Page 64 - 4663

Для характеристики полярності молекул введено поняття
дипольного моменту (), який являє собою добуток величини заряду (q)

на віддаль між центрами зарядів () і визначається за формулою

 = q х  [Клм] (4.1)

та показано на рис. 4.4.

Для НСl , а для НF

Рисунок 4. 4 - Схема полярної молекули
За одиницю дипольного моменту прийнято Дебай, який дорівнює
-29
110 Клм. Це значення одержується тому, що заряд електрона має
-19 -19 -10
порядок 110 (1,610 Кл), а відстані між атомами в молекулі 110 м
-10
(1…4,810 ) м.
Підсумовуючи, необхідно зауважити, що метод валентних зв’язків
розглядає молекулу як окремі атоми, які з’єднані між собою однією або
декількома електронними парами, тобто хімічний зв’язок є локалізований,
двоцентровий і двохелектронний.

4.2.3. Водневий зв’язок

Через простоту електронної структури, Гідроген має специфічні
1
особливості. Так, єдиний валентний електрон атома Гідрогену (1s )
перебуває безпосередньо у сфері дії атомного ядра, у нього немає

проміжного електронного шару. Це зумовлює досить велику енергію
іонізації (13,6 еВ або 1312 кДж/моль). Позитивно заряджений іон Гідрогену
являє собою елементарну частинку ядра – протон, тобто має надзвичайно

малі розміри, внаслідок чого здатний глибоко проникати в електронну
структуру сусіднього з ним негативно зарядженого іона. Вказані
особливості іона Гідрогену є причиною існування окремого виду

міжмолекулярного зв’язку – вод не во г о.
Водневий тип зв’язку буває у речовинах, які містять іон Гідрогену і

63