Kurioje molekulėje ryšio poliškumas didesnis. Elektronegatyvumas. Santykinis elektronegatyvumas. Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas. Ryšio poliškumo nustatymas
Yra dviejų tipų kovalentiniai ryšiai: nepolinis ir polinis... Esant nepoliniam kovalentiniam ryšiui, elektronų debesis, sudarytas iš bendros elektronų poros, arba elektronų ryšių debesis, pasiskirsto erdvėje simetriškai abiejų atomų atžvilgiu. Pavyzdys yra dviatomės molekulės, susidedančios iš vieno elemento atomų: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 ir kitų, kuriose elektronų pora vienodai priklauso abiem atomams. Esant poliniam kovalentiniam ryšiui, jungties elektronų debesis pasislenka link atomo, kurio santykinis elektronegatyvumas didesnis. Pavyzdys yra lakiųjų neorganinių junginių molekulės: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 ir kt.
Santykinis atomų elektronegatyvumas
Teigiamų ir neigiamų krūvių elektriniai centrai molekulėje nesutampa viename taške, o yra tam tikru atstumu ℓ.
Poliarinė molekulė su pastoviu elektriniu dipolio momentu
Bendrojo neutralumo molekulė yra elektrinis dipolis, kurio krūvis q - - prie chloro atomo ir q + - prie vandenilio atomo. Tokie ryšiai ir molekulės vadinamos poliarinis... Atomų krūviai molekulėje q vadinami veiksmingi mokesčiai(HCl molekulėje q cl = -0,18; ir q n = +0,18 absoliutaus elektrono krūvio, ryšio joniškumo laipsnis
Ryšio ir molekulės poliškumo matas yra dipolio elektrinis momentas(μ – „mu“) lemia gaminys
μ = qℓ, Kl ∙ m arba μ = qℓ / 3,33 ∙ 10 -30, D
kur q yra efektyvusis krūvis; ℓ yra dipolio ilgis. Dipolio elektrinio momento vienetas (SI sistema) išreiškiamas kaip 3,33 ∙ 10 -30 C ∙ m (kulonmetras) = 1D (D – Debye).
Dipolio elektrinis momentas yra vektorinis dydis. Jo kryptis sutartinai paimama iš teigiamo krūvio į neigiamą – link jungiamojo elektronų debesies poslinkio. Kuo didesnis polinių molekulių elementų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis dipolio elektrinis momentas.
Kalbant apie daugiaatomes molekules, reikėtų atskirti atskirų ryšių ir visos molekulės dipolio momentų sąvokas. Kadangi molekulėje esant keliems ryšiams, jų dipolio momentai pridedami pagal lygiagretainio taisyklę, tai priklausomai nuo molekulės formos, nustatytos pagal ryšių kryptį, gautas dipolio momentas skiriasi nuo dipolio momentų. atskirų ryšių ir konkrečiu atveju (labai simetriškoms molekulėms) gali būti lygus nuliui, nepaisant didelio atskirų ryšių poliškumo. Pavyzdžiui, tiesinė CO 2 molekulė yra nepolinė (μ = 0), nors kiekviena C = O jungtis turi reikšmingą dipolio momentą (μ = 2,7 D).
2,7 D 2,7 d
Vadinamos molekulės, turinčios nepolinį kovalentinį ryšį nepoliarinis arba homeopolinis... Tokiose molekulėse jungiantis elektronų debesis simetriškai pasiskirsto tarp abiejų atomų branduolių, o branduoliai jį veikia vienodai. Pavyzdys yra paprastų medžiagų molekulės, susidedančios iš vieno elemento atomų: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 ir kt. Tokių molekulių dipolio elektrinis momentas lygus nuliui.
Molekulių (ir atskirų ryšių) gebėjimas poliarizuotis veikiant išoriniam elektriniam laukui vadinamas poliarizuotumas. Tai taip pat gali atsirasti veikiant laukui, kurį sukuria artėjanti poliarinė molekulė. Todėl poliarizuojamumas turi didelę reikšmę cheminėse reakcijose.
Visada svarbu atsižvelgti į molekulės poliškumą ir jos elektrinį dipolio momentą. Pastarasis yra susijęs su medžiagų reaktyvumu. Paprastai kuo didesnis molekulės dipolio elektrinis momentas, tuo didesnis medžiagos reaktyvumas. Medžiagų tirpumas taip pat susijęs su dipolio elektriniu momentu. Skysčių polinės molekulės skatina jose ištirpusių elektrolitų elektrinę disociaciją pagal principą „panašus tirpsta panašiame“.
Homobranduolinėse molekulėse (H 2, F 2 ir kt.) ryšį sudaranti elektronų pora vienodai priklauso kiekvienam atomui, todėl teigiamų ir neigiamų krūvių centrai molekulėje sutampa. Tokios molekulės yra nepolinės.
Tačiau heterobranduolinėse molekulėse indėlis į skirtingų atomų banginių funkcijų sujungimą nėra vienodas. Prie vieno iš atomų atsiranda perteklinis elektronų tankis, todėl perteklinis neigiamas krūvis, o šalia kito – teigiamas. Šiuo atveju jie kalba apie elektronų poros poslinkį iš vieno atomo į kitą, tačiau tai neturėtų būti suprantama pažodžiui, o tik kaip padidinta tikimybė rasti elektronų porą šalia vieno iš molekulės branduolių.
Norint nustatyti tokio poslinkio kryptį ir pusiau kiekybiškai įvertinti jo dydį, buvo pristatyta elektronegatyvumo sąvoka.
Yra keletas elektronegatyvumo skalių. Tačiau elementai elektronegatyvumo atžvilgiu išsidėstę iš eilės ta pačia tvarka, todėl skirtumai nežymūs, o elektronegatyvumo skalės gana palyginamos.
R. Mulliken elektronegatyvumas yra jonizacijos energijų ir elektronų giminingumo pusė (žr. 2.10.3 skyrių):
Valentinių elektronų pora perkeliama į labiau elektronegatyvų atomą.
Patogiau naudoti ne absoliučias elektronegatyvumo reikšmes, o santykines. Ličio 3 Li elektronegatyvumas laikomas vienetu. Bet kurio elemento A santykinis elektronegatyvumas yra lygus:
Sunkieji šarminiai metalai turi mažiausią elektronegatyvumą (X Fr = 0,7). Labiausiai elektronegatyvus elementas yra fluoras (X F = 4,0). Pagal periodus pastebima bendra tendencija elektronegatyvumo didėjimui, o pagal pogrupius - jo mažėjimą (3.4 lentelė).
Praktiškai naudojant šios lentelės duomenis (kaip ir kitų elektronegatyvumo skalių duomenis), reikia turėti omenyje, kad molekulėse, susidedančiose iš trijų ar daugiau atomų, elektronegatyvumo reikšmė gali labai pasikeisti veikiant gretimoms. atomai. Griežtai kalbant, pastovaus elektronegatyvumo elementui apskritai negalima priskirti. Tai priklauso nuo elemento valentinės būsenos, junginio tipo ir tt Nepaisant to, ši sąvoka naudinga kokybiniam cheminių ryšių ir junginių savybių paaiškinimui.
3.4 lentelė
S- ir p-elementų Paulingo elektronegatyvumas
|
Laikotarpis |
Grupė |
||||||
Ryšio poliškumas nustatomas pagal valentinių elektronų poros poslinkį dviatominėse molekulėse ir kiekybiškai apibūdinamas dipolio momentas, arba dipolio elektrinis momentas, molekulės. Jis lygus atstumo tarp branduolių sandaugai G molekulėje ir efektyvusis krūvis 5, atitinkantis šį atstumą:
Tiek, kiek G laikomas vektoriumi, nukreiptu iš teigiamo į neigiamą krūvį, dipolio momentas taip pat yra vektorius ir turi tą pačią kryptį. Dipolio momento matavimo vienetas yra D-debye (1D = 3,33 10 -30 C m).
Sudėtingos molekulės dipolio momentas apibrėžiamas kaip visų ryšių dipolio momentų vektorinė suma. Todėl, jei AB I molekulė yra simetriška kiekvienos jungties linijos atžvilgiu, bendras tokios molekulės dipolio momentas, nepaisant polinio
ryšių A-B skaičius lygus nuliui: D = ^ D; = 0. Pavyzdžiai yra atvejai
anksčiau laikytos simetrinės molekulės, kurių ryšius sudaro hibridinės orbitalės: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 ir kt.
Molekulės, kuriose ryšius sudaro nehibridinės orbitalės arba hibridinės orbitalės, kuriose dalyvauja pavienės elektronų poros, ryšio linijų atžvilgiu yra asimetriškos. Tokių molekulių dipolio momentai nėra lygūs nuliui. Tokių polinių molekulių pavyzdžiai: H 2 S, NH 3, H 2 0 ir kt. Fig. 3.18 parodyta grafinė poliarinių ryšių vektorių sumavimo simetrinėje molekulėje BeF 2 (fl) ir asimetrinės molekulės H 2 S interpretacija. (b).
Ryžiai. 3.18.(a) BeF 2 ir (b) H 2 S molekulių dipolio momentai
Kaip jau buvo pažymėta, kuo didesnis ryšį sudarančių atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo labiau pasislenka valentinių elektronų pora, tuo ryšys poliškesnis ir tuo didesnis efektyvusis krūvis b, kuris parodytas lentelėje. 3.5.
3.5 lentelė
Ryšio pobūdžio pokyčiai II periodo elementų junginių su fluoru serijoje
Poliariniame ryšyje sutartinai galima išskirti du komponentus: joninį, atsirandantį dėl elektrostatinės traukos, ir kovalentinį, susijusį su orbitų persidengimu. Didėjant elektronegatyvumo skirtumui OI valentinių elektronų pora vis labiau pasislenka link fluoro atomo, kuris įgyja vis neigiamą efektyvųjį krūvį. Joninio komponento indėlis į ryšį didėja, kovalentinio komponento dalis mažėja. Kiekybiniai pokyčiai virsta kokybiniais: UF molekulėje elektronų pora beveik visa priklauso fluorui, o jos efektyvusis krūvis artėja prie vienybės, t.y. į elektronų krūvį. Galima daryti prielaidą, kad susidarė du jonai: Li + katijonas ir anijonas F ~, o ryšys atsiranda tik dėl jų elektrostatinės traukos (kovalentinio komponento galima nepaisyti). Šis ryšys vadinamas joninės. Tai galima pamatyti kaip ekstremalus kovalentinio polinio ryšio atvejis.
Elektrostatinis laukas neturi pageidaujamų krypčių. Taigi joninis ryšys skirtingai nei kovalentinis kryptingumas nėra savitas. Jonas sąveikauja su bet kokiu skaičiumi priešingo krūvio jonų. Taip yra dėl kitos išskirtinės joninės jungties savybės – prisotinimo trūkumas.
Joninių molekulių jungimosi energiją galima apskaičiuoti. Jei laikysime jonus nedeformuojančiais kamuoliukais su krūviais ± e, tada traukos jėga tarp jų priklauso nuo atstumo tarp jonų centrų G gali būti išreikštas Kulono lygtimi:
Traukos energiją lemia santykis 
Artėjant atsiranda atstūmimo jėga dėl elektronų apvalkalų sąveikos. Jis yra atvirkščiai proporcingas atstumui iki laipsnio P:
kur V- kai kurie pastovūs. Rodiklis P daug daugiau nei vienetas ir įvairioms jonų konfigūracijoms yra nuo 5 iki 12. Atsižvelgiant į tai, kad jėga yra energijos išvestinė atstumo atžvilgiu, iš (3.6) lygties gauname:
Su pasikeitimu G pakeisti F np ir F qtt. Tam tikru atstumu r 0šios jėgos išlyginamos, o tai atitinka susidariusios sąveikos energijos minimumą U Q. Po transformacijų galite gauti
Ši lygtis žinoma kaip Borno lygtis.
Priklausomybės kreivės minimumas U = f (r) pusiausvyros atstumas r 0 ir energija U Q. Tai jungiamoji energija tarp jonų. Netgi P nežinoma, tada galime įvertinti surišimo energijos vertę, paimdami 1 /P lygus nuliui:
Tokiu atveju paklaida neviršys 20%.
Jonams su krūviais z l ir z 2 lygtys (3.7) ir (3.8) yra tokios formos:
Kadangi tokio tipo molekulėse jungtis, artėjanti prie grynai joninės, yra problemiška, paskutinės lygtys turėtų būti laikomos labai grubiu aproksimavimu.
Tuo pačiu metu ryšio poliškumo ir joniškumo problemas galima spręsti iš priešingos pozicijos – jonų poliarizacijos požiūriu. Daroma prielaida, kad vyksta visiškas elektronų perdavimas, o molekulė susideda iš izoliuotų jonų. Tada elektronų debesys pasislenka veikiami jonų sukurto elektrinio lauko - poliarizacija jonų.
Poliarizacija yra dviejų krypčių procesas, kuris jungiasi poliarizuojantis veiksmas jonų iš jų poliarizuotumas. Poliarizuojamumas – tai jono, molekulės ar atomo elektronų debesies gebėjimas deformuotis veikiant kito jono elektrostatiniam laukui. Šio lauko stiprumas lemia jonų poliarizacinį poveikį. Iš (3.10) lygties matyti, kad jono poliarizuojantis veiksmas yra didesnis, tuo didesnis jo krūvis ir mažesnis spindulys. Katijonų spinduliai, kaip taisyklė, yra daug mažesni nei anijonų spinduliai, todėl praktikoje dažniau tenka susidurti su anijonų poliarizacija veikiant katijonams, o ne atvirkščiai. Jonų poliarizuojamumas taip pat priklauso nuo jų krūvio ir spindulio. Didelio dydžio ir krūvio jonai lengviau poliarizuojami. Poliarizuojantis jonų veikimas sumažinamas iki priešingo krūvio jono elektronų debesies traukimo ant savęs. Dėl to jungties joniškumas mažėja, t.y. ryšys tampa polinis kovalentinis. Taigi jonų poliarizacija sumažina jungties joniškumo laipsnį ir savo poveikiu yra priešinga jungties poliarizacijai.
Jonų poliarizacija molekulėje, t.y. padidėjus kovalentinių ryšių daliai jame, padidėja jo skilimo į jonus stiprumas. Tam tikro katijono junginių serijoje su to paties tipo anijonais disociacijos laipsnis tirpaluose mažėja didėjant anijonų poliarizacijai. Pavyzdžiui, švino halogenidų PbCl 2 - PbBr 2 - PN 2 serijoje didėja halogenidų anijonų spindulys, didėja jų poliarizacija, mažėja skilimas į jonus, o tai atsispindi tirpumo mažėjimu.
Lyginant druskų su tuo pačiu anijonu ir pakankamai dideliais katijonais savybes, reikia atsižvelgti į katijonų poliarizaciją. Pavyzdžiui, Hg 2+ jono spindulys yra didesnis už Ca 2+ jono spindulį, taigi Hg 2+ yra labiau poliarizuotas nei Ca 2+. Dėl to CaCl 2 yra stiprus elektrolitas, t.y. tirpale visiškai disocijuoja, o HgCl 2 – su silpnu elektrolitu, t.y. tirpaluose praktiškai nesiskiria.
Jonų poliarizacija molekulėje sumažina jos stiprumą skylant į atomus ar molekules. Pavyzdžiui, serijoje CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 didėja halogenidų jonų spindulys, didėja jų poliarizacija Ca 2+ jonu, todėl mažėja terminės disociacijos į kalcį ir halogeną temperatūra: CaHa1 2 = Ca + Ha1 2.
Jei jonas lengvai poliarizuojamas, jam sužadinti reikia nedidelės energijos, kuri atitinka matomos šviesos kvantų sugertį. Tai yra tokių junginių tirpalų spalvos priežastis. Padidėjus poliarizacijai, padidėja spalva, pavyzdžiui, serijoje NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (padidėjęs anijono poliarizavimas) arba serijoje KC1 - CuCl 2 (padidėjęs katijono poliarizavimas).
Riba tarp kovalentinių polinių ir joninių ryšių yra gana savavališka. Manoma, kad esant dujinės būsenos molekulėms, skiriasi elektronegatyvumas AH> 2.5 ryšys yra joninis. Polinių tirpiklių tirpaluose, taip pat kristalinėje būsenoje, atitinkamai stipriai veikia tirpiklio molekulės ir gretimos dalelės kristalinės gardelės vietose. Todėl joninė ryšio prigimtis pasireiškia daug mažesniu elektronegatyvumo skirtumu. Praktikoje galime daryti prielaidą, kad santykis tarp tipiškų metalų ir nemetalų tirpaluose ir kristaluose yra joninis.
Molekulė yra polinė, jei neigiamo krūvio centras nesutampa su teigiamo krūvio centru. Tokia molekulė yra dipolis: erdvėje yra atskirti du vienodo dydžio ir priešingo ženklo krūviai.
Dipolis paprastai žymimas simboliu, kur rodyklė nukreipta nuo teigiamo dipolio galo iki neigiamo galo. Molekulė turi dipolio momentą, kuris yra lygus krūvio dydžiui, padaugintam iš atstumo tarp krūvių centrų:
Galima išmatuoti molekulių dipolio momentus; kai kurios rastos reikšmės pateiktos lentelėje. 1.2. Dipolio momentų reikšmės yra įvairių molekulių santykinio poliškumo matas.
1.2 lentelė (žr. nuskaitymą) Dipolio momentai
Be jokios abejonės, molekulė yra polinė, jei tik joje esantys ryšiai yra poliniai. Mes svarstysime ryšio poliškumą, nes molekulės poliškumą galima laikyti atskirų ryšių poliškumo suma.
Tokios molekulės, kurių dipolio momentas lygus nuliui, tai yra, jos yra nepolinės. Du identiški atomai bet kurioje iš pateiktų molekulių, žinoma, turi tą patį elektronegatyvumą ir vienodai savų elektronų; krūvis lygus nuliui, todėl dipolio momentas taip pat lygus nuliui.
Tipo molekulė turi didelį dipolio momentą Nors vandenilio fluorido molekulė yra maža, elektronegatyvus fluoras stipriai traukia elektronus; nors atstumas mažas, krūvis didelis, taigi ir dipolio momentas didelis.
Metanas ir anglies tetrachloridas turi nulinius dipolio momentus. Atskiri ryšiai, bent jau anglies tetrachloride, yra poliniai: tačiau dėl tetraedrinio išsidėstymo simetrijos jie vienas kitą panaikina (1.9 pav.). Metilchloride anglies-chloro jungties poliškumas nėra kompensuojamas, todėl metilo chlorido dipolio momentas yra, molekulių poliškumas priklauso ne tik nuo atskirų ryšių poliškumo, bet ir nuo jų krypties, ty nuo molekulės forma.
Amoniako dipolio momentas yra lygus Jis gali būti laikomas trijų atskirų jungčių, kurių kryptis parodyta paveikslėlyje, dipolio momentu (vektoriaus suma).
Ryžiai. 1.9. Kai kurių molekulių dipolio momentai. Ryšių ir molekulių poliškumas.
Vandens dipolio momentas lygus
Kokio dipolio momento reikėtų tikėtis azoto trifluoridui, kuris, kaip ir amoniakas, turi piramidinę struktūrą? Fluoras yra labiausiai elektronegatyvus elementas, ir jis tikrai labai atitraukia elektronus nuo azoto; todėl azoto-fluoro ryšiai turi būti stipriai poliniai, o jų vektorių suma turi būti didelė – daug daugiau nei amoniako su jo nelabai poliniais ryšiais.
Ką duoda eksperimentas? Azoto trifluorido dipolio momentas lygus tik Jis yra žymiai mažesnis už amoniako dipolio momentą.
Kaip galima paaiškinti šį faktą? Aukščiau pateiktoje diskusijoje nebuvo atsižvelgta į vienišą elektronų porą. B (kadangi šioje poroje jis užima -orbitalę ir jo indėlis į dipolio momentą turėtų būti priešingos krypties, palyginti su bendru azoto ir fluoro jungčių momentu (1.10 pav.); šie priešingo ženklo momentai, be abejo, turi apytiksliai ta pati reikšmė, ir dėl to stebimas mažas dipolio momentas, kurio kryptis nežinoma. Amoniake dipolio momentą tikriausiai daugiausia lemia ši laisvųjų elektronų pora, ir jis padidėja dėl elektronų sumos. ryšio momentai. žinoma, bet kurios kitos molekulės, kuriose jie yra.
Iš dipolio momentų verčių galima gauti vertingos informacijos apie molekulių struktūrą. Pavyzdžiui, galite neįtraukti bet kokios anglies tetrachlorido struktūros, vedančios į polinę molekulę, tik „remdamiesi dipolio momento dydžiu.
Ryžiai. 1.10. Kai kurių molekulių dipolio momentai. Vienišos elektronų poros indėlis. Dipolio momentas, atsirandantis dėl vienintelės elektronų poros, turi priešingą kryptį viso ryšio momentų vektoriaus krypčiai.
Taigi, dipolio momentas patvirtina tetraedrinę anglies tetrachlorido struktūrą (nors taip nėra, nes galimos ir kitos struktūros, kurios taip pat duos nepolinę molekulę).
1.4 užduotis. Kuri iš dviejų galimų struktūrų taip pat turėtų turėti nulinį dipolio momentą? a) Anglis yra kvadrato centre, kurio kampuose yra chloro atomai, b) Anglis yra tetraedrinės piramidės viršuje, o chloro atomai yra pagrindo kampuose.
1.5 užduotis. Nors anglies – deguonies ir boro – fluoro ryšiai turi būti poliniai, junginių dipolio momentas lygus nuliui. Pasiūlykite kiekvieno junginio atomų išdėstymą, kuris sudarytų nulinį dipolio momentą.
Daugumos junginių dipolio momentas niekada nebuvo išmatuotas. Šių junginių poliškumą galima nuspėti pagal jų struktūrą. Ryšių poliškumą lemia atomų elektronegatyvumas; jei yra žinomi kampai tarp ryšių, tada galima nustatyti molekulės poliškumą, atsižvelgiant ir į nesuporuotas elektronų poras.
Elementų atomų elektronegatyvumas. Santykinis elektronegatyvumas. Periodinės lentelės laikotarpių ir grupių kaita. Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas.
Elektronegatyvumas (EO) yra atomo gebėjimas išstumti elektronų poras link savęs.
Matas e.o. energija aritmetiškai lygi ½ jonizacijos energijos I ir panašumo į elektroną energijos sumos
E.O. = ½ (I + E)
Santykinis elektronegatyvumas. (OEE)
Fluorui, kaip stipriausiam e.o elementui, priskiriama 4,00 reikšmė, pagal kurią atsižvelgiama į likusius elementus.
Periodinės lentelės laikotarpių ir grupių pokyčiai.
Per periodus, didėjant branduolio krūviui iš kairės į dešinę, elektronegatyvumas didėja.
Mažiausiai vertė stebima šarminiuose ir šarminių žemių metaluose.
Didžiausias- halogenams.
Kuo didesnis elektronegatyvumas, tuo stipresnės yra nemetalinės elementų savybės.
Elektronegatyvumas (χ) yra esminis dalykas cheminė savybė atomas, kiekybinė molekulėje esančio atomo gebėjimo išstumti bendras elektronų poras link savęs.
Šiuolaikinę atomų elektronegatyvumo sampratą pristatė amerikiečių chemikas L. Paulingas. L. Paulingas panaudojo elektronegatyvumo sąvoką, paaiškindamas faktą, kad heteroatomo energija nuorodos A-B(A, B yra bet kurio simboliai cheminiai elementai) bendruoju atveju yra didesnis už homoatomo geometrinį vidurkį nuorodos A-A ir B-B.
Didžiausia e.o. fluoro, o mažiausias – cezio.
Teorinį elektronegatyvumo apibrėžimą pasiūlė amerikiečių fizikas R. Mullikenas. Remdamasis akivaizdžiu teiginiu, kad molekulėje esančio atomo gebėjimas pritraukti į save elektrono krūvį priklauso nuo atomo jonizacijos energijos ir jo giminingumo elektronui, R. Mullikenas pristatė atomo A elektronegatyvumo sąvoką kaip vidutinė išorinių elektronų surišimo energijos vertė valentinių būsenų jonizacijos metu (pavyzdžiui, nuo A− iki A +) ir šiuo pagrindu pasiūlė labai paprastą atomo elektronegatyvumo santykį:
kur J1A ir εA yra atitinkamai atomo jonizacijos energija ir jo elektronų giminingumas.
Griežtai tariant, pastovus elektronegatyvumas negali būti priskirtas elementui. Atomo elektronegatyvumas priklauso nuo daugelio veiksnių, visų pirma nuo atomo valentinės būsenos, formalios oksidacijos būsenos, koordinacijos skaičiaus, ligandų, sudarančių atomo aplinką molekulinėje sistemoje, pobūdžio ir kai kurių kiti. Pastaruoju metu elektronegatyvumui apibūdinti vis dažniau naudojamas vadinamasis orbitinis elektronegatyvumas, kuris priklauso nuo atominės orbitalės, dalyvaujančios jungties formavime, tipo ir nuo jos elektronų populiacijos, ty nuo to, ar atominę orbitalę užima vieniša elektronų pora, vieną kartą apgyvendinta nesuporuotu elektronu arba yra laisva. Tačiau, nepaisant gerai žinomų elektronegatyvumo aiškinimo ir apibrėžimo sunkumų, jis visada yra būtinas norint kokybiškai aprašyti ir nuspėti jungčių prigimtį molekulinėje sistemoje, įskaitant surišimo energiją, elektronų krūvio pasiskirstymą ir laipsnį. joniškumo, jėgos konstantos ir tt dabartinis metodas yra Sandersono metodas. Šis metodas pagrįstas idėja suderinti atomų elektronegatyvumą formuojant cheminį ryšį tarp jų. Daugelyje tyrimų buvo rasta sąsajų tarp Sandersono elektronegatyvumo ir svarbiausių daugumos periodinės lentelės elementų neorganinių junginių fizikinių ir cheminių savybių. Sandersono metodo modifikacija, pagrįsta elektronegatyvumo perskirstymu tarp molekulės atomų organiniams junginiams, pasirodė labai vaisinga.
2) Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas.
Kas yra konspekte ir vadovėlyje-Poliškumas siejamas su dipolio momentu.Jis pasireiškia kaip bendros elektronų poros poslinkis į vieną iš atomų.Poliškumas priklauso ir nuo surištų atomų elektronegatyvumo skirtumo. Kuo didesnė eo vertė du atomai,tuo poliariškesnis yra cheminis ryšys tarp jų.Priklausomai nuo to,kaip persiskirsto elektronų tankis susidarant cheminiam ryšiui,yra keli jo tipai Ribinis cheminės jungties poliarizacijos atvejis yra visiškas perėjimas nuo vieno atomas kitam.
Šiuo atveju susidaro du jonai, tarp kurių atsiranda joninis ryšys.Kad du atomai galėtų sukurti joninį ryšį, būtina, kad jų e.o. labai skirtingai.Jei e.o. yra lygūs, tada susidaro nepolinis kovalentinis ryšys.Dažniausiai randamas polinis kovalentinis ryšys - jis susidaro tarp bet kokių atomų, turinčių skirtingas e.o.reikšmes.
Efektyvieji atomų krūviai gali būti kiekybinis jungties poliškumo įvertinimas.Atomo efektyvusis krūvis apibūdina skirtumą tarp elektronų, priklausančių tam tikram atomui cheminiame junginyje, ir laisvo atomo elektronų skaičiaus. Elektronegatyvesnio elemento atomas stipriau pritraukia elektronus, todėl elektronai yra arčiau jo ir gauna tam tikrą neigiamą krūvį, kuris vadinamas efektyviuoju, o jo partneris turi tokį patį teigiamą efektyvųjį krūvį.Jei elektronai sudaro ryšį tarp atomai jiems priklauso vienodai, efektyvieji krūviai lygūs nuliui.
Dviatominių molekulių jungties poliškumą galima apibūdinti ir efektyvius atomų krūvius galima nustatyti išmatuojant dipolio momentą M = q * r, kur q yra dipolio poliaus krūvis, lygus dviatomės molekulės efektyviajam krūviui. , r – atstumas tarp branduolių Ryšio dipolio momentas yra vektorinis dydis. Jis nukreipiamas iš teigiamai įkrautos molekulės dalies į neigiamą.Elemento atomo efektyvusis krūvis nesutampa su oksidacijos būsena.
Molekulių poliškumas daugiausia lemia medžiagų savybes. Poliarinės molekulės sukasi viena į kitą priešingai įkrautais poliais, tarp jų atsiranda abipusė trauka. Todėl medžiagos, kurias sudaro polinės molekulės, turi aukštesnę lydymosi ir virimo temperatūrą nei medžiagos, kurių molekulės yra nepolinės.
Skysčiai su polinėmis molekulėmis turi didesnę tirpimo galią. Be to, kuo didesnis tirpiklio molekulių poliškumas, tuo didesnis polinių arba joninių junginių tirpumas joje. Ši priklausomybė paaiškinama tuo, kad tirpiklio polinės molekulės dėl dipolio-dipolio arba jonų-dipolio sąveikos su tirpia medžiaga prisideda prie tirpios medžiagos skilimo į jonus. Pavyzdžiui, vandenilio chlorido tirpalas vandenyje, kurio molekulės yra polinės, gerai praleidžia elektros srovę. Vandenilio chlorido tirpalas benzene neturi pastebimo elektros laidumo. Tai rodo, kad benzeno tirpale nėra vandenilio chlorido jonizacijos, nes benzeno molekulės yra nepolinės.
Jonai, kaip ir elektrinis laukas, turi vienas kitą poliarizuojantį poveikį. Kai susitinka du jonai, įvyksta jų tarpusavio poliarizacija, t.y. išorinių sluoksnių elektronų poslinkis branduolių atžvilgiu. Jonų tarpusavio poliarizacija priklauso nuo branduolio ir jono krūvių, jono spindulio ir kitų veiksnių.
Grupių viduje e.o. mažėja.
Padidėja elementų metalinės savybės.
Išorėje metaliniai elementai energijos lygis turi 1,2,3 elektronus ir pasižymi maža jonizacijos potencialų verte ir e.o. nes metalai turi ryškų polinkį atsisakyti elektronų.
Nemetaliniai elementai turi didesnę jonizacijos energiją.
Užpildžius išorinį apvalkalą, nemetalų atominis spindulys per periodus mažėja. Elektronų skaičius ant išorinio apvalkalo lygus 4,5,6,7,8.
Cheminio ryšio poliškumas. Molekulių ir jonų poliškumas.
Cheminio ryšio poliškumą lemia elektronų poros ryšių poslinkis į vieną iš atomų.
Cheminis ryšys atsiranda dėl valentinių orbitalių elektronų persiskirstymo, dėl kurio susidaro stabili tauriųjų dujų elektroninė konfigūracija dėl jonų susidarymo arba bendrų elektronų porų susidarymo.
Cheminiam ryšiui būdinga energija ir ilgis.
Ryšio stiprumo matas yra energija, sunaudota ryšiui nutraukti.
Pavyzdžiui. H - H = 435 kJmol-1
Atominių elementų elektronegatyvumas
Elektronegatyvumas yra cheminė atomo savybė, kiekybinė molekulėje esančio atomo gebėjimo pritraukti elektronus iš kitų elementų atomų savybė.
Santykinis elektronegatyvumas
Pirmoji ir garsiausia santykinio elektronegatyvumo skalė yra L. Paulingo skalė, gauta iš termocheminių duomenų ir pasiūlyta 1932 m. Labiausiai elektroneigiamo elemento fluoro elektronegatyvumo vertė (F) = 4,0 yra savavališkai imama šios skalės atskaitos tašku. .
VIII grupės elementai periodinė sistema(tauriosios dujos) turi nulinį elektronegatyvumą;
Sąlyginė metalų ir nemetalų riba yra santykinio elektronegatyvumo vertė, lygi 2.
Periodinės lentelės elementų elektronegatyvumas, kaip taisyklė, kiekviename periode nuosekliai didėja iš kairės į dešinę. Kiekvienoje grupėje, išskyrus kelias išimtis, elektronegatyvumas palaipsniui mažėja iš viršaus į apačią. Elektronegatyvumas gali būti naudojamas apibūdinti cheminę jungtį.
Ryšiai su mažesniu atomų elektronegatyvumo skirtumu vadinami poliniais kovalentiniais ryšiais. Kuo mažesnis cheminį ryšį sudarančių atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo mažesnis šio ryšio joniškumo laipsnis. Nulinis atomų elektronegatyvumo skirtumas rodo, kad jų suformuotame ryšyje nėra joninio charakterio, tai yra, jis yra labai kovalentiškas.
Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas
Cheminių ryšių poliškumas, cheminio ryšio charakteristika, rodantis elektronų tankio persiskirstymą erdvėje šalia branduolių, palyginti su pradiniu šio tankio pasiskirstymu neutraliuose atomuose, sudarančius tam tikrą ryšį.
Beveik visi cheminiai ryšiai, išskyrus ryšius dviatominėse homobranduolinėse molekulėse, yra vienokiu ar kitokiu poliariniu laipsniu. Paprastai kovalentiniai ryšiai yra silpnai poliniai, joniniai – labai poliniai.
Pavyzdžiui:
kovalentiniai nepoliniai: Cl2, O2, N2, H2, Br2
kovalentinis polinis: H2O, SO2, HCl, NH3 ir kt.
Poliškumas.
Priklausomai nuo bendros elektronų poros vietos (elektronų tankio) tarp atomų branduolių, skiriami nepoliniai ir poliniai ryšiai.
Nepolinį ryšį sudaro vienodo elektronegatyvumo elementų atomai. Elektronų tankis pasiskirsto simetriškai atomų branduolių atžvilgiu.
Ryšys tarp atomų, turinčių skirtingą elektronegatyvumą, vadinamas poliniu. Bendra elektronų pora yra pakreipta link labiau elektronegatyvaus elemento. Teigiamų (b +) ir neigiamų (b -) krūvių svorio centrai nesutampa. Kuo didesnis ryšį sudarančių elementų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis jungties poliškumas. Kai elektronegatyvumo skirtumas yra mažesnis nei 1,9, atsižvelgiama į ryšį poliarinis kovalentinis.
Dviatominei molekulei molekulės poliškumas sutampa su jungties poliškumu. Daugiaatominėse molekulėse bendras molekulės dipolio momentas yra lygus visų jos ryšių momentų vektorinei sumai. Dipolio vektorius nukreiptas nuo + iki -
3 pavyzdys. Naudodami valentinio ryšio metodą, nustatykite alavo (II) chlorido ir alavo (IV) chlorido molekulių poliškumą.
50 Sn reiškia p - elementus.
Valentinių elektronų 5s 2 5p 2. Elektronų pasiskirstymas kvantinėse ląstelėse normalioje būsenoje:
| |
| |
| |
Alavo (IV) chlorido – SnCl 4, alavo (II) chlorido – SnCl 2 cheminės formulės
Norėdami sukurti molekulių geometrinę formą, pavaizduosime nesuporuotų valentinių elektronų orbitales, atsižvelgdami į jų maksimalų persidengimą
Ryžiai. 4. SnCl 2 ir SnCl 4 molekulių geometrinė forma
Sn elektronegatyvumas yra 1,8. Cl - 3,0. Sn – Cl ryšys, polinis, kovalentinis. Pavaizduokime polinių ryšių dipolio momentų vektorius.
SnCl 2 ir SnCl 4 molekulėse
SnCl 2 – polinė molekulė
SnCl4 yra nepolinė molekulė.
Medžiagos, priklausomai nuo temperatūros ir slėgio, gali egzistuoti dujinės, skystos ir kietos agregacijos būsenos.
Dujinėje būsenoje medžiagos yra atskirų molekulių pavidalu.
Skystoje būsenoje agregatų pavidalu, kur molekulės yra surištos tarpmolekulinėmis van der Waals jėgomis arba vandeniliniais ryšiais. Be to, kuo poliariškesnės molekulės, tuo stipresnis ryšys ir dėl to aukštesnė skysčio virimo temperatūra.
Kietose medžiagose struktūrinės dalelės yra sujungtos tiek tarpmolekuliniais, tiek tarpmolekuliniais ryšiais. Klasifikuoti: joninius, metalinius, atominius (kovalentinius), molekulinius kristalus ir kristalus su mišriomis jungtimis.
KONTROLĖS UŽDUOTYS
73. Kodėl elementai chloras ir kalis yra aktyvūs, o tarp jų esantis elementas argonas yra neaktyvus?
74. Valentinių ryšių metodu paaiškinkite, kodėl vandens molekulė (Н 2 О) yra polinė, o metano molekulė (СН 4) – nepolinė?
75. Medžiaga anglies monoksidas (II) yra veiklioji medžiaga, o anglies monoksidas (IV) klasifikuojamas kaip mažai aktyvi medžiaga. Paaiškinkite naudodami valentinio ryšio metodą.
76. Kaip kinta azoto ir deguonies molekulių stiprumas. Paaiškinkite naudodami valentinio ryšio metodą.
77. Kodėl natrio chlorido (NaCl) kristalo savybės skiriasi nuo natrio (Na) kristalo savybių? Koks ryšys vyksta šiuose kristaluose?
78. Valentinių ryšių metodu nustatykite aliuminio chlorido ir sieros vandenilio molekulių poliškumą.
79. Kokio tipo hidroksidai yra rubidžio hidroksidas? Paaiškinkite naudodami valentinio ryšio metodą.
80. Skysto vandenilio fluorido virimo temperatūra yra 19,5 0 С, o skysto vandenilio chlorido (- 84,0 0 С). Kodėl yra toks didelis virimo taškų skirtumas?
81. Valentinių ryšių metodu paaiškinkite, kodėl anglies tetrachloridas (CCl 4) yra nepolinis, o chloroformas (CHCl 3) – polinė medžiaga?
82. Kaip kinta ryšių stiprumas CH 4 - SnH 4 molekulėse? Paaiškinkite valentinių junginių metodu.
83. Kokie galimi junginiai sudaro elementus: šviną ir bromą? Nustatykite šių ryšių poliškumą.
84. Valentinių ryšių metodu nustatykite azoto molekulių ir azoto (III) bromido poliškumą.
85. Vandens virimo temperatūra yra 100 0 С, o sieros vandenilio (60,7 0 С). Kodėl yra toks didelis virimo taškų skirtumas?
86. Nustatykite, kuriame junginyje stipresnis ryšys yra alavo bromidas ar anglies bromidas? Nustatykite šių junginių poliškumą.
87. Valentinių ryšių metodu nustatykite galio jodido ir bismuto jodido molekulių poliškumą.
88. Naudodami cheminio ryšio teoriją paaiškinkite, kodėl ksenonas priklauso tauriesiems (mažo aktyvumo) elementams.
89. Nurodykite hibridizacijos tipą (sp, sp 2, sp 3) junginiuose: BeCl 2, SiCl 4. Nubrėžkite molekulių geometrines figūras.
90. Nubraižykite jungčių erdvinį išsidėstymą molekulėse: boro hidrido ir fosforo (III) hidrido. Nustatykite molekulių poliškumą.
Metodiniai nurodymai disciplinos kontrolės užduotims atlikti Chemija»Ne chemijos specialybių neakivaizdinių kursų studentams. 1 dalis.
Sudarė: Docentas, Ph.D. Obukhovas V.M.
asistentė Kostareva E.V.
Pasirašyta spaudai Rašomasis popierius Nr. 1
įsakymas Nr. red. l.
Formatas 60/90 / 1/16. KONV. spausdinti l.
Atspausdinta ant RISO GR 3750
Naftos ir dujų universiteto leidykla
valstybė švietimo įstaiga profesionalus Aukštasis išsilavinimas
„Tiumenės valstybinis naftos ir dujų universitetas“
Naftos ir dujų universiteto leidyklos operatyvinės spaudos skyrius
625000, g. Tiumenė, Šv. Volodarskis, 38 m
