Молекула

найменша частинка простої речовини або сполуки / З Вікіпедії, безкоштовно encyclopedia

Шановний Wikiwand AI, Давайте зробимо це простіше, відповівши на ключові запитання:

Чи можете ви надати найпопулярніші факти та статистику про Молекула?

Підсумуйте цю статтю для 10-річної дитини

Моле́кула (новолат. molecula, зменшувально від лат. moles — маса) — найменша частинка простої речовини або сполуки, яка може існувати окремо, зберігаючи її хімічні властивості. Молекули бувають гомонуклеарні, тобто такі, що складаються з атомів одного виду, наприклад, кисень (O₂); або гетеронуклеарні, тобто такі, що складаються з різних атомів, наприклад, вода (H₂O).

Молекули є типовою складовою біологічних об’єктів, рідин і газів і молекулярних кристалів, проте багато твердих речовин не мають молекулярної структури, хоча і мають міжатомні зв’язки. У металах, солях, та мінералах, структурними елементами кристалічної ґратки яких є атоми або іони, виділити окремі молекули неможливо, бо вся речовина, фактично, є однією великою молекулою. Те ж саме можна сказати про пласкі кристали, на кшталт графену. Такі об’єкти називаються макротілами.

При великих температурах молекули розпадаються на атоми — цей процес називається термолізом. Найміцніші молекули, такі як вода, азот або чадний газ, можуть витримувати температури в кілька тисяч кельвінів, тому можуть існувати навіть на поверхні Сонця [1] .

Будова та склад молекули

Молекула складається з атомів, а якщо детальніше, то з атомних ядер, оточених певним числом внутрішніх електронів, та зовнішніх валентних електронів, які утворюють хімічні зв’язки. Внутрішні електрони атомів, зазвичай, не беруть участі в утворенні хімічних зв’язків. Склад та будова молекул речовини не залежать від способу її отримання. У випадку одноатомних молекул (наприклад, інертних газів) поняття молекули й атома збігаються.

Атоми об’єднуються в молекули в більшості випадків за допомогою хімічних зв’язків. Як правило, такий зв’язок утворюється однією, двома або трьома парами електронів, які перебувають у спільному володінні двох атомів, утворюючи спільну електронну хмару, форма якої описується типом гібридизації. Молекула може мати позитивно та негативно заряджені атоми (йони).

Склад молекули передається хімічними формулами. Емпірична формула встановлюється лише на основі атомного співвідношення елементів у речовині. Молекулярна формула вказує кількість атомів кожного елемента, що входять до складу молекули; для її визначення слід, на додачу до емпіричної формули, знати молекулярну масу.

Просторовою будовою молекули називають рівноважне розташування ядер атомів, що її утворюють. Енергія взаємодії атомів залежить від відстані між ядрами. На дуже великих відстанях ця енергія дорівнює нулю. Якщо при зближенні атомів утворюється хімічний зв’язок, то атоми сильно притягаються один до одного (слабке притягання спостерігається і без утворення хімічного зв’язку); при подальшому зближенні починають діяти електростатичні сили відштовхування атомних ядер. Перепоною до сильного зближення атомів є також неможливість суміщення їхніх внутрішніх електронних оболонок.

Рівноважні відстані у двоатомних і багатоатомних молекулах та розташування атомних ядер визначаються методами спектроскопії, рентгенівського структурного аналізу, електронографії та нейтронографії, які дозволяють отримати інформацію про розподіл електронів (електронну густину) в молекулі. Рентгеноструктурне дослідження молекулярних монокристалів дає можливість встановити геометричну будову дуже складних молекул, навіть молекул білків.

Кожному атому в певному валентному стані в молекулі можна приписати певний атомний або ковалентний радіус (у випадку іонного зв’язку — іонний радіус), який характеризує розміри електронної оболонки атому (йону), що утворює хімічний зв’язок в молекулі.

Розмір молекули, тобто розмір її електронної оболонки, є величиною до певної міри умовною. Існує ймовірність (хоча й дуже мала) знайти електрони молекули і на більшій відстані від її атомного ядра. Практичні розміри молекули визначаються рівноважною відстанню, на яку вони можуть бути зближені за щільного упакування молекули в молекулярному кристалі та в рідині. На великих відстанях молекули притягаються одна до одної, на менших — відштовхуються. Розміри молекули можна знайти за допомогою рентгеноструктурного аналізу молекулярних кристалів. Порядок величини цих розмірів може бути визначений з коефіцієнтів дифузії, теплопровідності та в’язкості газів та з густини речовини в конденсованому стані. Відстань, на яку можуть зблизитись валентно не пов’язані атоми однієї й тієї ж чи різних молекул, може бути охарактеризована середніми значеннями так званих ван дер Ваальсових радіусів (Ǻ).

Ван дер Ваальсові радіуси суттєво перевищують ковалентні. Знаючи величини ван дер Ваальсових, ковалентних та йонних радіусів, можна побудувати наочні моделі молекул, які б відображали форму й розміри їхніх електронних оболонок.

Ковалентні хімічні зв’язки в молекулі розташовані під певними кутами, які залежать від стану гібридизації атомних орбіталей. Так, для молекул насичених органічних сполук характерно тетраедральне (чотиригранне) розташування зв’язків, що утворюються атомом вуглецю; для молекул з подвійним зв’язком (С=С) — пласке розташування атомів вуглецю; для молекул сполук з потрійним зв’язком (С≡С) — лінійне розташування зв’язків.

Таким чином, багатоатомна молекула має певну конфігурацію у просторі, тобто певну геометрію розташування зв’язків, яка не може бути суттєво змінена без їх розриву. Але молекули, які містять одиничні зв’язки або сігма-зв’язки, можуть існувати в різних конформаціях, що виникають при поворотах атомних груп навколо цих зв’язків. Важливі особливості макромолекул синтетичних і біологічних полімерів визначаються саме їхніми конформаційними властивостями.

Молекули певної будови можуть існувати в двох конфігураціях, які являють собою дзеркальні відображення одна одної (дзеркальні антиподи, або стереоізомери. Такі молекули називають хіральними. Переважна більшість найважливіших біологічних функціональних речовин є хіральними та зустрічаються в живій природі в формі одного певного стереоізомеру.

Асиметрична молекула — молекула, яка не має елементів симетрії. Всі асиметричні молекули хіральні, тобто всі сполуки, які складаються з них, оптично активні, але не всі хіральні молекули асиметричні, оскільки деякі з них можуть мати вісь обертання.

Ахіральна молекула — молекула, яка має принаймні одну дзеркально-обертальну вісь симетрії Sn. Це молекула, конфігурації чи конформації якої властива ідентичність з її дзеркальним відбитком. Ідентичність може досягатись суміщенням між собою шляхом виконання тієї чи іншої кількості переміщень і/або обертань.

Взаємодія атомів у молекулі

Природа хімічних зв’язків в молекулі залишалася загадкою аж до створення квантової механіки — класична фізика не могла пояснити насичуваність і направленість валентних зв’язків. Основи теорії хімічного зв’язку були створені в 1927 році Гайтлером та Лондоном на прикладі найпростішої молекули Н₂. Пізніше теорія і методи розрахунків були значно вдосконалені.

Хімічні зв’язки в молекулах переважної більшості органічних сполук є ковалентними, тобто таким, де атоми ділять спільні електронні пари між собою. В неорганічних сполуках розповсюджені іонні та донорно-акцепторні зв’язки, в яких один з атомів перетягує електрон на себе.

Енергія утворення молекули з атомів в багатьох рядах подібних сполук наближено адитивна. Тобто можна вважати, що енергія молекули — це сума енергій її зв’язків, що мають постійні значення в таких рядах.

Така адитивність енергій спостерігається далеко не завжди. Найяскравішим прикладом порушення адитивності є пласкі молекули органічних сполук з так званими спряженими зв’язками, тобто з кратними зв’язками, які чергуються з одиничними. В таких випадках валентні електрони, які визначають кратність зв’язків, так звані π -електрони, стають спільними для всієї системи спряжених зв’язків, делокалізованими. Така делокалізація електронів призводить до стабілізації молекули. Вирівнювання електронної густини внаслідок колективізації π -електронів у зв’язках виражається у видовженні подвійних зв’язків та вкороченні одинарних. В правильному шестикутнику міжвуглецевих зв’язків бензолу всі зв’язки однакові і мають довжину, середню між довжиною одинарного і подвійного зв’язку. Спряження зв’язків яскраво проявляється в молекулярних спектрах.

Сучасна квантово-механічна теорія хімічних зв’язків враховує часткову делокалізацію не тільки π –, але й σ -електронів, яка спостерігається в будь-яких молекулах.

У переважній більшості випадків сумарний спін валентних електронів в молекулі дорівнює нулю, тобто спіни електронів попарно насичені. Молекули, які містять неспарені електрони — вільні радикали (наприклад, атомний водень Н·, метил ·CH₃), — зазвичай нестійкі, оскільки при їх сполученні один з одним відбувається значне зниження енергії внаслідок утворення нової спільної електронної пари, тобто нового ковалентного зв’язку.

Міжмолекулярна взаємодія

Міжмолекулярна взаємодія — взаємодія між електрично нейтральними молекулами у просторі. У залежності від полярності молекул характер міжмолекулярної взаємодії різний. Розрізняють орієнтаційний, індукційний та дисперсійний типи міжмолекулярної взаємодії. Природа останнього залишалася неясною до створення квантової механіки.

Орієнтаційний тип міжмолекулярної взаємодії виникає між двома полярними молекулами, тобто, такими, які мають власний дипольний момент. Взаємодія дипольних моментів і визначає результуючу силу — притягання або відштовхування. У випадку, якщо дипольні моменти молекул розміщуються на одній лінії, взаємодія молекул буде найінтенсивніша.

Індукційний тип міжмолекулярної взаємодії виникає між однією полярною та однією неполярною молекулами. При взаємодії цього типу полярна молекула поляризує неполярну: позитивний заряд неполярної молекули зміщується по напряму електричного поля, створеного полярною молекулою, а негативний — проти. Таке зміщення веде до того, що центри ваги позитивного та негативного заряду поляризованої молекули більше не збігатимуться, отже, вона отримує наведений (тимчасовий) дипольний момент, який зникне при віддаленні від полярної молекули.

Дисперсійний тип міжмолекулярної взаємодії виникає між двома неполярними молекулами і має флуктуаційну природу. Хоча постійний дипольний момент неполярних молекул дорівнює нулю, у певну мить часу є ймовірність такого розподілу електронів по всьому об’єму молекули, що центри ваги позитивного та негативного заряду не збігатимуться. Внаслідок цього виникає миттєвий дипольний момент. Миттєвий диполь або поляризує сусідні неполярні молекули, або взаємодіє з миттєвим диполем іншої нейтральної молекули.

Електричні і оптичні властивості молекул

Поведінка речовини в електричному полі визначається основними електричними характеристиками молекул — постійним дипольним моментом та поляризовністю.

Дипольний момент означає незбігання центрів ваги позитивних та негативних зарядів у молекулі (електричну асиметрію молекули). Тобто молекули, які мають центр симетрії, наприклад H₂, позбавлені постійного дипольного моменту. В такому разі відіграє роль квадрупольний момент чи вищі мультипольні моменти.

Поляризовність — це здатність електронної оболонки будь-якої молекули деформуватися під дією електричного поля, в результаті чого в молекулі утворюється наведений дипольний момент. Значення дипольного моменту і поляризовності знаходять експериментально за допомогою вимірювання діелектричної проникності та її температурної залежності.

Оптичні властивості речовини характеризують її поведінку в змінному електричному полі світлової хвилі і визначаються поляризовністю молекули цієї речовини. З поляризовністю безпосередньо пов’язані заломлення і розсіювання світла, оптична активність та інші явища, що вивчаються молекулярною оптикою.

Магнітні властивості молекул

Молекули і макромолекули переважної більшості хімічних сполук є діамагнітними завдяки тому, що не мають неспарених електронів. Магнітна сприйнятливість молекул (χ) для окремих класів органічних сполук може бути в певному наближенні виражена як сума значень χ для окремих зв’язків.

Молекули, які мають постійний магнітний момент, є парамагнітними. До таких належать молекули з непарною кількістю електронів на зовнішній оболонці (наприклад, NO та будь-які вільні радикали), молекули, які містять атоми з незамкненими (незаповненими) внутрішніми оболонками (перехідні метали тощо). Один з яскравих прикладів дає молекула кисню. Магнітна сприйнятливість парамагнітних речовин залежить від температури, оскільки тепловий рух перешкоджає орієнтації магнітних моментів в магнітному полі.

Спектри та будова молекул

Електричні, оптичні, магнітні та інші властивості молекул пов’язані з хвильовими функціями і енергіями різних станів молекул. Інформацію про стани молекул і ймовірності переходу між ними дають молекулярні спектри.

Тип спектру визначає ступені вільності молекули (як системи ядер та електронів), в межах яких відбувається перерозподіл енергії:

• Мікрохвильова спектроскопія збуджує обертання молекули як цілого і дозволяє визначити моменти інерції для молекул, що складаються з кількох атомів. Так отримують найточніші значення міжатомних відстаней в молекулі.
• Коливальна спектроскопія збуджує відносний рух атомів всередині молекули — їхні коливання. Частоти коливань в спектрах визначаються масами атомів, їх розташуванням та динамікою міжатомних взаємодій. Загальне число ліній і смуг в коливальному спектрі молекули залежить від її симетрії.
• Ультрафіолетова спектроскопія збуджує електронні переходи в молекулі. Спектри органічних молекул, які мають більшу кількість спряжених зв’язків, як і багатьох інших, характеризуються довгохвильовими смугами поглинання, що потрапляють в видиму область. Речовини, побудовані з таких молекул, характеризуються барвистістю; до таких речовин належать всі органічні барвники.

Швидкість руху молекул

Рух молекул вивчає молекулярно-кінетична теорія. З переходом від газу до рідини та твердого тіла цей рух все більше утруднюється. В найпростішій моделі — ідеальному газі — справедливі такі формули для швидкості молекул:

середня квадратична	3 k T m 0 \over m_>>>
найімовірніша	2 k T m 0 \over m_>>>
середня арифметична	8 k T π m 0 \over \pi m_>>>

Розміри молекул

Розміри молекул коливаються дуже широко. Найменшою молекулою є двоатомний водень (H₂), розміри якого близько 0.74 Å. [2] На кілька порядків більші розміри (десятки ангстрем) мають прості органічні молекули, а великі макромолекули полімерної природи, такі як білки чи ДНК, можуть досягати розмірів мікрометрів. Такі великі молекули можна навіть розгледіти у світловий мікроскоп, що є неможливим для менших молекул через те, що їхні розміри менші за довжину хвиль видимого світла.

Формули молекул

Існує кілька способів виразити молекулу у вигляді формули, що мають різну інформаційну цінність:

Брутто-формула

Брутто-формула, або емпірична формула, показує лише долі атомів тієї чи іншої речовини в молекулі. Наприклад, дісульфур діоксид (S₂O₂) має брутто-формулу SO, так само як монооксид сірки (SO). Така формула є не дуже інформативною, проте встановити її дуже легко — достатньо розкласти речовину на складові, і порахувати кількість молів кожної з них. Брутто-формули використовуються для полімерів, а також для йонних сполук.

Хімічна формула

Хімічна формула схожа на брутто-формулу за формою, проте в ній вказується, скільки саме атомів тієї чи іншої речовини міститься в молекулі, наприклад H 2 C O 3 CO_> (карбонатна кислота) або N₂O₄ (Азотний тетраоксид). Деякі типові елементи молекул часто позначають особливим чином, наприклад, гідроксильну групу завжди ставлять в кінець формули, і, якщо їх кілька, то їх виділяють окремо, наприклад, CH₃COOH (оцтова кислота) або Ba(OH)₂ (гідроксид барію). Також у формулах дужками виділяються мономерні складові полімерів. У 1991 році було запропоновано використовувати символ «@» у хімічних формулах, щоб позначати атоми, що замкнені всередині ендоедральних фулеренів.

Хімічні формули є вельми розповсюдженими через свою простоту і зручність, проте за ними іноді важко зрозуміти структуру молекули, крім того, вони не дозволяють відрізняти ізомери.

Структурна формула

Структурна формула є вже ближчою до схеми, ніж до тексту, і точно показує, між якими саме атомами в молекулі є зв’язки, і скільки їх. Існують різні способи позначати зв’язки(так, у формулі Льюїса вони позначаються крапками), крім того, в деяких формах різні типи зв’язків позначаються різними типами ліній. Іноді особливим чином позначаються зв’язки, що виходять з площини. Також, бензольне кільце часто має спеціальне позначення.

Окремо можна виділити скелетну формулу, що часто використовується в органічній хімії, в якій атому карбону не позначаються літерою, а позначаються лише зв’язки між ними, а зв’язки з атомами водню не позначаються взагалі (приймається, що водень займає всі вільні валентні місця).

3D-моделі

Щоб показати просторову структуру молекули, іноді є сенс виразити її за допомогою тривимірної моделі. Якщо молекула є невеликою, то часто використовується кулестержнева модель, в якій молекули позначаються кульками, а зв’язки між ними — стержнями. В реальності атоми в молекулі щільно прилягають один до одного, тому напівсферична модель [en] , де кульки також розташовані впритул, краще відповідає реальній формі молекули. [3] Кожен елемент в таких моделях позначається окремим кольором. Найуживанішою є колірна схема Корі — Полінга — Колтуна [en] . Кілька найвживаніших елементів можна побачити в наступній таблиці.

Для великих молекул білків, що складаються з тисяч атомів, така модель незручна, тому для них використовуються спеціальні схеми, в яких елементи молекул, що часто зустрічаються, наприклад, альфа-спіралі або бета-листи мають спеціальні позначення. Такі моделі називають стрічковими діаграмами [en] . Також, завдяки комп’ютерному моделюванню, великі молекули можна зобразити і навіть надрукувати на 3d-принтері максимально наближено до реальності. Таке зображення дозволяє побачити, як виглядає контактна поверхня білка.

3.3: Молекулярна полярність

Коли атоми в молекулі ділять електрони неоднаково, вони створюють те, що називається дипольним моментом. Це відбувається, коли один атом є більш електронегативним, ніж інший, що призводить до того, що атом тягне більш щільно на спільну пару електронів, або коли один атом має одиничну пару електронів і різницю точок вектора електронегативності таким же чином. Одним з найпоширеніших прикладів є молекула води, що складається з одного атома кисню та двох атомів водню. Відмінності електронегативності та одиноких електронів дають кисню частковий негативний заряд, а кожен водень – частковий позитивний заряд.

Дипольний момент

• \(\vec<\mu>\) вектор дипольного моменту
• \(q_i\) це величина \(i^\) заряду, і
• \(\vec_i\) вектор, що представляє положення \(i^\) заряду.

Дипольний момент діє в напрямку векторної величини. Приклад полярної молекули – s \(\ce\) . Оскільки причиною єдиної пари на кисні, структура \(\ce\) згинається (через теорію VSEPR), що означає, що вектори, що представляють дипольний момент кожного зв’язку, не скасовують один одного. Значить, вода полярна.

Малюнок \(\PageIndex\) : Дипольний момент води. Умовність в хімії полягає в тому, що стрілка, що представляє дипольний момент, переходить від позитивного до негативного. Фізики схильні використовувати протилежну спрямованість.

Вектор вказує від позитивного до негативного, як на молекулярний (чистий) дипольний момент, так і на окремі диполя зв’язку. Таблиця А2 показує електронегативність деяких загальних елементів. Чим більша різниця в електронегативності між двома атомами, тим більше електронегативною є зв’язок. Щоб вважатися полярним зв’язком, різниця в електронегативності повинна бути великою. Дипольний момент вказує у напрямку векторної величини кожної з електронегативностей зв’язку, доданих разом.

Виміряти дипольні моменти відносно легко: досить помістити речовину між зарядженими пластинами (рис. \(\PageIndex\) ); полярні молекули збільшують заряд, що зберігається на пластин, і дипольний момент можна отримати (тобто через ємність системи). Неполярний \(\ce\) не відхиляється; помірно полярний ацетон відхиляється незначно; високополярна вода сильно відхиляється. Загалом, полярні молекули будуть вирівнюватися: (1) в електричному полі, (2) відносно один одного або (3) по відношенню до іонів (рис. \(\PageIndex\) ).

Малюнок \(\PageIndex\) : Полярні молекули вирівнюються в електричному полі (зліва), відносно один одного (посередині), і по відношенню до іонів (праворуч)

Рівняння \(\ref\) може бути спрощено для простої відокремленої системи з двома зарядами, як двоатомні молекули, або при розгляді диполя зв’язку всередині молекули

Цей диполь зв’язку інтерпретується як диполь від поділу заряду на відстані \(r\) між частковими зарядами \(Q^+\) та \(Q^-\) (або більш часто вживаними термінами \(δ^+\) – \(δ^-\) ); орієнтація диполя – вздовж осі зв’язку. Розглянемо просту систему з одного електрона і протона, розділених фіксованою відстанню. Коли протон і електрон знаходяться близько один до одного, дипольний момент (ступінь полярності) зменшується. Однак у міру того, як протон і електрон віддаляються, дипольний момент збільшується. У цьому випадку дипольний момент обчислюється як (через рівняння \(\ref\) ):

\[\begin \mu &= Qr \nonumber \\[4pt] &= (1.60 \times 10^\, C)(1.00 \times 10^ \,m) \nonumber \\[4pt] &= 1.60 \times 10^ \,C \cdot m \label \end\]

Дебая характеризує розмір дипольного моменту. Коли протон і електрон знаходяться на відстані 100pm один від одного, дипольний момент становить \(4.80\; D\) :

\(4.80\; D\) є ключовим еталонним значенням і являє собою чистий заряд +1 і -1, розділений на 100 пм. Якщо поділ заряду збільшено, то дипольний момент збільшується (лінійно):

• Якщо протон і електрон розділені на 120 пм: \[\mu = \dfrac(4.80\;D) = 5.76\, D \label\]
• Якщо протон і електрон розділені на 150 пм: \[\mu = \dfrac(4.80 \; D) = 7.20\, D \label\]
• Якщо протон і електрон розділені на 200 пм: \[\mu = \dfrac(4.80 \; D) = 9.60 \,D \label\]

Приклад \(\PageIndex\) : Water

Молекула води на малюнку \(\PageIndex\) може бути використана для визначення напрямку та величини дипольного моменту. Від електронегативності кисню і водню різниця електронегативності становить 1,2 е для кожної з воднево-кисневих зв’язків. Далі, оскільки кисень є більш електронегативним атомом, він надає більшу тягу на спільні електрони; він також має дві одинокі пари електронів. З цього можна зробити висновок, що дипольний момент вказує між двома атомами водню до атома кисню. Використовуючи рівняння вище, дипольний момент обчислюється як 1,85 D шляхом множення відстані між атомами кисню і водню на різницю зарядів між ними, а потім знаходження компонентів кожної цієї точки в напрямку чистого дипольного моменту (кут молекули 104,5˚).

Момент зв’язку зв’язку зв’язку O-H = 1,5 D, тому чистий дипольний момент

\[\mu=2(1.5) \cos \left(\dfrac\right)=1.84\; D \nonumber\]

Полярність і структура молекул

Форма молекули і полярність її зв’язків визначають ЗАГАЛЬНУ ПОЛЯРНІСТЬ цієї молекули. 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.

Малюнок \(\PageIndex\) : Розподіли зарядів \(\ce\) і \(\ce\) \). Області синього та червоного кольорів є негативно та позитивно підписаними регіонами відповідно. (CC BY-SA-NC 3.0; анонімний)

Хорошим прикладом неполярної молекули, яка містить полярні зв’язки, є вуглекислий газ (рис. \(\PageIndex\) ). This is a linear molecule and each C=O bond is, in fact, polar. The central carbon will have a net positive charge, and the two outer oxygen atoms a net negative charge. However, since the molecule is linear, these two bond dipoles cancel each other out (i.e. the vector addition of the dipoles equals zero) and the overall molecule has a zero dipole moment ( \(\mu=0\) ).

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

Для \(AB_n\) молекулярного да, де \(A\) is the central atom and \(B\) are all the same types of atoms, there are certain molecular geometries which are symmetric. Therefore, they will have no dipole even if the bonds are polar. These geometries include linear, trigonal planar, tetrahedral, octahedral and trigonal ​bipyramid.

Малюнок \(\PageIndex\) : Молекулярна геометрія з точним скасуванням полярного зв’язку для створення неполярної молекули ( \(\mu=0\) )

Приклад \(\PageIndex\) : \(\ce\)

Хоча зв’язки C—Cl досить полярні, окремі диполі зв’язку скасовують один одного в цій симетричній структурі і \(\ce\) не мають чистого дипольного моменту.

Приклад \(\PageIndex\) : \(\ce\)

C-Cl, ключовий полярний зв’язок, становить 178 вечора. Вимірювання виявляє 1.87 D. З цих даних можна обчислити% іонного характеру. Якщо цей зв’язок був 100% іонним (на основі протона та електрона),

Незважаючи на те, що довжина зв’язку збільшується, диполь зменшується, коли ви рухаєтеся вниз галогенної групи. Електронегативність зменшується, коли ми рухаємося вниз по групі. Таким чином, більший вплив надає електронегативність двох атомів (що впливає на заряд на кінцях диполя).

Таблиця \(\PageIndex\) : Зв’язок між довжиною зв’язку, електронегативністю та дипольними моментами в простій діатоміці

З’єднання	Довжина облігації (Å)	Різниця електронегативності	Дипольний момент (D)
HF	0,92	1.9	1.82
HCl	1.27	0.9	1.08
HBr	1.41	0.7	0.82
ПРИВІТ	1.61	0.4	0,44

Посилання

1. Хаузкрофт, Кетрін Е. і Алан Г. Шарп. Неорганічна хімія. 3-е изд. Харлоу: Освіта Пірсона, 2008. Друк. (Сторінки 44-46)
2. Tro, Nivaldo J. Хімія: Молекулярний підхід. Верхня річка Сідло: Освіта Пірсона, 2008. Друк. (Сторінки 379-386)