I rommet rundt kjernene sammenlignet med fordelingen av elektrontetthet i de nøytrale atomene som danner en gitt binding.
De såkalte effektive ladningene på atomer brukes som et kvantitativt mål på bindingens polaritet.
Den effektive ladningen er definert som forskjellen mellom ladningen til elektroner lokalisert i et område i rommet nær kjernen og ladningen til kjernen. Dette målet har imidlertid bare en betinget og tilnærmet betydning, siden det er umulig å entydig identifisere et område i et molekyl som utelukkende relaterer seg til et individuelt atom, og i tilfelle flere bindinger, til en spesifikk binding.
Tilstedeværelsen av en effektiv ladning kan indikeres med symboler for ladninger på atomer (for eksempel H + δ - Cl − δ, hvor δ er en viss brøkdel av den elementære ladningen).
Nesten alle kjemiske bindinger, med unntak av bindinger i diatomiske homonukleære molekyler, er polare i en eller annen grad. Kovalente bindinger er vanligvis svakt polare. Ionebindinger er svært polare.
Se også
Kilder
Wikimedia Foundation.
- 2010.
- polar pil
Polarekspedisjoner
Se hva "Polarity of chemical bonds" er i andre ordbøker: Polariteten til kjemiske bindinger - karakteristisk kjemisk binding
(Se Kjemisk binding), som viser omfordelingen av elektrontetthet i rommet nær kjernene sammenlignet med den opprinnelige fordelingen av denne tettheten i de nøytrale atomene som danner denne bindingen ... ... Polaritet
- Wiktionary har en artikkel "polaritet" Polaritet (← lat. polaris ← ... Wikipedia Kjemisk binding
- ... Wikipedia Molekyl
- Diagram over kovalente bindinger mellom atomer i et oksygenmolekyl ... Wikipedia Valens (kjemisk) - Valens (fra latin valentia ≈ styrke), et atoms evne til å danne kjemiske bindinger. Et kvantitativt mål på styrke regnes vanligvis for å være antall andre atomer i et molekyl som et gitt atom danner bindinger med. V. er et av de grunnleggende konseptene... ...
Stor sovjetisk leksikon Valence - Valens (fra latin valentia ≈ styrke), et atoms evne til å danne kjemiske bindinger. Et kvantitativt mål på styrke regnes vanligvis for å være antall andre atomer i et molekyl som et gitt atom danner bindinger med. V. er et av de grunnleggende konseptene... ...
- I Valens (fra latin valentia force) er et atoms evne til å danne kjemiske bindinger. Et kvantitativt mål på styrke regnes vanligvis for å være antall andre atomer i et molekyl som et gitt atom danner bindinger med. V. en av de grunnleggende... ... Oktettregel
- Bindinger i karbondioksid (CO2) alle atomer er omgitt av 8 elektroner etter oktettregelen. Derfor er CO2 et stabilt molekyl. Oktettregelen (oktettteorien) ble foreslått av G. N. Lewis for å forklare årsakene ... ... Wikipedia- Strukturell kjemi-seksjon, et kjemiområde som studerer forholdet mellom ulike fysiske og fysisk-kjemiske egenskaper ulike stoffer med sine kjemisk struktur og reaktivitet. Strukturkjemi tar ikke bare hensyn til den geometriske... ... Wikipedia
Elektronegativitet- (χ) fundamental kjemiske egenskaper atom, en kvantitativ karakteristikk av evnen til et atom i et molekyl til å forskyve vanlige elektronpar mot seg selv. Moderne konsept elektronegativiteten til atomer ble introdusert av den amerikanske kjemikeren L. Pauling... ... Wikipedia
Isomerisme- For ikke å forveksle med isomerisme atomkjerner. Isomerisme (fra andre greske ἴσος «lik» og μέρος «dele, del») et fenomen som består i eksistensen kjemiske forbindelser(isomerer) identiske i sammensetning og molekylvekt, men... ... Wikipedia
Polaritet.
Avhengig av plasseringen av det vanlige elektronparet (elektrontetthet) mellom atomkjernene, skilles ikke-polare og polare bindinger.
En upolar binding dannes av atomer av elementer med samme elektronegativitet. Elektrontettheten er fordelt symmetrisk i forhold til atomkjernene.
Bindingen mellom atomer med ulik elektronegativitet kalles polar. Det delte elektronparet forskyves mot det mer elektronegative elementet. Tyngdepunktene til positive (b +) og negative (b -) ladninger faller ikke sammen. Jo større forskjellen er i elektronegativitet for elementene som danner en binding, desto høyere er polariteten til bindingen. Når elektronegativitetsforskjellen er mindre enn 1,9, vurderes bindingen polar kovalent.
For et diatomisk molekyl faller polariteten til molekylet sammen med polariteten til bindingen. I polyatomiske molekyler er det totale dipolmomentet til et molekyl lik vektorsummen av momentene til alle dets bindinger. Dipolvektoren er rettet fra + til –
Eksempel 3. Ved hjelp av valensbindingsmetoden bestemmer du polariteten til tinn(II)klorid- og tinn(IV)kloridmolekylene.
50 Sn tilhører p – elementer.
Valenselektroner 5s 2 5p 2. Fordeling av elektroner over kvanteceller i normal tilstand:
| |
| |
| |
Kjemiske formler tinn (IV) klorid - SnCl 4, tinn (II) klorid - SnCl 2
For å konstruere den geometriske formen til molekyler, skildrer vi orbitalene til uparrede valenselektroner, tar hensyn til deres maksimale overlapping
Ris. 4. Geometrisk form av SnCl 2 og SnCl 4 molekyler
Elektronegativiteten til Sn er 1,8. Cl - 3,0. Sn–Cl-binding, polar, kovalent. La oss skildre vektorene til dipolmomentene til polare bindinger.
i SnCl 2 og SnCl 4 molekyler
SnCl 2 er et polart molekyl
SnCl 4 er et ikke-polart molekyl.
Stoffer, avhengig av temperatur og trykk, kan eksistere i gassformig, flytende og fast aggregattilstand.
I gassform er stoffer i form av individuelle molekyler.
I flytende tilstand i form av aggregater, hvor molekylene er forbundet med intermolekylære van der Waals-krefter eller hydrogenbindinger. Dessuten, jo mer polare molekylene er, desto sterkere er bindingen, og som et resultat, jo høyere kokepunkt for væsken.
I faste stoffer strukturelle partikler er forbundet med både intramolekylære og intermolekylære bindinger. Klassifiser: ioniske, metalliske, atomære (kovalente), molekylære krystaller og krystaller med blandede bindinger.
KONTROLLOPPGAVER
73. Hvorfor er grunnstoffene klor og kalium aktive, mens grunnstoffet argon, som ligger mellom dem, er lavaktivt?
74. Bruk metoden for valensbindinger, forklar hvorfor vannmolekylet (H 2 O) er polart, og metanmolekylet (CH 4) er ikke-polart?
75. Stoffet karbonmonoksid (II) er virkestoff, og karbonmonoksid (IV) er klassifisert som et lavaktivt stoff. Forklar bruk av valensbindingsmetoden.
76. Hvordan styrken til nitrogen- og oksygenmolekyler endres. Forklar bruk av valensbindingsmetoden.
77. Hvorfor er egenskapene til en natriumklorid (NaCl) krystall forskjellige fra egenskapene til en natrium (Na) krystall? Hvilken type kommunikasjon skjer i disse krystallene?
78. Bruk valensbindingsmetoden, bestem polariteten til molekylene av aluminiumklorid og hydrogensulfid.
79. Hvilken type hydroksyder er rubidiumhydroksid? Forklar bruk av valensbindingsmetoden.
80. Kokepunktet for flytende hydrogenfluorid er 19,5 0 C, og for flytende hydrogenklorid (- 84,0 0 C). Hvorfor er det så stor forskjell på kokepunkt?
81. Bruk metoden for valensbindinger, forklar hvorfor karbontetraklorid (CCl 4) er upolart, og kloroform (CHCl 3) er et polart stoff?
82. Hvordan endres styrken til bindinger i CH 4 – SnH 4 molekyler? Forklar bruk av metoden for valensforbindelser.
83. Hvilke mulige forbindelser danner grunnstoffene: bly og brom? Bestem polariteten til disse bindingene.
84. Bruk valensbindingsmetoden til å bestemme polariteten til nitrogenmolekyler og nitrogen(III)bromid.
85. Kokepunktet for vann er 100 0 C, og for hydrogensulfid (60,7 0 C). Hvorfor er det så stor forskjell på kokepunkt?
86. Bestem hvilken forbindelse som har en sterkere binding: tinnbromid eller karbonbromid? Bestem polariteten til disse forbindelsene.
87. Ved hjelp av valensbindingsmetoden bestemmer du polariteten til galliumjodid- og vismutjodidmolekylene.
88. Bruk teorien om kjemisk binding og forklar hvorfor xenon er et edelt (lavaktivt) grunnstoff.
89. Angi type hybridisering (sp, sp 2, sp 3) i forbindelsene: BeCl 2, SiCl 4. Tegn de geometriske formene til molekylene.
90. Tegn det romlige arrangementet av bindinger i molekylene: borhydrid og fosfor(III)hydrid. Bestem polariteten til molekyler.
Retningslinjer Til kontrolloppgaver i disiplin" Kjemi» for studenter med ikke-kjemiske spesialiteter korrespondanseskjema opplæring. Del 1.
Sammensatt av: Førsteamanuensis, Ph.D. Obukhov V.M.
assistent Kostareva E.V.
Signert for publisering Skriveoppgave. nr. 1
Ordrenummer Konto. utg. l.
Format 60/90/1/16. Betinget stekeovn l.
Trykt på RISO GR 3750 Edition.
Forlag" Olje- og gassuniversitetet»
Tilstand utdanningsinstitusjon profesjonell høyere utdanning
"Tyumen State Oil and Gas University"
Institutt for operativ trykking av forlaget "Oil and Gas University"
625 000, g. Tyumen, st. Volodarsky, 38
I homonukleære molekyler (H 2 , F 2 , etc.) tilhører elektronparet som danner en binding likt hvert atom, derfor faller sentrene for positive og negative ladninger i molekylet sammen. Slike molekyler er ikke-polare.
I heteronukleære molekyler er imidlertid bidraget til koblingen av bølgefunksjonene til forskjellige atomer forskjellig. I nærheten av ett av atomene vises en overflødig elektrontetthet, derfor en overflødig negativ ladning, og nær den andre - en positiv. I dette tilfellet snakker de om forskyvningen av et elektronpar fra ett atom til et annet, men dette skal ikke forstås bokstavelig, men bare som en økning i sannsynligheten for å finne et elektronpar nær en av kjernene til molekylet.
For å bestemme retningen til et slikt skift og semi-kvantitativt estimere dens størrelse, introduseres begrepet elektronegativitet.
Det er flere skalaer for elektronegativitet. Imidlertid er elementene ordnet i samme rekkefølge i elektronegativitetsserien, så forskjellene er ubetydelige, og elektronegativitetsskalaene er ganske sammenlignbare.
I følge R. Mulliken er elektronegativitet halve summen av ioniseringsenergier og elektronaffinitet (se avsnitt 2.10.3):
Valenselektronparet flyttes til det mer elektronegative atomet.
Det er mer praktisk å bruke relative i stedet for absolutte verdier av elektronegativitet. Elektronegativiteten til litium 3 Li tas som én. Den relative elektronegativiteten til ethvert element A er lik:
Tunge alkalimetaller har den laveste elektronegativiteten (XFr = 0,7). Det mest elektronegative grunnstoffet er fluor (X F = 4,0). Etter perioder er det en generell trend med økende elektronegativitet, og etter undergrupper - dens nedgang (tabell 3.4).
Når du bruker dataene fra denne tabellen i praksis (så vel som data fra andre elektronegativitetsskalaer), bør det tas i betraktning at i molekyler som består av tre eller flere atomer, kan elektronegativitetsverdien endre seg merkbart under påvirkning av naboatomer. Et grunnstoff kan strengt tatt ikke tildeles konstant elektronegativitet i det hele tatt. Det avhenger av elementets valenstilstand, type forbindelse osv. Likevel er dette konseptet nyttig for en kvalitativ forklaring av egenskapene til kjemiske bindinger og forbindelser.
Tabell 3.4
Elektronegativitet av s- og p-elementer ifølge Pauling
|
Periode |
Gruppe |
||||||
Bindingspolaritet bestemmes av forskyvningen av valenselektronparet i diatomiske molekyler og er kvantitativt karakterisert dipolmoment, eller elektrisk dipolmoment, molekyler. Det er lik produktet av avstanden mellom kjernene G i molekylet og den effektive ladningen 5 som tilsvarer denne avstanden:
Fordi G regnes som en vektor rettet fra positiv til negativ ladning, er dipolmomentet også en vektor og har samme retning. Enheten for dipolmoment er debye D (1D = 3,33 Yu -30 C m).
Dipolmomentet til et komplekst molekyl er definert som vektorsummen av dipolmomentene til alle bindinger. Derfor, hvis AB-molekylet er symmetrisk med hensyn til linjen til hver binding, vil det totale dipolmomentet til et slikt molekyl, til tross for polariteten
ness A-B koblinger, er lik null: D = ^ D; = 0. Eksempler inkluderer
levende tidligere ansett som symmetriske molekyler, hvor bindingene dannes av hybridorbitaler: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6, etc.
Molekyler der bindinger dannes av ikke-hybride orbitaler eller hybridorbitaler som involverer ensomme elektronpar er asymmetriske med hensyn til bindingslinjene. Dipolmomentene til slike molekyler er ikke null. Eksempler på slike polare molekyler: H 2 S, NH 3, H 2 0, etc. I fig. Figur 3.18 viser en grafisk tolkning av summeringen av polare bindingsvektorer i et symmetrisk BeF 2 (fl) molekyl og et asymmetrisk H 2 S molekyl (b).
Ris. 3.18. Dipolmomenter til BeF 2 (a) og H 2 S (b) molekyler
Som allerede nevnt, jo større forskjellen er i elektronegativitet for atomene som danner en binding, jo sterkere skifter valenselektronparet, jo mer polar blir bindingen og, derfor, jo større er den effektive ladningen b, som illustrert i tabellen. 3.5.
Tabell 3.5
Endring i bindingens natur i en serie forbindelser av periode II-elementer med fluor
I en polar binding kan to komponenter grovt skilles: ionisk, på grunn av elektrostatisk tiltrekning, og kovalent, på grunn av overlappende orbitaler. Ettersom elektronegativitetsforskjellen øker Åh valenselektronparet forskyves i økende grad mot fluoratomet, som får en stadig mer negativ effektiv ladning. Bidraget fra den ioniske komponenten til bindingen øker, og andelen av den kovalente komponenten avtar. Kvantitative endringer bli kvalitativ: i UF-molekylet tilhører elektronparet nesten utelukkende fluor, og dets effektive ladning nærmer seg enhet, dvs. til ladningen til elektronet. Vi kan anta at det ble dannet to ioner: Li + kation og anion F~, og forbindelsen skyldes bare deres elektrostatiske tiltrekning (den kovalente komponenten kan neglisjeres). Denne forbindelsen kalles ionisk. Det kan betraktes som ekstremt tilfelle av polar kovalent binding.
Det elektrostatiske feltet har ingen foretrukne retninger. Det er derfor ionisk binding i motsetning til kovalent retningsevne er ikke karakteristisk. Et ion samhandler med et hvilket som helst antall ioner med motsatt ladning. Dette forklarer en annen særegen egenskap ved ionbindingen - mangel på metning.
For ioniske molekyler kan bindingsenergi beregnes. Hvis vi betrakter ioner som ikke-deformerbare kuler med ladninger ±е, da avhenger tiltrekningskraften mellom dem av avstanden mellom sentrene til ionene G kan uttrykkes med Coulomb-ligningen:
Tiltrekningsenergien bestemmes av forholdet 
Når du nærmer deg, vises en frastøtende kraft på grunn av samspillet mellom elektronskall. Den er omvendt proporsjonal med avstanden til kraften p:
Hvor I- noen konstante. Eksponent n betydelig større enn enhet og for ulike ionekonfigurasjoner ligger i området fra 5 til 12. Ta i betraktning at kraften er den deriverte av energi med hensyn til avstand, fra ligning (3.6) får vi:
Med endring G endre Fnp Og Fqtt. På litt avstand g 0 disse kreftene utjevnes, som tilsvarer minimum av den resulterende interaksjonsenergien U Q. Etter transformasjonene kan du få
Denne ligningen er kjent som Born-ligningen.
Minimum på avhengighetskurven U=f(r) tilsvarer likevektsavstanden r 0 og energi U Q. Dette er bindingsenergien mellom ioner. Selv om n er ukjent, så kan vi estimere bindingsenergien ved å ta 1 /s lik null:
Feilen vil ikke overstige 20 %.
For ioner med ladninger z l og z 2 ligninger (3.7) og (3.8) har formen:
Siden i molekyler av denne typen er eksistensen av en binding som nærmer seg en rent ionisk en problematisk, bør de siste ligningene betraktes som en veldig grov tilnærming.
Samtidig kan problemene med polaritet og ionisitet av bindinger nærmes fra motsatt posisjon - fra synspunktet om polarisering av ioner. Det antas at fullstendig overføring av elektroner skjer, og molekylet består av isolerte ioner. Deretter skifter elektronskyene under påvirkning elektrisk felt skapt av ioner - polarisering ioner.
Polarisering er en todelt prosess som kombineres polariserende effekt ioner fra deres polariserbarhet. Polariserbarhet er evnen til elektronskyen til et ion, molekyl eller atom til å deformeres under påvirkning av det elektrostatiske feltet til et annet ion. Styrken til dette feltet bestemmer ionets polariserende effekt. Fra ligning (3.10) følger det at den polariserende effekten av et ion er større, jo større ladning og jo mindre radius. Radiene til kationer er som regel mye mindre enn radiene til anioner, så i praksis møter man ofte polarisering av anioner under påvirkning av kationer, og ikke omvendt. Polariserbarheten til ioner avhenger også av deres ladning og radius. Ioner av stor størrelse og ladning polariseres lettere. Den polariserende effekten av et ion reduseres til å trekke mot seg selv elektronskyen til et ion med motsatt ladning. Som et resultat avtar ionisiteten til bindingen, dvs. bindingen blir polar kovalent. Dermed reduserer ionepolarisering graden av ionisitet av bindingen og har motsatt effekt av bindingspolarisering.
Polarisering av ioner i et molekyl, dvs. En økning i andelen kovalente bindinger i den øker styrken til nedbrytningen til ioner. I en serie forbindelser av et gitt kation med anioner av samme type, avtar graden av dissosiasjon i løsninger med økende polariserbarhet av anionene. For eksempel, i serien med blyhalogenider PbCl 2 - PbBr 2 - PI 2, øker radiusen til halogenid-anionene, deres polariserbarhet øker, og nedbrytningen til ioner svekkes, noe som gjenspeiles i en reduksjon i løselighet.
Når man sammenligner egenskapene til salter med samme anion og tilstrekkelig store kationer, bør polarisasjonen til kationene tas i betraktning. For eksempel er radiusen til Hg 2+-ionet større enn radiusen til Ca 2+-ionet, så Hg 2+ er mer polarisert enn Ca 2+. Som et resultat er CaC12 sterk elektrolytt, dvs. dissosieres fullstendig i løsning, og HgCl 2 er en svak elektrolytt, dvs. dissosierer praktisk talt ikke i løsninger.
Polariseringen av ioner i et molekyl reduserer dets styrke når det brytes ned til atomer eller molekyler. For eksempel, i serien CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2, øker radiusen til halogenidioner, deres polarisering av Ca 2+-ionet øker, og derfor synker temperaturen for termisk dissosiasjon til kalsium og halogen: CaHa1 2 = Ca + Ha1 2.
Hvis et ion lett polariseres, krever eksitasjonen lite energi, noe som tilsvarer absorpsjonen av synlig lyskvanta. Dette er grunnen til farging av løsninger av slike forbindelser. En økning i polariserbarhet fører til en økning i farge, for eksempel i serien NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (økt polariserbarhet av anionet) eller i serien KC1 - CuCl 2 (økt polariserbarhet av kationen).
Grensen mellom polare kovalente og ioniske bindinger er veldig vilkårlig. For molekyler i gassform antas det med en forskjell i elektronegativitet AH > 2,5-binding er ionisk. I løsninger av polare løsningsmidler, så vel som i krystallinsk tilstand, har henholdsvis løsningsmiddelmolekylene og nabopartiklene ved nodene sterk innflytelse. krystallgitter. Derfor vises den ioniske naturen til bindingen ved en betydelig mindre forskjell i elektronegativitet. I praksis kan vi anta at bindingen mellom typiske metaller og ikke-metaller i løsninger og krystaller er ionisk.
På hydrogenatomet +0,17, og på kloratomet -0,17.
Som et kvantitativt mål på bindingspolaritet brukes oftest de såkalte effektive ladningene på atomer.
Den effektive ladningen er definert som forskjellen mellom ladningen til elektroner lokalisert i et område i rommet nær kjernen og ladningen til kjernen. Imidlertid har dette målet bare en betinget og tilnærmet [relativ] betydning, siden det er umulig å entydig identifisere en region i et molekyl som utelukkende relaterer seg til et individuelt atom, og i tilfelle av flere bindinger, til en spesifikk binding.
Tilstedeværelsen av en effektiv ladning kan indikeres med symboler for ladninger på atomer (for eksempel H δ+ - Cl δ−, hvor δ er en viss brøkdel av den elementære ladningen) 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+.
Nesten alle kjemiske bindinger, med unntak av bindinger i diatomiske homonukleære molekyler, er polare i en eller annen grad. Kovalente bindinger er vanligvis svakt polare. Ionebindinger er svært polare.
Encyklopedisk YouTube
1 / 5
✪ Ionisk, kovalent og metallforbindelse
✪ Typer kjemiske bindinger. Del 1.
✪ Kjemi. Kjemisk binding. Kovalent binding og dens egenskaper. Foxford Online læringssenter
✪ CHEMICAL BOND Polaritet Lengde Kovalent Hydrogen Ionic OGE Unified State Exam CHEMISTRY 2017 Oppgave 3
✪ Kjemi. Kovalent kjemisk binding i organiske forbindelser. Foxford Online læringssenter
Undertekster
Effektiv ladning
Verdier av relative effektive ladninger oppnådd ved forskjellige metoder (optisk spektroskopi, NMR, også basert på kvantekjemiske beregninger) kan avvike. Imidlertid indikerer de tilgjengelige verdiene for δ at atomer i forbindelser med høy ladning ikke har [tilsvarende det absolutte ladningselektronet] og rene ioniske forbindelser eksisterer ikke.
Øyeblikkelige og induserte dipoler.
Et molekyl er et dynamisk system der konstant bevegelse av elektroner og vibrasjon av kjerner forekommer. Derfor kan fordelingen av ladninger i den ikke være strengt konstant. For eksempel er Cl 2-molekylet klassifisert som ikke-polart: verdien av dets elektriske dipolmoment er null. Imidlertid er det i hvert gitt øyeblikk en midlertidig forskyvning av ladninger til ett av kloratomene: Cl δ+ → Cl δ− eller Cl δ− ← Cl δ+ med dannelsen øyeblikkelige mikrodipoler. Siden en slik forskyvning av ladninger til et av atomene er like sannsynlig, tilsvarer den gjennomsnittlige ladningsfordelingen nøyaktig gjennomsnittet null verdi dipolmoment.
For polare molekyler er verdien av dipolmomentet til enhver tid litt større eller litt mindre enn gjennomsnittsverdien. Retningen og størrelsen på den momentane dipolen er utsatt for kontinuerlige svingninger i det permanente dipolmomentet. Dermed kan ethvert ikke-polart og polart molekyl (og et atom i det) betraktes som et sett med periodiske øyeblikkelige mikrodipoler som endrer seg veldig raskt i størrelse og retning.
Ris. 32. Skjemaer av polare og ikke-polare molekyler: a - polart molekyl; b-ikke-polart molekyl
Hvert molekyl inneholder både positivt ladede partikler - atomkjerner, og negativt ladede - elektroner. For hver type partikkel (eller mer nøyaktig ladning) kan man finne et punkt som så å si vil være deres «elektriske tyngdepunkt». Disse punktene kalles polene til molekylet. Hvis de elektriske tyngdepunktene til positive og negative ladninger i et molekyl faller sammen, vil molekylet være upolart. Slike er for eksempel molekylene H 2, N 2, dannet av identiske atomer som har felles elektronpar i likt tilhører begge atomer, samt mange symmetrisk konstruerte molekyler med atombindinger, for eksempel metan CH 4, tetraklorid CCl 4.
Men hvis molekylet er bygget asymmetrisk, for eksempel, består det av to forskjellige atomer, som vi allerede har sagt, kan det vanlige elektronparet forskyves i større eller mindre grad til sidenett av atomene. Det er åpenbart at i dette tilfellet, på grunn av den ujevne fordelingen av positive og negative ladninger inne i molekylet, vil deres elektriske tyngdepunkt ikke falle sammen og resultatet vil være et polart molekyl (fig. 32).
Polare molekyler er
Polare molekyler er dipoler. Dette begrepet refererer generelt til ethvert elektrisk nøytralt system, det vil si et system som består av positive og negative ladninger fordelt på en slik måte at deres elektriske tyngdepunkt ikke faller sammen.
Avstanden mellom de elektriske tyngdepunktene til disse og andre ladninger (mellom polene til dipolen) kalles lengden på dipolen. Lengden på dipolen karakteriserer graden av polaritet til molekylet. Det er tydelig at dipollengden er forskjellig for ulike polare molekyler; Jo større det er, jo mer uttalt er polariteten til molekylet.
Ris. 33. Skjemaer av strukturen til CO2- og CS2-molekyler
I praksis bestemmes graden av polaritet til visse molekyler ved å måle det såkalte dipolmomentet til molekylet m, som er definert som produktet av lengden til dipolen l til ladningen av polen sin e:
t =l e
Størrelsen på dipolmomentene er assosiert med visse egenskaper til stoffer og kan bestemmes eksperimentelt. Størrelsesorden T alltid 10 -18, siden den elektriske ladningen
tronen er lik 4,80 10 -10 elektrostatiske enheter, og lengden på dipolen er en verdi av samme størrelsesorden som diameteren til molekylet, dvs. 10 -8 cm. Nedenfor er dipolmomentene til molekylene til noen uorganiske stoffer.
Dipolmomenter for noen stoffer
T 10 18
. . . .. …….. 0
Vann……. 1,85
. . . ………..0
Hydrogenklorid……. 1.04
Karbondioksid…….0
Bromid. …… 0,79
Karbondisulfid…………0
Hydrogenjodid…….. 0,38
Hydrogensulfid………..1.1
Karbonmonoksid ……. 0,11
Svoveldioksid. . . ……1.6
Blåsyre……..2.1
Å bestemme verdiene til dipolmomenter lar en trekke mange interessante konklusjoner angående strukturen til forskjellige molekyler. La oss se på noen av disse funnene.
Ris. 34. Skjema av strukturen til et vannmolekyl
Som man kunne forvente, er dipolmomentene til hydrogen- og nitrogenmolekyler null; molekylene til disse stoffene er fullstendigsymmetrisk og derfor elektriske ladninger de er jevnt fordelt. Mangelen på polaritet i karbondioksid og karbondisulfid viser at molekylene deres også er bygget symmetrisk. Strukturen til molekylene til disse stoffene er vist skjematisk i fig. 33.
Noe uventet er tilstedeværelsen av et ganske stort dipolmoment nær vann. Siden formelen for vann er lik formlene for karbondioksid
og karbondisulfid, ville man forvente at dets molekyler ville bli bygget på samme måtesymmetrisk, som molekylene CS 2 og CO 2.
Men i lys av den eksperimentelt etablerte polariteten til vannmolekyler (polariteten til molekyler), må denne antagelsen forkastes. For tiden er vannmolekylet kreditert med en asymmetrisk struktur (fig. 34): to hydrogenatomer er koblet til et oksygenatom slik at bindingene deres danner en vinkel på omtrent 105°. Et lignende arrangement av atomkjerner finnes i andre molekyler av samme type (H 2 S, SO 2) som har dipolmomenter.
Polariteten til vannmolekyler forklarer mange av dens fysiske egenskaper.