Полярность связи, дипольный момент и процентный ионный характер

Полярность связи

Абсолютное значение разницы в электроотрицательности (& Delta; EN) двух связанных атомов дает приблизительную оценку ожидаемой полярности связи и, следовательно, типа связи. Когда разница очень мала или равна нулю, связь ковалентная и неполярная. Когда он большой, связь полярная ковалентная или ионная. Абсолютные значения разности электроотрицательностей между атомами в связях H & ndash; H, H & ndash; Cl и Na & ndash; Cl равны 0 (неполярная), 0,9 (полярная ковалентная) и 2,1 (ионная), соответственно. >

Степень разделения электронов между атомами варьируется от полностью равного (чистое ковалентное связывание) до совсем неравного (ионное связывание).  

• Например, атомы H и F в HF имеют разность электроотрицательности 1.9, а атомы N и H в NH₃ разница 0.9, однако оба этих соединения образуют связи, которые считаются полярными ковалентными.  
• Аналогично, атомы Na и Cl в NaCl имеют разность электроотрицательности 2.1, а атомы Mn и I в MnI₂ имеют разность 1.0, однако оба этих вещества образуют ионные соединения.

Лучшее руководство к ковалентной или ионной связи — рассмотреть типы задействованных атомов и их относительные положения в периодической таблице.  

• Связи между двумя неметаллами, как правило, ковалентны.
• Связи металла с неметаллом часто являются ионными.

Некоторые соединения содержат как ковалентные, так и ионные связи. Атомы в полиатомных ионах, таких как OH^–, NО₃^– и NH₄⁺, удерживаются вместе полярными ковалентными связями. Однако эти полиатомные ионы образуют ионные соединения путем объединения с ионами противоположного заряда. Например, нитрат калия, KNО₃, содержит катион K+ и полиатомный анион NО₃^–. Таким образом, связывание нитрата калия является ионным, что является результатом электростатического притяжения между ионами K⁺ и NО₃^–, а также ковалентного соединения между атомами азота и кислорода в NО₃^–.

Полярность молекулы и дипольный момент

Как уже говорилось ранее, полярные ковалентные связи соединяют два атома с разными электроотрицательными связями, оставляя один атом с частичным положительным зарядом (δ+) и другой атом с частичным отрицательным зарядом (δ–), так как электроны тянутся к более электроотрицательному атому. Такое разделение заряда приводит к росту дипольного момента связи. Величина дипольного момента связи представлена греческой буквой mi (мкм) и приводится по приведенной здесь формуле, где Q — величина частичных зарядов (определяемая разницей электроотрицательности), а r — расстояние между зарядами:

Этот момент связи можно представить как вектор, величина которого имеет как направление, так и величину. Дипольные векторы показаны стрелками, указывающими вместе со связью от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному атому. На менее электроотрицательном конце рисуется маленький знак плюса, указывающий на частично положительный конец связи. Длина стрелки пропорциональна разнице электроотрицательностей между двумя атомами.

Целая молекула также может иметь разделение заряда, в зависимости от ее молекулярной структуры и полярности каждой из ее связей. Если такое разделение заряда существует, молекула считается полярной молекулой (или дипольной); в противном случае молекула считается неполярной. Дипольный момент измеряет степень разделения чистого заряда в молекуле в целом. Дипольный момент определяется добавлением моментов связи в трехмерном пространстве с учетом молекулярной структуры.

Для двухатомных молекул существует только одна связь, поэтому двухполюсный момент определяет молекулярную полярность. Молекулы гомоядерных диатомов, такие как BR₂ и N₂, не имеют разницы в электроотрицательности, поэтому их дипольный момент равен нулю. Для гетероядерных молекул, таких как CO, существует небольшой дипольный момент. Для HF существует больший дипольный момент, так как существует большая разница в электроотрицательности.

Если молекула содержит более одной связи, необходимо учитывать геометрию. Если связи в молекуле организованы таким образом, что их моменты связи отменяются (векторная сумма равна нулю), то молекула неполярна. Это ситуация с CO₂. Каждая из связей полярная, но молекула в целом неполярная. Из структуры Льюиса и с помощью теории VSEPR молекула CO₂ определяется как линейная с связями полярного C=O на противоположных сторонах атома углерода. Моменты скрепления отменяются, так как они указаны в противоположных направлениях. В случае молекулы воды структура Льюиса вновь показывает, что к центральному атому есть две связи, и разница в электрике снова показывает, что каждая из этих связей имеет ненулевой момент связи. В этом случае, однако, молекулярная структура изгибается из-за одиночных пар на O, и два момента связи не отменяются. Поэтому вода имеет сетевой дипольный момент и является полярной молекулой (диполь).

Этот текст адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., Chapter 7.2: Ковалентное связывание и Openstax, Химия 2е изд., Chapter 7.6 Молекулярная структура и полярность.