Ковалентная связь азота – Урок №51. (часть 2) Ковалентная связь. Полярная и неполярная ковалентные связи

Персональный сайт — Каталог статей

Введение понятия ковалентной неполярной связи

Вспомним, как образуется ионная связь. Вы уже знаете, что атомы химических элементов стремятся завершить свои внешние электронные слои до устойчивого состояния. Так, атомы металлов отдают электроны с последнего электронного слоя атомам неметаллов, при этом образуются разноименно заряженные ионы, которые притягиваются. Именно так в соединениях образуется ионная связь. 

Образование химической связи между одинаковыми неметаллами

Атом водорода

Рис. 1. Атом водорода

Если в состав молекулы вещества входят атомы одного химического элемента, например, два атома водорода Н2, то, очевидно, связь между ними не может образовываться по ионному механизму. Механизм образования связи в молекулах простых веществ-неметаллов отличается от образования ионной связи.

В соответствии с моделью Нильса Бора, атом подобен солнечной системе – электроны вращаются вокруг ядра атома по строго определенным орбитам. Например, в соответствии с этой моделью, атом водорода будет выглядеть, как показано рис.1. Заряд ядра атома водорода равен +1. Вокруг ядра вращается всего один электрон.

Электронное облако

Атом водорода

Электронная орбиталь атома водорода

Рис. 2. Электронная орбиталь атома водорода

Модель атома была уточнена немецким физиком Гейзенбергом.

Он выдвинул принцип неопределенности, в соответствии с которым можно говорить лишь о вероятности нахождения электрона в околоядерном пространстве. Таким образом, электрон не вращается вокруг ядра, а находится около него с определенной вероятностью.

Область пространства, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называют электронным облаком, или электронная орбиталь. Например, электронная орбиталь водорода имеет форму сферы. (см. Рис. 2.)

Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

Образование связи между двумя атомами водорода  в молекуле водорода Н2

Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

Рис. 3. Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

Рассмотрим образование связи между двумя атомами водорода. Рис.3. Химическая связь образуется в результате перекрывания атомных орбиталей. В этом случае между ядрами двух атомов образуется область повышенной электронной плотности. Такое состояние энергетически выгодно для обоих атомов, так как в данном случае оба электрона в равной степени принадлежат обоим атомам.

Образование связи в молекуле водорода можно показать как с помощью перекрывания атомных орбиталей, так и с помощью формул Льюиса. Два электрона стали общими для обоих атомов водорода.

Так как в атоме водорода всего один электронный слой, и он завершен, если на нем два электрона, такое состояние выгодно для обоих атомов – образовалась химическая связь.

Химическая связь, образующаяся в результате перекрывания атомных орбиталей, при котором пара электронов становится общей для обоих атомов, называется ковалентной связью

Обратите внимание: при ковалентной связи пара электронов становится общей для обоих атомов. Образование молекулы водорода – это пример ковалентной связи. При этом область повышенной электронной плотности находится 

посередине относительно центров ядер атомов, то есть пара электронов в равной степени принадлежит обоим атомам водорода. Такая связь называется ковалентной неполярной связью.

Химическую связь между атомами элементов, в результате которой электроны в равной степени принадлежат обоим атомам, называют ковалентной неполярной связью.


Ковалентная неполярная связь в молекуле хлора

Образование ковалентной неполярной связи в молекуле хлора Cl2

Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

Рис. 4. Образование связи в молекуле хлора

Атом хлора находится в седьмой группе, главной подгруппе периодической системы. Значит, на внешнем электронном слое у него семь электронов. До устойчивого, энергетически выгодного состояния ему не хватает всего одного электрона. Таким образом, образовав одну общую электронную пару, два атома хлора получат в свое распоряжение так необходимый каждому из них электрон.

Если заменить общую электронную пару черточкой, а электроны, не участвующие в образовании связи, не учитывать, то получим графическую формулу хлора. В молекуле хлора атомы соединены одинарной ковалентной неполярной связью. Рис.4.

Ковалентная неполярная связь в молекуле азота

Образование ковалентной неполярной связи в молекуле азота N2

Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

    

Рис. 5. Образование связи в молекуле азота

Азот находится в пятой группе, главной подгруппе таблицы Менделеева. Значит, на внешнем электронном слое каждого атома азота находится пять электронов.  До устойчивого, энергетически выгодного состояния каждому атому азота не хватает трех электронов. Если каждый из этих атомов предоставит по три электрона на образование общих электронных пар, то приобретет энергетически выгодное состояние. Рис.5. Таким образом, в молекуле азота образуется тройная ковалентная неполярная связь.

Химические связи, подготовка к ЕГЭ по химии

Химическая связь — связь между атомами в молекуле или молекулярном соединении, возникающая в результате переноса электронов с одного атома на другой, либо обобществления электронов для обоих атомов.

Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Химические связи
Ковалентная связь ( лат. со — совместно + valens — имеющий силу)

Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов донора и свободной орбитали акцептора).

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl2, Br2, O2), органических веществ (C2H2), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH3, H2O, HBr).

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют одинаковые значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной неполярной связью. В таких молекулах нет «полюса» — электронная плотность распределяется равномерно. Примеры: Cl2, O2, H2, N2, I2.

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют разные значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной полярной. В таких молекулах имеется «полюс» — электронная плотность смещена к более электроотрицательному элементу. Примеры: HCl, HBr, HI, NH3, H2O.

Ковалентная полярная и неполярная связь

Ковалентная связь может быть образована по обменному механизму — обобществлению электронной пары. В таком случае каждый атом «одинаково» вкладывается создание связи. Например, два атома азота, образующие молекулу N2, отдают по 3 электрона с внешнего уровня для создания связи.

Обменный механизм образования ковалентной связи

Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.

Рекомендую выучить список веществ, образованных по донорно-акцепторному механизму:

  • NH4+ — в ионе аммония
  • NH4+Cl, NH4+Br — внутри иона аммония во всех его солях
  • NO3 — в нитрат ионе
  • KNO3, LiNO3 — внутри нитрат иона во всех нитратах
  • O3 — озон
  • H3O+ — ион гидроксония
  • CO — угарный газ
  • K[Al(OH)4], Na2[Zn(OH)4] — во всех комплексных солях есть хотя бы одна ковалентная связь, возникшая по донорно-акцепторному механизму
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи
Ионная связь

Ионная связь — один из видов химической связи, в основе которого лежит электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами.

В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Примеры:

NaF, CaCl2, MgF2, Li2S, BaO, RbI.

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO4, Na3PO4. Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH4I, NH4NO3, (NH4)2SO4.

Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой молекулы.

Ионные связи
Металлическая связь

Металлическая связь — вид химической связи удерживающая вместе атомы металла. Этот тип связи выделен отдельно, так как его отличием является наличие высокой концентрации в металлах электронов проводимости — «электронного газа». По природе металлическая связь близка к ковалентной.

«Облако» электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.

Металлическая связь
Водородная связь

Водородная связь — вид химической связи, образующийся между некоторыми молекулами, содержащими водород. Одна из наиболее частых ошибок считать, что в самом газе, водороде, имеются водородные связи — это вовсе не так.

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Необходимо осознать самую важную деталь: водородные связи образуются между молекулами, а не внутри. Они имеются между молекулами:

  • H2O
  • NH3
  • HF
  • Органических спиртов: С2H5OH, C3H7OH
  • Органических кислот: CH3COOH, C2H5COOH
Водородная связь

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.

©Беллевич Юрий Сергеевич

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Химическая связь и строение молекул | Задания 61

Механизм образования ковалентной связи

Ковалентная связь. Строение молекулы воды


Задание 61. 
Какую химическую связь называют ковалентной? Чем можно объяснить направленность ковалентной связи? Как метод валентных связей (ВС) объясняет строение молекулы воды?
Решение:
Связь, осуществляемая за счёт образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащей обоим атомам, называется ковалентной неполярной. Ковалентные связи определённым образом ориентированы в пространстве, т. е. имеют направленность. Причина того, что молекулы могут иметь линейное плоское или какое-либо другое строение, заключается в использовании атомами для образования связей разные орбитали и разное их количество. Молекулы, которые имеют дипольный момент, не являются линейными, а молекулы, у которых нет дипольного момента – линейные. 

Молекула воды Н2О имеет дипольный момент, значит, она имеет нелинейное строение. В образовании связей между атомами кислорода и водорода участвуют один атом кислорода и два атома водорода.  Кислород – цейтральный атом в молекуле воды, и он имеет четыре электронные пары, две пары неподелённые и две – поделённые, которые образованы одним s-электроном и одним р-электроном кислорода. Такая молекула имеет тетраэдрическое строение в центре тетраэдра находится атом кислорода, а по углам тетраэдра два атома водорода и две неподелённые электронные пары кислорода. В такой молекуле угол между связями должен быть равен 109,50. Если бы молекула воды была плоская, то угол НОН должен быть 900. Но рентгеноструктурный анализ молекул воды показывает, что угол НОН равен 104,50.  Это объясняет, что молекула воды имеет не линейное форму, а имеет форму  искажённого тетраэдра. Объясняется это тем, что атом кислорода претерпевает sp3— гибридизацию, когда одна s-орбиталь и три р-орбитали атома кислорода гибридизируются, образуя четыре равноценные sp3-гибридные орбитали. Из четырёх sp3-гибридных орбиталей две заняты s-орбиталями атома водорода. Разница между значениями валентного угла и тетраэдрическим углом объясняется тем, что отталкивание между неподелёнными электронными парами больше, чем между связывающими.


Полярная ковалентная связь

Задание 62. 
Какую ковалентную связь называют полярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи? Исходя из значений электроотрицательности атомов соответствующих элементов определите, какая из связей: HCl, IСl, ВгF наиболее полярна.
Решение:
Ковалентная связь, которая образована разными атомами, называется полярной. Например, H — Cl; центр тяжести отрицательного заряда (связанного с электронами) не совпадает с центром тяжести положительного заряда (связанного с зарядом ядра атома). Электронная плотность общих электронов смещена к одному из атомов, имеющего большее значение электроотрицательности, в большей степени. В H  : Cl общая электронная пара смещена в сторону наиболее электроотрицательного атома хлора. Полярность связи количественно оценивается дипольным моментом (), который является произведением длины диполя (l) – расстояния между двумя равными по величине и противоположными по знаку зарядами  +g и –g на абсолютную величину заряда:   = lg. Дипольные моменты НСI, НВг, НI равны, соответственно 1,04; 0,79; 0,38 D. Дипольные моменты молекул обычно измеряют в дебаях (D)* : 1D = 3,33 . 10-30 Кл .м.

Дипольный момент  — величина векторная и направлен по оси диполя от отрицательного заряда к положительному. Дипольный момент связи даёт ценную информацию о поведении молекулы в целом. Наряду с дипольным моментом , для оценки степени полярности связи используют характеристику, называемую электроотрицательностью элемента (ЭО). ЭО – это способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов. Значения ЭО элементов приведены в специальных шкалах (таблицах). 

Значения ЭО водорода, хлора, брома, йода, фтора соответственно равны: 2,1; 3,0; 2,8; 2,5; 4,0. Исходя из значений ЭО элементов в соединениях 

наиболее полярная связь в молекуле ВгF, так как разница электроотрицательностей между фтором и бромом наибольшая – 1,2 (4,0 – 2,8 = 1,2), чем у HCl и IСl.


Донорно-акцепторная связь

 

Задание 63. 
Какой способ образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным? Какие химические связи имеются в ионах NH4+ и BF4-? Укажите донор и акцептор.
Решение:

Донорно-акцепторная связь – это ковалентная связь, в которой обобществлённую пару электронов предоставляет только один из участвующих в связи атомов. При этом один из атомов является донором – поставщиком электронной пары, а другой – акцептором – поставщиком свободной квантовой орбитали. 

Катион аммония NH4+ образуется по донорно-акцепторному механизму:

Он имеет форму правильного тетраэдра:

В ионе аммония каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донорно-акцепторному механизму. Важно отметить, что связи H — N, образованные по различным механизмам, никаких различий не имеют, т. е. все они равноценны. Донором является атом азота, а акцептором – атом водорода.

Ион BF4- образуется из BF3 и иона F-. Этот  ион образуется за счёт того, что неподелённая электронная пара иона F- «встраивается» в валентную оболочку атома бора ковалентносвязанной молекулы BF3:

В ионе BF4- донором является ион фтора, а акцептором атом бора молекулы BF3

Донорно-акцепторная связь в структурных формулах изображается стрелкой которая направлена от донора к акцептору.


Метод валентных связей (ВС)

 

Задание 64. 
Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы ВеCl2 и тетраэдрическое СН4
Решение                          

а) Представления метода валентных связей позволяют объяснить геометрию многих молекул. Так молекула BeCl2 состоит из одного атома бериллия и двух атомов хлора. Атом бериллия в возбуждённом состоянии имеет один s-электрон и один р-электрон. При образовании BeCl2 возникают две ковалентные связи. Одна из них должна быть s — p связью, образованная за счёт перекрывания s-облака атома бериллия и р-облака атома хлора, другая (р — р связь) за счёт перекрывания р-облака атома бериллия и р-облака атома хлора. 

р — р связь и s — p могут располагаться друг относительно друга под углом, т. е. молекула BeCl2 должна быть угловой, но точно установлено, что молекула BeCl2 имеет линейное строение, причём обе   — связи равны по энергии и по длине. Для объяснения геометрии молекулы BeCl2 привлекается концепция гибридизации атомных орбиталей. Суть концепции атомных орбиталей заключается в том, что атомные орбитали могут геометрически видоизменяться и смешиваться друг с другом таким образом, чтобы обеспечить наибольшее перекрывание с орбиталями других атомов и, следовательно, наибольший выигрыш в энергии. Это  достигается в том случае, если вместо орбиталей, имеющих разные форму и энергию, появляются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали, представляющие собой линейные комбинации исходных атомных орбиталей. Так в атоме Ве s-орбиталь и р-орбиталь вступают во взаимодействие, их энергии выравниваются и образуются две одинаковые по форме sp-гибридные орбитали. Два образовавшихся sp-гибридных электронных облака имеют одинаковую энергию и ассиметричную форму, которая обеспечивает большее перекрывание р-электронными облаками атома хлора, чем перекрывание с участием чистых негибридизированных s- и р-облаков. Два гибридных sp-облака располагаются относительно друг друга и ядра атома под углом 1800:

               

                      Рис. 1. Трёхатомная молекула BeCl2 

В результате такого расположения гибридных облаков молекула BeCl2 имеет линейное строение.

б) Молекула СН4 состоит из одного атома углерода и четырёх атомов водорода, между которыми возникают четыре ковалентные связи. Атом углерода в возбуждённом состоянии имеет четыре неспаренных электрона, один из них на s-орбитали и три на р-орбиталях:

Заполнение внешнего энергетического уровня атома углерода в основном состоянии:

Заполнение внешнего энергетического уровня атома углерода в возбуждённом состоянии:

Из четырёх связей в молекуле СН4 должны быть одна s — s и три  s — p связи, образованные за счёт перекрывания орбиталей атома углерода с s-орбиталью атомов водорода. В результате этого перекрывания должна образоваться связь s — s, отличная от трёх s — p связей длиной и энергией и, расположенная к любой из них под углом около 1250. Однако точно установлено, что молекула СН4 имеет форму тетраэдра с углом между связями 109,50, причём все связи равноценны по длине и энергии. Объяснить тетраэдрическое строение молекулы СН4 можно sp3-гибридизацией. Атом углерода содержит четыре sp3-гибридные орбитали, образующиеся в результате линейной комбинации s-орбитали и трёх p-орбиталей. Четыре sp3-гибридные орбитали располагаются друг относительно друга под углом 109,50. Они направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится ядро атома углерода (рис. 2.).

Рис. 2. Схема строения молекулы СН4;
 Метан, несвязывающих электронных пар нет.

Таким образом, в молекуле СН4 образуются четыре равноценные химические  -связи за счёт перекрывания sp3-гибридных орбиталей атома углерода с s-орбиталями атомов углерода. 


Образование сигма-связи и пи-связи

Задание 65. 
Какую ковалентную связь называют -связью и какую  -связью? Разберите на примере строения молекулы азота.
Решение:
Связь, образующаяся за счёт перекрывания вдоль линии, соединяющей два атома, называют   -связью (любая простая связь) или «Если перекрывание атомных орбиталей происходит на межъядерной оси, то образуется сигма-связь (  -связь). Сигма-связь образуется за счёт перекрывания двух s-орбиталей (s — s связь), одной s- и одной р-орбиталью (s — p связь), двумя р-орбиталями (р — р связь), одной s- и одной d-орбиталью (s — d связь), одной p- и одной d-орбиталью (p — d связь).

Варианты перекрывания атомных орбиталей, приводящие к образованию   -связи (рис.1.):

Рис. 1.Схемы образования  -связей

Связь, образованная за счёт перекрывания атомных орбиталей по обе стороны от межъядерной оси, называется  -связью. Вариантов образования   -связи немного (рис. 2.): 

Рис. 1.Схемы образования   -связей

Она не так прочна как сигма-связь, поскольку перекрывание в  -связи намного слабее.   -связи никогда не образуются , если нет   -связи. Иными словами,   -связи могут быть лишь в молекулах с двойными и тройными связями. Например, в молекуле N2 тройная связь включает одну   -связь и две   -связи: . Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов: два на s-орбитали и три неспаренных электрона на р-орбиталях. За счёт перекрывания р-электрона одного атома и р-электрона другого атома азота образуется 
 -связь. Две другие связи являются  -связями, которые образовались за счёт перекрывания двух р-электронов одного атома и двух р-электронов другого ниже и выше и перпендикулярно друг другу по отношению плоскости   -связи. 


Полярность химических связей — Википедия

Полярность химических связей — характеристика химической связи (как правило, ковалентной), показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.

Можно количественно оценить полярность связи в молекуле. Трудность точной количественной оценки состоит в том, что полярность связи зависит от нескольких факторов: от размеров атомов и ионов соединяющихся молекул; от числа и характера связи уже имевшихся у соединяющихся атомов до их данного взаимодействия; от типа структуры и даже особенностей дефектов их кристаллических решёток. Такого рода расчёты производятся различными методами, которые в общем-то дают примерно одинаковые результаты (величины). Например, для HCl установлено, что на каждом из атомов в этой молекуле имеется заряд, равный 0,17 заряда целого электрона. На водородном атоме +0,17, а на атоме хлора −0,17.

В качестве количественной меры полярности связи чаще всего используются так называемые эффективные заряды на атомах.

Эффективный заряд определяется как разность между зарядом электронов, находящимся в некоторой области пространства вблизи ядра, и зарядом ядра. Однако эта мера имеет лишь условный и приблизительный [относительный] смысл, поскольку невозможно однозначно выделить в молекуле область, относящуюся исключительно к отдельному атому, а при нескольких связях — к конкретной связи.

Наличие эффективного заряда может быть указано символами зарядов у атомов (например, Нδ+ — Clδ−, где δ — некоторая доля элементарного заряда) O−=C2+=O−{\displaystyle {\stackrel {-}{\mbox{O}}}={\stackrel {2+}{\mbox{C}}}={\stackrel {-}{\mbox{O}}}} (Oδ−=C2δ+=Oδ−), Hδ+—O2δ−—Hδ+.

Практически все химические связи, за исключением связей в двухатомных гомоядерных молекулах — в той или иной степени полярны. Ковалентные связи обычно слабо полярны. Ионные связи — сильно полярны.

Анализ рентгеновского спектра позволяет определять эффективные заряды атомов, а следовательно, и тип химической связи в соединениях. Для этого сравнивают расположение линий рентгеновского спектра свободных атомов и их соединений. Если атом в соединении имеет соответствующий эффективный заряд δ, то линии спектра оказываются смещенными по сравнению со спектрами свободного атома. По величине смещения спектральных линий соответствующими методами расчёта определяют δ.

Значения δ, определяемые разными методами, существенно различаются. Приводимые здесь значения δ интересуют нас с точки зрения иллюстрации общей тенденции их изменения в ряду однотипных соединений.

Эффективные заряды O оксидов элементов 2-го, 3-го периода и I-й группы ПСХЭ
Оксид Заряд Оксид Заряд Оксид Заряд
Li2O 0.80− Na2O 0.81− Li2O 0.80−
BeO 0.35− MgO 0.42− Na2O 0.81−
B2O3 0.24− Al2O3 0.31− K2O 0.89−
CO2 0.11− SiO2 0.23− Rb2O 0.92−
N2O5 0.05− P2O5 0.13− Cs2O 0.96−
OO2 SO3 0.06−
OF2 Cl2O7 0.02− (0,01−)

Как видно из таблицы, степень окисления элемента в соединении по значению не совпадает с результирующим [эффективным] зарядом на атоме. Об этом же говорит исследование энергии связи 1s-электрона азота в зависимости от эффективного заряда на атоме. Так, при степени окисления азота +5 в NaNO3 атом азота имеет эффективный заряд всего 0,4+

(KC+4N−3O{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}{\stackrel {+4}{\mbox{C}}}{\stackrel {-3}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}} = 0.6−; NaN−1/33{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{Na}}}{\stackrel {-1/3}{\mbox{N}}}_{3}} (Na[N−3=N+5=N−3]){\displaystyle ({\stackrel {}{\mbox{Na}}}[{\stackrel {-3}{\mbox{N}}}={\stackrel {+5}{\mbox{N}}}={\stackrel {-3}{\mbox{N}}}])} = 0.55−; KC+2N−3{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}{\stackrel {+2}{\mbox{C}}}{\stackrel {-3}{\mbox{N}}}} = 0.5−; [N−1h4OH]Cl{\displaystyle [{\stackrel {-1}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{H}}}_{3}{\stackrel {}{\mbox{O}}}{\stackrel {}{\mbox{H}}}]{\stackrel {}{\mbox{Cl}}}} = 0.3−; N−1h5NO3{\displaystyle {\stackrel {-1}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{H}}}_{4}{\stackrel {}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{3}} = 0.05+; [N−22H6]SO4{\displaystyle [{\stackrel {-2}{\mbox{N}}}_{2}{\stackrel {}{\mbox{H}}}_{6}]{\stackrel {}{\mbox{S}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{4}} = 0.1+; NaN+3O2{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{Na}}}{\stackrel {+3}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{2}} = 0.15+;). При степени окисления железа 0 и +2 в соединениях Fe(CO)5 и Fe(C6H5)2 эффективный заряд на атоме железа в этих соединениях близок к 1+

((δ) Fe+2S−12{\displaystyle {\stackrel {+2}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {-1}{\mbox{S}}}_{2}} = 0.5+; K4[Fe+2(CN)6{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}_{4}[{\stackrel {+2}{\mbox{Fe}}}({\stackrel {}{\mbox{C}}}{\stackrel {}{\mbox{N}}})_{6}} = 0.9+; Nh5Fe+3(SO4)2{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{N}}}{\stackrel {}{\mbox{H}}}_{4}{\stackrel {+3}{\mbox{Fe}}}({\stackrel {}{\mbox{S}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{4})_{2}} •12H2O = 1.5+; K2Fe+6O4{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}_{2}{\stackrel {+6}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {}{\mbox{O}}}_{4}} = 1.8+; K3Fe+3F6{\displaystyle {\stackrel {}{\mbox{K}}}_{3}{\stackrel {+3}{\mbox{Fe}}}{\stackrel {}{\mbox{F}}}_{6}} = 1.9+, при общей тенденции прямо-пропорционального повышения значений энергии связи).

Значения относительных эффективных зарядов, полученные различными методами (оптической спектроскопии, ЯМР, также на основе квантовохимических расчетов), могут расходиться. Однако имеющиеся значения δ свидетельствуют о том, что атомы в соединениях высоких зарядов не имеют [отвечающих абсолютному заряду электрона] и чисто ионных соединений не существует.

Мгновенные и индуцированные диполи.

Молекула представляет собой динамическую систему, в которой происходит постоянное движение электронов и колебание ядер. Поэтому распределение зарядов в ней не может быть строго постоянным. Например, молекулу Cl2 относят к неполярным: значение её электрического момента диполя равно нулю. Однако в каждый данный момент происходит временное смещение зарядов к одному из атомов хлора: Clδ+ → Clδ− или Clδ− ← Clδ+ с образованием мгновенных микродиполей. Поскольку подобное смещение зарядов к любому из атомов равновероятно, среднее распределение зарядов как раз и соответствует среднему нулевому значения момента диполя.

Для полярных молекул значение момента диполя в каждый данный момент времени несколько больше или несколько меньше его среднего значения. Направление и величина мгновенного диполя подвержены непрерывным колебаниям постоянного момента диполя. Таким образом, любую неполярную и полярную молекулу (и атом в ней) можно рассматривать как совокупность периодических очень быстро меняющихся по величине и направлению мгновенных микродиполей.

Под действием внешнего электрического поля молекула поляризуется, то есть в ней происходит перераспределение зарядов, и молекула приобретает новое значение электрического момента диполя. При этом неполярные молекулы могут превратиться в полярные, а полярные становятся ещё более полярными. Иначе говоря, под действием внешнего эл. поля в молекулах индуцируется диполь, называемый наведённым или индуцированным. В отличие от постоянных и мгновенных наведенные (индуцированные) диполи существуют лишь при действии внешнего электрического поля. После прекращения действия поля наведённые диполи исчезают. Полярностью и поляризуемостью молекул обусловлено межмолекулярное взаимодействие.

  1. ↑ Здесь знаками обозначены формальные заряды, то есть целочисленные значения −1 и +1 (см. Формальный заряд).
  • Полярность химических связей — статья из Большой советской энциклопедии. 
  • Ахметов Н.С. Общая и неорганическая Химия: Учеб. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Высш. шк., 1988. — стр. 84, 87-89, 141, 237, 240, 273, 293, 300, 387, 419, 426, 475, 524.

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о