1)

Химия – это наука о строении, свойствах веществ, их превращениях и сопровождающих явлениях.

Перед химией стоят три задачи:

1. Исследование строения вещества, развитее теории строения и свойств молекул и материалов.

2. Осуществление направленного синтеза новых веществ с заданными свойствами.

3. Анализ. Оно связано как с увеличением числа химических объектов и изучаемых свойств, так и с необходимостью определения и уменьшения последствий воздействия человека на природу.

Основные химические понятия: Молекула,Атом,Атомное ядро,Заряд ядра,Изотопы,Аллотропия,Относительная атомная масса,Молярная масса

Моле́кула — электрически нейтральная частица, состоящая из двух или более связанных ковалентными связями атомов, наименьшая частица химического вещества

Атомное ядро́ — центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %)

Зарядовое число атомного ядра — количество протонов в атомном ядре. Зарядовое число равно заряду ядра в единицах элементарного заряда и одновременно равно порядковому номеру соответствующего ядру химического элемента в таблице Менделеева.

Изото́пы — разновидности атомов (и ядер) какого-либо химического элемента, которые имеют одинаковый атомный номер, но при этом разные массовые числа

Аллотро́пия  — существование одного и того же химического элемента в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам — так называемых аллотропических (аллотропных) модификаций или форм.

А́томная ма́сса, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы

Моля́рная ма́сса вещества — масса одного моля вещества. Для отдельных химических элементов молярной массой является масса одного моля отдельных атомов этого элемента. В этом случае молярная масса элемента, выраженная в г/моль, численно совпадает с массой атома элемента, выраженной в а.е.м. (атомная единица массы). Однако надо чётко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно и отличаются по размерности

2) Классификация неорганических веществ.

1. Простые (состоят из одного элемента):

-Металлы

-Неметаллы

2. Сложные (состоят из двух или более элементов):

-Оксиды

-Кислоты

-Основания

-Соли

Генетическая связь между классами неорганических веществ – это связь между веществами, которые относятся к разным классам.

Основные признаки генетических рядов:

1. Все вещества одного ряда должны быть образованы одни химическим элементом.

2. Вещества, образованные одним и тем же элементом, должны принадлежать к различным классам химических веществ.

3. Вещества, образующие генетический ряд элемента, должны быть связаны между собой взаимопревращениями.

Таким образом, генетическим называют ряд веществ, которые представляют разные класс неорганических соединений, являются соединениями одного и того же химического элемента, связаны взаимопревращениями и отражают общность происхождения этих элементов.

3) Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов один из которых является кислород, играющий более электроотрицательную роль.

Классификация: Солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные), несолеобразующие.

Основные оксиды – оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами с образованием солей. (MgО)

Кислотные оксиды - оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. (SO3)

Амфотерные – оксиды, взаимодействующие как с кислотами, так и с основаниями. (Al2O3)

НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ – оксиды, не способные взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованиям солей. (NO)

Безразличны к ним.

Вывод: характер свойств оксидов в первую очередь зависти от валентности элемента:

CrO (II - основный)

Cr ₂O₃ (III  - амфотерный)

CrO₃ (VII – кислотный)

Физические свойства оксидов:

При комнатной температуре большинство оксидов - твердые вещества (СаО, Fe₂O₃ и др.), некоторые - жидкости (Н₂О, Сl₂О₇ и др.) и газы (NO, SO₂ и др.).

Химические свойства:

1. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль          (р. соединения)

CaO + SO₂ = CaSO₃

2. Основной оксид + Кислота = Соль + Н₂О               (р. обмена)

3K₂O + 2H₃PO₄ = 2K₃PO₄ + 3H₂O

3. Основной оксид + Вода = Щёлочь                            (р. соединения)

Na₂O + H₂O = 2NaOH

4 Кислотный оксид + Вода = Кислота                      (р. соединения)

СO₂ + H₂O = H₂CO₃,      SiO₂ – не реагирует

5. Кислотный оксид + Основание = Соль + Н₂О      (р. обмена)

P₂O₅ + 6KOH = 2K₃PO₄ + 3H₂O

6. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль          (р. соединения)

CaO + SO₂ = CaSO₃

7. Менее летучие вытесняют более летучие из их солей

Амфотерные оксиды - Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами.

4. Основания – это сложные вещества, состоящие из атома металла, связанного с одной или несколькими гидроксидгруппами.

-Щелочи

-Нерастворимы в воде

К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.Остальные - нерастворимые.

К нерастворимым относят так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью - как кислоты.

Щёлочи	Нерастворимые основания
1.Взаимодействие с кислотами
KOH+HCl=KCl+H2O	Cu(OH)2+2HCl=CuCl2+2H2O
2.Взаимодействие с кислотными оксидами
2KOH+CO2=K2CO3+H2O	не характерны
3.Действие индикаторов
лакмус-синяя, фенолфталеин-малиновая	окраска не изменяется
4.Взаимодействие с амфотерными оксидами
2KOH+ZnO=K2ZnO2+H2O	не реагируют
5.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание
NaOH+CuCl2=Cu(OH)2=2NaCl	не реагируют
6.При нагревании
не разлагаются(кроме LiOH)	Cu(OH)2=CuO+H2O

Амфотерные гидроксиды( Al(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Fe(OH)3 и другие.
Взаимодействуют с кислотами  Zn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2H2O	Взаимодействуют с щелочами  Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

5) Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.

Классификация: По их силе, по основности и по наличию или отсутствие кислорода в составе кислоты.

Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний –ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

+7 HClO4 - хлорная кислота   +5 HClO3 - хлорноватая кислота   +3 HClO2 - хлористая кислота   +1 HClO - хлорноватистая кислота

+5 H3AsO4 - мышьяковая кислота   +5 HNO3 - азотная кислота   +3 HNO2 - азотистая кислота   +6 H2SO4 - серная кислота   +4 H2SO3 - сернистая кислота

Физические свойства - Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорнаяHPO₃, борная H₃BO₃. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H₂SiO₃. Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.

Химические свойства:

Название индикатора	Нейтральная среда	Кислая среда
Лакмус	Фиолетовый	Красный
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный
Метилоранж	Оранжевый	Красный
Универсальная индикаторная бумага	Оранжевая	Красная

.Реагируют с металлами в ряду активности до  H₂  

(искл. HNO₃ –азотная кислота)                                         

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

4. Реагируют с основаниями  – реакция нейтрализации

 КИСЛОТА  + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H₂O    ( р. обмена)

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется соль, выпадающая в осадок или выделяется газ:

  

Сила кислот убывает в ряду: HI > HClO4 > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3 > HMnO4 > H2SO3 > H3PO4 > HF > HNO2 >H2CO3 > H2S > H2SiO3 . Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую

 

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании 

( искл. H₂SO₄ ; H₃PO₄ )

 КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА       

6) Солями называются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl – хлорид натрия, СаSO₄ – сульфат кальция и т. д.

Практически все соли  являются ионными соединениями, поэтому в солях между собой связаны ионы кислотных остатков и ионы металла:

Na⁺Cl^– – хлорид натрия

Ca²⁺SO₄^2– – сульфат кальция и т.д.

Соль является продуктом частичного или полного замещения металлом атомов водорода кислоты. Отсюда различают следующие виды солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na₂CO₃, KNO₃ и т.д. 2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO₃, NaH₂PO₄ ит. д.

3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO₃, KAl(SO₄)₂ и т.д.

4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO₄ , Zn(OH)Cl и т.д.

По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия элемента. Например, соли серной кислоты называются сульфатами: СаSO₄ – сульфат кальция, Mg SO₄ – сульфат магния и т.д.; соли соляной кислоты называются хлоридами: NaCl – хлорид натрия, ZnCI₂ – хлорид цинка и т.д.

В название солей двухосновных кислот добавляют частицу «би» или «гидро»: Mg(HCl₃)₂ – бикарбонат или гидрокарбонат магния.

При условии, что в трехосновной кислоте замещён на металл только один атом водорода, то добавляют приставку «дигидро»: NaH₂PO₄ – дигидрофосфат натрия.

Соли – это твёрдые вещества, обладающие самой различной растворимостью в воде.

Химические свойства солей

Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.

1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:

2NaCl + H₂ SO₄ → Na₂SO₄  +  2HCl↑.

3. Взаимодействуют с основаниями, образуя новую соль и новое основание:

Ba(OH)₂ + Mg SO₄  → BaSO₄↓ + Mg(OH)₂.

4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:

NaCl + AgNO₃  → AgCl + NaNO₃ .

5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:

Fe + CuSO₄ →  FeSO₄ + Cu↓.

7) Атом - система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов.

Результаты опыта Резерфорда объяснил, предложим «планетарную» модель атома, уподоблявшую его солнечной системе. Согласно планетарной модели в центре атома находится очень маленькое ядро, размеры которого приблизительно в 100000 раз меньше самого ядра. Это ядро заключает в себя почти всю массу атома и несет положительный заряд. Вокруг ядра движутся электроны, число которых определяется зарядом ядра. Внешняя троектория движения электронов определяет внешние размеры атома. Диаметр атома – величина порядка м, а диаметр ядра.

Два противоречия:

1. Планетарная модель атома не могла объяснить устойчивости атома. По сути, электрон двигаясь должен испускать электромагнитную энергию в виде световых волн. Но электрон излучая свою энергию, что приводит к равновесию между центробежной силой, связанная с вращением атома и силой электростатического притяжения электрона к ядру. Электрон теряя свою энергию, должен по спиральной траектории упасть на ядро и атом прекратит своё существование.

2. Планетарная теория строения атома не смогла объяснить линейчатый спектр испускания атомов водорода и тем более объединение спектра в серии.

Спектр испускания – совокупность частот электромагнитного излучения, испускаемого веществами.

Спектр поглощения – вещества поглощают излучение определенных частот. Совокупность.

8) Основные положения своей теории Бор сформулировал в виде трех постулатов (постулат утверждение, принимаемое без доказательств):

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбита. Эти орбиты получили названия – стационарные.

2. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии.

3. Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одно стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергии атома в конечном и исходном состояниях.

Квантово-волновой дуализм электрона. 1)Электрон- это частица  А) электрон имеет массу 9,13*10^-31 кг Б)любая частица имеет заряд ,электрон имеет самый маленький заряд. В)Отклонение электрона в электромагнитном поле. 2) электрон- это волна  А) дифракция (огибание) Б) интерференция (разложение на составляющие) Следствием волнового харак. Движения электрона в атоме, является квантованность .

9) Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

1. Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)

2. Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1(l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,  l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),  l = 2 – d-орбиталями (5 типов),  l = 3 – f-орбиталями (7 типов).

3. Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа  р-АО:  р_x,  р_y,  р_z.

4. Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы:   и  .

10) Правило Клечковского – Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Принцип Паули – В атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Правило Хунда – В наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронной подоболочки так, чтобы их суммарный спин был максимален. Сначала электроны по одному заполняют квантовую ячейку, а когда нет места, электроны спариваются.

11) Периодический закон – Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

а) в периодах слева направо с ростом заряда ядра атомов металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические усиливаются; б) в группах сверху вниз с ростом заряда ядра атомов металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические ослабевают

Периодический закон- свойства простых веществ,а также образуемых или сложных веществ находится в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Короткий вариант периодической системы состоит из периодов,рядов и групп,по горизонтали имеется 7 периодов:1,2,3 назыв. Малыми, 4,5,6 назыв. Большими,а 7 незавершённый. По вертикали располож. 8 групп,каждая делится на главную и побочную ,что отображается смещением в лево и вправо. Периодичность изменения свойств элементов. Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.

Электронные семейства  s-элементы.у них заполняется s подуровень внешнего энергетич. Уровня. Они расположены вначале каждого периода. p-элементы ,у них заполн. p Подуровни внеш. Энерг. Уров.распологаются со 2-го по 6-ой период d-элемент,у них заполняется d подуровень предвнешнего энергитич.уров.и они образ. Вставные декады элементов между s и p элементами начинаяс 4 по 7 периоды. f-элемент,у них заполняется f подуровень 2-го снаружи энергитич. Уровня.

12)

Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами.

Типы связи:

-Ковалентная (полярная, неполярная)

-Ионная

-Металлическая

-Водородная

Характеристики:

ЭНЕРГИЕЙ СВЯЗИ называют ту энергию, которую необходимо затратить для ее разрыва. При этом молекула должна находиться в основном (невозбужденном) состо­янии и при 0^оК. Эта величина определяет прочность связи. Чем больше энергия, затрачиваемая на разрыв связи, тем прочнее связь. Единица измерения энергии связи — кДж/моль.

ДЛИНОЙ СВЯЗИ называют среднее расстояние между ядрами, отвечающее минимуму энергии системы.

ВАЛЕНТНЫЕ УГЛЫ. Это углы между связями в молекуле. Их схематически можно представить как углы между прямыми линиями, соединяющими ядра атомов в молекуле. Эти воображаемые прямые, проведенные через два ядра, называют линиями связи. Величины валентных углов зависят от природы атомов и характера связи. Простые двухатомные молекулы всегда имеют линейную структуру. Трехатомные и более сложные молекулы могут обладать различными конфигурациями. Например, в мо­лекуле воды угол между линиями связи Н—О равен 104,5°, а в сходной молекуле сероводорода валентный угол между связями составляет 92°.

Виды:

-Короткодействующая

-Дальнодействующая

13)

Ковалентная связь— химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.

Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений

-Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

-Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

-Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

-Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

-Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. Ковалентная связь это когда два атома делятся электронами и держатся вместе.

К обменному механизму относят случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону. Например водород:  Н2   Н. +Н. →Н:Н или Н-Н. Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары за счет объединения неспаренных электронов. У каждого атома есть по одному s –электрону. Атомы Н равноценны и пары одинаково принадлежат обоим атомам. По этому же принципу происходит образование общих электронных пар (перекрывание р-электронных облаков) при образовании молекулы Сl2.  При образовании молекулы N2 Образуются 3 общие электронные пары. Перекрываются р-орбитали. Связь называется неполярная. При образовании молекулы хлороводорода  перекрывается орбиталь s-электрона водорода и орбиталь р-электрона хлора Н-Сl. Связывающая электронная пара смещена к атому хлора, в результате чего образуется диполь, который измеряется дипольным моментом. Связь называется полярная.  По донорно-акцепторному механизму происходит образование иона аммония.  Донор (азот) имеет электронную пару, акцептор – (Н+) свободную орбиталь, которую пара электронная азота может занять. В ионе аммония  три связи азота с водородом образованы по обменному механизму, а одна по донорно-акцепторному. Все 4 связи равноценны. Ковалентные связи классифицируют не только по механизму образования общих электронных пар, соединяющих атомы, но и по способу перекрывания электронных орбиталей , по числу общих пар, а также по смещению их. По способу перекрывания – σ (сигма  s- s, s-р, р-р) π (р-р гантели перекрываются двумя местами). В молекуле азота  между атомами существуют одна σ-связь и две π-связи, которые находятся в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

14) Пи-связь (π-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием p-атомных орбиталей. В отличие от сигма-связи, осуществляемой перекрыванием s-атомных орбиталей вдоль линии соединения атомов, пи-связи, возникают при перекрывании p-атомных орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов. Считается, что пи-связь реализуется в кратных связях — двойная связь состоит из одной сигма- и одной пи-связи, тройная — из одной сигма- и двух ортогональных пи-связей.

1.    В образовании связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки атома (валентные элек­троны).

2. Химическая связь образуется  двумя  валентными электронами различных атомов с антипараллельными спи­нами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью, обусловливающая связь между ядрами атомов. Таким образом, в основе МВС лежит образование двухэлектронной, двухцентровой связи.

3. Химическая связь осуществляется в том направле­нии, в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей.

4. Из нескольких связей данного атома наиболее проч­ной будет связь, которая получилась в результате наибольшего перекрывания атомных орбиталей.

5. При образовании молекул электронная структура (кроме внешней электронной оболочки) и химическая индивидуальность каждого атома в основном сохраняются.

Известны два механизма образования общих электрон­ных пар: обменный и донорно-акцепторный.

15) Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

Гибридизация – это явление смешения АО или электронных облаков, приводящее к образованию новых гибридных облаков одинаковой формы и одинаковой энергии.

Тип гибридизации	Число гибридных орбиталей	Геометрия	Структура	Примеры
sp	2	Линейная		BeF2, CO2, NO2+
sp2	3	Треугольная		BF3, NO3-, CO32-
sp3	4	Тетраэдрическая		CH4, ClO4-, SO42-, NH4+
dsp2	4	Плоскоквадратная		Ni(CO)4, XeF4
sp3d	5	Гексаэдрическая		PCl5, AsF5
sp3d2	6	Октаэдрическая		SF6, Fe(CN)63-, CoF63-

16)

Ионы - это электрически заряженные частицы, образующиеся из нейтральных атомов или молекул путем отдачи или присоединени электронов.

Ионная связь - это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами

Очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел.

Образуется ионная кристаллическая решётка

Физические свойства: твёрдые, прочные, тугоплавкие.

Растворы и расплавы ионных соединений – электролиты.

Ионная связь – крайний случай ковалентной полярой связи, но в оличие от  неё связь ненаправленная.

Ионная связь ненасыщенна и ненаправленна. Это связано с тем, что электростатические силы бесконечно распространяются в пространстве и, к тому же, равномерно во всех возможных радиальных направлениях от данного иона:

Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей, то общая электронная параполностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

17) Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.

 Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr₂, Ca₂Cu, Cu₅Zn₈ и др.). Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов. 

Водородная связь - межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных связей:Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов, нуклеиновых кислот, белков и др.

18) Межмолекулярное взаимодействие - взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. В их основе, как и в основе химической связи, лежат электрические взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса включают все виды межмолекулярного притяжения и отталкивания.

КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ РЕШЁТКА, пространственное периодическое расположение атомов или ионов в кристалле. Точки кристаллической решетки, в которых расположены атомы или ионы, называются узлами кристаллической решетки.

В зависимости от того, из каких частицы построена кристаллическая решетка и каков характер химической связи между ними, выделяют различные типы кристаллов.

Схема 2