jeśli środek ładunku ujemnego nie pokrywa się ze środkiem ładunku dodatniego. Taka cząsteczka jest dipolem: dwie równe co do wielkości i przeciwne pod względem znaku ładunku są rozdzielone w przestrzeni.

Dipol jest zwykle oznaczony symbolem, w którym strzałka wskazuje od dodatniego końca dipola do ujemnego końca. Cząsteczka ma moment dipolowy, który jest równy wielkości ładunku pomnożonej przez odległość między środkami ładunków:

Momenty dipolowe cząsteczek mogą być mierzone; niektóre ze znalezionych wartości podano w tabeli. 1.2. Wartości momentów dipolowych służą jako miara względnej polaryzacji różnych cząsteczek.

Tabela 1.2 (patrz skan) Momenty dipolowe

Niewątpliwie cząsteczka jest polarna, jeśli tylko wiązania w niej są polarne. Rozważymy biegunowość wiązania, ponieważ biegunowość cząsteczki może być traktowana jako suma biegunowości poszczególnych wiązań.

Cząsteczki takie jak mają moment dipolowy równy zero, czyli są niepolarne. Dwa identyczne atomy w każdej z podanych cząsteczek mają oczywiście taką samą elektroujemność i jednakowo własne elektrony; ładunek wynosi zero, a zatem moment dipolowy również wynosi zero.

Cząsteczka typu ma duży moment dipolowy.Chociaż cząsteczka fluorowodoru jest mała, elektroujemny fluor silnie przyciąga elektrony; chociaż odległość jest mała, ładunek jest duży, a zatem moment dipolowy jest również duży.

Metan i czterochlorek węgla mają zerowe momenty dipolowe. Poszczególne wiązania, przynajmniej w czterochlorku węgla, są polarne, jednak ze względu na symetrię układu czworościennego wzajemnie się znoszą (ryc. 1.9). W chlorku metylu polarność wiązania węgiel - chlor nie jest kompensowana, a moment dipolowy chlorku metylu jest zatem, polarność cząsteczek zależy nie tylko od polarności poszczególnych wiązań, ale także od ich kierunku, czyli od kształtu cząsteczki.

Moment dipolowy amoniaku jest równy Można go uznać za całkowity moment dipolowy (suma wektorowa) trzech momentów poszczególnych wiązań o kierunku pokazanym na rysunku.

Ryż. 1.9. Momenty dipolowe niektórych cząsteczek. Polarność wiązań i cząsteczek.

Podobnie można rozważyć moment dipolowy wody równy

Jakiego momentu dipolowego należy się spodziewać dla trifluorku azotu, który podobnie jak amoniak ma budowę piramidalną? Fluor jest najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem iz pewnością bardzo odciąga elektrony od azotu; dlatego wiązania azot - fluor powinny być silnie polarne, a ich suma wektorów powinna być duża - znacznie więcej niż w przypadku amoniaku z jego mało polarnymi wiązaniami β.

Co daje eksperyment? Moment dipolowy trifluorku azotu jest równy tylko Jest znacznie mniejszy niż moment dipolowy amoniaku.

Jak wytłumaczyć ten fakt? Powyższa dyskusja nie uwzględniała samotnej pary elektronów. B (ponieważ w tej parze zajmuje -orbital, a jego wkład w moment dipolowy powinien mieć przeciwny kierunek w stosunku do całkowitego momentu wiązań azot - fluor (rys. 1.10); te momenty o przeciwnym znaku mają oczywiście w przybliżeniu tej samej wartości, w wyniku czego obserwuje się mały moment dipolowy, którego kierunek jest nieznany. W amoniaku moment dipolowy jest prawdopodobnie określany głównie przez tę wolną parę elektronów i jest zwiększany o sumę momentów wiązania. oczywiście wszelkie inne cząsteczki, w których są obecne.

Z wartości momentów dipolowych można uzyskać cenne informacje o budowie cząsteczek. Na przykład można wykluczyć dowolną strukturę czterochlorku węgla prowadzącą do cząsteczki polarnej, tylko „na podstawie wielkości momentu dipolowego.

Ryż. 1.10. Momenty dipolowe niektórych cząsteczek. Wkład samotnej pary elektronów. Moment dipolowy spowodowany samotną parą elektronów ma kierunek przeciwny do kierunku całkowitego wektora momentów wiązania.

Tak więc moment dipolowy potwierdza tetraedryczną strukturę czterochlorku węgla (choć tak nie jest, ponieważ możliwe są inne struktury, które również dadzą cząsteczkę niepolarną).

Zadanie 1.4. Która z poniższych dwóch możliwych struktur również powinna mieć zerowy moment dipolowy? a) Węgiel znajduje się w środku kwadratu, w rogach którego znajdują się atomy chloru, b) Węgiel znajduje się na szczycie piramidy czworościennej, a atomy chloru znajdują się w rogach podstawy.

Zadanie 1.5. Chociaż wiązania węgiel - tlen i bor - fluor muszą być polarne, moment dipolowy związków wynosi zero. Zaproponuj układ atomów dla każdego związku, który dawałby zerowy moment dipolowy.

Dla większości związków moment dipolowy nigdy nie został zmierzony. Polarność tych związków można przewidzieć na podstawie ich struktury. Polarność wiązań jest określona przez elektroujemność atomów; jeśli znane są kąty między wiązaniami, można określić polaryzację cząsteczki, biorąc pod uwagę również niesparowane pary elektronów.

Biegunowość.

W zależności od położenia wspólnej pary elektronowej (gęstości elektronowej) między jądrami atomów rozróżnia się wiązania niepolarne i polarne.

Wiązanie niepolarne tworzą atomy pierwiastków o tej samej elektroujemności. Gęstość elektronowa jest rozłożona symetrycznie względem jąder atomów.

Wiązanie między atomami o różnej elektroujemności nazywa się polarnym. Całkowita para elektronów jest przesunięta w kierunku elementu bardziej elektroujemnego. Środki ciężkości ładunków dodatnich (b +) i ujemnych (b -) nie pokrywają się. Im większa różnica elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie, tym wyższa polaryzacja wiązania. Gdy różnica elektroujemności jest mniejsza niż 1,9, wiązanie jest rozważane kowalencyjny polarny.

W przypadku cząsteczki dwuatomowej polarność cząsteczki pokrywa się z polarnością wiązania. W cząsteczkach wieloatomowych całkowity moment dipolowy cząsteczki jest równy sumie wektorowej momentów wszystkich jej wiązań. Wektor dipolowy jest skierowany od + do -

Przykład 3. Metodą wiązań walencyjnych określ polarność cząsteczek chlorku cyny (II) i chlorku cyny (IV).

50 Sn odnosi się do p - elementów.

Elektrony walencyjne 5s 2 5p 2. Rozkład elektronów nad ogniwami kwantowymi w stanie normalnym:

Wzory chemiczne chlorku cyny (IV) -SnCl 4, chlorku cyny (II) - SnCl 2

Aby skonstruować geometryczny kształt cząsteczek, przedstawimy orbitale niesparowanych elektronów walencyjnych, biorąc pod uwagę ich maksymalne nakładanie się

Ryż. 4. Kształt geometryczny cząsteczek SnCl 2 i SnCl 4

Elektroujemność Sn wynosi 1,8. Cl - 3,0. Wiązanie Sn - Cl, polarne, kowalencyjne. Przedstawmy wektory momentów dipolowych wiązań polarnych.

w cząsteczkach SnCl 2 i SnCl 4

SnCl 2 - cząsteczka polarna

SnCl 4 jest cząsteczką niepolarną.

Substancje, w zależności od temperatury i ciśnienia, mogą występować w stanie skupienia w stanie gazowym, ciekłym i stałym.

W stanie gazowym substancje występują w postaci pojedynczych cząsteczek.

W stanie ciekłym w postaci agregatów, w których cząsteczki są połączone międzycząsteczkowymi siłami van der Waalsa lub wiązaniami wodorowymi. Co więcej, im bardziej polarne cząsteczki, tym silniejsze wiązanie, a co za tym idzie, wyższa temperatura wrzenia cieczy.

W ciałach stałych cząstki strukturalne są połączone wiązaniami wewnątrzcząsteczkowymi i międzycząsteczkowymi. Klasyfikuj: kryształy jonowe, metaliczne, atomowe (kowalencyjne), molekularne oraz kryształy z wiązaniami mieszanymi.

ZADANIA KONTROLNE

73. Dlaczego pierwiastki chlor i potas są aktywne, a znajdujący się między nimi pierwiastek argon jest nieaktywny?

74. Korzystając z metody wiązań walencyjnych, wyjaśnij, dlaczego cząsteczka wody (Н 2 О) jest polarna, a cząsteczka metanu (СН 4) jest niepolarna?

75. Substancja tlenek węgla (II) jest substancją czynną, a tlenek węgla (IV) jest sklasyfikowany jako substancja o niskiej aktywności. Wyjaśnij, używając metody wiązania walencyjnego.

76. Jak zmienia się siła cząsteczek azotu i tlenu. Wyjaśnij, używając metody wiązania walencyjnego.

77. Dlaczego właściwości kryształu chlorku sodu (NaCl) różnią się od właściwości kryształu sodu (Na)? Jakie połączenie odbywa się w tych kryształach?

78. Metodą wiązań walencyjnych określ polarność cząsteczek chlorku glinu i siarkowodoru.

79. Jakim rodzajem wodorotlenków jest wodorotlenek rubidu? Wyjaśnij, używając metody wiązania walencyjnego.

80. Temperatura wrzenia ciekłego fluorowodoru wynosi 19,5 0 С, a ciekłego chlorowodoru (- 84,0 0 С). Dlaczego jest tak duża różnica w temperaturach wrzenia?

81. Korzystając z metody wiązań walencyjnych, wyjaśnij, dlaczego czterochlorek węgla (CCl 4) jest niepolarny, a chloroform (CHCl 3) jest substancją polarną?

82. Jak zmienia się siła wiązań w cząsteczkach CH 4 - SnH 4? Wyjaśnij za pomocą metody związków walencyjnych.

83. Jakie możliwe związki tworzą pierwiastki: ołów i brom? Określ polaryzację tych wiązań.

84. Metodą wiązań walencyjnych określić polarność cząsteczek azotu i bromku azotu (III).

85. Temperatura wrzenia wody wynosi 100 0 С, a siarkowodoru (60,7 0 С). Dlaczego jest tak duża różnica w temperaturach wrzenia?

86. Określ, w którym związku silniejszym wiązaniem jest bromek cyny czy bromek węgla? Określ polarność tych związków.

87. Metodą wiązań walencyjnych określ polarność cząsteczek jodku galu i jodku bizmutu.

88. Korzystając z teorii wiązań chemicznych, wyjaśnij, dlaczego ksenon należy do pierwiastków szlachetnych (niskoaktywnych).

89. Wskaż rodzaj hybrydyzacji (sp, sp 2, sp 3) w związkach: BeCl 2, SiCl 4. Narysuj geometryczne kształty cząsteczek.

90. Narysuj przestrzenny układ wiązań w cząsteczkach: wodorku boru i wodorku fosforu(III). Określ polaryzację cząsteczek.

Instrukcje metodyczne dotyczące zadań kontrolnych w dyscyplinie ” Chemia»Dla studentów niechemicznych specjalności kursów korespondencyjnych. Część 1.

Opracował: dr hab. Obuchow W.M.

asystentka Kostareva E.V.

Podpisano do drukowania Papier do pisania nr 1

Nr zamówienia. wyd. l.

Format 60/90 / 1/16. KONW. wydrukować l.

Wydrukowano na RISO GR 3750

Wydawnictwo Uniwersytetu Nafty i Gazu

Państwowa instytucja edukacyjna zawodowego szkolnictwa wyższego

„Tiumeń Państwowy Uniwersytet Nafty i Gazu”

Zakład Druku Operacyjnego Wydawnictwa Akademii Nafty i Gazu

625000, gr. Tiumeń, ul. Wołodarski, 38

Należy odróżnić polarność cząsteczki od polarności wiązania. W przypadku cząsteczek dwuatomowych typu AB pojęcia te pokrywają się, co zostało już pokazane na przykładzie cząsteczki HCl. W takich cząsteczkach im większa różnica między elektroujemnościami pierwiastków (∆EO), tym większy moment elektryczny dipola. Na przykład w serii HF, HCl, HBr, HI maleje w tej samej kolejności co elektroujemność względna.

Cząsteczki mogą być polarne i niepolarne, w zależności od charakteru rozkładu gęstości elektronowej cząsteczki. Polarność cząsteczki charakteryzuje się wartością momentu elektrycznego dipola μ molo , która jest równa sumie wektorowej momentów elektrycznych dipoli wszystkich wiązań i niewiążących par elektronów znajdujących się na hybrydowym AO: → →

 m-ly =  ( wiązania) i +  ( odłączona para elektroniczna) j.

Wynik addycji zależy od polarności wiązań, struktury geometrycznej cząsteczki oraz obecności pojedynczych par elektronów. Na polarność cząsteczki duży wpływ ma jej symetria.

Na przykład cząsteczka CO 2 ma symetryczną strukturę liniową:

Dlatego, chociaż wiązania C = O mają charakter silnie polarny, ze względu na wzajemną kompensację ich momentów elektrycznych dipola, cząsteczka CO 2 jest generalnie niepolarna ( m-ly =  wiązania = 0). Z tego samego powodu wysoce symetryczne czworościenne cząsteczki CH4, CF4, oktaedryczne cząsteczki SF6 itd. są niepolarne.

W cząsteczce kątowej Н 2 О wiązania polarne О – znajdują się pod kątem 104,5º: → →

 Н2О =  O - H +  odłączona para elektroniczna  0.

Dlatego ich momenty nie są wzajemnie kompensowane, a cząsteczka okazuje się być polarna ().

Cząsteczka kątowa SO 2, molekuły piramidalne NH 3, NF 3 itd. również mają moment elektryczny dipola.

wskazuje na wysoce symetryczną strukturę cząsteczki, obecność momentu elektrycznego dipola - o asymetrii struktury cząsteczki (tabela 3.2).

Tabela 3.2

Struktura i oczekiwana polarność cząsteczek

Na wartość momentu elektrycznego dipola cząsteczki silny wpływ mają niewiążące pary elektronów znajdujące się na orbitalach hybrydowych i posiadające własny elektryczny moment dipolowy (kierunek wektora jest od jądra, wzdłuż osi hybrydowego AO ). Na przykład cząsteczki NH 3 i NF 3 mają ten sam kształt piramidy trygonalnej, polaryzacja wiązań N – H i N – F jest również w przybliżeniu taka sama. Jednak moment elektryczny dipola NH3 wynosi 0,49·10-29 C·m, ​​a NF 3 tylko 0,07·10-29 C·m. Wynika to z faktu, że w NH 3 kierunek momentu elektrycznego dipola wiązania N – H i niewiążącej pary elektronów jest zbieżny i po dodaniu wektora powoduje duży moment elektryczny dipola. Wręcz przeciwnie, w NF 3 momenty wiązań N – F i pary elektronowej są skierowane w przeciwnych kierunkach, dlatego po ich dodaniu są częściowo kompensowane (rys. 3.15).

Rys 3.15. Dodawanie momentów elektrycznych dipola wiążących i niewiążących par elektronów cząsteczek NH 3 i NF 3

Cząsteczka niepolarna może stać się polarna. Aby to zrobić, musi być umieszczony w polu elektrycznym o pewnej różnicy potencjałów. Pod wpływem pola elektrycznego przemieszczają się „środki ciężkości” ładunków dodatnich i ujemnych i powstaje indukowany lub indukowany moment elektryczny dipola. Kiedy pole zostanie usunięte, cząsteczka ponownie stanie się niepolarna.

Pod działaniem zewnętrznego pola elektrycznego cząsteczka polarna ulega polaryzacji, tj. zachodzi w niej redystrybucja ładunków, a cząsteczka uzyskuje nową wartość momentu elektrycznego dipola, staje się jeszcze bardziej polarna. Może się to również zdarzyć pod wpływem pola wytwarzanego przez zbliżającą się cząsteczkę polarną. Zdolność cząsteczek do polaryzacji pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego nazywana jest polaryzowalnością.

Polarność i polaryzowalność cząsteczek wynika z oddziaływania międzycząsteczkowego. Reaktywność substancji, jej rozpuszczalność, jest związana z momentem elektrycznym dipola cząsteczki. Cząsteczki cieczy polarnych sprzyjają dysocjacji elektrolitycznej rozpuszczonych w nich elektrolitów.

Elektroujemność atomów pierwiastków. Względna elektroujemność. Zmiana okresów i grup układu okresowego. Polarność wiązania chemicznego, polarność cząsteczek i jonów.

Elektroujemność (EO) to zdolność atomu do przemieszczania par elektronów w swoim kierunku.
E.o. to energia równa arytmetycznie ½ sumy energii jonizacji I i energii podobieństwa do elektronu E
E.O. = ½ (I + E)

Względna elektroujemność. (OEE)

Fluor jako najsilniejszy pierwiastek e.o ma przypisaną wartość 4,00, w stosunku do którego uwzględniane są pozostałe pierwiastki.

Zmiany w okresach i grupach układu okresowego.

Wewnątrz okresów, wraz ze wzrostem ładunku jądrowego od lewej do prawej, wzrasta elektroujemność.

Najmniej wartość obserwuje się w metalach alkalicznych i ziem alkalicznych.

Najwspanialszy- dla halogenów.

Im wyższa elektroujemność, tym silniejsze właściwości niemetaliczne pierwiastków.

Elektroujemność (χ) jest podstawową właściwością chemiczną atomu, ilościową charakterystyką zdolności atomu w cząsteczce do przemieszczania wspólnych par elektronów do siebie.

Nowoczesną koncepcję elektroujemności atomów wprowadził amerykański chemik L. Pauling. L. Pauling użył koncepcji elektroujemności, aby wyjaśnić fakt, że energia wiązania heteroatomowego A-B (A, B są symbolami dowolnych pierwiastków chemicznych) jest ogólnie większa niż średnia geometryczna wiązań homoatomowych A-A i B-B.

Najwyższa wartość e.o. fluor, a najniższy to cez.

Teoretyczną definicję elektroujemności zaproponował amerykański fizyk R. Mulliken. Wychodząc z oczywistej tezy, że zdolność atomu w cząsteczce do przyciągania ładunku elektronowego do siebie zależy od energii jonizacji atomu i jego powinowactwa do elektronu, R. Mulliken wprowadził pojęcie elektroujemności atomu A jako średnia wartość energii wiązania zewnętrznych elektronów przy jonizacji stanów walencyjnych (np. od A− do A+) i na tej podstawie zaproponowała bardzo prostą zależność na elektroujemność atomu:

gdzie J1A i εA to odpowiednio energia jonizacji atomu i jego powinowactwo elektronowe.
Ściśle mówiąc, elementowi nie można przypisać trwałej elektroujemności. Elektroujemność atomu zależy od wielu czynników, w szczególności od stanu walencyjnego atomu, formalnego stanu utlenienia, liczby koordynacyjnej, charakteru ligandów tworzących środowisko atomu w układzie molekularnym i niektórych inni. Ostatnio coraz częściej do charakteryzowania elektroujemności stosuje się tzw. przez samotną parę elektronów, jest zaludniony raz przez niesparowany elektron lub jest wolny. Ale pomimo dobrze znanych trudności w interpretacji i definicji elektroujemności, zawsze konieczne jest jakościowe opisanie i przewidywanie natury wiązań w układzie molekularnym, w tym energii wiązania, rozkładu ładunku elektronu i stopnia jonowości, stałej siły itp. obecne podejście to podejście Sandersona. Podejście to opiera się na idei wyrównywania elektroujemności atomów podczas tworzenia między nimi wiązania chemicznego. W licznych badaniach stwierdzono związki między elektroujemnościami Sandersona a najważniejszymi właściwościami fizykochemicznymi związków nieorganicznych zdecydowanej większości pierwiastków układu okresowego. Bardzo owocna okazała się modyfikacja metody Sandersona, polegająca na redystrybucji elektroujemności między atomami cząsteczki dla związków organicznych.

2) Polarność wiązania chemicznego, polarność cząsteczek i jonów.

To, co jest w streszczeniu i w podręczniku-Polarity, związane jest z momentem dipolowym, objawiającym się przesunięciem wspólnej pary elektronów na jeden z atomów, biegunowość zależy również od różnicy elektroujemności związanych atomów Im wyższa wartość EO. dwa atomy, tym bardziej polarne jest wiązanie chemiczne między nimi. W zależności od tego, jak następuje redystrybucja gęstości elektronowej podczas tworzenia wiązania chemicznego, istnieje kilka jego rodzajów. Granicznym przypadkiem polaryzacji wiązania chemicznego jest całkowite przejście od jednego atom do innego.

W tym przypadku powstają dwa jony, między którymi występuje wiązanie jonowe.Aby dwa atomy mogły utworzyć wiązanie jonowe, konieczne jest, aby ich m.in. zupełnie inaczej. są równe, wtedy tworzy się niepolarne wiązanie kowalencyjne.Najczęściej spotykane jest polarne wiązanie kowalencyjne - powstaje pomiędzy dowolnymi atomami o różnych wartościach e.o.

Efektywne ładunki atomów mogą służyć jako ilościowe oszacowanie polarności wiązania.Efektywny ładunek atomu charakteryzuje różnicę między liczbą elektronów należących do danego atomu w związku chemicznym a liczbą elektronów w wolnym atomie Atom elementu bardziej elektroujemnego silniej przyciąga elektrony, więc elektrony są bliżej niego i otrzymuje pewien ładunek ujemny, który nazywamy efektywnym, a jego partner ma taki sam dodatni ładunek efektywny. atomy należą do nich jednakowo, efektywne ładunki są równe zeru.

W przypadku cząsteczek dwuatomowych można scharakteryzować biegunowość wiązania i określić efektywne ładunki atomów, mierząc moment dipolowy M = q * r gdzie q jest ładunkiem bieguna dipolowego, równym ładunkowi efektywnemu cząsteczki dwuatomowej , r to odległość między jądrami, a moment dipolowy wiązania jest wielkością wektorową. Kierowany jest od dodatnio naładowanej części cząsteczki do jej ujemnej części.Efektywny ładunek na atomie pierwiastka nie pokrywa się ze stanem utlenienia.

Polarność cząsteczek w dużej mierze determinuje właściwości substancji. Cząsteczki polarne zwracają się do siebie z przeciwnie naładowanymi biegunami i powstaje między nimi wzajemne przyciąganie. Dlatego substancje utworzone przez cząsteczki polarne mają wyższe temperatury topnienia i wrzenia niż substancje, których cząsteczki są niepolarne.

Ciecze z cząsteczkami polarnymi mają większą zdolność rozpuszczania. Co więcej, im większa polarność cząsteczek rozpuszczalnika, tym wyższa rozpuszczalność w nim związków polarnych lub jonowych. Zależność tę tłumaczy się tym, że polarne cząsteczki rozpuszczalnika, ze względu na oddziaływanie dipol-dipol lub jon-dipol z substancją rozpuszczoną, przyczyniają się do rozkładu substancji rozpuszczonej na jony. Na przykład roztwór chlorowodoru w wodzie, którego cząsteczki są polarne, dobrze przewodzi prąd elektryczny. Roztwór chlorowodoru w benzenie nie ma znaczącej przewodności elektrycznej. Wskazuje to na brak jonizacji chlorowodoru w roztworze benzenu, ponieważ cząsteczki benzenu są niepolarne.

Jony, podobnie jak pole elektryczne, oddziałują na siebie nawzajem polaryzująco. Kiedy spotykają się dwa jony, następuje ich wzajemna polaryzacja, tj. przemieszczenie elektronów warstw zewnętrznych względem jąder. Wzajemna polaryzacja jonów zależy od ładunku jądra i jonu, promienia jonu i innych czynników.

W ramach grup m.in. zmniejsza się.

Zwiększają się właściwości metaliczne pierwiastków.

Pierwiastki metaliczne na poziomie energii zewnętrznej zawierają 1,2,3 elektrony i charakteryzują się niską wartością potencjałów jonizacji oraz m.in. ponieważ metale wykazują wyraźną tendencję do oddawania elektronów.
Pierwiastki niemetaliczne mają wyższą energię jonizacji.
Gdy zewnętrzna powłoka jest wypełniona, promień atomowy niemetali w okresach zmniejsza się. Liczba elektronów na zewnętrznej powłoce wynosi 4,5,6,7,8.

Polarność wiązania chemicznego. Polaryzacja cząsteczek i jonów.

Polarność wiązania chemicznego jest określona przez przemieszczenie wiązań pary elektronowej do jednego z atomów.

Wiązanie chemiczne powstaje w wyniku redystrybucji elektronów orbitali walencyjnych, w wyniku czego powstaje stabilna konfiguracja elektronowa gazu szlachetnego, w wyniku tworzenia się jonów lub tworzenia wspólnych par elektronów.
Wiązanie chemiczne charakteryzuje się energią i długością.
Miarą siły wiązania jest energia zużyta na zerwanie wiązania.
Na przykład. H - H = 435 kJmol-1

Elektroujemność pierwiastków atomowych
Elektroujemność to chemiczna właściwość atomu, ilościowa charakterystyka zdolności atomu w cząsteczce do przyciągania elektronów z atomów innych pierwiastków.
Względna elektroujemność

Pierwszą i najbardziej znaną skalą elektroujemności względnej jest skala L. Paulinga, uzyskana z danych termochemicznych i zaproponowana w 1932 roku. Wartość elektroujemności najbardziej elektroujemnego pierwiastka fluoru, (F) = 4,0, jest arbitralnie przyjmowana jako punkt wyjścia w tej skali .

Elementy VIII grupy układu okresowego (gazy szlachetne) mają zerową elektroujemność;
Warunkową granicą między metalami i niemetalami jest wartość względnej elektroujemności równa 2.

Elektroujemność elementów układu okresowego z reguły wzrasta kolejno od lewej do prawej w każdym okresie. W każdej grupie, z kilkoma wyjątkami, elektroujemność stopniowo spada od góry do dołu. Elektroujemności można wykorzystać do scharakteryzowania wiązania chemicznego.
Wiązania o mniejszej różnicy elektroujemności atomów nazywane są polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi. Im mniejsza różnica w elektroujemności atomów tworzących wiązanie chemiczne, tym niższy stopień jonowości tego wiązania. Zerowa różnica w elektroujemności atomów wskazuje na brak charakteru jonowego w utworzonym przez nie wiązaniu, to znaczy na jego wysoce kowalencyjną.

Polarność wiązań chemicznych, polarność cząsteczek i jonów
Polarność wiązań chemicznych, charakterystyczna dla wiązania chemicznego, pokazująca redystrybucję gęstości elektronowej w przestrzeni przy jądrach w porównaniu z początkowym rozkładem tej gęstości w atomach obojętnych tworzących to wiązanie.

Prawie wszystkie wiązania chemiczne, z wyjątkiem wiązań w dwuatomowych cząsteczkach homojądrowych, są w pewnym stopniu polarne. Zazwyczaj wiązania kowalencyjne są słabo polarne, wiązania jonowe są silnie polarne.

Na przykład:
kowalencyjne niepolarne: Cl2, O2, N2, H2, Br2

kowalencyjne polarne: H2O, SO2, HCl, NH3 itp.

Ryż. 32. Schematy cząsteczek polarnych i niepolarnych: a - cząsteczka polarna; b-niepolarna cząsteczka

Każda cząsteczka zawiera zarówno cząstki naładowane dodatnio – jądra atomów, jak i naładowane ujemnie – elektrony. Dla każdego rodzaju cząstek (a raczej ładunków) można znaleźć punkt, który będzie niejako ich „elektrycznym środkiem ciężkości”. Punkty te nazywane są biegunami cząsteczki. Jeżeli w cząsteczce elektryczne środki ciężkości ładunków dodatnich i ujemnych pokrywają się, cząsteczka będzie niepolarna. Takimi są np. cząsteczki Н 2, N 2 utworzone przez te same atomy, w których wspólne pary elektronów w równym stopniu należą do obu atomów, a także wiele cząsteczek o symetrycznej strukturze z wiązaniem atomowym, np. metan CH 4 tetrachlorek CCI4.

Ale jeśli cząsteczka jest zbudowana asymetrycznie, na przykład składa się z dwóch odmiennych atomów, jak już powiedzieliśmy, całkowita para elektronów może być mniej lub bardziej przesunięta w kierunkujeden z atomów. Oczywiście w tym przypadku, ze względu na nierównomierny rozkład ładunków dodatnich i ujemnych wewnątrz cząsteczki, ich elektryczne środki ciężkości nie będą się pokrywać i uzyskana zostanie cząsteczka polarna (rys. 32).

Cząsteczki polarne są

Cząsteczki polarne to dipole. Termin ten oznacza w ogólności każdy układ elektrycznie obojętny, to znaczy układ składający się z ładunków dodatnich i ujemnych, rozłożonych w taki sposób, że ich elektryczne środki ciężkości nie pokrywają się.

Odległość między elektrycznymi środkami ciężkości tych i innych ładunków (między biegunami dipola) nazywa się długością dipola. Długość dipola charakteryzuje stopień polarności cząsteczki. Oczywiste jest, że długość dipola jest różna dla różnych cząsteczek polarnych; im jest większy, tym wyraźniejsza jest polaryzacja cząsteczki.

Ryż. 33. Schematy budowy cząsteczek CO2 i CS2

W praktyce stopień polarności niektórych cząsteczek ustala się mierząc tzw. moment dipolowy cząsteczki m, który jest definiowany jako iloczyn długości dipola ja na swoim słupie mi:

t =ja mi

Wartości momentów dipolowych są związane z pewnymi właściwościami substancji i można je określić eksperymentalnie. Rząd wielkości T zawsze 10 -18, ponieważ ładunek elektryczny

tron wynosi 4,80 10 -10 jednostek elektrostatycznych, a długość dipola jest wartością tego samego rzędu wielkości co średnica cząsteczki, czyli 10 -8 cm. Poniżej znajdują się momenty dipolowe cząsteczek niektórych substancji nieorganicznych.

Momenty dipolowe niektórych substancji

T 10 18

. . . .. …….. 0

Woda……. 1.85

. . . ………..0

Chlorek wodoru ……. 1,04

Dwutlenek węgla …… .0

Bromek. …… 0,79

Dwusiarczek węgla ………… 0

Jodowodór …… .. 0,38

Siarkowodór ……… ..1,1

Tlenek węgla ……. 0,11

Dwutlenek siarki. ... ... …… 1,6

Kwas cyjanowodorowy ... ... ..2,1

Wyznaczenie wartości momentów dipolowych pozwala na wyciągnięcie wielu ciekawych wniosków dotyczących budowy różnych cząsteczek. Przyjrzyjmy się niektórym z tych ustaleń.

Ryż. 34. Schemat budowy cząsteczki wody

Zgodnie z oczekiwaniami momenty dipolowe cząsteczek wodoru i azotu wynoszą zero; cząsteczki tych substancji są całkowiciesą symetryczne i dlatego ładunki elektryczne są w nich równomiernie rozłożone. Brak polarności w dwutlenku węgla i dwusiarczku węgla pokazuje, że ich cząsteczki mają również symetryczną budowę. Strukturę molekularną tych substancji przedstawiono schematycznie na ryc. 33.

Nieco nieoczekiwana jest obecność dość dużego momentu dipolowego w wodzie. Ponieważ formuła wody jest podobna do formuły dla dwutlenku węgla

i dwusiarczek węgla można by się spodziewać, że jego cząsteczki będą zbudowane w ten sam sposóbsymetrycznie, jak cząsteczki CS 2 i CO 2 .

Jednak ze względu na eksperymentalnie ustaloną polarność cząsteczek wody (polarność cząsteczek) założenie to należy odrzucić. Obecnie cząsteczce wody przypisuje się asymetryczną strukturę (ryc. 34): dwa atomy wodoru są połączone z atomem tlenu tak, że ich wiązania tworzą kąt około 105 °. Podobny układ jąder atomowych występuje w innych cząsteczkach tego samego typu (H 2 S, SO 2), które mają momenty dipolowe.

Polarność cząsteczek wody wyjaśnia wiele jej właściwości fizycznych.