في أي جزيء تكون قطبية الرابطة أعلى. كهرسلبية. الكهربية النسبية. قطبية الرابطة الكيميائية ، قطبية الجزيئات والأيونات. تحديد قطبية الاتصال
هناك نوعان من الروابط التساهمية: غير قطبي وقطبي... في حالة الرابطة التساهمية غير القطبية ، يتم توزيع سحابة إلكترونية تتكون من زوج مشترك من الإلكترونات ، أو سحابة رابطة إلكترونية ، في الفضاء بشكل متماثل فيما يتعلق بكلتا الذرتين. ومن الأمثلة على ذلك جزيئات ثنائية الذرة تتكون من ذرات عنصر واحد: H 2 و Cl 2 و O 2 و N 2 و F 2 وغيرها ، حيث ينتمي زوج الإلكترون إلى كلتا الذرتين بنفس الدرجة. في حالة الرابطة التساهمية القطبية ، يتم إزاحة سحابة الإلكترون للرابطة نحو ذرة ذات طاقة كهربائية نسبية أعلى. مثال على ذلك جزيئات المركبات غير العضوية المتطايرة: HCl و H 2 O و H 2 S و NH 3 وغيرها.
النسبية الكهربية للذرات
لا تتطابق المراكز الكهربائية للشحنات الموجبة والسالبة في الجزيء عند نقطة واحدة ، ولكنها تقع على مسافة معينة ℓ.
جزيء قطبي مع عزم كهربائي ثابت ثنائي القطب
الجزيء ذو الحياد العام هو ثنائي القطب الكهربائي بشحنة q - عند ذرة الكلور و q + - عند ذرة الهيدروجين. تسمى هذه الروابط والجزيئات قطبي... تسمى شحنات الذرات في الجزيء q رسوم فعالة(في جزيء HCl q cl = -0.18 ؛ و q n = +0.18 من شحنة الإلكترون المطلقة ، درجة أيونية الرابطة
مقياس قطبية الرابطة والجزيء هو عزم كهربائي ثنائي القطب(μ - "mu") يحددها المنتج
μ = qℓ أو Kl ∙ m أو μ = qℓ / 3.33 ∙ 10-30 ، D
حيث q هي الشحنة الفعالة ؛ ℓ هو طول ثنائي القطب. يتم التعبير عن وحدة العزم الكهربائي لثنائي القطب (نظام SI) على أنها 3.33 10 -30 C ∙ m (كولوم متر) = 1D (D - Debye).
العزم الكهربائي لثنائي القطب هو كمية متجهة. يتم أخذ اتجاهها بشكل تقليدي من شحنة موجبة إلى سالبة - نحو إزاحة سحابة الإلكترون الرابطة. كلما زاد الاختلاف في الكهرسلبية للعناصر في الجزيئات القطبية ، زادت العزم الكهربائي لثنائي القطب.
بالنسبة للجزيئات متعددة الذرات ، يجب التمييز بين مفاهيم اللحظات ثنائية القطب للروابط الفردية والجزيء ككل. نظرًا لأنه في وجود العديد من الروابط في الجزيء ، تتم إضافة لحظات ثنائي القطب وفقًا لقاعدة متوازي الأضلاع ، اعتمادًا على شكل الجزيء ، الذي يحدده اتجاه الروابط ، فإن العزم ثنائي القطب الناتج يختلف عن لحظات ثنائي القطب للفرد الروابط وفي الحالة الخاصة (للجزيئات شديدة التناظر) يمكن أن تكون صفراً ، على الرغم من قطبية الروابط الفردية. على سبيل المثال ، جزيء CO 2 الخطي غير قطبي (μ = 0) ، على الرغم من أن كل رابطة C = O لها عزم ثنائي القطب مهم (μ = 2.7 D).
2.7 د 2.7 د
تسمى الجزيئات التي تحتوي على رابطة تساهمية غير قطبية الغير قطبيأو هوموبولار... في مثل هذه الجزيئات ، يتم توزيع سحابة الإلكترون المترابطة بشكل متماثل بين نواة كلتا الذرتين ، وتعمل النوى عليها بالتساوي. مثال على ذلك جزيئات المواد البسيطة ، التي تتكون من ذرات عنصر واحد: H 2 ، Cl 2 ، O 2 ، N 2 ، F 2 وغيرها. العزم الكهربائي لثنائي القطب لهذه الجزيئات هو صفر.
تسمى قدرة الجزيئات (والروابط الفردية) على الاستقطاب تحت تأثير مجال كهربائي خارجي الاستقطاب. يمكن أن يحدث هذا أيضًا تحت تأثير المجال الناتج عن اقتراب الجزيء القطبي. لذلك ، فإن الاستقطاب له أهمية كبيرة في التفاعلات الكيميائية.
من المهم دائمًا مراعاة قطبية الجزيء وعزمه ثنائي القطب الكهربائي. يرتبط الأخير بتفاعل المواد. كقاعدة عامة ، كلما زادت العزم الكهربائي لثنائي القطب للجزيء ، زادت تفاعل المادة. ترتبط قابلية ذوبان المواد أيضًا بالعزم الكهربائي لثنائي القطب. تفضل الجزيئات القطبية للسوائل التفكك الكهربائي للإلكتروليتات المذابة فيها وفقًا لمبدأ "مثل يذوب في متشابه".
في الجزيئات متجانسة النواة (H 2 ، F 2 ، إلخ) ، ينتمي زوج الإلكترون الذي يشكل رابطة بالتساوي إلى كل ذرة ، وبالتالي تتطابق مراكز الشحنات الموجبة والسالبة في الجزيء. هذه الجزيئات غير قطبية.
ومع ذلك ، في الجزيئات غير المتجانسة ، فإن المساهمة في اقتران الوظائف الموجية للذرات المختلفة ليست هي نفسها. تظهر كثافة الإلكترون الزائدة بالقرب من إحدى الذرات ، وبالتالي ، شحنة سالبة زائدة ، وبالقرب من الأخرى ، شحنة موجبة. في هذه الحالة ، يتحدثون عن إزاحة زوج إلكترون من ذرة إلى أخرى ، لكن هذا لا ينبغي فهمه حرفيًا ، ولكن فقط كزيادة في احتمال العثور على زوج إلكترون بالقرب من إحدى نوى الجزيء.
لتحديد اتجاه هذا الإزاحة وتقدير شبه كمي لحجمه ، تم تقديم مفهوم الكهربية.
هناك عدة مقاييس للسلبية الكهربية. ومع ذلك ، يتم ترتيب العناصر على التوالي من حيث الكهربية بالترتيب نفسه ، وبالتالي فإن الاختلافات ضئيلة ، ومقاييس الكهربية متشابهة تمامًا.
الكهرسلبية لـ R.Mulliken هي نصف مجموع طاقات التأين وتقارب الإلكترون (انظر القسم 2.10.3):
يتحول زوج إلكترون التكافؤ إلى ذرة كهرسلبية أكثر.
من الأنسب عدم استخدام القيم المطلقة للسلبية الكهربية ، ولكن استخدام القيم النسبية. تؤخذ الكهربية للليثيوم 3 Li كوحدة. الكهربية النسبية لأي عنصر أ تساوي:
المعادن القلوية الثقيلة لديها أدنى كهرسلبية (X الاب = 0.7). العنصر الأكثر كهرسلبية هو الفلور (X F = 4.0). حسب الفترات ، هناك اتجاه عام نحو زيادة في الكهربية ، ومن خلال المجموعات الفرعية - انخفاضها (الجدول 3.4).
في الاستخدام العملي للبيانات في هذا الجدول (بالإضافة إلى بيانات مقاييس الكهربية الأخرى) ، يجب أن يؤخذ في الاعتبار أنه في الجزيئات التي تتكون من ثلاث ذرات أو أكثر ، يمكن أن تتغير قيمة الكهربية بشكل ملحوظ تحت تأثير الجوار. ذرات. بالمعنى الدقيق للكلمة ، لا يمكن أن تُنسب الكهربية الثابتة إلى عنصر على الإطلاق. يعتمد ذلك على حالة التكافؤ للعنصر ، ونوع المركب ، وما إلى ذلك ، ومع ذلك ، فإن هذا المفهوم مفيد للتفسير النوعي لخصائص الروابط والمركبات الكيميائية.
الجدول 3.4
Pauling الكهربية لعناصر s- و p
|
فترة |
مجموعة |
||||||
يتم تحديد قطبية الرابطة عن طريق إزاحة زوج إلكترون التكافؤ في الجزيئات ثنائية الذرة وتتميز كميًا عزم ثنائي الاقطاب،أو عزم كهربائي ثنائي القطبالجزيئات. إنه يساوي حاصل ضرب المسافة بين النوى جيفي جزيء وشحنة فعالة 5 تقابل هذه المسافة:
بقدر ما جيتعتبر العزم ثنائي القطب متجهًا موجهًا من الشحنة الموجبة إلى السالبة ، وهي أيضًا متجه ولها نفس الاتجاه. وحدة قياس العزم ثنائي القطب هي D-debye (1D = 3.33 10 -30 C m).
تُعرَّف العزم ثنائي القطب لجزيء معقد على أنها مجموع متجه لحظات ثنائي القطب لجميع الروابط. لذلك ، إذا كان جزيء AB I متماثلًا بالنسبة لخط كل رابطة ، فإن إجمالي عزم ثنائي القطب لمثل هذا الجزيء ، على الرغم من القطبية
نيس روابط A-B، تساوي الصفر: D = ^ D ؛ = 0. الأمثلة هي الحالات
الجزيئات المتماثلة التي تم اعتبارها سابقًا ، الروابط التي يتم تشكيلها بواسطة مدارات هجينة: BeF 2 ، BF 3 ، CH 4 ، SF 6 ، إلخ.
الجزيئات التي تتشكل فيها الروابط بواسطة مدارات غير هجينة أو مدارات هجينة بمشاركة أزواج وحيدة من الإلكترونات غير متماثلة فيما يتعلق بخطوط الرابطة. لحظات ثنائي القطب لهذه الجزيئات لا تساوي الصفر. أمثلة على هذه الجزيئات القطبية: H 2 S ، NH 3 ، H 2 0 ، إلخ. في الشكل. يوضح الشكل 3.18 تفسيرًا رسوميًا لتجميع نواقل الرابطة القطبية في جزيء BeF 2 (fl) المتماثل وجزيء H 2S غير متماثل. (ب).
أرز. 3.18.لحظات ثنائية القطب من (أ) BeF 2 و (ب) جزيئات H 2S
كما لوحظ بالفعل ، كلما زاد الفرق بين الكهربية للذرات التي تشكل الرابطة ، كلما زاد إزاحة زوج إلكترون التكافؤ ، زادت الرابطة القطبية ، وبالتالي ، زادت الشحنة الفعالة ب ، كما هو موضح في الجدول. 3.5
الجدول 3.5
التغييرات في طبيعة الرابطة في سلسلة من المركبات لعناصر الفترة الثانية مع الفلور
في الرابطة القطبية ، يمكن تمييز مكونين تقليديًا: أيوني ، بسبب الجذب الكهروستاتيكي ، وتساهمي ، بسبب تداخل المدارات.مع زيادة الاختلاف في الكهربية أوهيتم إزاحة زوج إلكترون التكافؤ بشكل متزايد نحو ذرة الفلور ، والتي تكتسب شحنة فعالة سالبة بشكل متزايد. تزداد مساهمة المكون الأيوني في الرابطة ، وينخفض جزء المكون التساهمي. تتحول التغييرات الكمية إلى تغييرات نوعية: في جزيء UF ، ينتمي زوج الإلكترون بالكامل تقريبًا إلى الفلور ، وتقترب شحنته الفعالة من الوحدة ، أي لشحنة الإلكترون. يمكننا أن نفترض أن اثنين من الأيونات قد تشكلت: الكاتيون Li + والأنيون F ~ ،والرابطة ناتجة فقط عن جاذبيتها الكهروستاتيكية (يمكن إهمال المكون التساهمي). هذا الاتصال يسمى أيوني.يمكن رؤيتها على أنها حالة متطرفة للرابطة القطبية التساهمية.
المجال الكهروستاتيكي ليس له اتجاهات مفضلة. لهذا السبب الرابطة الأيونيةعلى عكس التساهمية الاتجاهية ليست غريبة.يتفاعل أيون مع أي عدد من أيونات الشحنة المعاكسة. هذا يرجع إلى خاصية مميزة أخرى للرابطة الأيونية - نقص التشبع.
بالنسبة للجزيئات الأيونية ، يمكن حساب طاقة الارتباط. إذا اعتبرنا الأيونات كرات غير قابلة للتشوه بشحنات ± ه ،ثم قوة التجاذب بينهما ، اعتمادًا على المسافة بين مراكز الأيونات جييمكن التعبير عنها بواسطة معادلة كولوم:
يتم تحديد طاقة الجاذبية من خلال النسبة 
عند الاقتراب ، تظهر قوة طاردة بسبب تفاعل قذائف الإلكترون. يتناسب عكسيا مع المسافة إلى الدرجة NS:
أين الخامس- بعض الثوابت. الأس NSأكثر بكثير من الوحدة وللتكوينات المختلفة للأيونات تقع في النطاق من 5 إلى 12. مع الأخذ في الاعتبار أن القوة هي مشتق من الطاقة فيما يتعلق بالمسافة ، من المعادلة (3.6) نحصل على:
مع التغيير جييتغيرون و npو ف كيو تي.على مسافة ما ص 0يتم معادلة هذه القوى ، والتي تتوافق مع الحد الأدنى من طاقة التفاعل الناتجة يو س.بعد التحولات ، يمكنك الحصول عليها
تُعرف هذه المعادلة باسم معادلة Born.
الحد الأدنى لمنحنى التبعية U = و (ص)مسافة التوازن r 0 والطاقة يو س.هذه هي الطاقة الرابطة بين الأيونات. حتى في NSغير معروف ، ثم يمكن تقدير قيمة طاقة الربط بأخذ 1 / NSيساوي الصفر:
في هذه الحالة لن يتجاوز الخطأ 20٪.
للأيونات مع الشحنات ض لوتتخذ المعادلتان z 2 (3.7) و (3.8) الشكل:
نظرًا لأن وجود رابطة تقترب من رابطة أيونية بحتة في جزيئات من هذا النوع يمثل مشكلة ، فيجب اعتبار المعادلات الأخيرة تقريبًا تقريبيًا للغاية.
في الوقت نفسه ، يمكن التعامل مع مشاكل قطبية السندات والأيونية من الموضع المعاكس - من وجهة نظر الاستقطاب الأيوني. من المفترض أن يكون هناك نقل كامل للإلكترونات ، ويتكون الجزيء من أيونات معزولة. ثم يتم إزاحة سحب الإلكترون تحت تأثير المجال الكهربائي الناتج عن الأيونات - الاستقطابالأيونات.
الاستقطاب عملية ذات شقين تتحد عمل استقطابيالأيونات من الاستقطاب.الاستقطاب هو قدرة سحابة إلكترونية لأيون أو جزيء أو ذرة على التشوه تحت تأثير المجال الكهروستاتيكي لأيون آخر. تحدد قوة هذا المجال تأثير الاستقطاب للأيون. من المعادلة (3.10) يترتب على ذلك أن عمل استقطاب الأيون هو الأكبر ، وكلما زادت شحنته وصغر نصف القطر. إن أنصاف أقطار الكاتيونات ، كقاعدة عامة ، أصغر بكثير من أنصاف أقطار الأنيونات ؛ لذلك ، من الناحية العملية ، يتعين على المرء أن يتعامل في كثير من الأحيان مع استقطاب الأنيونات تحت تأثير الكاتيونات ، وليس العكس. تعتمد قابلية استقطاب الأيونات أيضًا على شحنتها ونصف قطرها. الأيونات ذات الحجم الكبير والشحنة تكون أكثر استقطابًا بسهولة. يتم تقليل تأثير الاستقطاب للأيون إلى سحب سحابة الإلكترون الخاصة بأيون الشحنة المعاكسة. نتيجة لذلك ، تتناقص أيونية الرابطة ، أي تصبح الرابطة قطبية تساهمية. وبالتالي ، فإن استقطاب الأيونات يقلل من درجة أيونية الرابطة ، وفي تأثيره يكون عكس استقطاب الرابطة.
استقطاب الأيونات في الجزيء ، أي زيادة نسبة الروابط التساهمية فيه ، يزيد من قوة تحللها إلى أيونات. في سلسلة مركبات كاتيون معين مع الأنيونات من نفس النوع ، تقل درجة التفكك في المحاليل مع زيادة قابلية استقطاب الأنيونات. على سبيل المثال ، في سلسلة هاليدات الرصاص PbCl 2 - PbBr 2 - PN 2 ، يزداد نصف قطر أنيون الهاليد ، ويزداد استقطابها ، ويقل التحلل إلى أيونات ، وهو ما ينعكس في انخفاض قابلية الذوبان.
عند مقارنة خصائص الأملاح بنفس الأنيون والكاتيونات الكبيرة بما فيه الكفاية ، يجب أن يؤخذ في الاعتبار استقطاب الكاتيونات. على سبيل المثال ، نصف قطر أيون Hg 2+ أكبر من نصف قطر أيون Ca 2+ ، لذلك فإن Hg 2+ يستقطب بقوة أكبر من Ca 2+. نتيجة لذلك ، CaCl 2 هو إلكتروليت قوي ، أي يتفكك تمامًا في المحلول ، و HgCl 2 - بإلكتروليت ضعيف ، أي عمليا لا ينفصل في الحلول.
يقلل استقطاب الأيونات في الجزيء من قوته عند التحلل إلى ذرات أو جزيئات. على سبيل المثال ، في سلسلة CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 ، يزداد نصف قطر أيونات الهاليد ، ويزداد استقطابها بواسطة أيونات Ca 2+ ، وبالتالي تنخفض درجة حرارة التفكك الحراري إلى الكالسيوم والهالوجين: CaHa1 2 = Ca + Na1 2.
إذا كان أيون مستقطبًا بسهولة ، عندئذٍ تكون هناك حاجة إلى طاقة صغيرة لإثارته ، والتي تتوافق مع امتصاص كمات الضوء المرئي. هذا هو سبب لون محاليل هذه المركبات. تؤدي الزيادة في الاستقطاب إلى زيادة اللون ، على سبيل المثال ، في سلسلة NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (زيادة استقطاب الأنيون) أو في السلسلة KC1 - CuCl 2 (زيادة استقطاب الكاتيون).
الحدود بين الروابط التساهمية القطبية والأيونية تعسفية إلى حد ما. بالنسبة للجزيئات في الحالة الغازية ، يُعتقد أنه مع اختلاف السالب الكهربية أه> 2.5 الرابطة أيونية. في محاليل المذيبات القطبية ، وكذلك في الحالة البلورية ، يكون لجزيئات المذيب والجسيمات المجاورة في مواقع الشبكة البلورية تأثير قوي ، على التوالي. لذلك ، تتجلى الطبيعة الأيونية للرابطة باختلاف أقل بكثير في الكهربية. من الناحية العملية ، يمكننا أن نفترض أن العلاقة بين المعادن النموذجية وغير الفلزية في المحاليل والبلورات أيونية.
يكون الجزيء قطبيًا إذا كان مركز الشحنة السالبة لا يتطابق مع مركز الشحنة الموجبة. هذا الجزيء هو ثنائي القطب: يتم فصل شحنتين متساويتين في الحجم ومعاكسة في الفضاء.
عادة ما يتم الإشارة إلى ثنائي القطب برمز حيث يشير السهم من الطرف الموجب للثنائي القطب إلى الطرف السالب. للجزيء عزم ثنائي القطب ، والذي يساوي مقدار الشحنة مضروبًا في المسافة بين مراكز الشحنات:
يمكن قياس اللحظات ثنائية القطب للجزيئات ؛ بعض القيم التي تم العثور عليها معطاة في الجدول. 1.2 تعمل قيم اللحظات ثنائية القطب كمقياس للقطبية النسبية للجزيئات المختلفة.
الجدول 1.2 (انظر المسح) لحظات ثنائي القطب
لا شك أن الجزيء قطبي ، إذا كانت الروابط فيه قطبية. سننظر في قطبية الرابطة لأن قطبية الجزيء يمكن اعتبارها مجموع أقطاب الروابط الفردية.
جزيئات مثل لديها عزم ثنائي القطب يساوي الصفر ، أي أنها غير قطبية. ذرتان متطابقتان في أي من الجزيئات المعطاة لها ، بالطبع ، نفس الكهربية والإلكترونات الخاصة بها ؛ الشحنة تساوي صفرًا ، وبالتالي فإن العزم ثنائي القطب يساوي صفرًا أيضًا.
جزيء النوع له عزم ثنائي القطب كبير ، وعلى الرغم من أن جزيء فلوريد الهيدروجين صغير ، إلا أن الفلور الكهروضوئي يجذب الإلكترونات بقوة. على الرغم من أن المسافة صغيرة ، إلا أن الشحنة كبيرة ، وبالتالي فإن العزم ثنائي القطب كبير أيضًا.
الميثان ورابع كلوريد الكربون لهما لحظات صفرية ثنائية القطب. الروابط الفردية ، على الأقل في رابع كلوريد الكربون ، هي قطبية: ومع ذلك ، بسبب تناظر الترتيب رباعي السطوح ، فإنها تلغي بعضها البعض (الشكل 1.9). في كلوريد الميثيل ، لا يتم تعويض قطبية رابطة الكربون والكلور وبالتالي فإن العزم ثنائي القطب لكلوريد الميثيل يعتمد قطبية الجزيئات ليس فقط على قطبية الروابط الفردية ، ولكن أيضًا على اتجاهها ، أي على الشكل للجزيء.
إن العزم ثنائي القطب للأمونيا يساوي أنه يمكن اعتباره إجمالي عزم ثنائي القطب (مجموع متجه) لثلاث لحظات من الروابط الفردية التي لها الاتجاه الموضح في الشكل.
أرز. 1.9 لحظات ثنائية القطب لبعض الجزيئات. قطبية الروابط والجزيئات.
العزم ثنائي القطب للماء يساوي
ما العزم ثنائي القطب الذي ينبغي توقعه لثلاثي فلوريد النيتروجين ، الذي له هيكل هرمي مثل الأمونيا؟ الفلور هو العنصر الأكثر كهرسلبية ، وهو بالتأكيد يسحب الإلكترونات بعيدًا عن النيتروجين كثيرًا ؛ لذلك ، يجب أن تكون روابط النيتروجين - الفلور قطبية بقوة ويجب أن يكون مجموع المتجهات كبير - أكثر بكثير من الأمونيا مع روابطها غير القطبية.
ماذا تعطي التجربة؟ إن العزم ثنائي القطب لثلاثي فلوريد النيتروجين يساوي فقط إنه أقل بكثير من العزم ثنائي القطب للأمونيا.
كيف يمكن تفسير هذه الحقيقة؟ لم تأخذ المناقشة أعلاه في الاعتبار الزوج الوحيد من الإلكترونات. B (كما هو الحال في هذا الزوج يحتل-المداري ويجب أن يكون لمساهمته في العزم ثنائي القطب الاتجاه المعاكس مقارنة بالعزم الكلي لروابط النيتروجين والفلور (الشكل 1.10) ؛ هذه اللحظات من الإشارة المعاكسة ، من الواضح ، لها ما يقرب من نفس القيمة ، ونتيجة لذلك ، يتم ملاحظة عزم ثنائي القطب صغير ، اتجاهه غير معروف. في الأمونيا ، من المحتمل أن يتم تحديد عزم ثنائي القطب بشكل أساسي بواسطة زوج الإلكترون الحر هذا ، ويتم زيادته بمجموع لحظات الرابطة. بالطبع ، أي جزيئات أخرى موجودة فيها.
من قيم اللحظات ثنائية القطب ، يمكن الحصول على معلومات قيمة حول بنية الجزيئات. على سبيل المثال ، يمكنك استبعاد أي بنية لرابع كلوريد الكربون تؤدي إلى جزيء قطبي ، فقط "على أساس مقدار العزم ثنائي القطب.
أرز. 1.10. لحظات ثنائية القطب لبعض الجزيئات. مساهمة الزوج الوحيد من الإلكترونات. العزم ثنائي القطب الناتج عن الزوج الوحيد من الإلكترونات له اتجاه معاكس لاتجاه المتجه الكلي لحظات الرابطة.
وهكذا ، تؤكد العزم ثنائي القطب البنية الرباعية السطوح لرابع كلوريد الكربون (على الرغم من أنها لا تفعل ذلك ، نظرًا لأن الهياكل الأخرى ممكنة ، والتي ستعطي أيضًا جزيءًا غير قطبي).
المهمة 1.4. أي من الهيكلين المحتملين أدناه يجب أن يكون له أيضًا عزم ثنائي القطب صفري؟ أ) يقع الكربون في وسط المربع ، وفي أركانه ذرات الكلور ، ب) يقع الكربون في أعلى الهرم رباعي السطوح ، وتوجد ذرات الكلور في زوايا القاعدة.
المهمة 1.5. على الرغم من أن روابط الكربون - الأكسجين والبورون - الفلور يجب أن تكون قطبية ، فإن العزم ثنائي القطب للمركبات هو صفر. اقترح ترتيب الذرات لكل مركب ينتج عنه عزم ثنائي القطب صفري.
بالنسبة لمعظم المركبات ، لم يتم قياس العزم ثنائي القطب مطلقًا. يمكن توقع قطبية هذه المركبات من هيكلها. يتم تحديد قطبية الروابط بواسطة الكهربية للذرات ؛ إذا كانت الزوايا بين الروابط معروفة ، فيمكن تحديد قطبية الجزيء ، مع الأخذ في الاعتبار أيضًا أزواج الإلكترونات غير المزدوجة.
كهرسلبية ذرات العناصر.الكهربية النسبية. التغيير في فترات ومجموعات الجدول الدوري. قطبية الرابطة الكيميائية ، قطبية الجزيئات والأيونات.
الكهربية (EO) هي قدرة الذرة على إزاحة أزواج الإلكترون نحو نفسها.
بمقياس e.o. هل الطاقة تساوي حسابيًا ½ مجموع طاقة التأين I وطاقة التشابه مع الإلكترون E
E.O. = ½ (أنا + ه)
الكهربية النسبية. (OEE)
يتم تعيين الفلور باعتباره أقوى عنصر e.o بقيمة 4.00 بالنسبة للعناصر المتبقية.
التغييرات في فترات ومجموعات الجدول الدوري.
داخل الفترات ، مع زيادة الشحنة النووية من اليسار إلى اليمين ، تزداد الكهربية.
الأقللوحظت القيمة في الفلزات الأرضية القلوية والقلوية.
أعظم- للهالوجينات.
كلما زادت الكهربية ، كانت الخصائص غير المعدنية للعناصر أقوى.
الكهربية (χ) أمر أساسي خاصية كيميائيةالذرة ، وهي خاصية كمية لقدرة الذرة في الجزيء على إزاحة أزواج الإلكترونات الشائعة تجاه نفسها.
تم تقديم المفهوم الحديث للسلبية الكهربية للذرات بواسطة الكيميائي الأمريكي L.Puling. استخدم L.Puling مفهوم الكهربية لشرح حقيقة أن طاقة الرابطة غير المتجانسة A-B (A ، B هي رموز لأي العناصر الكيميائية) بشكل عام أكبر من المتوسط الهندسي لمتماثل الذرات روابط A-Aو B-B.
أعلى قيمة لـ e.o. الفلور ، وأقلها هو السيزيوم.
تم اقتراح التعريف النظري للسلبية الكهربية من قبل الفيزيائي الأمريكي R.Mulliken. انطلاقًا من الافتراض الواضح بأن قدرة الذرة في الجزيء على جذب شحنة إلكترونية إلى نفسها تعتمد على طاقة التأين للذرة وتقاربها مع الإلكترون ، قدم R. Mulliken مفهوم الكهربية للذرة A على أنها متوسط قيمة طاقة الربط للإلكترونات الخارجية أثناء تأين حالات التكافؤ (على سبيل المثال ، من A− إلى A +) وعلى هذا الأساس اقترحت علاقة بسيطة جدًا للسلبية الكهربية للذرة:
حيث J1A و A هما طاقة التأين للذرة وتقارب الإلكترون ، على التوالي.
بالمعنى الدقيق للكلمة ، لا يمكن أن يُعزى عنصر ما إلى كهرسلبية دائمة. تعتمد القدرة الكهربية للذرة على العديد من العوامل ، على وجه الخصوص ، على حالة التكافؤ للذرة ، وحالة الأكسدة الرسمية ، ورقم التنسيق ، وطبيعة الروابط التي تشكل بيئة الذرة في النظام الجزيئي ، وبعضها الآخرين. في الآونة الأخيرة ، في كثير من الأحيان ، لتوصيف الكهربية ، يتم استخدام ما يسمى بالقدرة الكهربية المدارية ، والتي تعتمد على نوع المدار الذري المشارك في تكوين الرابطة وعلى تعدادها الإلكتروني ، أي على ما إذا كان المدار الذري مشغولاً بواسطة زوج إلكترون وحيد ، يتم ملؤه مرة واحدة بإلكترون غير مزاوج ، أو يكون شاغرًا. ولكن على الرغم من الصعوبات المعروفة في تفسير وتعريف السلبية الكهربية ، فإنها تظل دائمًا ضرورية للوصف النوعي والتنبؤ بطبيعة الروابط في النظام الجزيئي ، بما في ذلك طاقة الربط وتوزيع شحنة الإلكترون ودرجة من الأيونية ، ثابت القوة ، إلخ. النهج الحالي هو نهج ساندرسون. يعتمد هذا النهج على فكرة محاذاة الكهرومغناطيسية للذرات أثناء تكوين رابطة كيميائية بينهما. في العديد من الدراسات ، تم العثور على علاقات بين السالبية الكهربية لساندرسون وأهم الخواص الفيزيائية والكيميائية للمركبات غير العضوية للغالبية العظمى من عناصر الجدول الدوري. تبين أن تعديل طريقة ساندرسون ، القائمة على إعادة توزيع الطاقة الكهربية بين ذرات الجزيء للمركبات العضوية ، كان مثمرًا للغاية.
2) قطبية الرابطة الكيميائية ، قطبية الجزيئات والأيونات.
ما هو موجود في الملخص وفي الكتاب المدرسي - القطبية مرتبطة بالعزم ثنائي القطب. وهي تتجلى نتيجة إزاحة زوج إلكترون مشترك إلى إحدى الذرات. وتعتمد القطبية أيضًا على الاختلاف في الكهربية للسلبية المرتبطة الذرات: كلما زادت قيمة ذرات الذرات. ذرتان ، كلما كانت الرابطة الكيميائية بينهما أكثر قطبية. اعتمادًا على كيفية حدوث إعادة توزيع كثافة الإلكترون أثناء تكوين رابطة كيميائية ، يتم تمييز عدة أنواع. الحالة المحددة لاستقطاب الرابطة الكيميائية هي انتقال كامل من ذرة واحدة إلى اخر.
في هذه الحالة ، يتم تكوين اثنين من الأيونات ، والتي تنشأ بينهما رابطة أيونية. ولكي تتمكن ذرتان من تكوين رابطة أيونية ، من الضروري أن يكون e.o. بشكل مختلف تمامًا. إذا كان e.o. متساوية ، ثم يتم تكوين رابطة تساهمية غير قطبية ، وغالبًا ما يتم العثور على رابطة تساهمية قطبية - تتشكل بين أي ذرات ذات قيم e.o. مختلفة.
يمكن أن تكون الشحنات الفعالة للذرات بمثابة تقدير كمي لقطبية الرابطة. وتميز الشحنة الفعالة للذرة الفرق بين عدد الإلكترونات التي تنتمي إلى ذرة معينة في مركب كيميائي وعدد إلكترونات الذرة الحرة . تجذب ذرة عنصر أكثر كهرسلبية الإلكترونات بقوة أكبر ، لذلك تكون الإلكترونات أقرب إليها ، وتتلقى بعض الشحنة السالبة ، والتي تسمى فعالة ، ويكون لشريكها نفس الشحنة المؤثرة الموجبة. إذا كانت الإلكترونات تشكل رابطة بين الذرات تنتمي إليهم بالتساوي ، والشحنات الفعالة تساوي الصفر.
بالنسبة للجزيئات ثنائية الذرة ، يمكن تمييز قطبية الرابطة ويمكن تحديد الشحنات الفعالة للذرات عن طريق قياس العزم ثنائي القطب M = q * r حيث q هي شحنة القطب ثنائي القطب ، التي تساوي الشحنة الفعالة لجزيء ثنائي الذرة ، r هي المسافة بين النواة ، والعزم ثنائي القطب للرابطة هو كمية متجهية. يتم توجيهه من الجزء الموجب الشحنة من الجزيء إلى الجزء السالب ، ولا تتطابق الشحنة الفعالة على ذرة العنصر مع حالة الأكسدة.
تحدد قطبية الجزيئات إلى حد كبير خصائص المواد. تتحول الجزيئات القطبية إلى بعضها البعض بأقطاب مشحونة بشكل معاكس ، وينشأ التجاذب المتبادل بينها. لذلك ، المواد المكونة من الجزيئات القطبية لها نقاط انصهار وغليان أعلى من المواد التي تكون جزيئاتها غير قطبية.
السوائل ذات الجزيئات القطبية لها قدرة تذويب أعلى. علاوة على ذلك ، كلما زادت قطبية جزيئات المذيب ، زادت قابلية ذوبان المركبات القطبية أو الأيونية فيه. يفسر هذا الاعتماد من خلال حقيقة أن الجزيئات القطبية للمذيب ، بسبب تفاعل ثنائي القطب أو ثنائي القطب مع المذاب ، تساهم في تحلل المذاب إلى أيونات. على سبيل المثال ، يقوم محلول كلوريد الهيدروجين في الماء ، جزيئاته قطبية ، بتوصيل التيار الكهربائي بشكل جيد. لا يحتوي محلول كلوريد الهيدروجين في البنزين على موصلية كهربائية ملحوظة. يشير هذا إلى عدم وجود تأين كلوريد الهيدروجين في محلول البنزين ، لأن جزيئات البنزين ليست قطبية.
الأيونات ، مثل المجال الكهربائي ، لها تأثير استقطابي على بعضها البعض. عندما يلتقي أيونان ، يحدث استقطابهما المتبادل ، أي إزاحة إلكترونات الطبقات الخارجية بالنسبة إلى النوى. يعتمد الاستقطاب المتبادل للأيونات على شحنات النواة والأيون ونصف قطر الأيون وعوامل أخرى.
ضمن مجموعات e.o. النقصان.
تزداد الخصائص المعدنية للعناصر.
تحتوي العناصر المعدنية على مستوى الطاقة الخارجية على 1،2،3 إلكترونات وتتميز بقيمة منخفضة من إمكانات التأين و e.o. لأن المعادن تظهر ميلًا واضحًا للتخلي عن الإلكترونات.
العناصر غير المعدنية لها طاقة تأين أعلى.
عندما يتم ملء الغلاف الخارجي ، يتناقص نصف القطر الذري لغير المعادن خلال الفترات. عدد الإلكترونات على الغلاف الخارجي يساوي 4،5،6،7،8.
قطبية الرابطة الكيميائية. قطبية الجزيئات والأيونات.
يتم تحديد قطبية الرابطة الكيميائية عن طريق إزاحة روابط زوج الإلكترون إلى إحدى الذرات.
تنشأ الرابطة الكيميائية بسبب إعادة توزيع إلكترونات مدارات التكافؤ ، ونتيجة لذلك ينشأ تكوين إلكتروني ثابت للغاز النبيل ، بسبب تكوين الأيونات أو تكوين أزواج إلكترونية مشتركة.
تتميز الرابطة الكيميائية بالطاقة والطول.
مقياس قوة الرابطة هو الطاقة المنفقة لكسر الرابطة.
على سبيل المثال. H - H = 435 كيلو جول مول -1
كهرسلبية العناصر الذرية
الكهربية هي خاصية كيميائية للذرة ، وهي خاصية كمية لقدرة الذرة في الجزيء على جذب الإلكترونات إلى نفسها من ذرات العناصر الأخرى.
الكهربية النسبية
المقياس الأول والأكثر شهرة للكهرباء النسبية هو مقياس L.Puling ، الذي تم الحصول عليه من البيانات الحرارية الكيميائية وتم اقتراحه في عام 1932. القيمة الكهربية الكهربية لأكثر عنصر فلور كهرسلبي ، (F) = 4.0 ، تؤخذ بشكل تعسفي كنقطة بداية في هذا المقياس .
عناصر المجموعة الثامنة النظام الدوري(الغازات النبيلة) ليس لها كهرسلبية ؛
الحد الشرطي بين المعادن وغير الفلزات هو قيمة الكهربية النسبية التي تساوي 2.
كقاعدة عامة ، تزداد الكهربية لعناصر النظام الدوري بالتتابع من اليسار إلى اليمين في كل فترة. داخل كل مجموعة ، مع استثناءات قليلة ، تنخفض الكهربية تدريجياً من أعلى إلى أسفل. يمكن استخدام الكهربية لتوصيف الرابطة الكيميائية.
يشار إلى الروابط ذات الاختلاف الأصغر في الكهربية للذرات بالروابط التساهمية القطبية. كلما قل الاختلاف في الكهربية للذرات التي تشكل رابطة كيميائية ، انخفضت درجة أيونية هذه الرابطة. يشير الاختلاف الصفري في كهرسلبية الذرات إلى عدم وجود شخصية أيونية في الرابطة التي تشكلها ، أي تساهمها القوي.
قطبية الرابطة الكيميائية والجزيء وقطبية الأيونات
تُظهر قطبية الروابط الكيميائية ، وهي إحدى خصائص الرابطة الكيميائية ، إعادة توزيع كثافة الإلكترون في الفضاء القريب من النوى مقارنةً بالتوزيع الأولي لهذه الكثافة في الذرات المحايدة التي تشكل هذه الرابطة.
جميع الروابط الكيميائية تقريبًا ، باستثناء الروابط في الجزيئات ثنائية الذرة متجانسة النواة ، قطبية بدرجة أو بأخرى. عادة ما تكون الروابط التساهمية ضعيفة القطبية ، والروابط الأيونية قطبية للغاية.
على سبيل المثال:
التساهمية غير القطبية: Cl2 ، O2 ، N2 ، H2 ، Br2
قطبي تساهمي: H2O ، SO2 ، HCl ، NH3 ، إلخ.
قطبية.
اعتمادًا على موقع زوج الإلكترون المشترك (كثافة الإلكترون) بين نوى الذرات ، يتم تمييز الروابط القطبية وغير القطبية.
تتكون الرابطة غير القطبية من ذرات عناصر لها نفس القدرة الكهربية. يتم توزيع كثافة الإلكترون بشكل متماثل فيما يتعلق بنوى الذرات.
تسمى الرابطة بين الذرات ذات السالبية الكهربية المختلفة القطبية. مجموع زوج الإلكترون متحيز نحو العنصر الأكثر كهرسلبية. لا تتطابق مراكز جاذبية الشحنة الموجبة (ب +) والسالبة (ب -). كلما زاد الاختلاف في الكهربية للعناصر المكونة للرابطة ، زادت قطبية الرابطة. مع وجود فرق كهرسلبية أقل من 1.9 ، يتم أخذ الرابطة في الاعتبار التساهمية القطبية.
بالنسبة للجزيء ثنائي الذرة ، تتزامن قطبية الجزيء مع قطبية الرابطة. في الجزيئات متعددة الذرات ، تكون العزم الكلي للثنائي القطب للجزيء مساوية لمجموع المتجه لعزم كل روابطه. يتم توجيه المتجه ثنائي القطب من + إلى -
مثال 3.باستخدام طريقة روابط التكافؤ ، حدد قطبية جزيئات كلوريد القصدير (II) وكلوريد القصدير (IV).
50 Sn يشير إلى p - العناصر.
إلكترونات التكافؤ 5s 2 5p 2. توزيع الإلكترونات على الخلايا الكمومية في الحالة الطبيعية:
| |
| |
| |
الصيغ الكيميائية لكلوريد القصدير (IV) -SnCl 4 ، كلوريد القصدير (II) - SnCl 2
لبناء الشكل الهندسي للجزيئات ، سنصور مدارات إلكترونات التكافؤ غير المتزاوجة ، مع الأخذ في الاعتبار أقصى تداخل بينها
أرز. 4. الشكل الهندسي لجزيئات SnCl 2 و SnCl 4
الكهربية لـ Sn هي 1.8. Cl - 3.0. Sn - رابطة Cl ، قطبية ، تساهمية. دعونا نمثل متجهات اللحظات ثنائية القطب للروابط القطبية.
في جزيئات SnCl 2 و SnCl 4
SnCl 2 - جزيء قطبي
SnCl 4 هو جزيء غير قطبي.
يمكن أن توجد المواد ، اعتمادًا على درجة الحرارة والضغط ، في الحالة الغازية والسائلة والصلبة للتجمع.
في الحالة الغازية ، تكون المواد في شكل جزيئات فردية.
في الحالة السائلة على شكل مجاميع ، حيث ترتبط الجزيئات بقوى فان دير فال بين الجزيئية أو روابط هيدروجينية. علاوة على ذلك ، كلما كانت الجزيئات أكثر قطبية ، كلما كانت الرابطة أقوى ، ونتيجة لذلك ، زادت نقطة غليان السائل.
في المواد الصلبة ، ترتبط الجسيمات الهيكلية بكل من الروابط الجزيئية وبين الجزيئية. التصنيف: أيوني ، معدني ، ذري (تساهمية) ، بلورات جزيئية وبلورات ذات روابط مختلطة.
مهام التحكم
73. لماذا عنصري الكلور والبوتاسيوم نشطين ، وعنصر الأرجون الذي بينهما غير نشط؟
74. باستخدام طريقة روابط التكافؤ ، اشرح لماذا جزيء الماء (Н 2 О) قطبي ، وجزيء الميثان (СН 4) غير قطبي؟
75- مادة أول أكسيد الكربون (II) هي مادة فعالة ، وأول أكسيد الكربون (IV) مصنف على أنه مادة منخفضة الفعالية. اشرح باستخدام طريقة رابطة التكافؤ.
76. كيف تتغير قوة جزيئات النيتروجين والأكسجين. اشرح باستخدام طريقة رابطة التكافؤ.
77. لماذا تختلف خصائص بلورات كلوريد الصوديوم (NaCl) عن خصائص بلورة الصوديوم (Na)؟ ما نوع الاتصال الذي يتم في هذه البلورات؟
78. باستخدام طريقة روابط التكافؤ ، حدد قطبية جزيئات كلوريد الألومنيوم وكبريتيد الهيدروجين.
79. ما هو نوع هيدروكسيدات هو هيدروكسيد الروبيديوم؟ اشرح باستخدام طريقة رابطة التكافؤ.
80. درجة غليان فلوريد الهيدروجين السائل هي 19.5 درجة مئوية ، وكلوريد الهيدروجين السائل (- 84.0 درجة مئوية). لماذا يوجد مثل هذا الاختلاف الكبير في نقاط الغليان؟
81. باستخدام طريقة روابط التكافؤ ، اشرح لماذا يعتبر رابع كلوريد الكربون (CCl 4) غير قطبي ، والكلوروفورم (CHCl 3) مادة قطبية؟
82. كيف تتغير قوة الروابط في جزيئات CH 4 - SnH 4؟ اشرح باستخدام طريقة مركبات التكافؤ.
83. ما هي المركبات التي يمكن أن تشكل العناصر: الرصاص والبروم؟ حدد قطبية هذه الروابط.
84. باستخدام طريقة روابط التكافؤ ، حدد قطبية جزيئات النيتروجين وبروميد النيتروجين (III).
85. درجة غليان الماء 100 درجة مئوية وكبريتيد الهيدروجين (60.7 درجة مئوية). لماذا يوجد مثل هذا الاختلاف الكبير في نقاط الغليان؟
86. حدد في أي مركب أقوى رابطة هو بروميد القصدير أو بروميد الكربون؟ حدد قطبية هذه المركبات.
87. باستخدام طريقة روابط التكافؤ ، حدد قطبية جزيئات يوديد الغاليوم ويوديد البزموت.
88. باستخدام نظرية الترابط الكيميائي ، اشرح لماذا ينتمي الزينون إلى العناصر النبيلة (منخفضة النشاط).
89. حدد نوع التهجين (sp، sp 2، sp 3) في المركبات: BeCl 2، SiCl 4. ارسم الأشكال الهندسية للجزيئات.
90. ارسم الترتيب المكاني للروابط في الجزيئات: هيدريد البورون وهيدريد الفوسفور (III). حدد قطبية الجزيئات.
تعليمات منهجية لمهام التحكم في الانضباط " كيمياء»دورات بالمراسلة لطلبة التخصصات غير الكيميائية. الجزء الأول.
بقلم: أستاذ مشارك ، دكتوراه. Obukhov V.M.
المساعد Kostareva E.V.
موقعة لطباعة ورق الكتابة رقم 1
طلب لا. إد. ل.
التنسيق 60/90 / 1/16. كونف. مطبعة ل.
طُبع على RISO GR 3750
دار نشر جامعة النفط والغاز
ولاية مؤسسة تعليميةالمحترفين تعليم عالى
"جامعة تيومين الحكومية للنفط والغاز"
قسم الطباعة التشغيلية بدار النشر بجامعة النفط والغاز
625000 ، ز. تيومين ، سانت. فولودارسكي ، 38
