От чего зависит полярность связи в молекуле. Электроотрицательность

В молекулах положительные заряды ядер скомпенси­рованы отрицательными зарядами электронов. Однако по­ложительные и отрицательные заряды могут быть про­странственно разделены. Предположим, что молекула со­стоит из атомов разных элементов (НС1, СО и т. д.). В этом случае электроны смещены к атому с большей электроотрицательностью и центры тяжести положительных и отрицательных зарядов не совпадают, образуется электри­ческий диполь - система из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов q, находящихся на расстоянии l , называемом длиной диполя. Длина дипо­ля - векторная величина. Ее направление условно приня­то от отрицательного заряда к положительному. Такие мо­лекулы называют полярными молекулами или диполями.

Полярность молекулы тем больше, чем больше абсо­лютная величина заряда и длина диполя. Мерой поляр­ности служит произведение q . l, называемое электрическим моментом диполя μ: μ = q . l.

Единицей измерения μ служит Дебай (Д). 1 Д = 3,3 . 10 -30 Кл. м.

В молекулах, состоящих из двух одинаковых атомов μ = 0. Их называют неполярными. Если такая частица попадает в электрическое поле, то в ней под действием поля произойдет поляризация - смещение центров тя­жести положительных и отрицательных зарядов. В час­тице возникает электрический момент диполя, называе­мый наведенным диполем.

Дипольный момент двухатомной молекулы АВ можно отождествить с дипольным моментом связи А-В в ней. Если общая электронная пара смещена к одному из атомов, то электрический момент диполя связи не равен нулю. Связь в этом случае называется полярной ковалентной связью. Если электронная пара симметрично расположена относительно атомов, то связь называется неполярной.

В многоатомной молекуле определенный электричес­кий момент диполя можно приписать каждой связи. Тогда электрический момент диполя молекулы может быть представлен как векторная сумма электрических мо­ментов диполя отдельных связей. Существование или от­сутствие момента диполя у молекулы связано с ее сим­метрией. Молекулы, имеющие симметричное строение, неполярны (μ = 0). К ним относятся двухатомные моле­кулы с одинаковыми атомами (Н 2 , С1 2 и др.), молекула бензола, молекулы с полярными связями BF 3 , A1F 3 , CO 2 , ВеС1 2 и др.

Электрический момент диполя молекулы является важным молекулярным параметром. Знание величины μ может указать на геометрическую структуру молекулы. Так, например, полярность молекулы воды указывает на ее угловую структуру, а отсутствие момента диполя СО 2 - на ее линейность.

Ионная связь

Предельным случаем ковалентной полярной связи яв­ляется ионная связь. Если электроотрицательности атомов различаются очень сильно (например, атомов щелочных металлов и галогенов), то при их сближении валентные электроны одного атома полностью переходят на второй атом. В результате этого перехода оба атома становятся ионами и принимают электронную структуру ближайшего благородного газа. Например, при взаимо­действии атомов натрия и хлора, они превращаются в ионы Na + и Сl - , между которыми возникает электроста­тическое притяжение. Ионная связь может быть описа­на в рамках методов ВС и МО, однако обычно ее рас­сматривают с помощью классических законов электро­статики.

Молекулы, в которых существует в чистом виде ион­ная связь, встречаются в парообразном состоянии ве­щества. Ионные кристаллы состоят из бесконечных рядов чередующихся положительных и отрицательных ионов, связанных электростатическими силами. При растворении ионных кристаллов или их плавлении в раствор или расплав переходят положительные и отрицательные ионы.

Следует отметить, что ионные связи обладают большой прочностью, поэтому для разрушения ионных кристаллов необходимо затратить большую энергию. Этим объясня­ется тот факт, что ионные соединения имеют высокие тем­пературы плавления.

В отличие от ковалентной связи ионная не обладает свойствами насыщаемости и направленности. Причина этого состоит в том, что электрическое поле, создаваемое ионами, имеет сферическую симметрию и действует оди­наково на все ионы. Поэтому количество ионов, окру­жающих данный ион, и их пространственное расположе­ние определяются только величинами зарядов ионов и их размерами.

Рассматривая ионную связь, необходимо иметь в виду, что при электроста­тическом взаимодействии между ионами происходит их деформация, называе­мая поляризацией. На рис. 2.1, а изображены два взаимодействующие электростатически нейтральных иона и сохраняющие идеально сферическую форму. На рис. 2.1, б показана поляризация ионов, которая при­водит к уменьшению эффективного расстояния между центрами положительных и отрицательных зарядов. Чем больше поляризация ионов, тем меньше степень ионности связи, т. е. тем больше ковалентный характер связи между ними. В кристаллах поляризация оказывается не­высокой, т. к. ионы симметрично окружены ионами про­тивоположного знака и ион подвергается одинаковому воздействию во всех направлениях.

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.

Рис. 32. Схемы полярной и не полярной молекул: а - полярная молекула; б-неполярная молекула

Во всякой молекуле имеются как положительно заряженные частицы - ядра атомов, так и отрицательно заряженные - электроны. Для каждого рода частиц (или, вернее, зарядов) можно найти такую точку, которая будет являться как бы их «электрическим центром тяжести». Эти точки называются полюсами молекулы. Если в молекуле электрические центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадут, молекула будет неполярной. Таковы, например, молекулы Н 2 , N 2 , образованные одинаковыми атомами, у которых общие пары электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, а также многие симметрично построенные молекулы с атомной связью, например метан СН 4 , четыреххлористый ССl 4 .

Но если молекула построена несимметрично, например состоит из двух разнородных атомов, как мы уже говорили, общая пара электронов может быть в большей или меньшей степени смещена в сторону одного из атомов. Очевидно, что в этом случае, вследствие неравномерного распределения положительных и отрицательных зарядов внутри молекулы, их электрические центры тяжести не совпадут и получится полярная молекула (рис. 32).

Полярные молекулы это

Полярные молекулы являются диполями. Этим термином обозначают вообще всякую электронейтральную систему, т. е. систему, состоящую из положительных и отрицательных зарядов, распределенных таким образом, что их электрические центры тяжести не совпадают.

Расстояние между электрическими центрами тяжести тех и других зарядов (между полюсами диполя) называется длиной диполя. Длина диполя характеризует степень полярности молекулы. Понятно, что для различных полярных молекул длина диполя различна; чем она больше, тем резче выражена полярность молекулы.

Рис. 33. Схемы строения молекул СO2 и CS2

На практике степень полярности тех или иных молекул устанавливают путем измерения так называемого дипольного момента молекулы т, который определяется как произведение длины диполя l на заряд его полюса е:

т = l е

Величины дипольных моментов связаны с некоторыми свой-ствами веществ и могут быть определены экспериментальным путем. Порядок величины т всегда 10 -18 , так как заряд элек-

трона равен 4,80 10 -10 электростатических единиц, а длина диполя - величина того же порядка, что и диаметр молекулы, т. е. 10 -8 см. Ниже приведены дипольные моменты молекул некоторых неорганических веществ.

Дипольные моменты некоторых веществ

т 10 18

. . . .. …….. 0

Вода……. 1,85

. . . ………..0

Хлористый водород……. 1,04

Двуокись углерода…….0

Бромистый . …… 0,79

Сероуглерод…………0

Йодистый водород…….. 0,38

Сероводород………..1,1

Окись углерода ……. 0,11

Сернистый газ. . . ……1,6

Синильная кислота……..2,1

Определение величин дипольных моментов позволяет сделать много интересных выводов относительно строения различных молекул. Рассмотрим некоторые из этих выводов.

Рис. 34. Схема строения молекулы воды

Как и следовало ожидать, дипольные моменты молекул водорода и азота равны нулю; молекулы этих веществ совершенно симметричны и, следовательно, электрические заряды в них распределены равномерно. Отсутствие полярности у двуокиси углерода и у сероуглерода показывает, что их молекулы также построены симметрично. Строение молекул этих веществ схематически изображено на рис. 33.

Несколько неожиданным является наличие довольно большого дипольного момента у воды. Так как формула воды аналогична формулам двуокиси углерода

и сероуглерода, следовало ожидать, что её молекулы будут построены так же симметрично, как и молекулы CS 2 и СО 2 .

Однако ввиду экспериментально установленной полярности молекул воды (полярности молекул) это предположение приходится отбросить. В настоящее время молекуле воды приписывают несимметричное строение (рис. 34): два атома водорода соединены с атомом кислорода так, что их связи образуют угол около 105°. Аналогичное расположение атомных ядер имеется и в других молекулах такого же типа (H 2 S, SO 2), обладающих дипольными моментами.

Полярностью молекул воды объясняются многие ее физические свойства.

Рис. 32. Схемы полярной и не полярной молекул: а - полярная молекула; б-неполярная молекула

Во всякой молекуле имеются как положительно заряженные частицы - ядра атомов, так и отрицательно заряженные - электроны. Для каждого рода частиц (или, вернее, зарядов) можно найти такую точку, которая будет являться как бы их «электрическим центром тяжести». Эти точки называются полюсами молекулы. Если в молекуле электрические центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадут, молекула будет неполярной. Таковы, например, молекулы Н 2 , N 2 , образованные одинаковыми атомами, у которых общие пары электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, а также многие симметрично построенные молекулы с атомной связью, например метан СН 4 , четыреххлористый ССl 4 .

Но если молекула построена несимметрично, например состоит из двух разнородных атомов, как мы уже говорили, общая пара электронов может быть в большей или меньшей степени смещена в сторону одного из атомов. Очевидно, что в этом случае, вследствие неравномерного распределения положительных и отрицательных зарядов внутри молекулы, их электрические центры тяжести не совпадут и получится полярная молекула (рис. 32).

Полярные молекулы это

Полярные молекулы являются диполями. Этим термином обозначают вообще всякую электронейтральную систему, т. е. систему, состоящую из положительных и отрицательных зарядов, распределенных таким образом, что их электрические центры тяжести не совпадают.

Расстояние между электрическими центрами тяжести тех и других зарядов (между полюсами диполя) называется длиной диполя. Длина диполя характеризует степень полярности молекулы. Понятно, что для различных полярных молекул длина диполя различна; чем она больше, тем резче выражена полярность молекулы.

Рис. 33. Схемы строения молекул СO2 и CS2

На практике степень полярности тех или иных молекул устанавливают путем измерения так называемого дипольного момента молекулы т, который определяется как произведение длины диполя l на заряд его полюса е:

т = l е

Величины дипольных моментов связаны с некоторыми свой-ствами веществ и могут быть определены экспериментальным путем. Порядок величины т всегда 10 -18 , так как заряд элек-

трона равен 4,80 10 -10 электростатических единиц, а длина диполя - величина того же порядка, что и диаметр молекулы, т. е. 10 -8 см. Ниже приведены дипольные моменты молекул некоторых неорганических веществ.

Дипольные моменты некоторых веществ

т 10 18

. . . .. …….. 0

Вода……. 1,85

. . . ………..0

Хлористый водород……. 1,04

Двуокись углерода…….0

Бромистый . …… 0,79

Сероуглерод…………0

Йодистый водород…….. 0,38

Сероводород………..1,1

Окись углерода ……. 0,11

Сернистый газ. . . ……1,6

Синильная кислота……..2,1

Определение величин дипольных моментов позволяет сделать много интересных выводов относительно строения различных молекул. Рассмотрим некоторые из этих выводов.

Рис. 34. Схема строения молекулы воды

Как и следовало ожидать, дипольные моменты молекул водорода и азота равны нулю; молекулы этих веществ совершенно симметричны и, следовательно, электрические заряды в них распределены равномерно. Отсутствие полярности у двуокиси углерода и у сероуглерода показывает, что их молекулы также построены симметрично. Строение молекул этих веществ схематически изображено на рис. 33.

Несколько неожиданным является наличие довольно большого дипольного момента у воды. Так как формула воды аналогична формулам двуокиси углерода

и сероуглерода, следовало ожидать, что её молекулы будут построены так же симметрично, как и молекулы CS 2 и СО 2 .

Однако ввиду экспериментально установленной полярности молекул воды (полярности молекул) это предположение приходится отбросить. В настоящее время молекуле воды приписывают несимметричное строение (рис. 34): два атома водорода соединены с атомом кислорода так, что их связи образуют угол около 105°. Аналогичное расположение атомных ядер имеется и в других молекулах такого же типа (H 2 S, SO 2), обладающих дипольными моментами.

Полярностью молекул воды объясняются многие ее физические свойства.