Полярная связь и электроотрицательность

В отличие от полярности, поляризуемость молекул определяется динамическими эффектами которые возникают, когда на атомы, соединенные в молекуле а-связью, воздействуют другие полярные молекулы, ионы или электрические поля, / -эффект играет важную роль в процессах адсорбции и хемосорбции ПАВ на металлических поверхностях, несущих значительные заряды. Имеет особое значение тот факт, что 1а- и / -эффекты меняются в противоположных направлениях. Чем более полярна связь атомов, тем менее она поляризуема, т. е. чем выше разность электроотрицательностей атомов в молекуле, тем больше / -эффект и тем меньше / -эффект. Например, энергия связи С—Р выше, чем у связи С—I, но последняя легче поляризуется. [c.200]

Полярность связи и концепция электроотрицательности. Степень полярности связи наиболее непосредственно характеризуется дипольным моментом, часто для этого используется также концепция электроотрицательности. Полинг назвал электроотрицательностью атома (ЭО) способность его в молекуле притягивать на себя электрон. Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов (ДЭО), чем она выше, тем полярнее связь, ЭО атома тем выше, чем выше его ПИ (способность удержать свой электрон) и чем выше СЭ (способность притягивать электрон соседнего атома). Поэтому мерой электроотрицательности может служить сумма ПИ и СЭ. Приняв за условную единицу ЭО атома Ь , получим шкалу ЭО атомов [c.92]

Энергия связи 51—О (461 33 кДж/моль) гораздо выше, чем у связей С—С и С—О (335 4-356 кДж/моль), а ее полярность 1 = (4,35,0) 10 ° Кл-м намного меньше вычисленной из электроотрицательностей кремния и кислорода, хотя и выше полярности связи С—О [д, = (3,03,7) 10 ° Кл-м. Длина связи (0,163 нм) ца (Ц)2 нм меньше суммы ковалентных радиусов 51 и О. В силоксанах угол связи 51—О—51 (130—160°) значительно больше обычного валентного угла кислорода в 5/ -гибридизации (109°) и не является жестким. Электронодонорные свойства кислорода в них заметно ослаблены по сравнению с их углеродными аналогами. Эти аномалии объясняются участием р-электронов си-локсанового кислорода и вакантных З -орбиталей кремния в Рл — л-сопряжении, которое усиливается под влиянием электроноакцепторных и ослабляется под влиянием электронодонорных заместителей у кремния. Оно не препятствует свободному вращению вокруг связи 51—О, потенциальный барьер которого очень мал (не более нескольких десятых килоджоуля на моль). В цикло- [c.462]

Ковалентная связь между атомами с различной электро-отрицательностью является полярной. При ковалентной полярной связи электронная плотность от общей нары электронов смещена к атому с большей относительной электроотрицательностью. [c.64]

Все три молекулы имеют тригонально-пирамидальное строение (атомы N и Р 5рЗ-гибридизованы), поэтому дипольные моменты их связей не компенсируют друг друга. Молекула ЫНз имеет максимальный дипольный момент, поскольку связь N—Н самая полярная (она образована атомами с наибольшей разностью электроотрицательностей) менее полярны связи Р—Н и минимальная полярность у связи К—Р. [c.526]

Предположения сводятся к тому, что экстрагент — донор электронов — тем эффективнее, чем выше электронная плотность на функциональном атоме и чем слабее этот атом связан с остальной частью молекулы, ибо тогда выше его способность образовывать координационную связь. Например, в настоящее время принято, что экстракционная способность фос-форорганических экстрагентов определяется донорными свойствами группы Р=0, т. е. электронной плотностью на атоме кислорода [63]. Установлено наличие корреляции экстракционной способности с полярностью связи Р=0 для ряда фосфорорганических соединений [64], а также с электроотрицательностью групп-заместителей, входящих в состав фосфорорганических соединений, аминов и органических кислот [60, 61]. Ответственной за экстракционную способность, считается энергия связи Р=0, которая определяет длину связи, следовательно, и электронную плотность на атоме кислорода, частоту колебаний Р=0 связи в ИК-спектре и полярность [c.16]

Подбор коэффициентов в уравнениях этих реакций проводят методом электронного баланса. Условную степень окисления атома углерода-восстановителя вычисляют исходя из того, что электронные пары оттягиваются к атому более электроотрицательного элемента, а электроотрицательность (ЭО) углерода, водорода и кислорода находится в последовательности ЭО кислорода > ЭО углерода > ЭО водорода. Отсюда следует, что химическая связь между атомами углерода неполярная в полярной связи между атомом углерода и атомом кислорода атом углерода поляризован положительно и в одинарной связи условно приобретает один положительный заряд в двойной — [c.102]

По данным, приведенным в табл. 1.9, можио проследить, как меняется данное свойство в группе сходных веществ. Так, в ряде НС1, НВг и HI дипольные моменты уменьшаются. Снижение (х в этом ряду объясняется тем, что уменьшение различия в электроотрицательностях уменьшает степень полярности связи. [c.71]

Полярная связь и электроотрицательность. Связи в молекулах А2 и Вг, содержащих одинаковые атомы, ковалентны. Если бы в молекуле АВ связь также была ковалентной, то, по предположению Полинга, соблюдалось бы равенство [c.115]

Полярность связи Н—О в молекулах кислородных кислот хлора растет с накоплением электроотрицательных (электронофильных) атомов кислорода и достигает своего максимума у хлорной кислоты Н—О—СЮд. В силу этого в водных растворах хлорноватистая и хлористая кислоты диссоциированы очень незначительно и являются слабыми, а хлорноватая и хлорная диссоциированы почти нацело и являются сильными кислотами. Таким образом, свойства кислородных кислот хлора [c.65]

При очень большом различии в электроотрицательности элементов связь между атомами носит ионный характер, при отсутствии различия — неполярный, и в промежуточном случае связь будет полярной. Наиболее электроотрицательным элементом является фтор, за ним следует кислород и т. 71. Наименее же электроотрицательны цезий и рубидий. [c.57]

В отличие от принятых ранее представлений, опытные данные приводят в настоящее время к заключению, что устойчивая конфигурация электронной оболочки может достигаться не только при полном присоединении электрона (типично ионная связь), но и при связывании его путем образования соответствующей полярной связи. Типично ионная связь образуется только между щелочными металлами и галогенами (и то главным образом между элементами, которые наиболее сильно различаются по своей электроотрицательности). При переходе же к более центральным группам периодической системы это различие постепенно уменьшается. [c.59]

Наиболее важной характеристикой полярной связи является степень асимметрии расположения электронной пары. Она определяется в первую очередь различием в электроотрицательности элементов. Чем больше это различие, тем менее симметрично располагается электронное облако и тем полярнее образованная им связь. Легко видеть, что полярность связи между двумя атомами двух данных элементов зависит и от валентного состояния так, например, в различных окислах серы (SO2, SO3 и др.) она будет неодинаковой. Полярность. Связи между двумя данными атомами в известной степени зависит и от того, с какими другими атомами они связаны. Это объясняется влиянием на них других атомов, содержащихся в молекуле. [c.64]

В общем случае следует отличать полярность молекулы в целом от полярности отдельных содержащихся в пей связей. Для двухатомных молекул эти два понятия совпадают. Анализируя имеющийся опытный материал, можно установить, что двухатомные молекулы, состоящие из одинаковых атомов в соответствии с вполне симметричным положением связывающей их электронной пары, не обладают полярностью, и для них [х = 0. Двухатомные молекулы, состоящие из неодинаковых атомов, в большинстве случаев являются в той илн иной степени полярными. В общем, чем больше различие в электроотрицательности элементов и чем, следовательно, более асимметричным является распределение электронной пары, связывающей данные атомы, тем больше будет и полярность связи. Наибольшей величины, при прочих равных условиях, она должна достигать при чисто ионной связи. Впрочем, строго говоря, между асимметрией в распределении электронной пары и дипольным моментом однозначной зависимости может и не быть, так как асимметрия эта определяет собой только величину заряда атомов в данной молекуле, а дипольный момент зависит еще и от расстояния между ними. [c.78]

Так, в молекуле хлороводорода общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного атома хлора, что приводит к появлению у атома хлора эффективного отрицательного заряда, равного 0,17 заряда электрона, а у атома водорода такого же по абсолютной величине эффективного положительного заряда. Следовательно, молекула НС1 является полярной молекулой. Полярность связи условно показывает, какая часть электронной плотности одного атома смещена к другому. Полярность связи оценивают ионностью ее или величиной дипольного момента. [c.117]

В меньшей степени способность связываться с другими молекулами сохраняет водородный атом, связанный с атомами азота или хлора. Впрочем, как мы видели в 20, степень полярности связи зависит не только от вида атома, с которым непосредственно связан данный атом, но также и от того, с какими атомами связаны эти атомы другими валентностями. Так, водородный атом, связанный с кислородом или азотом, будет более способен к образованию водородной связи, если атомы кис /орода или азота другой своей валентностью связаны с более электроотрицательным [c.83]

НЫМИ, и чем больше разница в их электроотрицательности, тем полярность связи выше. [c.8]

Величина этого заряда в первую очередь зависит от электроотрицательности атома, непосредственно связанного с атакуемым атомом углерода. Электроотрицательность элементов по Полингу зависит от положения элемента в Периодической системе (см. табл. 2,2), Наиболее электроотрицательным элементом является фтор. Чем правее по сравнению с углеродом находится элемент, тем больше заряд его ядра, выше электроотрицательность, больше отрицательный индуктивный эффект, а следовательно, тем больший частичный положительный заряд находится на атоме углерода и тем полярнее связь С—X. [c.112]

Изучение данных в табл. В.11 позволяет выявить ряд закономерностей. Распределение кислот по их силе в ряду ЫНз- -НгО- -Нр следует общему принципу, согласно которому с увеличением электроотрицательности полярность связи Н—X возрастает, а следовательно, облегчается отщепление протона. Однако в ряду НаО- -НгТе и НР---Н1 наблюдается противоположная закономерность если бы главную роль играла электроотрицательность, то наиболее сильными кислотами были бы первые члены ряда Н2О и НР. [c.405]

При достаточно полярном характере связи Z—X, обусловленном большой разностью электроотрицательностей, на центральном атоме возникает поле положительного заряда. Это поле несколько сжимает электронные облака центрального атома, причем орбитали гз и йх у благодаря своей большей поляризуемости сжимаются сильнее, чем другие -орбитали. Та ким образом, сильная полярность связей в молекуле из-за большой разности электроотрицательностей может сказываться на размерах 3s-, Зр- и З -орбиталей, что в свою очередь делает возможным осуществление вышеуказанной гибридизации. [c.518]

Следует отметить, что при возрастании длины связи X—И происходит уменьшение энергии диссоциации этой связи. Такая закономерность объясняется снижением полярности связи Н—X из-за уменьшения разности электроотрицательностей элементов Н и X (см. разд. 7.9, ч. 1), а также уменьшением перекрывания 1. -орбитали атома [c.292]

Мы уже обсуждали в других местах учебника электронное и геометрическое строение молекул галогенидов фосфора (см. разд. 7.5 и 7.6, ч. 1). Дипольные моменты (см. разд. 8.2, ч. 1) этих соединений, указанные в табл. 21.10, находятся в соответствии с их геометрическим строением. Соединения РХ3 обладают пирамидальной формой (см. рис. 21.4), и полный дипольный момент этих молекул зависит от полярности связей Р—X. Можно заключить, что полярность связей Р—X уменьщается в ряду Р—Р > > Р—С1 > Р—Вг > Р—I. Этот ряд согласуется с разностью электроотрицательностей между фосфором и галогенами. Молекулы рр5 обладают тригонально-бипира-мидальной структурой (см. рис. 21.4), причем центральный атом фосфора обобществляет пять электронных пар с пятью атомами X. Дипольные моменты пяти связей Р—X взаимно компенсируются, и полный молекулярный дипольный момент во всех случаях оказывается равным нулю. [c.322]

Смещение электронной плотности при образовании полярной связи и переход электронов при образовании ионной связи проис-ходят в сторону более электроотрицательных атомов. Величина электроотрицательное элементов связана с их ионизационными потенциалами, т. е. с энергиями ионизации атомов и их сродством к электрону. [c.105]

С точки зрения теории ковалентной связи возможны оба про цесса, если допустить, что азот в дихлорамине обладает некоторой полярностью связи с избытком положительных зарядов, так как хлор вследствие своей электроотрицательности будет притягивать. [c.155]

Полярность некоторых молекул не может быть передана в рамках модели полярности связей. Например, в молекулах СО и ВР распределение эффективных зарядов такое же, как и ожидается исходя из электроотрицательностей атомов. Однако дипольные моменты направлены не от более электроотрицательного атома к менее электроотрицательному (к углероду и бору, соответственно), а наоборот. Это связано с тем, что при оценке дипольных моментов молекулы следует учитывать не только явное перетекание заряда от одного атома к другому, но и перераспределение его около данного атома, В частности, необходимо учитывать и дипольные моменты электронных пар. Например, в молекуле СО сказывается собственный дипольный момент неподеленной электронной пары углерода (рис, 4,34), [c.140]

В ljOy эффективный заряд на атоме кислорода ничтожно мал и связь С1—О близка к неполярной, тогда как в Na O эффективный заряд на атоме кислорода составляет —0,81, т. е. в этом соединении химическая связь сильно полярна. Понижение полярности связи в этом ряду соответствует уменьшению различия в электроотрицательностях элементов, образующих соединения. [c.81]

Взаимное влияние в молекулах органических веществ проявляют прежде всего атомы, непосредственно связанные друг с другом. В этом случае оно определяется характером химической связи между ними, степенью различия в их относительной электроотрицательности и, следовательно, степенью полярности связи. [c.558]

На1 в значительной мере определяется полярностью связи обусловленной высокой электроотрицательностью галогена. Основные 4в [c.46]

Реакционная способность металлоорганических соединений в значительной мере зависит от полярности связи С—Ме, которая, в свою очередь, определяется электроотрицательностью элемента. Чем более выражен ионный характер этой связи (табл. 12), тем выше активность соединения. [c.340]

Как уже указывалось, вода обладает ионизирующим действием, в результате чего в водных растворах полярные связи в молекулах могут превращаться в ионные и молекулы диссоциируют на ионы. Разумеется, чем более полярна связь, тем легче в водном растворе произойдет ее ионизация. Таким образом, характер диссоциации молекулы гидроксида в водном растворе будет определяться относительной полярностью Р—О и О—Н связей. Если связь К—О более полярна, чем О—Н, молекула гидроксида будет диссоциировать по основному типу. Если более полярна связь О—Н, диссоциация будет происходить по кислотному типу. Известно, что полярность связи зависит от электроотрицательностей взаимодействующих атомов чем [c.134]

Примером полярной многоатомной молекулы является H3 I. Поскольку углеро,т и водород имеют приблизительно одинаковые электроотрицательности. вклад трех связей С—Н в суммарный диполь молекулы должен быть пренебрежимо мал. Разность электроотрицательностей углерода и хлора, наоборот, велика, и наличие сильно полярной связи С— i [c.579]

Ковалентная связь часто встречается и в кристаллах соединений. Так, карборунд Si состоит из атомов углерода и кремния, 6бразуюш.их тетраэдрическую решетку и связанных между собой ковалентной или, точнее, слабо полярной связью (вследствие несколько большей электроотрицательности углерода по сравнению с кремнием). [c.132]

Молекулы большинства органических соединент не обладают значительной полярностью. Так, молекулы углеводородов вовсе неполярны, поскольку практически неполярны ковале.чтные связи между атомами углерода и водорода. Молекулы органических соединений, содержащих атомы элементов, более электроотрицательных, чем углерод, могут быть более или менее полярными, если только этому ие мешает симметричная структура молекул. Так, наиример, несмотря на полярность связей между атомами углерода, с одной стороны, и кислорода или хлора — с другой, молекулы диоксида и тетрахлорида углерода, вследствие симметричности их структуры, совершеирю неполярны. [c.137]

X—Н связью (X—кислород, азот, галогенид, углероде электроотрицательными заместителями). Акцептором водорода в таком комплексе выступает гетероатом молекулы (кислород, азот). Энергия водородной связи колеблется в пределах 10—50 кДж/моль. Расстояние О... Н Б комплексе типа О. .. Н - О — примерно на 10 м короче, чем сумма ван-дер-ваальсовых радиусов, т. е. водородная связь стягивает две молекулы в одну более компактную частицу. Водородная связь X — Н. .. V образуется за счет энергии электростатического притяжения дипольной X —Н-связи и остаточного заряда на атоме У. Водородная сязь тем прочнее, чем полярнее связь X — Н. [c.145]

Под полярностью связи подразумевают разделение положитель-1ЮГ0 и отрицательного зарядов вследствие смещения электронной плотности к более электроотрицательному атому. Полярные связи обусловливают полярность молекулы в целом, если центры положительных и отрицательных зарядов не совпадают. [c.31]

Как было установлено, при образовании ковалентной связи электронные пары располагаются симметрично относительнв ядер связывающих атомов и атомы в молекулах никаких зарядов не несут. При образовании ионных связей валентные электроны полностью переходят от менее электроотрицательных к более электроотрицательным атомам, в результате чего образуются ионы, заряд которых определяется количеством отданных или присоединенных электронов. В молекулах с полярными связями валентные электроны лишь частично смещаются к более электроотрицательному атому, при этом на взаимодействующих атомах также возникают электрические заряды, но их величины не являются целочисленными. Например, в молекуле НС на водороде существует положительный, а на хлоре отрицательный заряды, но кх величины меньше единицы. [c.87]

При образовании ковалентной связи электронная пара располагается симметрично между ядрами связуемых атомов. У полярной связи она смещена в сторону атома с большей электроотрицательностью, в результате чего на взаимодействующих атомах появляются электрические заряды. В случае двухатомных молекул, например НС , это приведет к тому, что одна часть молекулы, где находится более электроотрицательный элемент С , будет заряжена отрицательно, а противоположная часть — положительно. Молекулы с таким несимметричным распределением зарядов называются полярными или дипольными. Схематически полярную молекулу можно представить [c.94]