Аль молекулд бондын туйлшрал өндөр байдаг. Цахилгаан чанар. Харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар. Химийн бондын туйлшрал, молекул ба ионы туйлшрал. Харилцааны туйлшралыг тодорхойлох
Хоёр төрлийн ковалент бонд байдаг: туйлын бус ба туйлын... Туйлшралгүй ковалент бондын хувьд ердийн хос электрон буюу электрон бондын үүлээс бүрдсэн электрон үүл нь хоёр атомын хувьд тэгш хэмтэйгээр орон зайд тархдаг. Жишээлбэл, нэг элементийн атомуудаас бүрдсэн диатомик молекулууд: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 болон бусад электрон хосууд хоёулаа ижил атомд хамаардаг. Туйлын ковалент бондын хувьд бондын электрон үүл нь харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар өндөртэй атом руу шилждэг. Үүний нэг жишээ бол дэгдэмхий органик бус нэгдлүүдийн молекулууд юм: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 болон бусад.
Атомын харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар
Молекул дахь эерэг ба сөрөг цэнэгийн цахилгаан төвүүд нэг цэг дээр давхцдаггүй боловч тодорхой зайд байрладаг ℓ.
Цахилгаан диполын тогтмол момент бүхий туйлт молекул
Ерөнхий төвийг сахисан молекул нь хлорын атом дээр q - ба устөрөгчийн атом дахь q + цэнэгтэй цахилгаан дипол юм. Ийм холбоо ба молекулуудыг нэрлэдэг туйл... Q молекул дахь атомуудын цэнэгийг нэрлэдэг үр дүнтэй төлбөр(HCl молекул дахь q cl = -0.18; ба q n = +0.18 электрон абсолют цэнэг, бондын иончлолын зэрэг
Бонд ба молекулын туйлшралын хэмжүүр нь диполын цахилгаан момент(μ - "mu") -ийг бүтээгдэхүүнээр тодорхойлно
μ = qℓ, Kl ∙ m эсвэл μ = qℓ / 3.33 ∙ 10 -30, Д.
энд q нь үр дүнтэй цэнэг юм; ℓ нь диполын урт юм. Диполын цахилгаан моментийн нэгжийг (SI систем) 3.33 ∙ 10 -30 C ∙ m (кулон метр) = 1D (D -Debye) гэж илэрхийлнэ.
Диполын цахилгаан момент нь вектор хэмжигдэхүүн юм. Түүний чиглэлийг эерэг цэнэгээс сөрөг цэнэг рүү холбосон электрон үүлийг нүүлгэн шилжүүлэх чиглэлд авдаг. Туйл молекул дахь элементүүдийн цахилгаан сөрөг чанаруудын ялгаа их байх тусам диполын цахилгаан момент их байх болно.
Полиатомик молекулуудын хувьд бие даасан бондын дипол момент ба молекулыг бүхэлд нь ялгах хэрэгтэй. Молекулд хэд хэдэн холбоо байгаа тохиолдолд тэдгээрийн диполын моментийг параллелограмм дүрмийн дагуу нэмж, бондын чиглэлээс хамаарч тодорхойлдог молекулын хэлбэрээс хамаарч үүссэн диполын момент нь хувь хүний диполь моментоос ялгаатай байдаг. бонд ба тодорхой тохиолдолд (өндөр тэгш хэмтэй молекулуудын хувьд) тус тусдаа бондын туйлширлыг үл харгалзан тэг байж болно. Жишээлбэл, шугаман CO 2 молекул нь туйлын бус (μ = 0) боловч С = О бонд бүр нь диполын агшинтай (μ = 2.7 D) байдаг.
2.7 D 2.7 d
Туйлшралгүй ковалент холбоо агуулсан молекулуудыг нэрлэдэг туйлын бусэсвэл гомеополяр... Ийм молекулуудад холбогч электрон үүл нь хоёр атомын цөмүүдийн хооронд тэгш хэмтэй тархдаг бөгөөд бөөмүүд үүнтэй адил ажилладаг. Үүний нэг жишээ бол H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 болон бусад нэг элементийн атомуудаас бүрдсэн энгийн бодисын молекулууд юм. Ийм молекулуудын цахилгаан дипол момент тэг байна.
Гадны цахилгаан талбайн нөлөөн дор молекулууд (мөн бие даасан бондууд) туйлшрах чадварыг нэрлэдэг туйлширах чадвар. Энэ нь мөн ойртож буй туйлын молекулын үүсгэсэн талбайн нөлөөн дор үүсч болно. Тиймээс туйлширах чадвар нь химийн урвалд чухал ач холбогдолтой юм.
Молекулын туйлшрал ба түүний цахилгаан диполын моментийг авч үзэх нь үргэлж чухал байдаг. Сүүлийнх нь бодисын урвалд орохтой холбоотой юм. Дүрмээр бол молекулын диполын цахилгаан момент их байх тусам тухайн бодисын урвалын идэвх өндөр болно. Бодисын уусах чадвар нь диполын цахилгаан моменттой холбоотой байдаг. Шингэний туйлт молекулууд нь "уусдаг шиг уусдаг" зарчмын дагуу ууссан электролитуудын цахилгаан диссоциацийг дэмждэг.
Гомонуклеар молекулуудад (H 2, F 2, гэх мэт) холбоо бүрдүүлдэг электрон хос нь атом бүрт адилхан хамаардаг тул молекул дахь эерэг ба сөрөг цэнэгийн төвүүд давхцдаг. Ийм молекулууд туйлширдаггүй.
Гэсэн хэдий ч гетеронуклеар молекулуудад өөр өөр атомуудын долгионы функцийг холбоход оруулсан хувь нэмэр ижил биш юм. Илүүдэл электрон нягтрал нь атомуудын аль нэгний ойролцоо байдаг тул илүүдэл сөрөг цэнэг, нөгөө хэсэгт нь эерэг байдаг. Энэ тохиолдолд тэд электрон хосыг нэг атомаас нөгөөд шилжүүлэх тухай ярьдаг боловч үүнийг шууд утгаар нь ойлгох ёсгүй, харин молекулын нэг цөмийн ойролцоо электрон хос олох магадлалыг нэмэгдүүлдэг.
Ийм нүүлгэн шилжүүлэлтийн чиглэл, түүний хэмжээг хагас тоон тооцооллыг тодорхойлохын тулд цахилгаан сөрөг байдлын тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн.
Цахилгаан сөрөг байдлын хэд хэдэн хэмжүүр байдаг. Гэсэн хэдий ч элементүүдийг цахилгаан сөрөг байдлын хувьд дарааллаар нь дараалсан байдлаар байрлуулсан тул ялгаа нь ач холбогдолгүй бөгөөд цахилгаан сөрөг байдлын хэмжүүрийг харьцуулж болно.
Р.Мулликений цахилгаан сөрөг чанар нь иончлолын энерги ба электронуудын хамаарлын хагас нийлбэр юм (Хэсэг 2.10.3-ийг үзнэ үү):
Валент электрон хосыг илүү электрон сөрөг атом руу шилжүүлдэг.
Цахилгаан сөрөг байдлын үнэмлэхүй утгыг биш харин харьцангуй утгыг ашиглах нь илүү тохиромжтой. Лити 3 Li -ийн цахилгаан сөрөг чанарыг эв нэгдэл гэж үздэг. Аливаа А элементийн харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар нь дараахь хэмжээтэй тэнцүү байна.
Хүнд шүлтлэг металууд нь хамгийн бага цахилгаан эсэргүүцэлтэй байдаг (X Fr = 0.7). Хамгийн их цахилгаан сөрөг элемент бол фтор юм (X F = 4.0). Хугацааны хувьд цахилгаан сөрөг чанар нэмэгдэх хандлага ажиглагдаж байгаа бөгөөд дэд бүлгүүд буурах хандлагатай байна (Хүснэгт 3.4).
Энэхүү хүснэгтэд байгаа өгөгдлийг (түүнчлэн бусад цахилгаан хэмжигдэхүүний хэмжээсийн өгөгдлийг) практикт ашиглахдаа гурван ба түүнээс дээш атомаас бүрдэх молекулуудад хөрш зэргэлдээ хүмүүсийн нөлөөгөөр цахилгаан сөрөг байдлын утга мэдэгдэхүйц өөрчлөгдөж болохыг анхаарах хэрэгтэй. атомууд. Хатуухан хэлэхэд тогтмол цахилгаан сөрөг чанарыг элементэд хамааруулж болохгүй. Энэ нь элементийн валентын төлөв байдал, нэгдлүүдийн төрөл гэх мэтээс хамаарна. Гэсэн хэдий ч энэхүү ойлголт нь химийн холбоо ба нэгдлүүдийн шинж чанарыг чанарын хувьд тайлбарлахад тустай байдаг.
Хүснэгт 3.4
S- ба p-элементүүдийн цахилгаан сөрөг чанар
|
Хугацаа |
Бүлэг |
||||||
Бондын туйлшрал нь хоёр атомын молекул дахь валент электрон хосын шилжилтээр тодорхойлогддог бөгөөд тоон үзүүлэлтээр тодорхойлогддог. диполын мөч,эсвэл диполын цахилгаан момент, молекулууд. Энэ нь цөм хоорондын зайны үржвэртэй тэнцүү юм Г.молекул ба энэ зайд харгалзах үр дүнтэй цэнэг 5:
Ямар ч байсан Г.эерэгээс сөрөг цэнэг рүү чиглэсэн вектор гэж тооцогддог, диполын момент нь мөн вектор бөгөөд ижил чиглэлтэй байдаг. Диполь моментын хэмжих нэгж нь D -debye (1D = 3.33 10 -30 C m) юм.
Нарийн төвөгтэй молекулын дипол моментийг бүх бондын дипол моментуудын векторын нийлбэр гэж тодорхойлдог. Тиймээс хэрэв AB I молекул нь холбоо бүрийн шугамын хувьд тэгш хэмтэй байвал туйлыг үл харгалзан ийм молекулын нийт диполь момент юм.
үгүй A-B холбоосууд, тэгтэй тэнцүү байна: D = ^ D; = 0. Жишээ нь тохиолдлууд байна
Өмнө нь авч үзсэн тэгш хэмтэй молекулууд, тэдгээрийн холбоосууд нь эрлийз тойрог замаас үүсдэг: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 гэх мэт.
Ганц бие хос электронуудын оролцоотойгоор эрлийз бус тойрог зам эсвэл эрлийз тойрог замаар бонд үүсгэдэг молекулууд нь холболтын шугамын хувьд тэгш бус байдаг. Ийм молекулуудын дипол момент нь тэгтэй тэнцүү биш юм. Ийм туйлт молекулуудын жишээ: H 2 S, NH 3, H 2 0 гэх мэт. 3.18 нь тэгш хэмгүй BeF 2 (fl) молекул ба тэгш бус H 2 S молекул дахь туйлт бондын векторуудын нийлбэрийн график тайлбарыг харуулав. (б).
Цагаан будаа. 3.18.(A) BeF 2 ба (b) H 2 S молекулуудын дипол моментууд
Өмнө дурьдсанчлан, бонд үүсгэж буй атомуудын цахилгаан сөрөг чанаруудын ялгаа их байх тусам валентын электрон хосыг шилжүүлэх тусам туйл нь илүү туйлтай байх тул хүснэгтэд үзүүлэв. 3.5.
Хүснэгт 3.5
II үеийн элементүүдийн фтор агуулсан хэд хэдэн нэгдлүүдийн бондын мөн чанарын өөрчлөлт
Туйлын холболтын хувьд хоёр бүрэлдэхүүн хэсгийг уламжлалт байдлаар ялгаж болно: ион, цахилгаан статик таталтаас үүдэлтэй, тойрог замын давхцалаас үүдэлтэй ковалент.Цахилгаан чанаруудын ялгаа нэмэгдэх тусам ӨөВалент электрон хосууд улам бүр сөрөг үр дүнтэй цэнэг авдаг фторын атом руу шилжих болно. Бондонд ионы бүрэлдэхүүн хэсгийн оруулсан хувь нэмэр нэмэгдэж, ковалент бүрэлдэхүүн хэсгийн фракц буурдаг. Тоон өөрчлөлт нь чанарын хувьд өөрчлөгддөг: UF молекул дахь электрон хос нь бараг бүхэлдээ фторт хамаардаг бөгөөд түүний үр дүнтэй цэнэг нь эв нэгдэлд ойртдог. электрон цэнэг рүү. Ли + катион ба анион гэсэн хоёр ион үүссэн гэж бид үзэж болно F ~,бонд нь зөвхөн тэдний цахилгаан статик таталтаас үүдэлтэй (ковалент бүрэлдэхүүн хэсгийг үл тоомсорлож болно). Энэ холболтыг нэрлэдэг ионик.Үүнийг дараах байдлаар харж болно Ковалент туйлт бондын онцгой тохиолдол.
Цахилгаан статик талбар нь илүүд үздэг чиглэлүүд байдаггүй. Тийм ч учраас ионы холбооковалентээс ялгаатай чиглэл нь өвөрмөц биш юм.Ион нь эсрэг цэнэгтэй олон тооны ионтой харилцан үйлчилдэг. Энэ нь ионы бондын өөр нэг өвөрмөц шинж чанартай холбоотой юм. ханалт дутмаг.
Ионы молекулуудын хувьд холбох энергийг тооцоолж болно. Хэрэв бид ионыг цэнэг бүхий хэлбэрээ алдахгүй бөмбөг гэж үзвэл ± e,дараа нь ионуудын төвүүдийн хоорондох зайнаас хамааран тэдгээрийн хоорондох таталцлын хүч Г.Кулоны тэгшитгэлээр илэрхийлж болно.
Таталцлын энергийг харьцаагаар тодорхойлно 
Дөхөх үед электрон бүрхүүлийн харилцан үйлчлэлээс болж түлхэх хүч гарч ирдэг. Энэ нь градус хүртэлх зайтай урвуу пропорциональ байна NS:
хаана V- зарим тогтмол. Үзүүлэгч NSИонуудын эв нэгдэл, янз бүрийн тохиргооны хувьд 5-12 хооронд хэлбэлздэг. Хүч нь зайны хувьд энергийн дериватив гэдгийг харгалзан (3.6) тэгшитгэлээс бид дараахь зүйлийг олж авна.
Өөрчлөлтөөр Г.өөрчлөх F npба F qtt.Зарим зайд r 0Эдгээр хүчнүүд тэнцүү бөгөөд энэ нь харилцан үйлчлэлийн энергийн хамгийн бага хэмжээтэй тэнцэнэ U Q.Өөрчлөлтийн дараа та авах боломжтой
Энэ тэгшитгэлийг Төрсөн тэгшитгэл гэж нэрлэдэг.
Хараат байдлын муруйн хамгийн бага хэмжээ U = f (r)тэнцвэрийн зай r 0 ба энерги U Q.Энэ бол ионуудын хоорондох холболтын энерги юм. Тэр ч байтугай NSтодорхойгүй байгаа тул 1 -ийг аваад холбох энергийн үнэ цэнийг тооцоолох боломжтой /NSтэгтэй тэнцүү:
Энэ тохиолдолд алдаа нь 20%-иас хэтрэхгүй байх болно.
Цэнэг бүхий ионуудын хувьд z lба z 2 тэгшитгэл (3.7) ба (3.8) дараах хэлбэрийг авна.
Ийм төрлийн молекулуудад цэвэр ионтой ойртох холбоо байх нь асуудалтай тул сүүлийн тэгшитгэлийг маш бүдүүлэг ойролцоо гэж үзэх хэрэгтэй.
Үүний зэрэгцээ бондын туйлшрал ба иончлолын асуудлуудыг эсрэг байрлалаас - ион туйлшралын үүднээс авч үзэж болно. Электроныг бүрэн шилжүүлэх боломжтой гэж үздэг бөгөөд молекул нь тусгаарлагдсан ионуудаас бүрддэг. Дараа нь ионуудын үүсгэсэн цахилгаан талбайн нөлөөн дор электрон үүлийг нүүлгэн шилжүүлдэг. туйлшралионууд.
Туйлшрал бол хосолсон хоёр үйл явц юм туйлшруулагч үйлдэлионууд туйлширах чадвар.Туйлширах чадвар гэдэг нь ион, молекул эсвэл атомын электрон үүл нь өөр ионы цахилгаан статик талбайн нөлөөн дор хэв гажих чадвар юм. Энэ талбайн хүч чадал нь ионы туйлшруулагч нөлөөг тодорхойлдог. (3.10) тэгшитгэлээс харахад ионы туйлшруулагч үйлдэл нь их байх тусам түүний цэнэг их байх ба радиус нь бага байх болно. Катионуудын цацраг нь дүрмээр бол анионуудын радиусаас хамаагүй бага байдаг тул практик дээр катионуудын нөлөөн дор анионы туйлшралтай харьцах хэрэгтэй болдог, гэхдээ эсрэгээр биш. Ионуудын туйлширах чадвар нь тэдгээрийн цэнэг, радиусаас хамаарна. Том хэмжээтэй, цэнэгтэй ионууд илүү туйлширдаг. Ионы туйлшруулагч үйлдэл нь эсрэг цэнэгийн ионы электрон үүлийг өөртөө татах хүртэл буурдаг. Үүний үр дүнд бондын ион чанар буурдаг, өөрөөр хэлбэл. холбоо нь туйлын ковалент болдог. Ийнхүү ионуудын туйлшрал нь бондын ионжилтын түвшинг бууруулдаг бөгөөд энэ нь бондын туйлшралын эсрэг юм.
Молекул дахь ионуудын туйлшрал, өөрөөр хэлбэл. дотор ковалент бондын эзлэх хувь нэмэгдэх нь ион болж задрах хүчийг нэмэгдүүлдэг. Ижил төрлийн анион бүхий өгөгдсөн катионы нэгдлүүдийн цуваанд анионуудын туйлшрах чадвар нэмэгдэх тусам уусмал дахь диссоциацийн түвшин буурдаг. Жишээлбэл, хар тугалганы галогенид PbCl 2 - PbBr 2 - PN 2 цувралд галоген анионуудын радиус нэмэгдэж, туйлшрах чадвар нь нэмэгдэж, ион болгон задрах нь буурч байгаа нь уусах чадвар буурсантай холбоотой юм.
Ижил анион ба хангалттай том катион бүхий давсны шинж чанарыг харьцуулахдаа катионы туйлшралыг анхаарч үзэх хэрэгтэй. Жишээлбэл, Hg 2+ ионы радиус нь Ca 2+ ионы радиусаас их байдаг тул Hg 2+ нь Ca 2+ -ээс илүү туйлширдаг. Үүний үр дүнд CaCl 2 нь хүчтэй электролит юм. уусмалд бүрэн уусдаг ба HgCl 2 - сул электролит, өөрөөр хэлбэл. шийдэлд бараг салдаггүй.
Молекул дахь ионуудын туйлшрал нь атом эсвэл молекул руу задрах үед түүний хүчийг бууруулдаг. Жишээлбэл, CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 цувралд галоген ионуудын радиус нэмэгдэж, Ca 2+ ионоор туйлшрах нь нэмэгддэг тул кальци ба галоген рүү дулааны диссоциацийн температур буурдаг: CaHa1 2 = Ca + Ha1 2.
Хэрэв ион амархан туйлширдаг бол түүнийг өдөөхөд бага энерги шаардагддаг бөгөөд энэ нь харагдах гэрлийн квант шингээлттэй тохирч байдаг. Ийм нэгдлүүдийн уусмалын өнгөний шалтгаан нь энэ юм. Туйлшрах чадвар нэмэгдэх нь өнгө нэмэгдэхэд хүргэдэг, жишээлбэл NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 цуврал (анионы туйлшрах чадвар нэмэгдсэн) эсвэл KC1 - CuCl 2 цувралд (катионы туйлшрах чадвар нэмэгдсэн).
Ковалент туйл ба ионы бондын хоорондох хил хязгаар нь дур зоргоороо байдаг. Хийн төлөвт байгаа молекулуудын хувьд цахилгаан сөрөг байдлын ялгааг харгалзан үздэг АХ> 2.5 холбоо нь ион юм. Туйлын уусгагчийн уусмал, талст төлөвт болор торны талбайн уусгагч молекулууд ба хөрш хэсгүүд хүчтэй нөлөө үзүүлдэг. Тиймээс бондын ионы шинж чанар нь цахилгаан сөрөг чанараас хамаагүй бага ялгаатай байдлаар илэрдэг. Практик дээр уусмал ба талст дахь ердийн металл ба металлын хоорондох хамаарал нь ионы шинж чанартай гэж бид үзэж болно.
Сөрөг цэнэгийн төв нь эерэг цэнэгтэй төвтэй давхцахгүй байвал молекул туйлширдаг. Ийм молекул нь диполь юм: орон зайд цэнэгийн тэмдгийн хувьд тэнцүү, эсрэг хоёр тэнцүү хуваагддаг.
Диполыг ихэвчлэн сум нь диполын эерэг үзүүрээс сөрөг төгсгөл рүү чиглүүлдэг тэмдэгээр тэмдэглэдэг. Молекул нь диполын моменттэй бөгөөд цэнэгийн хэмжээг цэнэгийн төвүүдийн хоорондох зайгаар үржүүлсэнтэй тэнцүү байна.
Молекулуудын дипол моментийг хэмжих боломжтой; олсон зарим утгыг хүснэгтэд үзүүлэв. 1.2. Дипол моментуудын утга нь янз бүрийн молекулуудын харьцангуй туйлшралын хэмжүүр болдог.
Хүснэгт 1.2 (сканыг үзнэ үү) Диполын моментууд
Молекул нь туйлшралтай байх нь эргэлзээгүй. Молекулын туйлшралыг бие даасан бондын туйлуудын нийлбэр гэж ойлгож болох тул бид бондын туйлшралыг авч үзэх болно.
Молекулууд нь диполь момент нь тэгтэй тэнцүү, өөрөөр хэлбэл туйлгүй байдаг. Өгөгдсөн молекулуудын аль алинд нь ижил төстэй хоёр атом нь мэдээж ижил цахилгаан сөрөг шинж чанартай, мөн адил өөрийн электронтой байдаг; цэнэг нь тэг, тэгэхээр диполын момент нь тэг болно.
Төрлийн молекул нь диполь агшин ихтэй байдаг.Хэдийгээр устөрөгчийн фторидын молекул жижиг боловч цахилгаан сөрөг фтор нь электроныг хүчтэй татдаг; зай нь бага боловч цэнэг нь том тул диполын момент нь бас том юм.
Метан ба нүүрстөрөгчийн тетрахлорид нь тэг дипол моменттэй байдаг. Нүүрстөрөгчийн тетрахлорид дахь бие даасан бонд нь туйлширдаг боловч тетраэдрийн зохион байгуулалтын тэгш хэмийн улмаас бие биенээ цуцалдаг (Зураг 1.9). Метил хлоридын хувьд нүүрстөрөгч -хлорын бондын туйлшрал нөхөгдөөгүй бөгөөд метил хлоридын дипол момент нь молекулуудын туйлшрал нь дан ганц бондын туйлшралаас төдийгүй чиглэл, өөрөөр хэлбэл хэлбэрээс хамаарна. молекулын.
Аммиакийн диполь момент нь тэнцүү бөгөөд үүнийг Зураг дээр үзүүлсэн чиглэлтэй бие даасан бондын гурван моментийн нийт диполь момент (векторын нийлбэр) гэж үзэж болно.
Цагаан будаа. 1.9. Зарим молекулуудын дипол моментууд. Бонд ба молекулуудын туйлшрал.
Үүний нэгэн адил усны диполын моментийг тэнцүү гэж үзэж болно
Аммиакийн нэгэн адил пирамид бүтэцтэй азотын трифторидын хувьд ямар диполын момент хүлээх ёстой вэ? Фтор бол хамгийн цахилгаан сөрөг элемент бөгөөд электронуудыг азотоос маш ихээр холдуулдаг. Тиймээс азотын - фторын бонд нь туйлын туйлтай байх ёстой бөгөөд векторын нийлбэр нь том байх ёстой - тийм ч туйлгүй β бондтой аммиактай харьцуулахад хамаагүй их байх ёстой.
Туршилт юу өгдөг вэ? Азотын трифторидын диполь момент нь аммиакийн диполь моментоос хамаагүй бага юм.
Энэ баримтыг хэрхэн тайлбарлах вэ? Дээрх хэлэлцүүлэгт ганц хос электроныг тооцоогүй болно. B (энэ хосын хувьд орбитал эзэлдэг бөгөөд түүний диполь моментод оруулсан хувь нэмэр нь фторын бондын азотын нийт моменттой харьцуулахад эсрэг чиглэлтэй байх ёстой (Зураг 1.10); эсрэг тэмдгийн эдгээр мөчүүд нь ойролцоогоор ижил утгатай бөгөөд үүний үр дүнд чиглэл нь тодорхойгүй жижиг диполь момент ажиглагддаг.Аммиакийн хувьд диполь моментийг ихэвчлэн энэ чөлөөт электрон хосоор тодорхойлдог бөгөөд бондын моментуудын нийлбэрээс шалтгаалан нэмэгддэг. Мэдээжийн хэрэг, тэдгээрийн байгаа бусад молекулууд.
Диполын моментуудын утгаас молекулын бүтцийн талаар үнэ цэнэтэй мэдээллийг олж авах боломжтой. Жишээлбэл, туйлын молекул руу хөтөлдөг нүүрстөрөгчийн тетрахлоридын бүтцийг зөвхөн "диполын моментийн хэмжээг үндэслэн хасч болно.
Цагаан будаа. 1.10. Зарим молекулуудын дипол моментууд. Ганц бие электронуудын оруулсан хувь нэмэр. Ганц хос электроноос үүдэлтэй диполь момент нь бондын моментийн нийт векторын чиглэлтэй эсрэг чиглэлтэй байдаг.
Тиймээс дипол момент нь нүүрстөрөгчийн тетрахлоридын тетраэдрийн бүтцийг баталгаажуулдаг (хэдийгээр энэ нь тийм биш боловч бусад бүтэц боломжтой тул туйлын бус молекулыг өгөх болно).
Даалгавар 1.4. Доорх хоёр боломжит бүтцийн аль нь тэг диполь моменттэй байх ёстой вэ? a) Нүүрстөрөгч нь дөрвөлжингийн төв хэсэгт, хлорын атомууд, b) Нүүрстөрөгч нь тетраэдрийн пирамидын дээд хэсэгт, хлорын атомууд нь суурийн буланд байрладаг.
Даалгавар 1.5. Хэдийгээр нүүрстөрөгч - хүчилтөрөгч ба бор - фторын холбоо нь туйлширсан байх ёстой боловч нэгдлүүдийн дипол момент тэг байна. Нөлөө бүрийн хувьд атомын зохион байгуулалтыг санал болгож, тэг тэг диполь момент үүсгэнэ.
Ихэнх нэгдлүүдийн хувьд диполын моментийг хэзээ ч хэмжиж байгаагүй. Эдгээр нэгдлүүдийн туйлшралыг тэдгээрийн бүтцээс урьдчилан таамаглаж болно. Бондын туйлшрал нь атомуудын цахилгаан сөрөг чанараар тодорхойлогддог; Хэрэв холбоосын хоорондох өнцөг мэдэгдэж байвал хосгүй электрон хосыг харгалзан молекулын туйлыг тодорхойлж болно.
Элементүүдийн атомуудын цахилгаан сөрөг чанар.Харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар. Хугацааны хүснэгтийн үе ба бүлгүүдийн өөрчлөлт. Химийн бондын туйлшрал, молекул ба ионы туйлшрал.
Цахилгаан чанар (EO) нь атомын электрон хосуудыг өөр рүүгээ нүүлгэх чадвар юм.
E.o. Энэ нь арифметикийн хувьд ½ иончлолын энергийн нийлбэр ба электронтой ижил төстэй энергитэй тэнцүү энерги юм.
E.O. = ½ (I + E)
Харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар. (OEE)
Фторыг хамгийн хүчтэй e.o элемент болгон бусад элементүүдийг харгалзан үздэг 4.00 гэсэн утгыг өгдөг.
Хугацааны хүснэгтийн үе ба бүлгүүдийн өөрчлөлт.
Хугацааны дотор цөмийн цэнэг зүүнээс баруун тийш нэмэгдэх тусам цахилгаан сөрөг чанар нэмэгддэг.
Хамгийн багаутга нь шүлтлэг ба шүлтлэг металлын хувьд ажиглагддаг.
Хамгийн агуу- галогенуудын хувьд.
Цахилгаан чанар өндөр байх тусам элементүүдийн металл бус шинж чанар илүү хүчтэй болно.
Цахилгаан чанар (χ) нь үндсэн зүйл юм химийн шинж чанаратом, молекул дахь атомын нийтлэг электрон хосуудыг өөр рүүгээ нүүлгэх чадварын тоон шинж чанар.
Атомын цахилгаан сөрөг чанарын тухай орчин үеийн ойлголтыг Америкийн химич Л.Паулинг танилцуулсан. Л.Паулинг цахилгаан сөрөг байдлын тухай ойлголтыг ашиглан гетератомын бондын энерги A-B (A, B нь аливаа зүйлийн бэлгэдэл болохыг тайлбарласан) химийн элементүүд) нь ерөнхийдөө гомоатомын геометрийн дундажаас их байна A-A холбоосуудба В-Б.
E.o -ийн хамгийн өндөр үнэ. фтор, хамгийн бага нь цезий юм.
Цахилгаан энергийн онолын тодорхойлолтыг Америкийн физикч Р.Мулликен санал болгов. Молекул дахь атомын электрон цэнэгийг өөртөө татах чадвар нь атомын иончлолын энерги, электронтой ойр байхаас шууд хамаардаг гэсэн тодорхой саналаас үндэслэн Р.Мулликен А атомын цахилгаан сөрөг байдлын тухай ойлголтыг танилцуулав. валентын төлөвийг иончлох үед гадаад электронуудын холболтын энергийн дундаж утга (жишээлбэл, A -аас A +хүртэл) ба үүний үндсэн дээр атомын цахилгаан сөрөг чанарын маш энгийн харьцааг санал болгов.
энд J1A ба εA нь тус тусдаа атомын иончлолын энерги ба түүний электрон хамаарал юм.
Хатуухан хэлэхэд, элементийг байнгын цахилгаан сөрөг гэж нэрлэж болохгүй. Атомын цахилгаан сөрөг чанар нь олон хүчин зүйлээс хамаардаг, тухайлбал, атомын валент байдал, албан ёсны исэлдэлтийн төлөв, координатын тоо, молекулын систем дэх атомын орчныг бүрдүүлэгч лигандуудын шинж чанар, зарим зүйлээс хамаарна. бусад. Сүүлийн үед цахилгаан сөрөг чанарыг тодорхойлохын тулд бонд үүсэхэд оролцож буй атомын тойрог замын төрөл, түүний электрон популяци, өөрөөр хэлбэл атомын тойрог замыг эзэлсэн эсэхээс хамаардаг тойрог замын цахилгаан сөрөг чанарыг ашигладаг. ганц электрон хосоор, нэг удаа хосгүй электроноор дүүрсэн эсвэл хоосон байна. Цахилгаан сөрөг байдлыг тайлбарлах, тодорхойлоход нэлээд бэрхшээлтэй байсан ч молекулын систем дэх холбоосын шинж чанарыг чанарын тодорхойлолт, урьдчилан таамаглахад шаардлагатай энерги, электрон цэнэгийн хуваарилалт, зэрэг зэргийг тодорхойлох шаардлагатай байдаг. ион чанар, хүчний тогтмол гэх мэт. Одоогийн арга бол Сандерсоны хандлага юм. Энэхүү хандлага нь атомуудын хоорондох химийн холбоо үүсэх явцад тэдгээрийн электрон чанаруудыг уялдуулах санаа дээр суурилдаг. Олон тооны судалгаагаар Сандерсоны цахилгаан сөрөг чанар ба үечилсэн хүснэгтийн ихэнх элементүүдийн органик бус нэгдлүүдийн хамгийн чухал физик -химийн шинж чанаруудын хоорондын хамаарлыг олж тогтоожээ. Органик нэгдлүүдийн молекулын атомуудын хооронд цахилгаан сөрөг чанарыг дахин хуваарилахад үндэслэсэн Сандерсоны аргыг өөрчлөх нь маш үр дүнтэй болсон.
2) Химийн бондын туйлшрал, молекул ба ионуудын туйлшрал.
Дүгнэлт болон сурах бичигт багтсан зүйл бол туйлшрал нь диполын моменттой холбоотой юм.Энэ нь нийтлэг электрон хосуудын аль нэг атом руу шилжсэний үр дүнд илэрдэг. холбосон атомууд. eo -ийн үнэ өндөр байх болно хоёр атом байх тусам тэдгээрийн хоорондох химийн холбоо илүү туйлт байх болно.Химийн холбоо үүсэх явцад электроны нягтын дахин хуваарилалт хэрхэн явагдахаас шалтгаалан хэд хэдэн төрөл байдаг.Химийн бондын туйлшралын хязгаарлагдмал тохиолдол нь нэг атом нөгөө рүү.
Энэ тохиолдолд хоёр ион үүсч, тэдгээрийн хооронд ионы холбоо үүснэ.Хоёр атом ионы холбоо үүсгэх чадвартай байхын тулд тэдгээрийн e.o. маш өөр. Хэрэв e.o. тэнцүү, дараа нь туйлт бус ковалент холбоо үүснэ.Ихэнхдээ туйлын ковалент холбоо олддог - өөр өөр eo утга бүхий атомуудын хооронд үүсдэг.
Атомын үр дүнтэй цэнэг нь бондын туйлшралын тоон үнэлгээ болдог.Атомын үр дүнтэй цэнэг нь химийн нэгдэл дэх тодорхой атомд хамаарах электронуудын тоо ба чөлөөт атомын электронуудын хоорондын ялгааг тодорхойлдог. .Электронегатив элементийн атом нь электроныг илүү хүчтэй татдаг тул электронууд түүнд илүү ойрхон байдаг бөгөөд энэ нь үр дүнтэй гэж нэрлэгддэг сөрөг цэнэг авдаг бөгөөд түүний хамтрагч ижил эерэг үр дүнтэй цэнэгтэй байдаг. атомууд тэдэнд адилхан хамааралтай, үр дүнтэй цэнэг нь тэгтэй тэнцүү байна.
Диатомик молекулуудын хувьд бондын туйлыг тодорхойлж, атомын үр дүнтэй цэнэгийг M = q * r диполын моментийг хэмжих замаар тодорхойлж болно, энд q нь диполийн туйлын цэнэг бөгөөд хоёр атомтай молекулын үр дүнтэй цэнэгтэй тэнцүү юм. , r нь цөмийн хоорондын зай.Бондын диполь момент нь вектор хэмжигдэхүүн юм. Энэ нь молекулын эерэг цэнэгтэй хэсгээс сөрөг хэсэг рүү чиглэсэн байдаг.Элементийн атомын үр дүнтэй цэнэг нь исэлдэлтийн төлөвтэй давхцдаггүй.
Молекулуудын туйлшрал нь бодисын шинж чанарыг ихээхэн тодорхойлдог. Цагаан туйлын молекулууд эсрэг цэнэгтэй туйлуудыг хооронд нь эргүүлж, тэдгээрийн хооронд харилцан таталцал үүсдэг. Тиймээс туйлт молекулаас үүссэн бодисууд нь туйлын бус молекулуудаас илүү хайлах ба буцлах цэгүүдтэй байдаг.
Туйлын молекултай шингэн нь илүү өндөр уусах чадвартай байдаг. Түүгээр ч барахгүй уусгагч молекулуудын туйлшрал их байх тусам туйл буюу ионы нэгдлүүдийн уусах чадвар өндөр болно. Энэхүү хамаарлыг уусгагчийн туйлт молекулууд уусгагчтай дипол-дипол эсвэл ион-диполын харилцан үйлчлэлээс шалтгаалан ууссан бодисын ион болгон задлахад хувь нэмэр оруулдагтай холбон тайлбарладаг. Жишээлбэл, устөрөгчийн хлоридын усан дахь уусмал, молекулууд нь туйлширсан, цахилгаан гүйдлийг сайн дамжуулдаг. Бензол дахь устөрөгчийн хлоридын уусмал нь мэдэгдэхүйц цахилгаан дамжуулалттай байдаггүй. Энэ нь бензолын молекулууд туйлширдаггүй тул бензолын уусмалд устөрөгчийн хлоридын ионжилт байхгүй байгааг харуулж байна.
Ионууд нь цахилгаан орон шиг бие биендээ туйлшруулагч нөлөө үзүүлдэг. Хоёр ион уулзах үед тэдгээрийн харилцан туйлшрал үүсдэг, өөрөөр хэлбэл. цөмтэй харьцуулахад гаднах давхаргын электронуудын шилжилт. Ионуудын харилцан туйлшрал нь цөм ба ионы цэнэг, ионы радиус болон бусад хүчин зүйлээс хамаардаг.
E.o -ийн бүлгүүдэд. буурдаг.
Элементүүдийн металлын шинж чанар нэмэгддэг.
Гаднах энергийн түвшний металл элементүүд нь 1,2,3 электрон агуулдаг бөгөөд иончлолын потенциалын утга багатай байдаг. Учир нь металууд электроноос татгалзах хандлагатай байдаг.
Металл бус элементүүд нь иончлолын энерги өндөртэй байдаг.
Гаднах бүрхүүлийг дүүргэх тусам металлын бус атомын радиус тодорхой хугацаанд буурдаг. Гаднах бүрхүүл дээрх электронуудын тоо 4,5,6,7,8 байна.
Химийн бондын туйлшрал. Молекул ба ионы туйлшрал.
Химийн бондын туйлшрал нь электрон хосуудын холбоосын аль нэг атом руу шилжсэнээр тодорхойлогддог.
Химийн холбоо нь валент орбиталын электронуудыг дахин хуваарилсны улмаас үүсдэг бөгөөд үүний үр дүнд ион үүсэх эсвэл нийтлэг электрон хосууд үүссэний улмаас эрхэмсэг хийн тогтвортой электрон тохиргоо үүсдэг.
Химийн бонд нь энерги, уртаар тодорхойлогддог.
Бондын бат бэхийн хэмжүүр нь холбоог таслахад зарцуулсан энерги юм.
Жишээлбэл. H - H = 435 кЖмол -1
Атомын элементүүдийн цахилгаан сөрөг чанар
Цахилгаан чанар нь атомын химийн шинж чанар бөгөөд молекул дахь атомын бусад элементийн атомуудаас электрон татах чадвартай байдаг.
Харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар
Харьцангуй цахилгаан сөрөг байдлын хамгийн анхны бөгөөд хамгийн алдартай масштаб бол термохимийн өгөгдлөөс гаргаж авсан бөгөөд 1932 онд санал болгосон Л.Паулингийн хэмжүүр юм. Хамгийн их цахилгаанжуулагч элемент болох фторын цахилгаан сөрөг чанарыг (F) = 4.0 -ийг дур мэдэн энэ хуваарийн эхлэлийн цэг болгон авсан болно. .
VIII бүлгийн элементүүд үечилсэн систем(эрхэм хий) нь цахилгаан сөрөг чанаргүй;
Металл ба метал бус хоорондох нөхцөлт хил нь харьцангуй цахилгаан сөрөг байдлын утга 2-той тэнцүү байна.
Хугацааны хүснэгтийн элементүүдийн цахилгаан сөрөг чанар нь дүрмээр үе бүрт зүүнээс баруун тийш дараалан нэмэгддэг. Бүлэг бүрт цөөн хэдэн зүйлийг эс тооцвол цахилгаан сөрөг чанар нь дээрээс доошоо аажмаар буурдаг. Химийн бондын шинж чанарыг тодорхойлохын тулд цахилгаан сөрөг чанарыг ашиглаж болно.
Атомын электрон шинж чанараас ялгаа багатай бондыг туйлын ковалент холбоо гэж нэрлэдэг. Химийн холбоо үүсгэдэг атомуудын цахилгаан сөрөг чанаруудын ялгаа бага байх тусам энэ холбоосын иончлолын зэрэглэл буурна. Атомын цахилгаан шинж чанар дахь тэг ялгаа нь тэдгээрийн үүсгэсэн холбоонд ионы шинж чанар байхгүй, өөрөөр хэлбэл түүний хүчтэй коваленц байгааг илтгэнэ.
Химийн бондын туйлшрал, молекул ба ионы туйлшрал
Химийн бондын туйлшрал нь химийн бондын шинж чанар бөгөөд цөмийн ойролцоо огторгуй дахь электрон нягтын дахин хуваарилалтыг харуулдаг бөгөөд энэ холболтыг үүсгэдэг төвийг сахисан атомуудын анхны тархалттай харьцуулж үздэг.
Диатомик нэг цөмт молекул дахь холбоосыг эс тооцвол бараг бүх химийн холбоо нь нэг талаар туйлтай байдаг. Ихэвчлэн ковалент холбоо нь туйлын сул, ионы холбоо нь туйлын туйлтай байдаг.
Жишээлбэл:
туйлт бус ковалент: Cl2, O2, N2, H2, Br2
ковалент туйл: H2O, SO2, HCl, NH3 гэх мэт.
Туйлшрал.
Атомын цөмүүдийн хоорондох нийтлэг электрон хос (электрон нягтшил) байршлаас хамааран туйлгүй ба туйлын холболтыг ялгадаг.
Цахилгаан эсэргүүцэлтэй ижил элементүүдийн атомуудаар туйлт бус холбоо үүсдэг. Электроны нягтрал нь атомын цөмтэй харьцуулахад тэгш хэмтэй тархсан байдаг.
Янз бүрийн цахилгаан сөрөг шинж чанартай атомуудын хоорондын холбоог туйл гэж нэрлэдэг. Нийт электрон хос нь илүү цахилгаан сөрөг элемент рүү чиглэсэн байдаг. Эерэг (b +) ба сөрөг (b -) цэнэгийн хүндийн төвүүд давхцдаггүй. Бонд үүсгэгч элементүүдийн цахилгаан сөрөг чанарын ялгаа их байх тусам бондын туйлшрал өндөр болно. Цахилгаан энергийн ялгаа 1.9 -ээс бага байвал бондыг тооцно туйлын ковалент.
Хоёр атомтай молекулын хувьд молекулын туйлшрал нь бондын туйлтай давхцдаг. Полиатомик молекулуудын хувьд молекулын нийт диполь момент нь түүний бүх холбоосын моментуудын векторын нийлбэртэй тэнцүү юм. Диполын векторыг + - аас чиглүүлнэ.
Жишээ 3.Валент бондын аргыг ашиглан цагаан тугалга (II) хлорид ба цагаан тугалга (IV) хлоридын молекулуудын туйлшралыг тодорхойлно.
50 Sn нь p элементүүдийг хэлдэг.
Валент электронууд 5s 2 5p 2. Ердийн төлөвт квант эсүүд дээр электронуудын тархалт:
| |
| |
| |
Цагаан тугалга (IV) хлорид -SnCl 4, цагаан тугалга (II) хлоридын химийн томъёо - SnCl 2
Молекулуудын геометрийн хэлбэрийг бий болгохын тулд тэдгээрийн хамгийн их давхцлыг харгалзан хосгүй валент электронуудын тойрог замыг дүрслэх болно.
Цагаан будаа. 4. SnCl 2 ба SnCl 4 молекулуудын геометрийн хэлбэр
Sn -ийн цахилгаан сөрөг чанар 1.8 байна. Cl - 3.0. Sn - Cl холбоо, туйлт, ковалент. Туйлын бондын дипол моментийн векторуудыг төлөөлье.
SnCl 2 ба SnCl 4 молекулуудад
SnCl 2 - туйлт молекул
SnCl 4 бол туйлширдаггүй молекул юм.
Температур, даралтаас хамаарч бодисууд нь хийн, шингэн, хатуу бөөгнөрсөн хэлбэрээр байж болно.
Хийн төлөв байдалд бодисууд нь бие даасан молекул хэлбэртэй байдаг.
Шингэн төлөвт молекулууд нь молекул хоорондын ван дер Ваалсын хүч эсвэл устөрөгчийн бондоор холбогдсон дүүргэгч хэлбэрээр байдаг. Түүгээр ч барахгүй молекулууд илүү туйлтай байх тусам холбоо илүү хүчтэй болж, улмаар шингэний буцалгах цэг өндөр болно.
Хатуу биетийн хувьд бүтцийн хэсгүүд нь молекул доторх болон молекул хоорондын бондоор холбогддог. Ангилах: ион, металл, атом (ковалент), молекул талст ба холимог бонд бүхий талстууд.
Хяналтын даалгавар
73. Хлор, калийн элементүүд яагаад идэвхтэй байдаг ба тэдгээрийн хооронд байдаг аргон элемент идэвхгүй байдаг вэ?
74. Валент бондын аргыг ашиглан усны молекул (Н 2 О) яагаад туйлт, метаны молекул (СН 4) туйлт бус байдгийг тайлбарлана уу?
75. Нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II) бодис нь идэвхтэй бодис бөгөөд нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV) -ийг бага идэвхит бодис гэж ангилдаг. Валент бондын аргыг ашиглан тайлбарлана уу.
76. Азот ба хүчилтөрөгчийн молекулуудын хүч хэрхэн өөрчлөгддөг. Валент бондын аргыг ашиглан тайлбарлана уу.
77. Натрийн хлорид (NaCl) болорын шинж чанар нь натрийн (Na) талстын шинж чанараас яагаад ялгаатай байдаг вэ? Эдгээр талстуудад ямар төрлийн холболт хийгддэг вэ?
78. Валент бондын аргыг ашиглан хөнгөн цагаан хлорид ба устөрөгчийн сульфидын молекулуудын туйлыг тодорхойлно.
79. Рубидиум гидроксид ямар төрлийн гидроксид вэ? Валент бондын аргыг ашиглан тайлбарлана уу.
80. Фторт шингэн устөрөгчийн буцалгах цэг нь 19.5 0 С, шингэн устөрөгчийн хлорид (- 84.0 0 С) байна. Буцалгах цэгийн хувьд яагаад ийм том ялгаа байдаг вэ?
81. Валент бондын аргыг ашиглан нүүрстөрөгчийн тетрахлорид (CCl 4) яагаад туйлт бус, хлороформ (CHCl 3) туйлт бодис болохыг тайлбарлана уу?
82. CH 4 - SnH 4 молекул дахь бондын бат бэх хэрхэн өөрчлөгддөг вэ? Валент нэгдлүүдийн аргыг ашиглан тайлбарлана уу.
83. Ямар боломжит нэгдлүүд нь элементүүдийг бүрдүүлдэг: хар тугалга, бром? Эдгээр бондын туйлшралыг тодорхойл.
84. Валент бондын аргыг ашиглан азотын молекул ба азотын (III) бромидын туйлшралыг тодорхойл.
85. Усны буцалгах цэг нь 100 0 С, устөрөгчийн сульфид (60.7 0 С). Буцалгах цэгийн хувьд яагаад ийм том ялгаа байдаг вэ?
86. Аль нэгдэлд илүү бат бөх холбоо нь цагаан тугалга бромид эсвэл нүүрстөрөгчийн бромид болохыг тодорхойлно уу? Эдгээр нэгдлүүдийн туйлшралыг тодорхойл.
87. Валентийн бондын аргыг ашиглан галлий иодид ба висмут иодидын молекулуудын туйлыг тодорхойл.
88. Химийн холбоосын онолыг ашиглан ксенон яагаад эрхэм (идэвх багатай) элементүүдэд хамаарагддаг болохыг тайлбарлана уу.
89. BeCl 2, SiCl 4 нэгдлүүд дэх эрлийзжүүлэлтийн төрлийг (sp, sp 2, sp 3) заана уу. Молекулуудын геометрийн хэлбэрийг зур.
90. Молекул дахь бондын орон зайн зохион байгуулалтыг зурна уу: бор гидрид ба фосфор (III) гидрид. Молекулуудын туйлшралыг тодорхойлох.
Сахилга бат дахь хяналтын ажлуудын талаархи арга зүйн заавар " Хими»Захидал харилцааны ангийн химийн бус мэргэжлээр суралцаж буй оюутнуудад зориулав. 1-р хэсэг.
Эмхэтгэсэн: дэд профессор, доктор. Обухов В.М.
туслах Костарева Е.В.
Бичгийн цаас хэвлэхээр гарын үсэг зурсан №1
Захиалгын дугаар. ed. л.
Формат 60/90/1/16. CONV. хэвлэх л.
RISO GR 3750 дээр хэвлэсэн
Газрын тос, хийн их сургуулийн хэвлэлийн газар
Муж боловсролын байгууллагамэргэжлийн өндөр боловсрол
"Тюмень улсын газрын тос, хийн их сургууль"
Газрын тос, хийн их сургуулийн хэвлэлийн газрын Үйл ажиллагааны хэвлэлийн тэнхим
625000, гр. Тюмень, гудамж. Володарский, 38 настай
