Полярность связей и шкала электроотрицательности

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]

Таким образом, полярные связи возникают в тех случаях, когда один из атомов, образующих химическую связь, более эффективно притягивает электрон, чем другой. Способность атомов оттягивать электронное облако а-связи характеризуется их электроотрицательностью. Впервые понятие электроотрицательности ввел Полинг, он же составил первую широко известную шкалу относительных значений атомной электроотрицательности элементов, в которой электро-отрицательность лития принята равной единице, а электроотрица- [c.80]

Шкала электроотрицательности (рис. 7-7) может быть использована для качественной оценки степени полярности данной связи углерод — металл для этой цели служит также таблица ионности (в процентах) связей углерод — металл (табл. 12-1). [c.306]

Таким образом, существует целый ряд видов связи от неполярной до полностью ионной. Направление и величина полярности двухэлектронной связи имеют очень большое значение. При химических реакциях связи часто разрываются таким образом, что электронная пара остается у того атома, к которому она была ближе, т. е. первоначальная полярность усиливается в промежуточном реакционном комплексе до ионного состояния. С помощью шкалы электроотрицательности атомов (Полинг, Мулликен) можно определить направление и приблизительно оценить величину полярности (дипольный момент) связи. Чем больше разность электроотрицательности двух связанных атомов, тем больше дипольный момент связи, но зависимость между этими величинами не является линейной. Атом с меньшей электроотрицательностью образует положительный конец диполя. Ниже приводятся электроотрицательности некоторых атомов, наиболее важных для органической химии [c.52]

Полярность ковалентной связи можно оценить по шкале электроотрицательности (рис. 45), предложенной и обоснованной американским химиком Полингом в 1930-х г. [c.132]

В шкале электроотрицательностей каждому химическому элементу приписывается вполне определенное значение ОЭО. В табл. 10 приведены данные по ОЭО. На рис. 33 представлено изменение характера межатомной связи в химических соединениях. Начало координат характеризует гомеополярную связь. В качестве "идеально ионного" вещества возьмем фторид цезия — соединение атомов, наиболее сильно различающихся по ОЭО. В этом соединении (разность ОЭО = 3,2) степень ионности пусть равна единице. Начало координат соединим прямой с фигуративной точкой для СзГ. Такая аппроксимация не является грубой, поскольку зависимость степени ионности связи от разности электроотрицательностей выражается кривой, мало отличающейся от прямой. Значения разности ОЭО отдельных соединений наносятся на прямую. Тогда степень ионности, или полярность, любого соединения на прямой определится по перпендикулярам к оси ординат. [c.76]

Упражнение 7-18. Основываясь на шкале электроотрицательностей (рис. 7-7) и общих закономерностях присоединения к двойным связям, определите, соответствует ли направление присоединения В НеК пропилену полярному механизму реакции. [c.179]

Полярность связей и шкала электроотрицательности. В [c.188]

Связь водорода с другими элементами в зависимости от их электроотрицательности носит более или менее полярный характер (рис. В.17), что может служить основой для классификации бинарных гидридов. Вследствие того что водород находится примерно в середине шкалы электроотрицательности, он образует как ковалентные, так и ионные соединения (рис. Б. 17), а также соединения промежуточных типов. Особый класс составляют соединения включения водорода с металлами (разд. 36.16.1). [c.461]

Длина полярной связи тем меньше (т. е. прочность тем больше), чем больше разница в электроотрицательности составляющих ее атомов. По определению Полинга, электроотрицательность — это способность атома притягивать электроны. Существуют две шкалы электроотрицательности. Одна из них разработана Полингом на основе энергий связи и лежит в пределах от 0,8 до 4. Вторая построена Малликеном, исходя из значений потенциалов ионизации и сродства к электрону, и мало отличается от шкалы Полинга. [c.31]

Таким образом, полярные связи возникают в тех случаях, когда один из атомов, образующих химическую связь, более эффективно притягивает электрон, чем другой. Способность атомов оттягивать электронное облако а-связи характеризуется их электроотрицательностью. Впервые понятие электроотрицательности ввел Полинг он же составил первую широко известную шкалу относительных значений атомной электроотрицательности элементов, в которой электроотрицательность лития принята равной единице, а электроотрицательность фтора — четырем. В табл. 15 приведены электроотрицательности по Полингу для некоторых элементов периодической системы. [c.89]

Значки 5 и б соответственно указывают результирующий избыток или недостаток электронной плотности по сравнению с ядерным зарядом в той или иной части молекулы. Эти результирующие заряды по величине меньше полного заряда электрона (или протона), и поэтому 5 и 5 представляют собой дробные протонные или электронные заряды. Указываемая с их помощью полярность связи могла бы быть предсказана на основании рассмотрения шкалы электроотрицательностей элементов. Хлор (электроотрицательность 3,0) притягивает электроны сильнее, чем водород Ьлектроотрицательность 2,1). Исследуя ряд молекул (HF, НС1, НВг и Н1), мы убеждаемся, что полярность связи уменьшается по мере того, как уменьшается разность электроотрицательностей элементов, атомы которых связаны между собой в молекулу. [c.125]

Два элемента с почти одинаковой электроотрицательностью образуют ковалентные связи. Например, углерод, который занимает промежуточное положение на шкале электроотрицательности, образует ковалентные связи с элементами, расположенными вблизи него в периодической таблице. Когда разность электроотрицательности двух элементов значительна, связь полярна (т. е. обладает в высокой степени ионным характером), как и в случае хлористого натрия. Для большинства химических связей распределение электронной пары не совсем одинаково, так что связь обладает в некоторой степени ионным характером это приводит к появлению дипольного момента связи (разд. 14.10). [c.444]

Различный химический характер водорода в СН4, Н2О и НР объясняется различной полярностью и поляризуемостью его связей в этих соединениях. Полярность связей, как известно, количественно характеризуется разностью электроотрицательностей атомов, образующих эти связи. Чем больше эта разность, тем связь по-лярнее и тем, следовательно, водород подвижнее. Действительно, расчеты полярности связей по шкале электроотрицательности (по Полингу) показывают, что полярность связей водорода от соединения с углеродом к соединению с кислородом и фтором растет, [c.154]

ЯВНО периодический характер и плавно растет при движении по Периодической системе слева направо и уменьшается при движении сверху вниз (рис. 11). Особенно заметно это снижение для элементов УПА и VIA подгрупп. Чем дальше отстоят элементы друг от друга на шкале ЭО, тем более полярна образующаяся молекула, т. е. тем больше разделение зарядов в ней и тем больше отрицательный заряд смещается в сторону более электроотрицательного элемента. При этом если АХп > 2,5-ьЗ, то электрон, как показывают квантово-хи-мические расчеты, практически полностью переходит от одного атома к другому, что свидетельствует об образовании ионной связи. [c.118]

Пользуясь электроотрицательностью, можно предсказывать, какой будет характер химических связей — ионный или ковалентный. Чем больше разница в электроотрицательности между атомами данных двух элементов, тем вероятнее возможность реакции между ними, тем больше энергия реакции и тем вероятнее, что связи будут ионными. Это имеет место, например, между щелочными металлами и галоидами, когда валентные электроны атомов менее электроотрицательного элемента перетягиваются к более электроотрицательному и образуются ионы. И наоборот, можно предсказать, что атомы элементов с небольшой разницей в их электроотрицательности будут образовывать ковалентные связи. Полярность ковалентных связей, степень этой полярности также может быть указана на основе шкалы электроотрицательностей. Чем больше разница в электроотрицательности элементов, тем иолярнее образуемая ими связь. [c.164]

Мы уже видели, что в рамках теории резонанса дипольный момент молекулы НС1 в основном определяется вкладом ионной структуры Н+С1 . Предполагается, что такая ионная структура более устойчива, чем структура Н"С1+, поскольку хлор более электроотрицателен, чем водород. Аналогичное рассуждение применимо к любой другой связи А — В. Поскольку различие в электроотрицательности атомов А и В приводит к появлению момента связи ц (А — В), направление такого момента обычно определяют на основании значений электроотрицательности этих атомов. По шкале Полинга [43, стр. 88—95] электроотрицательность атома С1 равна 3, а электроотрицательность атома Н2,1. Разность между ними, равная 0,9, близка по величине к экспериментальному значению дипольного момента связи Н — С1 (1,08 О). Для атомов О и Н значения электроотрицательности составляют соответственно 3,5 и 2,1. Разность между ними равна 1,4 момент связи О — Н равен 1,51 О. Перечень таких примеров можно продолжить. Поэтому на ранних этапах теоретических исследований Мэйлон [22] пришел к выводу о том, что дипольный момент для многих простых ковалентных связей приближенно равен разности электроотрицательностей атомов, образующих связь. Однако впоследствии это простое и удобное правило не подтвердилось ни теоретически, ни экспериментально [49], хотя до сих пор его часто применяют для предварительной грубой оценки полярности связей. [c.186]

Ковалентная, или гомеополярная, связь объясняется соединением электронных оболочек разноименных атомов. Каждая связь имеет дипольный момент, определяемый по шкале электроотрицательности атомов как по величине, так и по направлению. Молекулы с гомеополя рной связью могут быть как нейтральные, так и полярные, в зависимости от симметричности их структуры. [c.28]

С ПОМОШЬЮ этой шкалы можно получить любые разности электроотрицательности. Чем выше разность электроотрицательности двух взаимно связанных элементов, тем более полярна, и, в ряде случаев, более устойчива между ними связь. Например [c.286]