Polarita molekuly hcl. Polárne a nepolárne molekuly. Polárne molekuly sú

Dnes sa naučíme, ako určiť polaritu spojenia a prečo je to potrebné. Poďme odhaliť fyzikálny význam uvažovanej veličiny.

Chémia a fyzika

Kedysi všetky disciplíny venované štúdiu okolitého sveta spájala jedna definícia. Astronómovia, alchymisti a biológovia boli všetci filozofi. Teraz však existuje prísna distribúcia podľa vedných odborov a veľké univerzity presne vedia, čo musia vedieť matematici a čo lingvisti. V prípade chémie a fyziky však neexistuje jasná hranica. Často navzájom do seba prenikajú a niekedy nasledujú paralelné kurzy. Kontroverzným predmetom je najmä polarita spojenia. Ako zistiť, či táto oblasť vedomostí patrí do fyziky alebo chémie? Na formálnom základe - k druhej prírodovede: teraz školáci študujú tento koncept ako súčasť chémie, ale nezaobídu sa bez znalostí fyziky.

Štruktúra atómu

Aby ste pochopili, ako určiť polaritu väzby, musíte si najskôr uvedomiť, ako atóm funguje. Na konci devätnásteho storočia sa vedelo, že ktorýkoľvek atóm je neutrálny ako celok, ale za rôznych okolností obsahuje rôzne náboje. Rutherford zistil, že v strede ktoréhokoľvek atómu je ťažké a pozitívne nabité jadro. Poplatok za atómové jadro je vždy celé číslo, to znamená, že je +1, +2 atď. Okolo jadra je zodpovedajúci počet negatívne nabitých pľúc, ktoré striktne zodpovedajú náboju jadra. To znamená, že ak je náboj jadra +32, potom by okolo neho malo byť umiestnených tridsaťdva elektrónov. Zaujímajú špecifické pozície okolo jadra. Každý elektrón je akoby „rozmazaný“ okolo jadra vo svojej vlastnej obežnej dráhe. Jeho tvar, poloha a vzdialenosť od jadra sú určené štyrmi

Prečo vzniká polarita

V neutrálnom atóme umiestnenom ďaleko od iných častíc (napríklad v hlbokom vesmíre mimo galaxie) sú všetky orbitaly symetrické okolo stredu. Napriek dosť zložitému tvaru niektorých z nich sa orbitály akýchkoľvek dvoch elektrónov nepretínajú v jednom atóme. Ale ak sa náš samostatne odobratý atóm vo vákuu na svojej ceste stretne s iným (napríklad vstúpi do oblaku plynu), bude s ním chcieť interagovať: orbitaly valenčných vonkajších elektrónov sa natiahnu k susednému atómu, spoja sa s ním. Bude existovať spoločný elektronický cloud, nový chemická zlúčenina a teda polarita väzby. Ako určíme, ktorý atóm zaberie najviac z celkového elektrónového mraku, si popíšeme ďalej.

Čo sú to chemické väzby

V závislosti od typu interagujúcich molekúl, rozdielu v nábojoch ich jadier a sily výslednej príťažlivosti existujú nasledujúce typy chemických väzieb:

• jeden elektrón;
• kov;
• kovalentný;
• iónový;
• van der Waals;
• vodík;
• dvojelektrónový trojcenter.

Aby sme si položili otázku, ako určiť polaritu väzby v zlúčenine, musí byť táto kovalentná alebo iónová (napríklad v NaCl soli). Všeobecne sa tieto dva typy väzieb líšia iba v tom, ako silno je elektrónový mrak posunutý k jednému z atómov. Ak kovalentnú väzbu netvoria dva identické atómy (napríklad O 2), potom je vždy mierne polarizovaná. V iónovej väzbe je posun silnejší. Existuje názor, že iónová väzba vedie k tvorbe iónov, pretože jeden z atómov „berie“ elektróny druhému.

Ale v skutočnosti neexistujú úplne polárne zlúčeniny: iba jeden ión veľmi silno priťahuje spoločný elektrónový mrak. Až tak, že zostávajúcu časť rovnováhy možno zanedbať. Dúfame teda, že bolo zrejmé, že je možné určiť polaritu kovalentnej väzby, ale nemá zmysel určovať polaritu iónovej väzby. Aj keď v tomto prípade predstavuje rozdiel medzi týmito dvoma typmi spojenia aproximáciu, model a nie skutočný fyzikálny jav.

Stanovenie polarity komunikácie

Dúfame, že čitateľ už pochopil, že polarita chemická väzba je odchýlka distribúcie v priestore všeobecného elektrónového mraku od rovnovážneho. V izolovanom atóme existuje rovnovážné rozdelenie.

Metódy merania polarity

Ako určiť polaritu spojenia? Táto otázka nie je ani zďaleka jednoznačná. Na úvod je potrebné povedať, že keďže sa symetria elektrónového mraku polarizovaného atómu líši od symetrie neutrálneho, zmení sa röntgenové spektrum. Posun čiar v spektre teda poskytne predstavu o tom, aká je polarita väzby. A ak potrebujete pochopiť, ako presnejšie určiť polaritu väzby v molekule, musíte poznať nielen emisné alebo absorpčné spektrum. Je potrebné zistiť:

• veľkosť atómov zapojených do väzby;
• náboje ich jadier;
• aké väzby boli vytvorené na atóme pred vznikom tohto;
• aká je štruktúra všetkej hmoty;
• ak je štruktúra kryštalická, aké chyby v nej existujú a ako ovplyvňujú celú látku.

Polarita väzby je označená ako horné znamienko v nasledujúcom tvare: 0,17+ alebo 0,3-. Je tiež potrebné pripomenúť, že rovnaký druh atómov bude mať pri kombinácii s odlišnou polaritou väzby rôzne látky... Napríklad v BeO oxide má kyslík polaritu 0,35- a v MgO je 0,42-.

Polarita atómu

Čitateľ si môže položiť nasledujúcu otázku: „Ako určiť polaritu chemickej väzby, ak existuje toľko faktorov?“ Odpoveď je jednoduchá a zložitá. Kvantitatívne ukazovatele polarity sú definované ako efektívne náboje atómu. Táto hodnota predstavuje rozdiel medzi nábojom elektrónu umiestneným v určitej oblasti a zodpovedajúcou oblasťou jadra. Táto hodnota celkovo dobre ukazuje určitú asymetriu elektrónového mraku, ktorá vzniká pri vytváraní chemickej väzby. Obtiažnosť spočíva v tom, že je takmer nemožné určiť, ktorá konkrétna oblasť umiestnenia elektrónu patrí do tejto konkrétnej väzby (najmä v zložitých molekulách). Rovnako ako v prípade oddelenia chemických väzieb na iónové a kovalentné sa vedci uchýlili k zjednodušeniam a modelom. V takom prípade sa tie faktory a hodnoty, ktoré ovplyvňujú výsledok nevýznamne, zahodia.

Fyzický význam polarity spojenia

Aký je fyzický význam hodnoty polarity väzby? Pozrime sa na jeden príklad. Atóm vodíka H je obsiahnutý v kyseline fluorovodíkovej (HF) aj kyseline chlorovodíkovej (HCl). Jeho polarita v HF je 0,40+, v HCl je 0,18+. To znamená, že celkový elektrónový mrak sa odkláňa oveľa viac smerom k fluóru ako k chlóru. To znamená, že elektronegativita atómu fluóru je oveľa silnejšia ako elektronegativita atómu chlóru.

Polarita atómu v molekule

Pozorný čitateľ si ale bude pamätať, že okrem jednoduchých zlúčenín, v ktorých sú prítomné dva atómy, existujú aj zložitejšie. Napríklad na vytvorenie jednej molekuly kyseliny sírovej (H2S04) sú potrebné dva atómy vodíka, jeden síra a až štyri kyslíky. Potom vyvstáva ďalšia otázka: ako určiť najvyššiu polaritu väzby v molekule? Najskôr si musíte uvedomiť, že každé spojenie má určitú štruktúru. Tj kyselina sírová - nejde o zhluk všetkých atómov v jednej veľkej kope, ale o akúsi štruktúru. Štyri atómy kyslíka sú pripojené k centrálnemu atómu síry a vytvárajú akýsi kríž. Na dvoch protiľahlých stranách sa atómy kyslíka viažu na síru dvojité väzby... Na ďalších dvoch stranách sú atómy kyslíka pripojené k síre jednoduchými väzbami a na druhej strane „držia“ vodíkom. V molekule kyseliny sírovej teda existujú nasledujúce väzby:

Po určení polarity každej z týchto väzieb z príručky môžete nájsť najväčšiu. Malo by sa však pamätať na to, že ak je na konci dlhého reťazca atómov silne elektronegatívny prvok, potom môže „ťahať“ elektrónové oblaky susedných väzieb a zvyšovať tak ich polaritu. V zložitejšej štruktúre ako reťazec sú celkom možné ďalšie účinky.

Ako sa líši polarita molekuly od polarity väzby?

Popísali sme, ako určiť polaritu spojenia. Aký je fyzický význam konceptu, sme prezradili. Ale tieto slová sa nachádzajú v iných frázach, ktoré sa týkajú tejto časti chémie. Čitateľov určite zaujíma, ako interagujú chemické väzby a polarita molekúl. Odpovedáme: tieto koncepty sa navzájom dopĺňajú a sú samostatne nemožné. Ukážeme to na klasickom príklade vody.

V molekule H20 sú dva rovnaké komunikácia H-O... Uhol medzi nimi je 104,45 stupňa. Takže štruktúra molekuly vody je ako dvojbodová vidlica s vodíkom na koncoch. Kyslík je elektronegatívnejší atóm, ktorý tiahne elektrónové oblaky dvoch vodíkov. S celkovou elektrickou neutralitou sú teda zuby vidlice o niečo pozitívnejšie a základňa o niečo zápornejšie. Zjednodušenie vedie k tomu, že molekula vody má póly. Hovorí sa tomu polarita molekuly. Voda je preto také dobré rozpúšťadlo, tento rozdiel v nábojoch umožňuje molekulám mierne odtrhnúť elektrónové oblaky iných látok, pričom oddeľujú kryštály na molekuly a molekuly na atómy.

Aby sme pochopili, prečo majú molekuly polaritu aj pri absencii náboja, je treba pamätať: nie je to len dôležité chemický vzorec látky, ale aj štruktúra molekuly, typy a typy väzieb, ktoré v nej vznikajú, rozdiel v elektronegativite atómov v nej zahrnutých.

Indukovaná alebo vynútená polarita

Okrem vlastnej polarity je tu tiež indukovaná alebo spôsobená faktormi zvonka. Ak vonkajšie elektromagnetické pole pôsobí na molekulu, ktorá je väčšia ako sily existujúce vo vnútri molekuly, môže to zmeniť konfiguráciu elektrónových mračien. To znamená, že ak molekula kyslíka na seba naťahuje oblaky vodíka v H20 a vonkajšie pole je smerované spoločne s touto činnosťou, potom je polarizácia zosilnená. Ak pole interferuje s kyslíkom, potom polarita väzby mierne klesá. Je potrebné poznamenať, že vyžaduje dosť veľké úsilie, aby sa nejako ovplyvnila polarita molekúl, a ešte viac sa ovplyvnila polarita chemickej väzby. Tento efekt sa dosahuje iba v laboratóriách a vesmírnych procesoch. Konvenčná mikrovlnná rúra iba zvyšuje amplitúdu vibrácií atómov vody a tukov. To však nijako neovplyvňuje polaritu spojenia.

Kedy má smer polarity zmysel?

V súvislosti s pojmom, ktorý uvažujeme, nemožno spomenúť opačnú polaritu. Ak hovoríme o molekulách, polarita má znamienko plus alebo mínus. To znamená, že atóm sa buď vzdá svojho elektrónového mraku a stane sa tak o niečo pozitívnejším, alebo naopak oblak pritiahne k sebe a získa negatívny náboj. A smer polarity má zmysel iba vtedy, keď sa náboj pohybuje, to znamená, keď prúdom preteká vodič. Ako viete, elektróny sa pohybujú od svojho zdroja (negatívne nabitého) k miestu príťažlivosti (pozitívne nabitého). Stojí za to pripomenúť, že existuje teória, podľa ktorej sa elektróny skutočne pohybujú opačným smerom: od pozitívneho zdroja k negatívnemu. Ale vo všeobecnosti to nevadí, dôležitá je iba skutočnosť ich pohybu. Takže pri niektorých procesoch, napríklad pri zváraní kovových častí, je dôležité, kde presne sú ktoré póly spojené. Preto je dôležité vedieť, či je polarita spojená priamo alebo opačne. Na niektorých zariadeniach, dokonca aj domácich, to tiež záleží.

V homonukleárnych molekulách (H 2, F 2 atď.) Patrí elektrónový pár, ktorý vytvára väzbu, rovnako ku každému atómu, preto sa centrá pozitívnych a negatívnych nábojov v molekule zhodujú. Takéto molekuly sú nepolárne.

V heteronukleárnych molekulách však príspevok na spojenie vlnových funkcií rôznych atómov nie je rovnaký. Nadmerná hustota elektrónov sa objavuje v blízkosti jedného z atómov, a teda v nadbytku záporného náboja, v blízkosti druhého v prípade kladného náboja. V tomto prípade hovoria o premiestnení elektrónového páru z jedného atómu na druhý, toto by sa však nemalo chápať doslovne, ale iba ako zvýšenie pravdepodobnosti nájdenia elektrónového páru v blízkosti jedného z jadier molekuly.

Na stanovenie smeru takéhoto posunu a semikvantitatívny odhad jeho veľkosti bola zavedená koncepcia elektronegativity.

Existuje niekoľko stupníc elektronegativity. Prvky sú však usporiadané v rade z hľadiska elektronegativity v rovnakom poradí, preto sú rozdiely zanedbateľné a stupnice elektronegativity sú celkom porovnateľné.

Elektronegativita R. Mullikena je polovičný súčet ionizačných energií a elektrónovej afinity (pozri časť 2.10.3):

Valenčný elektrónový pár je posunutý na elektronegatívnejší atóm.

Je pohodlnejšie používať nie absolútne hodnoty elektronegativity, ale relatívne. Elektronegativita lítia 3 Li sa berie ako jednota. Relatívna elektronegativita ktoréhokoľvek prvku A sa rovná:

Ťažké alkalické kovy majú najnižšiu elektronegativitu (X Fr \u003d 0,7). Najelektronegatívnejším prvkom je fluór (X F \u003d 4,0). Podľa období existuje všeobecná tendencia k zvýšeniu elektronegativity a podľa podskupín k jej poklesu (tabuľka 3.4).

Pri praktickom použití údajov z tejto tabuľky (ako aj údajov z iných stupníc elektronegativity) je potrebné mať na pamäti, že v molekulách pozostávajúcich z troch alebo viacerých atómov sa hodnota elektronegativity pod vplyvom susedných atómov môže významne meniť. Presne povedané, konštantná elektronegativita sa elementu vôbec nedá pripísať. Závisí to od valenčného stavu prvku, typu zlúčeniny atď. Napriek tomu je tento koncept užitočný pre kvalitatívne vysvetlenie vlastností chemických väzieb a zlúčenín.

Tabuľka 3.4

Paulingova elektronegativita s- a p-prvkov

Polarita väzby je určená posunom valenčného elektrónového páru v dvojatómových molekulách a je kvantitatívne charakterizovaná. dipólového momentu alebo elektrický moment dipólu, molekuly. Rovná sa súčinu vzdialenosti medzi jadrami r v molekule a efektívny náboj 5 zodpovedajúci tejto vzdialenosti:

Pretože r považovaný za vektor nasmerovaný z pozitívneho na negatívny náboj, je dipólový moment tiež vektorom a má rovnaký smer. Jednotkou merania dipólového momentu je D-debye (1D \u003d 3,33 10 - 30 C m).

Dipólový moment komplexnej molekuly je definovaný ako vektorový súčet dipólových momentov všetkých väzieb. Preto, ak je molekula AB I symetrická vzhľadom na líniu každej väzby, celkový dipólový moment takejto molekuly napriek polárnemu

počet dlhopisov A-B sa rovná nule: D \u003d ^ D; \u003d 0. Príklady sú prípady

predtým uvažované symetrické molekuly, ktorých väzby sú tvorené hybridnými orbitalmi: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 atď.

Molekuly, väzby, v ktorých sú tvorené nehybridnými orbitalmi alebo hybridnými orbitalmi za účasti voľných párov elektrónov, sú okolo väzbových línií asymetrické. Dipólové momenty takýchto molekúl sa nerovnajú nule. Príklady takýchto polárnych molekúl: H2S, NH3, H20 atď. Na obr. 3.18 ukazuje grafickú interpretáciu súčtu vektorov polárnych väzieb v symetrickej molekule BeF 2 (fl) a asymetrickej molekule H2S b).

Obrázok: 3.18.Dipólové momenty (a) molekúl BeF 2 a (b) H2S

Ako už bolo uvedené, čím väčší je rozdiel medzi elektronegativitami atómov tvoriacich väzbu, tým viac je valenčný elektrónový pár posunutý, tým je väzba polárnejšia, a tým je teda väčší efektívny náboj b, čo je znázornené v tabuľke. 3.5.

Tabuľka 3.5

Zmena povahy väzby v sérii zlúčenín prvkov obdobia II s fluórom

IN polárne spojenie možno podmienene rozlíšiť dve zložky: iónovú kvôli elektrostatickej príťažlivosti a kovalentnú kvôli prekrývaniu orbitalov. Ako sa zvyšuje rozdiel elektronegativity OH valenčný elektrónový pár sa čoraz viac premiestňuje smerom k atómu fluóru, ktorý získava čoraz negatívnejší efektívny náboj. Príspevok iónovej zložky k väzbe sa zvyšuje, podiel kovalentnej zložky klesá. Kvantitatívne zmeny sa menia na kvalitatívne: v molekule UF patrí elektrónový pár takmer výlučne k fluóru a jeho efektívny náboj sa blíži k jednote, t. k náboju elektrónov. Môžeme predpokladať, že sa vytvorili dva ióny: katión Li + a anión F ~, a väzba je spôsobená iba ich elektrostatickou príťažlivosťou (kovalentnú zložku možno zanedbať). Toto spojenie sa nazýva iónový. Dá sa to vidieť ako extrémny prípad kovalentnej polárnej väzby.

Elektrostatické pole nemá žiadne výhodné smery. preto iónová väzba na rozdiel od kovalentných smerovosť nie je charakteristická. Ión interaguje s akýmkoľvek počtom iónov opačného náboja. Je to spôsobené ďalšou charakteristickou vlastnosťou iónovej väzby - nedostatok nasýtenia.

Pre iónové molekuly možno vypočítať väzobnú energiu. Ak považujeme ióny za nedeformovateľné gule s nábojmi ± e, potom sila príťažlivosti medzi nimi v závislosti od vzdialenosti medzi stredmi iónov r možno vyjadriť Coulombovou rovnicou:

Energia príťažlivosti je určená pomerom

Pri priblížení sa v dôsledku interakcie objaví odpudivá sila elektronické škrupiny... Je to nepriamo úmerné vzdialenosti od stupňa p:

kde IN - nejaká konštanta. Exponent p oveľa viac ako jednota a pre rôzne iónové konfigurácie leží v rozmedzí od 5 do 12. Ak vezmeme do úvahy, že sila je deriváciou energie vzhľadom na vzdialenosť, z rovnice (3.6) dostaneme

So zmenou r zmeniť F np a F qtt. V určitej vzdialenosti r 0 tieto sily sa vyrovnajú, čo zodpovedá minimu výslednej energie interakcie U Q. Po transformáciách môžete získať

Táto rovnica je známa ako Bornova rovnica.

Minimum na krivke závislosti U \u003d f (r) rovnovážna vzdialenosť r 0 a energia U Q. Toto je väzbová energia medzi iónmi. Rovnomerné p neznáme, potom môžeme odhadnúť hodnotu väzbovej energie tak, že vezmeme 1 / Str rovná sa nule:

V takom prípade chyba nepresiahne 20%.

Pre ióny s nábojmi z l a z 2 rovnice (3.7) a (3.8) majú tvar:

Pretože existencia väzby blížiacej sa k čisto iónovej väzbe v molekulách tohto typu je problematická, posledné rovnice by sa mali považovať za veľmi približnú aproximáciu.

Zároveň je možné k problémom polarity väzby a ionicity pristupovať z opačnej polohy - z pohľadu polarizácie iónov. Predpokladá sa, že dochádza k úplnému prenosu elektrónov a molekulu tvoria izolované ióny. Potom sú elektrónové mraky premiestnené pod vplyvom elektrického poľa vytvoreného iónmi - polarizácia ióny.

Polarizácia je dvojstupňový proces, ktorý kombinuje polarizačné pôsobenie ióny z ich polarizovateľnosť. Polarizovateľnosť je schopnosť elektrónového mraku iónu, molekuly alebo atómu deformovať sa pod vplyvom elektrostatického poľa iného iónu. Sila tohto poľa určuje polarizačný účinok iónu. Z rovnice (3.10) vyplýva, že polarizačný účinok iónu je tým väčší, čím väčší je jeho náboj, tým menší je polomer. Polomery katiónov sú spravidla omnoho menšie ako polomery aniónov, preto je v praxi potrebné častejšie zaoberať sa polarizáciou aniónov pôsobením katiónov, a nie naopak. Polarizovateľnosť iónov závisí aj od ich náboja a polomeru. Ióny veľkých rozmerov a náboja sa ľahšie polarizujú. Polarizačné pôsobenie iónu sa redukuje na to, že na seba vytiahne elektrónový mrak iónu opačného náboja. Vo výsledku klesá ionicita väzby; väzba sa stáva polárnou kovalentnou. Polarizácia iónov teda znižuje stupeň ionicity väzby a vo svojom účinku je opačná k polarizácii väzby.

Polarizácia iónov v molekule, t.j. zvýšenie podielu kovalentných väzieb v ňom zvyšuje silu jeho rozpadu na ióny. V sérii zlúčenín daného katiónu s aniónmi rovnakého typu klesá stupeň disociácie v roztokoch so zvyšovaním polarizovateľnosti aniónov. Napríklad v sérii halogenidov olova PbCl2 - PbBr2 - PN 2 sa zvyšuje polomer halogenidových aniónov, zvyšuje sa ich polarizovateľnosť a klesá rozklad na ióny, čo sa prejaví znížením rozpustnosti.

Pri porovnaní vlastností solí s rovnakým aniónom a dostatočne veľkými katiónmi by sa mala brať do úvahy polarizácia katiónov. Napríklad polomer iónu Hg 2+ je väčší ako polomer iónu Ca 2+, takže Hg 2+ polarizuje silnejšie ako Ca 2+. Výsledkom je, že CaCl2 je silný elektrolyt, t.j. sa v roztoku úplne disociuje a HgCl2 - so slabým elektrolytom, t.j. sa prakticky neoddeľuje od roztokov.

Polarizácia iónov v molekule znižuje jeho silu pri rozpade na atómy alebo molekuly. Napríklad v sérii CaCl2 - CaBr 2 - Ca1 2 sa zvyšuje polomer halogenidových iónov, zvyšuje sa ich polarizácia iónom Ca 2+, preto klesá teplota tepelnej disociácie na vápnik a halogén: CaHa1 2 \u003d Ca + Ha1 2.

Ak je ión ľahko polarizovaný, potom je na jeho excitáciu potrebná malá energia, ktorá zodpovedá absorpcii množstva viditeľného svetla. To je dôvod zafarbenia roztokov takýchto zlúčenín. Zvýšenie polarizovateľnosti vedie k zvýšeniu farby, napríklad v sérii NiCl2 - NiBr2 - Nil 2 (zvýšená polarizovateľnosť aniónu) alebo v sérii KC1 - CuCl2 (zvýšená polarizácia katiónu).

Hranica medzi kovalentnými polárnymi a iónovými väzbami je dosť ľubovoľná. Pre molekuly v plynnom stave sa predpokladá, že s rozdielom elektronegatít AH\u003e 2.5 väzba je iónová. V roztokoch polárnych rozpúšťadiel, ako aj v kryštalickom stave majú molekuly rozpúšťadla a susedné častice v uzloch kryštalickej mriežky silný účinok. Iónová povaha väzby sa preto prejavuje na oveľa menšom rozdiele v elektronegativite. V praxi možno usúdiť, že vzťah medzi typickými kovmi a nekovmi v roztokoch a kryštáloch je iónový.

Polarita chemických väzieb - charakteristika chemickej väzby, ktorá ukazuje zmenu v distribúcii elektrónovej hustoty v priestore okolo jadier v porovnaní s distribúciou elektrónovej hustoty v neutrálnych atómoch tvoriacich túto väzbu. Takzvané efektívne náboje na atómoch sa používajú ako kvantitatívne meranie polarity väzby. Efektívny náboj je definovaný ako rozdiel medzi nábojom elektrónov umiestnených v určitej oblasti vesmíru v blízkosti jadra a nábojom jadra. Toto opatrenie má však iba podmienený a približný význam, pretože je nemožné v molekule jednoznačne rozlíšiť oblasť, ktorá patrí výlučne k jednotlivému atómu a s niekoľkými väzbami k špecifickej väzbe. Prítomnosť účinného náboja možno naznačiť symbolmi nábojov na atómoch (napríklad H + δ - Cl δ, kde δ je určitý zlomok základného náboja). Takmer všetky chemické väzby, s výnimkou väzieb v diatomických homonukleárnych molekulách, sú do jedného alebo druhého stupňa polárne. Kovalentné väzby sú zvyčajne slabo polárne. Iónové väzby sú silne polarizované. Polarita molekúl je určená rozdielom medzi elektronegativitami atómov tvoriacich dvojcentrovú väzbu, geometriou molekuly, ako aj prítomnosťou osamelých elektrónových párov, pretože časť elektrónovej hustoty v molekule môže byť lokalizovaná nie v smere väzieb. Polarita väzby je vyjadrená prostredníctvom jej iónovej zložky, to znamená presunom elektrónového páru k elektronegatívnejšiemu atómu. Polaritu väzby možno vyjadriť prostredníctvom dipólového momentu μ, rovnajúci sa súčinu elementárneho náboja a dĺžky dipólu μ \u003d e ∙ l. Polarita molekuly je vyjadrená jej dipólovým momentom, ktorý sa rovná vektorovému súčtu všetkých dipólových momentov väzieb molekuly. Dipól je sústava dvoch rovnakých, ale opačne označených nábojov, umiestnených v jednotkovej vzdialenosti od seba. Dipólový moment sa meria v coulombových metroch (C ∙ m) alebo v debatách (D); 1D \u003d 0,333 ∙ 10 –29 ° C.

12. Mechanizmus donor-akceptor kov.Sv .. Komplexné zlúčeniny.

Mechanizmus darcu a príjemcu (inak koordinačný mechanizmus) je metóda na vytvorenie kovalentnej chemickej väzby medzi dvoma atómami alebo skupinou atómov, ktorá sa uskutočňuje vďaka voľnému páru elektrónov donorového atómu a voľnému orbitálu akceptorového atómu. Ak má jedna z dvoch molekúl atóm s voľnými orbitalmi a druhá má atóm s nedefinovanými elektrónmi, vzniká medzi nimi interakcia D-A.

Komplexná zlúčenina - komplexné zlúčeniny, ktoré majú kovalentné väzby tvorené DAM. Pozrime sa na príklad SO4. Činidlo vytvárajúce komplex Cu, 4-koordinačné číslo. () - vnútorná sféra, - vonkajšia sféra, ligandy NH3.

Koordinačné číslo pre komplexnú zlúčeninu má rovnaký význam ako valencia v bežných zlúčeninách. Prijíma hodnoty od 1 do 12 (okrem 10 a 11).

13. Intermolekulárna interakcia. Vodíková väzba.

Vodíková väzba - typ chemickej väzby medzi elektronegatívnym atómom a atómom vodíka Hkovalentne naviazaný na iný elektronegatívny atóm (v tej istej molekule alebo v inej molekule). Zvyčajne sú v štrukturálnych diagramoch zobrazené ako bodky alebo bodkované čiary. Sila vodíkovej väzby presahuje van der Waalsovu interakciu a jej energia je 8-40 kJ / mol. Spravidla je to však rádovo slabší stupeň ako kovalentná väzba. Vodíková väzba je charakteristická pre zlúčeniny vodíka s najviac elektronegatívnymi prvkami: fluór, kyslík, dusík, chlór a síra. Vodíková väzba je veľmi častá a hrá dôležitú úlohu v asociácii molekúl, v procesoch kryštalizácie, rozpúšťania, tvorby kryštalických hydrátov, elektrolytickej disociácie a ďalších dôležitých fyzikálno-chemických procesov. Molekula vody vytvára štyri vodíkové väzby, čo vysvetľuje štrukturálne vlastnosti vody a ľadu, ako aj veľa anomálnych vlastností vody: 1) max. hustota pri teplote +42) má voda najvyššiu tepelnú kapacitu zo známych kvapalín. Pri ohreve vody sa značná časť energie vynakladá na lámanie väzieb, a tým zvyšuje tepelná kapacita. Intermolekulárna interakcia - vzájomné pôsobenie molekúl, ktoré nevedie k prasknutiu alebo k vytvoreniu nových chemických väzieb. Sú založené na elektrických interakciách, ako aj na chemických väzbách. Rozlišujte medzi orientačnými, indukčnými a disperznými interakciami. Orientačné sily, dipól-dipólová príťažlivosť. Uskutočňuje sa medzi molekulami, ktoré sú permanentnými dipólmi. Výsledkom neusporiadaného tepelného pohybu molekúl, keď sa priblížia k sebe, konce dipólov s rovnakým nábojom sa navzájom odpudzujú a opačne nabité konce sú priťahované. Čím sú molekuly polárnejšie, tým silnejšie sú priťahované, a tým je orientačná interakcia väčšia. Energia tejto interakcie je nepriamo úmerná kocke vzdialenosti medzi dipólmi. Disperzná príťažlivosť (londýnske sily). Interakcia medzi okamžitým a indukovaným dipólom. Keď sa molekuly priblížia k sebe, orientácia mikrodipólov prestane byť nezávislá a ich výskyt a zánik v rôznych molekulách nastáva v čase navzájom. Súčasný výskyt a zánik mikrodipólov rôznych molekúl je sprevádzaný ich príťažlivosťou. Energia tejto interakcie je nepriamo úmerná šiestej sile vzdialenosti medzi dipólmi. Indukčná príťažlivosť. Interakcia medzi permanentným dipólom a indukovanou (indukovanou). Existujú polárne a nepolárne molekuly. Pôsobením polárnej molekuly sa nepolárna molekula deformuje a vzniká (indukuje sa) v nej dipól. Indukovaný dipól je priťahovaný k permanentnému dipólu polárnej molekuly a následne zosilňuje elektrický moment dipólu polárnej molekuly. Energia tejto interakcie je nepriamo úmerná šiestej sile vzdialenosti medzi dipólmi.

14. Systém. Fáza. Komponent. Možnosti. Stavové funkcie: vnútorná energia a entalpia. Štandardné podmienky.

Systém je telo alebo skupina telies v interakcii, od ktorých sú psychicky izolovaní prostredie... Sú homogénne (homogénne) a heterogénne (heterogénne). Izolovaný systém nemá žiadny metabolizmus a energiu s okolitým prostredím. Zatvorené - nemá iba prenos hmoty (nezvratný prenos hmoty zmesi v jednej alebo viacerých fázach). Otvorené - má prenos energie aj hmoty. Fáza - súprava všetkých homogénnych častí systému, rovnakého zloženia a všetkých fyzikálnych. a chem. vlastnosti, ktoré nezávisia od množstva látky. Fázy sú navzájom oddelené rozhraniami, na ktorých sa náhle menia všetky vlastnosti fáz. Komponenty - základné časti systému, chemicky jednotlivé látky, ktoré tvoria tento systém a sú schopné samostatnej existencie, izolované od ostatných častí systému. Stav systému je určený súborom premenných - parametre... Rozlišujte medzi intenzívnymi a rozsiahlymi parametrami. Intenzívne - nezávisia od hmotnosti alebo počtu častíc na ostrovoch. (P, T) a rozsiahle závisia od (V, E). Stavové funkcie sú termodynamické funkcie, ktorých hodnoty závisia iba od stavu systému a nezávisia od cesty, po ktorej systém do tohto stavu dospel. Zmena stavovej funkcie Najdôležitejšie funkcie sú vnútorná energia systém U a entalpiaH (obsah tepla) Int. energie - celková energetická rezerva: energia translačného a rotačného pohybu, energia vibrácií, intranukleárna energia, s výnimkou kinetickej energie systému ako celku a potenciálnej energie polohy systému. Entalpia je vlastnosť látky, ktorá udáva množstvo energie, ktorú je možné premeniť na teplo. Entalpia je termodynamická vlastnosť látky, ktorá udáva hladinu energie uloženej v jej molekulárnej štruktúre. To znamená, že hoci hmota môže mať energiu na základe teploty a tlaku, nie všetko sa dá premeniť na teplo. Časť vnútornej energie vždy zostáva v látke a udržuje si svoju molekulárnu štruktúru. štandardný tlak pre plyny, kvapaliny a pevné látky rovné 10 5 Pa (750 mm Hg); štandardná teplota pre plyny rovnajúce sa 273,15 K (0 ° C); štandardná molarita pre roztoky rovné 1 mol L -1. Za týchto podmienok je disociačná konštanta destilovanej vody 1,0 × 10 −14.

15. Prvý zákon termodynamiky. Hessov zákon ako dôsledok prvého zákona termodynamiky. Termochemické výpočty.

Existuje veľa formulácií prvého zákona: V izolovanom systému sa celková energetická rezerva udržuje konštantná. Pretože práca je jednou z foriem prenosu energie, je nemožné vytvoriť večný stroj prvého druhu (stroj, ktorý pracuje bez energetického výdaja). Matematická formulácia: Keď tečie izobarický postup: Kedy izochorický postup: Kedy izotermický postup: Kedy kruhový proces:

Termochémia - oblasť nat. chémia, štúdium energie. účinky reakcií. Ak je jeho energetický efekt uvedený v rovnici, je termochemický ur-e. V \u003d konšt, p \u003d konšt, základný zákon termochémieTento zákon je priamym dôsledkom prvého zákona termodynamiky. Pomocou Hessovho zákona môžete vypočítať horúčavy rôznych reakcií bez toho, aby ste vykonali samotné reakcie.

Napríklad:

Záver: odparovacie teplo jedného molu vody je 44 J.

16. Štandardná entalpia formácie. Dôsledky vyplývajúce z Hessovho zákona.

Pod štandardné teplo (entalpia) formácie pochopiť tepelný účinok reakcie tvorby jedného molu látky z jednoduché látky, jeho zložky, ktoré sú v stabilných štandardných stavoch. Štandardná entalpia formácie je označená ΔH fO.

Formuláciu uviedol ruský vedec Hess (1840) základný zákon termochémie: tepelný účinok reakcie prebiehajúcej pri konštantnom objeme alebo pri konštantnom tlaku nezávisí od dráhy reakcie (od jej medzistupňov), ale je určený iba povahou a stavom východiskových látok a reakčných produktov. Dôsledky Hessovho zákona:

1. Tepelný účinok reakcie sa rovná rozdielu medzi súčtom horúčav spaľovania počiatočných látok a súčtom horúčav horenia reakčných produktov. Spaľovacie teplo je tepelný efekt oxidačnej reakcie danej zlúčeniny s kyslíkom na vyššie oxidy. Teplo formácie je tepelný efekt reakcie formovania danej zlúčeniny z jednoduchých látok, ktoré zodpovedajú najstabilnejšiemu stavu prvkov pri danej teplote a tlaku.

2. Tepelný účinok reakcie sa rovná rozdielu medzi horúčavami formovania všetkých látok uvedenými na pravej strane rovnice a horúčavami tvorby látok na ľavej strane rovnice, pričom sa tieto koeficienty berú do úvahy pri koeficientoch pred vzorcami týchto látok v rovnici samotnej reakcie. V súčasnosti sú známe horúčavy tvoriace viac ako 6 000 látok. Štandardné formovacie horúčavy - hodnoty formačných horúčav na teplotu 298 K a tlak 1 atm.

17. Závislosť tepelného účinku chemickej reakcie na teplote (Kirchhoffov zákon).Poďme diferencovať rovnice u vzhľadom na T a v prvom prípade vezmeme konštantu V a v druhom prípade P.

Teplotný koeficient tepelného účinku procesu sa rovná zmene tepelnej kapacity systému v dôsledku procesu (Kirchhoffovo pravidlo). Integráciou vyššie uvedených diferenciálnych rovníc získame:

V malom teplotnom rozmedzí sa môžete obmedziť na prvé obdobie výkonové rady pre C, a potom bude konštantná.

18. Druhý termodynamický zákon. Pojem entropia. Termodynamická pravdepodobnosť. Znížené teplo. Nerovnosť a Clausiova identita.

Spontánny prenos tepla z menej ohriateho tela na viac ohriate je nemožný. Nie je možné vytvoriť stroj s neustálym pohybom druhého druhu (stroj, ktorý periodicky prevádza teplo prostredia pri konštantnej teplote na prácu. Termodynamická účinnosť: Pre izolované systémy kritérium, ktoré umožňuje posudzovať smer procesov a okolo rovnovážne podmienky, je funkcia S-entropia... Procesy prebiehajú v smere zvyšovania entropie. V rovnováhe entropia dosahuje maximum. Spätný tok procesov nemôže byť spontánny - vyžaduje sa práca zvonku. Phys. Význam funkcie entropického stavu je najľahšie ilustrovaný na príklade varu kvapaliny. Pri zahriatí: T a U sa zvyšujú, až kým tekutina nevrie. V takom prípade sa odparené teplo absorbuje, čo sa vynakladá na zväčšenie poruchy v systéme. Entropia je teda mierou usporiadanosti stavu systému. 2. začiatok termodynamiky pre reverzibilné procesy. IN izolovaný systémové procesy sú spontánne, postupujú v smere zvyšovania entropie neizolovaný-možno Termodynamická pravdepodobnosť (alebo statická hmotnosť) - počet spôsobov, ako je možné realizovať stav fyzického systému. NerovnosťClausius (1854): Množstvo tepla prijatého do systému v ľubovoľnom kruhovom procese vydelené absolútnou teplotou, pri ktorej bol prijatý ( daný množstvo tepla) nie je pozitívny.

19. Nernstova tepelná veta. Planckov postulát. Výpočet absolútnej hodnoty entropie. Pojem degenerácia ideálneho plynu. Nernstova veta tvrdí, že zmena entropie v reverzibilnej chem. medzi vami v kondenzátore. stav má tendenciu k nule pri T0: Na základe toho vyslovil Planck v roku 1911: „Pri absolútnej nulovej teplote má entropia nielen najnižšiu hodnotu, ale je jednoducho nulová“. Planckov postulát je formulovaný takto: „Entropia správne vytvoreného kryštálu čistej látky pri absolútnej nulovej teplote sa rovná nule“ Absolútna hodnotaentropiaumožňuje ustanoviť tretí zákon termodynamiky alebo Nernstovu vetu: keďže absolútna teplota má tendenciu k nule, rozdiel DS pre každú látku má tendenciu k nule, bez ohľadu na vonkajšie parametre. Preto: entropiu všetkých látok pri absolútnej nulovej teplote možno považovať za nulovú (táto formulácia Nernstovej vety bola navrhnutá v roku 1911 M. Planckom). Na jeho základe sa za východiskový bod entropie považuje S o \u003d 0 pri T \u003d 0. Degenerujte plyn - plyn, ktorého vlastnosti sa významne líšia od vlastností klasického ideálneho plynu vďaka kvantovo-mechanickému pôsobeniu identických častíc na seba. Tento vzájomný vplyv častíc nie je spôsobený silovými interakciami, ktoré v ideálnom plyne chýbajú, ale identitou (nerozlíšiteľnosťou) identických častíc v kvantovej mechanike. V dôsledku tohto vplyvu závisí naplnenie možných energetických hladín časticami aj v ideálnom plyne od prítomnosti ďalších častíc na tejto úrovni. Preto je tepelná kapacita a tlak takéhoto plynu rozdielne závislá od teploty ako u ideálneho klasického plynu; entropia, voľná energia atď. sú vyjadrené iným spôsobom. Degenerácia plynu nastáva, keď jeho teplota klesne na určitú hodnotu, ktorá sa nazýva teplota degenerácie. Úplná degenerácia zodpovedá absolútnej nulovej teplote. Vplyv identity častíc je tým výraznejší, čím je priemerná vzdialenosť medzi časticami menšia r v porovnaní s dĺžkou de Broglieovej vlny častíc λ \u003d h / mv (m - hmotnosť častíc, v - jeho rýchlosť, h - Lišta je konštantná)

20. Kombinovaný vzorec prvého a druhého zákona termodynamiky. Voľná \u200b\u200benergia Gibbsa a Helmholtza. Podmienky pre spontánny výskyt chemických reakcií. Prvý zákon. Teplo dodávané do systému sa vynakladá na prírastok vnútornej energie systému a na prevádzku systému v životnom prostredí. Druhý zákon.(Niekoľko formulácií): v izolovaných systémoch dochádza k procesom spontánne, ktoré sú sprevádzané zvýšením entropie: Entropia je termodynamická funkcia charakterizujúca stupeň poruchy stavu systému. Používa sa na posúdenie smeru spontánnych procesov. Všeobecné právo. Pre každý izolovaný termodynamický systém existuje stav termodynamickej rovnováhy, ktorú spontánne dosiahne v priebehu času za pevných vonkajších podmienok. TdS\u003e dU + pd E energia Helmholtza.Maximálna práca, ktorú môže systém vykonať v rovnovážnom procese, sa rovná zmene Helmholtzovej energie reakcie Helmholtzova energia sa nazýva viazaná energia... Charakterizuje hranicu spontánneho priebehu reakcie, ktorú je možné dosiahnuť Gibbsova energia.Faktory entalpie a entropie, ktoré charakterizujú procesy, spája funkcia - Gibbsova energia. Pretože Gibbsovu energiu je možné previesť na prácu, nazýva sa to voľná energia... Chemická reakcia je možná, ak Gibbsova energia klesá (<0).Энергия Гиббса образования вещества – изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К.

Keď sa na rozdiel od atómov vytvorí kovalentná väzba, väzobný pár elektrónov sa posunie smerom k elektronegatívnejšiemu atómu. To vedie k polarizácii molekúl, takže všetky diatomické molekuly pozostávajúce z odlišných prvkov sa ukážu ako polárne do jedného alebo druhého stupňa. V prípade zložitejších molekúl polarita závisí aj od geometrie molekuly. Pre vzhľad polarity je potrebné, aby sa centrá distribúcie pozitívnych a negatívnych nábojov nezhodovali.

V molekule CO2 sú väzby uhlík-kyslík polárne a na atóme uhlíka je určitý pozitívny náboj a na každom z atómov kyslíka rovnaký negatívny náboj. Následne je stred kladného náboja koncentrovaný na atóme uhlíka. Pretože atómy kyslíka sú umiestnené na jednej priamke, ale na oboch stranách atómu uhlíka (lineárna molekula) v rovnakých vzdialenostiach, kladný náboj je neutralizovaný. Takže napriek polarite každej väzby v CO. Celá molekula ako celok je nepolárna a dôvodom je

Obrázok: 434. Príklady molekulárnej štruktúry a polarity sú jej lineárne štruktúry. Naopak, molekula S \u003d C \u003d 0 je polárna, pretože väzby uhlík-síra a uhlík-kyslík majú rôznu dĺžku a rôznu polaritu. Na obr. 4.34 ukazuje štruktúru a polaritu niektorých molekúl.

Z uvedených príkladov vyplýva, že ak sú atómy alebo skupiny atómov pripojených k centrálnemu atómu rovnaké alebo sú voči nemu umiestnené symetricky (lineárne, rovinné trojuholníkové, štvorboké a iné štruktúry), potom bude molekula nepolárna. Ak sú k centrálnemu atómu pripojené nerovnaké skupiny alebo existuje asymetrické usporiadanie skupín, potom sú molekuly polárne.

Efektívny náboj atómov v molekule má veľký význam pri zvažovaní polárnych väzieb. Napríklad v molekule HC1 je väzbový elektrónový mrak posunutý smerom k elektronegatívnejšiemu atómu chlóru, v dôsledku čoho nie je kompenzovaný náboj jadra vodíka a elektrónová hustota na atóme chlóru je nadmerná v porovnaní s nábojom jeho jadra. Preto je atóm vodíka pozitívne polarizovaný a atóm chlóru negatívne polarizovaný. Pozitívny náboj vzniká na atóme vodíka a negatívny náboj na atóme chlóru. Tento náboj 8, nazývaný efektívny náboj, sa obvykle stanoví experimentálne. Takže pre vodík 8H \u003d +0,18 a pre chlór 5 C \u003d \u003d 0,18 absolútneho náboja elektrónov. V dôsledku toho je väzba v molekule HC1 18% iónová (tj. Stupeň ionicity je 0,18) ).

Pretože polarita väzby závisí od stupňa posunu väzobného páru elektrónov smerom k elektronegatívnejšiemu prvku, je potrebné vziať do úvahy nasledovné:

• a) elektronegativita (EO) nie je striktná fyzikálna veličina, ktorú je možné určiť priamo experimentálne;
• b) hodnota elektronegativity nie je konštantná, ale závisí od povahy iného atómu, s ktorým je tento atóm spojený;
• c) rovnaký atóm v danej chemickej väzbe môže niekedy fungovať ako elektropozitívny aj elektronegatívny.

Experimentálne údaje naznačujú, že prvkom je možné priradiť relatívne hodnoty elektronegativít (REF), ktorých použitie umožňuje posúdiť stupeň polarity väzby medzi atómami v molekule (pozri tiež body 3.6 a 4.3).

V molekule pozostávajúcej z dvoch atómov, čím vyššia je RED jedného z nich, tým vyššia je polarita kovalentnej väzby, preto so zvyšovaním RED druhého prvku rastie stupeň ionicity zlúčeniny.

Pre charakterizáciu reaktivity molekúl je dôležitá nielen povaha distribúcie elektrónovej hustoty, ale aj možnosť jej zmeny pod vplyvom vonkajšieho vplyvu. Meradlom tejto zmeny je polarizovateľnosť väzby, t.j. jeho schopnosť stať sa polárnou alebo ešte viac polárnou. Polarizácia väzby nastáva jednak pod vplyvom vonkajšieho elektrického poľa, jednak pod vplyvom inej molekuly, ktorá je partnerom pri reakcii. Výsledkom týchto vplyvov môže byť polarizácia väzby sprevádzaná jej úplným zlomením. V tomto prípade väzbový pár elektrónov zostáva na elektronegatívnejšom atóme, čo vedie k tvorbe odlišných iónov. Tento typ rozbitia väzby sa nazýva tetrolitický. Napríklad:

V danom príklade štiepenia asymetrickej väzby sa vodík štiepi vo forme H + -iónu a spojovací pár elektrónov zostáva s chlórom, takže ten sa prevádza na anión C1.

Okrem tohto typu štiepenia väzby je možné aj symetrické štiepenie, keď sa netvoria ióny, ale atómy a radikály. Tento typ rozbitia väzby sa nazýva homolytický.

Obrázok: 32. Schémy polárnych a nepolárnych molekúl: a - polárna molekula; b-nepolárna molekula

Každá molekula obsahuje ako kladne nabité častice - jadrá atómov, tak aj záporne nabité - elektróny. Pre každý druh častíc (alebo skôr nábojov) môžete nájsť bod, ktorý bude akoby ich „elektrickým ťažiskom“. Tieto body sa nazývajú póly molekuly. Ak sa elektrické ťažiská pozitívnych a negatívnych nábojov v molekule zhodujú, bude molekula nepolárna. Sú to napríklad molekuly Н 2, N 2 tvorené rovnakými atómami, v ktorých spoločné páry elektrónov rovnako patria obidvom atómom, ako aj veľa symetricky štruktúrovaných molekúl s atómovou väzbou, napríklad metán CH4, tetrachlórmetán.

Ale ak je napríklad molekula zostavená asymetricky, skladá sa z dvoch odlišných atómov, ako sme už povedali, celkový pár elektrónov je možné viac-menej posunúť smerom kjeden z atómov. Je zrejmé, že v tomto prípade v dôsledku nerovnomerného rozloženia pozitívnych a negatívnych nábojov vo vnútri molekuly nebudú ich elektrické ťažiská koincidovať a získa sa polárna molekula (obr. 32).

Polárne molekuly sú

Polárne molekuly sú dipóly. Tento výraz všeobecne označuje akýkoľvek elektricky neutrálny systém, to znamená systém pozostávajúci z pozitívnych a negatívnych nábojov rozložených takým spôsobom, že sa ich elektrické ťažiská nezhodujú.

Vzdialenosť medzi elektrickými ťažiskami týchto a iných nábojov (medzi pólmi dipólu) sa nazýva dĺžka dipólu. Dĺžka dipólu charakterizuje stupeň polarity molekuly. Je zrejmé, že dĺžka dipólu je pre rôzne polárne molekuly iná; čím je väčšia, tým je polarita molekuly výraznejšia.

Obrázok: 33. Schémy štruktúry molekúl CO2 a CS2

V praxi sa stupeň polarity určitých molekúl stanovuje meraním takzvaného dipólového momentu molekuly m, ktorý je definovaný ako produkt dĺžky dipólu l nabiť jeho pól e:

t \u003dl e

Hodnoty dipólových momentov sú spojené s niektorými vlastnosťami látok a je možné ich určiť experimentálne. Rádovo t vždy 10 -18, od nabitia el

trón je 4,80 10 -10 elektrostatických jednotiek a dĺžka dipólu je hodnota rovnakého rádu ako priemer molekuly, t.j. cm.Ďalej sú uvedené dipólové momenty molekúl niektorých anorganických látok.

Dipólové momenty niektorých látok

t 10 18

. . . .. …….. 0

Voda ……. 1,85

. . . ………..0

Chlorovodík ……. 1,04

Oxid uhličitý …… .0

Bromid. …… 0,79

Sulfid uhličitý ………… 0

Jodovodík …… .. 0,38

Sírovodík ……… ..1,1

Oxid uhoľnatý ……. 0,11

Oxid siričitý. ... ... …… 1.6

Kyselina kyanovodíková ... ... ..2,1

Stanovenie hodnôt dipólových momentov nám umožňuje vyvodiť veľa zaujímavých záverov týkajúcich sa štruktúry rôznych molekúl. Uvažujme o niektorých z týchto zistení.

Obrázok: 34. Schéma štruktúry molekuly vody

Ako sa dalo očakávať, dipólové momenty molekúl vodíka a dusíka sú nulové; molekuly týchto látok sú úplnesú symetrické, a preto sú v nich elektrické náboje rovnomerne rozložené. Nedostatočná polarita oxidu uhličitého a sírouhlíka ukazuje, že ich molekuly sú tiež štruktúrované symetricky. Molekulárna štruktúra týchto látok je schematicky znázornená na obr. 33.

Trochu neočakávaná je prítomnosť pomerne veľkého dipólového momentu blízko vody. Pretože vzorec vody je podobný vzorcom pre oxid uhličitý

a sírouhlík, dalo by sa očakávať, že jeho molekuly budú postavené rovnakým spôsobomsymetricky, ako molekuly CS 2 a CO 2.

Avšak vzhľadom na experimentálne stanovenú polaritu molekúl vody (polaritu molekúl) je potrebné tento predpoklad vylúčiť. V súčasnosti sa molekule vody pripisuje asymetrická štruktúra (obr. 34): dva atómy vodíka sú spojené s atómom kyslíka tak, že ich väzby zvierajú uhol asi 105 °. Podobné usporiadanie atómových jadier nájdeme aj v iných molekulách rovnakého typu (H 2 S, SO 2), ktoré majú dipólové momenty.

Polarita molekúl vody vysvetľuje mnohé z jej fyzikálnych vlastností.