Cum se determină polaritatea unei conexiuni? Polaritate directă și inversă. Electronegativitatea

Orez. 32. Scheme ale moleculelor polare şi nepolare: a - moleculă polară; moleculă b-nepolară

Fiecare moleculă conține atât particule încărcate pozitiv - nuclee atomice, cât și particule încărcate negativ - electroni. Pentru fiecare tip de particulă (sau, mai precis, sarcină) se poate găsi un punct care va fi, parcă, „centrul lor electric de greutate”. Aceste puncte se numesc polii moleculei. Dacă centrele electrice de greutate ale sarcinilor pozitive și negative dintr-o moleculă coincid, molecula va fi nepolară. Acestea sunt, de exemplu, molecule H 2, N 2, formate din atomi identici, în care perechile comune de electroni aparțin în mod egal ambilor atomi, precum și multe molecule construite simetric cu legături atomice, de exemplu metan CH 4, tetraclorura CCl 4 .

Dar dacă molecula este construită asimetric, de exemplu, este formată din doi atomi diferiți, așa cum am spus deja, perechea comună de electroni poate fi deplasată într-o măsură mai mare sau mai mică în lateral.unul dintre atomi. Este evident că în acest caz, din cauza distribuției neuniforme a sarcinilor pozitive și negative în interiorul moleculei, centrele lor electrice de greutate nu vor coincide și rezultatul va fi o moleculă polară (Fig. 32).

Moleculele polare sunt

Moleculele polare sunt dipoli. Acest termen desemnează în general orice sistem neutru din punct de vedere electric, adică un sistem format din sarcini pozitive și negative distribuite în așa fel încât centrele lor electrice de greutate să nu coincidă.

Distanța dintre centrele de greutate electrice ale acestor sarcini și ale altor sarcini (între polii dipolului) se numește lungimea dipolului. Lungimea dipolului caracterizează gradul de polaritate al moleculei. Este clar că lungimea dipolului este diferită pentru diferite molecule polare; Cu cât este mai mare, cu atât polaritatea moleculei este mai pronunțată.

Orez. 33. Scheme ale structurii moleculelor de CO2 și CS2

În practică, gradul de polaritate al anumitor molecule este determinat prin măsurarea așa-numitului moment dipol al moleculei m, care este definit ca produsul lungimii dipolului. l la sarcina stâlpului său e:

t =l e

Mărimile momentelor dipolare sunt asociate cu anumite proprietăți ale substanțelor și pot fi determinate experimental. Ordin de mărime Tîntotdeauna 10 -18, deoarece sarcina electrică

tronul este egal cu 4,80 10 -10 unități electrostatice, iar lungimea dipolului este o valoare de același ordin cu diametrul moleculei, adică 10 -8 cm. Mai jos sunt momentele dipolare ale moleculelor unor substanțe anorganice.

Momentele dipolare ale unor substanțe

T 10 18

. . . .. …….. 0

Apă……. 1,85

. . . ………..0

Acid clorhidric……. 1.04

Dioxid de carbon…….0

Bromură. …… 0,79

Disulfură de carbon…………0

Iodură de hidrogen…….. 0,38

Hidrogen sulfurat………..1.1

Monoxid de carbon……. 0,11

Dioxid de sulf. . . ……1.6

Acidul cianhidric……..2.1

Determinarea valorilor momentelor dipolare permite să se tragă multe concluzii interesante cu privire la structura diferitelor molecule. Să ne uităm la câteva dintre aceste constatări.

Orez. 34. Schema structurii unei molecule de apă

După cum ar fi de așteptat, momentele dipolare ale moleculelor de hidrogen și azot sunt zero; moleculele acestor substanţe sunt completsunt simetrice și, prin urmare, sarcinile electrice din ele sunt distribuite uniform. Lipsa de polaritate a dioxidului de carbon și a disulfurei de carbon arată că moleculele lor sunt, de asemenea, construite simetric. Structura moleculelor acestor substanțe este prezentată schematic în Fig. 33.

Oarecum neașteptată este prezența unui moment dipol destul de mare lângă apă. Deoarece formula apei este similară cu formulele dioxidului de carbon

și disulfură de carbon, ne-am aștepta ca moleculele sale să fie construite în același modsimetric, ca și moleculele CS2 și CO2.

Cu toate acestea, având în vedere polaritatea stabilită experimental a moleculelor de apă (polaritatea moleculelor), această presupunere trebuie eliminată. În prezent, molecula de apă este creditată cu o structură asimetrică (Fig. 34): doi atomi de hidrogen sunt legați de un atom de oxigen, astfel încât legăturile lor formează un unghi de aproximativ 105°. Locație similară nuclee atomice se găseşte şi în alte molecule de acelaşi tip (H 2 S, SO 2) care au momente dipolare.

Polaritatea moleculelor de apă explică multe dintre proprietățile sale fizice.

O moleculă este polară dacă centrul sarcinii negative nu coincide cu centrul sarcinii pozitive. O astfel de moleculă este un dipol: două sarcini de mărime egală și semn opus sunt separate în spațiu.

Un dipol este de obicei reprezentat de simbolul în care săgeata indică de la capătul pozitiv al dipolului la capătul negativ. Molecula are un moment dipol, care este egal cu cantitatea de sarcină înmulțită cu distanța dintre centrele sarcinilor:

Momentele dipolare ale moleculelor pot fi măsurate; Unele valori găsite sunt date în tabel. 1.2. Mărimea momentelor dipolare servește ca măsură a polarității relative a diferitelor molecule.

Tabelul 1.2 (vezi scanare) Momente dipol

Nu există nicio îndoială că moleculele sunt polare dacă numai legăturile din ele sunt polare. Vom lua în considerare polaritatea legăturilor, deoarece polaritatea unei molecule poate fi considerată ca suma polarităților legăturilor individuale.

Molecule precum acestea au un moment dipolar de zero, adică sunt nepolare. Doi atomi identici din oricare dintre moleculele de mai sus au, desigur, aceeași electronegativitate și posedă în mod egal electroni; sarcina este zero și, prin urmare, momentul dipolar este, de asemenea, zero.

Molecula de tip are un moment dipol mare Deși molecula de fluorură de hidrogen este mică, fluorul electronegativ atrage puternic electronii; deși distanța este mică, sarcina este mare și, prin urmare, momentul dipolului este de asemenea mare.

Metanul și tetraclorura de carbon au momente dipol zero. Legăturile individuale, cel puțin în tetraclorura de carbon, sunt polare: totuși, datorită simetriei aranjamentului tetraedric, se anulează reciproc (Fig. 1.9). În clorura de metil, polaritatea legăturii carbon-clor nu este compensată, iar momentul dipol al clorurii de metil este. Astfel, polaritatea moleculelor depinde nu numai de polaritatea legăturilor individuale, ci și de direcția acestora, adică de forma. a moleculei.

Momentul dipol al amoniacului este egal cu. Poate fi considerat ca fiind momentul dipol total (suma vectorială) a celor trei momente ale legăturilor individuale având direcția prezentată în figură.

Orez. 1.9. Momentele dipolare ale unor molecule. Polaritatea legăturilor și a moleculelor.

În mod similar, putem considera momentul dipol al apei, egal cu

Ce moment dipol ar trebui să fie de așteptat pentru trifluorura de azot, care, ca și amoniacul, are o structură piramidală? Fluorul este cel mai electronegativ element și, desigur, atrage puternic electroni din azot; prin urmare, legăturile azot-fluor trebuie să fie foarte polare, iar suma lor vectorială trebuie să fie mare - semnificativ mai mare decât pentru amoniac cu legăturile sale nu foarte polare.

Ce oferă experimentul? Momentul dipol al trifluorurii de azot este doar egal cu Este semnificativ mai mic decât momentul dipol al amoniacului.

Cum să explic acest fapt? Discuția de mai sus nu a luat în considerare perechea singură de electroni. B (ca în această pereche ocupă un -orbital și contribuția sa la momentul dipol ar trebui să aibă direcția opusă față de momentul total al legăturilor azot-fluor (Fig. 1.10); aceste momente de semn opus au, evident, aproximativ aceleași valoare și, ca urmare, există un mic moment de dipol, a cărui direcție este necunoscută Perechile singure de electroni ar trebui să contribuie la momentele dipolare ale apei și, desigur, la orice alte molecule în care sunt prezente.

Pe baza valorilor momentelor dipolare, se pot obține informații valoroase despre structura moleculelor. De exemplu, orice structură de tetraclorură de carbon care are ca rezultat o moleculă polară poate fi exclusă numai pe baza mărimii momentului dipol.

Orez. 1.10. Momentele dipolare ale unor molecule. Contribuția unei perechi singure de electroni. Momentul dipol cauzat de o pereche de electroni singuratică are o direcție opusă direcției vectorului total al momentelor de legătură.

Astfel, momentul dipol confirmă structura tetraedrică a tetraclorurii de carbon (deși nu o dovedește, deoarece sunt posibile alte structuri care ar produce și o moleculă nepolară).

Problema 1.4. Care dintre cele două structuri posibile de mai jos ar avea, de asemenea, un moment dipolar de zero? a) Carbonul este situat în centrul pătratului, la colțurile căruia se află atomi de clor, b) Carbonul este situat în vârful piramidei tetraedrice, iar atomii de clor sunt în colțurile bazei.

Problema 1.5. Deși legăturile carbon-oxigen și bor-fluor trebuie să fie polare, momentul dipolar al compușilor este zero. Propuneți un aranjament de atomi pentru fiecare compus care produce un moment dipol zero.

Pentru majoritatea compușilor, momentul dipol nu a fost niciodată măsurat. Polaritatea acestor compuși poate fi prezisă pe baza structurii lor. Polaritatea legăturilor este determinată de electronegativitatea atomilor; Dacă unghiurile dintre legături sunt cunoscute, atunci polaritatea moleculei poate fi determinată, luând în considerare și perechile de electroni nepereche.

Pe atomul de hidrogen este +0,17, iar pe atomul de clor -0,17.
Așa-numitele sarcini efective ale atomilor sunt cel mai adesea folosite ca măsură cantitativă a polarității legăturilor.

Sarcina efectivă este definită ca diferența dintre sarcina electronilor situati într-o regiune a spațiului din apropierea nucleului și sarcina nucleului. Cu toate acestea, această măsură are doar o semnificație [relativă] condiționată și aproximativă, deoarece este imposibil să se identifice fără ambiguitate o regiune dintr-o moleculă care se referă exclusiv la un atom individual și, în cazul mai multor legături, la o legătură specifică.

Prezența unei sarcini efective poate fi indicată prin simboluri ale sarcinilor pe atomi (de exemplu, H δ+ - Cl δ−, unde δ este o anumită fracțiune a sarcinii elementare) O − = C 2 + = O − (\displaystyle (\stackrel (-)(\mbox(O)))=(\stackrel (2+)(\mbox(C)))=(\stackrel (-)( \mbox(O))))(O δ− =C 2δ+ =O δ−), H δ+ -O 2δ− -H δ+ .

Aproape toate legăturile chimice, cu excepția legăturilor din moleculele homonucleare diatomice, sunt polare într-un grad sau altul. Legăturile covalente sunt de obicei slab polare. Legăturile ionice sunt extrem de polare.

YouTube enciclopedic

1 / 5

✪ Legături ionice, covalente și metalice

✪ Tipuri de legături chimice. Partea 1.

✪ Chimie. Legatura chimica. Legătura covalentă și caracteristicile sale. Centrul de învățare online Foxford

✪ LEGĂTURA CHIMĂ Polaritate Lungime Hidrogen ionic covalent OGE Examen de stat unificat CHIMIE 2017 Sarcina 3

✪ Chimie. Legătura chimică covalentă în compuși organici. Centrul de învățare online Foxford

Subtitrări

Încărcare eficientă

Valorile sarcinilor relative efective obținute diverse metode(spectroscopie optică, RMN, bazat tot pe calcule chimice cuantice) pot diverge. Cu toate acestea, valorile disponibile ale lui δ indică faptul că atomii din compușii cu sarcini mari nu au [corespunzător sarcinii absolute electron] și nu există compuși pur ionici.

Dipoli instantanei și induși.

O moleculă este un sistem dinamic în care există mișcare constantă a electronilor și vibrație a nucleelor. Prin urmare, distribuția taxelor în ea nu poate fi strict constantă. De exemplu, molecula de Cl 2 este clasificată ca nepolară: valoarea momentului său dipol electric este zero. Cu toate acestea, la fiecare moment dat are loc o deplasare temporară a sarcinilor către unul dintre atomii de clor: Cl δ+ → Cl δ− sau Cl δ− ← Cl δ+ cu formarea microdipoli instantanei. Deoarece o astfel de deplasare a sarcinilor către oricare dintre atomi este la fel de probabilă, distribuția medie a sarcinilor corespunde exact cu valoarea medie zero a momentului dipol.
Pentru moleculele polare, valoarea momentului dipol la un moment dat este puțin mai mare sau puțin mai mică decât valoarea sa medie. Direcția și mărimea dipolului instantaneu sunt supuse fluctuațiilor continue ale momentului dipolului permanent. Astfel, orice moleculă nepolară și polară (și un atom din ea) poate fi considerată ca un set de microdipoli periodici instantanei care se schimbă foarte repede în mărime și direcție.

În spațiul din jurul nucleelor ​​în comparație cu distribuția densității electronilor în atomii neutri care formează o legătură dată.

Așa-numitele sarcini efective ale atomilor sunt folosite ca măsură cantitativă a polarității legăturilor.

Sarcina efectivă este definită ca diferența dintre sarcina electronilor situati într-o regiune a spațiului din apropierea nucleului și sarcina nucleului. Cu toate acestea, această măsură are doar un sens condiționat și aproximativ, deoarece este imposibil să se identifice fără ambiguitate o regiune dintr-o moleculă care se referă exclusiv la un atom individual și, în cazul mai multor legături, la o legătură specifică.

Prezența unei sarcini efective poate fi indicată prin simboluri ale sarcinilor pe atomi (de exemplu, H + δ - Cl − δ, unde δ este o anumită fracțiune a sarcinii elementare).

Aproape toate legăturile chimice, cu excepția legăturilor din moleculele homonucleare diatomice, sunt polare într-un grad sau altul. Legăturile covalente sunt de obicei slab polare. Legăturile ionice sunt extrem de polare.

Vezi de asemenea

Surse

Fundația Wikimedia.

• 2010.
• săgeată polară

Expediții polare

Vedeți ce înseamnă „Polaritatea legăturilor chimice” în alte dicționare: Polaritatea legăturilor chimice - caracteristic legătură chimică

(Vezi Legătura chimică), care arată redistribuirea densității electronilor în spațiul din apropierea nucleelor ​​în comparație cu distribuția inițială a acestei densități în atomii neutri care formează această legătură.... ... Polaritate

- Wikționar are un articol „polaritate” Polaritate (← lat. polaris ← ... Wikipedia Legatura chimica

- ... Wikipedia Moleculă

- Diagrama legăturilor covalente dintre atomi dintr-o moleculă de oxigen ... Wikipedia valență (chimică) - Valența (din latină valentia ≈ putere), capacitatea unui atom de a forma legături chimice. O măsură cantitativă a puterii este de obicei considerată a fi numărul de alți atomi dintr-o moleculă cu care un anumit atom formează legături. V. este unul dintre conceptele fundamentale... ...

Marea Enciclopedie Sovietică- I Valence (din latină valentia force) este capacitatea unui atom de a forma legături chimice. O măsură cantitativă a puterii este de obicei considerată a fi numărul de alți atomi dintr-o moleculă cu care un anumit atom formează legături. V. unul dintre fundamentalele... ... - Valența (din latină valentia ≈ putere), capacitatea unui atom de a forma legături chimice. O măsură cantitativă a puterii este de obicei considerată a fi numărul de alți atomi dintr-o moleculă cu care un anumit atom formează legături. V. este unul dintre conceptele fundamentale... ...

regula octetului- Legături în dioxid de carbon (CO2) toți atomii sunt înconjurați de 8 electroni conform regulii octetului. Prin urmare, CO2 este o moleculă stabilă. Regula octetului (teoria octetului) a fost propusă de G. N. Lewis pentru a explica motivele ... ... Wikipedia

Chimie structurală- Secțiunea de chimie structurală, o zonă a chimiei care studiază relația dintre diferitele proprietăți fizice și fizico-chimice ale diferitelor substanțe cu acestea structura chimicași reactivitate. Chimia structurală ia în considerare nu numai geometria... ... Wikipedia

Electronegativitatea- (χ) fundamentală proprietate chimică atom, o caracteristică cantitativă a capacității unui atom dintr-o moleculă de a deplasa perechile de electroni comune spre sine. Conceptul modern de electronegativitate a atomilor a fost introdus de chimistul american L. Pauling.... ... Wikipedia

Izomerie- Nu trebuie confundat cu izomeria nucleelor ​​atomice. Izomerismul (din altă greacă ἴσος „egal”, și μέρος „part, parte”) un fenomen constând în existența compuși chimici(izomeri) identici ca compoziţie şi greutate moleculară, dar...... Wikipedia

În timpul educației legătură covalentăîntre atomi, spre deosebire de atomi, perechea de electroni de legătură se deplasează către atomul mai electronegativ. Acest lucru duce la polarizarea moleculelor, astfel încât toate moleculele diatomice formate din elemente diferite se dovedesc a fi polare într-un grad sau altul. În moleculele mai complexe, polaritatea depinde și de geometria moleculei. Pentru ca polaritatea să apară, este necesar ca centrele de distribuție a sarcinilor pozitive și negative să nu coincidă.

În molecula de CO 2, legăturile carbon-oxigen sunt polare, iar atomul de carbon are o anumită sarcină pozitivă, iar fiecare dintre atomii de oxigen are aceeași sarcină negativă. În consecință, centrul sarcinii pozitive este concentrat pe atomul de carbon. Deoarece atomii de oxigen sunt localizați pe aceeași linie dreaptă, dar ambele părți ale atomului de carbon (molecula liniară) sunt la distanțe egale, sarcina pozitivă este neutralizată. Astfel, în ciuda polarității fiecărei legături în CO, întreaga moleculă în ansamblu este nepolară și motivul pentru aceasta este

Orez. 434. Exemple de structura și polaritatea moleculelor sunt structura sa liniară. Dimpotrivă, molecula S=C=0 este polară, deoarece legăturile carbon-sulf și carbon-oxigen au lungimi diferite și polarități diferite. În fig. Figura 4.34 prezintă structurile și polaritățile unor molecule.

Din exemplele de mai sus rezultă că dacă atomii sau grupurile de atomi atașați atomului central sunt identici sau situati simetric față de acesta (structură liniară, triunghiulară plată, tetraedrice și alte structuri), atunci molecula va fi nepolară. Dacă la atomul central sunt atașate grupări inegale sau există o aranjare asimetrică a grupurilor, atunci moleculele sunt polare.

Important atunci când luați în considerare legături polare are o sarcină eficientă asupra atomilor din moleculă. De exemplu, în molecula HC1 norul de electroni de legătură este deplasat către atomul de clor mai electronegativ, drept urmare sarcina nucleului de hidrogen nu este compensată, iar pe atomul de clor densitatea electronilor devine excesivă în comparație cu sarcina de nucleul acestuia. Prin urmare, atomul de hidrogen este polarizat pozitiv, iar atomul de clor este polarizat negativ. Atomul de hidrogen are o sarcină pozitivă, iar atomul de clor are o sarcină negativă. Această sarcină 8, numită sarcină efectivă, este de obicei stabilită experimental. Deci, pentru hidrogen 8 H = +0,18, iar pentru clor 5 C, = -0,18 sarcină electronică absolută, ca urmare a căreia legătura din molecula HC1 este de 18% de natură ionică (adică, gradul de ionicitate este 0,18 ) .

Deoarece polaritatea legăturii depinde de gradul de deplasare a perechii de electroni de legătură către un element mai electronegativ, trebuie luate în considerare următoarele:

• a) electronegativitate (EO) - nu strict mărime fizică, care poate fi determinat direct experimental;
• b) valoarea electronegativității nu este constantă, ci depinde de natura celuilalt atom de care atomul este legat;
• c) același atom dintr-o legătură chimică dată poate funcționa uneori atât ca electropozitiv, cât și ca electronegativ.

Datele experimentale sugerează că elementelor li se pot atribui valori relative de electronegativitate (REV), a căror utilizare permite să se judece gradul de polaritate a legăturii dintre atomi dintr-o moleculă (a se vedea, de asemenea, paragrafele 3.6 și 4.3).

Într-o moleculă formată din doi atomi, cu cât OEO al unuia dintre ei este mai mare, cu atât polaritatea legăturii covalente este mai mare, prin urmare, pe măsură ce OEO al doilea element crește, gradul de ionicitate al compusului crește.

Pentru a caracteriza reactivitatea moleculelor este importantă nu numai natura distribuției densității electronice, ci și posibilitatea modificării acesteia sub influența influențelor externe. O măsură a acestei schimbări este polarizabilitatea legăturii, adică. capacitatea sa de a deveni polar sau chiar mai polar. Polarizarea conexiunii are loc atât sub influența externă câmp electricși sub influența unei alte molecule care este partener de reacție. Rezultatul acestor influențe poate fi polarizarea conexiunii, însoțită de ruptura completă a acesteia. În acest caz, perechea de electroni de legătură rămâne cu atomul mai electronegativ, ceea ce duce la formarea de ioni diferiți. Acest tip de clivaj legăturii se numește teterolitic. De exemplu:

În exemplul de mai sus de scindare asimetrică a legăturii, hidrogenul este eliminat sub forma unui ion H +, iar perechea de electroni de legătură rămâne cu clorul, astfel că acesta din urmă se transformă în anionul C1.

Pe lângă acest tip de scindare a legăturilor, este posibilă și o scindare simetrică, atunci când nu se formează ioni, ci atomi și radicali. Acest tip de scindare a legăturilor se numește homolitic.