ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Полярность ковалентных связей. Электроотрицательность элементов из "Справочник Химия изд.2" Образование связей элемент — кислород в кислородсодержащих соединениях, молекулы которых состоят из трех и более атомов двух разных элементов, практически удобно рассматривать, совмещая метод валентных связей (двуцентро-вые а-связи и геометрия молекул) и нетод молекулярных орбит лей (многоцентровые я-связи), что иллюстрируется приведенными ниже примерши. [c.130] Чисто ковалентные связи образуются между атомами одного и того же элемента, например, чисто ковалентной является связь хлор—хлор в молекуле I2. В таких молекулах распределение электронной плотности абсолютно симметрично внутри связывающей молекулярной орбитали (см, рис. 26,а), а максимум электронной плотности приходится на середину расстояния между ядрами. По-иному распределяется электронная плотность в ковалентных связях между атомами элементов, имеющих различную элек троотрицательиость (см. 5.5). [c.131] Ядро атома более электроотрицательного элемента притягивает электрон сильнее, чем ядро атома менее электроотрицательного элемента, что может быть следствием как различия зарядов ядер атомов этих элементов, так я различия в размерах в степени заполнения электронной оболочки атомов. [c.131] По этой причине распределение электронной плотности вдоль связи асимметрично, а следовательно, атом более электроотрицательного элемента приобретает отрицательный эффективный заряд (обозначение б—), а атом-партнер— положительный эффективный заряд (обозначение б+). Численно эффективные заряды, реально существующие на связанных атомах, всегда меньше, чем их степени окисления (см. 6.13). [c.132] Ковалентные связи между атомамц, несущими некоторый эффективный заряд, называются полярными ковалентными связями. Полярность присуща больщинству ковалентных связей степень разделения зарядов вдоль связи может быть различной —от 1б =0 для чисто ковалентной связи до (б для чисто ионной связи (см. 6,10). Полярная ковалентная связь —это ковалентная связь с частичным характером ионной связи. [c.132] которые образуют полярную ковалентную связь, имеют признак ионов — электрический заряд. Им свойственна также другая важная характеристика ионов — относительная подвижность. Молекулы соединений с полярными связями водород—элемент часто склонны к электролитической диссоциации в растворе такие вещества называют потенциальными электролитами (см. 7.2). [c.132] Полярность ковалентной связи можно оценить по шкале электроотрицательности (рис. 45), предложенной и обоснованной американским химиком Полингом в 1930-х г. [c.132] Электроотрицательиость элемента (%) — это мера притяжения электронов, которое проявляет атом данного влемента, участвующий в ковалентной связи. [c.132] Разность значений электроотрицательности элементов, атомы которых образуют ковалентную связь, есть мера полярности химической связи. [c.133] Чем больше значение разности Дх. тем сильнее ионный характер связи. По мере увеличения Дх максимум электронной плотности внутри связывающей молекулярной орбитали все более сдвигается к атомному ядру более электроотрицательного элемента. В предельном модельном случае (чистая абстракция, так как не существует элемент с х = 0) связывающие электроны полностью переходят на электронную оболочку атома более электроотрицательного элемента и возникает чисто ионная связь (см. 6.10). [c.133] Полинг составил также шкалу, которая позволяет очень приближенно уценить степень ионностн одинарных ковалентных связей по разности А% (табл. 13). По этой шкале значение Дх = ЬТ, соответствует 50 %-ому разделению зарядов, т. е. такая связь будет наполовину ковалентной, наполовину ионной. [c.134] Современная шкала электроотрицательности элементов приведена в Приложении 4. [c.134] Все двухатомные двухэлементные молекулы А —В всегда оказываются полярными, поскольку химическая связь в них ковалентная полярная (см. 6.7). Однако многоатомные двух- и многоэлементные молекулы могут быть и полярными, и неполярными, так как полярность всей молекулы зависит не только от наличия в ней полярных связей, но и от геометрической формы молекул (см. 6.4). Электрические центры тяжести отрицательного и положительного зарядов чаще всего не совпадают из-за различного пространственного расположения осей гибридных орбиталей центрального атома. В таких молекулах образуется электрический диполь, который представляет собой систему из разнесенных в пространстве на некоторое расстояние зарядов, небольших по числу и различных по знаку. [c.134] Молекулы, представляющие собой электрические диполи, называются полярными. Полярной является молекула воды НаО каждая связь в этой мо-. [c.134] Такая геометрическая форма вызывает разделение в пространстве центров тяжести отрицательного и положительного зарядов и образование диполя молекулы воды (рис. 46). [c.135] Молекула аммиака КН, также полярна (ее геометрическая форма показана на рис. 47,а) атом N- находится в состоянии / -гибридизации и в одну из вершни направлена неподеленная пара электронов атома азота (незавершенный тетраэдр). В отличие от аммиака молекула тетрахлорида углерода СС , неполярна атом С+ также имеет р -гибридизацию орбита-лей, что отвечает геометрии правильного тетраэдра (валентный уголь 109,5 , см. рис. 47,6). Однако н в молекуле ЫНз, н в молекуле СС , каждая связь (Ы—Н, С—С ) полярна. [c.135] Вернуться к основной статье