كيفية تحديد قطبية الاتصال؟ القطبية المباشرة والعكسية. قطبية جزيء H2s قطبية روابط قطبية الجزيء
في الجزيئات، يتم تعويض الشحنات الموجبة للنواة بالشحنات السالبة للإلكترونات. ومع ذلك، يمكن فصل الشحنات الإيجابية والسلبية مكانيا. لنفترض أن الجزيء يتكون من ذرات عناصر مختلفة (HC1، CO، وما إلى ذلك). في هذه الحالة، تنتقل الإلكترونات إلى ذرة ذات سالبية كهربية أكبر ولا تتطابق مراكز ثقل الشحنات الموجبة والسالبة، مما يؤدي إلى تكوين ثنائي القطب الكهربائي- نظام من شحنتين متساويتين في المقدار ومتعاكستين في الإشارة ف،تقع على مسافة ل، مُسَمًّى طول ثنائي القطب.طول ثنائي القطب هو كمية متجهة. يُفترض تقليديًا أن اتجاهها من الشحنة السالبة إلى الشحنة الموجبة. تسمى هذه الجزيئات الجزيئات القطبية أو ثنائيات القطب.
كلما كانت قطبية الجزيء أكبر، كلما زادت القيمة المطلقة للشحنة وطول ثنائي القطب. مقياس القطبية هو المنتج س. ل،تسمى لحظة ثنائي القطب الكهربائي μ: μ = ف. ل.
وحدة قياس μ يخدم ديباي (د). 1 د = 3.3. 10 -30 سل. م.
في الجزيئات التي تتكون من ذرتين متماثلتين μ = 0. يطلق عليهما الغير قطبي.إذا دخل مثل هذا الجسيم إلى مجال كهربائي، فسوف يتعرض تحت تأثير المجال الاستقطاب- إزاحة مراكز ثقل الشحنات الموجبة والسالبة. تظهر عزم ثنائي القطب الكهربائي في الجسيم يسمى ثنائي القطب الناجم.
يمكن تحديد عزم ثنائي القطب لجزيء AB ثنائي الذرة من خلال عزم ثنائي القطب للرابطة AB فيه. إذا تم إزاحة زوج الإلكترون المشترك إلى إحدى الذرات، فإن العزم الكهربائي لثنائي القطب الرابطة ليس صفرًا. الاتصال في هذه الحالة يسمى الرابطة التساهمية القطبية.إذا كان زوج الإلكترون موجود بشكل متماثل بالنسبة للذرات، فإن الرابطة تسمى الغير قطبي.
في الجزيء متعدد الذرات، يمكن تخصيص عزم ثنائي القطب كهربائي محدد لكل رابطة. ثم يمكن تمثيل عزم ثنائي القطب الكهربائي للجزيء كمجموع متجه لعزوم ثنائي القطب الكهربائي للروابط الفردية. يرتبط وجود أو عدم وجود عزم ثنائي القطب في الجزيء بتناظره. الجزيئات ذات البنية المتناظرة تكون غير قطبية (μ = 0). وتشمل هذه الجزيئات ثنائية الذرة ذات ذرات متطابقة (H 2، C1 2، وما إلى ذلك)، وجزيء البنزين، والجزيئات ذات الروابط القطبية BF 3، A1F 3، CO 2، BeC1 2، إلخ.
تعد لحظة ثنائي القطب الكهربائي للجزيء معلمة جزيئية مهمة. معرفة قيمة μ يمكن أن تشير إلى التركيب الهندسي للجزيء. على سبيل المثال، تشير قطبية جزيء الماء إلى تركيبه الزاوي، ويشير عدم وجود عزم ثنائي القطب لثاني أكسيد الكربون إلى خطيته.
الرابطة الأيونية
الحالة المحددة للرابطة القطبية التساهمية هي الرابطة الأيونية. إذا كانت السالبية الكهربية للذرات تختلف كثيرًا (على سبيل المثال، ذرات الفلزات القلوية والهالوجينات)، فعندما تقترب، يتم نقل إلكترونات التكافؤ لذرة واحدة بالكامل إلى الذرة الثانية. ونتيجة لهذا التحول، تصبح الذرتان أيونات وتأخذ التركيب الإلكتروني لأقرب غاز نبيل. على سبيل المثال، عندما تتفاعل ذرات الصوديوم والكلور، فإنها تتحول إلى أيونات Na+ و Cl-، والتي ينشأ بينهما تجاذب كهروستاتيكي. يمكن وصف الرابطة الأيونية في إطار طريقتي BC وMO، ولكن عادةً ما يتم أخذها بعين الاعتبار باستخدام القوانين الكلاسيكية للكهرباء الساكنة.
توجد الجزيئات التي توجد فيها رابطة أيونية نقية في الحالة البخارية للمادة. تتكون البلورات الأيونية من صفوف لا نهاية لها من الأيونات الموجبة والسالبة المتناوبة المقيدة بقوى كهروستاتيكية. عندما تذوب البلورات الأيونية أو تذوب، تمر الأيونات الموجبة والسالبة إلى المحلول أو تذوب.
تجدر الإشارة إلى أن الروابط الأيونية قوية جدًا، لذا من الضروري إنفاق الكثير من الطاقة لتدمير البلورات الأيونية. وهذا ما يفسر حقيقة أن المركبات الأيونية لها نقاط انصهار عالية.
على عكس الرابطة التساهمية، لا تحتوي الرابطة الأيونية على خصائص التشبع والاتجاه. والسبب في ذلك هو أن المجال الكهربائي الناتج عن الأيونات له تماثل كروي ويعمل بالتساوي على جميع الأيونات. ولذلك، فإن عدد الأيونات المحيطة بأيون معين وترتيبها المكاني يتحدد فقط من خلال حجم الشحنات الأيونية وأحجامها.
عند النظر في الرابطة الأيونية، من الضروري أن نأخذ في الاعتبار أنه أثناء التفاعل الكهروستاتيكي بين الأيونات، يحدث تشوه، يسمى الاستقطاب.في التين. 2.1, أيصور أيونين محايدين كهروستاتيكيًا يتفاعلان ويحافظان على شكل كروي مثالي. في التين. 2.1, بيوضح استقطاب الأيونات مما يؤدي إلى انخفاض المسافة الفعالة بين مراكز الشحنات الموجبة والسالبة. كلما زاد استقطاب الأيونات، قلت درجة أيونية الرابطة، أي كلما زادت الطبيعة التساهمية للرابطة بينها. في البلورات، تبين أن الاستقطاب منخفض، حيث أن الأيونات محاطة بشكل متماثل بأيونات ذات علامة معاكسة ويتعرض الأيون لنفس التأثير في جميع الاتجاهات.
السالبية الكهربية لذرات العناصر.السالبية الكهربية النسبية. التغيرات في فترات ومجموعات النظام الدوري. قطبية الروابط الكيميائية، قطبية الجزيئات والأيونات.
السالبية الكهربية (e.o.) هي قدرة الذرة على إزاحة أزواج الإلكترونات نحو نفسها.
ميروي إي.أو. هي الطاقة التي تساوي حسابيا ½ مجموع طاقة التأين I وطاقة تقارب الإلكترون E
منظمة العفو الدولية. = ½ (ط + ه)
السالبية الكهربية النسبية. (أويو)
يتم تعيين قيمة 4.00 للفلور، باعتباره أقوى عنصر EO، مقارنة بالعناصر المتبقية.
التغيرات في فترات ومجموعات الجدول الدوري.
خلال فترات، مع زيادة الشحنة النووية من اليسار إلى اليمين، تزداد السالبية الكهربية.
الأقلويلاحظ أهمية بالنسبة للمعادن القلوية والقلوية الأرضية.
أعظم- للهالوجينات.
كلما زادت السالبية الكهربية، زادت وضوح الخواص غير المعدنية للعناصر.
السالبية الكهربية (χ) هي خاصية كيميائية أساسية للذرة، وهي خاصية كمية لقدرة الذرة في الجزيء على إزاحة أزواج الإلكترونات المشتركة نحو نفسها.
تم تقديم المفهوم الحديث للسالبية الكهربية للذرات بواسطة الكيميائي الأمريكي L. Pauling. استخدم L. Pauling مفهوم السالبية الكهربية لشرح حقيقة أن طاقة الرابطة الذرية غير المتجانسة A-B (A، B هي رموز لأي عناصر كيميائية) أكبر عمومًا من القيمة المتوسطة الهندسية للروابط المتجانسة A-A وB-B.
أعلى قيمة لـ e.o. الفلور، وأدناه هو السيزيوم.
تم اقتراح التعريف النظري للسالبية الكهربية من قبل الفيزيائي الأمريكي ر. موليكين. واستنادا إلى الافتراض الواضح بأن قدرة الذرة في الجزيء على جذب شحنة إلكترونية تعتمد على طاقة التأين للذرة وتقاربها الإلكتروني، قدم ر. موليكين فكرة السالبية الكهربية للذرة A كقيمة متوسطة من طاقة الربط للإلكترونات الخارجية أثناء تأين حالات التكافؤ (على سبيل المثال، من A− إلى A+) وعلى هذا الأساس اقترح علاقة بسيطة جدًا للسالبية الكهربية للذرة:
حيث J1A و εA هما طاقة التأين للذرة وتقاربها الإلكتروني، على التوالي.
بالمعنى الدقيق للكلمة، لا يمكن تعيين عنصر ثابت السالبية الكهربية. تعتمد السالبية الكهربية للذرة على العديد من العوامل، على وجه الخصوص، على حالة التكافؤ للذرة، وحالة الأكسدة الرسمية، ورقم التنسيق، وطبيعة الروابط التي تشكل بيئة الذرة في النظام الجزيئي، وبعض آحرون. في الآونة الأخيرة، يتم استخدام ما يسمى بالسالبية الكهربية المدارية بشكل متزايد لوصف السالبية الكهربية، اعتمادًا على نوع المدار الذري المشارك في تكوين الرابطة وعلى عدد الإلكترونات الخاص بها، أي على ما إذا كان المدار الذري مشغولًا بزوج إلكترون وحيد، يشغلها منفردًا إلكترون غير مزدوج، أو يكون شاغرًا. ولكن، على الرغم من الصعوبات المعروفة في تفسير وتحديد السالبية الكهربية، فإنها تظل دائمًا ضرورية للوصف النوعي والتنبؤ بطبيعة الروابط في النظام الجزيئي، بما في ذلك طاقة الربط، وتوزيع الشحنة الإلكترونية ودرجة الأيونية، وثابت القوة، وما إلى ذلك. من أكثر الأساليب تطوراً في النهج الحالي هو نهج ساندرسون. يعتمد هذا النهج على فكرة مساواة السالبية الكهربية للذرات أثناء تكوين رابطة كيميائية بينها. لقد وجدت العديد من الدراسات علاقات بين السالبية الكهربية لساندرسون وأهم الخواص الفيزيائية والكيميائية للمركبات غير العضوية للغالبية العظمى من العناصر في الجدول الدوري. كما تبين أن تعديل طريقة ساندرسون، بناءً على إعادة توزيع السالبية الكهربية بين ذرات جزيء المركبات العضوية، كان مثمرًا للغاية.
2) قطبية الروابط الكيميائية، قطبية الجزيئات والأيونات.
ما هو موجود في الملخص وفي الكتاب المدرسي - ترتبط القطبية بالعزم ثنائي القطب. وتتجلى كنتيجة لإزاحة زوج إلكترون مشترك إلى إحدى الذرات. وتعتمد القطبية أيضًا على الاختلاف في السالبية الكهربية للذرات المرتبطة كلما ارتفعت قيمة e.o. ذرتان، كلما كانت الرابطة الكيميائية بينهما أكثر قطبية، اعتمادًا على كيفية إعادة توزيع كثافة الإلكترون أثناء تكوين الرابطة الكيميائية، يتم التمييز بين عدة أنواع، الحالة المقيدة لاستقطاب الرابطة الكيميائية هي التحول الكامل من ذرة واحدة إلى آخر.
في هذه الحالة، يتكون أيونين، يحدث بينهما رابطة أيونية، ولكي تتمكن ذرتان من تكوين رابطة أيونية، من الضروري أن يكون e.o. كانت مختلفة جدًا. متساوية، ثم تتشكل رابطة تساهمية غير قطبية، وأكثرها شيوعًا هي الرابطة التساهمية القطبية - فهي تتشكل بين أي ذرات لها قيم بيئية مختلفة.
يمكن أن يكون التقييم الكمي لقطبية الرابطة هو الشحنات الفعالة للذرات، وتتميز الشحنة الفعالة للذرة بالفرق بين عدد الإلكترونات التي تنتمي إلى ذرة معينة في مركب كيميائي وعدد الإلكترونات الحرة الذرة، فإن ذرة العنصر الأكثر سالبية كهربية تجذب الإلكترونات بقوة أكبر، وبالتالي تكون الإلكترونات أقرب إليها، وتستقبل شحنة سالبة معينة تسمى فعالة، ويكون لشريكها نفس الشحنة الفعالة الموجبة. الرابطة بين الذرات تنتمي إليها بالتساوي، والشحنات الفعالة هي صفر.
بالنسبة للجزيئات ثنائية الذرة، يمكن تحديد قطبية الرابطة وتحديد الشحنات الفعالة للذرات بناءً على قياس عزم ثنائي القطب M=q*r حيث q هي شحنة القطب ثنائي القطب، أي ما يعادل الشحنة الفعالة بالنسبة لجزيء ثنائي الذرة، وr هي المسافة بين النواة، وعزم ثنائي القطب للرابطة هو كمية متجهة. يتم توجيهها من الجزء الموجب من الجزيء إلى الجزء السالب منه، ولا تتوافق الشحنة الفعالة على ذرة العنصر مع حالة الأكسدة.
قطبية الجزيئات تحدد إلى حد كبير خصائص المواد. تتجه الجزيئات القطبية نحو بعضها البعض بأقطاب مشحونة بشكل متعاكس، وينشأ التجاذب المتبادل بينها. ولذلك فإن المواد التي تتكون من جزيئات قطبية لها درجات انصهار وغليان أعلى من المواد التي تكون جزيئاتها غير قطبية.
تتمتع السوائل التي تكون جزيئاتها قطبية بقدرة أعلى على الذوبان. علاوة على ذلك، كلما زادت قطبية جزيئات المذيب، زادت قابلية ذوبان المركبات القطبية أو الأيونية فيها. يتم تفسير هذا الاعتماد من خلال حقيقة أن جزيئات المذيبات القطبية، بسبب تفاعلات ثنائي القطب ثنائي القطب أو ثنائي القطب الأيوني مع المذاب، تساهم في تحلل المذاب إلى أيونات. على سبيل المثال، محلول كلوريد الهيدروجين في الماء، الذي تكون جزيئاته قطبية، يوصل الكهرباء بشكل جيد. لا يحتوي محلول كلوريد الهيدروجين في البنزين على موصلية كهربائية ملحوظة. يشير هذا إلى عدم تأين كلوريد الهيدروجين في محلول البنزين، لأن جزيئات البنزين غير قطبية.
الأيونات، مثل المجال الكهربائي، لها تأثير استقطابي على بعضها البعض. عندما يلتقي أيونان يحدث استقطابهما المتبادل، أي. إزاحة الإلكترونات في الطبقات الخارجية بالنسبة للنواة. يعتمد الاستقطاب المتبادل للأيونات على شحنة النواة والأيون ونصف قطر الأيون وعوامل أخرى.
ضمن المجموعات e.o. يتناقص.
تزداد الخواص المعدنية للعناصر.
تحتوي العناصر المعدنية في مستوى الطاقة الخارجي على 1,2,3 إلكترون وتتميز بقدرات تأين منخفضة وe.o. لأن المعادن تظهر ميلًا قويًا لفقد الإلكترونات.
العناصر غير المعدنية لديها طاقة تأين أعلى.
ومع امتلاء الغلاف الخارجي لللافلزات داخل الفترات، يتناقص نصف قطر الذرات. وفي الغلاف الخارجي عدد الإلكترونات هو 4،5،6،7،8.
قطبية الرابطة الكيميائية. قطبية الجزيئات والأيونات.
يتم تحديد قطبية الرابطة الكيميائية عن طريق إزاحة روابط زوج الإلكترون إلى إحدى الذرات.
تحدث الرابطة الكيميائية بسبب إعادة توزيع الإلكترونات في مدارات التكافؤ، مما يؤدي إلى تكوين إلكتروني مستقر للغاز النبيل، بسبب تكوين الأيونات أو تكوين أزواج الإلكترون المشتركة.
تتميز الرابطة الكيميائية بالطاقة والطول.
مقياس قوة الرابطة هو الطاقة المستهلكة لكسر الرابطة.
على سبيل المثال. ح – ح = 435 كيلو جول-1
السالبية الكهربية للعناصر الذرية
السالبية الكهربائية هي خاصية كيميائية للذرة، وهي خاصية كمية لقدرة الذرة في الجزيء على جذب الإلكترونات من ذرات العناصر الأخرى.
السالبية الكهربية النسبية
المقياس الأول والأكثر شهرة للسالبية الكهربية النسبية هو مقياس L. Pauling، الذي تم الحصول عليه من البيانات الكيميائية الحرارية واقترح في عام 1932. تم أخذ قيمة السالبية الكهربية للعنصر الأكثر سالبية كهربية الفلور، (F) = 4.0، بشكل تعسفي كنقطة بداية في هذا حجم.
عناصر المجموعة الثامنة من الجدول الدوري (الغازات النبيلة) لها سالبية كهربية صفر؛
تعتبر الحدود التقليدية بين المعادن وغير المعادن قيمة سالبية كهربية نسبية تبلغ 2.
وكقاعدة عامة، تزداد السالبية الكهربية لعناصر الجدول الدوري بالتتابع من اليسار إلى اليمين في كل فترة. داخل كل مجموعة، مع بعض الاستثناءات، تتناقص السالبية الكهربية باستمرار من الأعلى إلى الأسفل. يمكن استخدام السالبية الكهربية لوصف الرابطة الكيميائية.
يتم تصنيف الروابط ذات الاختلاف الأصغر في السالبية الكهربية للذرات على أنها روابط تساهمية قطبية. كلما قل الفرق في السالبية الكهربية للذرات التي تشكل رابطة كيميائية، انخفضت درجة أيونية هذه الرابطة. يشير وجود فرق صفر في السالبية الكهربية للذرات إلى عدم وجود خاصية أيونية في الرابطة التي تشكلها، أي طبيعتها التساهمية البحتة.
قطبية الرابطة الكيميائية، قطبية الجزيئات والأيونات
قطبية الروابط الكيميائية، وهي إحدى خصائص الرابطة الكيميائية، توضح إعادة توزيع كثافة الإلكترون في الفضاء بالقرب من النوى مقارنة بالتوزيع الأولي لهذه الكثافة في الذرات المحايدة المكونة لهذه الرابطة.
تقريبًا جميع الروابط الكيميائية، باستثناء الروابط الموجودة في الجزيئات النووية ثنائية الذرة، تكون قطبية بدرجة أو بأخرى. عادة، تكون الروابط التساهمية ضعيفة القطبية، والروابط الأيونية شديدة القطبية.
على سبيل المثال:
تساهمية غير قطبية: Cl2، O2، N2، H2، Br2
القطبية التساهمية: H2O، SO2، HCl، NH3، إلخ.
يكون الجزيء قطبيًا إذا كان مركز الشحنة السالبة لا يتطابق مع مركز الشحنة الموجبة. مثل هذا الجزيء هو ثنائي القطب: حيث يتم فصل شحنتين متساويتين في الحجم وإشارة معاكسة في الفضاء.
عادةً ما يتم تمثيل ثنائي القطب بالرمز الذي يشير فيه السهم من الطرف الموجب لثنائي القطب إلى الطرف السالب. يمتلك الجزيء عزمًا ثنائي القطب، وهو ما يساوي مقدار الشحنة مضروبًا في المسافة بين مراكز الشحنات:
يمكن قياس العزوم ثنائية القطب للجزيئات؛ بعض القيم التي تم العثور عليها موضحة في الجدول. 1.2. حجم لحظات ثنائي القطب بمثابة مقياس للقطبية النسبية للجزيئات المختلفة.
الجدول 1.2 (انظر الفحص) لحظات ثنائي القطب
لا شك أن الجزيئات تكون قطبية إذا كانت الروابط الموجودة فيها قطبية فقط. سننظر في قطبية الرابطة لأنه يمكن اعتبار قطبية الجزيء بمثابة مجموع أقطاب الروابط الفردية.
الجزيئات مثل هذه لها عزم ثنائي القطب يساوي صفر، أي أنها غير قطبية. بالطبع، تمتلك ذرتان متماثلتان في أي من الجزيئات المذكورة أعلاه نفس السالبية الكهربية وتمتلكان إلكترونات متساوية؛ الشحنة تساوي صفرًا، وبالتالي فإن عزم ثنائي القطب هو أيضًا صفر.
يحتوي جزيء النوع على عزم ثنائي قطب كبير. على الرغم من أن جزيء فلوريد الهيدروجين صغير، إلا أن الفلور ذو السالبية الكهربية يجذب الإلكترونات بقوة؛ على الرغم من أن المسافة صغيرة، إلا أن الشحنة كبيرة، وبالتالي فإن عزم ثنائي القطب كبير أيضًا.
الميثان ورابع كلوريد الكربون ليس لهما عزم ثنائي القطب. الروابط الفردية، على الأقل في رابع كلوريد الكربون، تكون قطبية: ومع ذلك، نظرًا لتماثل ترتيب رباعي السطوح، فإنها تلغي بعضها البعض (الشكل 1.9). في كلوريد الميثيل، لا يتم تعويض قطبية رابطة الكربون والكلور ويكون عزم ثنائي القطب لكلوريد الميثيل وبالتالي، فإن قطبية الجزيئات لا تعتمد فقط على قطبية الروابط الفردية، ولكن أيضًا على اتجاهها، أي على الشكل. من الجزيء.
عزم ثنائي القطب للأمونيا يساوي ويمكن اعتباره إجمالي عزم ثنائي القطب (مجموع المتجهات) للعزوم الثلاثة للسندات الفردية ذات الاتجاه الموضح في الشكل.
أرز. 1.9. عزم ثنائي القطب لبعض الجزيئات. قطبية الروابط والجزيئات.
وبالمثل، يمكننا اعتبار عزم ثنائي القطب للماء مساويًا لـ
ما عزم ثنائي القطب الذي ينبغي توقعه بالنسبة لثلاثي فلوريد النيتروجين، الذي له بنية هرمية، مثل الأمونيا؟ الفلور هو العنصر الأكثر سالبية كهربية، وهو بالطبع يسحب الإلكترونات بقوة من النيتروجين؛ لذلك، يجب أن تكون روابط النيتروجين-الفلور شديدة القطبية ويجب أن يكون مجموعها المتجه كبيرًا - أكبر بكثير من الأمونيا التي لها روابط غير قطبية جدًا.
ماذا تعطي التجربة؟ عزم ثنائي القطب لثلاثي فلوريد النيتروجين أقل بكثير من عزم ثنائي القطب للأمونيا.
كيف نفسر هذه الحقيقة؟ المناقشة أعلاه لم تأخذ بعين الاعتبار زوج الإلكترونات الوحيد. B (كما هو الحال في هذا الزوج يحتل مدارًا ويجب أن يكون لمساهمته في عزم ثنائي القطب اتجاه معاكس مقارنة بالعزم الإجمالي لروابط النيتروجين والفلور (الشكل 1.10) ؛ من الواضح أن لحظات الإشارة المعاكسة لها نفس الشيء تقريبًا القيمة، والنتيجة هي عزم ثنائي القطب صغير، اتجاهه غير معروف. في الأمونيا، من المحتمل أن يتم تحديد عزم ثنائي القطب بشكل أساسي من خلال زوج الإلكترون الحر هذا، ويتم زيادته بمجموع عزوم الرابطة. وبالمثل، فإن الأزواج الوحيدة من يجب أن تساهم الإلكترونات في العزوم ثنائية القطب للماء، وبالطبع أي جزيئات أخرى تتواجد فيها.
واستنادا إلى قيم عزم ثنائي القطب، يمكن الحصول على معلومات قيمة حول بنية الجزيئات. على سبيل المثال، يمكن استبعاد أي بنية لرابع كلوريد الكربون تؤدي إلى جزيء قطبي فقط على أساس مقدار عزم ثنائي القطب.
أرز. 1.10. عزم ثنائي القطب لبعض الجزيئات. مساهمة زوج وحيد من الإلكترونات. عزم ثنائي القطب الناتج عن زوج وحيد من الإلكترونات له اتجاه معاكس لاتجاه المتجه الكلي لعزوم الرابطة.
وبالتالي، فإن العزم ثنائي القطب يؤكد البنية الرباعية السطوح لرابع كلوريد الكربون (على الرغم من أنها لا تثبت ذلك، حيث أنه من الممكن وجود هياكل أخرى من شأنها أن تنتج أيضًا جزيءًا غير قطبي).
المشكلة 1.4. أي من التركيبين المحتملين أدناه سيكون له أيضًا عزم ثنائي القطب يساوي صفرًا؟ أ) يقع الكربون في وسط المربع، وفي زواياه ذرات الكلور، ب) يقع الكربون في أعلى الهرم الرباعي، وذرات الكلور في زوايا القاعدة.
المشكلة 1.5. على الرغم من أن روابط الكربون والأكسجين والبورون والفلور يجب أن تكون قطبية، إلا أن عزم ثنائي القطب للمركبات هو صفر. اقترح ترتيبًا للذرات لكل مركب يُنتج عزمًا ثنائي القطب يساوي صفرًا.
بالنسبة لمعظم المركبات، لم يتم قياس عزم ثنائي القطب مطلقًا. يمكن التنبؤ بقطبية هذه المركبات بناءً على بنيتها. يتم تحديد قطبية الروابط من خلال السالبية الكهربية للذرات. إذا كانت الزوايا بين الروابط معروفة، فيمكن تحديد قطبية الجزيء من خلال الأخذ في الاعتبار أيضًا أزواج الإلكترونات غير المتزاوجة.
قطبية.
اعتمادا على موقع زوج الإلكترون المشترك (كثافة الإلكترون) بين نوى الذرات، يتم تمييز الروابط غير القطبية والقطبية.
تتكون الرابطة غير القطبية من ذرات عناصر لها نفس السالبية الكهربية. يتم توزيع كثافة الإلكترون بشكل متناظر بالنسبة للنواة الذرية.
الرابطة بين الذرات ذات السالبية الكهربية المختلفة تسمى قطبية. يتم تحويل زوج الإلكترون المشترك نحو العنصر الأكثر سالبية كهربية. مراكز ثقل الشحنات الموجبة (ب+) والسالبة (ب-) غير متطابقة. كلما زاد الفرق في السالبية الكهربية للعناصر المكونة للرابطة، زادت قطبية الرابطة. عندما يكون فرق السالبية الكهربية أقل من 1.9، يتم أخذ الرابطة في الاعتبار التساهمية القطبية.
بالنسبة للجزيء ثنائي الذرة، تتطابق قطبية الجزيء مع قطبية الرابطة. في الجزيئات متعددة الذرات، إجمالي عزم ثنائي القطب للجزيء يساوي المجموع المتجه لعزوم جميع روابطه. يتم توجيه المتجه ثنائي القطب من + إلى -
مثال 3.باستخدام طريقة رابطة التكافؤ، حدد قطبية جزيئات كلوريد القصدير (II) وجزيئات كلوريد القصدير (IV).
50 Sn ينتمي إلى عناصر p.
إلكترونات التكافؤ 5s 2 5p 2. توزيع الإلكترونات على الخلايا الكمومية في الحالة الطبيعية:
| |
| |
| |
الصيغ الكيميائية لكلوريد القصدير (IV) - SnCl 4، كلوريد القصدير (II) - SnCl 2
لبناء الشكل الهندسي للجزيئات، قمنا بتصوير مدارات إلكترونات التكافؤ غير المتزاوجة، مع مراعاة أقصى تداخل بينها
أرز. 4. الشكل الهندسي لجزيئات SnCl 2 وSnCl 4
السالبية الكهربية لل Sn هي 1.8. الكلورين - 3.0. رابطة Sn-Cl، قطبية، تساهمية. دعونا نصور ناقلات لحظات ثنائي القطب للروابط القطبية.
في جزيئات SnCl 2 وSnCl 4
SnCl 2 هو جزيء قطبي
SnCl 4 هو جزيء غير قطبي.
المواد، اعتمادا على درجة الحرارة والضغط، يمكن أن توجد في الحالات الغازية والسائلة والصلبة الركامية.
في الحالة الغازية، تكون المواد على شكل جزيئات منفردة.
في الحالة السائلة على شكل مجاميع، حيث ترتبط الجزيئات بواسطة قوى فان دير فالس أو روابط هيدروجينية بين الجزيئات. علاوة على ذلك، كلما زادت قطبية الجزيئات، زادت قوة الرابطة، ونتيجة لذلك، ارتفعت درجة غليان السائل.
في المواد الصلبة، ترتبط الجزيئات الهيكلية بروابط داخل الجزيئات وبين الجزيئات. التصنيف: البلورات الأيونية، والمعدنية، والذرية (التساهمية)، والبلورات الجزيئية، والبلورات ذات الروابط المختلطة.
مهام التحكم
73. لماذا يكون عنصرا الكلور والبوتاسيوم نشطين بينما يكون عنصر الأرجون الموجود بينهما منخفض النشاط؟
74. باستخدام طريقة روابط التكافؤ، وضح لماذا جزيء الماء (H 2 O) قطبي، وجزيء الميثان (CH 4) غير قطبي؟
75. تعتبر مادة أول أكسيد الكربون (II) مادة فعالة، ويصنف أول أكسيد الكربون (IV) على أنه مادة منخفضة النشاط. شرح استخدام طريقة رابطة التكافؤ.
76. كيف تتغير قوة جزيئات النيتروجين والأكسجين. شرح استخدام طريقة رابطة التكافؤ.
77. لماذا تختلف خصائص بلورة كلوريد الصوديوم (NaCl) عن خصائص بلورة الصوديوم (Na)؟ ما نوع الاتصال الذي يحدث في هذه البلورات؟
78. باستخدام طريقة رابطة التكافؤ، حدد قطبية جزيئات كلوريد الألومنيوم وكبريتيد الهيدروجين.
79. ما هو نوع هيدروكسيدات هيدروكسيد الروبيديوم؟ شرح استخدام طريقة رابطة التكافؤ.
80. درجة غليان فلوريد الهيدروجين السائل هي 19.5 درجة مئوية، ودرجة غليان كلوريد الهيدروجين السائل (- 84.0 درجة مئوية). لماذا يوجد فرق كبير في نقاط الغليان؟
81. باستخدام طريقة روابط التكافؤ، وضح لماذا رابع كلوريد الكربون (CCl 4) غير قطبي، والكلوروفورم (CHCl 3) مادة قطبية؟
82. كيف تتغير قوة الروابط في جزيئات CH 4 – SnH 4؟ شرح استخدام طريقة مركبات التكافؤ.
83. ما هي المركبات المحتملة التي تشكل العناصر: الرصاص والبروم؟ تحديد قطبية هذه الروابط.
84. باستخدام طريقة رابطة التكافؤ، حدد قطبية جزيئات النيتروجين وبروميد النيتروجين (III).
85. درجة غليان الماء هي 100 درجة مئوية، ودرجة غليان كبريتيد الهيدروجين (60.7 درجة مئوية). لماذا يوجد فرق كبير في نقاط الغليان؟
86. حدد أي مركب له رابطة أقوى: بروميد القصدير أم بروميد الكربون؟ تحديد قطبية هذه الاتصالات.
87. باستخدام طريقة رابطة التكافؤ، حدد قطبية جزيئات يوديد الغاليوم ويوديد البزموت.
88. باستخدام نظرية الروابط الكيميائية، اشرح لماذا يعتبر الزينون عنصرًا نبيلًا (منخفض النشاط).
89. وضح نوع التهجين (sp, sp 2, sp 3) في المركبات: BeCl 2, SiCl 4. ارسم الأشكال الهندسية للجزيئات.
90. ارسم الترتيب المكاني للروابط في الجزيئات: هيدريد البورون وهيدريد الفوسفور (III). تحديد قطبية الجزيئات.
إرشادات لواجبات الاختبار في التخصص " كيمياء» لطلبة التخصصات غير الكيميائية من خلال الدورات بالمراسلة. الجزء 1.
إعداد: أستاذ مشارك، دكتوراه. أوبوخوف ف.م.
مساعد كوستاريفا إي.في.
وقعت للنشر ورقة الكتابة. رقم 1
رقم الطلب الحساب. إد. ل.
التنسيق 60/90/1/16. الشرط فرن ل.
مطبوعة على إصدار RISO GR 3750.
دار النشر "جامعة النفط والغاز"
المؤسسة التعليمية الحكومية للتعليم العالي المهني
"جامعة ولاية تيومين للنفط والغاز"
قسم الطباعة التشغيلية لدار النشر "جامعة النفط والغاز"
625000، ز. تيومين، ش. فولودارسكي، 38