V ktorej molekule je polarita väzby vyššia? Elektronegativita. Relatívna elektronegativita. Polarita chemickej väzby, polarita molekúl a iónov. Určenie polarity spojenia
Existujú dva typy kovalentných väzieb: nepolárne a polárne. V prípade nepolárnej kovalentnej väzby je elektrónový oblak tvorený spoločným párom elektrónov alebo väzbový elektrónový oblak rozmiestnený v priestore symetricky vzhľadom na oba atómy. Príkladom sú dvojatómové molekuly pozostávajúce z atómov jedného prvku: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 a ďalších, v ktorých elektrónový pár patrí rovnako obom atómom. V prípade polárnej kovalentnej väzby je elektrónový oblak väzby posunutý smerom k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou. Ako príklad môžu poslúžiť molekuly prchavých anorganických zlúčenín: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 a iné.
Relatívna elektronegativita atómov
Elektrické centrá kladných a záporných nábojov v molekule sa nezhodujú v jednom bode, ale sú umiestnené v určitej vzdialenosti ℓ.
Polárna molekula s konštantným elektrickým dipólovým momentom
Molekula s úplnou neutralitou je elektrický dipól s nábojom q - - na atóme chlóru a q + - na atóme vodíka. Takéto väzby a molekuly sa nazývajú polárny. Náboje atómov v molekule q sa nazývajú efektívne poplatky(v molekule HCl q cl \u003d -0,18; a q n \u003d +0,18 absolútneho náboja elektrónu, stupeň ionicity väzby
Miera polarity väzby a molekuly - dipólový elektrický moment(μ - "mu") je určený produktom
μ \u003d qℓ, C∙m alebo μ \u003d qℓ / 3,33∙10 -30, D
kde q je efektívny náboj; ℓ je dĺžka dipólu. Jednotka elektrického momentu dipólu (systém SI) je vyjadrená ako 3,33∙10 -30 C∙m (coulomb-meter) = 1D (D - Debye).
Elektrický moment dipólu je vektorová veličina. Jeho smer sa podmienečne odoberá z kladného náboja na záporný - v smere posunutia oblaku väzbových elektrónov. Čím väčší je rozdiel v elektronegativite prvkov v polárnych molekulách, tým väčší je elektrický moment dipólu.
Pri polyatomických molekulách by sa malo rozlišovať medzi konceptmi dipólových momentov jednotlivých väzieb a molekuly ako celku. Pretože v prítomnosti niekoľkých väzieb v molekule sa ich dipólové momenty sčítajú podľa pravidla rovnobežníka, potom sa v závislosti od tvaru molekuly, určeného smerom väzieb, výsledný dipólový moment líši od dipólových momentov. jednotlivých väzieb a v konkrétnom prípade (pre vysoko symetrické molekuly) sa môže rovnať nule aj napriek značnej polarite jednotlivých väzieb. Napríklad lineárna molekula CO 2 je nepolárna (μ = 0), hoci každá väzba C=O má významný dipólový moment (μ = 2,7 D).
2,7 d 2,7 d
Molekuly obsahujúce nepolárnu kovalentnú väzbu sa nazývajú nepolárne alebo homeopolárny. V takýchto molekulách je väzobný elektrónový oblak rozdelený symetricky medzi jadrá oboch atómov a jadrá naň rovnako pôsobia. Príkladom sú molekuly jednoduchých látok, pozostávajúce z atómov jedného prvku: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 a iné. Elektrický moment dipólu takýchto molekúl je rovný nule.
Schopnosť molekúl (a jednotlivých väzieb) polarizovať sa vplyvom vonkajšieho elektrického poľa je tzv polarizovateľnosť. K tomu môže dôjsť aj vplyvom poľa vytvoreného približujúcou sa polárnou molekulou. Preto má polarizovateľnosť pri chemických reakciách veľký význam.
Vždy je dôležité zvážiť polaritu molekuly a jej elektrický dipólový moment. S tým druhým je spojená reaktivita látok. Spravidla platí, že čím väčší je elektrický moment dipólu molekuly, tým vyššia je reaktivita látky. S elektrickým momentom dipólu súvisí aj rozpustnosť látok. Polárne molekuly kvapalín podporujú elektrickú disociáciu elektrolytov v nich rozpustených podľa princípu „podobné sa rozpúšťa podobné“.
V homonukleárnych molekulách (H 2, F 2 atď.) elektrónový pár, ktorý tvorí väzbu, patrí rovnako ku každému atómu, takže centrá kladných a záporných nábojov v molekule sa zhodujú. Takéto molekuly sú nepolárne.
V heteronukleárnych molekulách však nie je príspevok vlnových funkcií rôznych atómov k väzbe rovnaký. V blízkosti jedného z atómov sa objavuje nadmerná elektrónová hustota, preto je nadbytočný záporný náboj a v blízkosti druhého kladný náboj. V tomto prípade sa hovorí o premiestnení elektrónového páru z jedného atómu na druhý, čo však netreba chápať doslovne, ale len ako zvýšenie pravdepodobnosti nájdenia elektrónového páru v blízkosti jedného z jadier molekuly.
Na určenie smeru takéhoto posunu a semikvantitatívny odhad jeho veľkosti sa zavádza pojem elektronegativita.
Existuje niekoľko škál elektronegativity. Prvky sú však v rade elektronegativity usporiadané v rovnakom poradí, takže rozdiely sú nevýznamné a stupnice elektronegativity sú celkom porovnateľné.
Podľa R. Mullikena je elektronegativita polovicou súčtu ionizačných energií a elektrónovej afinity (pozri časť 2.10.3):
Valenčný elektrónový pár je posunutý k viac elektronegatívnemu atómu.
Je vhodnejšie použiť nie absolútne hodnoty elektronegativity, ale relatívne. Jednotkou je elektronegativita lítia 3 Li. Relatívna elektronegativita akéhokoľvek prvku A je:
Najnižšiu elektronegativitu majú ťažké alkalické kovy. (X Fr = 0,7). Najviac elektronegatívnym prvkom je fluór (X F = 4,0). Podľa období je všeobecný trend nárastu elektronegativity a podľa podskupín - jej pokles (tabuľka 3.4).
Pri praktickom použití údajov v tejto tabuľke (ako aj údajov z iných škál elektronegativity) je potrebné mať na pamäti, že v molekulách pozostávajúcich z troch alebo viacerých atómov sa hodnota elektronegativity pod vplyvom susedných atómov môže výrazne zmeniť. . Presne povedané, konštantnú elektronegativitu nemožno vôbec pripísať prvku. Závisí to od valenčného stavu prvku, typu zlúčeniny atď. Napriek tomu je tento koncept užitočný pre kvalitatívne vysvetlenie vlastností chemických väzieb a zlúčenín.
Tabuľka 3.4
Elektronegativita s- a p-prvkov podľa Paulinga
|
Obdobie |
Skupina |
||||||
Polarita väzby je určená premiestnením valenčného elektrónového páru v dvojatómových molekulách a je kvantitatívne charakterizovaná dipólového momentu, alebo dipólový elektrický moment, molekuly. Rovná sa súčinu vzdialenosti medzi jadrami G v molekule a efektívny náboj 5 zodpovedajúci tejto vzdialenosti:
Pokiaľ ide o G považovaný za vektor smerujúci od kladného k zápornému náboju, dipólový moment je tiež vektorom a má rovnaký smer. Jednotkou dipólového momentu je debye D (1D = 3,33 10 -30 C m).
Dipólový moment komplexnej molekuly je definovaný ako vektorový súčet dipólových momentov všetkých väzieb. Preto, ak je molekula AB I symetrická vzhľadom na čiaru každej väzby, celkový dipólový moment takejto molekuly, napriek polarite
počet spojov A-B sa rovná nule: D = ^ D; = 0. Príklady sú
žijú predtým uvažované symetrické molekuly, ktorých väzby sú tvorené hybridnými orbitálmi: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 atď.
Molekuly, v ktorých sú väzby tvorené nehybridnými orbitálmi alebo hybridnými orbitálmi zahŕňajúcimi osamelé páry elektrónov, sú asymetrické vzhľadom na väzbové línie. Dipólové momenty takýchto molekúl sa nerovnajú nule. Príklady takýchto polárnych molekúl: H 2 S, NH 3, H 2 0 atď. Na obr. 3.18 ukazuje grafickú interpretáciu súčtu vektorov polárnych väzieb v symetrickej molekule BeF 2 (fl) a asymetrickej molekule H 2 S (b).
Ryža. 3.18. Dipólové momenty molekúl BeF 2 (a) a H 2 S (b).
Ako už bolo uvedené, čím väčší je rozdiel v elektronegativite atómov tvoriacich väzbu, tým viac sa posúva valenčný elektrónový pár, tým je väzba polárnejšia a následne tým väčší je efektívny náboj b, ktorý je znázornený v tabuľke. 3.5.
Tabuľka 3.5
Zmena charakteru väzby v sérii zlúčenín prvkov obdobia II s fluórom
V polárnej väzbe možno podmienečne rozlíšiť dve zložky: iónovú v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti a kovalentnú v dôsledku prekrytia orbitálov. Ako sa rozdiel v elektronegativite zväčšuje OH valenčný elektrónový pár sa čoraz viac posúva smerom k atómu fluóru, ktorý získava čoraz zápornejší efektívny náboj. Príspevok iónovej zložky k väzbe sa zvyšuje, zatiaľ čo podiel kovalentnej zložky klesá. Kvantitatívne zmeny sa menia na kvalitatívne: v molekule UF patrí elektrónový pár takmer úplne fluóru a jeho efektívny náboj sa blíži k jednote, t.j. na náboj elektrónu. Môžeme predpokladať, že vznikli dva ióny: katión Li + a anión F~ a väzba je spôsobená len ich elektrostatickou príťažlivosťou (kovalentnú zložku možno zanedbať). Takéto spojenie je tzv iónový. Dá sa to považovať za extrémny prípad kovalentnej polárnej väzby.
Elektrostatické pole nemá preferované smery. Preto iónová väzba na rozdiel od kovalentných žiadna smerovosť. Ión interaguje s ľubovoľným počtom iónov opačného náboja. Je to spôsobené ďalšou charakteristickou vlastnosťou iónovej väzby - nedostatok nasýtenia.
Pre iónové molekuly je možné vypočítať väzbovú energiu. Ak považujeme ióny za nedeformovateľné guľôčky s nábojmi ±e, potom sila príťažlivosti medzi nimi v závislosti od vzdialenosti medzi centrami iónov G možno vyjadriť Coulombovou rovnicou:
Energia príťažlivosti je určená vzťahom 
Pri priblížení sa v dôsledku interakcie elektrónových obalov objaví odpudivá sila. Je nepriamo úmerná vzdialenosti od výkonu P:
kde IN je nejaká konštantná. Exponent P je oveľa väčšia ako jednota a pre rôzne konfigurácie iónov leží v rozsahu od 5 do 12. Ak vezmeme do úvahy, že sila je deriváciou energie vzhľadom na vzdialenosť, z rovnice (3.6) dostaneme:
So zmenou G zmeniť F np A F qtt. V určitej vzdialenosti g 0 tieto sily sa vyrovnávajú, čo zodpovedá minimu výslednej interakčnej energie U Q . Po transformácii môžete získať
Táto rovnica je známa ako Bornova rovnica.
Minimum na krivke závislosti U=f(r) zodpovedajú rovnovážnej vzdialenosti r 0 a energii U Q . Toto je väzbová energia medzi iónmi. Dokonca P je neznáma, potom môžeme odhadnúť hodnotu väzbovej energie tak, že vezmeme 1 /P rovná nule:
Chyba nepresiahne 20 %.
Pre ióny s nábojmi zl a z 2 rovnice (3.7) a (3.8) majú tvar:
Pretože existencia väzby, ktorá sa blíži k čisto iónovej väzbe v molekulách tohto typu, je problematická, posledné rovnice by sa mali považovať za veľmi hrubé priblíženie.
Zároveň k problémom polarity a iónovej schopnosti väzby možno pristupovať aj z opačnej pozície – z pohľadu polarizácie iónov. Predpokladá sa, že dochádza k úplnému prenosu elektrónov a molekula pozostáva z izolovaných iónov. Potom sa elektrónové oblaky premiestnia pôsobením elektrického poľa vytvoreného iónmi, - polarizácia ióny.
Polarizácia je dvojaký proces, ktorý sa spája polarizačný efekt ióny z ich polarizovateľnosť. Polarizácia je schopnosť elektrónového oblaku iónu, molekuly alebo atómu deformovať sa pôsobením elektrostatického poľa iného iónu. Sila tohto poľa určuje polarizačný účinok iónu. Z rovnice (3.10) vyplýva, že čím väčší je polarizačný účinok iónu, tým väčší je jeho náboj a tým menší je jeho polomer. Polomery katiónov sú spravidla oveľa menšie ako polomery aniónov, preto je v praxi častejšie potrebné stretnúť sa s polarizáciou aniónov pôsobením katiónov a nie naopak. Polarizovateľnosť iónov závisí aj od ich náboja a polomeru. Ióny veľkej veľkosti a náboja sa ľahšie polarizujú. Polarizačný účinok iónu sa redukuje na pritiahnutie elektrónového oblaku iónu opačného náboja k sebe. V dôsledku toho sa iónová schopnosť väzby znižuje; väzba sa stáva polárnou kovalentnou. Polarizácia iónov teda znižuje stupeň iónovej schopnosti väzby a je svojím účinkom opačná k polarizácii väzby.
Polarizácia iónov v molekule, t.j. zvýšenie podielu kovalentnej väzby v ňom zvyšuje silu jeho rozpadu na ióny. V sérii zlúčenín daného katiónu s aniónmi rovnakého typu sa stupeň disociácie v roztokoch znižuje so zvyšujúcou sa polarizovateľnosťou aniónov. Napríklad v sérii halogenidov olova PbCl 2 - PbBr 2 - Pb 2 sa zväčšuje polomer halogenidových aniónov, zvyšuje sa ich polarizácia a oslabuje sa rozpad na ióny, čo sa prejavuje znížením rozpustnosti.
Pri porovnávaní vlastností solí s rovnakým aniónom a dostatočne veľkými katiónmi treba brať do úvahy polarizáciu katiónov. Napríklad polomer iónu Hg 2+ je väčší ako polomer iónu Ca 2+, takže Hg 2+ polarizuje silnejšie ako Ca 2+. Výsledkom je, že CaCl2 je silný elektrolyt; v roztoku úplne disociuje a HgCl 2 - ako slabý elektrolyt, t.j. prakticky nedisociuje v riešeniach.
Polarizácia iónov v molekule znižuje jej silu počas rozpadu na atómy alebo molekuly. Napríklad v sérii CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 sa polomer halogenidových iónov zväčšuje, ich polarizácia iónom Ca 2+ sa zvyšuje, a preto klesá teplota tepelnej disociácie na vápnik a halogén: CaNa1 2 \u003d Ca + Na1 2.
Ak je ión ľahko polarizovaný, potom jeho excitácia vyžaduje malú energiu, čo zodpovedá absorpcii kvantov viditeľného svetla. To je dôvod pre farbu roztokov takýchto zlúčenín. Zvýšenie polarizovateľnosti vedie k zvýšeniu farby napríklad v rade NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (zvýšenie polarizovateľnosti aniónu) alebo v rade KC1 - CuCl 2 (zvýšenie polarizovateľnosti katiónu).
Hranica medzi kovalentnými polárnymi a iónovými väzbami je veľmi podmienená. Pre molekuly v plynnom stave sa predpokladá, že s rozdielom v elektronegativite AH > 2,5 väzba je iónová. V roztokoch polárnych rozpúšťadiel, ako aj v kryštalickom stave, majú molekuly rozpúšťadla a susedné častice v miestach kryštálovej mriežky silný vplyv. Preto sa iónová povaha väzby prejavuje na oveľa menšom rozdiele elektronegativity. V praxi môžeme predpokladať, že väzba medzi typickými kovmi a nekovmi v roztokoch a kryštáloch je iónová.
Molekula je polárna, ak sa stred záporného náboja nezhoduje so stredom kladného náboja. Takáto molekula je dipól: dva náboje rovnakej veľkosti a opačného znamienka sú oddelené v priestore.
Dipól sa zvyčajne označuje symbolom, kde šípka ukazuje z kladného konca dipólu na záporný. Molekula má dipólový moment, ktorý sa rovná veľkosti náboja vynásobenej vzdialenosťou medzi centrami náboja:
Možno merať dipólové momenty molekúl; niektoré nájdené hodnoty sú uvedené v tabuľke. 1.2. Hodnoty dipólových momentov slúžia ako miera relatívnej polarity rôznych molekúl.
Tabuľka 1.2 (pozri sken) Dipólové momenty
Niet pochýb o tom, že molekuly sú polárne, ak sú polárne len väzby v nich. Budeme uvažovať o polarite väzby, pretože polaritu molekuly možno považovať za súčet polarít jednotlivých väzieb.
Molekuly, ktoré majú dipólový moment rovný nule, to znamená, že sú nepolárne. Dva rovnaké atómy v akejkoľvek danej molekule majú samozrejme rovnakú elektronegativitu a rovnako vlastné elektróny; náboj je nulový a teda aj dipólový moment je nulový.
Molekula typu má veľký dipólový moment Hoci molekula fluorovodíka je malá, elektronegatívny fluór silne priťahuje elektróny; aj keď je vzdialenosť malá, náboj je veľký, a teda aj dipólový moment je veľký.
Metán a tetrachlórmetán majú nulový dipólový moment. Jednotlivé väzby, prinajmenšom v tetrachlórmetáne, sú polárne: vzhľadom na symetriu tetraedrického usporiadania sa však navzájom kompenzujú (obr. 1.9). V metylchloride nie je polarita väzby uhlík-chlór kompenzovaná a dipólový moment metylchloridu je.Polarita molekúl teda závisí nielen od polarity jednotlivých väzieb, ale aj od ich smeru, tj. na tvare molekuly.
Dipólový moment amoniaku je Možno ho považovať za celkový dipólový moment (vektorový súčet) troch momentov jednotlivých väzieb, ktoré majú smer znázornený na obrázku.
Ryža. 1.9. Dipólové momenty niektorých molekúl. Polarita väzieb a molekúl.
Podobne môžeme považovať dipólový moment vody za rovný
Aký dipólový moment treba očakávať pre fluorid dusitý, ktorý má podobne ako amoniak pyramídovú štruktúru? Fluór je najviac elektronegatívny prvok a určite silne čerpá elektróny z dusíka; preto musia byť väzby dusík-fluór silne polárne a ich vektorový súčet musí byť veľký - oveľa viac ako u amoniaku s jeho nie veľmi polárnymi -väzbami.
Čo dáva experiment? Dipólový moment fluoridu dusitého je len He je oveľa menší ako dipólový moment amoniaku.
Ako vysvetliť túto skutočnosť? Vo vyššie uvedenej úvahe sa nebral do úvahy osamelý pár elektrónov. B (rovnako ako v tomto páre zaberá -orbitál a jeho príspevok k dipólovému momentu by mal mať opačný smer ako celkový moment väzieb dusík-fluór (obr. 1.10); tieto momenty opačného znamienka samozrejme majú približne rovnakú hodnotu a v dôsledku toho vzniká malý dipólový moment, ktorého smer je neznámy. V amoniaku je dipólový moment pravdepodobne určený hlavne týmto voľným elektrónovým párom a zvyšuje sa o súčet väzbové momenty. Podobne osamelé páry elektrónov by mali prispievať k dipólovým momentom vody a samozrejme akýchkoľvek iných molekúl, v ktorých sú prítomné.
Na základe hodnôt dipólových momentov možno získať cenné informácie o štruktúre molekúl. Napríklad akákoľvek štruktúra tetrachlórmetánu, ktorá vedie k polárnej molekule, môže byť vylúčená len na základe veľkosti dipólového momentu.
Ryža. 1.10. Dipólové momenty niektorých molekúl. Príspevok osamelého páru elektrónov. Dipólový moment spôsobený osamelým párom elektrónov má smer opačný ako smer celkového vektora väzbových momentov.
Dipólový moment teda potvrdzuje tetraedrickú štruktúru chloridu uhličitého (hoci to tak nie je, pretože sú možné aj iné štruktúry, ktoré tiež dávajú nepolárnu molekulu).
Úloha 1.4. Ktorá z dvoch možných štruktúr uvedených nižšie by tiež musela mať nulový dipólový moment? a) Uhlík sa nachádza v strede štvorca, v rohoch ktorého sú atómy chlóru, b) Uhlík sa nachádza na vrchole štvorstennej pyramídy a atómy chlóru sú v rohoch základne.
Úloha 1.5. Hoci väzby uhlík-kyslík a bór-fluór musia byť polárne, dipólový moment zlúčenín je nulový. Navrhnite usporiadanie atómov pre každú zlúčeninu, ktoré spôsobí nulový dipólový moment.
Pre väčšinu zlúčenín nebol dipólový moment nikdy meraný. Polarita týchto zlúčenín sa dá predpovedať z ich štruktúry. Polarita väzieb je určená elektronegativitou atómov; ak sú známe uhly medzi väzbami, potom je možné určiť polaritu molekuly aj s prihliadnutím na nepárové páry elektrónov.
Elektronegativita atómov prvkov. Relatívna elektronegativita. Zmena období a skupín periodického systému. Polarita chemickej väzby, polarita molekúl a iónov.
Elektronegativita (e.o.) je schopnosť atómu premiestňovať elektrónové páry smerom k sebe.
Meroy e.o. je energia aritmeticky rovná ½ súčtu ionizačnej energie I a energie podobnosti elektrónov E
E.O. = ½ (I+E)
Relatívna elektronegativita. (OEO)
Fluóru, ako najsilnejšiemu prvku e.o, je priradená hodnota 4,00, vzhľadom na ktorú sa berú do úvahy ostatné prvky.
Zmeny periód a skupín periodického systému.
V priebehu periód, ako sa jadrový náboj zvyšuje zľava doprava, sa zvyšuje elektronegativita.
Najmenej hodnota sa pozoruje u alkalických kovov a kovov alkalických zemín.
Najväčší- pre halogény.
Čím vyššia je elektronegativita, tým silnejšie sú nekovové vlastnosti prvkov.
Elektronegativita (χ) - základ chemická vlastnosť atóm, kvantitatívna charakteristika schopnosti atómu v molekule vytesňovať spoločné elektrónové páry smerom k sebe.
Moderný koncept elektronegativity atómov zaviedol americký chemik L. Pauling. L. Pauling použil pojem elektronegativita na vysvetlenie skutočnosti, že energia heteroatóm A-B spojenia(A, B - symboly ľubovoľného chemické prvky) je vo všeobecnosti väčší ako geometrický priemer homoatomického A-A spojenia a B-B.
Najvyššia hodnota e.o. fluór a najnižší je cézium.
Teoretickú definíciu elektronegativity navrhol americký fyzik R. Mulliken. Na základe zrejmého postoja, že schopnosť atómu v molekule pritiahnuť k sebe elektrónový náboj závisí od ionizačnej energie atómu a jeho elektrónovej afinity, R. Mulliken zaviedol koncept elektronegativity atómu A ako priemeru. hodnota väzbovej energie vonkajších elektrónov pri ionizácii valenčných stavov (napr. z A− do A+) a na základe toho navrhol veľmi jednoduchý vzťah pre elektronegativitu atómu:
kde J1A a εA sú ionizačná energia atómu a jeho elektrónová afinita.
Presne povedané, prvku nemožno pripísať trvalú elektronegativitu. Elektronegativita atómu závisí od mnohých faktorov, najmä od valenčného stavu atómu, formálneho oxidačného stavu, koordinačného čísla, povahy ligandov, ktoré tvoria prostredie atómu v molekulárnom systéme a niektorých iní. V poslednej dobe sa čoraz častejšie na charakterizáciu elektronegativity používa takzvaná orbitálna elektronegativita, ktorá závisí od typu atómového orbitálu podieľajúceho sa na tvorbe väzby a od jeho elektrónovej populácie, teda či je atómový orbitál obsadený. nezdieľaným elektrónovým párom, jednotlivo obsadený nespárovaným elektrónom alebo je prázdny. Ale napriek známym ťažkostiam pri interpretácii a určovaní elektronegativity je vždy potrebné pre kvalitatívny popis a predikciu povahy väzieb v molekulárnom systéme, vrátane energie väzby, distribúcie elektrónového náboja a stupňa iónovosti, silovej konštanty atď. Jedným z najrozvinutejších v súčasnom prístupe je Sandersonov prístup. Tento prístup bol založený na myšlienke vyrovnávania elektronegativity atómov počas vytvárania chemickej väzby medzi nimi. Početné štúdie našli vzťahy medzi Sandersonovou elektronegativitou a najdôležitejšími fyzikálno-chemickými vlastnosťami anorganických zlúčenín prevažnej väčšiny prvkov periodickej tabuľky. Veľmi plodnou sa ukázala aj modifikácia Sandersonovej metódy, založená na redistribúcii elektronegativity medzi atómami molekuly pre organické zlúčeniny.
2) Polarita chemickej väzby, polarita molekúl a iónov.
Čo je v abstrakte a v učebnici - Polarita je spojená s dipólovým momentom. Objavuje sa ako dôsledok premiestnenia spoločného elektrónového páru k jednému z atómov. Polarita závisí aj od rozdielu v elektronegativite jednotlivých atómov. viazané. dvoch atómov, tým polárnejšia je chemická väzba medzi nimi.Podľa toho, ako sa pri vzniku chemickej väzby prerozdeľuje hustota elektrónov, sa rozlišuje niekoľko jej typov Limitujúcim prípadom polarizácie chemickej väzby je úplný prechod z jedného atómu inému.
V tomto prípade vznikajú dva ióny, medzi ktorými vzniká iónová väzba.Aby dva atómy mohli vytvárať iónovú väzbu, je potrebné, aby ich e.o. sa značne líšili. Ak e.o. sú rovnaké, potom vzniká nepolárna kovalentná väzba.Najčastejšia polárna kovalentná väzba vzniká medzi akýmikoľvek atómami, ktoré majú rôzne e.o.
Efektívne náboje atómov môžu slúžiť ako kvantitatívny odhad polarity väzby Efektívny náboj atómu charakterizuje rozdiel medzi počtom elektrónov patriacich danému atómu v chemickej zlúčenine a počtom elektrónov voľného atómu. Atóm elektronegatívnejšieho prvku priťahuje elektróny silnejšie, takže elektróny sú k nemu bližšie a dostane nejaký negatívny náboj, ktorý sa nazýva efektívny, a jeho partner má rovnaký pozitívny efektívny náboj. Ak elektróny tvoriace väzbu medzi atómami patria rovnako, efektívne náboje sú nulové.
Pre dvojatómové molekuly je možné charakterizovať polaritu väzby a určiť efektívne náboje atómov na základe merania dipólového momentu M = q * r kde q je náboj dipólu, ktorý sa rovná efektívnemu náboju pre dvojatómová molekula, r je medzijadrová vzdialenosť Dipólový moment väzby je vektorová veličina. Smeruje z kladne nabitej časti molekuly do jej zápornej časti Efektívny náboj na atóme prvku sa nezhoduje s oxidačným stavom.
Polarita molekúl do značnej miery určuje vlastnosti látok. Polárne molekuly otáčajú opačne nabité póly k sebe a vzniká medzi nimi vzájomná príťažlivosť. Preto látky tvorené polárnymi molekulami majú vyššie teploty topenia a varu ako látky, ktorých molekuly sú nepolárne.
Kvapaliny, ktorých molekuly sú polárne, majú vyššiu rozpúšťaciu schopnosť. Navyše, čím väčšia je polarita molekúl rozpúšťadla, tým vyššia je rozpustnosť polárnych alebo iónových zlúčenín v ňom. Táto závislosť sa vysvetľuje skutočnosťou, že polárne molekuly rozpúšťadla v dôsledku interakcie dipól-dipól alebo ión-dipól s rozpustenou látkou prispievajú k rozkladu rozpustenej látky na ióny. Elektrinu dobre vedie napríklad roztok chlorovodíka vo vode, ktorého molekuly sú polárne. Roztok chlorovodíka v benzéne nemá výraznú elektrickú vodivosť. To naznačuje absenciu ionizácie chlorovodíka v roztoku benzénu, pretože molekuly benzénu sú nepolárne.
Ióny, podobne ako elektrické pole, sa navzájom polarizujú. Pri stretnutí dvoch iónov dochádza k ich vzájomnej polarizácii, t.j. posunutie elektrónov vonkajších vrstiev vzhľadom na jadrá. Vzájomná polarizácia iónov závisí od nábojov jadra a iónu, polomeru iónu a ďalších faktorov.
V rámci skupín e.o. klesá.
Zvyšujú sa kovové vlastnosti prvkov.
Kovové prvky na vonkajšej strane energetická úroveň obsahujú 1,2,3 elektróny a vyznačujú sa nízkymi ionizačnými potenciálmi a e.o. pretože kovy vykazujú výraznú tendenciu darovať elektróny.
Nekovové prvky majú vyššiu ionizačnú energiu.
Keď sa vonkajší obal z nekovov naplní, atómový polomer sa v priebehu periód zmenšuje. Na vonkajšom obale je počet elektrónov 4,5,6,7,8.
Polarita chemickej väzby. Polarita molekúl a iónov.
Polarita chemickej väzby je určená premiestnením väzieb elektrónového páru k jednému z atómov.
Chemická väzba vzniká v dôsledku redistribúcie elektrónov vo valenčných orbitáloch, výsledkom čoho je stabilná elektrónová konfigurácia vzácneho plynu, v dôsledku tvorby iónov alebo vytvárania spoločných elektrónových párov.
Chemická väzba je charakterizovaná energiou a dĺžkou.
Meradlom pevnosti väzby je energia vynaložená na prerušenie väzby.
Napríklad. H - H = 435 kJmol-1
Elektronegativita atómových prvkov
Elektronegativita je chemická vlastnosť atómu, kvantitatívna charakteristika schopnosti atómu v molekule priťahovať elektróny z atómov iných prvkov.
Relatívna elektronegativita
Prvou a najznámejšou stupnicou relatívnej elektronegativity je stupnica L. Paulinga, získaná z termochemických údajov a navrhnutá v roku 1932. Elektronegativita najviac elektronegatívneho prvku fluóru, (F) = 4,0, je ľubovoľne braná ako referenčný bod v tejto stupnici. .
Prvky skupiny VIII periodický systém(vzácne plyny) majú nulovú elektronegativitu;
Za podmienenú hranicu medzi kovmi a nekovmi sa považuje hodnota relatívnej elektronegativity rovnajúca sa 2.
Elektronegativita prvkov periodického systému sa spravidla zvyšuje postupne zľava doprava v každom období. V rámci každej skupiny, až na pár výnimiek, elektronegativita neustále klesá zhora nadol. Elektronegativita sa používa na charakterizáciu chemickej väzby.
Väzby s menším rozdielom v elektronegativite atómov sa označujú ako polárne kovalentné väzby. Čím menší je rozdiel v elektronegativite atómov tvoriacich chemickú väzbu, tým nižší je stupeň ionicity tejto väzby. Nulový rozdiel v elektronegativite atómov naznačuje absenciu iónového charakteru vo väzbe, ktorú tvoria, t.j. jej čistú kovalenciu.
Polarita chemickej väzby, polarita molekúl a iónov
Polarita chemických väzieb, charakteristika chemickej väzby, ukazuje redistribúciu hustoty elektrónov v priestore blízko jadier v porovnaní s počiatočnou distribúciou tejto hustoty v neutrálnych atómoch, ktoré tvoria túto väzbu.
Takmer všetky chemické väzby, s výnimkou väzieb v dvojatómových homonukleárnych molekulách, sú polárne do jedného alebo druhého stupňa. Kovalentné väzby sú zvyčajne slabo polárne, iónové väzby sú silne polárne.
Napríklad:
kovalentné nepolárne: Cl2, O2, N2, H2, Br2
kovalentné polárne: H2O, SO2, HCl, NH3 atď.
Polarita.
V závislosti od umiestnenia spoločného elektrónového páru (elektrónovej hustoty) medzi jadrami atómov sa rozlišujú nepolárne a polárne väzby.
Nepolárna väzba je tvorená atómami prvkov s rovnakou elektronegativitou. Hustota elektrónov je rozložená symetricky vzhľadom na jadrá atómov.
Väzba medzi atómami s rôznou elektronegativitou sa nazýva polárna. Zdieľaný elektrónový pár je zaujatý smerom k elektronegatívnejšiemu prvku. Ťažiská kladných (b +) a záporných (b -) nábojov sa nezhodujú. Čím väčší je rozdiel v elektronegativite prvkov tvoriacich väzbu, tým vyššia je polarita väzby. Ak je rozdiel elektronegativity menší ako 1,9, uvažuje sa o väzbe polárny kovalentný.
Pre dvojatómovú molekulu je polarita molekuly rovnaká ako polarita väzby. V polyatomických molekulách sa celkový dipólový moment molekuly rovná vektorovému súčtu momentov všetkých jej väzieb. Dipólový vektor smeruje od + do –
Príklad 3 Pomocou metódy valenčných väzieb určte polaritu molekúl chloridu cínatého a chloridu cínatého.
50 Sn sa vzťahuje na p-prvky.
Valenčné elektróny 5s 2 5p 2 . Distribúcia elektrónov v kvantových bunkách v normálnom stave:
| |
| |
| |
Chemické vzorce chloridu cínatého -SnCl 4, chloridu cínatého - SnCl 2
Na zostavenie geometrického tvaru molekúl zobrazujeme orbitály nepárových valenčných elektrónov, berúc do úvahy ich maximálne prekrytie.
Ryža. 4. Geometrický tvar molekúl SnCl 2 a SnCl 4
Elektronegativita Sn je 1,8. Cl - 3,0. Väzba Sn - Cl, polárna, kovalentná. Ukážme si vektory dipólových momentov polárnych väzieb.
v molekulách SnCl 2 a SnCl 4
SnCl 2 - polárna molekula
SnCl4 je nepolárna molekula.
Látky v závislosti od teploty a tlaku môžu existovať v plynnom, kvapalnom a pevnom stave agregácie.
V plynnom stave sú látky vo forme jednotlivých molekúl.
V kvapalnom stave vo forme agregátov, kde sú molekuly spojené medzimolekulovými van der Waalsovými silami alebo vodíkovými väzbami. Navyše, čím sú molekuly polárnejšie, tým je väzba pevnejšia a v dôsledku toho je teplota varu kvapaliny vyššia.
V pevných látkach sú štruktúrne častice spojené intramolekulárnymi aj medzimolekulovými väzbami. Klasifikujte: iónové, kovové, atómové (kovalentné), molekulové kryštály a kryštály so zmiešanými väzbami.
KONTROLNÉ ÚLOHY
73. Prečo sú prvky chlór a draslík aktívne a prvok argón, ktorý sa nachádza medzi nimi, je neaktívny?
74. Pomocou metódy valenčných väzieb vysvetlite, prečo je molekula vody (H 2 O) polárna a molekula metánu (CH 4) je nepolárna?
75. Látka oxid uhoľnatý (II) je účinná látka a oxid uhoľnatý (IV) je klasifikovaný ako látka s nízkou účinnou látkou. Vysvetlite pomocou metódy valenčných väzieb.
76. Ako sa mení sila molekúl dusíka a kyslíka. Vysvetlite pomocou metódy valenčných väzieb.
77. Prečo sa vlastnosti kryštálu chloridu sodného (NaCl) líšia od vlastností kryštálu sodíka (Na)? Aký typ väzby sa vyskytuje v týchto kryštáloch?
78. Metódou valenčných väzieb určte polaritu molekúl chloridu hlinitého a sírovodíka.
79. Aký druh hydroxidu je hydroxid rubídny? Vysvetlite pomocou metódy valenčných väzieb.
80. Teplota varu kvapalného fluorovodíka je 19,5 0 C, a kvapalného chlorovodíka (- 84,0 0 C). Prečo taký veľký rozdiel v bodoch varu?
81. Metódou valenčných väzieb vysvetlite, prečo je tetrachlórmetán (CCl 4) nepolárny a chloroform (CHCl 3) je polárna látka?
82. Ako sa mení pevnosť väzby v molekulách CH 4 - SnH 4? Vysvetlite pomocou metódy valenčných zlúčenín.
83. Aké možné zlúčeniny tvoria prvky: olovo a bróm? Určte polaritu týchto väzieb.
84. Metódou valenčných väzieb určte polaritu molekúl dusíka a bromidu dusíka (III).
85. Teplota varu vody je 100 0 C, a sírovodíka (60,7 0 C). Prečo taký veľký rozdiel v bodoch varu?
86. Určte, v ktorej zlúčenine je silnejšia väzba bromid cínatý alebo bromid uhličitý? Určte polaritu týchto zlúčenín.
87. Metódou valenčných väzieb určte polaritu molekúl jodidu gália a jodidu bizmutitého.
88. Pomocou teórie chemickej väzby vysvetlite, prečo je xenón ušľachtilým (nízko aktívnym) prvkom.
89. Uveďte typ hybridizácie (sp, sp 2, sp 3) v zlúčeninách: BeCl 2, SiCl 4. Zobrazte geometrické tvary molekúl.
90. Nakreslite priestorové usporiadanie väzieb v molekulách: hydrid bóru a hydrid fosforitý. Určite polaritu molekúl.
Pokyny pre kontrolné úlohy v disciplíne " Chémia» pre študentov nechemických odborov dištančného vzdelávania. Časť 1.
Zostavil: docent, Ph.D. Obukhov V.M.
asistent Kostareva E.V.
Podpísané na zverejnenie č. 1
Číslo objednávky. vyd. l.
Formát 60/90/1/16. Konv. rúra l.
Vytlačené na RISO GR 3750
Vydavateľstvo "Univerzita ropy a zemného plynu"
Štát vzdelávacia inštitúcia profesionálny vyššie vzdelanie
"Štátna univerzita ropy a zemného plynu v Tyumen"
Oddelenie prevádzkovej tlače vydavateľstva "Naftová a plynárenská univerzita"
625000, mesto Ťumen, sv. Volodarsky, 38 rokov
