1.9: Електронегативність та полярність зв'язку (огляд)

Last updated
Save as PDF

Page ID: 22844

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Мета навчання

Визначити полярні зв'язки та сполуки

Електронегативність - це міра тенденції атома притягувати зв'язкову пару електронів. Шкала Паулінга є найбільш часто використовуваною. Фтору (найбільш електронегативному елементу) присвоюється значення 4,0, а значення варіюються до цезію та францію, які є найменш електронегативними при 0,7.

Патерни електронегативності в Періодичній таблиці

Електронегативність визначається як здатність атома в конкретній молекулі притягувати електрони до себе. Чим більше значення, тим більша привабливість для електронів.

альт

Тенденції електронегативності протягом періоду

Позитивно заряджені протони в ядрі притягують негативно заряджені електрони. Зі збільшенням кількості протонів в ядрі електронегативність або тяжіння будуть збільшуватися. Тому електронегативність зростає зліва направо поспіль в таблиці Менделєєва. Цей ефект справедливий лише для рядка в періодичній таблиці, оскільки тяжіння між зарядами швидко падає з відстанню. На графіку показані електронегативності від натрію до хлору (ігноруючи аргон, оскільки він не утворює зв'язків).

Тенденції електронегативності в групі

У міру того, як ви йдете вниз по групі, електронегативність знижується. (Якщо він збільшується до фтору, він повинен зменшуватися, коли ви йдете вниз.) На графіку показані закономірності електронегативності в групах 1 і 7.

Пояснення закономірностей в електронегативності

Тяжіння, яке відчуває сполучна пара електронів для конкретного ядра, залежить від:

кількість протонів в ядрі;
віддаленість від ядра;
величина скринінгу внутрішніми електронами.

Чому електронегативність збільшується протягом певного періоду?

Розглянемо натрій на початку періоду 3 і хлор в кінці (ігноруючи благородний газ, аргон). Подумайте про хлорид натрію так, ніби він був ковалентно пов'язаний.

Як натрій, так і хлор мають свої сполучні електрони на рівні 3. Електронна пара екранується від обох ядер електронами 1s, 2s і 2p, але ядро хлору має в ньому ще 6 протонів. Не дивно, що електронна пара тягнеться так далеко до хлору, що утворюються іони. Електронегативність збільшується протягом певного періоду, оскільки кількість зарядів на ядрі збільшується. Що притягує зв'язуючу пару електронів сильніше.

Чому електронегативність падає, коли ви йдете вниз по групі?

Коли ви йдете вниз по групі, електронегативність зменшується, оскільки зв'язкова пара електронів все більше віддаляється від тяжіння ядра. Розглянемо молекули фтористого водню і хлористого водню:

Сполучна пара екранується від ядра фтору тільки електронами 1s ². У хлорному корпусі він екранований всіма електронами 1s ² ^{2s 2} 2p ⁶. У кожному випадку йде сітчаста витяжка з центру фтору або хлору +7. Але фтор має сполучну пару на рівні 2, а не на рівні 3, як це в хлорі. Якщо він знаходиться ближче до ядра, тяжіння більше.

Дипольні моменти виникають, коли відбувається поділ заряду. Вони можуть виникати між двома іонами в іонному зв'язку або між атомами в ковалентному зв'язку; дипольні моменти виникають внаслідок відмінностей в електронегативності. Чим більше різниця в електронегативності, тим більше дипольний момент. Відстань між поділом заряду також є вирішальним фактором розміру дипольного моменту. Дипольний момент - це міра полярності молекули.

Полярність Бонда та дипольний момент

Атоми з відмінностями в електронегативності будуть ділити електрони неоднаково. Спільні електрони ковалентного зв'язку міцніше утримуються на більш електронегативному елементі, що створює частковий негативний заряд, в той час як менш електронегативний елемент має частковий позитивний заряд,. Чим більше різниця в електронегативності між двома атомами, тим більш полярна зв'язок. Щоб вважатися полярним зв'язком, різниця в електронегативності повинна бути >0,4 за шкалою Паулінга. Оскільки два електричних часткових заряду мають протилежний знак і рівну величину і розділені відстанню, встановлюється диполь. Дипольний момент вимірюється в дебайських одиницях, що дорівнює відстані між зарядами, помноженої на заряд (1 дебай дорівнює 3,34 х 10 ^-30 кулон-метрів).

альт — Рисунок\(\PageIndex{4}\): Розподіл електронів у неполярному ковалентному зв'язку, полярному ковалентному зв'язку та іонному зв'язку з використанням електронних структур Льюїса. У чисто ковалентному зв'язку (а) зв'язкові електрони поділяються порівну між атомами. У чисто іонному зв'язку (c) електрон був повністю перенесений від одного атома до іншого. Полярний ковалентний зв'язок (b) є проміжним між двома крайностями: зв'язкові електрони діляться неоднаково між двома атомами, а розподіл електронів асиметричний з тим, що електронна щільність більша навколо більш електронегативного атома. Багаті електронами (негативно заряджені) області показані синім кольором; електронно-бідні (позитивно заряджені) області показані червоним кольором.

Полярність і структура молекул

Форма молекули І полярність її зв'язків. Молекула, яка містить полярні зв'язки, може не мати загальної полярності, залежно від її форми. Просте визначення того, чи є складна молекула полярною чи ні, залежить від того, чи перекриваються її загальні центри позитивних і негативних зарядів. Якщо ці центри лежать в одній точці простору, то молекула не має загальної полярності (і неполярна).

Якщо молекула повністю симетрична, то вектори дипольних моментів на кожній молекулі скасують один одного, роблячи молекулу неполярною. Молекула може бути полярною лише в тому випадку, якщо структура цієї молекули не симетрична.

Хорошим прикладом неполярної молекули, яка містить полярні зв'язки, є вуглекислий газ. Це лінійна молекула, а зв'язки C = O є, по суті, полярними. Центральний вуглець матиме чистий позитивний заряд, а два зовнішніх кисню - чистий негативний заряд. Однак, оскільки молекула лінійна, ці два диполя зв'язку скасовують один одного (тобто векторне додавання диполів дорівнює нулю). А загальна молекула не має диполя (μ = 0.

Хоча полярний зв'язок є необхідною умовою для того, щоб молекула мала диполь, не всі молекули з полярними зв'язками виявляють диполі

Геометричні міркування

Example 1: Polar Bonds vs. Polar Molecules

In a simple diatomic molecule like HCl, if the bond is polar, then the whole molecule is polar. What about more complicated molecules?

Consider CCl₄, (left panel in figure above), which as a molecule is not polar - in the sense that it doesn't have an end (or a side) which is slightly negative and one which is slightly positive. The whole of the outside of the molecule is somewhat negative, but there is no overall separation of charge from top to bottom, or from left to right.

In contrast, CHCl₃ is a polar molecule (right panel in figure above). The hydrogen at the top of the molecule is less electronegative than carbon and so is slightly positive. This means that the molecule now has a slightly positive "top" and a slightly negative "bottom", and so is overall a polar molecule.

A polar molecule will need to be "lop-sided" in some way.

Example 2: C2Cl4
Although the C–Cl bonds are rather polar, the individual bond dipoles cancel one another in this symmetrical structure, and Cl₂C=CCl₂ does not have a net dipole moment.

Example 2: C2Cl4

Although the C–Cl bonds are rather polar, the individual bond dipoles cancel one another in this symmetrical structure, and Cl₂C=CCl₂ does not have a net dipole moment.

Example 3: CH3Cl
C-Cl, the key polar bond, is 178 pm. Measurement reveals 1.87 D. From this data, % ionic character can be computed. If this bond were 100% ionic (based on proton & electron), $μ = 178100 (4.80 D) = 8.54 D$

Example 3: CH3Cl

C-Cl, the key polar bond, is 178 pm. Measurement reveals 1.87 D. From this data, % ionic character can be computed. If this bond were 100% ionic (based on proton & electron),

μ = 178100 (4.80 D) = 8.54 D

alt

Example 4: HCl
Since measurement 1.87 D, % ionic = (1.7/8.54)x100 = 22%HCl u = 1.03 D (measured) H-Cl bond length 127 pm If 100% ionic, $μ = 127100 (4.80 D) = 6.09 D$ ionic = (1.03/6.09)x100 = 17%

Example 4: HCl

Since measurement 1.87 D,

% ionic = (1.7/8.54)x100 = 22%HCl

u = 1.03 D (measured) H-Cl bond length 127 pm

If 100% ionic,

μ = 127100 (4.80 D) = 6.09 D

ionic = (1.03/6.09)x100 = 17%

A "spectrum" of bonds

The implication of all this is that there is no clear-cut division between covalent and ionic bonds. In a pure covalent bond, the electrons are held on average exactly half way between the atoms. In a polar bond, the electrons have been dragged slightly towards one end. How far does this dragging have to go before the bond counts as ionic? There is no real answer to that. Sodium chloride is typically considered an ionic solid, but even here the sodium has not completely lost control of its electron. Because of the properties of sodium chloride, however, we tend to count it as if it were purely ionic. Lithium iodide, on the other hand, would be described as being "ionic with some covalent character". In this case, the pair of electrons has not moved entirely over to the iodine end of the bond. Lithium iodide, for example, dissolves in organic solvents like ethanol - not something which ionic substances normally do.

Summary

No electronegativity difference between two atoms leads to a pure non-polar covalent bond.
A small electronegativity difference leads to a polar covalent bond.
A large electronegativity difference leads to an ionic bond.

Example 1: Polar Bonds vs. Polar Molecules

In a simple diatomic molecule like HCl, if the bond is polar, then the whole molecule is polar. What about more complicated molecules?

A polar molecule will need to be "lop-sided" in some way.

Exercises

For the following compounds,

a) add lone pairs of electrons to complete octets

b) add dipole moment arrows or partial +/- signs to indicate polar bonds

c) predict the molecular polarity (Remember to visualize each compound in three dimensions.)

polarity exercise cpds ch 1 sect 8.png

Solutions

polarity cpds ch 1 sect 8 solutions.png

Contributors and Attributions

Mike Blaber (Florida State University)

Template:ContribClark
Prof. Richard Bank, Boise State University, Emeritus,