Относительная электроотрицательность атомов

Полярные и неполярные молекулы

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: H₂, Cl₂, O₂, N₂, F₂ 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, H₂O, H₂S, NH₃ и другие.

Н 2,1
Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0
Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,5	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0
K 0,8	Ca 1,0	Ga 1,6	Ge 1,8	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8
Rb 0,8	Sr 1,0	In 1,7	Sn 1,8	Sb 1,9	Te 2,1	J 2,5

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

18 %).

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 СО₂ неполярна (μ = 0), хотя каждая связь С=О имеет значительный дипольный момент (μ = 2,7 Д).

-δ +2δ -δ

О == С == О

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: H₂, Cl₂, O₂, N₂, F₂ 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».

Дата добавления: 2014-01-04