Kuidas määrata molekuli polaarsust keemias. Kuidas määrata sideme polaarsust? Edasi- ja vastupidine polaarsus

Kui erinevate aatomite vahel moodustub kovalentne side, nihkub siduv elektronide paar elektronegatiivsema aatomi poole. See viib molekulide polariseerumiseni, mistõttu kõik kaheaatomilised molekulid, mis koosnevad erinevatest elementidest, osutuvad mingil määral polaarseteks. Keerulisemates molekulides oleneb polaarsus ka molekuli geomeetriast. Polaarsuse ilmnemiseks on vajalik, et positiivsete ja negatiivsete laengute jaotuskeskused ei langeks kokku.

CO 2 molekulis on süsinik-hapnik sidemed polaarsed, süsinikuaatomil on teatud positiivne laeng ja igal hapnikuaatomil on sama negatiivne laeng. Seetõttu on positiivse laengu kese koondunud süsinikuaatomile. Kuna hapnikuaatomid paiknevad samal sirgel, kuid süsinikuaatomi (lineaarse molekuli) mõlemad pooled on võrdsel kaugusel, siis positiivne laeng neutraliseerub. Seega, hoolimata iga sideme polaarsusest CO-s, on kogu molekul tervikuna mittepolaarne ja selle põhjuseks on

Riis. 434. Molekuli struktuuri ja polaarsuse näideteks on selle lineaarne struktuur. Vastupidi, S=C=0 molekul on polaarne, kuna süsinik-väävel ja süsinik-hapnik sidemetel on erineva pikkusega ja erinev polaarsus. Joonisel fig. 4.34 näitab mõnede molekulide struktuure ja polaarsust.

Ülaltoodud näidetest järeldub, et kui keskaatomiga seotud aatomid või aatomite rühmad on samad või paiknevad selle suhtes sümmeetriliselt (lineaarne, lame kolmnurkne, tetraeedriline ja muud struktuurid), siis on molekul mittepolaarne. Kui tsentraalse aatomi külge on kinnitunud ebavõrdsed rühmad või on rühmade asümmeetriline paigutus, siis on molekulid polaarsed.

Polaarsete sidemete puhul on oluline aatomite efektiivne laeng molekulis. Näiteks HC1 molekulis nihkub siduv elektronipilv elektronegatiivsema klooriaatomi poole, mille tulemusena vesiniku tuuma laeng ei kompenseerita ning elektrontihedus klooriaatomil muutub laenguga võrreldes liiga suureks. selle tuumast. Seetõttu on vesinikuaatom positiivselt polariseeritud ja klooriaatom negatiivselt polariseeritud. Vesinikuaatomil on positiivne laeng ja klooriaatomil negatiivne laeng. See laeng 8, mida nimetatakse efektiivseks laenguks, määratakse tavaliselt katseliselt. Seega on vesiniku 8 H \u003d +0,18 ja kloori 5 C korral \u003d -0,18 elektroni absoluutlaengust, mille tulemusena on HC1 molekulis 18% ioonne side (st ioonsuse aste on 0,18).

Kuna sideme polaarsus sõltub siduva elektronpaari nihke astmest elektronegatiivsema elemendi suunas, tuleb arvesse võtta järgmist:

• a) elektronegatiivsus (EO) – mitte range füüsiline kogus, mida saab katseliselt otse määrata;
• b) elektronegatiivsuse väärtus ei ole konstantne, vaid sõltub teise aatomi olemusest, millega see aatom on seotud;
• c) sama aatom antud keemilises sidemes võib mõnikord toimida nii elektropositiivsena kui ka elektronegatiivsena.

Eksperimentaalsed tõendid näitavad, et elementidele saab omistada suhtelisi elektronegatiivsusi (RER), mille kasutamine võimaldab hinnata molekuli aatomite vahelise sideme polaarsusastet (vt ka lõigud 3.6 ja 4.3).

Kahest aatomist koosnevas molekulis, mida suurem on kovalentse sideme polaarsus, seda suurem on neist ühe RER, seetõttu suureneb teise elemendi RER-i suurenemisega ühendi ioonsusaste.

Molekulide reaktsioonivõime iseloomustamiseks ei ole oluline mitte ainult elektrontiheduse jaotuse iseloom, vaid ka selle muutumise võimalus välismõjul. Selle muutuse mõõdupuuks on sideme polariseeritavus, s.o. selle võime muutuda polaarseks või veelgi polaarsemaks. Sideme polariseerumine toimub nii välise mõjul elektriväli ja teise molekuli mõjul, mis on reaktsioonis partner. Nende mõjude tagajärjeks võib olla ühenduse polariseerumine, millega kaasneb selle täielik katkemine. Sel juhul jääb siduv elektronide paar elektronegatiivsema aatomi juurde, mis viib vastandlike ioonide moodustumiseni. Seda tüüpi sidemete katkemist nimetatakse teterolüütiliseks. Näiteks:

Ülaltoodud asümmeetrilise sideme lõhustamise näites eraldub vesinik H + -iooni kujul ja siduv elektronpaar jääb kloori juurde, mistõttu viimane muundatakse aniooniks C1.

Lisaks seda tüüpi sideme purunemisele on võimalik ka sümmeetriline sideme purunemine, mil ei teki ioonid, vaid aatomid ja radikaalid. Seda tüüpi sidemete katkemist nimetatakse homolüütiliseks.

Molekulides kompenseeritakse tuumade positiivsed laengud elektronide negatiivsete laengutega. Positiivseid ja negatiivseid laenguid saab aga ruumiliselt eraldada. Oletame, et molekul koosneb erinevate elementide (HC1, CO jne) aatomitest. Sel juhul nihkuvad elektronid suurema elektronegatiivsusega aatomile ning positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmed ei lange kokku, moodustades elektriline dipool- süsteem, mis koosneb kahest suuruselt võrdsest ja vastandmärgilisest laengust q, asub eemal l helistas dipooli pikkus. Dipooli pikkus on vektorsuurus. Selle suund võetakse tinglikult negatiivsest laengust positiivsele. Selliseid molekule nimetatakse polaarsed molekulid või dipoolid.

Molekuli polaarsus on seda suurem, mida suurem on laengu absoluutväärtus ja dipooli pikkus. Polaarsuse mõõt on toode q . l, nimetatakse dipooli elektrimomendiks μ: μ = q. l.

Mõõtühik μ toimib kui Debye (D). 1 D \u003d 3.3. 10-30 C. m.

Kahest identsest aatomist koosnevates molekulides on μ = 0. Neid nimetatakse mittepolaarne. Kui selline osake satub elektrivälja, siis välja mõjul polarisatsioon- positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmete nihkumine. Osakeses tekib elektriline dipoolmoment, nn indutseeritud dipool.

Kaheaatomilise AB molekuli dipoolmomenti saab tuvastada selles oleva A-B sideme dipoolmomendiga. Kui ühine elektronpaar on nihutatud ühele aatomitest, siis sideme dipooli elektrimoment ei ole võrdne nulliga. Suhet sel juhul nimetatakse polaarne kovalentne side. Kui elektronpaar paikneb aatomite suhtes sümmeetriliselt, siis nimetatakse sidet mittepolaarne.

Polüaatomises molekulis saab igale sidemele omistada teatud elektrilise dipoolmomendi. Siis saab molekuli dipooli elektrimomenti esitada üksikute sidemete dipooli elektrimomentide vektorsummana. Dipoolmomendi olemasolu või puudumine molekulis on seotud selle sümmeetriaga. Sümmeetrilise struktuuriga molekulid on mittepolaarsed (μ = 0). Nende hulka kuuluvad identsete aatomitega kaheaatomilised molekulid (H 2, C1 2 jne), benseeni molekul, polaarsete sidemetega molekulid BF 3, A1F 3, CO 2, BeC1 2 jne.

Molekuli dipooli elektrimoment on oluline molekulaarne parameeter. μ väärtuse teadmine võib näidata molekuli geomeetrilist struktuuri. Nii näiteks näitab veemolekuli polaarsus selle nurkstruktuuri ja CO 2 dipoolmomendi puudumine näitab selle lineaarsust.

Iooniline side

Kovalentse polaarse sideme piirav juhtum on ioonside. Kui aatomite elektronegatiivsused on väga erinevad (näiteks aatomid leelismetallid ja halogeenid), siis kui need üksteisele lähenevad, kanduvad ühe aatomi valentselektronid täielikult üle teisele aatomile. Selle ülemineku tulemusena muutuvad mõlemad aatomid ioonideks ja omandavad lähima väärisgaasi elektronstruktuuri. Näiteks naatriumi ja kloori aatomite vastasmõjul muutuvad nad Na + ja Cl - ioonideks, mille vahel tekib elektrostaatiline külgetõmme. Ioonset sidet saab kirjeldada VS- ja MO-meetoditega, kuid tavaliselt käsitletakse seda klassikaliste elektrostaatika seaduste abil.

Molekulid, milles on puhas ioonne side, leidub aine aurulises olekus. Ioonkristallid koosnevad lõpututest ridadest vaheldumisi positiivsetest ja negatiivsetest ioonidest, mis on seotud elektrostaatiliste jõududega. Kui ioonkristallid lahustuvad või sulavad, lähevad positiivsed ja negatiivsed ioonid lahusesse või sulavad.

Tuleb märkida, et ioonsed sidemed on väga tugevad, seetõttu on ioonkristallide hävitamiseks vaja kulutada palju energiat. See seletab tõsiasja, et ioonühenditel on kõrge sulamistemperatuur.

Erinevalt kovalentsest sidemest ei ole ioonsel sidemel küllastuse ja suunatavuse omadusi. Selle põhjuseks on asjaolu, et ioonide tekitatud elektriväli on sfäärilise sümmeetriaga ja mõjub kõigile ioonidele võrdselt. Seetõttu määrab antud iooni ümbritsevate ioonide arvu ja nende ruumilise paigutuse ainult ioonide laengute suurused ja nende suurused.

Arvestades ioonne side, tuleb silmas pidada, et ioonide elektrostaatilise interaktsiooni käigus toimub nende deformatsioon, nn polarisatsioon. Joonisel fig. 2.1, a näidatud on kaks interakteeruvat elektrostaatiliselt neutraalset iooni, mis säilitavad ideaalselt sfäärilise kuju. Joonisel fig. 2.1, b on näidatud ioonide polarisatsioon, mis viib positiivsete ja negatiivsete laengute tsentrite vahelise efektiivse kauguse vähenemiseni. Mida suurem on ioonide polarisatsioon, seda madalam on sideme ioonsuse aste, st seda suurem on nendevahelise sideme kovalentne olemus. Kristallides osutub polarisatsioon madalaks, kuna ioonid on sümmeetriliselt ümbritsetud vastupidise märgiga ioonidega ja ioonile mõjub igas suunas sama toime.

Homonukleaarsetes molekulides (H 2, F 2 jne) moodustab sideme elektronpaar, võrdselt kuulub igale aatomile, seega langevad positiivsete ja negatiivsete laengute keskpunktid molekulis kokku. Sellised molekulid on mittepolaarsed.

Heterotuumalistes molekulides ei ole aga erinevate aatomite lainefunktsioonide panus sidestusse ühesugune. Ühe aatomi lähedal ilmneb liigne elektrontihedus, seega liigne negatiivne laeng ja teise lähedal positiivne. Sel juhul räägitakse elektronpaari nihkumisest ühelt aatomilt teisele, kuid seda ei tohiks mõista sõna-sõnalt, vaid ainult kui elektronpaari leidmise tõenäosuse suurenemist ühe molekuli tuuma lähedalt.

Sellise nihke suuna määramiseks ja selle suuruse poolkvantitatiivseks hinnanguks võetakse kasutusele elektronegatiivsuse mõiste.

Elektronegatiivsuse skaalasid on mitu. Elemendid on aga paigutatud elektronegatiivsuse jadadesse samas järjekorras, mistõttu on erinevused tühised ja elektronegatiivsuse skaalad on üsna võrreldavad.

R. Mullikeni järgi on elektronegatiivsus pool ionisatsioonienergiate ja elektronide afiinsuse summast (vt punkt 2.10.3):

Valentselektronipaar nihutatakse elektronegatiivsemasse aatomisse.

Mugavam on kasutada mitte elektronegatiivsuse absoluutväärtusi, vaid suhtelisi väärtusi. Ühik on liitiumi elektronegatiivsus 3 Li. Iga elemendi A suhteline elektronegatiivsus on:

Rasketel leelismetallidel on madalaim elektronegatiivsus. (X Fr = 0,7). Kõige elektronegatiivsem element on fluor (X F = 4,0). Periooditi on üldine elektronegatiivsuse suurenemise trend ja alarühmade lõikes selle vähenemine (tabel 3.4).

Selle tabeli andmete (nagu ka teiste elektronegatiivsuse skaalade andmete) praktilisel kasutamisel tuleb meeles pidada, et kolmest või enamast aatomist koosnevates molekulides võib elektronegatiivsuse väärtus naaberaatomite mõjul märgatavalt muutuda. . Rangelt võttes ei saa konstantset elektronegatiivsust elemendile üldse omistada. See sõltub elemendi valentsolekust, ühendi tüübist jne. Sellest hoolimata on see kontseptsioon kasulik keemiliste sidemete ja ühendite omaduste kvalitatiivseks selgitamiseks.

Tabel 3.4

S- ja p-elementide elektronegatiivsus Paulingi järgi

Periood	Grupp

Sideme polaarsus määratakse valentselektronipaari nihkega kaheaatomilistes molekulides ja seda iseloomustatakse kvantitatiivselt dipoolmoment, või dipoolne elektrimoment, molekulid. Ta on võrdne tootega kaugused tuumade vahel G molekulis ja sellele kaugusele vastav efektiivne laeng 5:

Niivõrd kui G peetakse vektoriks, mis on suunatud positiivsest laengust negatiivsele, dipoolmoment on samuti vektor ja on sama suunaga. Dipoolmomendi ühikuks on debye D (1D = 3,33 10 -30 C m).

Kompleksse molekuli dipoolmoment on defineeritud kui kõigi sidemete dipoolmomentide vektorsumma. Seega, kui AB I molekul on iga sideme joone suhtes sümmeetriline, on sellise molekuli dipoolmoment kogusumma polaarsusest hoolimata

ness ühendused A-B, võrdub nulliga: D = ^ D; = 0. Näited on

elavad varem käsitletud sümmeetrilised molekulid, milles sidemed moodustuvad hübriidorbitaalide abil: BeF 2, BF 3, CH 4, SF 6 jne.

Molekulid, milles sidemeid moodustavad mittehübriidsed orbitaalid või üksikuid elektronpaare sisaldavad hübriidorbitaalid, on sidejoonte suhtes asümmeetrilised. Selliste molekulide dipoolmomendid ei ole nulliga võrdsed. Selliste polaarsete molekulide näited: H 2 S, NH 3, H 2 0 jne. Joonisel fig. 3.18 näitab graafilist tõlgendust polaarsete sidemevektorite liitmisest sümmeetrilises BeF 2 (fl) molekulis ja asümmeetrilises H 2 S molekulis (b).

Riis. 3.18. BeF 2 (a) ja H 2 S (b) molekulide dipoolmomendid

Nagu juba märgitud, mida suurem on erinevus sidet moodustavate aatomite elektronegatiivsuses, seda rohkem nihkub valentselektronipaar, seda polaarsem on side ja sellest tulenevalt seda suurem on efektiivne laeng b, mida on illustreeritud tabelis. 3.5.

Tabel 3.5

Sideme olemuse muutmine II perioodi elementide ühendite seerias fluoriga

Polaarses sidemes saab tinglikult eristada kahte komponenti: ioonilist, mis on tingitud elektrostaatilisest külgetõmbest, ja kovalentset, mis on tingitud orbitaalide kattumisest. Elektronegatiivsuse erinevuse suurenedes Oh valentselektronipaar nihkub üha enam fluori aatomi poole, mis omandab järjest negatiivsema efektiivse laengu. Ioonse komponendi panus sidemesse suureneb, kovalentse komponendi osakaal aga väheneb. Kvantitatiivsed muutused lähevad üle kvalitatiivseteks: UF molekulis kuulub elektronpaar peaaegu täielikult fluorile ja selle efektiivne laeng läheneb ühtsusele, s.o. elektroni laengule. Võib eeldada, et tekkis kaks iooni: Li + katioon ja anioon F~ ja side on tingitud ainult nende elektrostaatilisest külgetõmbest (kovalentse komponendi võib tähelepanuta jätta). Sellist ühendust nimetatakse iooniline. Seda võib pidada kui kovalentse polaarse sideme äärmuslik juhtum.

Elektrostaatilisel väljal ei ole eelistatud suundi. Niisiis ioonne side erinevalt kovalentsest puudub suunalisus. Ioon interakteerub suvalise arvu vastupidise laenguga ioonidega. See on tingitud ioonse sideme teisest eripärast - küllastuse puudumine.

Ioonsete molekulide puhul saab arvutada sidumisenergia. Kui käsitleme ioone mittedeformeeruvate laengutega kuulidena ± e, siis nendevaheline tõmbejõud, olenevalt ioonide keskpunktide vahelisest kaugusest G saab väljendada Coulombi võrrandiga:

Tõmbeenergia määrab seos

Lähenemisel ilmneb vastastikmõju tõttu tõrjuv jõud elektronkestad. See on pöördvõrdeline kaugusega võimsusest P:

kus V on mingi konstantne. Eksponent P palju rohkem kui üks ja erinevate ioonide konfiguratsioonide korral jääb see vahemikku 5 kuni 12. Võttes arvesse, et jõud on energia tuletis kauguse suhtes, saame võrrandist (3.6):

Muutusega G muuta F np ja F qtt . Mõnel kaugusel g 0 need jõud võrdsustuvad, mis vastab tekkiva interaktsioonienergia miinimumile U Q . Pärast ümberkujundamist võite saada

Seda võrrandit nimetatakse Borni võrrandiks.

Miinimum sõltuvuskõveral U=f(r) vastavad tasakaalukaugusele r 0 ja energiale U Q . See on ioonide vaheline sidumisenergia. Isegi P on teadmata, siis saame sidumisenergia väärtust hinnata, võttes 1 /P võrdne nulliga:

Viga ei ületa 20%.

Laengutega ioonide jaoks z l ja z 2 võrrandid (3.7) ja (3.8) on järgmisel kujul:

Kuna puhtalt ioonsele sidemele läheneva sideme olemasolu seda tüüpi molekulides on problemaatiline, tuleks viimaseid võrrandeid pidada väga umbkaudseks lähenduseks.

Samas saab sideme polaarsuse ja ioonilisuse probleemidele läheneda ka vastupidisest positsioonist - ioonide polarisatsiooni seisukohalt. Eeldatakse, et toimub täielik elektronide ülekanne ja molekul koosneb isoleeritud ioonidest. Seejärel nihkuvad elektronpilved ioonide tekitatud elektrivälja toimel, - polarisatsioon ioonid.

Polarisatsioon on kaheosaline protsess, mis ühendab polariseeriv efekt nende ioonid polariseeritavus. Polariseeritavus on iooni, molekuli või aatomi elektronpilve võime deformeeruda teise iooni elektrostaatilise välja toimel. Selle välja tugevus määrab iooni polariseeriva toime. Võrrandist (3.10) järeldub, et mida suurem on iooni polariseeriv toime, seda suurem on selle laeng ja väiksem raadius. Katioonide raadiused on reeglina palju väiksemad kui anioonide raadiused, seetõttu on praktikas sagedamini vaja kogeda anioonide polariseerumist katioonide toimel ja mitte vastupidi. Ioonide polariseeritavus oleneb ka nende laengust ja raadiusest. Suure suuruse ja laenguga ioonid polariseeruvad kergemini. Iooni polariseeriv toime taandub vastupidise laenguga iooni elektronpilve enda poole tõmbamisele. Selle tulemusena väheneb sideme ioonsus; side muutub polaarseks kovalentseks. Seega vähendab ioonide polarisatsioon sideme ioonsuse astet ja on oma toimelt vastupidine sideme polarisatsioonile.

Ioonide polariseerumine molekulis, s.o. kovalentse sideme osakaalu suurenemine selles suurendab selle ioonideks lagunemise tugevust. Antud katiooni ja sama tüüpi anioonidega ühendite seerias väheneb lahuste dissotsiatsiooniaste anioonide polariseeritavuse suurenemisega. Näiteks pliihalogeniidide reas PbCl 2 - PbBr 2 - Pb 2 suureneb halogeniidianioonide raadius, suureneb nende polariseeritavus ja nõrgeneb lagunemine ioonideks, mis väljendub lahustuvuse vähenemises.

Sama aniooni ja piisavalt suurte katioonidega soolade omaduste võrdlemisel tuleks arvestada katioonide polarisatsiooniga. Näiteks Hg 2+ iooni raadius on suurem kui Ca 2+ iooni raadius, seega polariseerub Hg 2+ tugevamini kui Ca 2+ . Selle tulemusena on CaCl 2 tugev elektrolüüt; lahuses dissotsieerub täielikult ja HgCl 2 - nõrga elektrolüüdina, st. lahustes praktiliselt ei dissotsieeru.

Ioonide polariseerumine molekulis vähendab selle tugevust lagunemisel aatomiteks või molekulideks. Näiteks seerias CaCl 2 - CaBr 2 - Ca1 2 suureneb halogeniidiioonide raadius, suureneb nende polarisatsioon Ca 2+ iooniga, seetõttu väheneb termilise dissotsiatsiooni temperatuur kaltsiumiks ja halogeeniks: CaNa1 2 \u003d Ca + Na12.

Kui ioon on kergesti polariseeritav, siis selle ergastamine nõuab vähe energiat, mis vastab nähtava valguse kvantide neeldumisele. See on selliste ühendite lahuste värvuse põhjus. Polariseeritavuse suurenemine toob kaasa värvi suurenemise, näiteks seerias NiCl 2 - NiBr 2 - Nil 2 (aniooni polariseeritavuse suurenemine) või seerias KC1 - CuCl 2 (katiooni polariseeritavuse suurenemine) ).

Kovalentsete polaarsete ja ioonsete sidemete piir on väga tingimuslik. Gaasilises olekus molekulide puhul arvatakse, et elektronegatiivsuse erinevusega AH > 2,5 side on ioonne. Polaarsete lahustite lahustes, aga ka kristallilises olekus avaldavad vastavalt lahusti molekulid ja naaberosakesed kohtades tugevat mõju kristallvõre. Seetõttu avaldub sideme ioonne olemus elektronegatiivsuse palju väiksemas erinevuses. Praktikas võime eeldada, et tüüpiliste metallide ja mittemetallide vaheline side lahustes ja kristallides on ioonne.

Riis. 32. Polaarsete ja mittepolaarsete molekulide skeemid: a - polaarne molekul; b-mittepolaarne molekul

Igas molekulis on nii positiivselt laetud osakesi - aatomite tuumad kui ka negatiivselt laetud osakesi - elektrone. Igat tüüpi osakeste (või õigemini laengute) jaoks võib leida punkti, mis on justkui nende "elektriline raskuskese". Neid punkte nimetatakse molekuli poolusteks. Kui molekulis langevad positiivsete ja negatiivsete laengute elektrilised raskuskeskmed kokku, on molekul mittepolaarne. Sellised on näiteks identsetest aatomitest moodustunud H 2 ja N 2 molekulid, milles mõlemale aatomile kuuluvad võrdselt ühised elektronide paarid, aga ka paljud sümmeetriliselt konstrueeritud aatomisidemetega molekulid, näiteks metaan CH 4, CCl 4 tetrakloriid .

Aga kui molekul on ehitatud asümmeetriliselt, koosneb see näiteks kahest heterogeensest aatomist, nagu me juba ütlesime, saab ühist elektronide paari enam-vähem nihutada.üks aatomitest. Ilmselgelt ei lange sel juhul positiivsete ja negatiivsete laengute ebaühtlase jaotumise tõttu molekulis nende elektrilised raskuskeskmed kokku ja saadakse polaarne molekul (joonis 32).

Polaarsed molekulid on

Polaarsed molekulid on dipoolid. See termin tähistab üldiselt mis tahes elektriliselt neutraalset süsteemi, st süsteemi, mis koosneb positiivsetest ja negatiivsetest laengutest, mis on jaotatud nii, et nende elektrilised raskuskeskmed ei lange kokku.

Nende ja teiste laengute elektriliste raskuskeskmete vahelist kaugust (dipooli pooluste vahel) nimetatakse dipooli pikkuseks. Dipooli pikkus iseloomustab molekuli polaarsusastet. On selge, et erinevate polaarsete molekulide dipooli pikkus on erinev; mida suurem see on, seda rohkem väljendub molekuli polaarsus.

Riis. 33. CO2 ja CS2 molekulide ehituse skeemid

Praktikas määratakse teatud molekulide polaarsusaste molekuli m nn dipoolmomendi mõõtmisega, mis on defineeritud dipooli pikkuse korrutisena. l selle pooluse laengul e:

t =l e

Dipoolmomentide väärtused on seotud ainete teatud omadustega ja neid saab katseliselt määrata. Suurusjärk T alati 10 -18, kuna elektrilaeng

troon on 4,80 10 -10 elektrostaatilist ühikut ja dipooli pikkus on molekuli läbimõõduga samas suurusjärgus väärtus, st 10 -8 cm. Allpool on toodud mõnede anorgaaniliste ainete molekulide dipoolmomendid.

Mõnede ainete dipoolmomendid

T 10 18

. . . .. …….. 0

Vesi……. 1.85

. . . ………..0

Vesinikkloriid……. 1.04

Süsinikdioksiid…….0

bromiid. …… 0,79

Süsinikdisulfiid…………0

Vesinikjodiid…….. 0,38

Vesiniksulfiid………..1.1

Vingugaas……. 0,11

Vääveldioksiid. . . ……1.6

Vesiniktsüaniidhape………2.1

Dipoolmomentide väärtuste määramine võimaldab teha palju huvitavaid järeldusi erinevate molekulide struktuuri kohta. Vaatame mõnda neist leidudest.

Riis. 34. Veemolekuli ehituse skeem

Nagu oodatud, on vesiniku ja lämmastiku molekulide dipoolmomendid null; nende ainete molekulidon sümmeetrilised ja seetõttu jaotuvad neis olevad elektrilaengud ühtlaselt. Süsinikdioksiidi ja süsinikdisulfiidi polaarsuse puudumine näitab, et ka nende molekulid on üles ehitatud sümmeetriliselt. Nende ainete molekulide struktuur on skemaatiliselt näidatud joonisel fig. 33.

Mõnevõrra ootamatu on üsna suure dipoolmomendi olemasolu vee lähedal. Kuna vee valem on sarnane süsinikdioksiidi valemitele

ja süsinikdisulfiid, võiks eeldada, et selle molekulid ehitatakse samal viisilsümmeetriliselt, nagu CS 2 ja CO 2 molekulid.

Arvestades veemolekulide eksperimentaalselt kindlaks tehtud polaarsust (molekulide polaarsus), tuleb see eeldus siiski kõrvale heita. Praegu omistatakse veemolekulile asümmeetriline struktuur (joonis 34): kaks vesinikuaatomit on ühendatud hapnikuaatomiga nii, et nende sidemed moodustavad umbes 105° nurga. Sarnane korraldus aatomi tuumad esineb teistes sama tüüpi molekulides (H 2 S, SO 2), millel on dipoolmoment.

Veemolekulide polaarsus seletab paljusid selle füüsikalisi omadusi.

Molekuli polaarsust tuleb eristada sideme polaarsusest. AB-tüüpi kaheaatomiliste molekulide puhul langevad need mõisted kokku, nagu on juba näidatud HCl-molekuli näite puhul. Sellistes molekulides mida suurem on erinevus elementide elektronegatiivsuses (∆EO), seda suurem on dipooli elektrimoment. Näiteks seerias HF, HCl, HBr, HI väheneb see suhtelise elektronegatiivsusega samas järjestuses.

Molekulid võivad olenevalt molekuli elektrontiheduse jaotusest olla polaarsed ja mittepolaarsed. Molekuli polaarsust iseloomustab dipooli elektrimomendi väärtus μ nad ütlesid , mis võrdub kõigi hübriid-AO-del paiknevate sidemete ja mittesiduvate elektronpaaride dipoolide elektrimomentide vektorsummaga: → →

 m-ly \u003d  ( ühendused) i +  ( ühendamata elektripaarid) j .

Liitmise tulemus sõltub sidemete polaarsusest, molekuli geomeetrilisest struktuurist ja jagamata elektronpaaride olemasolust. Molekuli polaarsust mõjutab suuresti selle sümmeetria.

Näiteks CO2 molekulil on sümmeetriline lineaarne struktuur:

Seetõttu, kuigi C=O sidemed on väga polaarsed, on nende dipooli elektriliste momentide vastastikuse kompenseerimise tõttu CO 2 molekul üldiselt mittepolaarne ( m-ly =  sidemed = 0). Samal põhjusel on mittepolaarsed ülisümmeetrilised tetraeedrilised molekulid CH 4, CF 4, oktaeedriline molekul SF 6 jne.

Nurgas H 2 O molekulis paiknevad polaarsed O-H sidemed 104,5º nurga all: → →

 H2O \u003d  O - H +  ühendamata elektripaar  0.

Seetõttu ei kompenseerita nende momente vastastikku ja molekul osutub polaarseks ().

Dipooli elektrimoment on ka nurkmolekulil SO 2, püramiidmolekulidel NH 3, NF 3 jne. Sellise momendi puudumine

tähistab molekuli ülisümmeetrilist struktuuri, dipooli elektrimomendi olemasolu näitab molekuli struktuuri asümmeetriat (tabel 3.2).

Tabel 3.2

Molekulide struktuur ja eeldatav polaarsus

	Ruumiline konfiguratsioon	Eeldatav polaarsus
	Lineaarne	mittepolaarne
	Lineaarne	Polaarne
	Lineaarne	mittepolaarne
		Polaarne
	Lineaarne	Polaarne
	tasapind kolmnurkne	mittepolaarne
	Trigonaal-püramiidne	Polaarne
	tetraeedriline	mittepolaarne

Molekuli dipooli elektrimomendi väärtust mõjutavad tugevalt hübriidorbitaalidel paiknevad mittesiduvad elektronpaarid, millel on oma dipooli elektrimoment (vektori suund on tuumast, mööda hübriidse AO telge ). Näiteks on NH 3 ja NF 3 molekulidel sama trigonaalpüramiidkuju ning N-H ja N-F sidemete polaarsus on samuti ligikaudu sama. NH 3 dipooli elektrimoment on aga 0,49·10-29 C·m ja NF 3 on ainult 0,07·10-29 C·m. See on seletatav asjaoluga, et NH 3-s ühtib siduva N–H ja mittesiduvate elektronpaaride dipooli elektrimomendi suund ning vektori liitmisel põhjustab dipooli suure elektrimomendi. Vastupidi, NF 3-s on N–F sidemete ja elektronpaari momendid suunatud vastassuundadesse, mistõttu need liitmisel osaliselt kompenseeritakse (joon. 3.15).

Joonis 3.15. NH 3 ja NF 3 molekulide siduvate ja mittesiduvate elektronpaaride dipooli elektrimomentide liitmine

Mittepolaarset molekuli saab muuta polaarseks. Selleks tuleb see asetada teatud potentsiaalide erinevusega elektrivälja. Elektrivälja toimel nihkuvad positiivsete ja negatiivsete laengute "raskuskeskmed" ning tekib dipooli indutseeritud või indutseeritud elektrimoment. Kui väli eemaldatakse, muutub molekul uuesti mittepolaarseks.

Välise elektrivälja toimel polaarne molekul polariseerub, st selles toimub laengute ümberjaotumine ja molekul omandab dipooli elektrimomendi uue väärtuse, muutub veelgi polaarsemaks. See võib ilmneda ka läheneva polaarse molekuli tekitatud välja mõjul. Molekulide võimet polariseeruda välise elektrivälja toimel nimetatakse polariseeritavuseks.

Molekulide polaarsus ja polariseeritavus määravad molekulidevahelise interaktsiooni. Aine reaktsioonivõime, lahustuvus on seotud molekuli dipooli elektrimomendiga. Vedelike polaarsed molekulid soodustavad neis lahustunud elektrolüütide elektrolüütilist dissotsiatsiooni.

"