Polaritet av kemiska bindningar

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 10 juli 2020; kontroller kräver 2 redigeringar .

Polariteten för kemiska bindningar  är en egenskap hos en kemisk bindning (vanligtvis kovalent ), som visar en förändring i fördelningen av elektrondensitet i utrymmet runt kärnorna i jämförelse med fördelningen av elektrondensitet i de neutrala atomerna som bildar denna bindning .

Det är möjligt att kvantifiera polariteten för en bindning i en molekyl. Svårigheten med en noggrann kvantitativ bedömning ligger i det faktum att bindningens polaritet beror på flera faktorer: på storleken på atomerna och jonerna hos de anslutande molekylerna; från antalet och naturen av bindningen som de anslutande atomerna redan hade innan deras givna interaktion; på typen av struktur och till och med på egenskaperna hos defekter i deras kristallgitter . Sådana beräkningar görs med olika metoder, som i allmänhet ger ungefär samma resultat (värden). Till exempel, för HCl , fann man att var och en av atomerna i denna molekyl har en laddning lika med 0,17 av laddningen av en hel elektron . På väteatomen +0,17 och på kloratomen -0,17.

De så kallade effektiva laddningarna på atomer används oftast som ett kvantitativt mått på bindningspolaritet.

Den effektiva laddningen definieras som skillnaden mellan laddningen av elektroner som finns i någon region av rymden nära kärnan och laddningen av kärnan. Detta mått har dock bara en villkorlig och ungefärlig [relativ] betydelse, eftersom det är omöjligt att entydigt peka ut en region i en molekyl som uteslutande tillhör en enda atom, och i fallet med flera bindningar, till en specifik bindning.

Närvaron av en effektiv laddning kan indikeras med symbolerna för laddningarna av atomer (till exempel H δ+  - Cl δ− , där δ är en del av den elementära laddningen) (O δ− =C 2δ+ =O δ − ), H 5+ -O 25- -H 5+ .

Nästan alla kemiska bindningar, med undantag för bindningar i diatomiska homonukleära molekyler, är polära i en eller annan grad. Kovalenta bindningar är vanligtvis svagt polära. Jonbindningar  är mycket polära.

Effektiv avgift

En analys av röntgenspektrumet gör det möjligt att bestämma atomernas effektiva laddningar, och följaktligen typen av kemisk bindning i föreningar. För att göra detta, jämför platsen för linjerna i röntgenspektrumet av fria atomer och deras föreningar. Om en atom i en förening har en motsvarande effektiv laddning δ, visar sig linjerna i spektrumet vara förskjutna jämfört med spektra för en fri atom. Genom storleken på skiftningen av spektrallinjerna bestäms δ genom lämpliga beräkningsmetoder.

Värdena på δ bestämt med olika metoder skiljer sig markant. Värdena på δ som ges här är av intresse för oss ur synvinkeln att illustrera den allmänna trenden i deras förändring i en serie föreningar av samma typ.

Effektiva laddningar O av oxider av grundämnen från den 2:a, 3:e perioden och den 1:a gruppen av PSCE
Oxid Avgift Oxid Avgift Oxid Avgift
Li2O _ _ 0,80− Na2O _ _ 0,81− Li2O _ _ 0,80−
BeO 0,35− MgO 0,42− Na2O _ _ 0,81−
B2O3 _ _ _ 0,24− Al2O3 _ _ _ 0,31− K2O _ _ 0,89−
CO2 _ 0,11− SiO2 _ 0,23− Rb2O _ _ 0,92−
N2O5 _ _ _ 0,05− P2O5 _ _ _ 0,13− Cs2O _ _ 0,96−
OO 2 SÅ 3 0,06−
AV 2 Cl2O7 _ _ _ 0,02− (0,01−)
Effektiva laddningar δ av atomer i vissa föreningar
Ämne Atom och dess oxidationstillstånd Ladda δ Kemisk förening Atom och dess oxidationstillstånd δ
HF HEJ) 0,40+ Cr[(CO) 6 ] cr(0) 0,4+
HCl HEJ) 0,18+ CrCl2 _ Cr(II) 1,9+
NaF Na(I) 0,98+ CrCl 3 Cr(III) 1,2+
NaCl Na(I) 0,92+ [Cr( NH3 ) 6 ] Cl3 Cr(III) 1,2+
NaBr Na(I) 0,83+ K2CrO4 _ _ _ Cr(VI) 0,2+
NaI Na(I) 0,75+ K2Cr2O7 _ _ _ _ _ Cr(VI) 0,1+
MgCl2 _ Mg(II) 1,50+ KMnO 4 Mn(VII) 0,3+
MgBr2 _ Mg(II) 1,38+ CaSO4 _ S(VI) 0,4+
MgO Mg(II) 1,01+ KClO 3 Cl(V) 0,7+
MgS Mg(II) 1,05+ K 3 [Fe(CN) 6 ] Fe(III) 1,0+
SiO2 _ Si(IV) 1,97+ OsO2 _ Os(IV) 0,8+
SiS 2 Si(IV) 1,69+ K 2 [OsO 4 ] Os(VI) 0,8+
Co(NO 3 ) 2 Co(II) 1,20+ K [ OsO3N ] Os(VIII) 1,0+
I (−1), perifer 0,5− B2H6 _ _ _ B(III) 0,22+
CL(−1) 0,55− B2H6 _ _ _ H (I), överbryggad 0,22−
I (+1), central 0,11+ XEF 2 F(I) 0,5−
[•C≡N:] − [•N≡C:] − / • [1]

Som framgår av tabellen sammanfaller inte oxidationstillståndet för ett grundämne i en förening i värde med den resulterande [effektiva] laddningen på atomen. Detta bevisas också av studiet av bindningsenergin för 1s kväveelektronen som en funktion av den effektiva laddningen på atomen. Så, med oxidationstillståndet för kväve +5 i NaNO 3, har kväveatomen en effektiv laddning på endast 0,4+

( = 0,6−; = 0,55− ; = 0,5−; = 0,3− ; = 0,05+; = 0,1+ ; = 0,15+;). Med oxidationstillståndet för järn 0 och +2 i föreningarna Fe(CO) 5 och Fe(C 6 H 5 ) 2 är den effektiva laddningen på järnatomen i dessa föreningar nära 1+

((δ) = 0,5+; = 0,9+; • 12H2O = 1,5+ ; = 1,8+ ; = 1,9+, med en generell trend av en direkt proportionell ökning av värdena på bindningsenergin ).

Värdena på relativa effektiva laddningar som erhållits med olika metoder ( optisk spektroskopi , NMR , även baserat på kvantkemiska beräkningar) kan skilja sig åt. De tillgängliga värdena på δ indikerar dock att atomerna i föreningarna med höga laddningar inte har [motsvarande elektronens absoluta laddning ] och att det inte finns några rent joniska föreningar.

Momentana och inducerade dipoler.

En molekyl är ett dynamiskt system där det sker en konstant rörelse av elektroner och oscillerande av kärnor. Därför kan fördelningen av avgifter i den inte vara strikt konstant. Till exempel klassificeras Cl 2 - molekylen som opolär: värdet på dess elektriska dipolmoment är noll. Men vid varje givet ögonblick sker en tillfällig förskjutning av laddningar till en av kloratomerna: Cl δ+ → Cl δ− eller Cl δ− ← Cl δ+ med bildning av momentana mikrodipoler . Eftersom en sådan förskjutning av laddningar till någon av atomerna är lika sannolik, motsvarar den genomsnittliga laddningsfördelningen exakt det genomsnittliga nollvärdet för dipolmomentet.

För polära molekyler är värdet på dipolmomentet vid ett givet ögonblick något större eller något mindre än dess medelvärde. Riktningen och storleken på den momentana dipolen är föremål för kontinuerliga fluktuationer i dipolens konstanta moment. Sålunda kan vilken opolär och polär molekyl som helst (och en atom i den) betraktas som en uppsättning periodiska, mycket snabbt föränderliga momentana mikrodipoler i storlek och riktning.

Under verkan av ett externt elektriskt fält polariseras molekylen , det vill säga laddningarna omfördelas i den, och molekylen får ett nytt värde på dipolens elektriska moment. I det här fallet kan opolära molekyler förvandlas till polära, och polära blir ännu mer polära. Med andra ord under verkan av ett externt e-postmeddelande. fält i molekyler, en dipol induceras, kallas inducerad eller inducerad . Till skillnad från konstanta och momentana, existerar inducerade (inducerade) dipoler endast under inverkan av ett externt elektriskt fält. Efter avslutningen av fältet försvinner de inducerade dipolerna. Molekylernas polaritet och polariserbarhet bestämmer intermolekylär interaktion .

Anteckningar

  1. ↑ Här betecknar tecknen de formella laddningarna, det vill säga heltalsvärdena −1 och +1 (se Formell laddning ).

Se även

Källor

 Strukturkemi
kemisk bindning
Strukturdisplay
Elektroniska egenskaper
Stereokemi
 kemisk bindning
Intramolekylär
interaktion
kovalent bindning
enkelbindning
Multipelbindning
Koordinerande länk
Övrig
Övrig
Intermolekylär
interaktion