ПРИРОДА СМЕЩЕНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР И ОБРАЗОВАНИЕ ДИПОЛЕЙ
Когда ковалентная связь возникает между атомами одного и того же элемента (в простых веществах вроде H₂ или Cl₂), связывающая электронная пара находится точно посередине между двумя ядрами. Но что происходит, когда в молекулу соединяются атомы разных элементов-неметаллов?
В таком случае ядра взаимодействующих атомов притягивают обобществленные электроны с совершенно разной силой. Атом, обладающий большим зарядом ядра и меньшим радиусом, начинает стягивать общее электронное облако в свою сторону:
- На атоме, к которому сместилась электронная пара, возникает избыток отрицательного электричества — частичный отрицательный заряд, обозначаемый греческой буквой дельта со знаком минус: $\delta^-$.
- На атоме, от которого пара сместилась, обнажается положительный заряд ядра и возникает равный по величине частичный положительный заряд: $\delta^+$.
Поскольку переход электрона здесь не является полным (в отличие от ионной связи, где электрон отрывается целиком), возникающие заряды значительно меньше единичного элементарного заряда электрона.
В результате в молекуле формируются два разноименно заряженных электрических полюса. Такую двухполюсную систему в физике и химии называют диполем.
Ковалентную связь, в которой общие электронные пары смещены к одному из связывающихся атомов, называют ковалентной полярной связью.
Смещение электронной плотности в структурных формулах наглядно обозначают стрелкой над связью, направленной от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному: $\text{H}^{\delta+} \longrightarrow \text{Cl}^{\delta-}$.
СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ ХЛОРОВОДОРОДА, ВОДЫ И ДИОКСИДА УГЛЕРОДА
Рассмотрим конкретные механизмы образования полярных связей и решающее влияние геометрии на свойства молекул:
1. Молекула хлороводорода HCl:
Атом водорода имеет 1 неспаренный электрон, а атом хлора — 7 внешних электронов (один неспаренный). При сближении атомов образуется одна общая электронная пара. Хлор притягивает электроны сильнее водорода, поэтому пара смещается в сторону хлора:
Экспериментально установлено, что частичный заряд на атоме хлора равен $-0{,}18$, а на атоме водорода — $+0{,}18$. Двухатомная молекула HCl имеет линейное строение с противоположно заряженными концами и представляет собой классический диполь.
2. Молекула воды H₂O:
Атом кислорода (VIA-группа) содержит 6 внешних электронов, из которых два являются неспаренными ($8 - 6 = 2$). Для завершения октета кислород образует две одинарные ковалентные полярные связи с двумя атомами водорода. Кислород притягивает электроны намного сильнее водорода:
Чрезвычайно важно пространственное строение молекулы воды: она имеет не линейную, а угловую форму. Угол между связями H—O составляет 104,5° (из-за отталкивания неподеленных электронных пар кислорода).
Вследствие угловой геометрии центры положительных и отрицательных зарядов в пространстве не совпадают! Молекула воды оказывается сильнейшим постоянным диполем. Именно высокая полярность молекул воды обуславливает ее уникальные свойства: высочайшую теплоемкость, способность растворять ионные соли и кислоты, а также аномальное расширение при замерзании.
3. Молекула углекислого газа CO₂ (роль пространственной формы):
Атом углерода (IVA-группа) образует с двумя атомами кислорода две двойные связи: $\text{O}=\text{C}=\text{O}$. Кислород сильнее притягивает электроны, поэтому обе связи C=O являются сильно полярными:
Однако молекула углекислого газа имеет строго линейное симметричное строение (угол 180°). Два равных по силе дипольных момента направлены в диаметрально противоположные стороны и векторно взаимно гасят друг друга!
В результате молекула CO₂ в целом оказывается неполярной (не является диполем).
Фундаментальный вывод: полярность молекулы как единого целого зависит от двух независимых факторов — от полярности отдельных химических связей и от пространственной геометрической формы молекулы.
ПОНЯТИЕ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ И РЯД ПОЛИНГА
Чтобы количественно и качественно оценивать способность различных элементов притягивать связывающие электроны, выдающийся американский ученый, дважды лауреат Нобелевской премии Лайнус Карл Полинг ввел фундаментальное понятие:
Электроотрицательностью (ЭО) химического элемента называют способность его атомов смещать к себе общие электронные пары в химических соединениях.
Полинг рассчитал относительные значения электроотрицательностей и расположил элементы-неметаллы в порядке убывания их способности притягивать электроны:
- Фтор (F) — абсолютный чемпион природы по электроотрицательности. Он никогда и ни при каких условиях не отдает электроны другим элементам.
- Кислород (O) — занимает почетное второе место, уступая в силе притяжения электронов только фтору.
- Азот (N) и хлор (Cl) — делят третье место с очень близкими высокими значениями.
В Периодической системе Д. И. Менделеева электроотрицательность подчиняется четким периодическим законам:
- В периодах слева направо: заряд ядра возрастает, число внешних электронов увеличивается, радиус атома сокращается $\rightarrow$ электроотрицательность закономерно растет.
- В главных подгруппах сверху вниз: число электронных слоев растет, атомный радиус увеличивается, ядро экранируется внутренними электронами $\rightarrow$ электроотрицательность закономерно уменьшается.
КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ И НЕПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ: СРАВНИТЕЛЬНЫЙ АНАЛИЗ
Опираясь на понятие электроотрицательности, природа химических связей становится предельно наглядной:
| Тип химической связи | Между какими атомами возникает | Разность электроотрицательностей ($\Delta\text{ЭО}$) | Поведение электронной пары | Примеры веществ |
|---|---|---|---|---|
| Ковалентная неполярная | Атомы одного неметалла | $\Delta\text{ЭО} = 0$ | Расположена строго симметрично | $\text{H}_2, \text{O}_2, \text{N}_2, \text{Cl}_2, \text{P}_4$ |
| Ковалентная полярная | Атомы разных неметаллов | Небольшая ($\Delta\text{ЭО} < 1{,}7$) | Смещена к более электроотрицательному атому | $\text{HCl}, \text{H}_2\text{O}, \text{NH}_3, \text{CH}_4, \text{CO}_2$ |
| Ионная связь | Типичный металл + активный неметалл | Огромная ($\Delta\text{ЭО} > 1{,}7$) | Полный переход электрона (образование ионов) | $\text{NaCl}, \text{CaF}_2, \text{KBr}, \text{CaO}$ |
Таким образом, ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи, когда общее электронное облако практически на 100% переходит во владение более электроотрицательного атома.
СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВ С ПОЛЯРНОЙ СВЯЗЬЮ В ТВЕРДОМ СОСТОЯНИИ
В зависимости от характера связей между структурными частицами, твердые сложные вещества с ковалентной связью обладают абсолютно контрастными свойствами:
1. Молекулярная кристаллическая решетка:
Большинство сложных неорганических и органических веществ, состоящих из неметаллов (углекислый газ CO₂, вода H₂O, метан CH₄, аммиак NH₃, хлороводород HCl, нафталин, сахароза), имеют молекулярное строение:
- В узлах решетки находятся полярные или неполярные молекулы, удерживаемые слабыми межмолекулярными связями (включая водородные связи).
- Свойства: низкая твердость, легкоплавкость, летучесть.
- Сублимация сухого льда: твердый диоксид углерода CO₂ («сухой лед») испаряется при атмосферном давлении прямо из твердого состояния в газ при температуре $-78{,}5$ °C без образования жидкости. Это свойство широко используется для охлаждения и безопасной транспортировки скоропортящихся продуктов и медицинских препаратов.
2. Атомная кристаллическая решетка:
Некоторые сложные вещества-неметаллы имеют немолекулярную природу. В их кристаллах нет отдельных молекул, а все атомы связаны единым непрерывным трехмерным каркасом ковалентных полярных связей:
- Диоксид кремния SiO₂ (кремнезем): основной компонент обычного кварца, речного песка, горного хрусталя, агата, яшмы и кремня. В решетке кварца каждый атом кремния тетраэдрически связан с четырьмя атомами кислорода.
- Оксид алюминия Al₂O₃ (корунд): драгоценные разновидности которого — рубин (с примесью хрома) и сапфир (с примесью титана и железа), украшающие исторические реликвии Оружейной палаты Московского Кремля и Тауэра в Лондоне.
- Свойства веществ с атомной решеткой: исключительная твердость (рубин и сапфир уступают по твердости только алмазу), тугоплавкость (температура плавления кварца около 1700 °C, корунда — 2050 °C), химическая нерастворимость и прочность.
📌 ШПАРГАЛКА К УСТНОМУ ОТВЕТУ У ДОСКИ
- Причина полярности связи: разная сила притяжения общих электронных пар атомами разных неметаллов.
- Дельта-заряды и диполь:
- На более сильном атоме возникает частичный отрицательный заряд $\delta^-$, на менее сильном — частичный положительный $\delta^+$ ($\text{H}^{\delta+} \rightarrow \text{Cl}^{\delta-}$).
- Молекула с двумя заряженными полюсами называется диполем.
- Геометрия молекул и полярность:
- $\text{HCl}$ — линейная, диполь.
- $\text{H}_2\text{O}$ — угловая форма (104,5°), сильный диполь (полярный растворитель).
- $\text{CO}_2$ — линейная симметричная форма (180°), дипольные моменты связей $\text{C}=\text{O}$ гасят друг друга $\rightarrow$ молекула в целом неполярна.
- Электроотрицательность (ЭО): способность атома притягивать общие электронные пары (понятие ввел Лайнус Полинг).
- Ряд неметаллов: $\text{F} > \text{O} > \text{N} > \text{Cl} > \text{Br} > \text{I} > \text{S} > \text{C} > \text{Se} > \text{P} > \text{H} > \text{As} > \text{Si}$.
- Самый электроотрицательный — Фтор (F), затем Кислород (O).
- В периоде слева направо ЭО растет; в подгруппе сверху вниз ЭО падает.
- Различия связей:
- Ковалентная неполярная: между одинаковыми неметаллами ($\Delta\text{ЭО} = 0$, $\text{O}_2, \text{N}_2$).
- Ковалентная полярная: между разными неметаллами ($\text{H}_2\text{O}, \text{NH}_3, \text{CH}_4$).
- Ионная: металл + неметалл ($\text{NaCl}$, электроны переходят полностью).
- Решетки сложных веществ:
- Молекулярная: $\text{CO}_2, \text{H}_2\text{O}, \text{HCl}, \text{CH}_4$. Непрочные, легкоплавкие, летучие. Сухой лед $\text{CO}_2$ сублимирует при $-78{,}5\ ^\circ\text{C}$.
- Атомная: кварц/песок $\text{SiO}_2$, корунд/рубин/сапфир $\text{Al}_2\text{O}_3$. Сверхтвердые, тугоплавкие ($T_{пл} > 1700\ ^\circ\text{C}$), химически стойкие.