Характер оксидов и гидроксидов I-VII групп

Номер группы	I	II	III	IV	V	VI	VII
Оксиды, их характер	R2O Осн.	RO Осн., амф.	R2O3 Осн., амф., кисл.	RO2 Кисл.	R2O5 Кисл.	RO3 Кисл.	R2O7 Кисл.
Гидроксиды, их характер	ROH Осн.	R(OH)2 Осн., амф.гидр.	R(OH)3 H3RO3 Осн., амф.гидр., кислота	H2RO3 Кислота	HRO3 H3RO4 Кислота	H2RO4 Кислота	HRO4 Кислота

Химическая связь

Вид химической связи зависит от электроотрицательности образующих её элементов.

1. Ионная связь

Образуется при взаимодействии атомов элементов, резко отличающихся друг от друга значениями электроотрицательности (Ме + НеМе).

Свойства: ненаправленность, ненасыщаемость.

Соединения: твердые, малолетучие, тугоплавкие вещества (галогениды типичных металлов, щелочи, гидриды металлов).

2. Ковалентная связь

Возникает в результате образования общих электронных пар (НеМе + НеМе).

A· + ·В → А : В

Соединения (неполярная ковалентная связь): газообразные, твердые, реже – жидкие вещества (O₂, Cl₂, Br₂, I₂, алмаз, графит, сера).

Соединения (полярная ковалентная связь): жидкие и газообразные вещества (HCl, H₂O, NH₃, кислотные оксиды, кислоты).

3. Металлическая связь

Образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов.

Свойства: ненаправленность.

Соединения: твердые вещества (все Ме, кроме ртути).

4. Водородная связь

Образуется между атомом водорода, связанным с атомом электроотрицательного элемента одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента другой молекулы.

Механизмы образования ковалентной связи

1. Обменный

2. Донорно-акцепторный

Способы перекрывания электронных облаков

(«а,б,в» - σ-тип, «г» - π-тип)

σ-связь – это ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей по линии, соединяющей центры атомов (прочная связь).

π-связь – это ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей вне линии, соединяющей ядра атомов (непрочная связь).

Свойства ковалентной связи

Длина связи (l) – это расстояние между ядрами атомов, образующих связь.

Энергия связи (Е_св) – это энергия, необходимая для разрыва связи, измеряется в кДж/моль.

Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем больше энергия связи, тем прочнее химическая связь.

Порядок (кратность) связи – это число электронных пар, участвующих в образовании связи.

N=N Тройная связь (σ+π+π)

О=С=О Двойная связь (σ+π)

Cl-Cl Одинарная связь (σ)

Чем больше кратность связи, тем больше прочность (энергия) связи, тем меньше ее длина.

Насыщаемость – это способность атомов образовывать определенное число ковалентных связей.

Направленность связи обуславливает пространственную структуру молекул, т.е. их геометрию.

Полярность связи характеризует степень смещения общей электронной пары к более электроотрицательному атому.

Поляризуемость ковалентной связи – это способность молекул изменять свою полярность под действием внешнего электрического поля.

Гибридизация электронных орбиталей – это процесс взаимодействия атомных орбиталей разной формы, обладающих различной энергией, приводящий к образованию гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.

Число гибридных орбиталей равно числу исходных орбиталей!

Тип гибридизации электронных орбиталей определяет пространственную конфигурацию молекулы.