Molecule polare și nepolare. Electronegativitatea

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. Valorile momentelor dipolare servesc drept măsură polaritatea relativă diverse 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.

Când se formează o legătură covalentă între atomi diferiți, 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.

Încărcarea efectivă a atomilor din moleculă este importantă atunci când se iau în considerare legăturile polare. 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 legăturilor are loc atât sub influența unui câmp electric extern, cât și 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.

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.

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 totul legături 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

✪ Ionice, covalente și conexiune metalica

✪ 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.

Electronegativitatea atomilor elementelor. Electronegativitate relativă. Modificări ale perioadelor și grupelor din Tabelul Periodic. Polaritatea legăturilor chimice, polaritatea moleculelor și ionilor.

Electronegativitatea (e.o.) este capacitatea unui atom de a deplasa perechile de electroni spre sine.
Meroy e.o. este energia egală aritmetic cu ½ din suma energiei de ionizare I și a energiei de afinitate electronică E
E.O. = ½ (I+E)

Electronegativitate relativă. (OEO)

Fluorului, ca cel mai puternic element EO, i se atribuie o valoare de 4,00 față de care sunt luate în considerare alte elemente.

Modificări în perioade și grupe ale Sistemului Periodic.

În anumite perioade, pe măsură ce sarcina nucleară crește de la stânga la dreapta, electronegativitatea crește.

Cel mai puţin valoarea se observă pentru metalele alcaline și alcalino-pământoase.

Cel mai grozav- pentru halogeni.

Cu cât electronegativitatea este mai mare, cu atât sunt mai pronunțate proprietățile nemetalice ale elementelor.

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. L. Pauling a folosit conceptul de electronegativitate pentru a explica faptul că energia heteroatomică Conexiuni A-B(A, B - simboluri ale oricărui elemente chimice) este în general mai mare decât valoarea medie geometrică a homoatomiei Conexiuni A-Ași B-B.

Cea mai mare valoare a e.o. fluor, iar cel mai scăzut este cesiu.

Definiția teoretică a electronegativității a fost propusă de fizicianul american R. Mulliken. Pe baza propoziției evidente că capacitatea unui atom dintr-o moleculă de a atrage o sarcină electronică depinde de energia de ionizare a atomului și de afinitatea sa electronică, R. Mulliken a introdus ideea electronegativității atomului A ca valoare medie. a energiei de legare a electronilor exteriori în timpul ionizării stărilor de valență (de exemplu, de la A− la A+) și pe această bază a propus o relație foarte simplă pentru electronegativitatea unui atom:

unde J1A și εA sunt energia de ionizare a atomului și, respectiv, afinitatea lui electronică.
Strict vorbind, unui element nu i se poate atribui electronegativitate constantă. Electronegativitatea unui atom depinde de mulți factori, în special de starea de valență a atomului, starea formală de oxidare, numărul de coordonare, natura liganzilor care formează mediul atomului în sistemul molecular și unele alţii. Recent, așa-numita electronegativitate orbitală este din ce în ce mai folosită pentru a caracteriza electronegativitatea, în funcție de tipul de orbital atomic implicat în formarea unei legături și de populația sa de electroni, adică dacă orbitalul atomic este ocupat de o pereche de electroni singuratică, ocupat individual de un electron nepereche sau este vacant. Dar, în ciuda dificultăților cunoscute în interpretarea și determinarea electronegativității, rămâne întotdeauna necesar pentru o descriere calitativă și o predicție a naturii legăturilor dintr-un sistem molecular, inclusiv energia de legare, distribuția electronică a sarcinii și gradul de ionicitate, constanta de forță etc. dintre cele mai dezvoltate în Abordarea actuală este abordarea Sanderson. Această abordare se bazează pe ideea egalizării electronegativității atomilor în timpul formării unei legături chimice între ei. Numeroase studii au găsit relații între electronegativitățile Sanderson și cele mai importante proprietăți fizice și chimice compuși anorganici marea majoritate a elementelor din tabelul periodic. O modificare a metodei lui Sanderson, bazată pe redistribuirea electronegativității între atomii moleculei pentru compuși organici, s-a dovedit a fi, de asemenea, foarte fructuoasă.

2) Polaritatea legăturilor chimice, polaritatea moleculelor și ionilor.

Ceea ce este în abstract și în manual - Polaritatea este asociată cu momentul dipolului. Se manifestă ca urmare a deplasării unei perechi de electroni comune la unul dintre atomi . Cu cât este mai mare valoarea e.o. doi atomi, cu atât legătura chimică dintre ei este mai polară În funcție de modul în care densitatea electronică este redistribuită în timpul formării unei legături chimice, se disting mai multe tipuri la altul.

În acest caz se formează doi ioni între care se produce o legătură ionică Pentru ca doi atomi să poată crea o legătură ionică este necesar ca e.o. au fost foarte diferite Dacă e.o. sunt egale, atunci se formează o legătură covalentă nepolară sens diferit e.o.

Sarcinile efective ale atomilor pot servi ca evaluare cantitativă a polarității unei legături. Sarcina efectivă a unui atom este caracterizată prin diferența dintre numărul de electroni aparținând unui atom dat compus chimic, și numărul de electroni ai unui atom liber Atomul unui element mai electronegativ atrage electronii mai puternic, astfel încât electronii sunt mai aproape de el și primește o sarcină negativă, care se numește eficientă, iar partenerul său are același pozitiv. În cazul în care electronii care formează o legătură între atomi le aparțin în mod egal, sarcinile efective sunt zero.

Pentru moleculele diatomice, polaritatea legăturii poate fi caracterizată și sarcinile efective ale atomilor pot fi determinate pe baza măsurării momentului dipol M = q*r unde q este sarcina polului dipol, egală cu sarcina efectivă pt. o moleculă diatomică, r este distanța internucleară Momentul dipolar al legăturii este cantitatea vectorială. Este direcționată de la partea încărcată pozitiv a moleculei către partea sa negativă. Sarcina efectivă a unui atom al unui element nu coincide cu starea de oxidare.

Polaritatea moleculelor determină în mare măsură proprietățile substanțelor. Moleculele polare se întorc unele spre altele cu poli încărcați opus și între ele apare atracția reciprocă. Prin urmare, substanțele formate din molecule polare au mai multe temperaturi ridicate topindu-se și fierbinte decât substanțele ale căror molecule sunt nepolare.

Lichidele ale căror molecule sunt polare au o putere de dizolvare mai mare. Mai mult, cu cât polaritatea moleculelor de solvent este mai mare, cu atât este mai mare solubilitatea compușilor polari sau ionici din acesta. Această dependență se explică prin faptul că moleculele de solvent polar, datorită interacțiunilor dipol-dipol sau ion-dipol cu ​​solutul, contribuie la descompunerea solutului în ioni. De exemplu, o soluție de acid clorhidric în apă, ale cărei molecule sunt polare, conduce bine electricitatea. O soluție de clorură de hidrogen în benzen nu are o conductivitate electrică vizibilă. Acest lucru indică absența ionizării clorurii de hidrogen într-o soluție de benzen, deoarece moleculele de benzen sunt nepolare.

Ioni, ca câmp electric, au un efect de polarizare unul asupra celuilalt. Când doi ioni se întâlnesc, are loc polarizarea lor reciprocă, adică. deplasarea electronilor în straturile exterioare în raport cu nucleele. Polarizarea reciprocă a ionilor depinde de sarcinile nucleului și ale ionului, de raza ionului și de alți factori.

În cadrul grupurilor e.o. scade.

Proprietățile metalice ale elementelor cresc.

Elementele metalice la nivelul energetic exterior conțin 1,2,3 electroni și se caracterizează prin potențiale de ionizare scăzute și e.o. deoarece metalele prezintă o tendință puternică de a pierde electroni.
Elementele nemetalice au o energie de ionizare mai mare.
Pe măsură ce învelișul exterior al nemetalelor din interiorul perioadelor este umplut, raza atomilor scade. În învelișul exterior numărul de electroni este de 4,5,6,7,8.

Polaritatea unei legături chimice. Polaritatea moleculelor și ionilor.

Polaritatea unei legături chimice este determinată de deplasarea legăturilor unei perechi de electroni la unul dintre atomi.

O legătură chimică are loc datorită redistribuirii electronilor în orbitalii de valență, rezultând o configurație electronică stabilă a unui gaz nobil, datorită formării de ioni sau formării de perechi de electroni partajați.
O legătură chimică este caracterizată prin energie și lungime.
O măsură a rezistenței unei legături este energia cheltuită pentru a rupe legătura.
De exemplu. H – H = 435 kJmol-1

Electronegativitatea elementelor atomice
Electronegativitatea este o proprietate chimică a unui atom, o caracteristică cantitativă a capacității unui atom dintr-o moleculă de a atrage electroni din atomii altor elemente.
Electronegativitate relativă

Prima și cea mai faimoasă scară de electronegativitate relativă este scara L. Pauling, obținută din date termochimice și propusă în 1932. Valoarea electronegativității elementului cel mai electronegativ fluor, (F) = 4,0, este luată în mod arbitrar drept punct de plecare în acest scară.

Elemente din grupa a VIII-a tabel periodic(gazele nobile) au electronegativitate zero;
Limita convențională dintre metale și nemetale este considerată a fi o valoare relativă a electronegativității de 2.

Electronegativitatea elementelor tabelului periodic crește, de regulă, succesiv de la stânga la dreapta în fiecare perioadă. În cadrul fiecărui grup, cu câteva excepții, electronegativitatea scade constant de sus în jos. Electronegativitatea poate fi folosită pentru a caracteriza o legătură chimică.
Legăturile cu o diferență mai mică în electronegativitatea atomilor sunt clasificate ca legături covalente polare. Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor care formează o legătură chimică este mai mică, cu atât gradul de ionicitate al acestei legături este mai mic. O diferență zero în electronegativitatea atomilor indică absența caracterului ionic în legătura formată de aceștia, adică natura sa pur covalentă.

Polaritatea legăturii chimice, polaritatea moleculelor și ionilor
Polaritatea legăturilor chimice, o caracteristică a unei legături chimice, 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.

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

De exemplu:
covalent nepolar: Cl2, O2, N2, H2,Br2

polar covalent: H2O, SO2, HCl, NH3 etc.