Как определить полярность связи? Прямая и обратная полярность. Полярность молекулы и полярность связи


Полярность ковалентной связи и полярность молекул

Если ковалентная связь соединяет два одинаковых атома (например, в молекуле F2), то общая электронная пара принадлежит им в равной степени.

F          F .

В этом случае атомы имеют одинаковую электроотрицательность, то есть притягивают электроны с одинаковой силой. Такая ковалентная связь называется неполярной.

Если же атомы разные, то общие электроны смещаются к более электроотрицательному атому. Например, электроотрицательность хлора больше, чем водорода, и общая электронная пара смещается к хлору:

 

 

δ+        δH       Cl,       или      H         Cl        (ЭОH  ЭОCl).

В результате атом хлора получает отрицательный частичный заряд δ(«дельта минус»), а атом водорода – такой же положительный заряд δ+ («дельта плюс»), и ковалентная связь становится полярной.

Ковалентная полярная связь – это наиболее типичный вид связи

в веществах.

Если общая электронная пара принадлежит двум атомам

в равной степени – это неполярная ковалентная связь.

!           Если общая электронная пара частично смещена к одному из атомов – это полярная ковалентная связь.

Чем сильнее различаются электроотрицательности атомов, тем больше полярность связи между ними. Так, полярность связи H–C меньше, чем H–F, потому что (ЭОH – ЭОC) < (ЭОH – ЭОF), а связь Н–Н неполярная (ЭОH – ЭОH = 0).

Молекулы тоже могут быть неполярными или полярными.

В простых веществах, где все атомы одинаковые, связи неполярные и молекулы тоже неполярные (h3, O2, P4, S8 и другие).

Рассмотрим сложные вещества. Молекула хлороводорода HCl,

как и любая другая двухатомная молекула с полярной связью, – это полярная молекула, или диполь3. Полярность более сложных молекул зависит от направления связей, то есть от расположения атомов

в пространстве.

3  Диполем называется частица, в которой центры положительного и отрицательного зарядов не совпадают, находятся в разных местах. Величина диполя тем больше, чем больше заряды и расстояние между ними.

Пример 5. Полярность молекул оксида углерода (IV) и воды.

В трехатомной молекуле СО2  все атомы расположены на прямой линии (линейная молекула). Все связи полярные. Центр отрицательных зарядов находится между атомами кислорода, то есть на атоме углерода. Он совпадает с положительным зарядом, который

также находится на углероде.

δ-         δ+        δO       С         O .

Следовательно, молекула СО2 – неполярная молекула.

В трехатомной молекуле Н2О атомы расположены под углом друг к другу (угловая молекула). Все связи полярные. Центр  положительных зарядов находится между атомами водорода. Он не совпадает с отрицательным зарядом на атоме кислорода.

δO       H δ+

δ+ H

центр положительных

зарядов

Следовательно, молекула Н2О полярная (диполь).

Материал взят из книги Химическая связь и строение атома (Медведев А.А.)

studik.net

Полярность молекул (типы ковалентных молекул)

Поиск Лекций

Следует отличать полярность молекулы от полярности связи. Для двухатомных молекул типа АВ эти понятия совпадают, как это уже показано на примере молекулы HCl. В таких молекулах чем больше разность электроотрицательностей элементов (∆ЭО), тем больше электрический момент диполя. Например, в ряду HF, HCl, HBr, HI он уменьшается в той же последовательности, как и относительная электроотрицательность.

Молекулы могут быть полярными и неполярными в зависимости от характера распределения электронной плотности молекулы. Полярность молекул характеризуется значением электрического момента диполя μм, который равен векторной сумме электрических моментов диполей всех связей и несвязывающих электронных пар в молекулах. Результат сложения зависит от полярности связей, геометрического строения молекулы, наличия неподеленных электронных пар. Большое влияние на полярность молекулы оказывает её симметрия.

Например, молекула СО2 имеет симметричное линейное строение:

.

Поэтому, хотя связи С=О и имеют сильно полярный характер, вследствие взаимной компенсации их электрических моментов диполя молекула СО2 в целом неполярна ( ). По этой же причине неполярны высокосимметричные тетраэдрические молекулы СН4, СF4, октаэдрическая молекула SF6 и т. д.

Напротив, в угловой молекуле Н2О полярные связи О–Н располагаются под углом 104,5º. Поэтому их моменты взаимно не компенсируются и молекула оказывается полярной ( ).

Электрическим моментом диполя обладают также угловая молекула SO2, пирамидальные молекулы Nh4, NF3 и т. д. Отсутствие такого момента

свидетельствует о высокосимметричной структуре молекулы, наличие электрического момента диполя – о несимметричности структуры молекулы (табл. 3.2).

 

 

Таблица 3.2

Строение и ожидаемая полярность молекул

Тип Пространственная конфигурация Ожидаемая полярность Примеры
Линейная Неполярная , ,
Линейная Полярная ,
Линейная Неполярная , ,
Угловая Полярная , ,
Линейная Полярная
Плоскотреугольная Неполярная ,
Тригонально-пирамидальная Полярная , ,
Тетраэдрическая Неполярная , ,

На значение электрического момента диполя молекулы сильно влияют несвязывающие электронные пары. Например, молекулы Nh4 и NF3 имеют одинаковую тригонально-пирамидальную форму, полярность связей N–H и N–F также примерно одинакова. Однако электрический момент диполя Nh4 равен 0,49·10-29 Кл·м, а NF3 всего 0,07·10-29 Кл·м. Это объясняется тем, что в Nh4 направление электрического момента диполя связывающей N–H и несвязывающей электронной пары совпадает и при векторном сложении обусловливает большой электрический момент диполя. Наоборот, в NF3 моменты связей N–F и электронной пары направлены в противоположные стороны, поэтому при сложении они частично компенсируются (рис. 3.15).

Рис 3.15. Сложение электрических моментов диполя связывающих и несвязывающих электронных пар молекул Nh4 и NF3

Неполярную молекулу можно сделать полярной. Для этого её надо поместить в электрическое поле с определенной разностью потенциалов. Под действием электрического поля «центры тяжести» положительных и отрицательных зарядов смещаются и возникает индуцированный или наведенный электрический момент диполя. При снятии поля молекула опять станет неполярной.

Под действием внешнего электрического поля полярная молекула поляризуется, т. е. в ней происходит перераспределение зарядов, и молекула приобретает новое значение электрического момента диполя, становится ещё более полярной. Это может происходить и под влиянием поля, создаваемого приблизившейся полярной молекулой. Способность молекул поляризоваться под действием внешнего электрического поля называют поляризуемостью.

Полярностью и поляризуемостью молекул обусловлено межмолекулярное взаимодействие. С электрическим моментом диполя молекулы связана реакционная способность вещества, его растворимость. Полярные молекулы жидкостей благоприятствуют электролитической диссоциации растворенных в них электролитов.

Ионная связь

При взаимодействии двух атомов, обладающих весьма различными электроотрицательностями, общая пара электронов может быть практически полностью смещена к атому с большей электроотрицательностью. В результате образуются две заряженные частицы – два иона, между которыми действуют силы электростатического притяжения.

Связь, которая осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, называется ионной.

Например, ионная связь возникает между цезием и фтором, разница ЭО у которых составляет более трёх единиц. К типичным соединениям с ионной связью относятся галогениды щелочных металлов, например CsF, CsCl, NaCl.

Ионная связь характеризуется:

- ненаправленностью, так как электрическое поле иона имеет сферический характер и равноценно во всех направлениях;

- ненасыщаемостью, поскольку при взаимодействии ионов не происходит полной взаимной компенсации их силовых полей (рис. 3.16) и ионы сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами.

Из-за отсутствия у ионной связи направленности и насыщаемости каждый ион окружен ионами противоположного знака, число которых определяется размерами и силой отталкивания одноименно заряженных ионов. Поэтому соединения с ионной связью представляют собой кристаллические вещества. Весь кристалл можно рассматривать как единую гигантскую молекулу, состоящую из очень большого числа ионов. Лишь при высоких температурах, когда вещество переходит в газообразное состояние, ионные соединения могут существовать в виде неассоциированных молекул.

Теория ионной связи разработана в 1916 г. немецким ученым В. Косселем. Согласно этой теории, устойчивой конфигурацией является оболочка инертного газа s2p6. Все атомы, участвующие в химическом взаимодействии, стремятся приобрести устойчивую оболочку инертного газа. При этом атомы металлов отдают свои валентные электроны, приобретая оболочку предыдущего инертного газа и положительный заряд. Атомы неметаллов принимают электроны, приобретая оболочку последующего инертного газа и отрицательный заряд. Например:

К 3s23p64s1 – 1eˉ K+ 3s23p6 ;

F 2s22p5 + 1eˉ F 2s22p6.

Полного перехода электрона от одного атома к другому в действительности не происходит даже в типичных ионных соединениях – галогенидах щелочных металлов. Например, в кристалле NaCl эффективный отрицательный заряд атома хлора составляет лишь 0,94 заряда электрона; таким же по абсолютной величине положительным зарядом обладает и атом натрия. Нельзя провести точную границу между ионной связью и ковалентной полярной связью, можно оценивать только степень ионности связи, которая количественно характеризуется эффективными зарядами атомов (d) в молекуле. Можно сказать, что ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи, для которой эффективный заряд атомов по абсолютной величине близок к единице. Принято считать связь ионной, если разность электроотрицательностей атомов (DЭО) больше 1,9 или ½d½>0,5. Таким образом, природа химической связи едина и существующее различие между видами связей имеет количественный характер.

Свойства ионов:

1.Ионы обладают поляризующим действием – способностью деформировать, смещать электронную оболочку соседнего иона. В большей степени этим свойством обладают катионы. Поляризующее действие зависит, во-первых, от заряда и радиуса иона: чем больше заряд и меньше радиус иона, тем сильнее его поляризующее действие. Например:

 

а) Pb0 Pb2+ Pb4+

r, Å 1,74 1,32 0,84

-------------------------------------->

поляризующее действие усиливается;

б) Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+

---------------------------------------------------------->

радиус ионов увеличивается, поляризующее действие уменьшается.

Во-вторых, чем больше электронов имеет катион металла на внешнем энергетическом уровне, тем больше его поляризующее действие. Например, в ряду: Ca2+ (8eˉ)1, Fe2+ (14eˉ), Zn2+ (18eˉ) поляризующее действие ионов усиливается.

2. Поляризуемость – это способность иона деформироваться под действием электрического поля соседнего иона. У ионов с одинаковым зарядом и одинаковым строением внешней электронной оболочки поляризуемость возрастает с увеличением размеров ионов. Например:

а) Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+

---------------------------------------------------------->

радиус ионов увеличивается, поляризуемость возрастает;

б) F- Cl- Br- I-

---------------------------------------------------------->

радиус ионов увеличивается, поляризуемость возрастает.

Легче поляризуются отрицательно заряженные ионы (анионы). Их размеры по сравнению с атомами возрастают, отталкивание между электронами увеличивается и поляризуемость возрастает. В первом приближении можно считать, что деформации подвергается только внешняя электронная оболочка иона.

Металлическая связь

Само название «металлическая связь» указывает, что речь пойдет о внутренней структуре металлов.

Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число валентных электронов по сравнению с общим числом внешних энергетически близких орбиталей, а валентные элект­роны из-за небольшой энергии ионизации слабо удерживаются в атоме. Поэтому энергетически более выгодно, чтобы электроны не были локализованы, а принадлежали всему металлу. Так, по одному электрону содержат 16 элементов, по два – 58, по три – 4 элемента и ни одно­го — только один Pd. Лишь атомы элементов Ge, Sn и Pb имеют на внешнем уровне по 4 электрона, Sb и Bi – по 5 и Ро – 6. Но эти элементы не являются характерными металлами.

Элементы – металлы образуют простые вещества. В обычных условиях это кристаллические вещества (кроме ртути). Согласно теории «свободных электронов» в узлах решётки металла находятся положительно заряженные ионы, которые погружены в электронный «газ», распределённый по всему металлу, из нелокализованных валентных электронов. Между положительно заряженными ионами металла и нелокализованными электронами существует электростатическое взаимодействие, обеспечивающее устойчивость вещества.

На рис. 3.17 представлена схема кристаллической решетки металла натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседними атомами. На примере этого вещества рассмотрим металлическую связь.

У атома натрия, как и у всех металлов, имеется избыток валентных орбиталей и недостаток электронов. Так, его валентный электрон (3s1) может занимать одну из 9 свободных орбиталей: 3s (одна), Зр (три) и 3d (пять). При сближении атомов, в результате образования кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов пере­крываются, благодаря чему электроны свободно движутся из одной орбитали в другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла (рис. 3.18).

Таким образом, металлическая связь – это сильно нелокализованная химическая связь, возникающая в том случае, когда атомы имеют мало валентных электронов по сравнению с количеством свободных валентных орбиталей, а валентные электроны из-за малой энергии ионизации слабо удерживаются ядром.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку основана на обобщении валентных электронов. Однако при ковалентной связи обобщены валентные электроны только двух со­седних атомов, в то время как при металлической связи в обобществле­нии этих электронов принимают участие все атомы. Именно по­этому кристаллы с ковалентной связью хрупки, а с металлической — пластичны; в последнем случае возможно взаимное смещение ионов и электронов без нарушения связи. Это говорит о нелокализованности (от­сутствии направленности) металлической связи. Наличие электронов, которые могут свободно перемещаться по объему кристалла, обеспечивает высокую электрическую проводимость и теплопроводность, а также ковкость. Металлический блеск обусловлен отражением световых лучей от электронного газа, который несколько выходит за границу положительно заряженных ионов. Именно металлической связью объясняются физические свойства металлов.

Металлическая связь характерна для металлов, находящихся в твердом и жидком состоянии. Это свойство агрегатов атомов, расположенных в непосредственной близости друг к другу. Однако в парообразном состоянии атомы металлов, как и всех веществ, связаны между собой ковалентной связью. Пары´ металлов состоят из отдельных молекул (одноатомных и двухатомных). Прочность связи в кристалле больше, чем в молекуле металла, поэтому процесс образования металлического кристалла протекает с выделением энергии.

poisk-ru.ru

Как определить полярность связи? Прямая и обратная полярность

Узнаем сегодня, как определить полярность связи и зачем это нужно. Раскроем физический смысл рассматриваемой величины.

Химия и физика

как определить полярность связи

Когда-то все дисциплины, посвященные изучению окружающего мира, объединялись одним определением. И астрономы, и алхимики, и биологи были философами. Но сейчас существует строгое распределение по разделам науки, а большие университеты точно знают, что нужно знать математикам, а что – лингвистам. Впрочем, в случае химии и физики четкой границы нет. Часто они взаимно проникают друг в друга, а бывает, что идут параллельными курсами. В частности, спорным объектом является полярность связи. Как определить, относится эта область знания к физике или химии? По формальному признаку – ко второй науке: сейчас школьники изучают это понятие как часть химии, но без знаний по физике им не обойтись.

Строение атома

полярность связи как определить

Для того чтобы понять, как определить полярность связи, сначала надо вспомнить, как устроен атом. В конце девятнадцатого века было известно, что любой атом нейтрален в целом, но содержит в разных обстоятельствах разные заряды. Резерфод установил, что в центре любого атома располагается тяжелое и положительно заряженное ядро. Заряд атомного ядра всегда целочисленный, то есть он составляет +1, +2 и так далее. Вокруг ядра располагается соответствующее количество легких отрицательно заряженных электронов, число которых строго соответствует заряду ядра. То есть если заряд ядра +32, то вокруг него должны располагаться тридцать два электрона. Они занимают определенные позиции вокруг ядра. Каждый электрон как бы «размазан» вокруг ядра на своей орбитали. Ее форма, позиция и расстояние до ядра определяются четырьмя квантовыми числами.

Почему возникает полярность

как определить полярность связи в соединении

В нейтральном атоме, расположенном вдалеке от других частиц (например, в глубоком космосе, вне галактики), все орбитали симметричны относительно центра. Несмотря на довольно сложную форму некоторых из них, орбитали любых двух электронов не пересекаются в одном атоме. Но если наш отдельно взятый атом в вакууме встретит на своем пути другой (например, войдет в облако газа), то он захочет взаимодействовать с ним: орбитали валентных внешних электронов вытянутся в сторону соседнего атома, сольются с ним. Возникнет общее электронное облако, новое химическое соединение и, следовательно, полярность связи. Как определить, какой атом возьмет себе большую часть общего электронного облака, расскажем далее.

Какими бывают химические связи

как определить полярность связи в молекуле

В зависимости от типа взаимодействующих молекул, разности в зарядах их ядер и силы возникающего притяжения, существуют следующие типы химических связей:

  • одноэлектронная;
  • металлическая;
  • ковалентная;
  • ионная;
  • ван-дер-ваальсова;
  • водородная;
  • двухэлектронная трёхцентровая.

Для того чтобы задаваться вопросом о том, как определить полярность связи в соединении, она должна быть ковалентной или ионной (как, например, у соли NaCl). В целом эти два типа связи различаются только тем, насколько сильно смещается электронное облако в сторону одного из атомов. Если ковалентная связь не образована двумя одинаковыми атомами (например, О2), то она всегда слегка поляризована. В ионной связи смещение сильнее. Считается, что ионная связь приводит к образованию ионов, так как один из атомов «забирает» электроны другого.

Но на самом деле полностью полярных соединений не существует: просто один ион очень сильно притягивает к себе общее электронное облако. Настолько сильно, что оставшимся кусочком равновесия можно пренебречь. Итак, надеемся, стало понятно, что определить полярность ковалентной связи можно, а полярность ионной связи не имеет смысла определять. Хотя в данном случае различие между этими двумя типами связи – это приближение, модель, а не истинное физическое явление.

Определение полярности связи

Надеемся, читатель уже понял, что полярность химической связи – это отклонение распределения в пространстве общего электронного облака от равновесного. А равновесное распределение существует в изолированном атоме.

Способы измерения полярности

определить наибольшую полярность связи в молекуле

Как определить полярность связи? Вопрос этот далеко не однозначный. Для начала надо сказать, что раз симметрия электронного облака поляризованного атома отличается от аналогичной нейтрального, то и рентгеновский спектр изменится. Таким образом, смещение линий в спектре даст представление о том, какова полярность связи. А если требуется понять, как определить полярность связи в молекуле более точно, то надо знать не только спектр испускания или поглощения. Требуется выяснить:

  • размеры участвующих в связи атомов;
  • заряды их ядер;
  • какие связи были созданы у атома до возникновения этой;
  • какова структура всего вещества;
  • если структура кристаллическая, какие в ней существуют дефекты и как они влияют на все вещество.

Полярность связи обозначается как верхний знак следующего вида: 0,17+ или 0,3-. Стоит также помнить, что один и тот же вид атомов будет иметь непохожую полярность связи в соединении с различными веществами. Например, в оксиде BeO у кислорода полярность 0,35-, а в MgO – 0,42-.

Полярность атома

Читатель может задать и такой вопрос: "Как определить полярность химической связи, если факторов так много?" Ответ одновременно и прост, и сложен. Количественные меры полярности определяются как эффективные заряды атома. Эта величина является разностью между зарядом находящегося в определенной области электрона и соответствующей области ядра. В целом эта величина достаточно хорошо показывает некую асимметричность электронного облака, которая возникает при образовании химической связи. Сложность состоит в том, что определить, какая именно область нахождения электрона принадлежит именно этой связи (особенно в сложных молекулах) почти что невозможно. Так что, как и в случае разделения химических связей на ионные и ковалентные, ученые прибегают к упрощениям и моделям. При этом отбрасываются те факторы и значения, которые влияют на результат незначительно.

Физический смысл полярности соединения

как определить полярность химической связи

Каков же физический смысл значения полярности связи? Рассмотрим один пример. Атом водорода H входит как во фтороводородную кислоту (HF), так и в соляную (HCl). Его полярность в HF равна 0,40+, в HCl – 0,18+. Это значит, что общее электронное облако гораздо сильнее отклоняется в сторону фтора, чем в сторону хлора. И значит, что электроотрицательность атома фтора намного сильнее электроотрицательности атома хлора.

Полярность атома в молекуле

Но вдумчивый читатель вспомнит, что, помимо простых соединений, в которых присутствуют два атома, существуют и более сложные. Например, чтобы образовать одну молекулу серной кислоты (h3SO4), требуется два атома водорода, один – серы, и целых четыре кислорода. Тогда возникает другой вопрос: как определить наибольшую полярность связи в молекуле? Для начала надо помнить, что любое соединение имеет некоторую структуру. То есть серная кислота – это не нагромождение всех атомов в одну большую кучу, а некая структура. К центральному атому серы присоединяются четыре атома кислорода, образуя подобие креста. С двух противоположных сторон атомы кислорода присоединяются к сере двойными связями. С двух остальных сторон атомы кислорода присоединяются к сере одинарными связями и «держат» с другой стороны по водороду. Таким образом, в молекуле серной кислоты существуют следующие связи:

Определив по справочнику полярность каждой из этих связей, можно найти наибольшую. Однако стоит помнить, что если в конце длинной цепочки атомов стоит сильно электроотрицательный элемент, то он может «перетягивать» на себя электронные облака соседних связей, повышая их полярность. В более сложной, чем цепочка, структуре вполне возможны иные эффекты.

Чем полярность молекулы отличается от полярности связи?

Как определить полярность связи, мы рассказали. В чем состоит физический смысл понятия, мы раскрыли. Но эти слова встречаются и в других словосочетаниях, которые относятся к данному разделу химии. Наверняка читателей интересует, каким образом взаимодействуют химические связи и полярность молекул. Отвечаем: эти понятия взаимно дополняют друг друга и невозможны по отдельности. Это мы продемонстрируем на классическом примере воды.

В молекуле h3O две одинаковые связи H-O. Между ними угол в 104,45 градуса. Так что структура молекулы воды представляет собой нечто вроде двузубой вилки с водородами на концах. Кислород – это более электроотрицательный атом, он оттягивает на себя электронные облака двух водородов. Таким образом, при общей электронейтральности, зубчики вилки получаются немного более положительными, а основание – немного более отрицательным. Упрощение приводит к тому, что молекула воды имеет полюса. Это и называется полярностью молекулы. Поэтому вода - такой хороший растворитель, эта разница в зарядах позволяет молекулам чуть-чуть оттягивать на себя электронные облака других веществ, разъединяя кристаллы на молекулы, а молекулы – на атомы.

Чтобы понять, почему у молекул при отсутствии заряда существует полярность, надо помнить: важна не только химическая формула вещества, но и строение молекулы, виды и типы связей, которые в ней возникают, разница в электроотрицательности входящих в нее атомов.

Наведенная или вынужденная полярность

прямая и обратная полярность

Помимо собственной полярности, существует еще и наведенная или вызванная факторами извне. Если на молекулу действует внешнее электромагнитное поле, которое значительнее существующих внутри молекулы сил, то оно способно изменить конфигурацию электронных облаков. То есть если молекула кислорода тянет на себя облака водорода в h3O, и внешнее поле сонаправлено с этим действием, то поляризация усиливается. Если поле как бы мешает кислороду, то полярность связи немного уменьшается. Надо отметить, что требуется приложить достаточно большое усилие, чтобы как-то повлиять на полярность молекул, и еще большее – чтобы повлиять на полярность химической связи. Достигается этот эффект только в лабораториях и космических процессах. Обычная микроволновка лишь усиливает амплитуду колебаний атомов воды и жиров. Но это никак не влияет на полярность связи.

В каком случае имеет смысл направление полярности

В связи с термином, который рассматривается нами, нельзя не упомянуть, что такое прямая и обратная полярность. Если речь идет о молекулах, то полярность имеет знак «плюс» или «минус». Это значит, что атом либо отдает свое электронное облако и таким образом становится чуть более положительным, либо, наоборот, тянет облако на себя и приобретает отрицательный заряд. А направление полярности имеет смысл только тогда, когда заряд движется, то есть когда по проводнику идет ток. Как известно, электроны движутся от их источника (отрицательно заряженного) к месту притяжения (положительно заряженного). Стоит напомнить, что существует теория, согласно которой электроны на самом деле движутся в обратную сторону: от положительного источника к отрицательному. Но в целом это не имеет значения, важен лишь факт их движения. Так вот, в некоторых процессах, например при сварке металлических частей, важно, куда именно присоединены какие полюса. Следовательно, важно знать, как подключена полярность: напрямую или в обратную сторону. В некоторых приборах, даже бытовых, это тоже имеет значение.

fb.ru

Полярность связи | Бесплатные курсовые, рефераты и дипломные работы

Если же связь образована атомами различных элементов, электроотрицательность которых различается (но не очень резко), то область перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов обычно смещена в сторону одного из атомов (обладающего, большей электроотрицательностью). В таком случае связь называют полярной. Электронное облако тем больше смещается к электроотрицательному атому, чем сильнее различаются электроотрицательности элементов. При этом атом более электроотрицательного элемента несет избыточный отрицательный заряд, а его партнер – избыточный положительный заряд:

 
 

Следовательно, в молекуле с полярной связью центры положительных и отрицательных зарядов не совпадают. Такие системы называются электрическими диполями. Расстояние между центрами положительного и отрицательного … зарядов ℓ называется длиной диполя (рисунок 6).

 

 

 
 
 
 

Рис. 6. Диполь молекулы HF

 

Хотя суммарный заряд диполя равен нулю, из-за разделения зарядов в пространстве образуется электрическое поле, напряженность которого пропорциональна дипольному моменту молекулы.

Под дипольным моментом m понимают произведение абсолютного значения заряда электрона q на длину диполя ℓ:

 

m = q × ℓ.

 

Единица измерения дипольного момента – Дебай:

1Д = 3,33 × 10-30 КЛ × м.

Именно величиной дипольного момента и характеризуется степень полярности связи. Естественно, для неполярных молекул дипольный момент равен нулю (поскольку = 0). Для наиболее полярных молекул m ® 4.

Следует различать полярность связи и полярность молекулы. В случае двухатомных молекул очевидно, что наличие полярной связи означает наличие диполя. В случае же многоатомных молекул в возникновении диполя играет роль и пространственное строение молекул.

Так, молекула оксида углерода (II) линейна:

О = С = О

Обе связи С = О полярны, причем дипольный момент каждой отдельной связи весьма значителен (mС=0 = 2,7 Д. Однако, вследствие симметричности молекулы, взаимная компенсация зарядов приводит к тому, что вся молекула оказывается неполярной: mС=0 = 0. Если же молекула нелинейна (например, Н2О, угол Н – О – Н около 1050), то дипольные моменты связей не компенсируются, и вся молекула представляет диполь (mС=0 = 1,84 Д).

Полярность молекул накладывает отпечаток на свойства веществ. Диполи ориентируются друг к другу разноименно заряженными полюсами, вследствие чего наблюдается взаимное притяжение между молекулами. Поэтому вещества, образованными полярными молекулами, обычно плавятся и кипят при более высоких температурах, чем неполярные вещества. Кроме того, полярность молекул сказывается и при растворении веществ в различных растворителях: вещество, состоящее из полярных молекул, лучше растворяется в полярном растворителе, и наоборот

Явление поляризации следует рассматривать как причину возникновения полярной связи. Рассмотрим суть этого явления.

В обычных условиях в неполярной молекуле центры положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов совпадают в одной точке. При помещении такой молекулы в пространство между пластинами конденсатора заряды “расходятся“ – положительный смещается к отрицательно заряженной пластине и наоборот. Таким образом, возникает индуцированный диполь, характеризующийся величиной индуцированного дипольного момента mi.

Полярная молекула сама по себе представляет постоянный диполь. Под влиянием электрического поля, помимо ориентации по направлению поля, у молекулы дополнительно создается индуцированный дипольный момент, поскольку молекула “растягивается“ (деформируется). Результирующий дипольный момент mR складывается из постоянного и индуцированного:

mR = m + mi.

Явление возникновения диполя в неполярной молекуле (и увеличения диполя в полярной) одновременно с ориентацией диполей называется поляризацией.

p-связи поляризуются сильнее s-связей.

Очевидно, внешнее электрическое поле может быть обусловлено не обязательно приложением извне, а и воздействием других диполей, окружающих рассматриваемую молекулу.

Следует учитывать и взаимную поляризацию атомов, составляющих полярную молекулу, т.е. влияние их друг на друга, которое приводит к деформации электронных оболочек.

Величина поляризации зависит от поляризуемости атомов:

 

mi = Е × a,

где mi – индуцированный дипольный момент;

Е – напряженность электрического поля;

a – поляризуемость атомов (или ионов).

 

Таким образом, поляризуемость – это мера способности частицы (и, естественно, химической связи) к поляризации под действием электрического поля.

Способность к поляризации определяется радиусами атомов (ионов) и величиной относительной электроотрицательности.

Заметной деформации подвергается только внешняя электронная оболочка. Причем, чем слабее связаны внешние электроны с ядром, тем легче поляризуется атом (ион).

Поляризация ионов (а, следовательно, и связей) – процесс двусторонний, в котором сочетается поляризующее действие ионов с их поляризуемостью, причем на практике можно считаться только с поляризующим действием катионов и поляризуемостью анионов.

Поляризация ионов оказывает существенное влияние на свойства образуемых им соединений. Так, ион водорода, вследствие крайне малых размеров, обладает особенно высоким поляризующим действием. Отсутствие у него электронов позволяет сблизиться с анионом до очень малого расстояния. Это приводит, в частности, к тому. что многие кислоты по ряду свойств (устойчивость, диссоциация, окислительно-восстановительные свойства) сильно отличаются от свойств образуемых ими солей.

При изучении предыдущего вопроса было показано, что ковалентная химическая связь, за счет которой образуется большинство простых и сложных веществ, обладает большой прочностью, геометрической направленностью, насыщаемостью.

Эти характеристики отличают ковалентную связь от ионной химической связи, механизм образования которой несколько иной.

При рассмотрении ковалентной полярной связи указывалось. что она образуется между атомами элементов, обладающих различной, но не очень резко различающейся электроотрицательностью. В случае резкого различия в электроотрицательностях элементов говорят уже об ионной связи.

Таким образом, представления Льюиса являются более общими и ионную связь (по Косселю) можно рассматривать как ковалент ную, сильно полярную (см. ионная связь в LiF).

 
 

Электроотрицательности лития и фтора существенно различаются (1,0 и 4,0 соответственно), и образующаяся химическая связь становится настолько полярной, что электронная плотность в молекуле практически нацело смещается к атому фтора. Образуются два иона, связанные между собой силами электростатического притяжения

 

В отличие от ковалентной, ионная связь не обладает направленностью. Ионы можно представить как точечные заряды, создающие электрические поля, которые равномерно распределяются по всем направлениям. Это означает, что два разноименных заряда, образовавшие ионную связь, сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами. В этом состоит еще одно различие между ковалентным и ионным типами связи: ионная связь характеризуется ненасыщяемостью. Поэтому к иону может притягиваться различное число ионов противоположного знака. Это число ограничивается относительными размерами ионов. Кроме того, ионная связь несколько менее прочна, чем ковалентная, что позволяет ей легко разрушаться в полярных растворителях.

Отсутствие у ионной связи направленности и насыщаемости обусловливает склонность ионно построенных молекул к ассоциации. Лишь в газообразном состоянии (при высоких температурах) ионные молекулы существуют в виде мономеров. При обычных температурах в жидком, а, тем более, в твердом состоянии происходит объединение этих молекул и их взаимная ориентация с образованием ионной кристаллической решетки, в которой каждый ион окружен несколькими ионами противоположного знака. При этом все связи можно рассматривать как единую гигантскую молекулу. Сам же термин “молекула“ в применении к ионным соединениям следует понимать как условный, отражающий лишь элементарный состав вещества.

Возникает закономерный вопрос: какая должна быть разница в электроотрицательностях элементов, когда следует говорить уже не о ковалентной полярной, а об ионной химической связи? Оказывается, что полностью ионных соединений не существует, а, значит, нет и истинной ионной связи. Прежде всего, об этом свидетельствуют экспериментально измеренные (или “эффективные“) заряды атомов, из которых построены ионные соединения. Оказывается, что даже в соединениях, образованных самыми электроотрицательными и самыми электроположительными элементами связь не на 100% ионная. Так, эффективные заряды ионов CsF не равны заряду электрона, а составляют 0,93 от его величины. Эффективный заряд на атоме магния в MgCl2 не +2, а лишь +1,50, а алюминия в его оксиде вместо +3 только +1,77.

Неполное разделение зарядов в ионных соединениях объясняют взаимной поляризацией, которая приводит к деформации электронных оболочек ионов. Различные ионы поляризуются в различной степени, следовательно, можно говорить о большей или меньшей доле ионной связи. Идеальная ионная связь (передача электронов) – абстрактное понятие.

Однако принято говорить о степени ионности связей. Чем дальше отстоят два элемнта один от другого по значению электроотрицательности, тем сильнее выражена степень ионности связи между ними. При разнице в 1,7 ионность связи достигает 50%.

 

Таблица 1 – Соотношение между разностью электроотрицательностей

и степенью ионности связи

ХА — ХБ Степень ионности связи, % ХА — ХБ Степень ионности связей, %
0,2 0,4 1,8 2,0
0,6 0,8 2,2 2,4
1,0 1,2 2,6 2,8
1,4 1,6 3,0 3,2

 

Таким образом, существенного различия между ковалентной и ионной связью нет: эти виды связи отличаются лишь степенью поляризации электронного облака.

 

 

| следующая страница ==>
Основные характеристики ковалентной связи | Металлическая и водородная связи

Дата добавления: 2014-11-20; просмотров: 1.

Поделиться с ДРУЗЬЯМИ:

refac.ru

энергия связи, длина, валентный угол. Полярность связи и полярность молекулы в целом, дипольный момент молекулы. — КиберПедия

1. Энергия химической связи является мерой ее прочности. Энергия связи — это энергия, выделяющаяся при образовании одного моля связей данного типа или энергия, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества (количество связей равное числу Авогадро). Чаще всего энергию связи измеряют в кДж/моль. Наиболее прочными являются ионные и ковалентные связи, энергии этих связей составляют величины от десятков до сотен кДж/моль. Металлическая связь, как правило, несколько слабее ионных и ковалентных связей, но величины энергий связи в металлах близки к значениям энергии ионных и ковалентных связей. Об этом свидетельствуют, в частности, высокие температуры кипения металлов, например 357 °С (Hg), 880 °С (Na), 3000 ° С (Fe) и т. д. Так например, при образовании одного моля молекул водорода из атомов выделяется 435 кДж/ моль энергии. Такова энергия связи Н – Н. Такое же количество энергии необходимо затратить для того, чтобы превратить один моль молекул в атомы: Н2 = 2Н – 435 кДж/моль.

2. Длина связи – расстояние между ядрами связанных атомов. Так в молекуле воды длина связей между атомом кислорода и атомами водорода составляет 0,096 нм (d (OH) = 0,096 нм), в молекуле аммиака длина связи между атомом азота и атомами водорода составляет 0,1015 нм.

3. Валентный угол или угол связи – угол между линиями двух связей одного и того же атома. Очевидно, что понятие валентного угла применимо только к молекулам (ионам, радикалам), содержащим три и более атомов в молекуле (ионе, радикале). Так, в молекуле воды угол связи составляет 104,50, в молекуле аммиака – 107,30:

Ковалентная связь характеризуется направленностью и насыщаемостью. Ионная и металлическая связи не имеют определенной направленности.

Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. их способностью к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей в атоме, т.е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную валентность элемента. Число уже использованных для этого орбиталей определяет валентность элемента в данном соединении. Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с их собственной.

4. Ковалентная связь может быть полярной или неполярной.

Неполярной является связь, образованная атомами одного и того же элемента. При этом общее электронное облако расположено симметрично в пространстве между ядрами. Полярная связь образуется между атомами разных элементов.

Полярность связи количественно оценивается дипольным моментом µ, который является произведением длины диполя l — расстояния между двумя равными по величине и противоположными по знаку зарядами +q и -q — на абсолютную величину заряда: µ = l × q. Дипольный момент является величиной векторной и направлен по оси диполя от отрицательного заряда к положительному.

В системе СИ дипольный момент измеряется в Кл×м, но обычно для полярных молекул в качестве единицы измерения используется дебай (единица названа в честь П. Дебая): 1 D = 3,33×10–30 Кл×м Следует различать дипольные моменты (полярность) связи и молекулы в целом. Так, для простейших двухатомных молекул дипольный момент связи равен дипольному моменту молекулы. Для многоатомных молекул дипольный момент представляет собой векторную сумму дипольных моментов химических связей. Поэтому, если молекула симметрична, то она может быть неполярной, даже если каждая из ее связей обладает значительным дипольным моментом. Например, в плоской молекуле BF3 или в линейной молекуле BeCl2 сумма дипольных моментов связей равна нулю:

Аналогично, нулевой дипольный момент имеют тетраэдрические молекулы Ch5 и CBr4. Однако, нарушение симметрии, например в молекуле BF2Cl, обусловливает дипольный момент, отличный от нуля. B молекуле оксида углерода (IV) каждая из связей полярна, а молекула в целом неполярна (µ = 0), так как молекула О==С==О линейна, и дипольные моменты связей С==О компенсируют друг друга. Наличие дипольного момента в молекуле воды означает, что она нелинейна, т. е. связи О—Н расположены под углом, не равным 180° (104,50 ). О==С==Оµ→ ←µ

Квантовомеханическая трактовка механизма образования ковалентной связи в молекуле водорода.

Разработка квантовой механики и использование многих экспериментальных методов (молекулярной спектроскопии, рентгенографии кристаллов, газовой электронографии, методов изучения магнитных свойств) для определения длин связей (межатомных расстояний), углов между связями, числа неспаренных электронов и других структурных параметров молекул и кристаллов привели к более глубокому пониманию природы химической связи.

Ковалентная связь. В 1927 датский физик О. Бурро выполнил квантовомеханический расчёт молекулярного нона водорода и показал, что единственный электрон в этом ионе занимает орбиталь, называемую молекулярной орбиталью, которая простирается вокруг обоих протонов. Теоретический расчёт энергии связи этого молекулярного иона, т. е. разности между суммарной энергией отдельного атома и протона и энергией иона в его основном состоянии, привёл к значению 255 кдж×моль-1, прекрасно согласующемуся с экспериментом. Вскоре было отмечено, что электронную структуру молекулярного иона водорода можно рассмотреть, используя волновую функцию основного состояния атома водорода. По мере сближения атома водорода и протона появляется возможность выхода электрона из области, окружающей одно ядро, в область, окружающую второе ядро, причём в каждом случае электрон занимает 1s-орбиталь. Молекулярная орбиталь, образованная как сумма этих двух 1s-орбиталей, является хорошим приближением к молекулярной орбитали, полученной Бурро путём решения волнового уравнения Шрёдингера. Если образовать волновую функцию как разность двух 1s-орбиталей, то это, как было показано, отвечает не притяжению, а отталкиванию. Первая волновая функция является симметричной линейной комбинацией двух 1s-функций и отвечает устойчивому состоянию, образованию одноэлектронной ковалентной связи, тогда как вторая функция, являющаяся антисимметричной линейной комбинацией тех же 1s-функций, отвечает неустойчивому состоянию. Иногда говорят, что образование одноэлектронной ковалентной связи в молекуле водорода соответствует резонансу данного электрона между двумя атомными орбиталями или между двумя атомами водорода.

В том же году (1927) было выполнено два квантовомеханических расчёта химической связи в молекуле водорода. Американский физик Э. У. Кондон использовал метод молекулярных орбиталей, приписав молекуле водорода структуру, в которой за основу была принята орбиталь h3+, рассчитанная Бурро, причём к этой орбитали были отнесены оба электрона с противоположными спинами. В 1927 г. Гайтлером и Лондоном был выполнен теоретический расчет энергии двух атомов водорода в зависимости от расстояния между ними. Оказалось, что результаты расчета зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины взаимодействующих электронов. При совпадающем направлении спинов сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. При противоположно направленных спинах на энергетической кривой имеется минимум, т.е. образуется устойчивая система – молекула водорода Н2. В. Гейтлер и Ф. Лондон отнесли один электрон, с положительным спином, к 1s-орбитали одного атома водорода, а второй, с отрицательным спином, к 1s-орбитали др. атома водорода. Волновая функция для данной молекулы была суммой этой функции и функции, в которой два электрона менялись местами - электрон с положительным спином относился ко второму атому, а с отрицательным - к первому атому. Оба расчёта, как Кондона, так и Гейтлера и Лондона, привели к выводу об устойчивости молекулы водорода с энергией связи, превышающей приблизительно в 1,7 раза энергию связи в молекулярном ионе водорода. Связь между двумя атомами водорода в молекуле водорода - прототип связи с поделенной электронной парой по Льюису, обычно называют ковалентной связью. На основании формальных результатов квантовомеханического рассмотрения химической связи можно сделать следующий простой вывод: атомы могут образовывать ковалентную связь (осуществляемую парой электронов) за счёт каждой стабильной орбитали, занятой первоначально одним электроном; при этом образуется связь такого типа, как описанная выше для молекулы водорода, а её стабильность может быть связана с тем же самым явлением резонанса. Иными словами, для образования ковалентной связи необходимо наличие двух электронов с противоположными спинами и по одной стабильной орбитали у каждого из двух связываемых атомов. Атом водорода с единственной стабильной орбиталью (1s) может образовывать лишь одну ковалентную связь. Атом углерода и другие атомы второго периода (бор, азот, кислород) могут образовывать не более четырёх ковалентных связей с использованием четырёх орбиталей L-оболочки. Квантовомеханическое рассмотрение приводит также к выводу, что каждая дополнительная связь, образующаяся в молекуле, в общем случае ведёт к дальнейшей стабилизации молекулы, а следовательно, наиболее устойчивы такие электронные структуры молекулы, в которых все стабильные орбитали атомов либо использованы для образования связей, либо заполнены неподелёнными парами электронов.

Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Спиновая теория валентности. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Образование ковалентной связи можно рассматривать в рамках двух методов квантовой химии: метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей.

В 1916 г. американский ученый Льюис высказал предположение о том, что химическая связь образуется за счет обобществления двух электронов. При этом электронная оболочка атома стремится по строению к электронной оболочке благородного газа. В дальнейшем эти предположения послужили основой для развития метода валентных связей. Образование химической связи между атомами водорода является результатом взаимопроникновения (перекрывания) электронных облаков. Вследствие этого перекрывания плотность отрицательного заряда в межъядерном пространстве возрастает, и положительно заряженные ядра притягиваются к этой области. Такая химическая связь называется ковалентной. Представления о механизме образования молекулы водорода были распространены на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). В основе метода ВС лежат следующие положения: 1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам и находится на орбитали, образовавшейся за счет перекрывания двух атомных орбиталей. 2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные

облака. Связь образуется в том случае, когда в атомные волновые функции образующие связь будут иметь одинаковые знаки в области перекрывания.

3) Химическая связь в методе ВС является двухцентровой и локализована в области между ядрами двух атомов ее образующих.

Метод валентных связей (ВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. B образовании химической связи принимают участие валентные электроны.

Валентность атома в данном соединении – это количество общих электронных пар, которые данный атом образует с другими атомами. Например, валентность азота в аммиаке (Nh4) равна трем, а в ионе аммония (Nh5+) – четырем.

Волновая функция, описывающая состояние электронов, образующих связь, называется локализованной орбиталью (ЛО).

Способы образования ковалентной связи: Существуют два главных способа образования ковалентной связи . 1) Электронная пара, образующая связь, может образоваться за счет неспаренных электронов, имеющихся в невозбужденных атомах. Однако число ковалентных связей может быть больше числа неспаренных электронов. Например, в невозбужденном состоянии (которое называется также основным состоянием) атом углерода имеет два неспаренных электрона, однако для него характерны соединения, в которых он образует четыре ковалентные связи. Это оказывается возможным в результате возбуждения атома. При этом один из s-электронов переходит на p-подуровень и в атоме углерода появлется вместо двух (основное состояние) четыре неспаренных электрона: С 1s22s22p2 → C* 1s22s12p3Увеличение числа создаваемых ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на возбуждение атома. Поскольку валентность атома зависит от числа неспаренных электронов, возбуждение приводит к повышению валентности. У атомов азота, кислорода, фтора количество неспаренных электронов не увеличивается, т.к. в пределах второго уровня нет свободных орбиталей, а перемещение электронов на третий квантовый уровень требует значительно большей энергии, чем та, которая выделилась бы при образовании дополнительных связей. Таким образом, при возбуждении атома переходы электронов на свободные орбитали возможны только в пределах одного энергетического уровня. Элементы 3-го периода – фосфор, сера, хлор – могут проявлять валентность, равную номеру группы. Это достигается возбуждением атомов с переходом 3s- и 3p-электронов на вакантные орбитали 3d-подуровня: P* 1s22s22p63s13p33d1(валентность 5) S* 1s22s22p63s13p33d2 (валентность 6) Cl* 1s22s22p63s13p33d3 (валентность 7)

В приведенных выше электронных формулах возбужденных атомов подчеркнуты подуровни, содержащие только неспаренные электроны. На примере атома хлора легко показать, что валентность может быть переменной: Cl 1s22s22p63s23p5(валентность 1) → Cl* 1s22s22p63s23p43d1 (валентность 3) →

Cl* 1s22s22p63s23p33d2 (валентность 5) → Cl*1s22s22p63s13p33d3 (валентность 7)

В отличие от хлора, валентность атома F постоянна и равна 1, т.к. на валентном (втором) энергетическом уровне отсутствуют орбитали d-подуровня и другие вакантные орбитали.

 

Различают два механизма образования ковалентной связи – обменный и донорно-акцепторный.

Обменный возникает посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону в обобществленную электронную пару. Это наиболее типичный механизм образования ковалентной связи (например в молекулах: HBr, HCl, h3, N2, и.т.д.).

Донорно-акцепторный механизм заключается в том, что ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и акцептора. Донорно-акцепторный механизм хорошо иллюстрируется схемой образования иона аммония: Nh4 + H+ = Nh5+В молекуле аммиака три ковалентные связи образованы по обменному механизму, так как у атома азота имелись три неспаренных электрона, а у атомов водорода по одному. В тоже время у атома азота на внешнем энергетическом уровне было пять электронов и после образования молекулы аммиака осталась одна неподеленная пара электронов. В катионе водорода (протоне) отсутствует электронная оболочка, а значит остается свободной орбиталь. Таким образом, атом азота в аммиаке является донором электронной пары, а протон – ее акцептором при образовании иона аммония.В ионе аммония каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донорно-акцепторному механизму. Важно отметить, что связи Н—N, образованные по различным механизмам, никаких различий в свойствах не имеют, т. е. все связи равноценны, независимо от механизма их образования. Указанное явление обусловлено тем, что в момент образования связи орбитали 2s- и 2р-электронов атома азота изменяют свою форму. В итоге возникают четыре совершенно одинаковые по форме орбитали (здесь осуществляется sp3-гибридизация).

В качестве доноров обычно выступают атомы с большим количеством электронов, но имеющие небольшое число неспаренных электронов. Для элементов II периода такая возможность кроме атома азота имеется у кислорода (две неподеленные пары) и у фтора (три неподеленные пары). Например, ион водорода Н+ в водных растворах никогда не бывает в свободном состоянии, так как из молекул воды Н2О и иона Н+ всегда образуется ион гидро-ксония Н3О+ Ион гидроксония присутствует во всех водных растворах, хотя для простоты в написании сохраняется символ H+. Донорно-акцепторный механизм образования связи помогает понять причину амфотерности гидроксида алюминия в молекулах Аl(ОН)3 вокруг атома алюминия имеется 6 электронов — незаполненная электронная оболочка. Для завершения этой оболочки не хватает двух электронов. И когда к гидроксиду алюминия прибавляют раствор щелочи, содержащей большое количество гидроксильных ионов, каждый из которых имеет отрицательный заряд и три неподеленные пары электронов (ОН)-, то ионы гидроксида атакуют атом алюминия и образуют ион [Аl(ОН)4]-, который имеет отрицательный заряд (переданный ему гидроксид-ионом) и полностью завершенную восьмиэлектронную оболочку вокруг атома алюминия. Аналогично происходит образование связей и во многих других молекулах, даже в таких “простых”, как молекула НNО3:

Атом азота при этом отдает свою электронную пару атому кислорода, который ее принимает: в результате как вокруг атома кислорода, так и вокруг азота достигается полностью завершенная восьмиэлектронная оболочка, но поскольку атом азота отдал свою пару и поэтому владеет ею совместно с другим атомом, он приобрел заряд “+”, а атом кислорода — заряд “-”. Cтепень окисления азота в HNO3 равна 5+, тогда как валентность равна 4.

 

cyberpedia.su

Полярность молекул связей - Справочник химика 21

    В отличие от полярности, поляризуемость молекул определяется динамическими эффектами которые возникают, когда на атомы, соединенные в молекуле а-связью, воздействуют другие полярные молекулы, ионы или электрические поля, / -эффект играет важную роль в процессах адсорбции и хемосорбции ПАВ на металлических поверхностях, несущих значительные заряды. Имеет особое значение тот факт, что 1а- и / -эффекты меняются в противоположных направлениях. Чем более полярна связь атомов, тем менее она поляризуема, т. е. чем выше разность электроотрицательностей атомов в молекуле, тем больше / -эффект и тем меньше / -эффект. Например, энергия связи С—Р выше, чем у связи С—I, но последняя легче поляризуется. [c.200]     Экспериментально установлено, что наивысшую полярность молекулы ПАВ придают группы ЫОг, ОН, СЫ и СНО. Эти и другие характеристики функциональных групп позволяют прогнозировать поведение маслорастворимых ПАВ например, свободная энергия испарения, свойственная активным группам, всегда выше свободной энергии связи с малополярной средой. На границе раздела масло — воздух маслорастворимые ПАВ ориентируются углеводородными радикалами в масляную среду, а активными группами — в газовую фазу. [c.200]

    Неполярная и полярная ковалентная связь. Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента как, например, молекулы Н2, N2, С12 и т. п., то каждое электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную [c.123]

    Неполярные и полярные молекулы. В зависимости от характера распределения электронной плотности молекулы могут быть неполярными и полярными. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями, т. е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов - -q и —q), находящихся на некотором расстоянии I друг от друга. Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов назывгется длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной ее электрического момента диполя х, представляющего собой произведение длины диполя I на величину электрического заряда х = Iq. [c.83]

    Дипольные моменты. молекул ГЬО и HaS равны соответственно 1,84 и 0,94 D, Вычислить длины диполей. В какой молекуле связь более полярна Указать направления дипольных моментов связей в этих молекулах, [c.66]

    Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалентной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже —вблизи менее электроотрицательного. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй — избыточный положительный заряд эти заряды принято называть эффективными за рядами атомов в молекуле. [c.125]

    П. частиц в существ, мере определяет диэлектрич. св-ва в-ва. В частности, для в-в, состоящих из полярных молекул, связь между П. и диэлектрич. проницаемостью описывается ф-лой Ланжевена-Дебая (см. Диэлектрики). Тензорный характер П. проявляется в появлении двойного лучепреломления изотропной среды при воздействии на нее мощного светового импульса, в двойном лучепреломлении в потоке (эффект Максвелла), в магн. поле (эффект Коттона-Мутона), в явлении фотоупругости и мн. оптич. св-вах твердых и жидких тел в ряде случаев П. может быть определена на основании этих св-в. [c.67]

    Явления ориентации полярных молекул связующего полимера у поверхности наполнителя могут сказываться на прочности связи по поверхности раздела компонентов, но их влияние на изменение свойств самих компонентов можно не учитывать, так как оно локализовано малым объемом, составляющим сотые и тысячные доли объема материала. Толщина ориентированных (структурированных) у поверхности наполнителя пленок связующего оценивается Сагалаевым [7] в пределах от 10- до 10- мкм. [c.8]

    Дипольный момент — величина векторная, направленная от положительного конца диполя к отрицательному. Поэтому дипольный момент многоатомной молекулы следует рассматривать как векторную сумму дипольных моментов связей он зависит не только от полярности каждой связи, но и от взаимного расположения этих связей. [c.63]

    Явления ориентации полярных молекул связующего полимера у поверхности наполнителя могут сказываться частично на прочности связи по поверхности раздела компонентов, но их влияние на изменение свойств самих компонентов можно не учитывать, так как оно сосредоточено в малом объеме, составляющем сотые и тысячные доли объема материала. [c.12]

    Возможность и степень распада на ионы определяется природой растворенного вещества и природой растворителя. Распад на ионы (вязан либо с явлением диссоциации (разъединения), либо с явле-пием ионизации (образования ионов). Так, пр,и растворении ионных соединений (поскольку они уже состоят из Ионов) имеет место диссоциация. Роль растворителя в этом случае заключается в создании условий для разъединения ионов противоположного знака и в препятствовании процессу молизации. Диссоциация ионных соединений протекает тем легче, чем полярнее молекулы растворителя. При распаде ковалентных соединений на ионы происходит гетеролитиче-ский разрыв связи, т. е. ионизация. [c.128]

    Все три молекулы имеют тригонально-пирамидальное строение (атомы N и Р 5рЗ-гибридизованы), поэтому дипольные моменты их связей не компенсируют друг друга. Молекула ЫНз имеет максимальный дипольный момент, поскольку связь N—Н самая полярная (она образована атомами с наибольшей разностью электроотрицательностей) менее полярны связи Р—Н и минимальная полярность у связи К—Р. [c.526]

    Полученное выражение может использоваться для установления связи между коэффициентами активности полярных молекул в смесях раствори- [c.457]

    Как ацетон, так и вода являются сильно полярными молекулами с диполь-ными моментами 2,84 и 1,84 дебай соответственно [24]. Эти вещества смешиваются в любых соотношениях с незначительным выделением тепла, а поэтому естественно ожидать чрезвычайно сильного диноль-дипольного взаимодействия между их молекулами. Касаясь деталей строения жидкости, можно предположить, что в разбавленных растворах ацетона каждая молекула ацетона может быть связана с четырьмя молекулами Н2О, например, следующим образом  [c.479]

    Механизм такого процесса окисления можно представить схемой, приведенной на рис. 2.11. На стадии I происходит адсорбция молекулы кислорода на активном центре (обозначен звездочкой). Стадия II характеризуется превращением адсорбированной молекулы кислорода в поверхностный ион Ог и одновременным взаимодействием данной ячейки активатора с полярной молекулой углеводорода, дающего слабую водородную связь с поверхностью, в результате чего ослабляется связь водорода с углеводородным радикалом. На стадии III поверхностный ион кислорода соединяется с ядром водорода с разрывом связи Н—К. При этом образуются поверхностный комплекс [5 --ООН] и свободный радикал К, которые на стадии IV в [c.60]

    Таким образом, обычная а-связь может вызвать появление у молекулы полярности за счет / -эффекта. В молекулах с двойными и тройными связями (я-связями) может существовать статическое электронное смещение Ез, называемое иногда также мезомерным (М-эффект) либо таутомерным (/-эффект) эффектом. Обычно смещение Ев бывает небольшим и полярность молекулы почти исключительно зависит от Л-эффекта [217]. [c.200]

    Изучение рассеяния рентгеновских лучей в жидкостях с многоатомными молекулами показывает, что не только относительное расположение молекул в некоторой степени упорядочено, но и их взаимная ориентация не вполне хаотична. Это, по-видимому, справедливо даже по отношению к таким симметричным молекулам, как U в- случае же несимметричных полярных молекул, например воды, имеет место вполне закономерная взаимная ориентация соседних молекул воды с образованием временных водородных связей между ними. Интересно, что преобладающая кристаллическая структура жидкой воды при повышенных температурах соответствует не структуре обычного льда, которая тоже имеется в жидкой воде, а более плотной структуре, относящейся к структуре льда так же, как относятся друг к другу две кристаллические модификации кремнезема—кварц и тридимит. [c.162]

    При переходе от двухатомных молекул к многоатомным типа АВ , АВа, АВ4 и т. д. соотношение между полярным характером связей А—В и молекулы в целом становится более сложным. Полярный или неполярный характер таких мо.чекул является отражением их симметричной или несимметричной пространственной конфигурации. [c.52]

    Процесс а имел времена релаксации примерно на 2 порядка меньшие, чем процесс Ъ. Времена релаксации ть существенно уменьшались при переходе от цеолита NaA к NaX. Этот процесс, вероятно, связан со скачками катионов, а в гидратированном цеолите — и с релаксацией адсорбированных молекул воды. Поляризация, связанная с этими процессами, менялась при гидратации цеолита (рис. 16.4). Изменение фоь при адсорбции воды могло быть связано с двумя действующими в противоположных направлениях процессами. С одной стороны, увеличение гидратации вело к увеличению подвижности катионов и уменьшению ть (см. рис. 16.4). Поскольку время поляризации при каждой данной температуре оставалось неизменным, уменьшалось число катионов, еще обладавших достаточно большими временами релаксации, чтобы дать вклад в процесс Ь. С другой стороны с ростом гидратации увеличивался вклад в величину поляризации со стороны полярных молекул воды. Все это приводило к появлению излома в зависи- [c.258]

    Относительная величина рассмотренных видов межмолекуляр-ных сил зависит от полярности и от поляризуемости молекул вещества. Чем больше полярность молекул, тем бол зше ориентационные силы. Чем больше деформируемость, чем слабее связаны внешние электроны атомов, т. е. чем эти атомы крупнее, тем значительнее дисперсионные силы. Таким образом, в ряду однотипных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с увеличением размеров атомов, составляющих молекулы этих веществ. Например, в случае НС1 на долю дисперсионных сил приходится 81% всего межмолекулярного взаимодействия, для НВг эта величина составляет 95%, а для HI 99,5%, Индукционные силы почти всегда малы. [c.158]

    Принципы, позволяющие предсказать растворимость вещества, пока не известны. Однако обычно вещества, состоящие из полярных молекул, и вещества с ионным типом связи лучше растворяются в полярных растворителях (во,да, спирты, жидкий аммиак), а неполярные вещества — в неполярных растворителях (бензол, сероуглерод). [c.218]

    Понятно, что подвижность влаги в водонасыщенных торфяных системах в первую очередь определяется их структурой, а также электрокинетическими явлениями на границе раздела фаз. Ионогенные функциональные группы торфа, главным образом карбоксильные, диссоциируют в полярной дисперсионной среде (воде) с отщеплением катиона, вследствие чего частицы торфа приобретают отрицательный заряд [221]. Заряд частиц формируется из дискретных элементарных зарядов как вне, так и внутри надмолекулярных ассоциатов торфа [214, 222]. Диффузия полярных молекул внутрь частиц торфа вызывает увеличение диэлектрической проницаемости всего ассоциата, степени диссоциации функциональных групп [223]. В свою очередь, рост плотности заряда структурных единиц торфа интенсифицирует связь воды с торфом по механизму ион-дипольного взаимодействия между ионизованными функциональными группами торфа и молекулами воды. В результате содержание связанной воды в материале увеличивается. Особенно четко это проявляется при повышении pH торфяных систем (см. табл. 4.1) [224]. [c.69]

    Жидкие растворы-очень удобная среда для протекания химических реакций. Благодаря быстрому смешиванию жидкостей предполагаемые реагенты часто сближаются друг с другом, поэтому столкновения их молекул и, следовательно, химические реакции могут осушествляться гораздо быстрее, чем это происходит в кристаллическом состоянии. С другой стороны, данное число молекул в жидкости помещается в меньшем объеме, чем то же число молекул в газе, поэтому реагирующие между собой молекулы в жидкости имеют больше шансов вступить друг с другом в контакт. Вода-особенно подходящий растворитель для проведения химических реакций, поскольку ее молекулы полярны. Молекулы Н2О, а также ионы Н и ОН , на которые вода диссоциирована в небольшой степени, могут способствовать поляризации связей в других молекулах, ослаблять связи между атомами и инициировать химические реакции. Не случайно зарождение жизни на Земле произошло в океанах, а не в верхних слоях атмосферы или на суше. Если бы жизнь была вынуждена развиваться посредством реакций между веществами в кристаллическом (твердом) состоянии, 4,5 миллиарда лет прошедшей до сего времени истории Земли едва хватило бы на то, чтобы этот процесс мог начаться. [c.76]

    Полярная природа озона была установлена Льюисом п Смитом [8, 12]. Они предположили, что средний атом кислорода поляризован положительно, поэтому для озона чаще всего принимается такая структура, в которой три атомй кислорода образуют тупой угол с положительно заряженным кислородным атомом в вершине его. Под влиянием полярной молекулы озона двойная связь поляризуется таким образом, что я-элек-троны присоединяются к положительно заряженному атому кислорода в молекуле озона. Механизм такой реакции может быть. представлен следующим образом  [c.348]

    Полярные молекулы и водородные связи [c.618]

    В табл. 18-1 сравниваются теплоты и энтропии испарения ряда распространенных жидкостей. Прежде всего можно заметить, что энтропии испарения всех жидкостей приблизительно одинаковы. Неупорядоченность, вносимая в систему из 6,022 -10 молекул, находящихся в тесном контакте в жидкости, когда их разъединяют при образовании пара из жидкости, сравнительно мало зависит от природы этих молекул. Это обобщение известно под названием правила Трутона, по имени ученого, который установил его эмпирически в XIX в. Наиболее высокие молярные энтропии испарения, превышающие молярные энтропии других веществ на 10-20 энтр. ед., имеют метанол, этанол и вода. Повышенные энтропии испарения этих веществ объясняются тем, что их полярные молекулы удерживаются в жидкости друг возле друга силами диполь-дипольного взаимодействия и водородными связями. Повышенная степень упорядоченности жидкости означает, что для образования из нее газа требуется внести несколько большую неупорядоченность. Поскольку для разъединения взаимодействующих молекул такой жидкости требуется больше энергии, теплота ис- [c.123]

    В линейных молекулах АВ,, треугольных АБз, тетраэдрических и квадратных АВ4 дипольиые моменты связей А—В взаимно компенсируют друг друга, так что суммарные дипольныс моменты молекул равны нулю. Подобные молекулы неполярны, несмотря на полярность отдельных связей. [c.63]

    По этому параметру прогнозируют возможное действие ингибитора коррозии. В настоящее время создано и испытано значительное число химических соединений и их смесей, применяемых в качестве ингибиторов коррозии. Наиболее эффективные из них ИКБ-4В, Н-1-А, ИКСГ-1, НКБ-2, додиген-214, СЖК, алкиламины фосфорнокислые и другие, которые сохраняют или даже увеличивают свое защитное действие с повышением температуры. Это свидетельствует о том, что защитный эффект некоторых ингибиторов коррозии обеспечивается прочной связью своих полярных молекул с поверхностью металла по хемосорбционному механизму. [c.214]

    Представление о том, что полярность молекул зависит от их геометрии и от полярности связей, легко усваивается всеми студентами. Раздел, посвященный молекулярной спектроскопии, может быть обсужден подробно, пройден бегло или вообще опущен без ущерба для непрерывности курса. [c.577]

    Химическое строение. Различие в химических свойствах используемых для получения мембран полимерных материалов может быть сведено к разнице в полярности молекул и их размеров. Полярность, которая с физической точки зрения характеризует неравномерность распределения электронных облаков, на химическом уровне количественно описывается такими показателями, как плотность заряда, дипольный момент и способность к образованию водородной связи. Хотя ионы и можно классифицировать как крайний случай полярных частиц, наиболее часто на практике их рассматривают отдельно. [c.65]

    Двухатомные неполярные молекулы типа Нг, О2 и другие не имеют ИК- и МВ-спектров поглощения и испускания, так как их диполь-ные моменты равны нулю. Спектры полярных молекул связаны с изменением дипольного момента. В самом деле, если величина р = onst, ее можно вынести за знак интеграла в (43.6), и в силу [c.144]

    Водородные связи возникают между полярными молекулами. Связь возникает между электрон-избыгочным (электроотрицательным) атомом одной молекулы и водородом другой молекулы. [c.106]

    Авторы считают, что причиной сверхъяркости является накопление заряда на поверхности кристаллов ЭЛ в процессе его возбуждения, обусловленное адгезией полярных молекул связующего диэлектрика. Таким образом, этот эффект также свидетельствуег об активной роли связующего, применяемого в ЭЛК. [c.19]

    Разрыв ковалентной связи в молекулах газа обычно приводит к образованию двух нейтральных радикалов. Такие реакции называются атомными или гомолитическими. Разрыв ковалентной связи в молекуле может привести и к образованию двух противоположно заряженных ионов. Такие процессы называются гетвролитическими и почти не наблюдаются в газах, но очень характерны для растворов. Объясняется это тем, что гетеро-литический распад в газах требует затраты большой энергии на преодоление взаимного электростатического притяжения ионов. В растворах же большие диэлектрические проницаемости многих растворителей заметно понижают электростатическое притяжение ионов, поэтому энергия гетеролитического разрыва ковалентной связи может стать ниже энергии гомоли-тического разрыва. Кроме того, гетеролитическому распаду способствует поляризация диссоциирующей связи под действием электрических полей полярных молекул растворителя. [c.84]

    На температуры плавления и кипения также оказывают влияние другие силы межмолекулярного взаимодействияь связанные с полярностью молекул. Если два атома связаны друг с другом ковалентной связью в ре- [c.24]

    Если два атома отличаются по присущей им способности притягивать электроны, т. е. по электроотрицательности, то электронная пара, при помощи которой между ними создается химическая связь, смещается в сторону атома с большей электроотрицательностью и на нем возникает отрицательный заряд, а на другом атоме-положительный заряд. Такие связи и молекулы, в которых они имеются, называются полярными. Полярные молекулы не только притягиваются лруг к другу, но и могут притягивать к себе положительные или отрицательные ионы. Температуры кипения и плавления веществ с полярными молекулами выше, чем можно ожидать, судя только по величине вандерваальсовых сил притяжения, поскольку полярность молекул обусловливает появление дополнительных сил межмолекулярного притяжения. [c.52]

    Таким образом, полярные молекулы обладают диполями связей, векторная сумма которых дает отличный от нуля дипольный момент. Неполярные. молекулы имеют либо чисто ковалентные связи (равномерное обобществление связывающих JJi к гроНишХ лиоо дипсли Солзе", кс [c.582]

    При образовании диполь-Ъипольных связей между полярными молекулами растворенного вещества и полярными молекулами растворителя высвобождается энергия [c.622]

    Полярные растворители растворяют полярные молекулярные вещества благодаря диполь-дипольному взаимодействию. Энергия, высвобождаемая при образовании диполь-дипольных связей между полярными молекулами растворителя и растворенного вещества, достаточна для разрыва межмолекулярных связей в молекулярных кристаллах (рис. 14-21). Например, лед растворим в жидком аммиаке, но не в бензоле потому, что Nh4-полярная молекула, а gHj-неполярная. [c.623]

chem21.info

От чего зависит полярность молекулы » HimEge.ru

Когда молекула образована неполярными связями, она сама в целом тоже неполярна. Вообще, только одинаковые атомы образуют между собой совер­шенно неполярные ковалентные связи. В противном случае имеется хотя бы небольшое различие в электроотрицательностях, и ковалентная связь оказывается полярной. Таким образом, связи Н—Н и С—С — непо­лярные, а такие связи, как С=О, С—Сl и О—Н — полярные ковалентные связи.

Если же связи полярны, то полярность молеку­лы определяется ее формой (геометрией). Например, диоксид углерода СO2 представляет собой линейную молекулу (угол между связями 180°). Поэтому, хотя каждая связь из-за различия в электроотрицатель­ностях полярна, молекула в целом неполярна:

Строение молекулы СO2

Строение молекулы СO2

Концы молекулы заряжены отрицательно, а центр положительно. По­лярности обеих связей компенсируют друг друга, поэтому молекула неполярна.

В отличие от молекулы СО2 молекула воды имеет изогнутую форму, представляя собой треугольник. Угол между связями Н —О составляет 105 . Атом кислорода несет частичный отрицательный заряд, а атомы во­дорода — частичный положительный,и в целом молекула воды полярна:

полярность молекулы воды

Полярность молекулы воды

Строение молекулы воды

Строение молекулы воды

himege.ru