V kateri molekuli je polarnost vezi višja. Elektronegativnost. Relativna elektronegativnost. Polarnost kemične vezi, polarnost molekul in ionov. Določitev komunikacijske polarnosti
Obstajata dve vrsti kovalentnih vezi: nepolarni in polarni... V primeru nepolarne kovalentne vezi je elektronski oblak, ki ga tvori skupni par elektronov, ali oblak elektronske vezi, razporejen v prostoru simetrično glede na oba atoma. Primer so dvoatomske molekule, sestavljene iz atomov enega elementa: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 in drugih, pri katerih elektronski par pripada obema atomoma v enaki meri. V primeru polarne kovalentne vezi se elektronski oblak vezi premakne proti atomu z višjo relativno elektronegativnostjo. Primer so molekule hlapnih anorganskih spojin: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 in druge.
Relativna elektronegativnost atomov
Električna središča pozitivnih in negativnih nabojev v molekuli ne sovpadajo v eni točki, ampak se nahajajo na določeni razdalji ℓ.
Polarna molekula s konstantnim električnim dipolnim momentom
Molekula s splošno nevtralnostjo je električni dipol z nabojem q - - pri atomu klora in q + - pri atomu vodika. Takšne vezi in molekule se imenujejo polarno... Naboji atomov v molekuli q se imenujejo učinkovite dajatve(v molekuli HCl q cl = -0,18; in q n = +0,18 absolutnega naboja elektrona, stopnja ionskosti vezi
Merilo polarnosti vezi in molekule je električni moment dipola(μ - "mu") določa produkt
μ = qℓ, Kl ∙ m ali μ = qℓ / 3,33 ∙ 10 -30, D
kjer je q efektivni naboj; ℓ je dolžina dipola. Enota električnega momenta dipola (sistem SI) je izražena kot 3,33 ∙ 10 -30 C ∙ m (kulonski meter) = 1D (D - Debye).
Električni moment dipola je vektorska količina. Njegova smer je običajno vzeta od pozitivnega naboja do negativnega - proti premikanju veznega elektronskega oblaka. Večja kot je razlika v elektronegativnosti elementov v polarnih molekulah, večji je električni moment dipola.
Pri poliatomskih molekulah je treba razlikovati med pojmi dipolnih momentov posameznih vezi in molekule kot celote. Ker se ob prisotnosti več vezi v molekuli njihovi dipolni momenti dodajajo po pravilu paralelograma, potem se glede na obliko molekule, ki jo določa smer vezi, dobljeni dipolni moment razlikuje od dipolnih momentov molekule. posamezne vezi in v posameznem primeru (za visoko simetrične molekule) je lahko nič, kljub pomembni polariteti posameznih vezi. Na primer, linearna molekula CO 2 je nepolarna (μ = 0), čeprav ima vsaka vez C = O pomemben dipolni moment (μ = 2,7 D).
2,7 D 2,7 d
Molekule, ki vsebujejo nepolarno kovalentno vez, se imenujejo nepolarni oz homeopolarna... V takih molekulah je vezni elektronski oblak razporejen simetrično med jedri obeh atomov, jedra pa nanj delujeta enako. Primer so molekule preprostih snovi, sestavljene iz atomov enega elementa: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 in drugih. Električni moment dipola takšnih molekul je nič.
Sposobnost molekul (in posameznih vezi), da se polarizirajo pod vplivom zunanjega električnega polja, se imenuje polarizabilnost. To se lahko zgodi tudi pod vplivom polja, ki ga ustvari približajoča se polarna molekula. Zato je polarizacija zelo pomembna pri kemičnih reakcijah.
Vedno je pomembno upoštevati polarnost molekule in njen električni dipolni moment. Slednje je povezano z reaktivnostjo snovi. Večji kot je električni moment dipola molekule, večja je reaktivnost snovi. Topnost snovi je povezana tudi z električnim momentom dipola. Polarne molekule tekočin dajejo prednost električni disociaciji v njih raztopljenih elektrolitov po principu »podobno se raztopi v podobnem«.
V homonuklearnih molekulah (H 2, F 2 itd.) elektronski par, ki tvori vez, enako pripada vsakemu atomu, zato središča pozitivnih in negativnih nabojev v molekuli sovpadata. Takšne molekule so nepolarne.
Vendar v heteronuklearnih molekulah prispevek k povezovanju valovnih funkcij različnih atomov ni enak. V bližini enega od atomov se pojavi presežna elektronska gostota, torej presežek negativni naboj, blizu drugega pa pozitiven. V tem primeru govorijo o premiku elektronskega para iz enega atoma v drugega, vendar tega ne smemo razumeti dobesedno, ampak le kot povečanje verjetnosti, da se elektronski par najde v bližini enega od jeder molekule.
Za določitev smeri takšnega premika in polkvantitativne ocene njegove velikosti je bil uveden koncept elektronegativnosti.
Obstaja več lestvic elektronegativnosti. Vendar so elementi po elektronegativnosti razporejeni v istem vrstnem redu, zato so razlike nepomembne, lestvice elektronegativnosti pa precej primerljive.
R. Mullikenova elektronegativnost je polovična vsota ionizacijskih energij in afinitete elektronov (glej razdelek 2.10.3):
Valenčni elektronski par se premakne na bolj elektronegativni atom.
Primerneje je uporabljati ne absolutne vrednosti elektronegativnosti, ampak relativne. Elektronegativnost litija 3 Li se vzame kot enota. Relativna elektronegativnost katerega koli elementa A je enaka:
Najnižjo elektronegativnost imajo težke alkalijske kovine (X Fr = 0,7). Najbolj elektronegativni element je fluor (X F = 4,0). Po obdobjih je splošna težnja k povečanju elektronegativnosti, po podskupinah pa k njenemu zmanjševanju (tabela 3.4).
Pri praktični uporabi podatkov te tabele (kot tudi podatkov drugih lestvic elektronegativnosti) je treba upoštevati, da se lahko v molekulah, sestavljenih iz treh ali več atomov, vrednost elektronegativnosti izrazito spremeni pod vplivom sosednjih atomi. Strogo gledano, stalne elektronegativnosti elementu sploh ni mogoče pripisati. Odvisno je od valenčnega stanja elementa, vrste spojine itd. Kljub temu je ta koncept uporaben za kvalitativno razlago lastnosti kemičnih vezi in spojin.
Tabela 3.4
Paulingova elektronegativnost s- in p-elementov
|
Obdobje |
Skupina |
||||||
Polarnost vezi je določena s premikom valenčnega elektronskega para v dvoatomskih molekulah in je kvantitativno označena dipolni moment, oz električni moment dipola, molekule. Enaka je zmnožku razdalje med jedri G v molekuli in učinkovit naboj 5, ki ustreza tej razdalji:
V kolikor G velja za vektor, usmerjen od pozitivnega do negativnega naboja, je tudi dipolni moment vektor in ima isto smer. Merska enota dipolnega momenta je D-debye (1D = 3,33 10 -30 C m).
Dipolni moment kompleksne molekule je definiran kot vektorska vsota dipolnih momentov vseh vezi. Torej, če je molekula AB I simetrična glede na linijo vsake vezi, je skupni dipolni moment takšne molekule kljub polarnemu
število vezi A-B je enako nič: D = ^ D; = 0. Primeri so primeri
prej obravnavane simetrične molekule, v katerih vezi tvorijo hibridne orbitale: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 itd.
Molekule, v katerih vezi tvorijo nehibridne orbitale ali hibridne orbitale s sodelovanjem osamljenih parov elektronov, so asimetrične glede na vezne linije. Dipolni momenti takšnih molekul niso enaki nič. Primeri takšnih polarnih molekul: H 2 S, NH 3, H 2 0 itd. Na sl. 3.18 prikazuje grafično interpretacijo seštevanja vektorjev polarnih vezi v simetrični molekuli BeF 2 (fl) in asimetrični molekuli H 2 S (b).
riž. 3.18. Dipolni momenti molekul (a) BeF 2 in (b) H 2 S
Kot smo že omenili, večja kot je razlika med elektronegativnostmi atomov, ki tvorijo vez, bolj je valenčni elektronski par premaknjen, bolj polarna je vez in zato večji je efektivni naboj b, kar je prikazano v tabeli. 3.5.
Tabela 3.5
Spremembe v naravi vezi v seriji spojin elementov iz obdobja II s fluorom
V polarni vezi lahko konvencionalno ločimo dve komponenti: ionsko, zaradi elektrostatične privlačnosti, in kovalentno, zaradi prekrivanja orbital. Ker se razlika elektronegativnosti povečuje OH valenčni elektronski par se vse bolj premika proti atomu fluora, ki pridobi vedno bolj negativen efektivni naboj. Prispevek ionske komponente k vezi se poveča, delež kovalentne komponente se zmanjša. Kvantitativne spremembe se spremenijo v kvalitativne: v molekuli UF elektronski par skoraj v celoti pripada fluoru, njegov efektivni naboj pa se približuje enoti, t.j. na naboj elektrona. Domnevamo lahko, da sta nastala dva iona: kation Li + in anion F ~, vez pa je posledica le njihove elektrostatične privlačnosti (kovalentno komponento lahko zanemarimo). Ta povezava se imenuje ionski. Lahko se vidi kot skrajni primer kovalentne polarne vezi.
Elektrostatično polje nima prednostnih smeri. Zato ionska vez za razliko od kovalentne usmerjenost ni nenavadna. Ion deluje s poljubnim številom ionov z nasprotnim nabojem. To je posledica druge značilne lastnosti ionske vezi - pomanjkanje nasičenosti.
Za ionske molekule se lahko izračuna vezavna energija. Če ione obravnavamo kot nedeformabilne kroglice z naboji ± e, nato privlačna sila med njima, odvisno od razdalje med središči ionov G lahko izrazimo s Coulombovo enačbo:
Energija privlačnosti je določena z razmerjem 
Pri približevanju se pojavi odbojna sila zaradi interakcije elektronskih lupin. Je obratno sorazmerna z razdaljo do stopinje NS:
kje V- nekaj konstanta. Eksponent NS veliko več kot enota in je za različne konfiguracije ionov v območju od 5 do 12. Ob upoštevanju, da je sila derivat energije glede na razdaljo, iz enačbe (3.6) dobimo:
S spremembo G spremeniti F np in F qtt. Na neki razdalji r 0 te sile so izenačene, kar ustreza minimumu nastale interakcijske energije U Q. Po transformacijah lahko dobite
Ta enačba je znana kot Bornova enačba.
Minimum na krivulji odvisnosti U = f (r) ravnotežna razdalja r 0 in energija U Q. To je energija vezave med ioni. celo NS je neznana, potem lahko ocenimo vrednost vezavne energije, pri čemer vzamemo 1 /NS enako nič:
V tem primeru napaka ne bo presegla 20%.
Za ione z naboji z l in z 2 enačbi (3.7) in (3.8) imata obliko:
Ker je pri tovrstnih molekulah obstoj vezi, ki se približuje čisto ionski, problematičen, je treba zadnje enačbe obravnavati kot zelo grob približek.
Hkrati je mogoče k problemom polarnosti in ionnosti vezi pristopiti z nasprotne pozicije – z vidika polarizacije ionov. Domneva se, da obstaja popoln prenos elektronov, molekula pa je sestavljena iz izoliranih ionov. Nato se elektronski oblaki premaknejo pod vplivom električnega polja, ki ga ustvarijo ioni - polarizacija ioni.
Polarizacija je dvosmerni proces, ki združuje polarizacijsko delovanje ioni iz njihovih polarizabilnost. Polarizabilnost je sposobnost elektronskega oblaka iona, molekule ali atoma, da se deformira pod vplivom elektrostatičnega polja drugega iona. Moč tega polja določa polarizacijski učinek iona. Iz enačbe (3.10) sledi, da je polarizacijski učinek iona večji, večji je njegov naboj in manjši je polmer. Polmeri kationov so praviloma veliko manjši od polmerov anionov, zato je treba v praksi pogosteje ukvarjati s polarizacijo anionov pod delovanjem kationov in ne obratno. Polarizabilnost ionov je odvisna tudi od njihovega naboja in polmera. Ioni velike velikosti in naboja so lažje polarizirani. Polarizacijsko delovanje iona se zmanjša na vlečenje nase elektronskega oblaka iona z nasprotnim nabojem. Posledično se zmanjša ionnost vezi, t.j. vez postane polarna kovalentna. Tako polarizacija ionov zmanjša stopnjo ionnosti vezi in je po svojem učinku nasprotna polarizaciji vezi.
Polarizacija ionov v molekuli, t.j. povečanje deleža kovalentnih vezi v njem poveča moč njegovega razpada na ione. V seriji spojin danega kationa z anioni iste vrste se stopnja disociacije v raztopinah zmanjšuje s povečanjem polarizabilnosti anionov. Na primer, v seriji svinčevih halogenidov PbCl 2 - PbBr 2 - PN 2 se poveča polmer halogenidnih anionov, poveča se njihova polarizabilnost in zmanjša razgradnja na ione, kar se odraža v zmanjšanju topnosti.
Pri primerjavi lastnosti soli z enakim anionom in dovolj velikimi kationi je treba upoštevati polarizacijo kationov. Na primer, polmer iona Hg 2+ je večji od polmera iona Ca 2+, zato je Hg 2+ bolj polariziran kot Ca 2+. Posledično je CaCl 2 močan elektrolit, t.j. popolnoma disociira v raztopini, HgCl 2 pa - s šibkim elektrolitom, t.j. praktično ne disociira v raztopinah.
Polarizacija ionov v molekuli zmanjša njeno moč pri razpadu na atome ali molekule. Na primer, v seriji CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 se polmer halogenidnih ionov poveča, njihova polarizacija z ionom Ca 2+ se poveča, zato se temperatura toplotne disociacije na kalcij in halogen zmanjša: CaHa1 2 = Ca + Ha1 2.
Če je ion zlahka polariziran, je za njegovo vzbujanje potrebna majhna energija, kar ustreza absorpciji kvantov vidne svetlobe. To je razlog za barvo raztopin takšnih spojin. Povečanje polarizabilnosti vodi do povečanja barve, na primer v seriji NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (povečana polarizabilnost aniona) ali v seriji KC1 - CuCl 2 (povečana polarizabilnost kationa).
Meja med kovalentno polarno in ionsko vezjo je precej poljubna. Za molekule v plinastem stanju se verjame, da z razliko elektronegativnosti AH> 2,5 vez je ionska. V raztopinah polarnih topil, pa tudi v kristalnem stanju, imajo močan učinek molekule topila in sosednji delci na mestih kristalne mreže. Zato se ionska narava vezi kaže pri veliko manjši razliki v elektronegativnosti. V praksi lahko domnevamo, da je razmerje med tipičnimi kovinami in nekovinami v raztopinah in kristalih ionsko.
Molekula je polarna, če središče negativnega naboja ne sovpada s središčem pozitivnega. Takšna molekula je dipol: dva naboja enake velikosti in nasprotnega predznaka sta ločena v prostoru.
Dipol je običajno označen s simbolom, kjer puščica kaže od pozitivnega konca dipola proti negativnemu koncu. Molekula ima dipolni moment, ki je enak velikosti naboja, pomnoženemu z razdaljo med središči nabojev:
Dipolne momente molekul je mogoče izmeriti; nekatere od najdenih vrednosti so podane v tabeli. 1.2. Vrednosti dipolnih momentov služijo kot merilo relativne polarnosti različnih molekul.
Tabela 1.2 (glej skeniranje) Dipolni momenti
Nedvomno je molekula polarna, če so le vezi v njej polarne. Upoštevali bomo polarnost vezi, ker lahko polarnost molekule predstavljamo kot vsoto polarnosti posameznih vezi.
Molekule, ki imajo dipolni moment enak nič, torej niso polarne. Dva enaka atoma v kateri koli od danih molekul imata seveda enako elektronegativnost in enako lastne elektrone; naboj je nič, zato je tudi dipolni moment nič.
Molekula tipa ima velik dipolni moment Čeprav je molekula vodikovega fluorida majhna, elektronegativni fluor močno privlači elektrone; čeprav je razdalja majhna, je naboj velik, zato je velik tudi dipolni moment.
Metan in ogljikov tetraklorid imata nič dipolnih momentov. Posamezne vezi, vsaj v ogljikovem tetrakloridu, so polarne, vendar se zaradi simetrije tetraedrske razporeditve medsebojno izničijo (slika 1.9). V metil kloridu polarnost vezi ogljik - klor ni kompenzirana in je dipolni moment metil klorida tako, polarnost molekul ni odvisna le od polarnosti posameznih vezi, temveč tudi od njihove smeri, tj. od oblike. molekule.
Dipolni moment amoniaka je enak Lahko se šteje za skupni dipolni moment (vektorska vsota) treh momentov posameznih vezi, ki imajo smer, prikazano na sliki.
riž. 1.9. Dipolni momenti nekaterih molekul. Polarnost vezi in molekul.
Dipolni moment vode, enak
Kakšen dipolni moment je treba pričakovati za dušikov trifluorid, ki ima tako kot amoniak piramidno strukturo? Fluor je najbolj elektronegativen element in zagotovo veliko odvleče elektrone od dušika; zato morajo biti vezi dušik – fluor močno polarne in njihova vektorska vsota mora biti velika – veliko več kot pri amoniaku z ne zelo polarnimi vezmi.
Kaj daje eksperiment? Dipolni moment dušikovega trifluorida je le enak To je bistveno manjši od dipolnega momenta amoniaka.
Kako je mogoče razložiti to dejstvo? Zgornja razprava ni upoštevala osamljenega para elektronov. B (ker v tem paru zaseda -orbitalo in bi moral imeti njegov prispevek k dipolnemu momentu nasprotno smer v primerjavi s skupnim momentom vezi dušik-fluor (slika 1.10); ti momenti nasprotnega predznaka očitno imajo približno enake vrednosti in posledično opazimo majhen dipolni moment, katerega smer ni znana. Pri amoniaku je dipolni moment verjetno določen predvsem s tem prostim elektronskim parom, poveča pa se zaradi vsote vezni momenti, seveda vse druge molekule, v katerih so prisotne.
Iz vrednosti dipolnih momentov je mogoče pridobiti dragocene informacije o strukturi molekul. Na primer, lahko izključite katero koli strukturo ogljikovega tetraklorida, ki vodi do polarne molekule, le »na podlagi velikosti dipolnega momenta.
riž. 1.10. Dipolni momenti nekaterih molekul. Prispevek osamljenega para elektronov. Dipolni moment zaradi osamljenega para elektronov ima smer, nasprotno smeri celotnega vektorja veznih momentov.
Tako dipolni moment potrjuje tetraedrsko strukturo ogljikovega tetraklorida (čeprav ne, saj so možne tudi druge strukture, ki bodo dale tudi nepolarno molekulo).
Naloga 1.4. Katera od spodnjih dveh možnih struktur bi morala imeti tudi ničelni dipolni moment? a) Ogljik se nahaja v središču kvadrata, na vogalih katerega so atomi klora, b) Ogljik se nahaja na vrhu tetraedrične piramide, atomi klora pa so v vogalih osnove.
Naloga 1.5. Čeprav morajo biti vezi ogljik – kisik in bor – fluor polarne, je dipolni moment spojin nič. Predlagajte razporeditev atomov za vsako spojino, ki bi povzročila ničelni dipolni moment.
Za večino spojin dipolni moment ni bil nikoli izmerjen. Polarnost teh spojin je mogoče predvideti iz njihove strukture. Polarnost vezi je določena z elektronegativnostjo atomov; če so koti med vezmi znani, potem lahko določimo polarnost molekule, pri čemer upoštevamo tudi neparne pare elektronov.
Elektronegativnost atomov elementov. Relativna elektronegativnost. Sprememba obdobij in skupin periodnega sistema. Polarnost kemične vezi, polarnost molekul in ionov.
Elektronegativnost (EO) je sposobnost atoma, da premakne elektronske pare proti sebi.
Merilo e.o. je energija aritmetično enaka ½ vsote ionizacijske energije I in energije podobnosti z elektronom E
E.O. = ½ (I + E)
Relativna elektronegativnost. (OEE)
Fluoru, kot najmočnejšemu e.o elementu, je dodeljena vrednost 4,00, glede na katero se upoštevajo preostali elementi.
Spremembe obdobij in skupin periodnega sistema.
Znotraj obdobij se s povečanjem jedrskega naboja od leve proti desni poveča elektronegativnost.
Vsaj vrednost opazimo pri alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovinah.
Največji- za halogene.
Večja kot je elektronegativnost, močnejše so nekovinske lastnosti elementov.
Elektronegativnost (χ) je temeljna kemična lastnost atom, kvantitativna značilnost sposobnosti atoma v molekuli, da premakne skupne elektronske pare proti sebi.
Sodobni koncept elektronegativnosti atomov je uvedel ameriški kemik L. Pauling. L. Pauling je s konceptom elektronegativnosti razložil dejstvo, da je energija heteroatomske povezave A-B(A, B so simboli katerega koli kemični elementi) v splošnem primeru je večja od geometrijske sredine homoatomske povezave A-A in B-B.
Najvišja vrednost e.o. fluor, najmanj pa cezij.
Teoretično definicijo elektronegativnosti je predlagal ameriški fizik R. Mulliken. Izhajajoč iz očitne trditve, da je sposobnost atoma v molekuli, da nase pritegne naboj elektrona, odvisna od ionizacijske energije atoma in njegove afinitete do elektrona, je R. Mulliken uvedel koncept elektronegativnosti atoma A kot povprečno vrednost vezne energije zunanjih elektronov med ionizacijo valenčnih stanj (na primer od A− do A +) in na tej podlagi predlagal zelo preprosto relacijo za elektronegativnost atoma:
kjer sta J1A in εA ionizacijska energija atoma in njegova afiniteta do elektronov.
Strogo gledano, stalne elektronegativnosti elementu ni mogoče pripisati. Elektronegativnost atoma je odvisna od številnih dejavnikov, zlasti od valenčnega stanja atoma, formalnega oksidacijskega stanja, koordinacijskega števila, narave ligandov, ki sestavljajo okolje atoma v molekularnem sistemu, in nekaterih drugi. V zadnjem času se za karakterizacijo elektronegativnosti vse pogosteje uporablja tako imenovana orbitalna elektronegativnost, ki je odvisna od vrste atomske orbitale, ki sodeluje pri tvorbi vezi, in od njene elektronske populacije, torej od tega, ali je atomska orbita zasedena z osamljeni elektronski par, je enkrat poseljen z neparnim elektronom ali je prazen. Toda kljub dobro znanim težavam pri razlagi in definiciji elektronegativnosti ostaja vedno potrebna za kvalitativni opis in napovedovanje narave vezi v molekularnem sistemu, vključno z vezno energijo, porazdelitvijo naboja elektrona in stopnjo ionnosti, konstante sile itd. Trenutni pristop je Sandersonov pristop. Ta pristop temelji na zamisli o poravnavi elektronegativnosti atomov med tvorbo kemične vezi med njimi. V številnih študijah so bile ugotovljene povezave med Sandersonovimi elektronegativnostmi in najpomembnejšimi fizikalno-kemijskimi lastnostmi anorganskih spojin velike večine elementov periodnega sistema. Modifikacija Sandersonove metode, ki temelji na prerazporeditvi elektronegativnosti med atomi molekule za organske spojine, se je izkazala za zelo plodno.
2) Polarnost kemične vezi, polarnost molekul in ionov.
Kar je v povzetku in v učbeniku-Polarnost je povezana z dipolnim momentom.Ta se kaže kot posledica premika skupnega elektronskega para na enega od atomov.Polarnost je odvisna tudi od razlike v elektronegativnosti vezanih atomov. Višja kot je vrednost eo dva atoma, bolj polarna je kemična vez med njima. Glede na to, kako pride do prerazporeditve elektronske gostote med nastajanjem kemične vezi, je le-teh več vrst. Omejitveni primer polarizacije kemične vezi je popoln prehod iz en atom v drugega.
V tem primeru nastaneta dva iona, med katerima nastane ionska vez.Da bi lahko dva atoma ustvarila ionsko vez, je potrebno, da njuna e.o. zelo drugače.Če e.o. so enaki, potem nastane nepolarna kovalentna vez Najpogosteje najdemo polarno kovalentno vez - nastane med poljubnimi atomi z različnimi vrednostmi e.o.
Učinkoviti naboji atomov lahko služijo kot kvantitativna ocena polarnosti vezi. Učinkovit naboj atoma označuje razliko med številom elektronov, ki pripadajo določenemu atomu v kemični spojini, in številom elektronov prostega atoma. . Atom bolj elektronegativnega elementa močneje privlači elektrone, zato so mu elektroni bližje in prejme nekaj negativnega naboja, ki se imenuje učinkovit, njegov partner pa ima enak pozitivni efektivni naboj. Če elektroni tvorijo vez med atomi jim pripadajo enako, efektivni naboji so enaki nič.
Za diatomske molekule je mogoče označiti polarnost vezi in določiti učinkovite naboje atomov z merjenjem dipolnega momenta M = q * r, kjer je q naboj dipolnega pola, enak efektivnemu naboju za diatomsko molekulo , r je medjedrna razdalja Dipolni moment vezi je vektorska količina. Usmerjen je od pozitivno nabitega dela molekule do njenega negativnega dela, efektivni naboj na atomu elementa ne sovpada z oksidacijskim stanjem.
Polarnost molekul v veliki meri določa lastnosti snovi. Polarne molekule se obračajo druga proti drugi z nasprotno nabitimi poli in med njimi nastane medsebojna privlačnost. Zato imajo snovi, ki jih tvorijo polarne molekule, višje tališče in vrelišče kot snovi, katerih molekule niso polarne.
Tekočine s polarnimi molekulami imajo večjo raztapljajočo moč. Poleg tega večja kot je polarnost molekul topila, večja je topnost polarnih ali ionskih spojin v njej. Ta odvisnost je razložena z dejstvom, da polarne molekule topila zaradi dipol-dipolne ali ion-dipolne interakcije z topljencem prispevajo k razgradnji topljenca na ione. Na primer, raztopina vodikovega klorida v vodi, katere molekule so polarne, dobro prevaja električni tok. Raztopina vodikovega klorida v benzenu nima opazne električne prevodnosti. To kaže na odsotnost ionizacije vodikovega klorida v raztopini benzena, saj so molekule benzena nepolarne.
Ioni imajo tako kot električno polje polarizacijski učinek drug na drugega. Ko se dva iona srečata, pride do njune medsebojne polarizacije, t.j. premik elektronov zunanjih plasti glede na jedra. Medsebojna polarizacija ionov je odvisna od nabojev jedra in iona, polmera iona in drugih dejavnikov.
V okviru skupin e.o. zmanjša.
Kovinske lastnosti elementov se povečajo.
Kovinski elementi na zunanji energijski ravni vsebujejo 1,2,3 elektrona in so značilni po nizki vrednosti ionizacijskih potencialov in e.o. ker kovine kažejo izrazito težnjo, da oddajo elektrone.
Nekovinski elementi imajo višjo ionizacijsko energijo.
Ko je zunanja lupina napolnjena, se atomski polmer nekovin v obdobjih zmanjša. Število elektronov na zunanji lupini je enako 4,5,6,7,8.
Polarnost kemične vezi. Polarnost molekul in ionov.
Polarnost kemične vezi je določena s premikom vezi elektronskega para na enega od atomov.
Kemična vez nastane zaradi prerazporeditve elektronov valenčnih orbital, zaradi česar nastane stabilna elektronska konfiguracija žlahtnega plina zaradi tvorbe ionov ali tvorbe skupnih elektronskih parov.
Za kemično vez je značilna energija in dolžina.
Merilo trdnosti vezi je energija, porabljena za prekinitev vezi.
Na primer. H - H = 435 kJmol-1
Elektronegativnost atomskih elementov
Elektronegativnost je kemična lastnost atoma, kvantitativna značilnost sposobnosti atoma v molekuli, da k sebi pritegne elektrone iz atomov drugih elementov.
Relativna elektronegativnost
Prva in najbolj znana lestvica relativne elektronegativnosti je L. Paulingova lestvica, pridobljena iz termokemijskih podatkov in predlagana leta 1932. Vrednost elektronegativnosti najbolj elektronegativnega elementa fluora, (F) = 4,0, je poljubno vzeta za izhodišče te lestvice. .
Elementi skupine VIII periodični sistem(žlahtni plini) nimajo elektronegativnosti;
Pogojna meja med kovinami in nekovinami je vrednost relativne elektronegativnosti, ki je enaka 2.
Elektronegativnost elementov periodnega sistema se praviloma v vsakem obdobju zaporedno povečuje od leve proti desni. Znotraj vsake skupine, z nekaj izjemami, se elektronegativnost postopoma zmanjšuje od zgoraj navzdol. Za karakterizacijo kemične vezi lahko uporabimo elektronegativnosti.
Vezi z manjšo razliko v elektronegativnosti atomov se imenujejo polarne kovalentne vezi. Manjša kot je razlika v elektronegativnosti atomov, ki tvorijo kemično vez, nižja je stopnja ionnosti te vezi. Ničelna razlika v elektronegativnosti atomov kaže na odsotnost ionskega značaja v vezi, ki jo tvorijo, torej na njeno visoko kovalentno.
Polarnost kemijske vezi, polarnost molekul in ionov
Polarnost kemičnih vezi, značilnost kemične vezi, kaže prerazporeditev elektronske gostote v prostoru blizu jeder v primerjavi z začetno porazdelitvijo te gostote v nevtralnih atomih, ki tvorijo to vez.
Skoraj vse kemične vezi, z izjemo vezi v dvoatomskih homonuklearnih molekulah, so do te ali druge stopnje polarne. Običajno so kovalentne vezi šibko polarne, ionske vezi pa zelo polarne.
Na primer:
kovalentni nepolarni: Cl2, O2, N2, H2, Br2
kovalentno polarni: H2O, SO2, HCl, NH3 itd.
Polarnost.
Glede na lokacijo skupnega elektronskega para (gostota elektronov) med jedri atomov ločimo nepolarne in polarne vezi.
Nepolarno vez tvorijo atomi elementov z enako elektronegativnostjo. Elektronska gostota je razporejena simetrično glede na jedra atomov.
Vez med atomi z različno elektronegativnostjo imenujemo polarna. Celoten elektronski par je nagnjen k bolj elektronegativnemu elementu. Težišča pozitivnih (b +) in negativnih (b -) nabojev ne sovpadata. Večja kot je razlika v elektronegativnosti elementov, ki tvorijo vez, večja je polarnost vezi. Če je razlika v elektronegativnosti manjša od 1,9, se upošteva vez polarni kovalentni.
Za dvoatomsko molekulo polarnost molekule sovpada s polarnostjo vezi. V večatomskih molekulah je skupni dipolni moment molekule enak vektorski vsoti momentov vseh njenih vezi. Dipolni vektor je usmerjen od + do -
Primer 3. Z metodo valenčne vezi določite polarnost molekul kositrovega (II) klorida in kositrovega (IV) klorida.
50 Sn se nanaša na p - elemente.
Valenčni elektroni 5s 2 5p 2. Porazdelitev elektronov po kvantnih celicah v normalnem stanju:
| |
| |
| |
Kemijske formule kositrovega (IV) klorida -SnCl 4, kositrovega (II) klorida - SnCl 2
Za konstruiranje geometrijske oblike molekul bomo prikazali orbitale neparnih valenčnih elektronov, pri čemer bomo upoštevali njihovo največje prekrivanje
riž. 4. Geometrijska oblika molekul SnCl 2 in SnCl 4
Elektronegativnost Sn je 1,8. Cl - 3,0. Sn - Cl vez, polarna, kovalentna. Predstavljajmo vektorje dipolnih momentov polarnih vezi.
v molekulah SnCl 2 in SnCl 4
SnCl 2 - polarna molekula
SnCl 4 je nepolarna molekula.
Snovi, odvisno od temperature in tlaka, lahko obstajajo v plinastem, tekočem in trdnem agregacijskem stanju.
V plinastem stanju so snovi v obliki posameznih molekul.
V tekočem stanju v obliki agregatov, kjer so molekule vezane z medmolekularnimi van der Waalsovimi silami ali vodikovimi vezmi. Še več, bolj polarne so molekule, močnejša je vez in posledično višje je vrelišče tekočine.
V trdnih snoveh so strukturni delci povezani tako z intramolekularnimi kot medmolekularnimi vezmi. Razvrsti: ionske, kovinske, atomske (kovalentne), molekularne kristale in kristale z mešanimi vezmi.
KONTROLNE NALOGE
73. Zakaj sta elementa klor in kalij aktivna, element argon, ki je med njima, pa neaktiven?
74. Z metodo valenčnih vezi pojasnite, zakaj je molekula vode (Н 2 О) polarna, molekula metana (СН 4) pa nepolarna?
75. Snov ogljikov monoksid (II) je aktivna snov, ogljikov monoksid (IV) pa je uvrščen med snov z nizko vsebnostjo učinkovine. Pojasnite z uporabo metode valenčne vezi.
76. Kako se spreminja moč molekul dušika in kisika. Pojasnite z uporabo metode valenčne vezi.
77. Zakaj se lastnosti kristala natrijevega klorida (NaCl) razlikujejo od lastnosti kristala natrijevega (Na)? Kakšna povezava se izvaja v teh kristalih?
78. Z metodo valenčnih vezi določi polarnost molekul aluminijevega klorida in vodikovega sulfida.
79. Kakšna vrsta hidroksidov je rubidijev hidroksid? Pojasnite z uporabo metode valenčne vezi.
80. Vrelišče tekočega vodikovega fluorida je 19,5 0 С, tekočega vodikovega klorida (- 84,0 0 С). Zakaj je tako velika razlika v vrelišču?
81. Z metodo valenčnih vezi pojasnite, zakaj je ogljikov tetraklorid (CCl 4) nepolaren, kloroform (CHCl 3) pa polarna snov?
82. Kako se spremeni moč vezi v molekulah CH 4 - SnH 4? Razloži z uporabo metode valenčnih spojin.
83. Katere možne spojine tvorijo elemente: svinec in brom? Določite polarnost teh vezi.
84. Z metodo valenčnih vezi določi polarnost molekul dušika in dušikovega (III) bromida.
85. Vrelišče vode je 100 0 С, vodikovega sulfida pa 60,7 0 С. Zakaj je tako velika razlika v vrelišču?
86. Ugotovi, v kateri spojini je močnejša vez kositrov bromid ali ogljikov bromid? Določite polarnost teh spojin.
87. Z metodo valenčnih vezi določi polarnost molekul galijevega jodida in bizmutovega jodida.
88. S teorijo kemijske vezi pojasnite, zakaj ksenon spada med plemenite (nizkoaktivne) elemente.
89. Navedite vrsto hibridizacije (sp, sp 2, sp 3) v spojinah: BeCl 2, SiCl 4. Nariši geometrijske oblike molekul.
90. Nariši prostorsko razporeditev vezi v molekulah: borov hidrid in fosforjev (III) hidrid. Določite polarnost molekul.
Metodična navodila za kontrolne naloge v disciplini " Kemija»Za študente nekemijskih specialnosti dopisnih tečajev. 1. del.
Sestavil: izredni profesor, dr. Obukhov V.M.
asistentka Kostareva E.V.
Podpisano za tiskanje Pisalni papir št. 1
Številka naročila. izd. l.
Format 60/90 / 1/16. KONV. natisniti l.
Tiskano na RISO GR 3750
Založba univerze za nafto in plin
Država izobraževalna ustanova strokovno višja izobrazba
"Tjumenska državna univerza za nafto in plin"
Oddelek za operativno tiskanje Univerzitetne založbe za nafto in plin
625000, g. Tyumen, st. Volodarsky, 38
