-Полярність і поляризованість ковалентного зв'язку.
Типи ковалентних молекул
Якщо молекула утворена з двох атомів з однаковими значеннями електронегативності, то електронна пара (або пари) однаковою мірою належать обом атомам, тобто електронна хмара розміщується симетрично відносно ядер атомів. Такий ковалентний зв'язок називається гомеополярним, або неполярним, а молекули з таким типом зв'язку – неполярними. Неполярний зв'язок виявляється в молекулах Н2, Сl2, О2, N2 тощо.
У молекулі, утвореній з двох атомів з різними значеннями електронегативності, спільна електронна пара зміщена до атома з більшою електронегативністю. Хімічний зв'язок, в якому електронна пара зміщена до одного з атомів, називається гетерополярним, або полярним зв'язком, а відповідні молекули – полярними. У молекулах з полярним зв'язком атом з більшою електронегативністю набуває негативного заряду, а з меншою – позитивного. Наприклад, у молекулі хлороводню НСl електронна хмара зміщена в бік атома Хлору, в зв'язку з чим середня густина негативного заряду біля цього атома більша, ніж біля атома Гідрогену. Внаслідок цього у атома Хлору виникає деякий надлишковий негативний заряд, який називають ефективним зарядом (δ), а у атома Гідрогену виникає однаковий за величиною, але протилежний за знаком ефективний позитивний заряд. Наприклад, експериментально встановлено, що ефективний заряд на атомі Гідрогену в молекулі НСl δН = +0,17, а на атомі Хлору δСl = –0,17 абсолютного заряду електрона.
При взаємодії двох атомів з досить різними значеннями електронегативності електронна пара може майже цілком зміщуватись до більш електронегативного атома. Такий зв'язок наближається до іонного. Процентна частка Р іонного зв'язку атомів А і В, що утворюють молекулу, залежить від величин відносних електронегативностей χА і χВ і визначається за формулою
iР(χА – χВ) + 3,5 (χА – χВ)2.
Наприклад, зв'язок у молекулі НСl (χСl = 3,0; χН = 2,1) на 17 % має іонний характер.
Отже, за ступенем зміщення зв'язуючої електронної хмари зв'язок у молекулі може бути неполярним, полярним і іонним. Неполярний і іонний зв'язки – це граничні випадки полярного зв'язку. Останній тип зв'язку є найбільш загальним.
Полярні молекули є диполями, тобто системами, в яких "центри тяжіння" позитивних зарядів ядер і негативних зарядів електронів не співпадають. Відстань між "центром тяжіння" в молекулі називається довжиною диполя і позначається буквою l.
Полярність молекули (або зв'язку) кількісно характеризується дипольним моментом μ, який в разі двохатомної молекули дорівнює добутку довжини диполя на величину заряду електрона:
μ = lе.
У одиницях СІ дипольний момент вимірюється в кулон-метрах (Кл·м) і є величиною порядку 10–29 Кл·м. В довідковій літературі дипольний момент часто наведено у дебаях (D); 1D = 3,33·10–30 Кл·м.
Значення дипольних моментів ковалентних молекул
лежить в межах
0–4D (табл.2), а іонних – 4–11D. Чим більша довжина диполя, тим більш полярною
є молекула. Значення дипольних моментів молекул визначаються на основі
експериментального вивчення їхньої поведінки в електричному полі. За
експериментальними значеннями дипольних моментів можна обчислити ефективні
заряди атомів у сполуках.
Експериментально знайдені значення дипольних моментів багатоатомних молекул дають змогу зробити висновки щодо їхньої геометричної конфігурації. Сумарний дипольний момент молекули розраховується як векторна сума дипольних моментів зв'язків.
Наприклад, встановлено, що дипольний момент молекули Карбон (IV) оксиду
дорівнює нулю, тобто вона має лінійну будову:
Таблиця 2. Дипольні моменти зв'язків і молекул деяких речовин
Зв'язок |
Дипольний момент зв'язку, D |
Молекула |
Дипольний момент молекули, D |
Н—Н Сl—Сl С—Н С—О Н—Сl Н—F Н—О Н—N |
0 0 0,30 2,05 2,50 1,03 2,10 1,51 1,31 |
Н2 СН4 ССl4 СО2 НСl НF Н2О NН3 Н2S |
0 0 0 0 1,03 1,91 1,85 1,48 0,93 |
У молекули Сульфур (IV) оксиду SО2 дипольний момент становить 5,3·10–30 Кл·м
(1,67D), що свідчить про кутову будову цієї молекули. У молекулі Н2О, яка має
кутову будову, полярні зв'язки О—Н розміщені під кутом 104,5°, тому їхні
моменти не компенсуються, і молекула води полярна
(μ = 1,85D, або 6,1·10–30 Кл·м):
Під дією зовнішнього електричного поля електронна хмара у молекулі зміщується в бік одного з атомів. Зміна полярності зв' язку молекули під дією електричного поля називається поляризованістю. Поляризованість молекули залежить від напрямленості електричного поля і поляризованості атомів, що утворюють цей зв'язок, тобто від здатності електронних хмар атомів деформуватись.
Під дією зовнішнього електричного поля неполярні молекули стають полярними, а полярні – ще більш полярними, тобто в молекулах індукується диполь, який називається наведеним, або індукованим. На відміну від постійних диполів індуковані існують лише при дії зовнішнього електричного поля.
Полярність зв'язку в молекулі може змінюватись під впливом зовнішнього електричного поля і молекул, з якими вона взаємодіє. Внаслідок поляризації зв'язку може відбуватися розрив зв'язку з переходом зв'язуючої електронної пари до одного з атомів із утворенням негативно і позитивно заряджених іонів.
25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49
50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74
75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 Наверх ↑