Полярность молекул.

Полярность молекул зависит от полярности отдельных связей и от их расположения в молекуле (т. е. от строения молекул).

Молекулы простых веществ (Н₂, F₂, N₂ и др.), образованные неполярными ковалентными связями, неполярны.

Молекулы сложных веществ могут быть и неполярными и полярными. Примеры веществ с неполярными молекулами: диоксид углерода СО₂, метан СН₄, бензол С₆Н₆, глюкоза С₆Н₁₂О₆, диметиловый эфир С₂Н₆О и др. Примеры веществ с полярными молекулами: диоксид серы SO₂, вода Н₂О, аммиак NH₃, этиловый спирт С₂Н₅ОН и др.

В неполярных молекулах «центр тяжести» электронного облака совпадает с «центром тяжести» положительного заряда ядер. В полярных молекулах «центр тяжести» электронного облака не совпадает с «центром тяжести» положительного заряда.

Например, в молекуле хлороводорода НС1 электронная плотность около ядра хлора выше, чем около ядра водорода, т. е. атом хлора имеет отрицательный заряд q = - 0,18, а атом водорода положительный заряд q = + 0,18. Заряды (q) атомов в молекуле называют эффективными. Поэтому полярные молекулы можно рассматривать как электрические диполи, в которых заряды, разные по знаку, но одинаковые по величине, расположены на определенном расстоянии друг от друга. Мерой полярности молекул является электрический момент диполя.

Электрический момент диполя — это произведение эффективного заряда на расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов в молекуле. Электрический момент диполя в молекуле зависит от ее структуры. Наличие или отсутствие электрического момента диполя позволяет судить о геометрическом строении молекулы. Например, молекула СО₂ неполярна, а молекула SO₂ обладает электрическим моментом диполя. Отсюда следует, что молекула СО₂ имеет линейное строение, а молекула SO₂ – угловое.

Свойства веществ зависят от полярности молекул. Вещества, молекулы которых полярны, имеют температуры кипения и плавления выше, чем вещества, молекулы которых неполярны. Это объясняется взаимным притяжением полярных молекул.

Гибридизация

Электроотрицательность.

Способность атомов химического элемента притягивать к себе общие электронные пары называется электроотрицательностью.

Электроотрицательность элемента определяется суммой его энергии ионизации и сродства к электрону. Относительные электроотрицательности атомов некоторых элементов приведены в табл. 12.

Таблица 12. Относительные электроотрицательности некоторых элементов.

Период	Группа
	I	II	III	IV	V	VI	VII
1	Н 2,1
2	Li 0,98	Be 1,5	В 2,0	С 2,5	N 3,07	О 3,50	F 4,0
3	Na 0,93	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,9	P 2,2	S 2,6	Cl 3,0
4	К 0,91	Са 1,04	Ga 1,8	Ge 2,0	As 2,1	Se 2,5	Br 2,8
5	Rb 0,89	Sr 0,99	In 1,5	Sn 1,7	Sb 1,8	Те 2,1	I 2,6

Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он общую электронную пару. Когда между двумя атомами разных элементов образуется ковалентная связь, общие электронные пары смещаются к более электроотрицательному атому. Например, в молекуле воды Н₂О общие электронные пары смещаются к атому кислорода.

Относительная электроотрицательность атома не является строго постоянной величиной и применяется только для определения направления смещения общих электронных пар при образовании молекул.

Самым электроотрицательным элементом в периодической системе является фтор. У инертных элементов электроотрицательность отсутствует.

Химические элементы можно расположить в ряд в порядке возрастания электроотрицательности.

Sb, Si, В, As, H, Те, Р, С, Se, I, S, Br, Cl, N, О, F

э лектроотрицательность возрастает

Электроотрицательность характеризует различие свойств элементов. Поэтому ее используют как качественную характеристику при определении природы химической связи в различных соединениях.