V molekulách sú kladné náboje jadier kompenzované zápornými nábojmi elektrónov. Pozitívne a negatívne náboje však možno priestorovo oddeliť. Predpokladajme, že molekula pozostáva z atómov rôznych prvkov (HC1, CO atď.). V tomto prípade sú elektróny posunuté k atómu s väčšou elektronegativitou a ťažiská kladných a záporných nábojov sa nezhodujú a tvoria elektrický dipól- sústava dvoch nábojov rovnakej veľkosti a opačného znamienka q, umiestnený na diaľku l, volal dĺžka dipólu. Dĺžka dipólu je vektorová veličina. Jeho smer sa konvenčne preberá od záporného k kladnému náboju. Takéto molekuly sa nazývajú polárne molekuly alebo dipóly.
Polarita molekuly je tým väčšia, čím väčšia je absolútna hodnota náboja a dĺžka dipólu. Mierou polarity je súčin q. l, nazývaný elektrický dipólový moment μ: μ = q. l.
Jednotka merania μ Debye (D) podáva. 1 D = 3,3. 10-30 Cl. m.
V molekulách pozostávajúcich z dvoch rovnakých atómov μ = 0. Sú tzv nepolárne. Ak takáto častica vstúpi do elektrického poľa, potom pod vplyvom poľa zažije polarizácia- posunutie ťažísk kladných a záporných nábojov. V častici sa objavuje elektrický dipólový moment, tzv indukovaný dipól.
Dipólový moment dvojatómovej molekuly AB možno identifikovať s dipólovým momentom A-B spojenia v ňom. Ak je spoločný elektrónový pár posunutý k jednému z atómov, potom elektrický moment väzbového dipólu nie je nulový. Spojenie v tomto prípade tzv polárna kovalentná väzba. Ak je elektrónový pár symetricky umiestnený vzhľadom na atómy, potom sa nazýva väzba nepolárne.
V polyatómovej molekule možno každej väzbe priradiť špecifický elektrický dipólový moment. Potom je možné elektrický dipólový moment molekuly znázorniť ako vektorový súčet elektrických dipólových momentov jednotlivých väzieb. Existencia alebo absencia dipólového momentu v molekule súvisí s jej symetriou. Molekuly so symetrickou štruktúrou sú nepolárne (μ = 0). Patria sem dvojatómové molekuly s identickými atómami (H 2, C1 2 atď.), molekula benzénu, molekuly s polárnymi väzbami BF 3, A1F 3, CO 2, BeC1 2 atď.
Elektrický dipólový moment molekuly je dôležitým molekulárnym parametrom. Poznanie hodnoty μ môže naznačovať geometrickú štruktúru molekuly. Napríklad polarita molekuly vody indikuje jej uhlovú štruktúru a absencia dipólového momentu CO2 indikuje jej linearitu.
Iónová väzba
Limitujúcim prípadom kovalentnej polárnej väzby je iónová väzba. Ak sa elektronegativity atómov veľmi líšia (napríklad atómy alkalických kovov a halogény), potom keď sa priblížia, valenčné elektróny jedného atómu sa úplne prenesú na druhý atóm. V dôsledku tohto prechodu sa oba atómy stanú iónmi a prevezmú elektrónovú štruktúru najbližšieho vzácneho plynu. Napríklad pri interakcii atómov sodíka a chlóru sa menia na ióny Na + a Cl -, medzi ktorými vzniká elektrostatická príťažlivosť. Iónová väzba môže byť opísaná v rámci metód BC a MO, ale zvyčajne sa uvažuje s použitím klasických zákonov elektrostatiky.
Molekuly, v ktorých existujú v čistej forme iónová väzba, nachádzajúca sa v parnom stave látky. Iónové kryštály sú zložené z nekonečných radov striedajúcich sa kladných a záporných iónov viazaných elektrostatickými silami. Keď sa iónové kryštály rozpustia alebo roztopia, kladné a záporné ióny prechádzajú do roztoku alebo taveniny.
Treba poznamenať, že iónové väzby sú veľmi silné, takže na zničenie iónových kryštálov je potrebné vynaložiť veľa energie. To vysvetľuje skutočnosť, že iónové zlúčeniny majú vysoké teploty topenia.
Na rozdiel od kovalentnej väzby nemá iónová väzba vlastnosti sýtosti a smerovosti. Dôvodom je, že elektrické pole vytvorené iónmi má sférickú symetriu a pôsobí rovnako na všetky ióny. Preto počet iónov obklopujúcich daný ión a ich priestorové usporiadanie sú určené iba veľkosťou nábojov iónov a ich veľkosťou.
Pri uvažovaní o iónovej väzbe je potrebné mať na pamäti, že pri elektrostatickej interakcii medzi iónmi dochádza k ich deformácii, tzv. polarizácia. Na obr. 2.1, A zobrazuje dva elektrostaticky neutrálne ióny interagujúce a udržiavajúce dokonale guľový tvar. Na obr. 2.1, b ukazuje polarizáciu iónov, čo vedie k zníženiu efektívnej vzdialenosti medzi centrami kladných a záporných nábojov. Čím väčšia je polarizácia iónov, tým menší je stupeň iónovej schopnosti väzby, t.j. čím väčšia je kovalentná povaha väzby medzi nimi. V kryštáloch sa polarizácia ukazuje ako nízka, pretože ióny sú symetricky obklopené iónmi opačného znamienka a ión je vystavený rovnakému vplyvu vo všetkých smeroch.
Keď sa vytvorí kovalentná väzba medzi odlišnými atómami, väzbový pár elektrónov sa posunie smerom k viac elektronegatívnemu atómu. To vedie k polarizácii molekúl, takže všetky dvojatómové molekuly pozostávajúce z odlišných prvkov sa ukážu ako polárne do jedného alebo druhého stupňa. V zložitejších molekulách polarita závisí aj od geometrie molekuly. Aby sa polarita objavila, je potrebné, aby sa centrá rozloženia kladných a záporných nábojov nezhodovali.
V molekule CO 2 sú väzby uhlík-kyslík polárne a atóm uhlíka má určitý kladný náboj a každý z atómov kyslíka má rovnaký záporný náboj. V dôsledku toho je stred kladného náboja sústredený na atóm uhlíka. Pretože atómy kyslíka sú umiestnené na rovnakej priamke, ale obe strany atómu uhlíka (lineárna molekula) sú v rovnakej vzdialenosti, kladný náboj je neutralizovaný. Takže napriek polarite každej väzby v CO. je celá molekula ako celok nepolárna a dôvodom je
Ryža. 434. Príkladom štruktúry a polarity molekúl je ich lineárna štruktúra. Naopak, molekula S=C=0 je polárna, pretože väzby uhlík-síra a uhlík-kyslík majú rôznu dĺžku a rôznu polaritu. Na obr. Obrázok 4.34 ukazuje štruktúry a polarity niektorých molekúl.
Z vyššie uvedených príkladov vyplýva, že ak sú atómy alebo skupiny atómov pripojené k centrálnemu atómu identické alebo sú k nemu umiestnené symetricky (lineárne, ploché trojuholníkové, tetraedrické 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 je dôležitý pri zvažovaní polárnych väzieb. Napríklad v molekule HC1 je väzbový elektrónový oblak posunutý smerom k elektronegatívnejšiemu atómu chlóru, v dôsledku čoho nie je kompenzovaný náboj jadra vodíka a na atóme chlóru je hustota elektrónov v porovnaní s nábojom nadmerná. jeho jadra. Preto je atóm vodíka pozitívne polarizovaný a atóm chlóru je polarizovaný negatívne. Atóm vodíka má kladný náboj a atóm chlóru záporný náboj. Tento náboj 8, nazývaný efektívny náboj, sa zvyčajne stanovuje experimentálne. Takže pre vodík 8 H = +0,18 a pre chlór 5 C, = -0,18 absolútny náboj elektrónu, v dôsledku čoho má väzba v molekule HC1 18 % iónovej povahy (t. j. stupeň ionicity je 0,18 ) .
Pretože polarita väzby závisí od stupňa posunutia väzbového páru elektrónov smerom k elektronegatívnejšiemu prvku, je potrebné vziať do úvahy nasledovné:
- a) elektronegativita (EO) nie je striktná fyzikálna veličina, ktorá sa dá určiť priamo experimentálne;
- b) hodnota elektronegativity nie je konštantná, ale závisí od povahy druhého atómu, s ktorým je atóm viazaný;
- c) ten istý atóm v danej chemickej väzbe môže niekedy fungovať ako elektropozitívny aj elektronegatívny.
Experimentálne údaje naznačujú, že prvkom možno priradiť hodnoty relatívnej elektronegativity (REV), ktorých použitie umožňuje posúdiť stupeň polarity väzieb medzi atómami v molekule (pozri tiež odseky 3.6 a 4.3).
V molekule pozostávajúcej z dvoch atómov, čím vyššia je OEO jedného z nich, tým väčšia je polarita kovalentnej väzby, a preto, ako sa zvyšuje OEO druhého prvku, zvyšuje sa stupeň ionicity zlúčeniny.
Pre charakterizáciu reaktivity molekúl je dôležitý nielen charakter distribúcie elektrónovej hustoty, ale aj možnosť jej zmeny pod vplyvom vonkajších vplyvov. Meradlom tejto zmeny je polarizovateľnosť väzby, t.j. jeho schopnosť stať sa polárnou alebo ešte polárnejšou. Polarizácia spojenia nastáva aj pod vplyvom vonkajšieho elektrické pole a pod vplyvom inej molekuly, ktorá je reakčným partnerom. Výsledkom týchto vplyvov môže byť polarizácia spoja sprevádzaná jeho úplným pretrhnutím. V tomto prípade väzbový pár elektrónov zostáva s elektronegatívnejším atómom, čo vedie k tvorbe odlišných iónov. Tento typ štiepenia väzby sa nazýva teterolytický. Napríklad:
Vo vyššie uvedenom príklade štiepenia asymetrickej väzby je vodík eliminovaný vo forme iónu H+ a väzbový pár elektrónov zostáva s chlórom, takže ten sa mení na anión C1.
Okrem tohto typu štiepenia väzby je možné aj symetrické štiepenie, kedy nevznikajú ióny, ale atómy a radikály. Tento typ štiepenia väzby sa nazýva homolytický.
Na atóme vodíka +0,17 a na atóme chlóru -0,17.
Ako kvantitatívna miera polarity väzby sa najčastejšie používajú takzvané efektívne náboje na atómoch.
Efektívny náboj je definovaný ako rozdiel medzi nábojom elektrónov umiestnených v určitej oblasti priestoru blízko jadra a nábojom jadra. Táto miera má však len podmienený a približný [relatívny] význam, pretože nie je možné jednoznačne identifikovať oblasť v molekule, ktorá sa týka výlučne jednotlivého atómu a v prípade viacerých väzieb špecifickej väzby.
Prítomnosť efektívneho náboja môže byť označená symbolmi nábojov na atómoch (napríklad H δ+ - Cl δ−, kde δ je určitý zlomok elementárneho náboja) O − = C 2 + = O − (\displaystyle (\stackrel (-)(\mbox(O)))=(\stackrel (2+)(\mbox(C)))=(\stackrel (-)( \mbox(O))))(05- =C28+ =08-), H5+ -028- -H 5+.
Takmer všetky chemické väzby, s výnimkou väzieb v dvojatómových homonukleárnych molekulách, sú polárne do jedného alebo druhého stupňa. Kovalentné väzby sú zvyčajne slabo polárne. Iónové väzby sú vysoko polárne.
Encyklopedický YouTube
1 / 5
✪ Iónové, kovalentné a kovové spojenie
✪ Typy chemických väzieb. Časť 1.
✪ Chémia. Chemická väzba. Kovalentná väzba a jej charakteristiky. Foxfordské online vzdelávacie centrum
✪ CHEMICAL BOND Polarita Dĺžka Kovalentný Vodík Iónový OGE Jednotná štátna skúška CHEMISTRY 2017 Úloha 3
✪ Chémia. Kovalentné chemické väzby v organických zlúčeninách. Foxfordské online vzdelávacie centrum
titulky
Efektívny náboj
Hodnoty relatívne efektívnych nábojov získané rôznymi metódami (optická spektroskopia, NMR aj na základe kvantovochemických výpočtov) sa môžu líšiť. Dostupné hodnoty δ však naznačujú, že atómy v zlúčeninách s vysokým nábojom nemajú [zodpovedajúce absolútnemu náboju elektrónu] a neexistujú čisto iónové zlúčeniny.
Okamžité a indukované dipóly.
Molekula je dynamický systém, v ktorom dochádza k neustálemu pohybu elektrónov a vibrácií jadier. Rozloženie poplatkov v ňom preto nemôže byť striktne konštantné. Napríklad molekula Cl 2 je klasifikovaná ako nepolárna: hodnota jej elektrického dipólového momentu je nulová. V každom danom okamihu však dochádza k dočasnému posunu nábojov na jeden z atómov chlóru: Cl δ+ → Cl δ− alebo Cl δ− ← Cl δ+ s tvorbou okamžité mikrodipóly. Keďže takéto premiestnenie nábojov na ktorýkoľvek z atómov je rovnako pravdepodobné, priemerná distribúcia nábojov presne zodpovedá priemernej nulovej hodnote dipólového momentu.
Pre polárne molekuly je hodnota dipólového momentu v akomkoľvek danom čase o niečo väčšia alebo o niečo menšia ako jeho priemerná hodnota. Smer a veľkosť okamžitého dipólu podliehajú neustálemu kolísaniu trvalého dipólového momentu. Akákoľvek nepolárna a polárna molekula (a atóm v nej) sa teda môže považovať za súbor periodických okamžitých mikrodipólov, ktoré sa veľmi rýchlo menia čo do veľkosti a smeru.
Dnes sa naučíme, ako určiť polaritu spojenia a prečo je to potrebné. Odhalíme fyzikálny význam uvažovanej veličiny.
Chémia a fyzika
Kedysi všetky disciplíny venujúce sa štúdiu okolitého sveta spájala jedna definícia. Astronómovia, alchymisti a biológovia boli filozofi. Teraz je však medzi vednými odbormi prísne rozdelenie a veľké univerzity presne vedia, čo potrebujú vedieť matematici a čo lingvisti. V prípade chémie a fyziky však neexistuje jasná hranica. Často sa navzájom prenikajú a niekedy idú paralelne. Kontroverznou témou je najmä polarita spojenia. Ako zistiť, či táto oblasť vedomostí patrí do fyziky alebo chémie? Na formálnom základe - k druhej vede: teraz školáci študujú tento pojem v rámci chémie, ale bez vedomostí z fyziky sa nezaobídu.
Atómová štruktúra
Aby ste pochopili, ako určiť polaritu väzby, musíte si najprv zapamätať, ako je atóm štruktúrovaný. Na konci devätnásteho storočia bolo známe, že každý atóm je ako celok neutrálny, ale za rôznych okolností obsahuje rôzne náboje. Rutherfod zistil, že v strede každého atómu je ťažké a kladne nabité jadro. Náboj atómového jadra je vždy celé číslo, to znamená, že je +1, +2 atď. Okolo jadra je zodpovedajúce množstvo negatívne nabitého svetla, ktoré presne zodpovedá náboju jadra. To znamená, že ak je jadrový náboj +32, potom by sa okolo neho malo nachádzať tridsaťdva elektrónov. Zaberajú špecifické pozície okolo jadra. Každý elektrón je akoby „rozmazaný“ okolo jadra vo svojom vlastnom orbitále. Jeho tvar, polohu a vzdialenosť od jadra určujú štyri
Prečo vzniká polarita?
V neutrálnom atóme, ktorý sa nachádza ďaleko od iných častíc (napríklad v hlbokom vesmíre, mimo galaxie), sú všetky orbitály symetrické okolo stredu. Napriek pomerne zložitému tvaru niektorých z nich sa orbitály akýchkoľvek dvoch elektrónov nepretínajú v tom istom atóme. Ak sa však náš individuálny atóm vo vákuu stretne s iným na svojej ceste (napríklad vstúpi do oblaku plynu), potom s ním bude chcieť interagovať: orbitály vonkajších valenčných elektrónov sa rozšíria smerom k susednému atómu a splynú s ním. . Vznikne spoločný elektrónový oblak, nová chemická zlúčenina, a teda polarita väzby. Nižšie popíšeme, ako určiť, ktorý atóm prevezme väčšinu celkového elektrónového oblaku.
Čo sú chemické väzby?
V závislosti od typu interagujúcich molekúl, rozdielu v nábojoch ich jadier a sile výslednej príťažlivosti existujú tieto typy chemických väzieb:
- jednoelektrónový;
- kov;
- kovalentné;
- iónové;
- van der Waals;
- vodík;
- dvojelektrónový trojstred.
Ak sa chcete opýtať, ako určiť polaritu väzby v zlúčenine, musí byť kovalentná alebo iónová (napríklad soľ NaCl). Vo všeobecnosti sa tieto dva typy väzieb líšia iba tým, o koľko sa elektrónový oblak posunie smerom k jednému z atómov. Ak kovalentnú väzbu netvoria dva rovnaké atómy (napríklad O 2), potom je vždy mierne polarizovaná. V iónovej väzbe je posun silnejší. Predpokladá sa, že iónová väzba vedie k tvorbe iónov, keď jeden z atómov „berie“ elektróny druhému.
Ale v skutočnosti úplne polárne zlúčeniny neexistujú: len jeden ión veľmi silne priťahuje spoločný elektrónový oblak. Až tak, že zostávajúci kúsok rovnováhy možno zanedbať. Dúfame teda, že je jasné, že je možné určiť polaritu kovalentnej väzby, ale nemá zmysel určovať polaritu iónovej väzby. Hoci v v tomto prípade rozdiel medzi týmito dvoma typmi komunikácie je aproximácia, model a nie skutočný fyzikálny jav.
Určenie polarity komunikácie
Dúfame, že čitateľ už pochopil, že polarita chemickej väzby je odchýlka rozloženia celkového elektrónového oblaku v priestore od rovnovážnej. A rovnovážna distribúcia existuje v izolovanom atóme.
Metódy merania polarity
Ako určiť polaritu spojenia? Táto otázka nie je ani zďaleka jednoznačná. Na začiatok treba povedať, že keďže symetria elektrónového oblaku polarizovaného atómu sa líši od symetrie neutrálneho atómu, zmení sa röntgenové spektrum. Posun čiar v spektre teda poskytne predstavu o tom, aká je polarita spojenia. A ak chcete pochopiť, ako presnejšie určiť polaritu väzby v molekule, musíte poznať nielen emisné alebo absorpčné spektrum. Treba zistiť:
- veľkosti atómov zapojených do väzby;
- náboje ich jadier;
- aké väzby sa vytvorili v atóme predtým, ako vznikla táto;
- aká je štruktúra všetkej hmoty;
- ak je štruktúra kryštalická, aké chyby v nej existujú a ako ovplyvňujú celú látku.
Polarita väzby je označená horným znamienkom nasledujúceho tvaru: 0,17+ alebo 0,3-. Je tiež potrebné pamätať na to, že rovnaký typ atómu bude mať rôznu polaritu väzieb v kombinácii s rôznymi látkami. Napríklad v oxide BeO je polarita kyslíka 0,35- a v MgO je 0,42-.
Polarita atómu
Čitateľ si môže položiť aj nasledujúcu otázku: „Ako určiť polaritu chemickej väzby, ak existuje toľko faktorov? Odpoveď je jednoduchá aj zložitá. Kvantitatívne miery polarity sú definované ako efektívne náboje atómu. Táto hodnota je rozdiel medzi nábojom elektrónu umiestneného v určitej oblasti a zodpovedajúcou oblasťou jadra. Vo všeobecnosti táto hodnota celkom dobre ukazuje určitú asymetriu elektrónového oblaku, ktorá vzniká pri tvorbe chemickej väzby. Problém je v tom, že je takmer nemožné presne určiť, ktorá oblasť elektrónu patrí do tejto konkrétnej väzby (najmä v zložitých molekulách). Takže, rovnako ako v prípade delenia chemických väzieb na iónové a kovalentné, sa vedci uchyľujú k zjednodušeniam a modelom. V tomto prípade sú vyradené tie faktory a hodnoty, ktoré majú malý vplyv na výsledok.
Fyzikálny význam polarity spojenia
Aký je fyzikálny význam polarity väzby? Pozrime sa na jeden príklad. Atóm vodíka H sa nachádza v kyseline fluorovodíkovej (HF) aj v kyseline chlorovodíkovej (HCl). Jeho polarita v HF je 0,40+, v HCl - 0,18+. To znamená, že celkový elektrónový oblak je oveľa viac naklonený k fluóru ako k chlóru. To znamená, že elektronegativita atómu fluóru je oveľa silnejšia ako elektronegativita atómu chlóru.
Polarita atómu v molekule
No premýšľavý čitateľ si spomenie, 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 atóm síry a až štyri atómy kyslíka. Potom vyvstáva ďalšia otázka: ako určiť najvyššiu polaritu väzby v molekule? Na začiatok si musíme uvedomiť, že každá zlúčenina má nejakú štruktúru. Teda kyselina sírová- to nie je hromada všetkých atómov na jednu veľkú hromadu, ale určitá štruktúra. K centrálnemu atómu síry sú pripojené štyri atómy kyslíka, ktoré tvoria niečo ako kríž. Na dvoch protiľahlých stranách sú atómy kyslíka pripojené k síre dvojitými väzbami. Na ďalších dvoch stranách sú atómy kyslíka pripojené k síre jednoduchými väzbami a „držané“ vodíkom na druhej strane. V molekule kyseliny sírovej teda existujú nasledujúce väzby:
Určením polarity každej z týchto väzieb z referenčnej knihy môžete nájsť tú najväčšiu. Je však potrebné pripomenúť, že ak je na konci dlhého reťazca atómov silne elektronegatívny prvok, môže na seba „pritiahnuť“ elektrónové oblaky susedných väzieb, čím sa zvýši ich polarita. V štruktúre zložitejšej ako reťazec sú celkom možné aj iné efekty.
Ako sa polarita molekuly líši od polarity väzby?
Povedali sme vám, ako určiť polaritu spojenia. Odhalili sme, aký je fyzikálny význam tohto pojmu. Tieto slová sa však nachádzajú aj v iných frázach, ktoré sa týkajú tejto časti chémie. Čitateľov určite zaujíma, ako sa vzájomne ovplyvňujú chemické väzby a molekulárna polarita. Odpovedáme: tieto pojmy sa navzájom dopĺňajú a nie sú možné samostatne. Ukážeme to na klasickom príklade vody.
V molekule H 2 O sú dve identické H-O väzby. Uhol medzi nimi je 104,45 stupňov. Takže štruktúra molekuly vody je niečo ako dvojramenná vidlica s vodíkmi na koncoch. Kyslík je elektronegatívny atóm, ktorý priťahuje elektrónové oblaky dvoch vodíkov. Pri celkovej elektrickej neutralite sú teda hroty vidlice o niečo pozitívnejšie a základňa o niečo negatívnejšia. Zjednodušenie vedie k tomu, že molekula vody má póly. Toto sa nazýva polarita molekuly. To je dôvod, prečo je voda takým dobrým rozpúšťadlom, tento rozdiel v nábojoch umožňuje molekulám mierne pritiahnuť elektrónové oblaky iných látok na seba, oddeliť kryštály na molekuly a molekuly na atómy.
Aby sme pochopili, prečo majú molekuly polaritu v neprítomnosti náboja, musíme si pamätať: nielen to je dôležité chemický vzorec látky, ale aj štruktúru molekuly, typy a typy väzieb, ktoré v nej vznikajú, rozdiel v elektronegativite atómov v nej obsiahnutých.
Indukovaná alebo nútená polarita
Okrem vlastnej polarity existuje aj jedna vyvolaná alebo spôsobená vonkajšími faktormi. Ak na molekulu pôsobí vonkajšie elektromagnetické pole, ktoré je väčšie ako sily existujúce vo vnútri molekuly, potom môže zmeniť konfiguráciu elektrónových oblakov. To znamená, že ak molekula kyslíka priťahuje oblaky vodíka v H 2 O a vonkajšie pole je spoluriadené týmto pôsobením, potom sa polarizácia zvyšuje. Ak sa zdá, že pole interferuje s kyslíkom, polarita väzby sa mierne zníži. Treba poznamenať, že na ovplyvnenie polarity molekúl je potrebná pomerne veľká sila a na ovplyvnenie polarity chemickej väzby ešte väčšia sila. Tento efekt sa dosahuje iba v laboratóriách a vesmírnych procesoch. Bežná mikrovlnka len zvyšuje amplitúdu vibrácií atómov vody a tuku. To však žiadnym spôsobom neovplyvňuje polaritu spojenia.
Kedy má smer polarity zmysel?
V súvislosti s pojmom, o ktorom uvažujeme, nemožno nespomenúť prepólovanie. Ak hovoríme o molekulách, potom 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 len vtedy, keď sa náboj pohybuje, teda keď vodičom preteká prúd. Ako viete, elektróny sa pohybujú od svojho zdroja (záporne nabitého) na miesto príťažlivosti (kladne nabité). Stojí za to pripomenúť, že existuje teória, podľa ktorej sa elektróny v skutočnosti pohybujú opačným smerom: od pozitívneho zdroja k negatívnemu. Ale vo všeobecnosti na tom nezáleží, dôležitý je len fakt ich pohybu. Takže v niektorých procesoch, napríklad pri zváraní kovových častí, je dôležité, kde presne sú ktoré póly pripojené. Preto je dôležité vedieť, ako je zapojená polarita: priama alebo reverzná. V niektorých zariadeniach, dokonca aj v domácnostiach, na tom záleží.
V priestore okolo jadier v porovnaní s rozložením hustoty elektrónov v neutrálnych atómoch tvoriacich danú väzbu.
Takzvané efektívne náboje na atómoch sa používajú ako kvantitatívna miera polarity väzby.
Efektívny náboj je definovaný ako rozdiel medzi nábojom elektrónov umiestnených v určitej oblasti priestoru blízko jadra a nábojom jadra. Táto miera má však len podmienený a približný význam, pretože nie je možné jednoznačne identifikovať oblasť v molekule, ktorá sa týka výlučne jednotlivého atómu a v prípade viacerých väzieb špecifickej väzby.
Prítomnosť efektívneho náboja môže byť označená symbolmi nábojov na atómoch (napríklad H + δ - Cl − δ, kde δ je určitý zlomok elementárneho náboja).
Takmer všetky chemické väzby, s výnimkou väzieb v dvojatómových homonukleárnych molekulách, sú polárne do jedného alebo druhého stupňa. Kovalentné väzby sú zvyčajne slabo polárne. Iónové väzby sú vysoko polárne.
pozri tiež
Zdroje
Nadácia Wikimedia. 2010.
- polárny šíp
- Polárne expedície
Pozrite sa, čo je „Polarita chemických väzieb“ v iných slovníkoch:
Polarita chemických väzieb- charakteristika chemickej väzby (Pozri Chemická väzba), ktorá ukazuje redistribúciu hustoty elektrónov v priestore blízko jadier v porovnaní s počiatočnou distribúciou tejto hustoty v neutrálnych atómoch tvoriacich túto väzbu.... ...
Polarita- Wikislovník obsahuje článok „polarita“ Polarita (← lat. polaris ← ... Wikipedia
Chemická väzba- ... Wikipedia
Molekula- Schéma kovalentných väzieb medzi atómami v molekule kyslíka ... Wikipedia
Valence (chemická)- Valencia (z lat. valentia ≈ sila), schopnosť atómu vytvárať chemické väzby. Za kvantitatívnu mieru sily sa zvyčajne považuje počet ďalších atómov v molekule, s ktorými daný atóm vytvára väzby. V. je jedným zo základných pojmov... ... Veľká sovietska encyklopédia
Valence- I Valencia (z latinského valentia sila) je schopnosť atómu vytvárať chemické väzby. Za kvantitatívnu mieru sily sa zvyčajne považuje počet ďalších atómov v molekule, s ktorými daný atóm vytvára väzby. V. jeden zo základných...... Veľká sovietska encyklopédia
Oktetové pravidlo- Väzby v oxide uhličitom (CO2) sú všetky atómy obklopené 8 elektrónmi podľa oktetového pravidla. Preto je CO2 stabilnou molekulou. Oktetové pravidlo (oktetová teória) navrhol G. N. Lewis, aby vysvetlil dôvody ... ... Wikipedia
Štrukturálna chémia- sekcia štrukturálnej chémie, oblasť chémie, ktorá študuje vzťah medzi rôznymi fyzikálnymi a fyzikálno-chemickými vlastnosťami rôznych látok s ich chemická štruktúra a reaktivita. Štrukturálna chémia berie do úvahy nielen geometrické... ... Wikipedia
Elektronegativita- (χ) základná chemická vlastnosť atómu, kvantitatívna charakteristika schopnosti atómu v molekule premiestňovať spoločné elektrónové páry smerom k sebe. Moderný koncept elektronegativity atómov zaviedol americký chemik L. Pauling.... ... Wikipedia
izomerizmus- Nemal by sa zamieňať s izomériou atómových jadier. Izoméria (z iného gréckeho ἴσος „rovnaký“ a μέρος „podiel, časť“) je jav spočívajúci v existencii chemických zlúčenín (izomérov) identických zložením a molekulovou hmotnosťou, ale ... ... Wikipedia
