Таблица полярности – Таблица полярности лекарственных веществ для электрофореза. Правила проведения электрофореза для детей и взрослых, преимущества и недостатки применения на дому. Показания и противопоказания к электрофорезу

Полярность химических связей — Википедия

Полярность химических связей — характеристика химической связи (как правило, ковалентной), показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.

Можно количественно оценить полярность связи в молекуле. Трудность точной количественной оценки состоит в том, что полярность связи зависит от нескольких факторов: от размеров атомов и ионов соединяющихся молекул; от числа и характера связи уже имевшихся у соединяющихся атомов до их данного взаимодействия; от типа структуры и даже особенностей дефектов их кристаллических решёток. Такого рода расчёты производятся различными методами, которые в общем-то дают примерно одинаковые результаты (величины). Например, для HCl установлено, что на каждом из атомов в этой молекуле имеется заряд, равный 0,17 заряда целого электрона. На водородном атоме +0,17, а на атоме хлора −0,17.

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

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

Наличие эффективного заряда может быть указано символами зарядов у атомов (например, Нδ+ — Clδ−, где δ — некоторая доля элементарного заряда) O−=C2+=O−{\displaystyle {\stackrel {-}{\mbox{O}}}={\stackrel {2+}{\mbox{C}}}={\stackrel {-}{\mbox{O}}}} (Oδ−=C2δ+=Oδ−), Hδ+—O2δ−—Hδ+.

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

Анализ рентгеновского спектра позволяет определять эффективные заряды атомов, а следовательно, и тип химической связи в соединениях. Для этого сравнивают расположение линий рентгеновского спектра свободных атомов и их соединений. Если атом в соединении имеет соответствующий эффективный заряд δ, то линии спектра оказываются смещенными по сравнению со спектрами свободного атома. По величине смещения спектральных линий соответствующими методами расчёта определяют δ.

Значения δ, определяемые разными методами, существенно различаются. Приводимые здесь значения δ интересуют нас с точки зрения иллюстрации общей тенденции их изменения в ряду однотипных соединений.

Эффективные заряды O оксидов элементов 2-го, 3-го периода и I-й группы ПСХЭ
Оксид Заряд Оксид Заряд Оксид Заряд
Li2O 0.80− Na2O 0.81− Li2O 0.80−
BeO 0.35− MgO 0.42− Na2O 0.81−
B2O3 0.24− Al2O3 0.31− K2O 0.89−
CO2 0.11− SiO2 0.23− Rb2O 0.92−
N2O5 0.05− P2O5 0.13− Cs2O 0.96−
OO2 SO3 0.06−
OF2 Cl2O7 0.02− (0,01−)

Как видно из таблицы, степень окисления элемента в соединении по значению не совпадает с результирующим [эффективным] зарядом на атоме. Об этом же говорит исследование энергии связи 1s-электрона азота в зависимости от эффективного заряда на атоме. Так, при степени окисления азота +5 в NaNO3 атом азота имеет эффективный заряд всего 0,4+

(KC+4N−3O{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}{\stackrel {+4}{\mbox{C}}}{\stackrel {-3}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}} = 0.6−; NaN−1/33{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{Na}}}{\stackrel {-1/3}{\mbox{N}}}_{3}} (Na[N−3=N+5=N−3]){\displaystyle ({\stackrel {}{\mbox{Na}}}[{\stackrel {-3}{\mbox{N}}}={\stackrel {+5}{\mbox{N}}}={\stackrel {-3}{\mbox{N}}}])} = 0.55−; KC+2N−3{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}{\stackrel {+2}{\mbox{C}}}{\stackrel {-3}{\mbox{N}}}} = 0.5−; [N−1h4OH]Cl{\displaystyle [{\stackrel {-1}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{H}}}_{3}{\stackrel {}{\mbox{O}}}{\stackrel {}{\mbox{H}}}]{\stackrel {}{\mbox{Cl}}}} = 0.3−; N−1h5NO3{\displaystyle {\stackrel {-1}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{H}}}_{4}{\stackrel {}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{3}} = 0.05+; [N−22H6]SO4{\displaystyle [{\stackrel {-2}{\mbox{N}}}_{2}{\stackrel {}{\mbox{H}}}_{6}]{\stackrel {}{\mbox{S}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{4}} = 0.1+; NaN+3O2{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{Na}}}{\stackrel {+3}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{2}} = 0.15+;). При степени окисления железа 0 и +2 в соединениях Fe(CO)

5 и Fe(C6H5)2 эффективный заряд на атоме железа в этих соединениях близок к 1+

((δ) Fe+2S−12{\displaystyle {\stackrel {+2}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {-1}{\mbox{S}}}_{2}} = 0.5+; K4[Fe+2(CN)6{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}_{4}[{\stackrel {+2}{\mbox{Fe}}}({\stackrel {}{\mbox{C}}}{\stackrel {}{\mbox{N}}})_{6}} = 0.9+; Nh5Fe+3(SO4)2{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{H}}}_{4}{\stackrel {+3}{\mbox{Fe}}}({\stackrel {}{\mbox{S}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{4})_{2}} •12H

2O = 1.5+; K2Fe+6O4{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}_{2}{\stackrel {+6}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{4}} = 1.8+; K3Fe+3F6{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}_{3}{\stackrel {+3}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {}{\mbox{F}}}_{6}} = 1.9+, при общей тенденции прямо-пропорционального повышения значений энергии связи).

Значения относительных эффективных зарядов, полученные различными методами (оптической спектроскопии, ЯМР, также на основе квантовохимических расчетов), могут расходиться. Однако имеющиеся значения δ свидетельствуют о том, что атомы в соединениях высоких зарядов не имеют [отвечающих абсолютному заряду электрона] и чисто ионных соединений не существует.

Мгновенные и индуцированные диполи.

Молекула представляет собой динамическую систему, в которой происходит постоянное движение электронов и колебание ядер. Поэтому распределение зарядов в ней не может быть строго постоянным. Например, молекулу Cl2 относят к неполярным: значение её электрического момента диполя равно нулю. Однако в каждый данный момент происходит временное смещение зарядов к одному из атомов хлора: Clδ+ → Clδ− или Clδ− ← Clδ+ с образованием мгновенных микродиполей. Поскольку подобное смещение зарядов к любому из атомов равновероятно, среднее распределение зарядов как раз и соответствует среднему нулевому значения момента диполя.

Для полярных молекул значение момента диполя в каждый данный момент времени несколько больше или несколько меньше его среднего значения. Направление и величина мгновенного диполя подвержены непрерывным колебаниям постоянного момента диполя. Таким образом, любую неполярную и полярную молекулу (и атом в ней) можно рассматривать как совокупность периодических очень быстро меняющихся по величине и направлению мгновенных микродиполей.

Под действием внешнего электрического поля молекула поляризуется, то есть в ней происходит перераспределение зарядов, и молекула приобретает новое значение электрического момента диполя. При этом неполярные молекулы могут превратиться в полярные, а полярные становятся ещё более полярными. Иначе говоря, под действием внешнего эл. поля в молекулах индуцируется диполь, называемый наведённым или индуцированным. В отличие от постоянных и мгновенных наведенные (индуцированные) диполи существуют лишь при действии внешнего электрического поля. После прекращения действия поля наведённые диполи исчезают. Полярностью и поляризуемостью молекул обусловлено межмолекулярное взаимодействие.

  1. ↑ Здесь знаками обозначены формальные заряды, то есть целочисленные значения −1 и +1 (см. Формальный заряд).
  • Полярность химических связей — статья из Большой советской энциклопедии. 
  • Ахметов Н.С. Общая и неорганическая Химия: Учеб. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Высш. шк., 1988. — стр. 84, 87-89, 141, 237, 240, 273, 293, 300, 387, 419, 426, 475, 524.

Полярные и неполярные молекулы ℹ️ понятие, как определить полярность, строение, свойства и функции, от чего зависит, примеры соединений

Полярные и неполярные молекулы – две группы, на которые подразделяются все диэлектрики. 

Полярные по-другому называются дипольными. А неполярные являются нейтральными или бездипольными.

Что такое полярность в химии

Полярность – свойство, показывающее изменение распределения электронной плотности около ядер, если сравнивать с изначальным ее распределением в образующих данную связь нейтральных частицах.

Полярность

Поляризуемость — способность поляризоваться под воздействием электрического поля.

Мерой полярности называется электрический момент диполя. В нейтральных соединениях он равен нулю. Его значение зависит от разности электроотрицательностей элементов.

Длина диполя — расстояние между его полюсами. Данная характеристика также влияет на степень полярности.

Электроотрицательность

Любое соединение состоит из ядра (положительные частицы) и электронов (отрицательные частицы). И положительные, и отрицательные частицы имеют свой электрический центр тяжести. 

Если центры тяжести частиц совпадают, то соединение считается неполярным. Если же полюса не накладываются друг на друга, то в этом случае речь идет о дипольной связи.


Примеры полярных молекул

Эта связь образуется, если вещество состоит из атомов разных элементов и ассиметрична (имеются неспаренные электроны). Такие соединения имеют угловую, изогнутую геометрическую форму. 

Полярная молекула воды

Например, это такие газы как NH3, SO2, NO2 и жидкость – вода.

Примеры неполярных молекул

В качестве примера таких связей можно привести молекулы, состоящие из одинаковых атомов: H2, Cl2, O2, N2, F2 и т. д.

Полярность молекул

Эта связь также может встречаться в соединениях, состоящих из атомов разных элементов и при этом являющихся симметричными (линейные, тетраэдрические и т. д.). Такими веществами являются:

BeH2, BF3, CH4, CO2(углекислый газ) и SO3.

При нейтральной связи электронное облако равномерно распределяется между ядрами всех атомов данного вещества. Поэтому ядра действуют на него в равной мере.

Как определить полярность молекулы и от чего она зависит

Чтобы определить, является ковалентная связь дипольной или нет, необходимо посмотреть на химическую формулу вещества. 

Определение полярности молекул

Если молекула состоит из атомов одного и того же вещества, то она в любом случае нейтральна.

Если же молекулярное строение является сложным, то речь может идти как о полярной, так и неполярной ковалентной связи. Это зависит от геометрической формы.


3.7. Полярность молекул (типы ковалентных молекул)

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 молекулы характеризуется значением электрического момента диполя μмол, который равен векторной сумме электрических моментов диполей всех связей и несвязывающих электронных пар, расположенных на гибридных АО: → →

nm

м-лы = (связи)i + (несвяз.эл.пары)j.

i=1 j=1

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 ( м-лы = связи = 0). По этой же причине неполярны высокосимметричные тетраэдрические молекулы СН4, СF4, октаэдрическая молекула SF6 и т. д.

В угловой молекуле Н2О полярные связи О–Н располагаются под углом 104,5º: → →

n=2m=2

Н2О = OH + несвяз.эл.пары  0.

i=1 j=1

Поэтому их моменты взаимно не компенсируются и молекула оказывается полярной ().

Электрическим моментом диполя обладают также угловая молекула SO2, пирамидальные молекулы NH3, 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, расположенные на гибридных орбиталях и имеющие собственный электрический момент диполя (направление вектора – от ядра, по оси расположения гибридной АО). Например, молекулыNH3 и NF3 имеют одинаковую тригонально-пирамидальную форму, полярность связей N–H и N–F также примерно одинакова. Однако электрический момент диполя NH3 равен 0,49·10-29 Кл·м, а NF3 всего 0,07·10-29 Кл·м. Это объясняется тем, что в NH3 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 NH3иNF3

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.

Полярность связей в органических молекулах

Полярными связями называются такие ковалентные связи, в которых центр тяжести положительных зарядов не совпадает с центром тяжести отрицательных зарядов. Следовательно, связи между различными атомами в двухатомных молекулах и между различными группами в многоатомных молекулах всегда полярны из-за различия электроотрицательностей. Бόльшая часть ковалентных связей – полярные, представляя собой нечто промежуточное между ковалентной и ионной связью.

A : A

A: B+

:AB

Cl–Cl

F–Cl

H3C–CH3

Cl–CH3

C6H5–C6H5

C6H5–CH3

Вследствие смещения электронной плотности связи в сторону более электроотрицательного атома в направлении этой связи возникает дипольный момент.

    1. Дипольный момент

Таким образом, полярность связи можно оценить, исходя из ее дипольного момента. Однако измерить можно только дипольный момент молекулы, являющийся в общем случае векторной суммой моментов связей и свободных электронных пар.

мол= ē·l

где l– расстояние между центрами тяжести положительных и отрицательных зарядов молекулы.

Грубо говоря, индивидуальные моменты связей одинаковы в разных молекулах, хотя они и не всегда постоянны.

Таблица 8

Дипольные моменты связей

Связь

H–C

H–N

C–O

С–S

C–N

C–F

C–Cl

C–Br

C–I

, D

0,2

1,4

1,1

1.56

0,4

1,83

2,05

2,04

1,8

Из сравнения дипольных моментов связей следует, что полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей образующих связь атомов.

Исключение составляют связи C–OиC–S,C–FиC–Clиз-за сильного увеличения длины связи при переходе от элементов 2-го к элементам 3-го периода:

C–O C–S C–F C–Cl

1,1D < 1,56D 1,83D < 2,05D

Дипольные моменты кратных связей больше, чем соответствующих ординарных:

Таблица 9

Дипольные моменты кратных связей

Связь

C–O

C=O

C–N

CN

, D

1,1

2,5

0,4

3,3

Вывод о направлении дипольного момента можно сделать, исходя из данных по электроотрицательности атомов–компонентов связи: атом, имеющий меньшую электроотрицательность, является положительным концом диполя. Однако для сопряженных (ароматических) систем это правило соблюдается не всегда.

Значение дипольного момента в направлении линии связи можно использовать для сравнительной качественной оценки полярности связей (относительной полярности).

Дробный или частичный заряд

В органической химии часто используют понятие «частичный заряд», «дробный заряд». Частичный заряд – это доля электрона, приходящаяся на данный атом:

где L– межъядерное расстояние (длина ковалентной связи),l– расстояние между центрами единичных зарядов в диполе, ·e – величина самого частичного заряда.

Это соотношение носит качественный характер, поскольку не учитывает инкремент, вносимый в дипольный момент связи неподеленной парой электронов.

    1. Индуктивный эффект

Индуктивный эффект(этот же эффект в различных учебниках называют еще электронным или полярным) – это способность заместителя передавать свое влияние по цепи ковалентно связанных атомов. При этом заместитель также испытывает на себе влияние остатка молекулы, к которому он присоединен.

Передача влияния заместителя по линии σ- или -связей приводит к изменению электронного состояния этих связей: происходит их поляризация, которая оказывается различной в зависимости от типа связи.

σ-связи. Наблюдается постепенное уменьшение изменения электронного состояния связей:

+ < +

Поляризация связи между атомами хлора и углерода вызывает индукционную (индуктивную) поляризацию соседней связи С–С; заместитель при этом проявляет –Iиндуктивный эффект. В наибольшей степениI-эффект проявляется на соседней к заместителю связи. С ростом цепи индукция быстро затухает.

-связи. I-эффект заключается в поляризации-облаков. Имеет место для изолированных-связей.

Если заместитель имеет ионные заряды или диполи, то электростатическое взаимодействие может осуществляться не только по линиям связей, но и непосредственно через пространство или молекулы растворителя. Такое влияние заместителя называют эффектом поля (F-эффект). Во многих случаях он более важен, чемI-эффект. На близком расстоянии оба эффекта трудно разделить, и чаще всего их рассматривают вместе под общим названием «полярный эффект», «электронный эффект», либо употребляют термины «индуктивный эффект», «эффект поля», подразумевая при этом одновременное действие обоих эффектов. Влияние заместителей на удаленные положения (1,4- и более) лишь в ничтожной степени передается по линии связей и в основном сводится к влиянию через пространство.

Полярный эффект заместителя является вполне определенной величиной, мера его проявления зависит от структурных факторов, от наличия и природы других заместителей в молекуле, от растворителя и др. Качественно оценка I-эффекта производится путем сравнения влияния заместителя на химические, физико-химические, (константы ионизации) или физические (дипольные моменты, ЯМР) свойства соединений по характеру и величине со стандартным заместителем – атомом водорода: сравнивается изучаемое соединениеR–X(со связью С–Х) и стандартное соединениеR–H(со связью С–Н). При этом полярность связи С–Н принимается равной нулю, т. е. не принимается во внимание ее небольшой дипольный моментCH=0,2-0,4D.H– эталон, точка отсчета; отсюда исходит понятие о том что является донором, а что акцептором.

Если заместитель по сравнению с водородом увеличивает электронную плотность по цепи атомов (в том числе уменьшает имеющиеся в ней под влиянием других атомов положительные заряды), то он называется электронодонорным заместителем (+I-заместителем) и проявляет +I-эффект.

Если заместитель по сравнению с водородом оттягивает на себя электроны, и атомы цепи оказываются положительно заряженными (или происходит уменьшение отрицательной заряженности цепи, если таковая была в ней до введения заместителя), то он называется электроноакцепторным заместителем (–I-заместителем) и проявляет –I-эффект.

В действительности ни отдачи, ни захвата электронов не происходит, а имеется в виду просто разница в положении электронов связи, соседней к заместителю, по сравнению с водородным заместителем:

–I-группа: O2NCH2Ph

+I-группа: O¯CH2Ph

Стандарт: H–CH2–Ph

Если влияние заместителя передается только по линиям связей, то следует ожидать, что чем больше электроотрицательность заместителя. находящегося при углеродном атоме цепи, тем больше поляризация связей и тем больше –I-эффект заместителя:

Таблица 10

Индуктивные эффекты различных групп по отношению к водороду

+I-эффект

–I-эффект

O

<—————————

Уменьшение эффекта

NR3

COOH

OR

COO

SR2

F

COR

CR3

NH3

Cl

SH

CHR2

NO2

Br

SR

CH2R

SO2R

I

OH

CH3

CN

OAr

C≡CR

SO2Ar

COOR

Ar

CH=CR2

Полуколичественная оценка индуктивных эффектов

1) Метод дипольных моментов. Но если заместители имеют разные атомы с неподеленными парами, то этим методом пользоваться нельзя, так как

μ = μэл + μнеп

По значению μнельзя сделать вывод о знаке полярного эффекта.

2) Метод констант ионизации. Чем больше –I-эффект заместителя, тем больше он делокализует заряд в анионе, тем стабильнее анион и тем больше Ка(меньше рКа).

Таблица 11

Оценка индукционных эффектов заместителей по константам ионизации замещенных уксусных кислот

X–CH2COOH X–CH2COO + H

X

Электронный эффект

CH3

1,34

+I-эффект

H

1,76

Стандарт

CH2=CH

4,52

<———————

Возрастание

–I-эффекта

C6H5

4,88

CH3O

29,4

F

259

NC

356

3) Метод спектроскопии ЯМР. Позволяет оценивать относительные значения положительного заряда в молекуле СН3Х: чем в более слабое поле сдвинут сигнал протонов метильной группы, тем более дезэкранировано ядро, т. е. тем более оттянуты с него валентные электроны. Действительно, имеется хорошая корреляция между химическим сдвигом и электроотрицательностью.

Сравнение заряженных и не заряженных заместителей

Заряженные атомы (группы) проявляют более сильный –I-эффект, чем незаряженные:

Отрицательно заряженные атомы (заместители) проявляют эффект противоположного знака по сравнению с теми же атомами (заместителями) в незаряженном состоянии:

ROH: –I

RO: +I

У отрицательно заряженного атома +I-эффект тем больше, чем меньше его электроотрицательность, т. е. чем меньше заряд ядра атома в периоде:

6,N7,O8)

и чем больше заряд ядра и радиус атома в группе:

Для углеводородных (алкильных) групп +I-эффект возрастает в ряду:

–I-эффект увеличивается в том же ряду, в каком увеличивается электроотрицательность гибридизованного углерода:

–I:sp3<sp2<sp

т. е. чем больше доля s-орбитали, тем больше отрицательный индуктивный эффект.

В целом влияние заместителей на состояние σ-связей обычно незначительно и обычно в формулах специально не показывается.

Лекция 5

Строение и ожидаемая полярность молекул

Тип молекулы

Геометрическая форма

Ожидаемая полярность

Примеры

АВ

Гантелевидная

Полярная

НCl, ClF

АВ2

Линейная

Угловая

Неполярная

Полярная

CO2, CS2

H2O, SO2

АВ3

Треугольная

Тригональная пирамида

Т-образная

Неполярная

Полярная

Полярная

BCl3, SO3

NH3, PCl3

ClF3, BrF3

АВ4

Тетраэдр

Квадрат

Искаженный тетраэдр

Неполярная

Неполярная

Полярная

CCl4, SiF4

XeF4

SF4, TeCl4

АВ5

Тригональная бипирамида

Квадратная пирамида

Неполярная

Полярная

PF5, PCl5

IF5

АВ6

Октаэдр

Неполярная

SF6, WF6

АВ7

Пентагональная бипирамида

Неполярная

IF7

Образование молекул по ММО принято представлять в виде энергетических диаграмм (см. примеры решения задач). В средней части диаграммы изображают МО, а по краям располагают АО взаимодействующих атомов в соответствии с их энергиями. Связывающие МО всегда находятся ниже исходных АО, а разрыхляющие МО – выше, поскольку им соответствует более высокая энергия.

По энергетической диаграмме ММО можно определять:

1. Кратность или порядок связи n по формуле

, (18)

где – количество электронов на связывающих МО;– количество электронов на разрыхляющих МО. С увеличением порядка связи в однотипных молекулах растет энергия связи и уменьшается ее длина;

2. Магнитные свойства частицы: если на МО имеются непарные электроны, то молекула обладает свойствами парамагнетика (на ее поведение оказывает влияние магнитное поле), а если все электроны спарены, то она диамагнитная (не реагирует на магнитное поле).

При описании по ММО двухатомных гетроядерных молекул, то есть молекул, образованных разными по природе элементами, следует учитывать, что исходные АО одинаковых подуровней у взаимодействующих атомов будут обладать различными значениями энергий. У более электроотрицательного атома (атом В) энергия АО несколько ниже, чем у атома с меньшим значением ЭО (атом А) (см. рис.3). Поэтому в таких молекулах связывающие МО располагаются ближе к АО атома с большим значением ЭО, а разрыхляющие – ближе к атому с меньшим значением ЭО. Разность между энергиями АО взаимодействующих атомов b характеризует полярность связи, а разность между энергиями АО и ближайшей к атому МО а характеризует ковалентность связи. Чем больше b (меньше а), тем больше полярность связи, то есть выше ее СИ и меньше СК.

Рис. 3. Энергетическая диаграмма гетероядерной молекулы типа АВ.

Чем больше ЭО атомов, образующих химическую связь, тем выше ее СИ, то есть больше эффективный заряд на атомах. При ЭО > 1,9 величина эффективного заряда q > 0,5е (см. рис.1) и вполне допустимо рассматривать атомы как ионы с целочисленными зарядами. Химическая связь, возникающая между такими частицами называется ионной.

Электрическое поле, создаваемое ионами, является сферическим, поэтому каждый ион способен притягивать к себе независимо от направления сразу несколько ионов другого знака, количество которых зависит от размеров и зарядов взаимодействующих частиц. Таким образом, ионная связь, в отличие от КС, не насыщаема и не направлена.

Ионные соединения в твердом состоянии образуют ионные кристаллические решетки, характерными особенностями которых являются высокие значения энергии связи, температуры плавления и твердости. Вещества с ионными или сильно полярными связями (соли, кислоты) способны к диссоциации на ионы в расплавах или растворах полярных растворителей, при этом диссоциация в первую очередь протекает по наиболее полярной связи.

Свойства ионных соединений во многом определяются взаимной поляризацией ионов, которая приводит к уменьшению СИ химической связи.

Поляризацией называют суммарный эффект, получающийся при сочетании поляризующего действия (ПД) ионов с их поляризуемостью. Поляризуемость – это способность электронного облака частицы к деформации под действием электростатического поля другого иона, а напряженность этого поля определяет ПД иона. На практике для определения эффекта поляризации можно принимать во внимание только ПД катиона и поляризуемость аниона.

ПД катиона тем значительнее, чем меньше радиус и главное квантовое число внешних АО иона и больше его заряд. Поэтому наиболее сильным ПД обладают катионы малых периодов. Поляризуемость аниона тем выше, чем больше его радиус, заряд и значение главного квантового числа внешних АО. При одинаковом значении главного квантового числа d-электроны поляризуются в большей степени, чем p— и s-электроны.

Силы электростатического взаимодействия между молекулами, возникающие без передачи атомами электронов на расстояниях превышающих длину связи, называются вандерваальсовыми силами. Различают три вида такого взаимодействия: ориентационное, индукционное и дисперсионное. Ориентационное взаимодействие проявляется между полярными молекулами, индукционное – при действии полярной молекулы на неполярную, а дисперсионное – является универсальным, так как проявляется в любых случаях.

Наличие вандерваальсовых сил обусловливает притяжение молекул и агрегацию вещества с образованием молекулярных кристаллов. Такие силы гораздо слабее, чем ковалентная или ионная связь, поэтому вещества с молекулярно-кристаллическим строением характеризуются невысокими температурами плавления, способностью к возгонке и малой твердостью.

Промежуточное положение между химической связью и вандерваальсовыми взаимодействиями занимает водородная связь (ВС), которая возникает между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованными атомами F, O или N (реже Cl или S), принадлежащими другим молекулам. ВС проявляется тем сильнее, чем больше ЭО и меньше радиус атома-партнера.

Возникновение ВС обусловлено способностью атома водорода глубоко внедряться в электронную оболочку атома с высокой ЭО из-за своего малого размера и отсутствия внутренних электронных слоев. Энергия ВС невелика (8–80 кДж/моль), поэтому такую связь легко разрушить.

Наличие ВС является причиной объединения молекул в димеры или более сложные ассоциаты, а также объясняет аномально высокие температуры кипения и плавления некоторых веществ, так как на разрыв таких связей требуется дополнительная затрата энергии.

Полярные вещества — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 9 июля 2014; проверки требуют 6 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 9 июля 2014; проверки требуют 6 правок. Причина дипольного момента молекулы воды

Поля́рные вещества́ в химии — соединения, молекулы которых обладают электрическим дипольным моментом. Для полярных веществ, в сравнении с неполярными, характерны высокая диэлектрическая проницаемость (более 10 в жидкой фазе), повышенные температура кипения и температура плавления.

Дипольный момент обычно возникает вследствие разной электроотрицательности составляющих молекулу атомов, из-за чего связи в молекуле приобретают полярность. Однако для приобретения дипольного момента требуется не только полярность связей, но и соответственное их расположение в пространстве. Молекулы, имеющие форму, подобную молекулам метана CH4 (∠HCH = 109,5°, правильный тетраэдрический), триоксида серы SO3 (∠OSO = 120°, правильный треугольный) либо диоксида углерода CO2 (∠OCO = 180°, линейный), а также фторида серы(VI) (все углы ∠FSF = 90°, правильный октаэдрический), являются неполярными.

Полярные растворители наиболее охотно растворяют полярные вещества, а также обладают способностью сольватировать. Примерами полярного растворителя являются вода, спирты и другие вещества.

В каком соединение полярность связи наименьшая?

Для определения полярности связей самое нужное — иметь под рукой таблицу электроотрицательностей элементов! Её можно посмотреть здесь: <a rel=»nofollow» href=»http://ru.wikipedia.org/wiki/Электроотрицательность» target=»_blank»>http://ru.wikipedia.org/wiki/Электроотрицательность</a> А полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательности между двумя атомами

Полярность зависит от разницы в значениях электроотрицательности, она максимальна в первом случае. Надо понять, как это определять по таблице Менделеева. Не въедешь-пиши. В ряду F O S Cl минимальная ЭО у серы, значит разница в значениях ЭО серы и водорода минимальна, и полярность связи тоже.

Исходные значения: H=2,7 F=9,92 S=5,77 Cl=7,04 O=8,11 ——— считаем разность 1) HF 9,92-2,70=7,22 2) h3O 8,11-2,70=5,41 3) h3S 5,77-2,70=3,07 4) HCl 7,04-2,70=4,34 правильно первый HF выстраиваем в порядке убывания разницы электроотрицательности более полярная связь&lt;— HF &lt;— h3O &lt;— HCl &lt;— h3S &lt;— менее полярная связь —————— исходные значения взяты с <a rel=»nofollow» href=»https://ru.wikipedia.org/wiki/Электроотрицательность» target=»_blank»>https://ru.wikipedia.org/wiki/Электроотрицательность</a>

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о