I vilken molekyl är bindningspolariteten högre? Elektronnegativitet. Relativ elektronegativitet. Polariteten hos en kemisk bindning, polariteten hos molekyler och joner. Bestämning av anslutningens polaritet
Det finns två typer av kovalenta bindningar: icke-polär och polär. I fallet med en icke-polär kovalent bindning är elektronmolnet som bildas av ett gemensamt elektronpar, eller bindningselektronmolnet, fördelat i rymden symmetriskt med avseende på båda atomerna. Ett exempel är diatomiska molekyler som består av atomer av ett grundämne: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 och andra, i vilka elektronparet i lika hög grad tillhör båda atomerna. I fallet med en polär kovalent bindning förskjuts bindningens elektronmoln mot atomen med en högre relativ elektronegativitet. Molekyler av flyktiga oorganiska föreningar kan tjäna som exempel: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 och andra.
Relativ elektronegativitet hos atomer
De elektriska centran för positiva och negativa laddningar i en molekyl sammanfaller inte vid en punkt, utan är belägna på ett visst avstånd ℓ.
Polär molekyl med konstant elektriskt dipolmoment
En molekyl med total neutralitet är en elektrisk dipol med en laddning q - - vid kloratomen och q + - vid väteatomen. Sådana bindningar och molekyler kallas polär. Laddningarna av atomer i en molekyl q kallas effektiva avgifter(i HCl-molekylen q cl \u003d -0,18; och q n \u003d +0,18 av elektronens absoluta laddning, graden av jonicitet för bindningen
Ett mått på polariteten hos en bindning och en molekyl - dipolelektriskt moment(μ - "mu") bestäms av produkten
μ \u003d qℓ, C∙m eller μ \u003d qℓ / 3.33∙10 -30, D
där q är den effektiva avgiften; ℓ är längden på dipolen. Enheten för elektriskt moment för en dipol (SI-system) uttrycks som 3,33∙10 -30 C∙m (coulomb-meter) = 1D (D - Debye).
Dipolens elektriska moment är en vektorstorhet. Dess riktning tas villkorligt från en positiv laddning till en negativ - i riktningen för förskjutning av det bindande elektronmolnet. Ju större skillnaden är i elektronegativiteten hos element i polära molekyler, desto större är dipolens elektriska moment.
För polyatomiska molekyler bör man skilja mellan begreppen dipolmoment för individuella bindningar och molekylen som helhet. Eftersom, i närvaro av flera bindningar i en molekyl, deras dipolmoment adderas enligt parallellogramregeln, så skiljer sig det resulterande dipolmomentet från dipolmomentet, beroende på molekylens form, bestämt av bindningarnas riktning. av individuella bindningar och i ett särskilt fall (för mycket symmetriska molekyler) kan vara lika med noll, trots betydande polaritet hos individuella bindningar. Till exempel är en linjär CO 2 -molekyl opolär (μ = 0), även om varje C=O-bindning har ett signifikant dipolmoment (μ = 2,7 D).
2,7 d 2,7 d
Molekyler som innehåller en opolär kovalent bindning kallas icke-polär eller homeopolär. I sådana molekyler är det bindande elektronmolnet fördelat symmetriskt mellan kärnorna i båda atomerna, och kärnorna verkar lika på det. Ett exempel är molekylerna av enkla ämnen, bestående av atomer av ett element: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2 och andra. Det elektriska momentet för dipolen för sådana molekyler är lika med noll.
Molekylernas (och enskilda bindningar) förmåga att polarisera under påverkan av ett yttre elektriskt fält kallas polariserbarhet. Detta kan också ske under påverkan av det fält som skapas av den annalkande polära molekylen. Därför är polariserbarhet av stor betydelse vid kemiska reaktioner.
Det är alltid viktigt att beakta polariteten hos en molekyl och dess elektriska dipolmoment. Ämnes reaktivitet är förknippad med det senare. Som regel gäller att ju större det elektriska momentet för molekylens dipol är, desto högre reaktivitet hos ämnet. Ämnes löslighet är också relaterad till dipolens elektriska moment. Polära vätskemolekyler gynnar den elektriska dissociationen av elektrolyter lösta i dem enligt principen "liknande löser lika".
I homonukleära molekyler (H 2 , F 2 , etc.) tillhör elektronparet som bildar bindningen lika mycket varje atom, så centra för positiva och negativa laddningar i molekylen sammanfaller. Sådana molekyler är opolära.
Men i heteronukleära molekyler är bidraget från olika atomers vågfunktioner till kopplingen inte detsamma. Nära en av atomerna uppträder en överskottselektrondensitet, därför en överskott av negativ laddning, och nära den andra en positiv. I det här fallet talar man om förskjutningen av ett elektronpar från en atom till en annan, men detta ska inte förstås bokstavligt, utan bara som en ökning av sannolikheten för att hitta ett elektronpar nära en av molekylens kärnor.
För att bestämma riktningen för en sådan förskjutning och en semikvantitativ uppskattning av dess storlek, introduceras begreppet elektronegativitet.
Det finns flera skalor av elektronegativitet. Emellertid är elementen ordnade i elektronegativitetsserien i samma ordning, så skillnaderna är obetydliga, och elektronegativitetsskalorna är ganska jämförbara.
Enligt R. Mulliken är elektronegativitet hälften av summan av joniseringsenergier och elektronaffinitet (se avsnitt 2.10.3):
Valenselektronparet skiftas till en mer elektronegativ atom.
Det är bekvämare att inte använda absoluta värden för elektronegativitet, utan relativa. Enheten är elektronegativiteten för litium 3 Li. Den relativa elektronegativiteten för något element A är:
Tunga alkalimetaller har lägst elektronegativitet. (X Fr = 0,7). Det mest elektronegativa grundämnet är fluor (X F = 4,0). Efter perioder finns det en allmän trend med ökande elektronegativitet, och efter undergrupper - dess minskning (tabell 3.4).
Vid den praktiska användningen av data i denna tabell (liksom data från andra elektronegativitetsskalor) bör man komma ihåg att i molekyler som består av tre eller flera atomer kan värdet av elektronegativitet under påverkan av angränsande atomer förändras märkbart . Strängt taget kan en konstant elektronegativitet inte alls tillskrivas ett element. Det beror på elementets valenstillstånd, typen av förening etc. Detta koncept är dock användbart för en kvalitativ förklaring av egenskaperna hos kemiska bindningar och föreningar.
Tabell 3.4
Elektronegativitet hos s- och p-element enligt Pauling
|
Period |
Grupp |
||||||
Bindningens polaritet bestäms av förskjutningen av valenselektronparet i diatomiska molekyler och är kvantitativt karakteriserad dipolmoment, eller dipolelektriskt moment, molekyler. Det är lika med produkten av avståndet mellan kärnorna G i molekylen och den effektiva laddningen 5 som motsvarar detta avstånd:
Eftersom det G anses vara en vektor riktad från positiv till negativ laddning, är dipolmomentet också en vektor och har samma riktning. Enheten för dipolmomentet är debye D (1D = 3,33 10 -30 C m).
Dipolmomentet för en komplex molekyl definieras som vektorsumman av dipolmomenten för alla bindningar. Därför, om AB I-molekylen är symmetrisk med avseende på linjen för varje bindning, det totala dipolmomentet för en sådan molekyl, trots polariteten
antalet länkar A-B är lika med noll: D = ^ D; = 0. Exempel är
lever de tidigare betraktade symmetriska molekylerna, bindningarna i vilka bildas av hybridorbitaler: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6, etc.
Molekyler i vilka bindningar bildas av icke-hybrida orbitaler eller hybridorbitaler som involverar ensamma elektronpar är asymmetriska med avseende på bindningslinjer. Dipolmomenten för sådana molekyler är inte lika med noll. Exempel på sådana polära molekyler: H2S, NH3, H20, etc. I fig. 3.18 visar en grafisk tolkning av summan av polära bindningsvektorer i en symmetrisk BeF 2 (fl)-molekyl och en asymmetrisk H 2 S-molekyl (b).
Ris. 3.18. Dipolmoment för BeF 2 (a) och H 2 S (b) molekyler
Som redan nämnts, ju större skillnaden är i elektronegativiteten hos atomerna som bildar bindningen, desto mer skiftar valenselektronparet, desto mer polär blir bindningen och följaktligen desto större är den effektiva laddningen b, vilket illustreras i tabell. 3.5.
Tabell 3.5
Ändra karaktären av bindningen i en serie föreningar av element från II-perioden med fluor
I en polär bindning kan två komponenter villkorligt särskiljas: en jonisk, på grund av elektrostatisk attraktion, och en kovalent, på grund av överlappningen av orbitaler. Allt eftersom skillnaden i elektronegativitet ökar ÅH valenselektronparet skiftar mer och mer mot fluoratomen, som får en allt mer negativ effektiv laddning. Den joniska komponentens bidrag till bindningen ökar, medan andelen av den kovalenta komponenten minskar. Kvantitativa förändringar förvandlas till kvalitativa: i UF-molekylen tillhör elektronparet nästan helt fluor, och dess effektiva laddning närmar sig enhet, d.v.s. till elektronens laddning. Vi kan anta att två joner bildades: Li + katjonen och anjonen F~ och bindningen beror endast på deras elektrostatiska attraktion (den kovalenta komponenten kan försummas). En sådan koppling kallas jonisk. Det kan betraktas som extremfall av en kovalent polär bindning.
Det elektrostatiska fältet har inte föredragna riktningar. Det är därför jonbindning i motsats till kovalent ingen riktning. En jon interagerar med valfritt antal joner med motsatt laddning. Detta beror på en annan distinkt egenskap hos jonbindningen - brist på mättnad.
För joniska molekyler kan bindningsenergin beräknas. Om vi betraktar joner som icke-deformerbara kulor med laddningar ±e, sedan attraktionskraften mellan dem, beroende på avståndet mellan jonernas centra G kan uttryckas med Coulombs ekvation:
Attraktionsenergin bestäms av relationen 
När man närmar sig uppträder en frånstötande kraft på grund av interaktionen mellan elektronskal. Den är omvänt proportionell mot avståndet till kraften P:
var PÅär någon konstant. Exponent Pär mycket större än enhet och för olika konfigurationer av joner ligger i intervallet från 5 till 12. Med hänsyn till att kraften är derivatan av energi med avseende på avstånd, från ekvation (3.6) får vi:
Med förändring G förändra F np och F qtt. På något avstånd g 0 dessa krafter utjämnas, vilket motsvarar minimum av den resulterande interaktionsenergin U Q. Efter transformation kan du få
Denna ekvation är känd som Born-ekvationen.
Minimum på beroendekurvan U=f(r) motsvarar jämviktsavståndet r 0 och energin U Q. Detta är bindningsenergin mellan joner. Även Pär okänd, då kan vi uppskatta värdet av bindningsenergin genom att ta 1 /P lika med noll:
Felet kommer inte att överstiga 20 %.
För joner med laddningar zl och z 2 ekvationerna (3.7) och (3.8) har formen:
Eftersom förekomsten av en bindning som närmar sig en rent jonisk bindning i molekyler av denna typ är problematisk, bör de sista ekvationerna betraktas som en mycket grov approximation.
Samtidigt kan problemen med bindningens polaritet och jonicitet närma sig från motsatt position - ur jonpolarisationssynpunkt. Det antas att det sker en fullständig överföring av elektroner, och molekylen består av isolerade joner. Sedan förskjuts elektronmolnen under verkan av det elektriska fältet som skapas av jonerna, - polarisering joner.
Polarisering är en tvådelad process som kombineras polariserande effekt joner från deras polariserbarhet. Polariserbarhet är förmågan hos ett elektronmoln av en jon, molekyl eller atom att deformeras under verkan av en annan jons elektrostatiska fält. Styrkan på detta fält bestämmer jonens polariserande effekt. Det följer av ekvation (3.10) att ju större polariserande effekt en jon har, desto större är dess laddning och desto mindre radie. Katjonernas radier är som regel mycket mindre än anjonernas radier; därför är det i praktiken oftare nödvändigt att stöta på polarisering av anjoner under inverkan av katjoner, och inte vice versa. Jonernas polariserbarhet beror också på deras laddning och radie. Joner av stor storlek och laddning polariseras lättare. Den polariserande effekten av en jon reduceras till att dra elektronmolnet av en jon med motsatt laddning mot sig själv. Som ett resultat minskar bindningens jonicitet; bindningen blir polär kovalent. Således minskar jonpolariseringen graden av jonicitet hos bindningen och är motsatt polariseringen av bindningen i dess effekt.
Polarisering av joner i en molekyl, d.v.s. en ökning av andelen av en kovalent bindning i den ökar styrkan av dess sönderfall till joner. I en serie föreningar av en given katjon med anjoner av samma typ, minskar graden av dissociation i lösningar med en ökning av anjonernas polariserbarhet. Till exempel, i serien av blyhalogenider PbCl 2 - PbBr 2 - Pb 2, ökar radien för halidanjonerna, deras polariserbarhet ökar och sönderfallet till joner försvagas, vilket uttrycks i en minskning av lösligheten.
När man jämför egenskaperna hos salter med samma anjon och tillräckligt stora katjoner bör man ta hänsyn till katjonernas polarisering. Till exempel är radien för Hg 2+-jonen större än radien för Ca 2+-jonen, så Hg 2+ polariseras starkare än Ca 2+ . Som ett resultat är CaCl2 en stark elektrolyt; dissocierar helt i lösning, och HgCl 2 - som en svag elektrolyt, dvs. dissocierar praktiskt taget inte i lösningar.
Polariseringen av joner i en molekyl minskar dess styrka under sönderfall till atomer eller molekyler. Till exempel, i serien CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2, ökar radien för halidjoner, deras polarisering av Ca 2+-jonen ökar, därför minskar temperaturen för termisk dissociation till kalcium och halogen: CaNa1 2 \u003d Ca + Na12.
Om jonen lätt polariseras kräver dess excitation lite energi, vilket motsvarar absorptionen av synligt ljus. Detta är anledningen till färgen på lösningar av sådana föreningar. En ökning av polariserbarheten leder till en ökning av färgen, till exempel i serien NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (ökar anjonens polariserbarhet) eller i serien KC1 - CuCl 2 (ökar katjonens polariserbarhet).
Gränsen mellan kovalenta polära och joniska bindningar är mycket villkorad. För molekyler i gasform, tros det med en skillnad i elektronegativitet AH > 2,5 bindning är jonisk. I lösningar av polära lösningsmedel, såväl som i kristallint tillstånd, utövar lösningsmedelsmolekyler och angränsande partiklar på ställena för kristallgittret ett starkt inflytande. Därför visar sig bindningens joniska natur vid en mycket mindre skillnad i elektronegativitet. I praktiken kan vi anta att bindningen mellan typiska metaller och icke-metaller i lösningar och kristaller är jonisk.
En molekyl är polär om mitten av den negativa laddningen inte sammanfaller med mitten av den positiva. En sådan molekyl är en dipol: två laddningar av samma storlek och motsatta i tecken separeras i rymden.
En dipol betecknas vanligtvis med symbolen där pilen pekar från den positiva änden av dipolen till den negativa. En molekyl har ett dipolmoment, som är lika med laddningens storlek multiplicerat med avståndet mellan laddningscentra:
Dipolmoment för molekyler kan mätas; några hittade värden anges i tabellen. 1.2. Värdena på dipolmoment fungerar som ett mått på den relativa polariteten hos olika molekyler.
Tabell 1.2 (se skanning) Dipolmoment
Det råder ingen tvekan om att molekylerna är polära, om bara bindningarna i den är polära. Vi kommer att överväga bindningspolaritet eftersom polariteten hos en molekyl kan ses som summan av polariteterna för de individuella bindningarna.
Molekyler som har ett dipolmoment lika med noll, det vill säga de är opolära. Två identiska atomer i en given molekyl har naturligtvis samma elektronegativitet och lika egna elektroner; laddningen är noll och därför är även dipolmomentet noll.
Typmolekylen har ett stort dipolmoment Även om vätefluoridmolekylen är liten, drar det elektronegativa fluoret starkt till sig elektroner; även om avståndet är litet, är laddningen stor, och därför är dipolmomentet också stort.
Metan och koltetraklorid har noll dipolmoment. Individuella bindningar, åtminstone i koltetraklorid, är polära: på grund av symmetrin hos det tetraedriska arrangemanget kompenserar de dock varandra (fig. 1.9). I metylklorid kompenseras inte polariteten för kol-klorbindningen och dipolmomentet för metylklorid är. Molekylernas polaritet beror alltså inte bara på polariteten hos de enskilda bindningarna, utan också på deras riktning, dvs. på molekylens form.
Ammoniakens dipolmoment är Det kan betraktas som det totala dipolmomentet (vektorsumman) av tre moment av individuella bindningar med den riktning som visas i figuren.
Ris. 1.9. Dipolmoment för vissa molekyler. Polaritet av bindningar och molekyler.
På samma sätt kan vi betrakta vattnets dipolmoment lika med
Vilket dipolmoment bör förväntas för kvävetrifluorid, som liksom ammoniak har en pyramidformig struktur? Fluor är det mest elektronegativa grundämnet, och det drar säkert elektroner starkt från kväve; därför måste kväve-fluorbindningarna vara starkt polära och deras vektorsumma måste vara stor - mycket mer än för ammoniak med dess inte särskilt polära -bindningar.
Vad ger experimentet? Dipolmomentet för kvävetrifluorid är bara He är mycket mindre än dipolmomentet för ammoniak.
Hur förklarar man detta faktum? I ovanstående övervägande togs inte hänsyn till det ensamma elektronparet. B (liksom i detta par upptar -orbitalen och dess bidrag till dipolmomentet bör ha motsatt riktning jämfört med det totala momentet för kväve-fluorbindningarna (fig. 1.10); dessa moment med motsatt tecken, uppenbarligen, har ungefär samma värde, och som ett resultat finns det ett litet dipolmoment, vars riktning är okänd. I ammoniak bestäms dipolmomentet förmodligen huvudsakligen av detta fria elektronpar, och det ökas med summan av bindningsmoment. På liknande sätt bör ensamma elektronpar bidra till dipolmomenten för vatten och, naturligtvis, alla andra molekyler där de finns.
Baserat på värdena för dipolmoment kan värdefull information om molekylernas struktur erhållas. Till exempel kan varje struktur av koltetraklorid som resulterar i en polär molekyl uteslutas endast på basis av storleken på dipolmomentet.
Ris. 1.10. Dipolmoment för vissa molekyler. Bidraget från det ensamma elektronparet. Dipolmomentet på grund av det ensamma elektronparet har en riktning motsatt riktningen för den totala vektorn av bindningsmoment.
Således bekräftar dipolmomentet den tetraedriska strukturen av koltetraklorid (även om det inte gör det, eftersom andra strukturer är möjliga som också skulle ge en opolär molekyl).
Uppgift 1.4. Vilken av de två möjliga strukturerna nedan skulle också behöva ha ett dipolmoment noll? a) Kol är beläget i mitten av kvadraten, i vars hörn det finns kloratomer, b) Kol är beläget i toppen av den tetraedriska pyramiden, och kloratomer finns i hörnen av basen.
Uppgift 1.5. Även om bindningarna kol-syre och bor-fluor måste vara polära, är dipolmomentet för föreningarna noll. Föreslå ett arrangemang av atomer för varje förening, vilket orsakar ett noll dipolmoment.
För de flesta föreningar har dipolmomentet aldrig mätts. Polariteten hos dessa föreningar kan förutsägas utifrån deras struktur. Bindningarnas polaritet bestäms av atomernas elektronegativitet; om vinklarna mellan bindningarna är kända kan molekylens polaritet bestämmas, även med hänsyn till oparade elektronpar.
Elektronegativitet hos elements atomer. Relativ elektronegativitet. Förändring i perioder och grupper av det periodiska systemet. Polariteten hos en kemisk bindning, polariteten hos molekyler och joner.
Elektronegativitet (e.o.) är en atoms förmåga att förskjuta elektronpar mot sig själv.
Meroy e.o. är energin aritmetiskt lika med ½ summan av joniseringsenergin I och elektronlikhetsenergin E
E.O. = ½ (I+E)
Relativ elektronegativitet. (OEO)
Fluor, som det starkaste e.o-elementet, tilldelas ett värde på 4,00 i förhållande till vilket de andra elementen beaktas.
Förändringar i perioder och grupper av det periodiska systemet.
Inom perioder, när kärnladdningen ökar från vänster till höger, ökar elektronegativiteten.
Minst värde observeras i alkali- och jordalkalimetaller.
Störst- för halogener.
Ju högre elektronegativitet, desto starkare är elementens icke-metalliska egenskaper.
Elektronegativitet (χ) - grundläggande kemiska egenskaper atom, en kvantitativ egenskap av en atoms förmåga i en molekyl att förskjuta vanliga elektronpar mot sig själv.
Det moderna konceptet om atomers elektronegativitet introducerades av den amerikanske kemisten L. Pauling. L. Pauling använde begreppet elektronegativitet för att förklara det faktum att energin i en heteroatom A-B anslutningar(A, B - symboler för någon kemiska grundämnen) är i allmänhet större än det geometriska medelvärdet för homoatomen A-A-anslutningar och B-B.
Det högsta värdet av t.ex. fluor, och den lägsta är cesium.
Den teoretiska definitionen av elektronegativitet föreslogs av den amerikanske fysikern R. Mulliken. Baserat på den uppenbara ståndpunkten att förmågan hos en atom i en molekyl att attrahera en elektronisk laddning till sig själv beror på atomens joniseringsenergi och dess elektronaffinitet, introducerade R. Mulliken begreppet elektronegativitet för atom A som medelvärde. värdet av bindningsenergin för de yttre elektronerna under joniseringen av valenstillstånd (till exempel från A− till A+) och på grundval av detta föreslog en mycket enkel relation för en atoms elektronegativitet:
där J1A och εA är joniseringsenergin för en atom respektive dess elektronaffinitet.
Strängt taget kan ett element inte tillskrivas en permanent elektronegativitet. En atoms elektronegativitet beror på många faktorer, i synnerhet på atomens valenstillstånd, det formella oxidationstillståndet, koordinationstalet, arten av de ligander som utgör atomens miljö i molekylsystemet, och vissa andra. Nyligen, allt oftare, för att karakterisera elektronegativitet, används den så kallade orbitala elektronegativiteten, som beror på vilken typ av atomomloppsbana som är involverad i bildandet av en bindning och på dess elektronpopulation, det vill säga om atomomloppet är upptaget av ett oparad elektronpar, enskilt befolkat av en oparad elektron, eller är ledig. Men trots de kända svårigheterna med att tolka och bestämma elektronegativitet förblir det alltid nödvändigt för en kvalitativ beskrivning och förutsägelse av bindningarnas natur i ett molekylärt system, inklusive bindningsenergin, elektronisk laddningsfördelning och grad av jonicitet, kraftkonstant, etc. En av de mest utvecklade i den nuvarande metoden är Sanderson-metoden. Detta tillvägagångssätt baserades på idén om att utjämna elektronegativiteten hos atomer under bildandet av en kemisk bindning mellan dem. Många studier har funnit samband mellan Sanderson-elektronegativiteten och de viktigaste fysikalisk-kemiska egenskaperna hos oorganiska föreningar hos de allra flesta av elementen i det periodiska systemet. En modifiering av Sandersons metod, baserad på omfördelningen av elektronegativitet mellan atomerna i en molekyl för organiska föreningar, visade sig också vara mycket fruktbar.
2) Polariteten för den kemiska bindningen, polariteten hos molekyler och joner.
Vad som står i abstraktet och i läroboken - Polaritet är förknippat med ett dipolmoment. Det uppträder som ett resultat av förskjutningen av ett gemensamt elektronpar till en av atomerna. Polariteten beror också på skillnaden i elektronegativiteten hos atomerna bunden. två atomer, desto mer polär är den kemiska bindningen dem emellan. Beroende på hur elektrontätheten omfördelas under bildandet av en kemisk bindning, särskiljs flera typer av den. Det gränsande fallet för polarisering av kemiska bindningar är en fullständig övergång från en atom till en annan.
I detta fall bildas två joner, mellan vilka en jonbindning uppstår.För att två atomer ska kunna skapa en jonbindning krävs att deras e.o. skiljde sig mycket.Om t.ex. är lika, då bildas en opolär kovalent bindning Den vanligaste polära kovalenta bindningen bildas mellan alla atomer som har olika e.o.
Atomernas effektiva laddningar kan fungera som en kvantitativ uppskattning av polariteten hos en bindning.En atoms effektiva laddning kännetecknar skillnaden mellan antalet elektroner som tillhör en given atom i en kemisk förening och antalet elektroner i en fri atom En atom av ett mer elektronegativt element drar till sig elektroner starkare, så elektronerna är närmare den, och den får någon negativ laddning, som kallas effektiv, och dess partner har samma positiva effektiva laddning. Om elektronerna som bildar en bindning mellan atomer tillhör dem lika, de effektiva laddningarna är noll.
För diatomiska molekyler är det möjligt att karakterisera bindningens polaritet och bestämma atomernas effektiva laddningar baserat på mätning av dipolmomentet M = q * r där q är laddningen för dipolen, vilket är lika med den effektiva laddningen för en diatomisk molekyl, r är det interna nukleära avståndet. Dipolmomentet för bindningen är en vektorstorhet. Den är riktad från den positivt laddade delen av molekylen till dess negativa del. Den effektiva laddningen på atomen i ett grundämne sammanfaller inte med oxidationstillståndet.
Molekylernas polaritet bestämmer till stor del egenskaperna hos ämnen. Polära molekyler vänder sig mot varandra med motsatt laddade poler, och ömsesidig attraktion uppstår mellan dem. Därför har ämnen som bildas av polära molekyler högre smält- och kokpunkter än ämnen vars molekyler är opolära.
Vätskor vars molekyler är polära har en högre upplösningsförmåga. Ju större polariteten hos lösningsmedelsmolekylerna är, desto högre är lösligheten av polära eller joniska föreningar i den. Detta beroende förklaras av det faktum att lösningsmedlets polära molekyler, på grund av dipol-dipol- eller jon-dipol-interaktionen med det lösta ämnet, bidrar till sönderdelningen av det lösta ämnet till joner. Till exempel leder en lösning av väteklorid i vatten, vars molekyler är polära, elektricitet bra. En lösning av väteklorid i bensen har inte en nämnvärd elektrisk ledningsförmåga. Detta indikerar frånvaron av klorvätejonisering i bensenlösningen, eftersom bensenmolekylerna är opolära.
Joner, som ett elektriskt fält, har en polariserande effekt på varandra. När två joner möts uppstår deras inbördes polarisering, d.v.s. förskjutning av elektronerna i de yttre skikten i förhållande till kärnorna. Den ömsesidiga polariseringen av joner beror på kärnans och jons laddningar, jonens radie och andra faktorer.
Inom grupperna av bl.a. minskar.
De metalliska egenskaperna hos elementen ökar.
Metallelement på utsidan energinivå innehåller 1,2,3 elektroner och kännetecknas av låga joniseringspotentialer och e.o. eftersom metaller visar en uttalad tendens att donera elektroner.
Icke-metalliska grundämnen har en högre joniseringsenergi.
När det yttre skalet av icke-metaller fylls, minskar atomradien inom perioderna. På det yttre skalet är antalet elektroner 4,5,6,7,8.
Polariteten för en kemisk bindning. Polaritet hos molekyler och joner.
Polariteten för en kemisk bindning bestäms av förskjutningen av bindningarna i ett elektronpar till en av atomerna.
En kemisk bindning uppstår på grund av omfördelningen av elektroner i valensorbitaler, vilket resulterar i en stabil elektronisk konfiguration av en ädelgas, på grund av bildandet av joner eller bildandet av vanliga elektronpar.
En kemisk bindning kännetecknas av energi och längd.
Måttet på bindningsstyrka är den energi som går åt för att bryta bindningen.
Till exempel. H - H = 435 kJmol-1
Elektronegativitet av atomära element
Elektronegativitet är en kemisk egenskap hos en atom, en kvantitativ egenskap av en atoms förmåga i en molekyl att attrahera elektroner till sig själv från atomer av andra grundämnen.
Relativ elektronegativitet
Den första och mest kända skalan för relativ elektronegativitet är L. Pauling-skalan, erhållen från termokemiska data och föreslagen 1932. Elektronegativitetsvärdet för det mest elektronegativa grundämnet fluor, (F) = 4,0, tas godtyckligt som referenspunkt i denna skala.
Grupp VIII element periodiska systemet(ädelgaser) har noll elektronegativitet;
Den villkorliga gränsen mellan metaller och icke-metaller anses vara värdet på relativ elektronegativitet lika med 2.
Elektronegativiteten för elementen i det periodiska systemet ökar som regel sekventiellt från vänster till höger i varje period. Inom varje grupp, med några få undantag, minskar elektronegativiteten konsekvent från topp till botten. Elektronegativitet används för att karakterisera en kemisk bindning.
Bindningar med en mindre skillnad i atomers elektronegativitet kallas polära kovalenta bindningar. Ju mindre skillnaden är i elektronegativiteten hos de atomer som bildar en kemisk bindning, desto lägre är graden av jonicitet för denna bindning. Nollskillnaden i atomers elektronegativitet indikerar frånvaron av en jonisk karaktär i bindningen som bildas av dem, det vill säga dess rena kovalens.
Polariteten hos en kemisk bindning, polariteten hos molekyler och joner
Polariteten för kemiska bindningar, en egenskap hos en kemisk bindning, som visar omfördelningen av elektrontäthet i rymden nära kärnorna jämfört med den initiala fördelningen av denna täthet i de neutrala atomerna som bildar denna bindning.
Nästan alla kemiska bindningar, med undantag för bindningar i diatomiska homonukleära molekyler, är polära i en eller annan grad. Vanligtvis är kovalenta bindningar svagt polära, jonbindningar är starkt polära.
Till exempel:
kovalent icke-polär: Cl2, O2, N2, H2,Br2
kovalent polär: H2O, SO2, HCl, NH3, etc.
Polaritet.
Beroende på platsen för det gemensamma elektronparet (elektrondensitet) mellan atomkärnorna, särskiljs icke-polära och polära bindningar.
En opolär bindning bildas av atomer av element med samma elektronegativitet. Elektrondensiteten är fördelad symmetriskt i förhållande till atomkärnorna.
Bindningen mellan atomer med olika elektronegativitet kallas polär. Det delade elektronparet är förspänt mot det mer elektronegativa elementet. Tyngdpunkterna för positiva (b +) och negativa (b -) laddningar matchar inte. Ju större skillnaden är i elektronegativiteten hos de element som bildar bindningen, desto högre polaritet har bindningen. Om elektronegativitetsskillnaden är mindre än 1,9 övervägs bindningen polär kovalent.
För en diatomisk molekyl är molekylens polaritet densamma som bindningens polaritet. I polyatomiska molekyler är det totala dipolmomentet för en molekyl lika med vektorsumman av momenten för alla dess bindningar. Dipolvektorn är riktad från + till –
Exempel 3 Använd metoden för valensbindningar, bestäm polariteten för molekylerna av tenn (II) klorid och tenn (IV) klorid.
50 Sn avser p-element.
Valenselektroner 5s 2 5p 2 . Fördelningen av elektroner över kvantceller i normalt tillstånd:
| |
| |
| |
Kemiska formler av tenn (IV) klorid -SnCl 4, tenn (II) klorid - SnCl 2
För att konstruera den geometriska formen av molekyler, skildrar vi orbitaler för oparade valenselektroner, med hänsyn till deras maximala överlappning
Ris. 4. Geometrisk form av SnCl 2 och SnCl 4 molekyler
Elektronegativiteten Sn är 1,8. Cl - 3,0. Bindning Sn - Cl, polär, kovalent. Låt oss skildra vektorerna för dipolmoment för polära bindningar.
i SnCl2- och SnCl4-molekyler
SnCl2 - polär molekyl
SnCl 4 är en opolär molekyl.
Ämnen kan, beroende på temperatur och tryck, förekomma i gasformigt, flytande och fast aggregationstillstånd.
I det gasformiga tillståndet är ämnen i form av enskilda molekyler.
I flytande tillstånd i form av aggregat, där molekylerna är förbundna med intermolekylära van der Waals-krafter eller vätebindningar. Dessutom, ju mer polära molekylerna är, desto starkare bindning och, som ett resultat, desto högre kokpunkt för vätskan.
PÅ fasta ämnen strukturella partiklar är förbundna med både intramolekylära och intermolekylära bindningar. Klassificera: joniska, metalliska, atomära (kovalenta), molekylära kristaller och kristaller med blandade bindningar.
KONTROLLUPPGIFTER
73. Varför är grundämnena klor och kalium aktiva, och grundämnet argon, som ligger mellan dem, är inaktivt?
74. Använd metoden för valensbindningar och förklara varför vattenmolekylen (H 2 O) är polär och metanmolekylen (CH 4) är opolär?
75. Ämnet kolmonoxid (II) är ett verksamt ämne och kolmonoxid (IV) klassificeras som ett lågaktivt ämne. Förklara med metoden för valensbindningar.
76. Hur styrkan hos kväve- och syremolekyler förändras. Förklara med metoden för valensbindningar.
77. Varför skiljer sig egenskaperna hos en natriumklorid (NaCl) kristall från egenskaperna hos en natrium (Na) kristall? Vilken typ av bindning sker i dessa kristaller?
78. Använd metoden för valensbindningar, bestäm polariteten för molekylerna av aluminiumklorid och svavelväte.
79. Vilken typ av hydroxid är rubidiumhydroxid? Förklara med metoden för valensbindningar.
80. Kokpunkten för flytande vätefluorid är 19,5 0 C, och flytande väteklorid (- 84,0 0 C). Varför så stor skillnad i kokpunkter?
81. Använd metoden för valensbindningar och förklara varför koltetraklorid (CCl 4) är opolär och kloroform (CHCl 3) är ett polärt ämne?
82. Hur förändras bindningsstyrkan i CH 4 - SnH 4 molekyler? Förklara med metoden för valensföreningar.
83. Vilka möjliga föreningar bildar grundämnena: bly och brom? Bestäm polariteten för dessa bindningar.
84. Bestäm polariteten för kvävemolekyler och kväve(III)bromid med hjälp av metoden för valensbindningar.
85. Kokpunkten för vatten är 100 0 C, och svavelväte (60,7 0 C). Varför så stor skillnad i kokpunkter?
86. Bestäm i vilken förening en starkare bindning är tennbromid eller kolbromid? Bestäm polariteten för dessa föreningar.
87. Använd metoden för valensbindningar, bestäm polariteten för molekylerna galliumjodid och vismutjodid.
88. Använd teorin om kemisk bindning och förklara varför xenon är ett ädelt (lågaktivt) grundämne.
89. Ange typen av hybridisering (sp, sp 2, sp 3) i föreningarna: BeCl 2, SiCl 4. Avbilda molekylernas geometriska former.
90. Rita det rumsliga arrangemanget av bindningar i molekyler: borhydrid och fosfor(III)hydrid. Bestäm polariteten för molekylerna.
Riktlinjer för kontrolluppgifter inom disciplinen" Kemi» för studenter med icke-kemiska specialiteter inom distansutbildning. Del 1.
Sammanställt av: Docent, Ph.D. Obukhov V.M.
assistent Kostareva E.V.
Signerad för publicering Nr 1
Beställningsnr. ed. l.
Format 60/90/1/16. Konv. ugn l.
Tryckt på RISO GR 3750
Förlaget "Oil and Gas University"
stat läroanstalt professionell högre utbildning
"Tyumen State Oil and Gas University"
Institutionen för operativ tryckning av förlaget "Oil and Gas University"
625000, stad Tyumen, st. Volodarsky, 38
