Головна

Полярність і поляризованість ковалентного зв'язку і молекул

  1.  B. Потоки частинок і електромагнітних хвиль, взаємодія яких із середовищем призводить до іонізації її атомів і молекул.
  2.  F93.0 Тривожний розлад у зв'язку з розлукою в дитячому віці.
  3.  III.5.1. Дипольні моменти молекул діелектрика
  4.  IV. Схема взаємозв'язку слайдів презентації
  5.  IX. ЯВИЩА "БІОЛОГІЧНОМУ телезв'язку" У ТВАРИН.
  6.  R - радіус молекулярного дії (сфера молекулярного дії).
  7.  А. Допоміжні елементи для зв'язку функцій між собою

Ключові слова: спрямованість ковалентного зв'язку, геометрія молекул, гібридизація, гібридні орбіталі, полярність, поляризованість, електричний момент диполя.

спрямованість ковалентного зв'язку визначає геометричну структуру (форму) молекули. Атомні орбіталі мають різні форми і розміри, різну орієнтованість в просторі і перекриваються за певними, кращим напрямками, в яких досягається максимальна щільність перекривання. Це призводить до утворення молекули певної геометричної форми (лінійної, кутовий, тетраедричних і ін.). Наприклад, атом сірки в сірководні утворює зв'язки з атомами водню за рахунок p-електронів, орієнтованих уздовж осей координат під кутом 90о. Це добре пояснює експериментально спостережуваний валентний кут LHSH між напрямами зв'язків, Рівний 92о, І кутову геометрію молекули H2S. Для пояснення валентних кутів і геометричної структури молекул при утворенні хімічних зв'язків електронами різних підрівнів в теорії ВС використовуються: 1) метод відштовхування валентних електронних пар (ОВЕП); 2) концепція гібридизації, Запропонована Л. Полингом. Відповідно до цієї концепції, при утворенні зв'язків орбіталі різної симетрії змішуються і переходять в гібридні атомні орбіталі (АТ) однакової форми, однакової усередненої енергії і симетрично розташовані навколо центрального атома, що забезпечує рівноцінність утворених ними зв'язків. Число гібридних орбіталей дорівнює числу вихідних. Відносне просторове положення гібридних орбіталей в атомі визначається тим, що електрони з паралельними спинами прагнуть знаходитися якомога далі один від одного (ОВЕП). Це зменшує сили відштовхування і таким чином знижує енергію системи. Приклади деяких видів гібридизації. sp-гібридизація: В цьому випадку «перероджуються» одна s- і одна р-орбіталь, при цьому виникають дві гібридні sp-орбіталі, розташовані на одній прямій; кут між їх напрямами 1800 (BeCl2). sp2гібридизація: Гибрідизуючою одна s- і дві р-орбіталі, кут 1200 (BCl3). при sp3гібридизації валентний кут становить 109028' (CH4).

Можливі також гібридні орбіталі за участю d-атомних орбіталей (sp2d, sp3d, sp3d2). Геометрія молекул формується типом гібридизації АТ центрального атома. при утворенні ?-зв'язку спостерігається максимальне перекривання орбіталей по обидва боки від лінії, що з'єднує ядра пов'язаних атомів, обертання навколо ?-зв'язку неможливо. ?-Зв'язок формує геометричну форму молекули, а ?-зв'язок зміцнює і закріплює її.

Зв'язок в двоатомних молекулах, утворена з однакових атомів (Н2) Або атомів близьких по електронегативності (ЕО), називається неполярной(Гомеополярной). Зв'язок, утворена різними атомами, що відрізняються ЕО, називається полярної(Іонної). В таких молекулах електронна щільність перекриваються електронних хмар зміщена до більш ЕО атому. Полярність зв'язку обумовлюється відмінністю ЕО і розмірів атомів. Полярність зв'язку обумовлює полярність молекули, Тобто несиметричне розподіл електронної щільності, при якому «центри тяжіння позитивних і негативних зарядів» в молекулі не збігатимуться в одній точці. Між ними виникає якесь відстань - дипольне відстань або довжина диполя. Кількісно полярність молекул оцінюється величиною електричного дипольного моменту. Електричним дипольним моментом (?п) Називається твір абсолютного заряду електрона q на відстань між зарядами (довжина диполя l) І виражається в Деба (1Д = 10-30 Кл · м): ?п= Q • l. Електричний дипольний момент - величина векторна, тобто характеризуються спрямованістю (умовно від позитивного до негативного заряду). Електричний дипольний момент молекули визначається як векторна сума електричних дипольних моментів зв'язків і, отже, залежить від полярності зв'язків і геометрії молекули. Полярні молекули - це молекули з неполярними зв'язками, а також молекули, що мають симетрично (лінійна, плоско-трикутна, тетраедричних, октаедричні орієнтація) розташовані навколо центрального атома однакові полярні зв'язку. полярними є молекули, які містять полярні зв'язку і несиметричне геометричну будову.

полярізуємостью ковалентного зв'язку і (або) молекули називають її здатність під дією зовнішнього електричного поля ставати полярної або більш полярної. поляризуемость ?-зв'язку вище, ніж здатність до поляризації ?-зв'язку. Поляризуемость молекули зростає зі збільшенням її обсягу і числа ?-зв'язків. Постійний момент диполя полярної зв'язку (молекули) ?n в електричному полі стає більше на величину ?i, Рівну тимчасового навіяного або индуцированному диполю ? = (?n+ ?i). Роль зовнішнього електричного поля можуть грати заряджені частинки, що входять до складу самого з'єднання (іони або атоми з великим ефективним зарядом). Поляризующее дію іона призводить до деформації електронної оболонки сусідній частинки, яка тим більше, чим більше їх здатність до поляризації.

Контрольні питання:

1. Спрямованість ковалентного зв'язку. Геометрія молекул.

2. Типи гібридних орбіталей.

3. Полярність ковалентного зв'язку, полярність молекул.

4. Поляризуемость ковалентного зв'язку, поляризованість молекули.

Список рекомендованої літератури:

1. Глінка Н. Л. Загальна хімія: навч. посібник для вузів / Н. Л. Глинка. - М .: КНОРУС, 2009. - С. 136 - 142.

2. Коровін Н. В. Загальна хімія: підручник для технічних направл. і спец. вузів - 7-е изд., испр. - М .: Вища школа, 2006. - С. 48 - 57.

Н. М. Шаймарданов




 КОРОТКИЙ КУРС ЛЕКЦІЙ |  РГР (домашні завдання або контрольні роботи), залік - 0, іспит - 1 |  Для студентів нехімічних спеціальностей: ПГ, БПГ, ПС, БПС, ВВ, ДС, ЕС, ГФ |  Лекція 1. Квантово-механічна модель будови атома |  Лекція 2. Електронні конфігурації атомів. Періодичний Закон. Періодична система Д. І. Менделєєва |  Лекція 6. Хімічна термодинаміка |  Лекція 7. Хімічна кінетика |  Лекція 8. Хімічна рівновага |  Лекція 9. Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. властивості розчинів |  Типи гетерогенних дисперсійних систем |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати