Полярность молекулы зависит от связи. Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. Полярность химической связи, полярность молекул и ионов. Химия и физика

Полярность.

В зависимости от расположения общей электронной пары (электронной плотности) между ядрами атомов различают неполярную и полярную связь.

Неполярная связь образуется атомами элементов с одинаковой электроотрицательностью. Электронная плотность распределяется симметрично относительно ядер атомов.

Связь между атомами с различной электроотрицательностью называется полярной. Общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного элемента. Центры тяжести положительных (б +) и отрицательных (б -) зарядов не совпадают. Чем больше разность электроотрицательности элементов образующих связь, тем выше полярность связи. При разности электроотрицательности меньше 1,9 связь считается полярной ковалентной .

Для двухатомной молекулы полярность молекулы совпадает с полярностью связи. В многоатомных молекулах общий дипольный момент молекулы равен векторной сумме моментов всех её связей. Вектор диполя направлен от + к –

Пример 3. Используя метод валентных связей, определите полярность молекул хлорида олова (II) и хлорида олова (IV).

50 Sn относится к р – элементам.

Валентные электроны 5s 2 5p 2 . Распределение электронов по квантовым ячейкам в нормальном состоянии:

17 Cl – относится к р – элементам. Валентные электроны 3s 2 3p 5 . Распределение электронов по квантовым ячейкам в нормальном состоянии: 3 - валентность 1.

Химические формулы хлорида олова (IV) -SnCl 4 , хлорида олова (II) – SnCl 2

Для построения геометрической формы молекул изобразим орбитали неспаренных валентных электронов с учётом их максимального перекрывания

Рис. 4. Геометрическая форма молекул SnCl 2 и SnCl 4

Электроотрицательность Sn – 1,8. Cl – 3,0. Связь Sn – Cl, полярная, ковалентная. Изобразим вектора дипольных моментов полярных связей.

в молекулах SnCl 2 и SnCl 4

SnCl 2 – полярная молекула

SnCl 4 – неполярная молекула.

Вещества в зависимости от температуры и давления могут существовать в газообразном, жидком и твёрдом агрегатном состоянии.

В газообразном состоянии вещества находятся в виде индивидуальных молекул.

В жидком состоянии в виде агрегатов, где молекулы связаны межмолекулярными силами Ван–дер–Ваальса или водородной связью. Причём, чем полярнее молекулы, тем прочнее связь и, как следствие, выше температура кипения жидкости.

В твёрдых телах структурные частицы связаны как внутримолекулярными, так и межмолекулярными связями. Классифицируют: ионные, металлические, атомные (ковалентные), молекулярные кристаллы и кристаллы со смешанными связями.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

73. Почему элементы хлор и калий являются активными, а элемент аргон, находящийся между ними, относится к малоактивным?

74. Используя метод валентных связей, объяснить почему молекула воды (Н 2 О) является полярной, а молекула метана (СН 4) неполярной?

75. Вещество оксид углерода (II) является активным веществом, а оксид углерода (IV) относят к малоактивным веществам. Объяснить, используя метод валентных связей.

76. Как изменяется прочность молекул азота и кислорода. Объяснить, используя метод валентных связей.

77. Почему свойства кристалла хлорида натрия (NaCl) отличаются от свойств кристалла натрия (Na)? Какой вид связи осуществляется в этих кристаллах?

78. Используя метод валентных связей, определить полярность молекул хлорида алюминия и сероводорода.

79. К какому типу гидроксидов относится гидроксид рубидия? Объяснить, используя метод валентных связей.

80. Температура кипения жидкого фтороводорода равна 19,5 0 С, а жидкого хлороводорода (- 84,0 0 С). Почему такая большая разница в температурах кипения?

81. Используя метод валентных связей, объяснить, почему четырёххлористый углерод (ССl 4) является неполярным, а хлороформ (СНСl 3) полярным веществом?

82. Как изменяется прочность связей в молекулах СН 4 – SnH 4 ? Объяснить, используя метод валентных соединений.

83. Какие возможные соединения образуют элементы: свинец и бром? Определить полярность этих связей.

84. Используя метод валентных связей, определить полярность молекул азота и бромид азота (III).

85. Температура кипения воды равна 100 0 С, а сероводорода (60,7 0 С). Почему такая большая разница в температурах кипения?

86. Определить, в каком соединении более прочная связь бромид олова или бромид углерода? Определить полярность этих соединений.

87. Используя метод валентных связей, определить полярность молекул йодид галлия и йодид висмута.

88. Используя теорию химической связи объяснить, почему ксенон относится к благородным (малоактивным) элементам.

89. Указать вид гибридизации (sp, sp 2 , sp 3) в соединениях: BeCl 2 , SiCl 4 . Изобразите геометрические формы молекул.

90. Изобразите пространственное расположение связей в молекулах: гидрид бора и гидрид фосфора (III). Определить полярность молекул.

Методические указания к контрольным заданиям по дисциплине «Химия » для студентов нехимических специальностей заочной формы обучения. Часть 1.

Составители: доцент, к.х.н. Обухов В.М.

ассистент Костарева Е.В.

Подписано к печати Бумага писч. № 1

Заказ № Уч. изд. л.

Формат 60/90/ 1/16. Усл. печ. л.

Отпечатано на RISO GR 3750 Тираж экз.

Издательство «Нефтегазовый университет»

Государственное образовательное учреждение профессионального высшего образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

Отдел оперативной полиграфии издательства «Нефтегазовый университет»

625000,г. Тюмень, ул. Володарского, 38

Полярность химических связей - характеристика химической связи, показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах. В качестве количественной меры полярности связи используются так называемые эффективные заряды на атомах. Эффективный заряд определяется как разность между зарядом электронов, находящимся в некоторой области пространства вблизи ядра, и зарядом ядра. Однако эта мера имеет лишь условный и приблизительный смысл, поскольку невозможно однозначно выделить в молекуле область, относящуюся исключительно к отдельному атому, а при нескольких связях - к конкретной связи. Наличие эффективного заряда может быть указано символами зарядов у атомов (например, Н +δ - Cl −δ , где δ - некоторая доля элементарного заряда). Практически все химические связи, за исключениям связей в двухатомных гомоядерных молекулах - в той или иной степени полярны. Ковалентные связи обычно слабо полярны. Ионные связи - сильно полярны. Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а так же наличием неподеленных электронных пар, так как часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Полярность связи выражается через ее ионную составляющую, то есть через смещение электронной пары к более электроотрицательному атому. Полярность связи может быть выражена через ее дипольный момент μ, равный произведению элементарного заряда на длину диполя μ = e ∙ l. Полярность молекулы выражается через ее дипольный момент, который равен векторной сумме всех дипольных моментов связей молекулы. Диполь – система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на единичном расстоянии друг от друга. Дипольный момент измеряется в кулон-метрах (Кл∙м) или в дебаях (D); 1D = 0,333∙10 –29 Кл∙м.

12. Донорно-акцепторный механизм ков.Св.. Комплексные соединения.

Донорно-акцепторный механизм (иначе координационный механизм ) - способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора. Если одна из двух молекул имеет атом со свободными орбиталями, а другая атом с прой неопределенных электронов, то мнежду ними возникает Д-А взаимодействие.

Комплексное соединение – сложные соединения, у которых имеются ковалентные связи, образованные по ДАМ. Рассмотрим пример SO4. Cu-комплексообразователь, 4-координационное число. ()- внутренняя сфера, -внешняя сфера, NH3-лиганды.

Координационное число для комплексного соединения имеет тот же смысл, что валентность в обычных соединениях. Принимает значения от 1-12 (кроме 10 и 11).

13. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.

Водородная связь - вид химической связи между электроотрицательным атомом и атомом водорода H , связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом (в составе той же молекулы или в другой молекуле). Обычно изображается точками или пунктиром на структурных схемах. Водородная связь по прочности превосходит вандерваальсово взаимодействие, и ее энергия составляет 8-40 кДж/моль. Однако она обычно на порядок слабее ковалентной связи. Водородная связь характерна для соединений водорода с наиболее электроотрицательными элементами: фтора, кислорода, азота, хлора и серы. Водородная связь весьма распространена и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов, электролитической диссоциации и других важных физико-химических процессах. Молекула воды образует четыре водородные связи, чем объясняются особенности строения воды и льда, а также многие аномальные свойства воды: 1) макс. плотность при температуре +42) вода обладает наибольшей теплоемкостью из известных жидкостей. При нагреве воды значительная часть энергии затрачивается на разрыв связей, отсюда и повышенная теплоемкость. Межмолекулярное взаимодействие - взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. В их основе, как и в основе химической связи, лежат электрические взаимодействия. Различают ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия. Ориентационные силы , диполь-дипольное притяжение. Осуществляется между молекулами, являющимися постоянными диполями. В результате беспорядочного теплового движения молекул при их сближении друг с другом одноименно заряженные концы диполей взаимно отталкиваются, а противоположно заряженные притягиваются. Чем более полярны молекулы, тем сильнее они притягиваются и тем самым больше ориентационное взаимодействие.Энергиятакого взаимодействия обратно пропорциональна кубу расстояния между диполями.Дисперсионное притяжение (лондоновские силы). Взаимодействие между мгновенным и наведенным диполем. При сближении молекул ориентация микродиполей перестает быть независимой и их появление и исчезновение в разных молекулах происходит в такт друг другу. Синхронное появление и исчезновение микродиполей разных молекул сопровождается их притяжением. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями. Индукционное притяжение. Взаимодействие между постоянным диполем и наведенным (индуцированным). Встречаются полярная и неполярная молекулы. Под действием полярной молекулы неполярная молекула деформируется и в ней возникает (индуцируется) диполь. Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы и в свою очередь усиливает электрический момент диполя полярной молекулы. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.

14. Система. Фаза. Компонент. Параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия. Стандартные условия.

Система - это тело или группа тел, находящиеся во взаимодействии, которые мысленно выделены из окружающей среды. Бывают гомогенными (однородные) и гетерогенными (неоднородные).Изолированная система не имеет обмена веществ и энергий с окружающей средой. Закрытая – не имеет только массообмена (необратимый перенос массы компонента смеси в пределах одной или неск. фаз). Открытая – имеет и энерго- и массообмен.Фаза - совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и всем физ. и хим. свойствам, не зависящим от количества вещества. Фазы отделены друг от друга поверхностями раздела, на которых все свойства фазы резко скачком меняются. Компоненты – составные части системы, химически индивидуальные вещества, составляющие данную систему и способные к самостоятельному существованию, будучи изолированными от других частей системы.Состояние системы определяется набором переменных величин - параметров . Различают параметры интенсивные и экстенсивные. Интенсивные - не зависят от массы или числа частиц в-ва. (P,T), а экстенсивные - зависят (V, E).Функции состояния - это термодинамические функции, значения которых зависят только от состояния системы и не зависят от пути, по которому система пришла в данное состояние. Изменение функции состояния Наиболее важными функциями являются внутренняя энергия системы U и энтальпия H (теплосодержание) Внутр. энергия – общий запас энергии: энергия поступательного и вращательного движения, энергия колебаний, внутриядерная энергия, за исключением кинетической энергии системы в целом и потенциальной энергии положения системы. Энтальпия - это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Энтальпия - это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру.стандартное давление для газов, жидкостей, и твёрдых тел, равное 10 5 Па(750мм рт. ст.);стандартная температура для газов, равная 273,15 К(0° С);стандартная молярность для растворов, равная 1 моль л −1 .При этих условиях константа диссоциациидистиллированнойводысоставляет 1,0×10 −14 .

15. Первое начало термодинамики. Закон Гесса как следствие первого начала термодинамики. Термохимические расчеты.

Существует множество формулировок первого закона: В изолированной системе общий запас энергии сохраняется постоянным. Поскольку работа является одной из форм перехода энергии, то, следовательно, невозможно создание вечного двигателя первого рода (машины, совершающей работу без затраты энергии). Математическая формулировка: При протеканииизобарического процесса:При протекании изохорического процесса:При протекании изотермического процесса:При протекании кругового процесса:

Термохимия – область физ. химии, занимающаяся изучением энергет. эффектов реакций. Если в уравнении указан ее энергетический эффект – это термохимическое ур-е.V=const, p=const, основному закону термохимии Этот закон – прямое следствие первого закона термодинамики.С помощью закона Гесса можно вычислять теплоты различных реакций, не проводя самих реакций.

Например:

Вывод: теплота испарения одного моля воды равна 44 Дж.

16. Стандартная энтальпия образования. Следствия из закона Гесса.

Под стандартной теплотой (энтальпией) образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях. Стандартная энтальпия образования обозначается ΔH f O .

Русский ученый Гесс (1840) дал формулировку основному закону термохимии : тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме или при постоянном давлении, не зависит от пути реакции (от ее промежуточных стадий), а определяется только природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции. Следствия из закона Гесса:

1. Тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот горения исходных веществ и суммой теплот горения продуктов реакции. Теплота горения – тепловой эффект реакции окисления данного соединения кислородом с образованием высших оксидов. Теплота образования – тепловой эффект реакции образования данного соединения из простых веществ, отвечающих наиболее устойчивому состоянию элементов при данных температуре и давлении.

2. Тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования всех веществ, указанных в правой части уравнения, и теплотами образования веществ в левой части уравнения, взятых с коэффициентами перед формулами этих веществ в уравнении самой реакции. В настоящее время известны теплоты образования свыше 6000 веществ. Стандартные теплоты образования – величины теплот образования к температуре 298К и давлению 1атм.

17. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (закон Кирхгофа). Продифференцируем уравнения ипо Т, причем в первом случае возьмем постоянный V, а во втором – Р.

Температурный коэффициент теплового эффекта процесса равен изменению теплоемкости системы, происходящему в результате процесса (правило Кирхгоффа). Интегрируя полученные выше дифф уравнения, получаем:

В небольшом диапазоне температур можно ограничиться первым членом степенного ряда для С, и тогда она будет постоянной.

18. Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Термодинамическая вероятность. Приведённое тепло. Неравенство и тождество Клаузиуса.

Невозможен самопроизвольный переход тепла от менее нагретого тела более нагретому. Невозможно создание вечного двигателя 2го рода(машины, которая периодически превращает тепло среды при пост. температуре в работу. Термодинамический КПД: Для изолированных систем критерием, позволяющим судить о направлении процессов и об условиях равновесия, является функция-S -энтропия . Процессы протекают в сторону увеличения энтропии. При равновесии энтропия достигает максимума. Обратное протекание процессов не может быть самопроизвольным – требуется затрата работы извне. Физ. смысл функции состояния энтропии легче всего проиллюстрировать на примере кипения жидкости. При нагреве: Т и U увеличиваются до тех пор, пока жидкость не закипит. При этом поглощается теплота испарения, затрачиваемая на увеличение беспорядка в системе. Таким образом, энтропия – мера упорядоченности состояния системы. -2е начало термодинамики для обратимых процессов. В изолированной системе процессы самопроизвольные, протекают в сторону увеличения энтропииВнеизолированных –возможно Термодинамическая вероятность (или статический вес) - число способов, которыми может быть реализовано состояние физической системы.Неравенство Клаузиуса (1854): Количество теплоты, полученное системой при любом круговом процессе, делённое на абсолютную температуру, при которой оно было получено (приведённое количество теплоты ), неположительно.

19.Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка. Расчёт абсолютного значения энтропии. Понятие вырождения идеального газа. Теорема Нернста утверждает, что изменение энтропии в обратимой хим. р-ции между в-вами в конденсир. состоянии, стремится к нулю при T0:Основываясь на этом, Планк в 1911 году постулировал: “При абсолютном нуле температуры энтропия не только имеет наименьшее значение, но просто равна нулю”.Постулат Планка формулируется следующим образом: «Энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле температуры равна нулю» Абсолютное значение энтропии позволяет установить третье начало термодинамики, или Нернста теорему: при стремлении абсолютной температуры к нулю разность DS для любого вещества стремится к нулю независимо от внешних параметров. Поэтому: энтропию всех веществ при абсолютном нуле температуры можно принять равной нулю (эту формулировку теоремы Нернста предложил в 1911 М. Планк). Основываясь на ней, за начальную точку отсчёта энтропии принимают S o = 0 при Т = 0.Вырожденный газ - газ, свойства которого существенно отличаются от свойств классического идеального газа вследствие квантовомеханического влияния одинаковых частиц друг на друга. Это взаимное влияние частиц обусловлено не силовыми взаимодействиями, отсутствующими у идеального газа, а тождественностью (неразличимостью) одинаковых частиц в квантовой механике. В результате такого влияния заполнение частицами возможных уровней энергии даже в идеальном газе зависит от наличия на данном уровне других частиц. Поэтому теплоёмкость и давление такого газа иначе зависят от температуры, чем у идеального классического газа; по-другому выражается Энтропия,Свободная энергияи т. д. Вырождение газа наступает при понижении его температуры до некоторого значения, называемого температурой вырождения. Полное вырождение соответствует абсолютному нулю температуры. Влияние тождественности частиц сказывается тем существеннее, чем меньше среднее расстояние между частицамиr по сравнению с длиной Волны де Бройлячастиц λ =h/mv (m - масса частицы, v - её скорость, h - Планка постоянная)

20.Объединенная формула первого и второго начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца. Условия самопроизвольного протекания химических реакций. Первый закон. Теплота, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии системы и на работу системы над окружающей средой. Второй закон. (Несколько формулировок): в изолированных системах самопроизвольно идут процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии: Энтропия – термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности состояния системы. Она используется для суждения о направлении самопроизвольно протекающих процессах. Обобщенный закон. Для каждой изолированной термодинамической системы существует состояние термодинамического равновесия, которого она при фиксированных внешних условиях с течением времени самопроизвольно достигает. TdS>dU+pd Энергия Гельмгольца. Максимальная работа, которую может совершить система при равновесном проведении процесса, равна изменению энергии Гельмгольца реакции Энергия Гельмгольца равнаназываютсвязанной энергией . Она характеризует предел самопроизвольного течения реакции, которое возможно при Энергия Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы, характеризующие процессы, объединены функцией - энергия Гиббса.Поскольку энергию Гиббса можно превратить в работу, то ее называютсвободной энергией . Химическая реакция возможна, если энергия Гиббса уменьшается (<0).Энергия Гиббса образования вещества – изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К.

В пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах .

В качестве количественной меры полярности связи используются так называемые эффективные заряды на атомах.

Эффективный заряд определяется как разность между зарядом электронов, находящимся в некоторой области пространства вблизи ядра, и зарядом ядра. Однако эта мера имеет лишь условный и приблизительный смысл, поскольку невозможно однозначно выделить в молекуле область, относящуюся исключительно к отдельному атому, а при нескольких связях - к конкретной связи.

Наличие эффективного заряда может быть указано символами зарядов у атомов (например, Н +δ - Cl −δ , где δ - некоторая доля элементарного заряда).

Практически все химические связи, за исключениям связей в двухатомных гомоядерных молекулах - в той или иной степени полярны. Ковалентные связи обычно слабо полярны. Ионные связи - сильно полярны.

См. также

Источники

Wikimedia Foundation . 2010 .

• Полярная стрела
• Полярные экспедиции

Смотреть что такое "Полярность химических связей" в других словарях:

Полярность химических связей - характеристика химической связи (См. Химическая связь), показывающая перераспределение электронной плотности в пространстве вблизи ядер по сравнению с исходным распределением этой плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь.… …

Полярность - В Викисловаре есть статья «полярность» Полярность (← лат. polaris ← … Википедия

Химическая связь - … Википедия

Молекула - Схема ковалентных связей между атомами в молекуле кислорода … Википедия

Валентность (химич.) - Валентность (от лат. valentia ≈ сила), способность атома к образованию химических связей. Количественной мерой В. обычно принято считать число других атомов в молекуле, с которыми данный атом образует связи. В. ≈ одно из фундаментальных понятий… … Большая советская энциклопедия

Валентность - I Валентность (от лат. valentia сила) способность атома к образованию химических связей. Количественной мерой В. обычно принято считать число других атомов в молекуле, с которыми данный атом образует связи. В. одно из фундаментальных… … Большая советская энциклопедия

Правило октета - Связи в диоксиде углерода (CO2) все атомы окружены 8 электронами согласно правилу октета. Следовательно, CO2 является устойчивой молекулой. Правило октета (октетная теория) предложено Г. Н. Льюисом для объяснения причин… … Википедия

Структурная химия - Структурная химия раздел, область химии, изучающая связь различных физических и физико химических свойств различных веществ с их химическим строением и реакционной способностью. Структурная химия рассматривает не только геометрическое… … Википедия

Электроотрицательность - (χ) фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары. Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом.… … Википедия

Изомерия - Не следует путать с изомерией атомных ядер. Изомерия (от др. греч. ἴσος «равный», и μέρος «доля, часть») явление, заключающееся в существовании химических соединений (изомеров), одинаковых по составу и молекулярной массе, но… … Википедия

В гомоядерных молекулах (Н 2 , F 2 и др.) электронная пара, образующая связь, в равной степени принадлежит каждому атому, поэтому центры положительного и отрицательного зарядов в молекуле совпадают. Такие молекулы неполярны.

Однако в гетероядерных молекулах вклад в связь волновых функций разных атомов неодинаков. Вблизи одного из атомов появляется избыточная электронная плотность, следовательно, избыточный отрицательный заряд, а вблизи другого - положительный. В этом случае говорят о смещении электронной пары от одного атома к другому, но понимать это надо не буквально, а лишь как увеличение вероятности нахождения электронной пары вблизи одного из ядер молекулы.

Для определения направления такого смещения и полуколичест- венной оценки его величины введено понятие электроотрицательности.

Имеется несколько шкал электроотрицательности. Однако элементы располагаются в ряду по электроотрицательности в одинаковом порядке, поэтому отличия несущественны, а шкалы электроотрицательности вполне сопоставимы.

Электроотрицательность по Р. Малликену есть полусумма энергий ионизации и сродства к электрону (см. разд. 2.10.3):

Валентная электронная пара смещается к более электроотрицательному атому.

Удобнее пользоваться не абсолютными значениями электроотрицательности, а относительными. За единицу принята электроотрицательность лития 3 Li. Относительная электроотрицательность какого-либо элемента А равна:

Наименьшую электроотрицательность имеют тяжелые щелочные металы (X Fr = 0,7). Самый электроотрицательный элемент - фтор (X F = 4,0). По периодам наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а по подгруппам - ее уменьшение (табл. 3.4).

При практическом использовании данных этой таблицы (как и данных других шкал электроотрицательности) следует иметь в виду, что в молекулах, состоящих из трех и более атомов, значение электроотрицательности под влиянием соседних атомов может заметно изменяться. Строго говоря, элементу вообще нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Она зависит от валентного состояния элемента, типа соединения и пр. Тем не менее это понятие полезно для качественного объяснения свойств химической связи и соединений.

Таблица 3.4

Электроотрицательность s- и p-элементов по Полингу

Период	Группа

Полярность связи определяется смещением валентной электронной пары в двухатомных молекулах и количественно характеризуется дипольным моментом, или электрическим моментом диполя , молекулы. Он равен произведению расстояния между ядрами г в молекуле и эффективного заряда 5, соответствующего этому расстоянию:

Поскольку г считают вектором, направленным от положительного к отрицательному заряду, дипольный момент также является вектором и имеет то же направление. Единицей измерения дипольного момента является дебай D (1D = 3,33 Ю -30 Кл м).

Дипольный момент сложной молекулы определяется как векторная сумма дипольных моментов всех связей. Поэтому, если молекула АВ я симметрична относительно линии каждой связи, суммарный дипольный момент такой молекулы, несмотря на поляр-

ность связей А-В, равен нулю: Д = ^ Д; = 0. Примерами могут слу-

жить рассмотренные ранее симметричные молекулы, связи в которых образованы гибридными орбиталями: BeF 2 , BF 3 , СН 4 , SF 6 и др.

Молекулы, связи в которых образованы негибридными орбиталями или гибридными орбиталями с участием неподеленных пар электронов, несимметричны относительно линий связей. Дипольные моменты подобных молекул не равны нулю. Примеры таких полярных молекул: H 2 S, NH 3 , Н 2 0 и др. На рис. 3.18 приведена графическая интерпретация суммирования векторов полярных связей в симметричной молекуле BeF 2 (fl) и несимметричной молекуле H 2 S (б).

Рис. 3.18. Дипольные моменты молекул BeF 2 (а) и H 2 S (б)

Как уже отмечалось, чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих связь, тем сильней смещается валентная электронная пара, тем более полярна связь и, следовательно, больше эффективный заряд б, что иллюстрирует табл. 3.5.

Таблица 3.5

Изменение характера связи в ряду соединений элементов II периода с фтором

В полярной связи можно условно выделить две составляющие: ионную, обусловленную электростатическим притяжением, и ковалентную, обусловленную перекрыванием орбиталей. По мере увеличения разности электроотрицательностей АХ валентная электронная пара все сильнее смещается к атому фтора, который приобретает все более отрицательный эффективный заряд. Увеличивается вклад в связь ионной составляющей, уменьшается доля ковалентной составляющей. Количественные изменения переходят в качественные: в молекуле UF электронная пара практически полностью принадлежит фтору, а его эффективный заряд приближается к единице, т.е. к заряду электрона. Можно считать, что образовались два иона: катион Li + и анион F~, а связь обусловлена только их электростатическим притяжением (ковалентной составляющей можно пренебречь). Такая связь называется ионной. Ее можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи.

Электростатическое поле не имеет преимущественных направлений. Поэтому ионной связи в отличие от ковалентной не свойственна направленность. Ион взаимодействует с любым количеством ионов противоположного заряда. Этим обусловлено еще одно отличительное свойство ионной связи - отсутствие насыщаемости.

Для ионных молекул можно рассчитать энергию связи. Если рассматривать ионы как недеформируемые шары с зарядами ±е, то сила притяжения между ними в зависимости от расстояния между центрами ионов г можно выразить уравнением Кулона:

Энергия притяжения определяется соотношением

При сближении появляется сила отталкивания, обусловленная взаимодействием электронных оболочек. Она обратно пропорциональна расстоянию в степени п:

где В - некоторая постоянная. Показатель степени п значительно больше единицы и для различных конфигураций ионов лежит в пределах от 5 до 12. Учитывая, что сила есть производная энергии по расстоянию, из уравнения (3.6) получим:

С изменением г изменяются F np и F qtt . На некотором расстоянии г 0 эти силы уравниваются, что соответствует минимуму результирующей энергии взаимодействия U Q . После преобразований можно получить

Это уравнение известно как уравнение Борна.

Минимуму на кривой зависимости U=f(r) соответствуют равновесное расстояние г 0 и энергия U Q . Это энергия связи между ионами. Даже если п неизвестно, то можно оценить величину энергии связи, приняв 1 /п равным нулю:

Ошибка при этом не превысит 20%.

Для ионов с зарядами z l и z 2 уравнения (3.7) и (3.8) принимают вид:

Поскольку в молекулах подобного типа существование связи, приближающейся к чисто ионной, проблематично, последние уравнения следует считать весьма грубым приближением.

В то же время к проблемам полярности и ионности связи можно подойти с противоположной позиции - с точки зрения поляризации ионов. Предполагается, что происходит полная передача электронов, а молекула состоит из обособленных ионов. Затем происходит смещение электронных облаков под действием электрического поля, создаваемого ионами, - поляризация ионов.

Поляризация - процесс двуединый, в котором сочетается поляризующее действие ионов с их поляризуемостью. Поляризуемость - это способность электронного облака иона, молекулы или атома к деформации под действием электростатического поля другого иона. Напряженность этого поля определяет поляризующее действие иона. Из уравнения (3.10) следует, что поляризующее действие иона тем больше, чем больше его заряд и меньше радиус. Радиусы катионов, как правило, значительно меньше, чем радиусы анионов, поэтому практически приходится чаще сталкиваться с поляризацией анионов под действием катионов, а не наоборот. Поляризуемость ионов также зависит от их заряда и радиуса. Ионы большого размера и заряда легче поляризуются. Поляризующее действие иона сводится к оттягиванию на себя электронного облака иона противоположного заряда. В результате ионность связи уменьшается, т.е. связь становится полярной ковалентной. Таким образом, поляризация ионов уменьшает степень ионности связи и по своему эффекту противоположна поляризации связи.

Поляризация ионов в молекуле, т.е. увеличение в ней доли ковалентной связи, увеличивает прочность ее распада на ионы. В ряду соединений данного катиона с анионами одинакового типа степень диссоциации в растворах уменьшается с увеличением поляризуемости анионов. Например, в ряду галогенидов свинца РЬС1 2 - РЬВг 2 - РЫ 2 растет радиус галогенид-анионов, усиливается их поляризуемость, ослабляется распад на ионы, что выражается в уменьшении растворимости.

При сравнении свойств солей с одинаковым анионом и достаточно большими катионами следует учитывать поляризацию катионов. Например, радиус иона Hg 2+ больше, чем радиус иона Са 2+ , поэтому Hg 2+ поляризуется сильнее, чем Са 2+ . В результате этого СаС1 2 является сильным электролитом, т.е. диссоциирует в растворе нацело, а HgCl 2 - слабым электролитом, т.е. практически не диссоциирует в растворах.

Поляризация ионов в молекуле уменьшает ее прочность при распаде на атомы или молекулы. Например, в ряду СаС1 2 - СаВг 2 - Са1 2 увеличивается радиус галогенид-ионов, усиливается их поляризация ионом Са 2+ , поэтому уменьшается температура термической диссоциации на кальций и галоген: СаНа1 2 = Са + На1 2 .

Если ион поляризуется легко, то на его возбуждение требуется небольшая энергия, что соответствует поглощению квантов видимого света. Это является причиной окраски растворов таких соединений. Усиление поляризуемости приводит к усилению окраски, например, в ряду NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (усиление поляризуемости аниона) или в ряду КС1 - СиС1 2 (усиление поляризуемости катиона).

Граница между ковалентной полярной и ионной связью весьма условна. Для молекул в газообразном состоянии считают, что при разности электроотрицательностей АХ > 2,5 связь ионная. В растворах полярных растворителей, а также в кристаллическом состоянии сильное влияние оказывают, соответственно, молекулы растворителя и соседние частицы в узлах кристаллической решетки. Поэтому ионный характер связи проявляется при значительно меньшей разности злектроотрицательностей. Практически можно считать, что связь между типичными металлами и неметаллами в растворах и кристаллах ионная.

Рис. 32. Схемы полярной и не полярной молекул: а - полярная молекула; б-неполярная молекула

Во всякой молекуле имеются как положительно заряженные частицы - ядра атомов, так и отрицательно заряженные - электроны. Для каждого рода частиц (или, вернее, зарядов) можно найти такую точку, которая будет являться как бы их «электрическим центром тяжести». Эти точки называются полюсами молекулы. Если в молекуле электрические центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадут, молекула будет неполярной. Таковы, например, молекулы Н 2 , N 2 , образованные одинаковыми атомами, у которых общие пары электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, а также многие симметрично построенные молекулы с атомной связью, например метан СН 4 , четыреххлористый ССl 4 .

Но если молекула построена несимметрично, например состоит из двух разнородных атомов, как мы уже говорили, общая пара электронов может быть в большей или меньшей степени смещена в сторону одного из атомов. Очевидно, что в этом случае, вследствие неравномерного распределения положительных и отрицательных зарядов внутри молекулы, их электрические центры тяжести не совпадут и получится полярная молекула (рис. 32).

Полярные молекулы это

Полярные молекулы являются диполями. Этим термином обозначают вообще всякую электронейтральную систему, т. е. систему, состоящую из положительных и отрицательных зарядов, распределенных таким образом, что их электрические центры тяжести не совпадают.

Расстояние между электрическими центрами тяжести тех и других зарядов (между полюсами диполя) называется длиной диполя. Длина диполя характеризует степень полярности молекулы. Понятно, что для различных полярных молекул длина диполя различна; чем она больше, тем резче выражена полярность молекулы.

Рис. 33. Схемы строения молекул СO2 и CS2

На практике степень полярности тех или иных молекул устанавливают путем измерения так называемого дипольного момента молекулы т, который определяется как произведение длины диполя l на заряд его полюса е:

т = l е

Величины дипольных моментов связаны с некоторыми свой-ствами веществ и могут быть определены экспериментальным путем. Порядок величины т всегда 10 -18 , так как заряд элек-

трона равен 4,80 10 -10 электростатических единиц, а длина диполя - величина того же порядка, что и диаметр молекулы, т. е. 10 -8 см. Ниже приведены дипольные моменты молекул некоторых неорганических веществ.

Дипольные моменты некоторых веществ

т 10 18

. . . .. …….. 0

Вода……. 1,85

. . . ………..0

Хлористый водород……. 1,04

Двуокись углерода…….0

Бромистый . …… 0,79

Сероуглерод…………0

Йодистый водород…….. 0,38

Сероводород………..1,1

Окись углерода ……. 0,11

Сернистый газ. . . ……1,6

Синильная кислота……..2,1

Определение величин дипольных моментов позволяет сделать много интересных выводов относительно строения различных молекул. Рассмотрим некоторые из этих выводов.

Рис. 34. Схема строения молекулы воды

Как и следовало ожидать, дипольные моменты молекул водорода и азота равны нулю; молекулы этих веществ совершенно симметричны и, следовательно, электрические заряды в них распределены равномерно. Отсутствие полярности у двуокиси углерода и у сероуглерода показывает, что их молекулы также построены симметрично. Строение молекул этих веществ схематически изображено на рис. 33.

Несколько неожиданным является наличие довольно большого дипольного момента у воды. Так как формула воды аналогична формулам двуокиси углерода

и сероуглерода, следовало ожидать, что её молекулы будут построены так же симметрично, как и молекулы CS 2 и СО 2 .

Однако ввиду экспериментально установленной полярности молекул воды (полярности молекул) это предположение приходится отбросить. В настоящее время молекуле воды приписывают несимметричное строение (рис. 34): два атома водорода соединены с атомом кислорода так, что их связи образуют угол около 105°. Аналогичное расположение атомных ядер имеется и в других молекулах такого же типа (H 2 S, SO 2), обладающих дипольными моментами.

Полярностью молекул воды объясняются многие ее физические свойства.