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:
| |
| |
| |
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
Электроотрицательность атомов элементов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы. Полярность химической связи,полярность молекул и ионов.
Электроотрицательность (э.о.)- это способность атома смещать к себе электронные пары.
Мерой э.о. является энергия равняя арифметически ½ сумме энергии ионизации I и энергии сходства к электронц Е
Э.О. = ½ (I+E)
Относительная электроотрицательность. (ОЭО)
Фтору как самому сильному э.о элементу присваивается значение 4.00 относительно которого рассматриваются остальные элементы.
Изменения в периодах и группах Периодической системы.
Внутри периодов с увеличением заряда ядра слева направо увеличивается электроотрицательность.
Наименьшее значение наблюдается у щелочных и щелочноземельных металлов.
Наибольшее - у галогенов.
Чем выше электроотрицательность, тем сильнее у элементов выражены неметаллические свойства.
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. Л. Полинг использовал понятие электроотрицательности для объяснения того факта, что энергия гетероатомной связи A-B (A, B - символы любых химических элементов) в общем случае больше среднего геометрического значения гомоатомных связей A-A и B-B.
Самое выское значение э.о. у фтора,а самое низкое –цезий.
Теоретическое определение электроотрицательности было предложено американским физиком Р. Малликеном. Исходя из очевидного положения о том, что способность атома в молекуле притягивать к себе электронный заряд зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону, Р. Малликен ввёл представление об электроотрицательности атома А как о средней величине энергии связи наружных электронов при ионизации валентных состояний (например, от А− до А+) и на этой основе предложил очень простое соотношение для электроотрицательности атома:
где J1A и εA - соответственно энергия ионизации атома и его сродство к электрону.
Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности, от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселённости, т. е. от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остаётся необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.Одним из наиболее развитых в настоящее время подходов является подход Сандерсона. В основу этого подхода легла идея выравнивания электроотрицательностей атомов при образовании химической связи между ними. В многочисленных исследованиях были найдены зависимости между электроотрицательностями Сандерсона и важнейшими физико-химическими свойствами неорганических соединений подавляющего большинства элементов периодической таблицы. Очень плодотворной оказалась и модификация метода Сандерсона, основанная на перераспределении электроотрицательности между атомами молекулы для органических соединений.
2)Полярность химической связи, полярность молекул и ионов.
То,что есть в конспекте и в учебнике-Полярность связана с дипольным моментом.Проявляется в результате смещения общей электронной пары к одному из атомов.Полярность так же зависит от разности электроотрицательности связываемых атомов.Чем выше значение э.о. двух атомов,тем более полярной является хим.связь между ними.В зависимости от того,как происходит перераспределение электронной плотности при образовании химической связи,различают несколько ее типов.Предельный случай поляризации хим.связи – полный переход от одного атома к другому.
При этом образуется два иона, между которыми возникает ионная связь.Для того чтобы два атома смогли создать ионную связь,необходимо, чтобы их э.о. очень сильно различались.Если э.о. равны,то образуется неполярная ковалентная связь.Чаще всего встречается полярная ковалентная связь- она образуется между любыми атомами,имеющими разное значение э.о.
Количественной оценкой полярности связи могут служить эффективные заряды атомов.эффективный заряд атома характерезует разность между числом электоронов,принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома.атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее,поэтому электроны оказываются ближе к нему,и он получает некоторый отрицательный заряд,который называют эффективным,а у его партнера появляется такой же положительный эффективный заряд.Если электроны,образующие связь между атомами, принадлежат им в равной степени,эффективные заряяды равны нулю.
Для двухатомных молекул охарактеризовать полярность связи и определить эффективные заряды атомов можно на основе измерения дипольного момента M=q*r где q-заряд полюса диполя,равный для двухатомной молекулы эффективному заряду, r-межъядерное расстояние.Диполный момент связи является векторной величиной. Он направлен от положительно зарядной части молекулы к ее отрицательной части.Эффектичный заряд на атоме элемента не совпадает со степенью окисления.
Полярность молекул в значительной мере определяет свойства веществ. Полярные молекулы поворачиваются друг к другу разноимённо заряженными полюсами, и между ними возникает взаимное притяжение. Поэтому вещества, образованные полярными молекулами, имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем вещества, молекулы которых неполярны.
Жидкости, молекулы которых полярны, имеют более высокую растворяющую способность. При этом чем больше полярность молекул растворителя, тем выше растворимость в ней полярных или ионных соединений. Эта зависимость объясняется тем, что полярные молекулы растворителя за счет диполь-дипольного или ион-дипольного взаимодействия с растворяемым веществом способствуют распаду растворяемого вещества на ионы. Например, раствор хлороводорода в воде, молекулы которой полярны, хорошо проводит электрический ток. Раствор хлороводорода в бензоле не обладает заметной электропроводностью. Это указывает на отсутствие ионизации хлороводорода в бензольном растворе, так как молекулы бензола неполярны.
Ионы, подобно электрическому полю, оказывают поляризующее действие друг на друга. При встрече двух ионов происходит их взаимная поляризация, т.е. смещение электронов внешних слоев относительно ядер. Взаимная поляризация ионов зависит от зарядов ядра и иона, радиуса иона и других факторов.
Внутри групп э.о. уменьшается.
Металлические свойства элементов возрастают.
Металлические элементы на внешнем энергетическом уровне содержат 1,2,3 электрона и характеризуются низким значением ионизационных потенциалов и э.о. потому что металлы проявляют выраженную тенденцию к отдаче электронов.
Неметаллические элементы отличаются более высоким значением энергии ионизации.
По мере заполнения наружной оболочки у неметаллов внутри периодов уменьшается радиус атомов. На внешней оболочке число электронов равно 4,5,6,7,8.
Полярность химической связи. Полярность молекул и ионов.
Полярность химической с вязи – определяется смещением связей электронной пары к одному из атомов.
Химическая связь возникает за счет перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего возникает устойчивая электронная конфигурация благородного газа, за счет образования ионов или образования общих электронных пар.
Химическая связь характеризуется энергией и длиной.
Мерой прочности связи служит энергия, затрачиваемая на разрушение связи.
Например. Н – Н = 435 кДжмоль-1
Электроотрицательность атомово элементов
Электроотрицательность - химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны от атомов других элементов.
Относительная электроотрицательность
Первой и наиболее известной шкалой относительной электроотрицательности является шкала Л.Полинга, полученная из термохимических данных и предложенная в 1932 г. За начало отсчета в этой шкале произвольно принята величина электроотрицательности наиболее электроотрицательного элемента фтора, (F) = 4,0.
Элементы VIII группы периодической системы (благородные газы) имеют нулевую электроотрицательность;
Условной границей между металлами и неметаллами считается значение относительной электроотрицательности равное 2.
Электроотрицательность элементов периодической системы, как правило, последовательно возрастает слева направо в каждом периоде. В пределах каждой группы, за несколькими исключениями, электроотрицательность последовательно убывает сверху вниз. С помощью электроотрицательностей можно охарактеризовать химическую связь.
Связи с меньшей разностью электроотрицательностей атомов относят к полярным ковалентным связям. Чем меньше разность электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем меньше степень ионности этой связи. Нулевая разность электроотрицательностей атомов указывает на отсутствие ионного характера у образованной ими связи, т. е. на ее сугубую ковалентность.
Полярность химической связи, полярность молекул и ионов
Полярность химических связей, характеристика химической связи, показывающая перераспределение электронной плотности в пространстве вблизи ядер по сравнению с исходным распределением этой плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь.
Практически все химические связи, за исключениям связей в двухатомных гомоядерных молекулах - в той или иной степени полярны. Обычно ковалентные связи слабо полярны, ионные связи сильно полярны.
Например:
ковалентная неполярная: Cl2, O2, N2, H2,Br2
ковалентная полярная: H2O, SO2, HCl, NH3 и т.д.
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.
Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную . В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, или электронное облако связи, распределяется в пространстве симметрично относительно обоих атомов. Примером являются двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного элемента: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 и другие, в которых электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам. В случае полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3 и другие.
Относительная электроотрицательность атомов
Электрические центры положительных и отрицательных зарядов в молекуле не совпадают в одной точке, а находятся на некотором расстоянии ℓ.
Полярная молекула с постоянным электрическим моментом диполя
Молекула при общей нейтральности представляет собой электрический диполь с зарядом q - – у атома хлора и q + - у атома водорода. Такие связи и молекулы называются полярными . Заряды атомов в молекуле q называются эффективными зарядами (в молекуле HCl q cl = -0,18; а q н = +0,18 абсолютного заряда электрона, степень ионности связи
Мера полярности связи и молекулы – электрический момент диполя (μ – «мю») определяется произведением
μ = qℓ, Кл∙м или μ = qℓ/3,33∙10 -30 , Д
где q – эффективный заряд; ℓ - длина диполя. Единица электрического момента диполя (система СИ) выражается значением 3,33∙10 -30 Кл∙м (кулон-метр) = 1Д (Д - Дебай).
Электрический момент диполя – векторная величина. Направление его условно принимают от положительного заряда к отрицательному – в сторону смещения связующего электронного облака. Чем больше разность электроотрицательностей элементов в полярных молекулах, тем больше электрический момент диполя.
Для многоатомных молекул следует различать понятия о дипольных моментах отдельных связей и молекулы в целом. Поскольку при наличии нескольких связей в молекуле их дипольные моменты складываются по правилу параллелограмма, то в зависимости от формы молекулы, определяемой направленностью связей, результирующий дипольный момент отличается от дипольных моментов отдельных связей и в частном случае (для высокосимметричных молекул) может быть равен нулю, несмотря на значительную полярность отдельных связей. Например, линейная молекула СО 2 неполярна (μ = 0), хотя каждая связь С=О имеет значительный дипольный момент (μ = 2,7 Д).
2,7 Д 2,7 д
Молекулы, содержащие неполярную ковалентную связь, называются неполярными или гомеополярными . У таких молекул связующее электронное облако распределяется симметрично между ядрами обоих атомов, и ядра в равной мере действуют на него. Примером могут служить молекулы простых веществ, состоящие из атомов одного элемента: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 и другие. Электрический момент диполя таких молекул равен нулю.
Способность молекул (и отдельных связей) поляризоваться под влиянием внешнего электрического поля называется поляризуемостью . Это может происходить и под влиянием поля, создаваемого приблизившейся полярной молекулой. Поэтому поляризуемость имеет большое значение в химических реакциях.
Всегда важно учитывать полярность молекулы и ее электрический момент диполя. С последним связана реакционная способность веществ. Как правило, чем больше электрический момент диполя молекулы, тем выше реакционная способность вещества. С электрическим моментом диполя связана также и растворимость веществ. Полярные молекулы жидкостей благоприятствуют электрической диссоциации растворенных в них электролитов по принципу «подобное растворяется в подобном».
Узнаем сегодня, как определить полярность связи и зачем это нужно. Раскроем физический смысл рассматриваемой величины.
Химия и физика
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
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 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
Почему возникает полярность
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
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, О 2), 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
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
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 (H 2 SO 4), 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 H 2 O 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
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 H 2 O, 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, 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.
