Im Raum um die Kerne im Vergleich zur Verteilung der Elektronendichte in den neutralen Atomen, die eine bestimmte Bindung bilden.
Als quantitatives Maß für die Bindungspolarität werden die sogenannten effektiven Ladungen auf Atomen verwendet.
Die effektive Ladung ist definiert als die Differenz zwischen der Ladung von Elektronen, die sich in einem Raumbereich in der Nähe des Kerns befinden, und der Ladung des Kerns. Dieses Maß hat jedoch nur eine bedingte und näherungsweise Bedeutung, da es unmöglich ist, einen Bereich in einem Molekül eindeutig zu identifizieren, der sich ausschließlich auf ein einzelnes Atom und bei mehreren Bindungen auf eine bestimmte Bindung bezieht.
Das Vorhandensein einer effektiven Ladung kann durch Ladungssymbole auf Atomen angezeigt werden (z. B. H + δ - Cl − δ, wobei δ ein bestimmter Bruchteil der Elementarladung ist).
Fast alle chemischen Bindungen, mit Ausnahme der Bindungen in zweiatomigen homonuklearen Molekülen, sind mehr oder weniger polar. Kovalente Bindungen sind normalerweise schwach polar. Ionenbindungen sind stark polar.
Siehe auch
Quellen
Wikimedia-Stiftung.
- 2010.
- Polarpfeil
Polarexpeditionen
Sehen Sie in anderen Wörterbüchern, was „Polarität chemischer Bindungen“ ist: Polarität chemischer Bindungen - charakteristisch chemische Bindung
(Siehe Chemische Bindung) und zeigt die Umverteilung der Elektronendichte im Raum in der Nähe der Kerne im Vergleich zur anfänglichen Verteilung dieser Dichte in den neutralen Atomen, die diese Bindung bilden.... ... Polarität
- Wiktionary hat einen Artikel „Polarität“ Polarität (← lat. polaris ← ... Wikipedia Chemische Bindung
- ... Wikipedia Molekül
- Diagramm kovalenter Bindungen zwischen Atomen in einem Sauerstoffmolekül ... Wikipedia Wertigkeit (chemisch) - Wertigkeit (von lat. valentia ≈ Stärke), die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen. Als quantitatives Maß für die Stärke wird üblicherweise die Anzahl der anderen Atome in einem Molekül angesehen, mit denen ein bestimmtes Atom Bindungen eingeht. V. ist eines der Grundkonzepte... ...
Große sowjetische Enzyklopädie Wertigkeit - Wertigkeit (von lat. valentia ≈ Stärke), die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen. Als quantitatives Maß für die Stärke wird üblicherweise die Anzahl der anderen Atome in einem Molekül angesehen, mit denen ein bestimmtes Atom Bindungen eingeht. V. ist eines der Grundkonzepte... ...
- I Valenz (von lat. valentia force) ist die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen. Als quantitatives Maß für die Stärke wird üblicherweise die Anzahl der anderen Atome in einem Molekül angesehen, mit denen ein bestimmtes Atom Bindungen eingeht. V. einer der grundlegenden... ... Oktettregel
- Bindungen im Kohlendioxid (CO2) alle Atome sind nach der Oktettregel von 8 Elektronen umgeben. Daher ist CO2 ein stabiles Molekül. Die Oktettregel (Oktetttheorie) wurde von G. N. Lewis vorgeschlagen, um die Gründe zu erklären ... ... Wikipedia- Abschnitt über Strukturchemie, ein Bereich der Chemie, der die Beziehung zwischen verschiedenen physikalischen und physikalisch-chemischen Eigenschaften untersucht verschiedene Substanzen mit ihren chemische Struktur und Reaktivität. Die Strukturchemie berücksichtigt nicht nur die geometrischen... ... Wikipedia
Elektronegativität- (χ) grundlegend chemische Eigenschaft Atom, ein quantitatives Merkmal der Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül, gemeinsame Elektronenpaare in seine Richtung zu verschieben. Modernes Konzept Die Elektronegativität von Atomen wurde vom amerikanischen Chemiker L. Pauling eingeführt.... ... Wikipedia
Isomerie- Nicht zu verwechseln mit Isomerie Atomkerne. Isomerie (von anderen griechischen ἴσος „gleich“ und μέρος „Teilen, Teil“) ist ein Phänomen, das in der Existenz besteht chemische Verbindungen(Isomere) identisch in Zusammensetzung und Molekulargewicht, aber... ... Wikipedia
Polarität.
Je nach Lage des gemeinsamen Elektronenpaares (Elektronendichte) zwischen den Atomkernen werden unpolare und polare Bindungen unterschieden.
Eine unpolare Bindung wird durch Atome von Elementen mit gleicher Elektronegativität gebildet. Die Elektronendichte ist relativ zu den Atomkernen symmetrisch verteilt.
Die Bindung zwischen Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität wird als polar bezeichnet. Das gemeinsame Elektronenpaar wird zum elektronegativeren Element verschoben. Die Schwerpunkte positiver (b+) und negativer (b-) Ladungen fallen nicht zusammen. Je größer der Unterschied in der Elektronegativität der eine Bindung bildenden Elemente ist, desto höher ist die Polarität der Bindung. Wenn die Elektronegativitätsdifferenz weniger als 1,9 beträgt, wird die Bindung berücksichtigt polar kovalent.
Bei einem zweiatomigen Molekül stimmt die Polarität des Moleküls mit der Polarität der Bindung überein. In mehratomigen Molekülen ist das gesamte Dipolmoment eines Moleküls gleich der Vektorsumme der Momente aller seiner Bindungen. Der Dipolvektor ist von + nach – gerichtet
Beispiel 3. Bestimmen Sie mithilfe der Valenzbindungsmethode die Polarität der Zinn(II)-chlorid- und Zinn(IV)-chlorid-Moleküle.
50 Sn gehört zu den p-Elementen.
Valenzelektronen 5s 2 5p 2. Verteilung der Elektronen über Quantenzellen im Normalzustand:
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| |
| |
Chemische Formeln Zinn(IV)-chlorid – SnCl 4, Zinn(II)-chlorid – SnCl 2
Um die geometrische Form von Molekülen zu konstruieren, stellen wir die Orbitale ungepaarter Valenzelektronen unter Berücksichtigung ihrer maximalen Überlappung dar
Reis. 4. Geometrische Form der SnCl 2 - und SnCl 4 -Moleküle
Die Elektronegativität von Sn beträgt 1,8. Kl – 3,0. Sn-Cl-Bindung, polar, kovalent. Lassen Sie uns die Vektoren der Dipolmomente polarer Bindungen darstellen.
in SnCl 2- und SnCl 4-Molekülen
SnCl 2 ist ein polares Molekül
SnCl 4 ist ein unpolares Molekül.
Stoffe können je nach Temperatur und Druck in gasförmigen, flüssigen und festen Aggregatzuständen vorliegen.
Im gasförmigen Zustand liegen Stoffe in Form einzelner Moleküle vor.
Im flüssigen Zustand in Form von Aggregaten, wobei die Moleküle durch intermolekulare Van-der-Waals-Kräfte oder Wasserstoffbrückenbindungen verbunden sind. Darüber hinaus gilt: Je polarer die Moleküle, desto stärker ist die Bindung und desto höher ist infolgedessen der Siedepunkt der Flüssigkeit.
IN Feststoffe Strukturpartikel sind sowohl durch intramolekulare als auch intermolekulare Bindungen verbunden. Klassifizieren: ionische, metallische, atomare (kovalente), molekulare Kristalle und Kristalle mit gemischten Bindungen.
STEUERAUFGABEN
73. Warum sind die Elemente Chlor und Kalium aktiv, während das dazwischen liegende Element Argon schwach aktiv ist?
74. Erklären Sie anhand der Methode der Valenzbindungen, warum das Wassermolekül (H 2 O) polar und das Methanmolekül (CH 4) unpolar ist?
75. Der Stoff Kohlenmonoxid (II) ist Wirkstoff und Kohlenmonoxid (IV) wird als niedrigaktive Substanz eingestuft. Erklären Sie dies mit der Valenzbindungsmethode.
76. Wie sich die Stärke von Stickstoff- und Sauerstoffmolekülen ändert. Erklären Sie dies mit der Valenzbindungsmethode.
77. Warum unterscheiden sich die Eigenschaften eines Natriumchloridkristalls (NaCl) von denen eines Natriumkristalls (Na)? Welche Art von Kommunikation findet in diesen Kristallen statt?
78. Bestimmen Sie mithilfe der Valenzbindungsmethode die Polarität der Moleküle Aluminiumchlorid und Schwefelwasserstoff.
79. Welche Art von Hydroxiden ist Rubidiumhydroxid? Erklären Sie dies mit der Valenzbindungsmethode.
80. Der Siedepunkt von flüssigem Fluorwasserstoff beträgt 19,5 0 C, der von flüssigem Chlorwasserstoff (- 84,0 0 C). Warum gibt es so große Unterschiede in den Siedepunkten?
81. Erklären Sie anhand der Methode der Valenzbindungen, warum Tetrachlorkohlenstoff (CCl 4) unpolar und Chloroform (CHCl 3) eine polare Substanz ist?
82. Wie verändert sich die Stärke der Bindungen in CH 4 – SnH 4 Molekülen? Erklären Sie anhand der Methode der Valenzverbindungen.
83. Welche möglichen Verbindungen bilden die Elemente: Blei und Brom? Bestimmen Sie die Polarität dieser Bindungen.
84. Bestimmen Sie mithilfe der Valenzbindungsmethode die Polarität von Stickstoffmolekülen und Stickstoff(III)-bromid.
85. Der Siedepunkt von Wasser beträgt 100 0 C, der von Schwefelwasserstoff (60,7 0 C). Warum gibt es so große Unterschiede in den Siedepunkten?
86. Bestimmen Sie, welche Verbindung eine stärkere Bindung hat: Zinnbromid oder Kohlenstoffbromid? Bestimmen Sie die Polarität dieser Verbindungen.
87. Bestimmen Sie mithilfe der Valenzbindungsmethode die Polarität der Galliumiodid- und Bismutiodidmoleküle.
88. Erklären Sie anhand der Theorie der chemischen Bindung, warum Xenon ein edles (niedrigaktives) Element ist.
89. Geben Sie die Art der Hybridisierung (sp, sp 2, sp 3) in den Verbindungen an: BeCl 2, SiCl 4. Zeichnen Sie die geometrischen Formen der Moleküle.
90. Zeichnen Sie die räumliche Anordnung der Bindungen in den Molekülen: Borhydrid und Phosphor(III)-hydrid. Bestimmen Sie die Polarität von Molekülen.
Richtlinien Zu Kontrollaufgaben in Disziplin“ Chemie» für Studierende nichtchemischer Fachrichtungen Korrespondenzformular Ausbildung. Teil 1.
Zusammengestellt von: Associate Professor, Ph.D. Obukhov V.M.
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In homonuklearen Molekülen (H 2 , F 2 usw.) gehört das eine Bindung bildende Elektronenpaar zu gleichen Teilen zu jedem Atom, daher fallen die Zentren positiver und negativer Ladungen im Molekül zusammen. Solche Moleküle sind unpolar.
In heteronuklearen Molekülen ist der Beitrag zur Kopplung der Wellenfunktionen verschiedener Atome jedoch unterschiedlich. In der Nähe eines der Atome erscheint eine überschüssige Elektronendichte, also eine überschüssige negative Ladung, und in der Nähe des anderen eine positive. In diesem Fall spricht man von der Verschiebung eines Elektronenpaares von einem Atom zum anderen, was jedoch nicht wörtlich zu verstehen ist, sondern nur als Erhöhung der Wahrscheinlichkeit, ein Elektronenpaar in der Nähe eines der Kerne des Moleküls zu finden.
Um die Richtung einer solchen Verschiebung zu bestimmen und ihre Größe halbquantitativ abzuschätzen, wird das Konzept der Elektronegativität eingeführt.
Es gibt mehrere Skalen der Elektronegativität. Allerdings sind die Elemente in der Elektronegativitätsreihe in der gleichen Reihenfolge angeordnet, sodass die Unterschiede unbedeutend sind und die Elektronegativitätsskalen durchaus vergleichbar sind.
Nach R. Mulliken ist die Elektronegativität die Hälfte der Summe aus Ionisierungsenergien und Elektronenaffinität (siehe Abschnitt 2.10.3):
Das Valenzelektronenpaar wird zum elektronegativeren Atom verschoben.
Es ist bequemer, relative statt absolute Werte der Elektronegativität zu verwenden. Die Elektronegativität von Lithium 3 Li wird als eins angenommen. Die relative Elektronegativität eines beliebigen Elements A ist gleich:
Schwere Alkalimetalle haben die niedrigste Elektronegativität (XFr = 0,7). Das elektronegativste Element ist Fluor (X F = 4,0). Nach Perioden gibt es einen allgemeinen Trend zur Erhöhung der Elektronegativität und nach Untergruppen - deren Abnahme (Tabelle 3.4).
Bei der praktischen Verwendung der Daten aus dieser Tabelle (sowie Daten aus anderen Elektronegativitätsskalen) ist zu berücksichtigen, dass sich bei Molekülen, die aus drei oder mehr Atomen bestehen, der Elektronegativitätswert unter dem Einfluss benachbarter Atome merklich ändern kann. Streng genommen kann einem Element überhaupt keine konstante Elektronegativität zugeordnet werden. Dies hängt vom Wertigkeitszustand des Elements, der Art der Verbindung usw. ab. Dennoch ist dieses Konzept für eine qualitative Erklärung der Eigenschaften chemischer Bindungen und Verbindungen nützlich.
Tabelle 3.4
Elektronegativität von s- und p-Elementen nach Pauling
|
Zeitraum |
Gruppe |
||||||
Die Bindungspolarität wird durch die Verschiebung des Valenzelektronenpaars in zweiatomigen Molekülen bestimmt und quantitativ charakterisiert Dipolmoment, oder elektrisches Dipolmoment, Moleküle. Es ist gleich dem Produkt des Abstands zwischen den Kernen G im Molekül und die diesem Abstand entsprechende effektive Ladung 5:
Weil G wird als Vektor betrachtet, der von der positiven zur negativen Ladung gerichtet ist, das Dipolmoment ist ebenfalls ein Vektor und hat die gleiche Richtung. Die Einheit des Dipolmoments ist Debye D (1D = 3,33 Yu -30 C m).
Das Dipolmoment eines komplexen Moleküls ist definiert als die Vektorsumme der Dipolmomente aller Bindungen. Wenn also das AB-Molekül bezüglich der Linie jeder Bindung symmetrisch ist, ist das gesamte Dipolmoment eines solchen Moleküls unabhängig von der Polarität
Ness A-B-Verbindungen, ist gleich Null: D = ^ D; = 0. Beispiele sind:
leben bisher als symmetrische Moleküle betrachtet, deren Bindungen durch Hybridorbitale gebildet werden: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 usw.
Moleküle, in denen Bindungen durch Nicht-Hybridorbitale oder Hybridorbitale mit einsamen Elektronenpaaren gebildet werden, sind in Bezug auf die Bindungslinien asymmetrisch. Die Dipolmomente solcher Moleküle sind nicht Null. Beispiele für solche polaren Moleküle: H 2 S, NH 3, H 2 0 usw. In Abb. Abbildung 3.18 zeigt eine grafische Interpretation der Summe polarer Bindungsvektoren in einem symmetrischen BeF 2 (fl)-Molekül und einem asymmetrischen H 2 S-Molekül (B).
Reis. 3.18. Dipolmomente der Moleküle BeF 2 (a) und H 2 S (b).
Wie bereits erwähnt, gilt: Je größer der Unterschied in der Elektronegativität der eine Bindung bildenden Atome, desto stärker verschiebt sich das Valenzelektronenpaar, desto polarer ist die Bindung und desto größer ist daher die effektive Ladung b, wie in der Tabelle dargestellt. 3.5.
Tabelle 3.5
Änderung der Art der Bindung in einer Reihe von Verbindungen von Elementen der Periode II mit Fluor
In einer polaren Bindung können grob zwei Komponenten unterschieden werden: ionisch aufgrund der elektrostatischen Anziehung und kovalent aufgrund überlappender Orbitale. Mit zunehmender Elektronegativitätsdifferenz OH Das Valenzelektronenpaar wird zunehmend in Richtung des Fluoratoms verschoben, das eine zunehmend negative effektive Ladung erhält. Der Beitrag der ionischen Komponente zur Bindung nimmt zu, während der Anteil der kovalenten Komponente abnimmt. Quantitative Veränderungen werden qualitativ: Im UF-Molekül gehört das Elektronenpaar fast ausschließlich zu Fluor und seine effektive Ladung nähert sich der Einheit, d.h. zur Ladung des Elektrons. Wir können davon ausgehen, dass zwei Ionen entstanden sind: das Li+-Kation und das Anion F~, und die Verbindung beruht nur auf ihrer elektrostatischen Anziehung (die kovalente Komponente kann vernachlässigt werden). Diese Verbindung heißt ionisch. Es kann als angesehen werden Extremfall einer polaren kovalenten Bindung.
Das elektrostatische Feld hat keine Vorzugsrichtungen. Deshalb Ionenbindung im Gegensatz zu kovalent Direktionalität ist nicht charakteristisch. Ein Ion wechselwirkt mit beliebig vielen Ionen entgegengesetzter Ladung. Dies erklärt eine weitere charakteristische Eigenschaft der Ionenbindung – Mangel an Sättigung.
Für ionische Moleküle kann die Bindungsenergie berechnet werden. Betrachten wir Ionen als nicht verformbare Kugeln mit Ladungen ±е, dann hängt die Anziehungskraft zwischen ihnen vom Abstand zwischen den Zentren der Ionen ab G kann durch die Coulomb-Gleichung ausgedrückt werden:
Die Anziehungsenergie wird durch die Relation bestimmt 
Bei Annäherung entsteht durch die Wechselwirkung der Elektronenhüllen eine abstoßende Kraft. Sie ist umgekehrt proportional zum Abstand zur Kraft P:
Wo IN- einige konstant. Exponent N deutlich größer als eins und liegt für verschiedene Ionenkonfigurationen im Bereich von 5 bis 12. Unter Berücksichtigung der Tatsache, dass die Kraft die Ableitung der Energie nach dem Abstand ist, erhalten wir aus Gleichung (3.6):
Mit Veränderung Gändern Fnp Und Fqtt. In einiger Entfernung g 0 diese Kräfte werden ausgeglichen, was dem Minimum der resultierenden Wechselwirkungsenergie entspricht U Q . Nach den Transformationen können Sie bekommen
Diese Gleichung ist als Born-Gleichung bekannt.
Minimum auf der Abhängigkeitskurve U=f(r) entsprechen dem Gleichgewichtsabstand r 0 und der Energie U Q . Dies ist die Bindungsenergie zwischen Ionen. Selbst wenn N unbekannt ist, können wir die Bindungsenergie abschätzen, indem wir 1 nehmen /P gleich Null:
Der Fehler wird 20 % nicht überschreiten.
Für Ionen mit Ladungen z l und z 2 Gleichungen (3.7) und (3.8) nehmen die Form an:
Da in Molekülen dieser Art die Existenz einer Bindung, die einer rein ionischen Bindung nahekommt, problematisch ist, sollten die letzten Gleichungen als sehr grobe Näherung betrachtet werden.
Gleichzeitig können die Probleme der Polarität und Ionizität von Bindungen von der entgegengesetzten Position aus angegangen werden – vom Standpunkt der Polarisation von Ionen. Es wird davon ausgegangen, dass ein vollständiger Elektronentransfer stattfindet und das Molekül aus isolierten Ionen besteht. Dann verschieben sich die Elektronenwolken unter dem Einfluss elektrisches Feld durch Ionen erzeugt - Polarisation Ionen.
Polarisation ist ein zweigleisiger Prozess, der kombiniert polarisierende Wirkung Ionen aus ihren Polarisierbarkeit. Polarisierbarkeit ist die Fähigkeit der Elektronenwolke eines Ions, Moleküls oder Atoms, sich unter dem Einfluss des elektrostatischen Feldes eines anderen Ions zu verformen. Die Stärke dieses Feldes bestimmt die polarisierende Wirkung des Ions. Aus Gleichung (3.10) folgt, dass die polarisierende Wirkung eines Ions umso größer ist, je größer seine Ladung und je kleiner sein Radius ist. Die Radien von Kationen sind in der Regel viel kleiner als die Radien von Anionen, daher kommt es in der Praxis häufig zu einer Polarisation von Anionen unter dem Einfluss von Kationen und nicht umgekehrt. Die Polarisierbarkeit von Ionen hängt auch von ihrer Ladung und ihrem Radius ab. Ionen großer Größe und Ladung lassen sich leichter polarisieren. Die polarisierende Wirkung eines Ions besteht darin, die Elektronenwolke eines Ions mit entgegengesetzter Ladung zu sich heranzuziehen. Dadurch nimmt die Ionizität der Bindung ab, d.h. Die Bindung wird polar kovalent. Somit verringert die Ionenpolarisierung den Grad der Ionizität der Bindung und hat den gegenteiligen Effekt der Bindungspolarisierung.
Polarisation von Ionen in einem Molekül, d.h. Eine Erhöhung des Anteils kovalenter Bindungen erhöht die Stärke seiner Zersetzung in Ionen. Bei einer Reihe von Verbindungen eines bestimmten Kations mit Anionen des gleichen Typs nimmt der Dissoziationsgrad in Lösungen mit zunehmender Polarisierbarkeit der Anionen ab. Beispielsweise nimmt in der Reihe der Bleihalogenide PbCl 2 - PbBr 2 - PI 2 der Radius der Halogenidanionen zu, ihre Polarisierbarkeit nimmt zu und die Zersetzung in Ionen wird abgeschwächt, was sich in einer Abnahme der Löslichkeit widerspiegelt.
Beim Vergleich der Eigenschaften von Salzen mit gleichem Anion und ausreichend großen Kationen sollte die Polarisation der Kationen berücksichtigt werden. Beispielsweise ist der Radius des Hg 2+-Ions größer als der Radius des Ca 2+-Ions, sodass Hg 2+ stärker polarisiert ist als Ca 2+. Das Ergebnis ist CaC1 2 starker Elektrolyt, d.h. dissoziiert vollständig in Lösung und HgCl 2 ist ein schwacher Elektrolyt, d.h. dissoziiert praktisch nicht in Lösungen.
Die Polarisation von Ionen in einem Molekül verringert seine Stärke, wenn es in Atome oder Moleküle zerfällt. Beispielsweise nimmt in der Reihe CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 der Radius der Halogenidionen zu, ihre Polarisation durch das Ca 2+-Ion nimmt zu und daher sinkt die Temperatur der thermischen Dissoziation in Calcium und Halogen: CaHa1 2 = Ca + Ha1 2.
Wenn ein Ion leicht polarisiert ist, erfordert seine Anregung wenig Energie, was der Absorption sichtbarer Lichtquanten entspricht. Dies ist der Grund für die Verfärbung von Lösungen solcher Verbindungen. Eine Erhöhung der Polarisierbarkeit führt zu einer Farbverstärkung, beispielsweise in der Reihe NiCl 2 – NiBr 2 – Nil 2 (erhöhte Polarisierbarkeit des Anions) oder in der Reihe KC1 – CuCl 2 (erhöhte Polarisierbarkeit des Kations).
Die Grenze zwischen polaren kovalenten und ionischen Bindungen ist sehr willkürlich. Für Moleküle im gasförmigen Zustand wird angenommen, dass es einen Unterschied in der Elektronegativität gibt AH > Die 2,5-Bindung ist ionisch. In Lösungen polarer Lösungsmittel sowie im kristallinen Zustand haben die Lösungsmittelmoleküle bzw. benachbarte Partikel an den Knoten einen starken Einfluss. Kristallgitter. Daher erscheint die ionische Natur der Bindung bei einem deutlich geringeren Unterschied in der Elektronegativität. In der Praxis können wir davon ausgehen, dass die Bindung zwischen typischen Metallen und Nichtmetallen in Lösungen und Kristallen ionisch ist.
Am Wasserstoffatom +0,17 und am Chloratom -0,17.
Als quantitatives Maß für die Bindungspolarität werden am häufigsten die sogenannten effektiven Ladungen auf Atomen verwendet.
Die effektive Ladung ist definiert als die Differenz zwischen der Ladung von Elektronen, die sich in einem Raumbereich in der Nähe des Kerns befinden, und der Ladung des Kerns. Dieses Maß hat jedoch nur eine bedingte und näherungsweise [relative] Bedeutung, da es unmöglich ist, einen Bereich in einem Molekül eindeutig zu identifizieren, der sich ausschließlich auf ein einzelnes Atom und bei mehreren Bindungen auf eine bestimmte Bindung bezieht.
Das Vorhandensein einer effektiven Ladung kann durch Ladungssymbole auf Atomen angezeigt werden (z. B. H δ+ - Cl δ−, wobei δ ein bestimmter Bruchteil der Elementarladung ist). 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+ .
Fast alle chemischen Bindungen, mit Ausnahme der Bindungen in zweiatomigen homonuklearen Molekülen, sind mehr oder weniger polar. Kovalente Bindungen sind normalerweise schwach polar. Ionenbindungen sind stark polar.
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Untertitel
Effektive Ladung
Werte der relativen effektiven Ladungen, die mit verschiedenen Methoden (optische Spektroskopie, NMR, ebenfalls basierend auf quantenchemischen Berechnungen) können divergieren. Die verfügbaren Werte von δ deuten jedoch darauf hin, dass Atome in Verbindungen mit hoher Ladung kein [entsprechend der absoluten Ladung Elektron] haben und rein ionische Verbindungen nicht existieren.
Momentane und induzierte Dipole.
Ein Molekül ist ein dynamisches System, in dem eine ständige Bewegung von Elektronen und Vibrationen von Kernen stattfinden. Daher kann die Ladungsverteilung darin nicht streng konstant sein. Beispielsweise wird das Cl 2 -Molekül als unpolar klassifiziert: Der Wert seines elektrischen Dipolmoments ist Null. Zu jedem gegebenen Zeitpunkt kommt es jedoch zu einer vorübergehenden Ladungsverschiebung zu einem der Chloratome: Cl δ+ → Cl δ− oder Cl δ− ← Cl δ+ mit der Bildung momentane Mikrodipole. Da eine solche Ladungsverschiebung zu jedem der Atome gleich wahrscheinlich ist, entspricht die durchschnittliche Ladungsverteilung genau dem Durchschnitt Nullwert Dipolmoment.
Bei polaren Molekülen ist der Wert des Dipolmoments zu jedem Zeitpunkt etwas größer oder etwas kleiner als sein Durchschnittswert. Richtung und Größe des momentanen Dipols unterliegen ständigen Schwankungen des permanenten Dipolmoments. Somit kann jedes unpolare und polare Molekül (und ein Atom darin) als eine Reihe periodischer, momentaner Mikrodipole betrachtet werden, deren Größe und Richtung sich sehr schnell ändern.
Reis. 32. Schemata polarer und unpolarer Moleküle: a - polares Molekül; b-unpolares Molekül
Jedes Molekül enthält sowohl positiv geladene Teilchen – Atomkerne – als auch negativ geladene Teilchen – Elektronen. Für jede Art von Teilchen (oder genauer gesagt für jede Ladung) kann man einen Punkt finden, der sozusagen ihr „elektrischer Schwerpunkt“ ist. Diese Punkte werden als Pole des Moleküls bezeichnet. Wenn die elektrischen Schwerpunkte positiver und negativer Ladungen in einem Molekül zusammenfallen, ist das Molekül unpolar. Dies sind beispielsweise Moleküle H 2, N 2, die aus identischen Atomen bestehen, die gemeinsame Elektronenpaare haben gleichermaßen gehören zu beiden Atomen, sowie viele symmetrisch aufgebaute Moleküle mit Atombindungen, zum Beispiel Methan CH 4, Tetrachlorid CCl 4.
Ist das Molekül aber beispielsweise asymmetrisch aufgebaut, besteht es aus zwei unterschiedlichen Atomen, kann, wie bereits gesagt, das gemeinsame Elektronenpaar mehr oder weniger zur Seite verschoben werdeneines der Atome. Es ist offensichtlich, dass in diesem Fall aufgrund der ungleichmäßigen Verteilung der positiven und negativen Ladungen im Inneren des Moleküls deren elektrische Schwerpunkte nicht zusammenfallen und ein polares Molekül entsteht (Abb. 32).
Polare Moleküle sind
Polare Moleküle sind Dipole. Unter diesem Begriff versteht man im Allgemeinen jedes elektrisch neutrale System, also ein System, das aus positiven und negativen Ladungen besteht, die so verteilt sind, dass ihre elektrischen Schwerpunkte nicht zusammenfallen.
Der Abstand zwischen den elektrischen Schwerpunkten dieser und anderer Ladungen (zwischen den Polen des Dipols) wird als Länge des Dipols bezeichnet. Die Länge des Dipols charakterisiert den Grad der Polarität des Moleküls. Es ist klar, dass die Dipollänge für verschiedene polare Moleküle unterschiedlich ist; Je größer es ist, desto ausgeprägter ist die Polarität des Moleküls.
Reis. 33. Schemata der Struktur von CO2- und CS2-Molekülen
In der Praxis wird der Grad der Polarität bestimmter Moleküle durch Messung des sogenannten Dipolmoments des Moleküls m bestimmt, das als Produkt der Länge des Dipols definiert ist l zur Ladung seines Pols e:
t =l e
Die Größen von Dipolmomenten hängen mit bestimmten Eigenschaften von Stoffen zusammen und können experimentell bestimmt werden. Größenordnung T immer 10 -18, da die elektrische Ladung
Thron entspricht 4,80 10 -10 elektrostatischen Einheiten, und die Länge des Dipols ist ein Wert in der gleichen Größenordnung wie der Durchmesser des Moleküls, d. h. 10 -8 cm. Nachfolgend sind die Dipolmomente der Moleküle einiger anorganischer Substanzen aufgeführt.
Dipolmomente einiger Stoffe
T 10 18
. . . .. …….. 0
Wasser……. 1,85
. . . ………..0
Chlorwasserstoff……. 1.04
Kohlendioxid…….0
Bromid. …… 0,79
Schwefelkohlenstoff…………0
Jodwasserstoff…….. 0,38
Schwefelwasserstoff………..1.1
Kohlenmonoxid……. 0,11
Schwefeldioxid. . . ……1.6
Blausäure……..2.1
Die Bestimmung der Dipolmomentwerte ermöglicht viele interessante Rückschlüsse auf die Struktur verschiedener Moleküle. Schauen wir uns einige dieser Erkenntnisse an.
Reis. 34. Schema der Struktur eines Wassermoleküls
Wie zu erwarten ist, sind die Dipolmomente von Wasserstoff- und Stickstoffmolekülen Null; Die Moleküle dieser Stoffe sind vollständigsymmetrisch und daher elektrische Ladungen sie sind gleichmäßig verteilt. Die fehlende Polarität von Kohlendioxid und Schwefelkohlenstoff zeigt, dass auch ihre Moleküle symmetrisch aufgebaut sind. Die Struktur der Moleküle dieser Stoffe ist in Abb. schematisch dargestellt. 33.
Etwas unerwartet ist das Vorhandensein eines ziemlich großen Dipolmoments in der Nähe von Wasser. Da die Formel von Wasser den Formeln von Kohlendioxid ähnelt
und Schwefelkohlenstoff würde man erwarten, dass seine Moleküle auf die gleiche Weise aufgebaut wärensymmetrisch, wie die Moleküle CS 2 und CO 2.
Angesichts der experimentell festgestellten Polarität der Wassermoleküle (Polarität der Moleküle) muss diese Annahme jedoch verworfen werden. Derzeit wird dem Wassermolekül eine asymmetrische Struktur zugeschrieben (Abb. 34): Zwei Wasserstoffatome sind so mit einem Sauerstoffatom verbunden, dass ihre Bindungen einen Winkel von etwa 105° bilden. Eine ähnliche Anordnung der Atomkerne findet sich auch in anderen Molekülen der gleichen Art (H 2 S, SO 2), die Dipolmomente besitzen.
Die Polarität der Wassermoleküle erklärt viele ihrer physikalischen Eigenschaften.