U kojem molekulu je polaritet veze veći. Elektronegativnost. Relativna elektronegativnost. Polaritet kemijske veze, polaritet molekula i iona. Određivanje polariteta komunikacije
Postoje dvije vrste kovalentnih veza: nepolarni i polarni... U slučaju nepolarne kovalentne veze, elektronski oblak formiran zajedničkim parom elektrona ili oblak elektronske veze raspoređen je u prostoru simetrično u odnosu na oba atoma. Primjer su dvoatomske molekule koje se sastoje od atoma jednog elementa: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 i drugih, u kojima par elektrona podjednako pripada oba atoma. U slučaju polarne kovalentne veze, elektronski oblak veze je pomaknut prema atomu s većom relativnom elektronegativnošću. Primjer su molekule hlapljivih anorganskih spojeva: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 i drugi.
Relativna elektronegativnost atoma
Električni centri pozitivnog i negativnog naboja u molekuli se ne podudaraju u jednoj točki, već se nalaze na određenoj udaljenosti ℓ.
Polarna molekula s konstantnim električnim dipolnim momentom
Molekula s općom neutralnošću je električni dipol s nabojem q - - na atomu klora i q + - na atomu vodika. Takve veze i molekule nazivaju se polar... Naboji atoma u molekuli q nazivaju se efektivne optužbe(u molekuli HCl q cl = -0,18; i q n = +0,18 apsolutnog naboja elektrona, stupanj ionskosti veze
Mjera polariteta veze i molekula je električni moment dipola(μ - "mu") određuje proizvod
μ = qℓ, Kl ∙ m ili μ = qℓ / 3,33 ∙ 10 -30, D
gdje je q efektivni naboj; ℓ je dužina dipola. Jedinica električnog momenta dipola (SI sistem) izražava se kao 3,33 ∙ 10 -30 C ∙ m (kulon -metar) = 1D (D -Debaj).
Električni moment dipola je vektorska veličina. Njegov smjer se konvencionalno uzima sa pozitivnog naboja na negativan - prema pomicanju veznog elektronskog oblaka. Što je veća razlika u elektronegativnostima elemenata u polarnim molekulama, to je veći električni moment dipola.
Za poliatomske molekule treba razlikovati koncepte dipolnih momenata pojedinačnih veza i molekule u cjelini. Budući da se u prisutnosti nekoliko veza u molekuli njihovi dipolni momenti zbrajaju prema pravilu paralelograma, tada se ovisno o obliku molekule, određenom smjerom veza, rezultirajući dipolni moment razlikuje od dipolnih momenata pojedinačnih veze i u konkretnom slučaju (za visoko simetrične molekule) mogu biti nule, uprkos značajnom polaritetu pojedinačnih veza. Na primjer, linearna molekula CO 2 je nepolarna (μ = 0), iako svaka veza C = O ima značajan dipolni moment (μ = 2,7 D).
2,7 D 2,7 d
Molekule koje sadrže nepolarnu kovalentnu vezu nazivaju se nepolarno ili homeopolarni... U takvim molekulama vezni elektronski oblak raspoređen je simetrično između jezgara oba atoma, a jezgre na njega jednako djeluju. Primjer su molekule jednostavnih tvari, koje se sastoje od atoma jednog elementa: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 i drugi. Električni dipolni moment takvih molekula je nula.
Sposobnost molekula (i pojedinačnih veza) da polariziraju pod utjecajem vanjskog električnog polja naziva se polarizabilnost. To se može dogoditi i pod utjecajem polja koje stvara približavajući se polarni molekul. Stoga je polarizabilnost od velike važnosti u kemijskim reakcijama.
Uvijek je važno uzeti u obzir polaritet molekula i njegov električni dipolni moment. Ovo posljednje povezano je s reaktivnošću tvari. U pravilu, što je veći električni moment dipola molekule, veća je reaktivnost tvari. Topljivost tvari također je povezana s električnim momentom dipola. Polarni molekuli tekućina pogoduju električnoj disocijaciji elektrolita otopljenih u njima po principu "slično se rastvara u sličnom".
U homonuklearnim molekulama (H 2, F 2 itd.), Elektronski par koji tvori vezu podjednako pripada svakom atomu, pa se centri pozitivnog i negativnog naboja u molekuli podudaraju. Takvi molekuli su nepolarni.
Međutim, u heteronuklearnim molekulima doprinos spajanju valnih funkcija različitih atoma nije isti. Višak gustoće elektrona pojavljuje se u blizini jednog od atoma, dakle, višak negativnog naboja, a blizu drugog, pozitivnog. U ovom slučaju govore o pomicanju elektronskog para s jednog atoma na drugi, ali to ne treba shvatiti doslovno, već samo kao povećanje vjerojatnosti pronalaska elektronskog para u blizini jedne od jezgri molekule.
Kako bi se odredio smjer takvog pomaka i polu-kvantitativna procjena njegove veličine, uveden je koncept elektronegativnosti.
Postoji nekoliko skala elektronegativnosti. Međutim, elementi su poredani u nizu u smislu elektronegativnosti istim redoslijedom, pa su razlike beznačajne, a ljestvice elektronegativnosti prilično su usporedive.
Elektronegativnost R. Mullikena je pola zbira energije ionizacije i afiniteta prema elektronu (vidi odjeljak 2.10.3):
Valentni elektronski par je pomaknut na elektronegativniji atom.
Prikladnije je koristiti ne apsolutne vrijednosti elektronegativnosti, već relativne. Elektronegativnost litijuma 3 Li uzima se kao jedinica. Relativna elektronegativnost bilo kojeg elementa A jednaka je:
Teški alkalni metali imaju najmanju elektronegativnost (X Fr = 0,7). Najelektronegativniji element je fluor (X F = 4,0). Po periodima postoji opća tendencija povećanja elektronegativnosti, a po podgrupama - njezino smanjenje (Tablica 3.4).
U praktičnoj upotrebi podataka u ovoj tablici (kao i podataka drugih skala elektronegativnosti) treba imati na umu da se u molekulama koje se sastoje od tri ili više atoma vrijednost elektronegativnosti može značajno promijeniti pod utjecajem susjednih atomi. Strogo govoreći, konstantna elektronegativnost se uopće ne može pripisati elementu. Zavisi od valentnog stanja elementa, vrste spoja itd. Ipak, ovaj koncept je koristan za kvalitativno objašnjenje svojstava kemijskih veza i spojeva.
Tabela 3.4
Paulingova elektronegativnost s- i p-elemenata
|
Period |
Grupa |
||||||
Polaritet veze određen je pomakom valentnog elektronskog para u dvoatomnim molekulama i kvantitativno je karakteriziran dipolni trenutak, ili električni moment dipola, molekule. Jednako je umnošku udaljenosti između jezgara G u molekuli i efektivni naboj 5 koji odgovara ovoj udaljenosti:
Ukoliko G smatra se vektorom usmjerenim od pozitivnog prema negativnom naboju, dipolni moment je također vektor i ima isti smjer. Mjerna jedinica dipolnog momenta je D -debye (1D = 3,33 10 -30 C m).
Dipolni moment složene molekule definira se kao vektorska suma dipolnih momenata svih veza. Stoga, ako je molekul AB I simetričan u odnosu na liniju svake veze, ukupni dipolni moment takve molekule, unatoč polarnoj
nost veze A-B, je jednako nuli: D = ^ D; = 0. Primjeri su slučajevi
prethodno razmatrane simetrične molekule, čije su veze formirane hibridnim orbitalama: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 itd.
Molekuli u kojima su veze formirane nehibridnim orbitalama ili hibridnim orbitalama uz učešće usamljenih parova elektrona asimetrične su u odnosu na linije veze. Dipolni momenti takvih molekula nisu jednaki nuli. Primjeri takvih polarnih molekula: H 2 S, NH 3, H 2 0 itd. Na sl. 3.18 prikazuje grafičko tumačenje zbrajanja vektora polarne veze u simetričnoj molekuli BeF 2 (fl) i asimetričnoj molekuli H 2 S (b).
Pirinač. 3.18. Dipolni momenti (a) BeF 2 i (b) H 2 S molekula
Kao što je već napomenuto, što je veća razlika između elektronegativnosti atoma koji tvore vezu, to je par valentnih elektrona više pomaknut, veza je polarnija i, prema tome, veći je efektivni naboj b, što je ilustrirano u tablici. 3.5.
Tabela 3.5
Promene u prirodi veze u nizu jedinjenja elemenata perioda II sa fluorom
U polarnoj vezi mogu se konvencionalno razlikovati dvije komponente: ionska, zbog elektrostatičkog privlačenja, i kovalentna, zbog preklapanja orbitala. Kako se razlika elektronegativnosti povećava OH par valentnih elektrona se sve više pomakne prema atomu fluora, koji dobiva sve negativniji efektivni naboj. Doprinos ionske komponente vezi raste, a udio kovalentne komponente opada. Kvantitativne promjene prelaze u kvalitativne: u molekuli UF elektronski par gotovo u potpunosti pripada fluoru, a njegov efektivni naboj približava se jedinici, tj. do elektronskog naboja. Možemo pretpostaviti da su nastala dva iona: Li + kation i anion F ~, a veza je posljedica samo njihovog elektrostatičkog privlačenja (kovalentna komponenta se može zanemariti). Ova veza se naziva jonski. Može se posmatrati kao ekstremni slučaj kovalentne polarne veze.
Elektrostatičko polje nema željene pravce. Zbog toga jonska veza za razliku od kovalentnih usmerenost nije posebna. Jon stupa u interakciju s bilo kojim brojem iona suprotnog naboja. To je zbog drugog karakterističnog svojstva jonske veze - nedostatak zasićenja.
Za ionske molekule može se izračunati energija vezanja. Ako ione smatramo nedeformabilnim kuglicama s nabojima ± e, zatim sila privlačenja među njima ovisno o udaljenosti između središta iona G može se izraziti Coulombovom jednačinom:
Energija privlačenja određena je omjerom 
Prilikom približavanja pojavljuje se odbojna sila zbog interakcije elektronskih ljuski. Obrnuto je proporcionalno udaljenosti do stepena NS:
gdje V- neka konstanta. Eksponent NS mnogo više od jedinstva i za različite konfiguracije iona leži u rasponu od 5 do 12. Uzimajući u obzir da je sila derivat energije s obzirom na udaljenost, iz jednadžbe (3.6) dobivamo:
S promjenom G promjena F np i F qtt. Na određenoj udaljenosti r 0 te su sile izjednačene, što odgovara minimumu rezultirajuće energije interakcije U Q. Nakon transformacija možete dobiti
Ova jednačina je poznata kao Bornova jednačina.
Minimum na krivulji zavisnosti U = f (r) ravnotežna udaljenost r 0 i energija U Q. To je energija vezanja između iona. Čak NS je nepoznata, tada možemo procijeniti vrijednost energije vezanja, uzimajući 1 /NS jednako nuli:
U tom slučaju greška neće prelaziti 20%.
Za ione sa naelektrisanjem z l i z 2 jednadžbe (3.7) i (3.8) imaju oblik:
Budući da je u molekulima ovog tipa postojanje veze koja se približava čisto jonskoj problematično, posljednje jednadžbe treba smatrati vrlo grubom aproksimacijom.
U isto vrijeme, problemima polariteta i ionske veze može se pristupiti sa suprotne pozicije - sa stanovišta polarizacije iona. Pretpostavlja se da postoji potpuni prijenos elektrona, a molekula se sastoji od izoliranih iona. Tada se elektronski oblaci istiskuju pod djelovanjem električnog polja koje stvaraju ioni - polarizacija joni.
Polarizacija je dvostruki proces koji se kombinira polarizirajuće djelovanje iona iz njihovih polarizabilnost. Polarizabilnost je sposobnost elektronskog oblaka jona, molekula ili atoma da se deformira pod utjecajem elektrostatičkog polja drugog iona. Jačina ovog polja određuje polarizacijski učinak iona. Iz jednadžbe (3.10) proizlazi da je polarizacijsko djelovanje iona veće, da je njegov naboj veći i radijus manji. Polumjeri katjona su u pravilu mnogo manji od polumjera aniona, pa se u praksi češće moramo baviti polarizacijom aniona pod djelovanjem kationa, a ne obrnuto. Polarizabilnost iona također ovisi o njihovom naboju i radijusu. Ioni velike veličine i naboja lakše se polariziraju. Polarizirajuće djelovanje iona svodi se na navlačenje elektronskog oblaka iona suprotnog naboja. Zbog toga se ionska veza smanjuje, tj. veza postaje polarno kovalentna. Dakle, polarizacija iona smanjuje stupanj ionsnosti veze i po svom je učinku suprotna polarizaciji veze.
Polarizacija iona u molekuli, tj. povećanje udjela kovalentnih veza u njemu, povećava snagu njegovog raspadanja u ione. U nizu jedinjenja datog katjona sa anionima istog tipa, stepen disocijacije u rastvorima opada sa povećanjem polarizacije aniona. Na primjer, u seriji halogenida olova PbCl 2 - PbBr 2 - PN 2, radijus halogenidnih aniona se povećava, povećava se njihova polarizabilnost i smanjuje se razgradnja na ione, što se odražava smanjenjem topljivosti.
Prilikom usporedbe svojstava soli s istim anionom i dovoljno velikim kationima treba uzeti u obzir polarizaciju kationa. Na primjer, radijus iona Hg 2+ veći je od radijusa iona Ca 2+, pa se Hg 2+ polarizira jače od Ca 2+. Kao rezultat toga, CaCl 2 je jak elektrolit, tj. potpuno disocira u otopini, a HgCl 2 - sa slabim elektrolitom, tj. praktički se ne disocira u otopinama.
Polarizacija iona u molekulu smanjuje njegovu snagu pri raspadanju u atome ili molekule. Na primjer, u nizu CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 povećava se radijus halogenidnih iona, povećava se njihova polarizacija ionima Ca 2+, pa se smanjuje temperatura toplinske disocijacije na kalcij i halogen: CaHa1 2 = Ca + Na1 2.
Ako je ion lako polariziran, potrebna je mala energija za njegovo pobuđivanje, što odgovara apsorpciji kvantova vidljive svjetlosti. To je razlog za boju otopina takvih spojeva. Povećanje polarizacije dovodi do povećanja boje, na primjer, u seriji NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (povećana polarizabilnost aniona) ili u seriji KC1 - CuCl 2 (povećana polarizabilnost kationa).
Granica između kovalentnih polarnih i ionskih veza prilično je proizvoljna. Za molekule u plinovitom stanju vjeruje se da s razlikom elektronegativnosti AH> 2.5 veza je jonska. U otopinama polarnih otapala, kao i u kristalnom stanju, molekuli otapala i susjedne čestice na mjestima kristalne rešetke imaju snažan učinak. Stoga se ionska priroda veze očituje pri znatno manjoj razlici u elektronegativnosti. U praksi možemo pretpostaviti da je odnos između tipičnih metala i nemetala u otopinama i kristalima ionski.
Molekula je polarna ako se centar negativnog naboja ne podudara sa centrom pozitivnog. Takva molekula je dipol: dvije jednake veličine i suprotne po znaku naboja odvojene su u prostoru.
Dipol se obično označava simbolom gdje strelica pokazuje od pozitivnog kraja dipola do negativnog kraja. Molekula ima dipolni moment, koji je jednak veličini naboja pomnoženoj s udaljenošću između središta naboja:
Mogu se mjeriti dipolni momenti molekula; neke od pronađenih vrijednosti date su u tablici. 1.2. Vrijednosti dipolnih momenata služe kao mjera relativnog polariteta različitih molekula.
Tablica 1.2 (vidi skeniranje) Dipolni momenti
Nesumnjivo je da je molekul polarni, samo ako su veze u njemu polarne. Razmotrit ćemo polaritet veze jer se polaritet molekula može smatrati zbrojem polariteta pojedinačnih veza.
Molekule kao što su dipolni moment jednak nuli, to jest, one su nepolarne. Dva identična atoma u bilo kojoj od datih molekula imaju, naravno, istu elektronegativnost i jednako vlastite elektrone; naboj je nula pa je i dipolni moment nula.
Molekula tipa ima veliki dipolni moment, iako je molekula vodikovog fluorida mala, elektronegativni fluor snažno privlači elektrone; iako je udaljenost mala, naboj je veliki, pa je i dipolni moment veliki.
Metan i ugljikov tetraklorid imaju nulte dipolne momente. Pojedinačne veze, barem u ugljikov tetrakloridu, su polarne: međutim, zbog simetrije tetraedričkog rasporeda, međusobno se poništavaju (slika 1.9). U metil kloridu, polaritet veze ugljik - klor nije kompenziran, pa je dipolni moment metil klorida takav, polaritet molekula ne ovisi samo o polaritetu pojedinačnih veza, već i o njihovom smjeru, odnosno o obliku molekula.
Dipolni moment amonijaka jednak je. Može se smatrati ukupnim dipolnim momentom (zbir vektora) tri momenta pojedinačnih veza čiji je smjer prikazan na slici.
Pirinač. 1.9. Dipolni momenti nekih molekula. Polaritet veza i molekula.
Dipolni moment vode jednak je
Koji dipolni moment treba očekivati za dušikov trifluorid, koji, poput amonijaka, ima piramidalnu strukturu? Fluor je najelektronegativniji element i zasigurno jako odvlači elektrone od dušika; stoga, veze dušik - fluor moraju biti snažno polarne i njihov zbir vektora mora biti velik - mnogo više nego za amonijak s njegovim ne baš polarnim vezama.
Šta eksperiment daje? Dipolni moment dušikovog trifluorida jednak je samo Značajno je manji od dipolnog momenta amonijaka.
Kako se ova činjenica može objasniti? Gornja rasprava nije uzela u obzir usamljeni par elektrona. B (budući da u ovom paru zauzima -orbital i njegov doprinos dipolnom momentu trebao bi imati suprotan smjer u odnosu na ukupni moment veza dušik -fluor (slika 1.10); ovi momenti suprotnog predznaka, očito, imaju približno istu vrijednost, pa se kao rezultat toga primjećuje mali dipolni moment čiji smjer nije poznat. U amonijaku je dipolni moment vjerojatno određen uglavnom ovim slobodnim elektronskim parom, a povećava se zbrojem momenata veze. naravno, bilo koje druge molekule u kojima su prisutne.
Iz vrijednosti dipolnih momenata mogu se dobiti vrijedne informacije o strukturi molekula. Na primjer, možete isključiti bilo koju strukturu ugljikovog tetraklorida koja vodi do polarne molekule, samo „na osnovu veličine dipolnog momenta.
Pirinač. 1.10. Dipolni momenti nekih molekula. Doprinos usamljenog para elektrona. Dipolni moment zbog usamljenog para elektrona ima smjer suprotan smjeru ukupnog vektora momenata veze.
Dakle, dipolni moment potvrđuje tetraedarsku strukturu ugljikov tetraklorida (iako to ne čini, budući da su moguće i druge strukture, koje će također dati nepolarnu molekulu).
Zadatak 1.4. Koja bi od dvije moguće strukture ispod također morale imati nulti dipolni moment? a) Ugljik se nalazi u središtu kvadrata, na čijim se uglovima nalaze atomi klora, b) Ugljik se nalazi na vrhu tetraedarske piramide, a atomi klora su u uglovima baze.
Zadatak 1.5. Iako veze ugljik - kisik i bor - fluor moraju biti polarne, dipolni moment spojeva je nula. Predložite raspored atoma za svaki spoj koji bi rezultirao nultim dipolnim momentom.
Za većinu spojeva dipolni moment nikada nije mjeren. Polaritet ovih spojeva može se predvidjeti iz njihove strukture. Polaritet veza određen je elektronegativnošću atoma; ako su poznati uglovi između veza, tada se može odrediti polaritet molekula, uzimajući u obzir i nesparene parove elektrona.
Elektronegativnost atoma elemenata. Relativna elektronegativnost. Promjena perioda i grupa periodnog sistema. Polaritet kemijske veze, polaritet molekula i iona.
Elektronegativnost (EO) je sposobnost atoma da istisne elektronske parove prema sebi.
Po mjeri e.o. je energija aritmetički jednaka ½ zbroja energije ionizacije I i energije sličnosti elektronu E
E.O. = ½ (I + E)
Relativna elektronegativnost. (OEE)
Fluoru, kao najjačem e.o elementu, dodjeljuje se vrijednost 4,00 u odnosu na ostale elemente.
Promjene u periodima i grupama periodnog sistema.
Unutar perioda, sa povećanjem nuklearnog naboja s lijeva na desno, elektronegativnost se povećava.
Najmanje vrijednost se primjećuje u alkalnim i zemnoalkalnim metalima.
Najveći- za halogene.
Što je veća elektronegativnost, nemetalna svojstva elemenata su jača.
Elektronegativnost (χ) je fundamentalna hemijska svojstva atom, kvantitativna karakteristika sposobnosti atoma u molekuli da premjesti uobičajene elektronske parove prema sebi.
Savremeni koncept elektronegativnosti atoma uveo je američki hemičar L. Pauling. L. Pauling je upotrijebio koncept elektronegativnosti da objasni činjenicu da je energija heteroatomske veze A-B (A, B simboli bilo koje hemijski elementi) općenito je veća od geometrijske sredine homoatoma veze A-A i B-B.
Najveća vrijednost e.o. fluor, a najniži je cezij.
Teorijsku definiciju elektronegativnosti predložio je američki fizičar R. Mulliken. Polazeći od očitog stava da sposobnost atoma u molekuli da privuče elektronski naboj ovisi o energiji ionizacije atoma i njegovom afinitetu prema elektronu, R. Mulliken je predstavio koncept elektronegativnosti atoma A kao prosječna vrijednost energije vezanja vanjskih elektrona tijekom ionizacije valentnih stanja (na primjer, od A− do A +) i na ovoj osnovi predložila vrlo jednostavan odnos za elektronegativnost atoma:
gdje su J1A i εA energija ionizacije atoma i njegov afinitet prema elektronu.
Strogo govoreći, elementu se ne može pripisati trajna elektronegativnost. Elektronegativnost atoma ovisi o mnogim faktorima, a posebno o valentnom stanju atoma, formalnom oksidacijskom stanju, koordinacijskom broju, prirodi liganda koji čine okruženje atoma u molekularnom sustavu i nekim drugi. U posljednje se vrijeme za obilježavanje elektronegativnosti sve više koristi takozvana orbitalna elektronegativnost, koja ovisi o vrsti atomske orbite koja je uključena u nastanak veze i o njezinoj elektronskoj populaciji, odnosno o tome je li atomska orbitala zauzeta usamljenim elektronom par, napunjen je jednom nesparenim elektronom ili je prazan. No, unatoč dobro poznatim poteškoćama u tumačenju i definiranju elektronegativnosti, uvijek ostaje potrebno za kvalitativni opis i predviđanje prirode veza u molekularnom sustavu, uključujući energiju vezanja, raspodjelu elektronskog naboja i stupanj ionskosti, konstante sile, itd. trenutni pristup je Sandersonov pristup. Ovaj pristup temelji se na ideji poravnanja elektronegativnosti atoma tijekom stvaranja kemijske veze između njih. U brojnim istraživanjima pronađene su veze između elektronegativnosti Sandersona i najvažnijih fizičko -kemijskih svojstava anorganskih spojeva velike većine elemenata periodnog sustava. Modifikacija Sandersonove metode, zasnovana na preraspodjeli elektronegativnosti između atoma molekula za organska jedinjenja, pokazala se vrlo plodnom.
2) Polaritet hemijske veze, polaritet molekula i jona.
Ono što se nalazi u sinopsisu i u udžbeniku-Polaritet je povezan s dipolnim momentom koji se očituje kao rezultat pomicanja zajedničkog elektronskog para na jedan od atoma. Polaritet također ovisi o razlici u elektronegativnosti vezanih atoma Što je veća vrijednost EO. dva atoma, što je polarnija kemijska veza između njih. Ovisno o tome kako se dolazi do preraspodjele gustoće elektrona tijekom stvaranja kemijske veze, postoji nekoliko njezinih vrsta. Granični slučaj polarizacije kemijske veze je potpuni prijelaz s jedne atom u drugi.
U tom slučaju nastaju dva iona, između kojih nastaje ionska veza.Da bi dva atoma mogla stvoriti ionsku vezu, potrebno je da njihova e.o. vrlo različito. Ako e.o. su jednake, tada nastaje nepolarna kovalentna veza.Najčešće se nalazi polarna kovalentna veza - nastaje između bilo kojih atoma s različitim e.o. vrijednostima.
Efektivni naboji atoma mogu poslužiti kao kvantitativna procjena polariteta veze. Efektivni naboj atoma karakterizira razliku između broja elektrona koji pripadaju datom atomu u hemijskom spoju i broja elektrona slobodnog atoma . Atom elektronegativnijeg elementa jače privlači elektrone, pa su mu elektroni bliže i prima neki negativni naboj, koji se naziva efektivnim, a njegov partner ima isti pozitivni efektivni naboj. Ako elektroni tvore vezu između atomi im jednako pripadaju, efektivni naboji jednaki su nuli.
Za dvoatomne molekule može se okarakterizirati polaritet veze i odrediti efektivni naboj atoma mjerenjem dipolnog momenta M = q * r gdje je q naboj dipolnog pola, jednak efektivnom naboju za dvoatomsku molekulu , r je međunuklearna udaljenost.Dipolni moment veze je vektorska veličina. Usmjeren je od pozitivno nabijenog dijela molekule do njegovog negativnog dijela, a efektivni naboj na atomu elementa ne podudara se sa oksidacijskim stanjem.
Polaritet molekula uvelike određuje svojstva tvari. Polarni molekuli okreću se jedni prema drugima s suprotno nabijenim polovima, a međusobno privlačenje nastaje između njih. Stoga tvari koje tvore polarni molekuli imaju veća tališta i vrelišta od tvari čije su molekule nepolarne.
Tečnosti sa polarnim molekulima imaju veću moć rastvaranja. Štoviše, što je veći polaritet molekula otapala, veća je topljivost polarnih ili ionskih spojeva u njemu. Ova ovisnost objašnjava se činjenicom da polarne molekule otapala, zbog interakcije dipol-dipol ili ion-dipol s otopljenom tvari, doprinose razgradnji otopljene tvari na ione. Na primjer, otopina klorovodika u vodi, čije su molekule polarne, dobro provodi električnu struju. Otopina klorovodika u benzenu nema značajnu električnu provodljivost. Ovo ukazuje na odsustvo jonizacije hlorovodonika u rastvoru benzena, jer su molekule benzena nepolarne.
Ioni, poput električnog polja, međusobno polariziraju. Kada se dva iona sretnu, dolazi do njihove međusobne polarizacije, tj. pomicanje elektrona vanjskih slojeva u odnosu na jezgre. Međusobna polarizacija iona ovisi o nabojima jezgre i iona, radijusu iona i drugim faktorima.
Unutar grupa e.o. opada.
Metalna svojstva elemenata se povećavaju.
Metalni elementi na vanjskom nivou energije sadrže 1,2,3 elektrona i karakteriziraju ih niska vrijednost ionizacijskih potencijala i npr. jer metali pokazuju izraženu tendenciju da se odreknu elektrona.
Nemetalni elementi imaju veću energiju ionizacije.
Kako se vanjska ljuska puni, atomski radijus nemetala unutar perioda se smanjuje. Broj elektrona na vanjskoj ljusci je 4,5,6,7,8.
Polaritet hemijske veze. Polaritet molekula i iona.
Polaritet kemijske veze određen je pomicanjem veza elektronskog para na jedan od atoma.
Kemijska veza nastaje zbog preraspodjele elektrona valentnih orbitala, uslijed čega nastaje stabilna elektronička konfiguracija plemenitog plina, zbog stvaranja iona ili stvaranja zajedničkih elektronskih parova.
Hemijsku vezu karakteriše energija i dužina.
Mjera čvrstoće veze je energija utrošena na prekidanje veze.
Na primjer. H - H = 435 kJmol -1
Elektronegativnost atomskih elemenata
Elektronegativnost je kemijsko svojstvo atoma, kvantitativna karakteristika sposobnosti atoma u molekuli da privlači elektrone k sebi iz atoma drugih elemenata.
Relativna elektronegativnost
Prva i najpoznatija ljestvica relativne elektronegativnosti je L. Paulingova ljestvica, dobijena iz termokemijskih podataka i predložena 1932. Vrijednost elektronegativnosti najelektronegativnijeg elementa fluora, (F) = 4,0, proizvoljno se uzima kao polazna tačka na ovoj ljestvici .
Elementi VIII grupe periodni sistem(plemeniti plinovi) nemaju nultu elektronegativnost;
Uslovna granica između metala i nemetala je vrijednost relativne elektronegativnosti jednaka 2.
Elektronegativnost elemenata periodnog sistema u pravilu se u svakom razdoblju uzastopno povećava slijeva nadesno. Unutar svake grupe, uz nekoliko iznimaka, elektronegativnost se postupno smanjuje odozgo prema dolje. Elektronegativnosti se mogu koristiti za karakterizaciju kemijske veze.
Veze s manjom razlikom u elektronegativnostima atoma nazivaju se polarne kovalentne veze. Što je razlika u elektronegativnostima atoma koji tvore kemijsku vezu manja, to je niži stupanj ionske veze. Nulta razlika u elektronegativnostima atoma ukazuje na odsustvo ionskog karaktera u vezi koju oni tvore, odnosno na njegovu visoko kovalentnu vezu.
Polaritet hemijske veze, polaritet molekula i jona
Polaritet kemijskih veza, karakteristika kemijske veze, pokazuje preraspodjelu gustoće elektrona u prostoru u blizini jezgara u usporedbi s početnom raspodjelom ove gustoće u neutralnim atomima koji tvore ovu vezu.
Gotovo sve kemijske veze, s izuzetkom veza u dvoatomskim homonuklearnim molekulima, polarne su u određenom ili drugom stupnju. Obično su kovalentne veze slabo polarne, a ionske su jako polarne.
Na primjer:
kovalentni nepolarni: Cl2, O2, N2, H2, Br2
kovalentni polarni: H2O, SO2, HCl, NH3 itd.
Polaritet.
Ovisno o položaju zajedničkog elektronskog para (gustoća elektrona) između jezgri atoma, razlikuju se nepolarne i polarne veze.
Nepolarnu vezu tvore atomi elemenata s istom elektronegativnošću. Gustoća elektrona distribuira se simetrično u odnosu na jezgre atoma.
Veza između atoma s različitom elektronegativnošću naziva se polarna. Ukupni elektronski par je pristran prema elektronegativnijem elementu. Težišta pozitivnog (b +) i negativnog (b -) naboja se ne podudaraju. Što je veća razlika u elektronegativnosti elemenata koji tvore vezu, veći je polaritet veze. Kada je razlika u elektronegativnosti manja od 1,9, uzima se u obzir veza polarni kovalentni.
Za dvoatomne molekule, polaritet molekula se podudara s polaritetom veze. U višeatomskim molekulama ukupni dipolni molekul molekule jednak je vektorskom zbroju momenata svih njegovih veza. Dipolni vektor je usmjeren od + do -
Primjer 3. Metodom valentnih veza odredite polaritet molekula kositra (II) klorida i kositra (IV) klorida.
50 Sn se odnosi na p - elemente.
Valentni elektroni 5s 2 5p 2. Distribucija elektrona po kvantnim ćelijama u normalnom stanju:
| |
| |
| |
Hemijske formule kositar (IV) hlorida -SnCl 4, kositar (II) hlorida - SnCl 2
Za konstrukciju geometrijskog oblika molekula prikazat ćemo orbitale nesparenih valentnih elektrona, uzimajući u obzir njihovo maksimalno preklapanje
Pirinač. 4. Geometrijski oblik molekula SnCl 2 i SnCl 4
Elektronegativnost Sn je 1,8. Cl - 3,0. Sn - Cl veza, polarna, kovalentna. Predstavimo vektore dipolnih momenata polarnih veza.
u molekulama SnCl 2 i SnCl 4
SnCl 2 - polarna molekula
SnCl 4 je nepolarni molekul.
Tvari, ovisno o temperaturi i tlaku, mogu postojati u plinovitom, tekućem i čvrstom agregatnom stanju.
U plinovitom stanju tvari su u obliku pojedinačnih molekula.
U tekućem stanju u obliku agregata, gdje su molekule vezane međumolekulskim van der Waalsovim silama ili vodikovim vezama. Štoviše, što su molekule polarnije, veza je jača i, kao rezultat, viša je vrelišta tekućine.
U čvrstim tijelima strukturne čestice povezane su intramolekularnim i međumolekulskim vezama. Klasifikovati: jonske, metalne, atomske (kovalentne), molekularne kristale i kristale sa mešovitim vezama.
KONTROLNI ZADACI
73. Zašto su elementi hlor i kalijum aktivni, a element argon koji se nalazi između njih je neaktivan?
74. Pomoću metode valentnih veza objasnite zašto je molekula vode (N 2 O) polarna, a molekula metana (SN 4) nepolarna?
75. Supstanca ugljen monoksid (II) je aktivna supstanca, a ugljen monoksid (IV) je klasifikovan kao niskoaktivna supstanca. Objasnite primjenom metode valentnih veza.
76. Kako se mijenja jakost molekula dušika i kisika. Objasnite metodom valentnih veza.
77. Zašto se svojstva kristala natrijum hlorida (NaCl) razlikuju od svojstava kristala natrijuma (Na)? Kakva je veza izvedena u tim kristalima?
78. Metodom valentnih veza odredite polaritet molekula aluminij klorida i sumporovodika.
79. Koja vrsta hidroksida je rubidij hidroksid? Objasnite primjenom metode valentnih veza.
80. Tačka ključanja tečnog hidrogen fluorida je 19,5 0 S, a tečnog hlorovodonika (- 84,0 0 S). Zašto postoji tako velika razlika u tačkama ključanja?
81. Pomoću metode valentnih veza objasnite zašto je ugljikov tetraklorid (CCl 4) nepolaran, a kloroform (CHCl 3) polarna tvar?
82. Kako se mijenja jačina veza u CH 4 - SnH 4 molekulima? Objasnite metodom valentnih spojeva.
83. Koja moguća jedinjenja tvore elemente: olovo i brom? Odredite polaritet ovih veza.
84. Metodom valentnih veza odredite polaritet molekula dušika i dušikovog (III) bromida.
85. Tačka ključanja vode je 100 0 S, a sumporovodika (60,7 0 S). Zašto postoji tako velika razlika u tačkama ključanja?
86. Odredite u kojem je spoju jača veza kositrov bromid ili ugljikov bromid? Odredite polaritet ovih spojeva.
87. Metodom valentnih veza odredite polaritet molekula galijevog jodida i bizmutovog jodida.
88. Pomoću teorije kemijskog vezivanja objasnite zašto ksenon pripada plemenitim (niskoaktivnim) elementima.
89. Navedite vrstu hibridizacije (sp, sp 2, sp 3) u spojevima: BeCl 2, SiCl 4. Nacrtajte geometrijske oblike molekula.
90. Nacrtajte prostorni raspored veza u molekulima: bor hidrid i fosfor (III) hidrid. Odredite polaritet molekula.
Metodička uputstva za kontrolne zadatke u disciplini " Hemija»Za studente vanhemijskih specijalnosti dopisnih kurseva. 1. dio.
Sastavili: vanredni profesor, dr. Sc. Obukhov V.M.
asistent Kostareva E.V.
Potpisan za štampanje Papir za pisanje Br. 1
Br. ed. l.
Format 60/90/1/16. CONV. print l.
Štampano na RISO GR 3750
Izdavačka kuća Univerziteta za naftu i gas
State obrazovne ustanove profesionalno više obrazovanje
"Tjumenski državni univerzitet za naftu i gas"
Odsjek operativne štampe izdavačke kuće Univerziteta za naftu i gas
625000, g. Tyumen, st. Volodarsky, 38
