Hansı molekulda bağ polaritesi daha yüksəkdir. Elektronatiklik. Nisbi elektronegativlik. Kimyəvi bir bağın polaritesi, molekulların və ionların polaritesi. Rabitə polaritesinin təyini
İki növ kovalent bağ var: Qütb olmayan və qütblü... Qütb olmayan bir kovalent bağ vəziyyətində, ortaq bir elektron cütündən və ya bir elektron bağ buludundan meydana gələn bir elektron buludu, hər iki atoma görə simmetrik olaraq kosmosda paylanır. Məsələn, bir elementin atomlarından ibarət olan diatomik molekullar: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 və digərlərində elektron cütün eyni dərəcədə hər iki atoma aiddir. Qütblü kovalent bir əlaqə vəziyyətində, bağın elektron buludu, nisbi elektronegativliyi daha yüksək olan bir atoma doğru hərəkət edir. Buna misal olaraq uçucu qeyri -üzvi birləşmələrin molekullarını göstərmək olar: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 və başqaları.
Atomların nisbi elektronegativliyi
Molekuldakı müsbət və mənfi yüklərin elektrik mərkəzləri bir nöqtədə üst -üstə düşmür, müəyyən bir məsafədə yerləşirlər ℓ.
Daimi elektrik dipol momenti olan qütb molekulu
Ümumi neytrallığı olan bir molekul, q - - xlor atomunda və q + - hidrogen atomunda yüklü bir elektrik dipoludur. Belə bağlara və molekullara deyilir qütb... Q molekulundakı atomların yüklərinə deyilir effektiv ittihamlar(HCl molekulunda q cl = -0.18; və q n = +0.18 mütləq elektron yükünün, istiqrazın ionluq dərəcəsi
Bir bağın və molekulun polaritesinin ölçüsüdür bir dipolun elektrik anı(μ - "mu") məhsulla təyin olunur
μ = qℓ, Kl ∙ m və ya μ = qℓ / 3.33 ∙ 10 -30, D.
burada q effektiv yükdür; ℓ dipolun uzunluğudur. Bir dipolun elektrik anının vahidi (SI sistemi) 3.33 ∙ 10 -30 C ∙ m (kulon metr) = 1D (D - Debye) ilə ifadə olunur.
Dipolun elektrik momenti vektor kəmiyyətidir. Onun istiqaməti şərti olaraq müsbət yükdən mənfi yükə - bağlayıcı elektron buludunun yerdəyişməsinə doğru aparılır. Qütb molekullarındakı elementlərin elektrotexniki fərqi nə qədər çox olarsa, dipolun elektrik momenti o qədər böyükdür.
Poliatomik molekullar üçün fərdi bağların dipol anları və bütövlükdə molekul anlayışlarını ayırmaq lazımdır. Bir molekulda bir neçə bağın olması halında, dipol momentləri, paralelloqram qaydasına görə, istiqamətin istiqaməti ilə təyin olunan molekulun şəklindən asılı olaraq əlavə edildiyindən, ortaya çıxan dipol momenti fərdin dipol anlarından fərqlənir. istiqrazlar və xüsusi halda (yüksək simmetrik molekullar üçün) fərdi bağların əhəmiyyətli polaritesinə baxmayaraq sıfır ola bilər. Məsələn, hər bir C = O bağının əhəmiyyətli bir dipol momenti (μ = 2.7 D) olmasına baxmayaraq, xətti bir CO 2 molekulu qütblü deyil (μ = 0).
2.7 D 2.7 d
Qütbü olmayan bir kovalent bağ olan molekullara deyilir qeyri-qütblü və ya homeopolar... Bu cür molekullarda bağlanan elektron bulud hər iki atomun nüvələri arasında simmetrik olaraq paylanır və nüvələr də eyni şəkildə hərəkət edir. Məsələn, bir elementin atomlarından ibarət sadə maddələrin molekullarını göstərmək olar: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 və başqaları. Belə molekulların elektrik dipol momenti sıfırdır.
Xarici bir elektrik sahəsinin təsiri altında molekulların (və fərdi bağların) qütbləşmə qabiliyyətinə deyilir qütbləşmə qabiliyyəti. Bu da yaxınlaşan qütb molekulunun yaratdığı sahənin təsiri altında baş verə bilər. Bu səbəbdən kimyəvi reaksiyalarda polarizasiya böyük əhəmiyyət kəsb edir.
Molekulun polaritesini və elektrik dipol momentini nəzərə almaq həmişə vacibdir. Sonuncu maddələrin reaktivliyi ilə əlaqədardır. Bir qayda olaraq, molekulun dipolunun elektrik momenti nə qədər çox olarsa, maddənin reaktivliyi o qədər yüksək olar. Maddələrin həll olma qabiliyyəti də dipolun elektrik anı ilə bağlıdır. Qütblü mayelər molekulları, "bənzər kimi həll olunur" prinsipinə uyğun olaraq içərisində həll olunan elektrolitlərin elektriklə ayrışmasını dəstəkləyir.
Homonükleer molekullarda (H 2, F 2 və s.), Bir bağ meydana gətirən elektron cütü hər bir atoma eyni dərəcədə aiddir, buna görə də molekuldakı müsbət və mənfi yüklərin mərkəzləri üst -üstə düşür. Bu cür molekullar qütblü deyildir.
Bununla birlikdə, heteronükleer molekullarda fərqli atomların dalğa funksiyalarının birləşməsinə verdiyi töhfə eyni deyil. Həddindən artıq elektron sıxlığı atomlardan birinin yanında görünür, buna görə də artıq bir mənfi yük, digərinin yanında isə müsbət bir yük. Bu vəziyyətdə bir elektron cütlüyünün bir atomdan digərinə yerdəyişməsindən danışırlar, ancaq bu hərfi mənada deyil, yalnız molekulun nüvələrindən birinin yaxınlığında bir elektron cütü tapmaq ehtimalının artması kimi başa düşülməlidir.
Belə bir yerdəyişmənin istiqamətini və böyüklüyünün yarı kəmiyyət qiymətləndirməsini təyin etmək üçün elektroneqativlik anlayışı təqdim edildi.
Elektronqativliyin bir neçə ölçüsü var. Bununla birlikdə, elementlər eyni ardıcıllıqla elektromeqativlik baxımından düzülmüşdür, buna görə də fərqlər əhəmiyyətsizdir və elektronegativlik tərəzi olduqca müqayisə edilə bilər.
R. Mullikenin elektrotexnikliyi, ionlaşma enerjilərinin və elektron yaxınlığının yarısıdır (bax: Bölmə 2.10.3):
Valensiya elektron cütü daha çox elektronegativ atoma keçir.
Elektroneqativliyin mütləq dəyərlərini deyil, nisbi olanları istifadə etmək daha rahatdır. Lityum 3 Li elektronegativliyi birlik olaraq qəbul edilir. Hər hansı bir A elementinin nisbi elektronegativliyi bərabərdir:
Ağır qələvi metallar ən aşağı elektroneqativliyə malikdir (X Fr = 0.7). Ən çox elektronegativ element flüordur (X F = 4.0). Dövrlərə görə elektronegativliyin artmasına və alt qruplara görə azalmasına ümumi bir meyl var (Cədvəl 3.4).
Bu cədvəldəki məlumatların (eləcə də digər elektronegativlik tərəzilərinin məlumatlarının) praktik istifadəsində nəzərə alınmalıdır ki, üç və ya daha çox atomdan ibarət olan molekullarda qonşunun təsiri altında elektroneqativliyin dəyəri xeyli dəyişə bilər. atomlar. Bir sözlə, sabit bir elektronegativliyi heç bir elementə aid etmək olmaz. Bu elementin valentlik vəziyyətindən, birləşmənin növündən və s. Asılıdır. Buna baxmayaraq, bu anlayış kimyəvi bağların və birləşmələrin xüsusiyyətlərinin keyfiyyətcə izahı üçün faydalıdır.
Cədvəl 3.4
S- və p-elementlərin elektronqativliyi
|
Dövr |
Qrup |
||||||
Bağın polaritesi iki atomlu molekullarda valent elektron cütünün yerdəyişməsi ilə müəyyən edilir və kəmiyyətcə xarakterizə olunur. dipol anı, və ya dipolun elektrik anı, molekullar. Nüvələr arasındakı məsafənin məhsuluna bərabərdir G bir molekulda və bu məsafəyə uyğun təsirli bir yükdə 5:
Nə qədər ki G pozitivdən mənfi yükə yönəldilmiş vektor hesab edilən dipol momenti də vektordur və eyni istiqamətə malikdir. Dipol anının ölçü vahidi D -debye (1D = 3.33 10 -30 C m) dir.
Kompleks bir molekulun dipol momenti, bütün bağların dipol momentlərinin vektor cəmi olaraq təyin olunur. Buna görə, AB I molekulu hər bir bağın xəttinə görə simmetrikdirsə, qütbə baxmayaraq belə bir molekulun ümumi dipol momenti
ness bağlantılar A-B, sıfıra bərabərdir: D = ^ D; = 0. Nümunələr hallardır
Bağlarının hibrid orbitallardan əmələ gəldiyi əvvəllər düşünülmüş simmetrik molekullar: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 və s.
Bağların qeyri-hibrid orbitallardan və ya yalnız elektron cütlərinin iştirakı ilə hibrid orbitallardan əmələ gəldiyi molekullar bağ xətlərinə görə asimmetrikdir. Bu cür molekulların dipol momentləri sıfıra bərabər deyil. Belə qütb molekullarına nümunələr: H 2 S, NH 3, H 2 0 və s. 3.18, simmetrik BeF 2 (fl) molekulunda və asimmetrik H 2 S molekulundakı qütb bağ vektorlarının cəminin qrafik şərhini göstərir. (b).
Pirinç. 3.18.(A) BeF 2 və (b) H 2 S molekullarının dipol momentləri
Daha əvvəl də qeyd edildiyi kimi, bağ yaradan atomların elektromobilliyi arasındakı fərq nə qədər çox olarsa, valent elektron cütü nə qədər çox yerdəyişərsə, bağ daha qütblü olar və buna görə də C cədvəlində göstərilən təsirli yük b daha böyük olar. 3.5.
Cədvəl 3.5
II dövr elementlərinin flüorlu birləşmələr seriyasında bağın təbiətindəki dəyişikliklər
Qütb bağında iki komponent şərti olaraq fərqlənə bilər: elektrostatik cazibə səbəbindən ionik və orbitalların üst -üstə düşməsi səbəbindən kovalent. Elektronegativlik fərqi artdıqca OH valent elektron cütü getdikcə mənfi təsirli bir yük əldə edən flor atomuna doğru getdikcə daha çox yer dəyişdirir. İon komponentinin bağa töhfəsi artır, kovalent komponentin hissəsi azalır. Kəmiyyət dəyişiklikləri keyfiyyət dəyişikliklərinə çevrilir: UF molekulunda elektron cütü demək olar ki, tamamilə flora aiddir və onun effektiv yükü birliyə yaxınlaşır, yəni. elektron yükünə. İki ionun əmələ gəldiyini güman edə bilərik: Li + kationu və anion F ~, və bağ yalnız onların elektrostatik cazibəsindən qaynaqlanır (kovalent komponent laqeyd edilə bilər). Bu əlaqə adlanır ionik. Kimi görülə bilər bir kovalent qütb bağının həddindən artıq bir vəziyyəti.
Elektrostatik sahənin üstünlük verilən istiqamətləri yoxdur. Buna görə də ion bağ kovalentdən fərqli olaraq istiqaməti özünəməxsus deyil. Bir ion, əks yükün istənilən sayda ionu ilə qarşılıqlı təsir göstərir. Bu, ion bağının başqa bir fərqli xüsusiyyətindən qaynaqlanır - doyma olmaması.
İon molekulları üçün bağlanma enerjisi hesablana bilər. Əgər ionları yüklü deformasiyasız toplar hesab etsək ± e, sonra ionların mərkəzləri arasındakı məsafədən asılı olaraq aralarındakı cazibə qüvvəsi G Coulomb tənliyi ilə ifadə edilə bilər:
Cazibə enerjisi nisbətlə müəyyən edilir 
Yaxınlaşanda elektron qabıqlarının qarşılıqlı təsiri səbəbindən itələyici bir qüvvə görünür. Dərəcəyə olan məsafə ilə tərs mütənasibdir NS:
harada V- bir az daimi. Eksponent NS Birlikdən və ionların müxtəlif konfiqurasiyaları üçün 5 ilə 12 aralığında yerləşir. Gücün (3.6) tənliyindən məsafəyə görə enerjinin törəməsi olduğunu nəzərə alaraq əldə edirik:
Dəyişikliklə G dəyişdirmək F np və F qtt. Bir qədər məsafədə r 0 bu qüvvələr bərabərləşir ki, bu da qarşılıqlı təsir enerjisinin minimumuna uyğundur U Q. Dönüşümlərdən sonra əldə edə bilərsiniz
Bu tənlik Born tənliyi olaraq bilinir.
Asılılıq əyrisindəki minimum U = f (r) tarazlıq məsafəsi r 0 və enerji U Q. Bu, ionlar arasındakı bağlanma enerjisidir. Hətta NS bilinmir, onda bağlama enerjisinin dəyərini 1 alaraq təxmin etmək mümkündür /NS sıfıra bərabərdir:
Bu vəziyyətdə səhv 20%-dən çox olmayacaq.
Yüklü ionlar üçün z l və z 2 tənlikləri (3.7) və (3.8) formasını alır:
Bu tip molekullarda sırf ionik bir əlaqəyə yaxınlaşmaq problemli olduğu üçün son tənliklər çox kobud bir yaxınlaşma hesab edilməlidir.
Eyni zamanda, bağ polaritesi və ionluluğu problemlərinə əks mövqedən - ion qütbləşməsi baxımından yanaşmaq olar. Elektronların tam ötürüldüyü və molekulun təcrid olunmuş ionlardan ibarət olduğu güman edilir. Sonra elektron buludları ionların yaratdığı elektrik sahəsinin təsiri ilə yerdəyişirlər - qütbləşmə ionlar.
Qütbləşmə birləşən iki istiqamətli bir prosesdir qütbləşmə hərəkəti onlardan olan ionlar qütbləşmə qabiliyyəti. Qütbləşmə qabiliyyəti, bir ionun, molekulun və ya atomun bir elektron buludunun başqa bir ionun elektrostatik sahəsinin təsiri altında deformasiya olma qabiliyyətidir. Bu sahənin gücü ionun qütbləşmə təsirini təyin edir. (3.10) tənliyindən belə çıxır ki, ionun qütbləşmə hərəkəti nə qədər böyükdürsə, yükü də o qədər böyükdür və radiusu da kiçikdir. Kationların radiusları, bir qayda olaraq, anyonların radiuslarından çox kiçikdir; buna görə də praktikada daha çox kationların təsiri altında anionların qütbləşməsi ilə məşğul olmaq lazımdır, əksinə deyil. İonların qütbləşmə qabiliyyəti onların yükündən və radiusundan da asılıdır. Böyük ölçülü və yüklü ionlar daha asan qütbləşir. İonun qütbləşmə hərəkəti əks yükün ionunun elektron buludunu özünə çəkməklə azalır. Nəticədə bağın ioniliyi azalır, yəni. Bağ polar kovalent olur. Beləliklə, ionların qütbləşməsi bağın ionlaşma dərəcəsini azaldır və öz təsirində bağın qütbləşməsinin əksinədir.
Bir molekulda ionların qütbləşməsi, yəni. İçindəki kovalent bağların nisbətinin artması, ionlara parçalanma gücünü artırır. Eyni tipli anionları olan müəyyən bir kationun birləşmələr seriyasında, anionların polarizasiyasının artması ilə məhlullarda ayrılma dərəcəsi azalır. Məsələn, PbCl 2 - PbBr 2 - PN 2 qurğuşun halidləri seriyasında halojen anionlarının radiusu artır, qütbləşmə qabiliyyəti artır və ionlara parçalanması azalır, bu da həll olunma qabiliyyətinin azalmasında özünü göstərir.
Eyni anionlu və kifayət qədər böyük kationlu duzların xüsusiyyətlərini müqayisə edərkən, kationların polarizasiyası nəzərə alınmalıdır. Məsələn, Hg 2+ ionunun radiusu Ca 2+ ionunun radiusundan böyükdür, buna görə Hg 2+ Ca 2+ -dan daha güclü qütbləşir. Nəticədə CaCl 2 güclü bir elektrolitdir, yəni. həllində tamamilə ayrılır və HgCl 2 - zəif elektrolitlə, yəni. həll yollarında praktiki olaraq ayrılmaz.
Bir molekuldakı ionların qütbləşməsi atomlara və ya molekullara parçalanarkən gücünü azaldır. Məsələn, CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 seriyasında, halid ionlarının radiusu artır, onların Ca 2+ ionu ilə qütbləşməsi artır, buna görə də kalsiuma və halojene termal ayrılma temperaturu azalır: CaHa1 2 = Ca + Na1 2.
Bir ion asanlıqla qütbləşirsə, onu həyəcanlandırmaq üçün görünən işığın kvantlarının udulmasına uyğun gələn kiçik bir enerji tələb olunur. Bu cür birləşmələrin məhlullarının rənginin səbəbi budur. Qütbləşmə qabiliyyətinin artması rəng artımına səbəb olur, məsələn, NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 seriyalarında (anyonun qütbləşmə qabiliyyətinin artması) və ya KC1 - CuCl 2 seriyalarında (kationun polarizasiya qabiliyyətinin artması).
Kovalent qütb və ion bağları arasındakı sərhəd olduqca ixtiyari olur. Qaz halında olan molekullar üçün, elektronegativlik fərqi ilə olduğuna inanılır AH> 2.5 bağ ionikdir. Qütb həlledicilərinin həllində, həm də kristal vəziyyətində, kristal qəfəsin yerlərində olan həlledici molekulları və qonşu hissəciklər müvafiq olaraq güclü təsir göstərir. Buna görə də, bağın ion təbiəti, elektrotexnikada daha kiçik bir fərqlə özünü göstərir. Praktikada, məhlullarda və kristallarda tipik metallarla qeyri-metallar arasındakı əlaqənin ionik olduğunu güman edə bilərik.
Mənfi yükün mərkəzi pozitivin mərkəzi ilə üst -üstə düşmürsə, molekul qütbdür. Belə bir molekul bir dipoldur: kosmosda böyüklüyünə bərabər və yük işarəsi ilə ziddiyyət təşkil edən iki ayrıdır.
Bir dipol ümumiyyətlə oxun dipolun müsbət ucundan mənfi ucuna işarə etdiyi bir simvolla ifadə olunur. Molekulun yükün böyüklüyünə bərabər olan yüklərin mərkəzləri arasındakı məsafəyə bərabər olan bir dipol anı var:
Molekulların dipol anları ölçülə bilər; tapılan bəzi dəyərlər cədvəldə verilmişdir. 1.2. Dipol anlarının dəyərləri müxtəlif molekulların nisbi polaritesinin ölçüsü kimi xidmət edir.
Cədvəl 1.2 (tarama bax) Dipol anları
Şübhəsiz ki, bir molekul qütbdür, yalnız içindəki bağlar qütbdürsə. Bir bağın polaritesini nəzərdən keçirəcəyik, çünki bir molekulun polaritesini fərdi bağların polaritelerinin cəmi olaraq düşünmək olar.
Dipol anı sıfıra bərabər olan molekullar, yəni qütblü deyillər. Verilmiş molekullardan hər hansı birində iki eyni atomun, əlbəttə ki, eyni elektroneqativliyi və eyni dərəcədə öz elektronları vardır; yük sıfırdır və buna görə də dipol anı da sıfırdır.
Tip molekulunun böyük bir dipol anı var Hidrogen flüorid molekulu kiçik olsa da, elektronegativ flüor elektronları çox cəlb edir; məsafə kiçik olsa da, yük böyükdür və buna görə də dipol momenti də böyükdür.
Metan və karbon tetrakloridin sıfır dipol momenti var. Fərdi bağlar, ən azından karbon tetrakloriddə, qütblüdür: lakin tetrahedral tənzimlənmənin simmetriyasına görə bir -birlərini ləğv edirlər (Şəkil 1.9). Metil xloriddə karbon -xlor bağının polaritesi kompensasiya edilmir və metil xloridin dipol momenti belədir, molekulların polaritesi tək bağların polaritesindən deyil, həm də istiqamətlərindən, yəni formasından asılıdır. molekulun.
Ammonyakın dipol anı bərabərdir Şəkildə göstərilən istiqamətə malik olan fərdi bağların üç anının ümumi dipol momenti (vektor cəmi) olaraq qəbul edilə bilər.
Pirinç. 1.9. Bəzi molekulların dipol momentləri. Bağların və molekulların polaritesi.
Eynilə, suyun dipol anı bərabər hesab edilə bilər
Ammonyak kimi piramidal quruluşa malik olan azot triflorid üçün hansı dipol momentini gözləmək lazımdır? Flor ən elektronegativ elementdir və əlbəttə ki, elektronları azotdan çox uzaqlaşdırır; buna görə də azot -flor bağları güclü qütblü olmalı və vektor cəmləri böyük olmalıdır - çox qütblü olmayan β bağları olan ammonyakdan çoxdur.
Təcrübə nə verir? Azot trifloridin dipol momenti yalnız ammonyakın dipol momentindən xeyli azdır.
Bu faktı necə izah etmək olar? Yuxarıdakı müzakirə tək elektron cütünü nəzərə almadı. B (bu cütlükdə olduğu kimi -orbital və dipol anına töhfəsi azot - flor bağlarının ümumi anı ilə müqayisədə əks istiqamətdə olmalıdır (Şəkil 1.10); əks işarənin bu anları, əlbəttə ki, təxminən Eyni dəyər və nəticədə istiqaməti bilinməyən kiçik bir dipol anı müşahidə olunur. Ammonyakda, ehtimal ki, dipol momenti əsasən bu sərbəst elektron cütü tərəfindən müəyyən edilir və bağlama momentlərinin cəmi artır. Əlbəttə ki, mövcud olduqları digər molekullar.
Dipol anlarının dəyərlərindən molekulların quruluşu haqqında dəyərli məlumatlar əldə edilə bilər. Məsələn, qütb molekuluna gedən karbon tetrakloridin hər hansı bir quruluşunu istisna edə bilərsiniz, ancaq "dipol momentinin böyüklüyünə əsaslanaraq.
Pirinç. 1.10. Bəzi molekulların dipol momentləri. Tək elektron cütlüyünün töhfəsi. Yalnız elektron cütünə bağlı olan dipol momenti, bağ anlarının ümumi vektorunun istiqaməti ilə əks istiqamətdədir.
Beləliklə, dipol anı karbon tetrakloridin tetrahedral quruluşunu təsdiq edir (baxmayaraq ki, qeyri-qütblü bir molekul da verəcək başqa strukturlar mümkün olduğundan).
Tapşırıq 1.4. Aşağıdakı iki mümkün quruluşdan hansının sıfır dipol momenti olmalıdır? a) Karbon meydanın mərkəzində, künclərində xlor atomları, b) Karbon tetraedral piramidanın yuxarı hissəsində, xlor atomları isə əsasın künclərində yerləşir.
Tapşırıq 1.5. Karbon - oksigen və bor - flor bağları qütblü olmalı olsa da, birləşmələrin dipol momenti sıfırdır. Hər bir birləşmə üçün sıfır dipol anı ilə nəticələnəcək atomların tənzimlənməsini təklif edin.
Əksər birləşmələr üçün dipol momenti heç vaxt ölçülməmişdir. Bu birləşmələrin polaritesini onların quruluşundan proqnozlaşdırmaq olar. Bağların polaritesi atomların elektroneqativliyi ilə müəyyən edilir; Bağlar arasındakı açılar bilinirsə, eşlənməmiş elektron cütləri də nəzərə alınmaqla molekulun polaritesi təyin edilə bilər.
Elementlərin atomlarının elektronegativliyi. Nisbi elektronegativlik. Dövri Cədvəlin dövrləri və qruplarında dəyişiklik. Kimyəvi bir bağın polaritesi, molekulların və ionların polaritesi.
Elektronegativlik (EO), bir atomun elektron cütlərini özünə tərəf köçürmə qabiliyyətidir.
E.o. arifmetik olaraq ½ ionlaşma enerjisinin cəminə və E elektronuna oxşarlıq enerjisinə bərabər olan enerjidir.
E.O. = ½ (I + E)
Nisbi elektronegativlik. (OEE)
Ən güclü e.o elementi olaraq flora, qalan elementlərin nəzərdən keçirildiyi nisbətdə 4.00 dəyər verilir.
Dövri Cədvəlin dövrlərində və qruplarında dəyişikliklər.
Dövrlərin içərisində, nüvə yükünün soldan sağa artması ilə elektronegativlik artır.
Ən az dəyəri qələvi və qələvi torpaq metallarında müşahidə olunur.
Ən böyük- halogenlər üçün.
Elektronegativlik nə qədər yüksək olsa, elementlərin qeyri-metal xüsusiyyətləri daha güclüdür.
Elektronegativlik (χ) əsasdır kimyəvi xüsusiyyət atom, bir molekuldakı bir atomun ümumi elektron cütlərini özünə doğru yerdəyişmə qabiliyyətinin kəmiyyət xüsusiyyətidir.
Atomların elektroneqativliyi ilə bağlı müasir anlayışı Amerikalı kimyaçı L. Pauling təqdim etmişdir. L. Pauling, heteroatom bağının enerjisinin A-B (A, B) hər hansı bir simvol olduğunu izah etmək üçün elektrotexniki anlayışından istifadə etdi. kimyəvi elementlər) ümumiyyətlə homoatomiklərin həndəsi ortalamasından daha böyükdür bağlantılar A-A və B-B.
EO -nun ən yüksək dəyəri flüor, ən aşağı isə seziumdur.
Elektronegativliyin nəzəri tərifi Amerikalı fizik R. Mulliken tərəfindən irəli sürülmüşdür. R.Mulliken, bir molekuldakı bir atomun elektron yükü özünə cəlb etmək qabiliyyətinin bir atomun ionlaşma enerjisindən və bir elektronla yaxınlığından asılı olduğuna dair açıq bir təklifdən irəli gələrək, A atomunun elektromeqativliyi anlayışını təqdim etdi. valentlik vəziyyətlərinin ionlaşması zamanı xarici elektronların bağlanma enerjisinin orta dəyəri (məsələn, A -dan A +-ya qədər) və bu əsasda bir atomun elektronegativliyi üçün çox sadə bir əlaqə təklif etdi:
burada J1A və εA atomun ionlaşma enerjisidir və onun elektron yaxınlığıdır.
Bir sözlə, bir elementə daimi elektroneqativlik aid edilə bilməz. Bir atomun elektrotexnikliyi bir çox amillərdən, xüsusən də atomun valentlik vəziyyətindən, formal oksidləşmə vəziyyətindən, koordinasiya sayından, molekulyar sistemdəki atomun mühitini təşkil edən ligandların təbiətindən və digərlərindən asılıdır. digərləri Son zamanlarda, orbital elektronegativlik deyilən bir istiqrazın meydana gəlməsində iştirak edən atom orbitalının növündən və elektron populyasiyasından, yəni atom orbitalının tək bir elektronla tutulub-tutulmamasından asılı olaraq, elektroneqativliyi xarakterizə etmək üçün getdikcə daha çox istifadə olunur. cüt, bir dəfə boşalan bir elektronla doldurulur və ya boşdur. Elektronegativliyin təfsirində və tərifində məlum çətinliklərə baxmayaraq, bağlanma enerjisi, elektron yükünün paylanması və dərəcəsi də daxil olmaqla, molekulyar sistemdəki bağların təbiətinin keyfiyyətli təsviri və proqnozu üçün həmişə zəruri olaraq qalır. ioniklik, qüvvə sabitliyi və s. cari yanaşma Sanderson yanaşmasıdır. Bu yanaşma, atomlar arasında kimyəvi bir bağın meydana gəlməsi zamanı elektronegativliklərini uyğunlaşdırmaq fikrinə əsaslanır. Çoxsaylı tədqiqatlarda, Sandersonun elektron mənfi cəhətləri ilə dövri cədvəl elementlərinin böyük əksəriyyətinin qeyri -üzvi birləşmələrinin ən əhəmiyyətli fiziki -kimyəvi xüsusiyyətləri arasında əlaqələr tapılmışdır. Sanderson metodunun, molekulun atomları arasında üzvi birləşmələr üçün yenidən bölüşdürülməsinə əsaslanan modifikasiyasının çox məhsuldar olduğu ortaya çıxdı.
2) Kimyəvi bağın polaritesi, molekulların və ionların polaritesi.
Sinopta və dərslikdə olan şey-Qütblilik bir dipol anı ilə əlaqədardır.O, ümumi bir elektron cütünün atomlardan birinə yerdəyişməsi nəticəsində özünü göstərir. EO dəyəri nə qədər yüksəkdirsə. iki atom, daha çox qütblü kimyəvi bağdır. Kimyəvi bir bağın əmələ gəlməsi zamanı elektron sıxlığının yenidən paylanmasının necə baş verməsindən asılı olaraq, bir neçə növü vardır. atom digərinə.
Bu vəziyyətdə iki ion əmələ gəlir, aralarında bir ion bağ yaranır İki atomun ion bağ yarada bilməsi üçün onların e.o. çox fərqli. e.o. bərabərdir, sonra polar olmayan bir kovalent bağ yaranır.Əksər hallarda qütblü kovalent bir əlaqə tapılır - fərqli e.o. dəyərləri olan hər hansı bir atom arasında əmələ gəlir.
Atomların təsirli yükləri, bir bağın polaritesinin kəmiyyət qiymətləndirilməsi olaraq xidmət edə bilər. Daha çox elektronegativ elementin atomu elektronları daha güclü cəlb edir, buna görə də elektronlar ona daha yaxındır və təsirli adlandırılan bəzi mənfi yük alır və ortağı eyni müsbət təsirli yükə malikdir. atomlar eyni dərəcədə onlara aiddir, effektiv yüklər sıfıra bərabərdir.
İki atomlu molekullar üçün, bağın polaritesi xarakterizə edilə bilər və atomların təsirli yükləri dipol momentini ölçməklə müəyyən edilə bilər M = q * r burada q, dipol qütbünün yükü, bir atomlu molekul üçün təsirli yükə bərabərdir. , r nüvəarası məsafədir Bağın dipol momenti vektor kəmiyyətidir. Molekulun pozitiv yüklənmiş hissəsindən mənfi hissəsinə yönəldilmişdir.Elementin atomundakı təsirli yük oksidləşmə vəziyyəti ilə üst -üstə düşmür.
Molekulların polaritesi əsasən maddələrin xüsusiyyətlərini müəyyən edir. Qütb molekulları bir -birinə əks yüklü qütblərlə çevrilir və aralarında qarşılıqlı cazibə yaranır. Bu səbəbdən qütb molekullarının əmələ gətirdiyi maddələr, molekulları qütblü olmayan maddələrə nisbətən daha yüksək ərimə və qaynama nöqtələrinə malikdir.
Qütb molekulları olan mayelər daha yüksək ərimə gücünə malikdir. Üstəlik, həlledici molekulların polaritesi nə qədər çox olarsa, içindəki qütb və ya ion birləşmələrinin çözünürlüyü də bir o qədər yüksək olar. Bu asılılıq, həlledicinin qütb molekullarının dipol-dipol və ya ion-dipolun həll olunan maddə ilə qarşılıqlı təsiri nəticəsində həlledicinin ionlara parçalanmasına kömək etməsi ilə izah olunur. Məsələn, molekulları qütb olan suda hidrogen xlorid məhlulu elektrik cərəyanını yaxşı keçirir. Hidrojen xloridin benzoldakı bir həllinin elektrik keçiriciliyi nəzərə çarpmır. Bu, benzol molekullarının qütblü olmadığı üçün benzol məhlulunda hidrogen xlorid ionlaşmasının olmadığını göstərir.
İonlar, bir elektrik sahəsi kimi, bir -birinə qütbləşmə təsiri göstərir. İki ion qovuşanda qarşılıqlı qütbləşmə baş verir, yəni. xarici təbəqələrin elektronlarının nüvələrə nisbətən yerdəyişməsi. İonların qarşılıqlı qütbləşməsi nüvə və ionun yüklərindən, ionun radiusundan və digər faktorlardan asılıdır.
Eo qrupları daxilində azalır.
Elementlərin metal xüsusiyyətləri artır.
Xarici enerji səviyyəsindəki metal elementlər 1,2,3 elektron ehtiva edir və aşağı ionlaşma potensialı ilə xarakterizə olunur. Çünki metallar elektronlardan imtina etməyə meyllidirlər.
Metal olmayan elementlər daha yüksək ionlaşma enerjisinə malikdir.
Xarici qabıq dolduqca, dövrlər ərzində qeyri-metalların atom radiusu azalır. Xarici qabıqdakı elektronların sayı 4,5,6,7,8 -dir.
Kimyəvi bağın polaritesi. Molekulların və ionların polaritesi.
Kimyəvi bağın polaritesi, bir elektron cütün bağlarının atomlardan birinə doğru yerdəyişməsi ilə müəyyən edilir.
Kimyəvi bağ, valent orbitallarının elektronlarının yenidən bölüşdürülməsi nəticəsində yaranır, bunun nəticəsində ionların əmələ gəlməsi və ya ümumi elektron cütlərinin meydana gəlməsi səbəbindən nəcib bir qazın sabit bir elektron konfiqurasiyası yaranır.
Kimyəvi bağ enerji və uzunluqla xarakterizə olunur.
Bağ gücünün ölçüsü, bağı qırmaq üçün sərf olunan enerjidir.
Misal üçün. H - H = 435 kJmol -1
Atom elementlərinin elektrotexnikliyi
Elektronegativlik, bir atomun kimyəvi xüsusiyyətidir, bir molekuldakı bir atomun digər elementlərin atomlarından özünə elektron cəlb etmə qabiliyyətinin kəmiyyət xüsusiyyətidir.
Nisbi elektronegativlik
Nisbi elektroneqativliyin ilk və ən məşhur miqyası, termokimyəvi məlumatlardan əldə edilən və 1932 -ci ildə təklif olunan L. Pauling miqyasıdır. Ən çox elektronqat olan florun (F) = 4.0 elektronegativlik dəyəri özbaşına olaraq bu miqyasda başlanğıc nöqtəsi olaraq alınır. .
VIII qrupun elementləri dövri sistem(nəcib qazlar) sıfır elektroneqativliyə malikdir;
Metallarla qeyri-metallar arasındakı şərti sərhəd, nisbi elektronegativliyin 2-yə bərabər olan dəyəridir.
Dövri cədvəl elementlərinin elektrotexnikliyi, bir qayda olaraq, hər dövrdə soldan sağa ardıcıl olaraq artır. Hər qrup daxilində, bir neçə istisna olmaqla, elektronegativlik yuxarıdan aşağıya doğru tədricən azalır. Kimyəvi bir bağı xarakterizə etmək üçün elektronegativliklərdən istifadə etmək olar.
Atomların elektromeqativliyində daha az fərq olan istiqrazlara polar kovalent bağlar deyilir. Kimyəvi bir bağ meydana gətirən atomların elektronegativliyi arasındakı fərq nə qədər kiçik olsa, bu bağın ionluq dərəcəsi o qədər aşağı olar. Atomların elektron xüsusiyyətlərindəki sıfır fərq, onların yaratdığı bağda ion xarakterinin olmadığını, yəni güclü kovalentliyini göstərir.
Kimyəvi bağ polaritesi, molekul və ion polaritesi
Kimyəvi bağların polaritesi, kimyəvi bir bağın xüsusiyyətidir, bu sıxlığı neytral atomlarda bu sıxlığı ilkin paylanması ilə müqayisədə nüvələrin yaxınlığında kosmosda elektron sıxlığının yenidən paylanmasını göstərir.
İki atomlu homonükleer molekullardakı bağlar istisna olmaqla demək olar ki, bütün kimyəvi bağlar bu və ya digər dərəcədə qütblüdür. Adətən kovalent bağlar zəif qütblüdür, ion bağları yüksək qütblüdür.
Misal üçün:
kovalent qeyri-polar: Cl2, O2, N2, H2, Br2
kovalent qütb: H2O, SO2, HCl, NH3 və s.
Qütblük.
Atomların nüvələri arasındakı ümumi elektron cütlüyünün (elektron sıxlığı) yerindən asılı olaraq, qütblü olmayan və qütblü bağlar fərqlənir.
Qütb olmayan bir bağ, eyni elektronegativliyə malik elementlərin atomları tərəfindən əmələ gəlir. Elektron sıxlığı atomların nüvələrinə görə simmetrik olaraq paylanır.
Fərqli elektronegativliyə malik atomlar arasındakı əlaqəyə qütb deyilir. Ümumi elektron cütü daha çox elektronegativ elementə meyllidir. Müsbət (b +) və mənfi (b -) yüklərin ağırlıq mərkəzləri üst -üstə düşmür. Bağı yaradan elementlərin elektrotexniki fərqi nə qədər çox olarsa, bağın polaritesi də o qədər yüksək olar. Elektronegativlik fərqi 1.9 -dan az olduqda, istiqraz hesab olunur qütb kovalent.
İki atomlu bir molekul üçün molekulun polaritesi bağın polaritesi ilə üst -üstə düşür. Poliatomik molekullarda molekulun ümumi dipol momenti, bütün bağlarının momentlərinin vektor cəminə bərabərdir. Dipol vektoru + -dan -ə doğru yönəldilmişdir
Misal 3. Valensiya bağları metodundan istifadə edərək, qalay (II) xlorid və qalay (IV) xlorid molekullarının polaritesini təyin edin.
50 Sn p elementlərinə aiddir.
Valensiya elektronları 5s 2 5p 2. Normal vəziyyətdə kvant hüceyrələri üzərində elektronların paylanması:
| |
| |
| |
Kalay (IV) xlorid -SnCl 4, qalay (II) xlorid - SnCl 2 kimyəvi formulları
Molekulların həndəsi formasını qurmaq üçün, maksimum üst -üstə düşməsini nəzərə alaraq, eşlənməmiş valentlik elektronlarının orbitallarını təsvir edəcəyik.
Pirinç. 4. SnCl 2 və SnCl 4 molekullarının həndəsi forması
Sn -nin elektronegativliyi 1.8 -dir. Cl - 3.0. Sn - Cl əlaqəsi, qütblü, kovalentdir. Qütb bağlarının dipol anlarının vektorlarını təmsil edək.
SnCl 2 və SnCl 4 molekullarında
SnCl 2 - qütb molekulu
SnCl 4, polar olmayan bir molekuldur.
Maddələr, temperaturdan və təzyiqdən asılı olaraq, qazlı, maye və bərk birləşmə halında ola bilər.
Qaz halında maddələr fərdi molekullar şəklindədir.
Molekulların molekullararası van der Waals qüvvələri və ya hidrogen bağları ilə bağlandığı aqreqatlar şəklində maye vəziyyətdədir. Üstəlik, molekullar nə qədər qütblü olsa, bağ daha güclü olar və nəticədə mayenin qaynama nöqtəsi daha yüksək olar.
Qatı maddələrdə struktur hissəciklər həm molekullararası, həm də molekullararası bağlarla bağlanır. Təsnif edin: ion, metal, atom (kovalent), molekulyar kristallar və qarışıq bağları olan kristallar.
Nəzarət Vəzifələri
73. Niyə xlor və kalium elementləri aktivdir və arqonun elementi aktiv deyil?
74. Valensiya bağları metodundan istifadə edərək su molekulunun (Н 2 О) niyə qütb, metan molekulunun (СН 4) isə qütblü olmadığını izah edin?
75. Karbonmonoksit (II) maddəsi aktiv bir maddədir və karbonmonoksit (IV) aşağı aktiv maddə kimi təsnif edilir. Valensiya bağ metodundan istifadə edərək izah edin.
76. Azot və oksigen molekullarının gücü necə dəyişir. Valensiya bağ metodundan istifadə edərək izah edin.
77. Sodyum xlorid (NaCl) kristalının xüsusiyyətləri natrium (Na) kristalının xüsusiyyətlərindən niyə fərqlənir? Bu kristallarda hansı əlaqə var?
78. Valensiya bağları metodundan istifadə edərək alüminium xlorid və hidrogen sulfidin molekullarının polaritesini təyin edin.
79. Rubidioksid hansı hidroksidlərə aiddir? Valensiya bağ metodundan istifadə edərək izah edin.
80. Maye hidrogen flüoridin qaynama nöqtəsi 19.5 0 С və maye hidrogen xloriddir (- 84.0 0 С). Qaynama nöqtələrində niyə bu qədər böyük fərq var?
81. Valent bağları metodundan istifadə edərək karbon tetrakloridin (CCl4) niyə qütblü olmadığını və xloroformun (CHCl3) qütblü bir maddə olduğunu izah edin?
82. CH 4 - SnH 4 molekullarında bağların gücü necə dəyişir? Valent birləşmələri metodundan istifadə edərək izah edin.
83. Hansı mümkün birləşmələr elementləri əmələ gətirir: qurğuşun və brom? Bu bağların polaritesini təyin edin.
84. Valentli bağ metodundan istifadə edərək azot molekullarının və azot (III) bromidin polaritesini təyin edin.
85. Suyun qaynama nöqtəsi 100 0 С, hidrogen sulfid (60.7 0 С) dir. Qaynama nöqtələrində niyə bu qədər böyük fərq var?
86. Hansı birləşmədə qalın bromidin və ya karbon bromidin daha güclü bağlandığını müəyyənləşdirin? Bu birləşmələrin polaritesini təyin edin.
87. Valentli bağ metodundan istifadə edərək, galyum iyodid və bizmut iyodid molekullarının polaritesini təyin edin.
88. Kimyəvi bağ nəzəriyyəsindən istifadə edərək ksenonun nəcib (aşağı aktiv) elementlərə aid olduğunu izah edin.
89. Birləşmələrdə hibridləşmə növünü (sp, sp 2, sp 3) göstərin: BeCl 2, SiCl 4. Molekulların həndəsi formalarını çəkin.
90. Molekullardakı bağların məkan düzülüşünü çəkin: bor hidrid və fosfor (III) hidrid. Molekulların polaritesini təyin edin.
Fənn üzrə nəzarət tapşırıqları üçün metodik göstərişlər " Kimya»Kimya olmayan ixtisaslar üzrə qiyabi kursların tələbələri üçün. 1 -ci hissə.
Tərtib edən: dosent, f.ü.f.d. Obuxov V.M.
köməkçi Kostareva E.V.
Yazı kağızı çap etmək üçün imzalanmışdır 1 nömrəli
Sifariş nömrəsi. ed l.
Format 60/90/1/16. CONV. çap l.
RISO GR 3750 -də çap edilmişdir
Neft və Qaz Universiteti Nəşriyyatı
Dövlət Təhsil müəssisəsi peşəkar Ali təhsil
"Tümen Dövlət Neft və Qaz Universiteti"
Neft və Qaz Universiteti Nəşriyyatının Əməliyyat Çap şöbəsi
625000, g. Tümen, st. Volodarski, 38
