18.Электроотрицательностъ.

Это фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смешивать к себе общие электронные пары. Современное понятие об электроотрицательности было введено Полингом для объяснения того факта, что энергия гетероатомной связи химических элементов в общем случае больше среднего геометрического значения гомоатомных связей химических элементов.

19.Электровалентная связь. Особенности ионной связи.

Электровалент связь – электростатическая связь между двумя группами атомов, приводящее к сильному притяжению и образованию хим связи.

Ионная связь – хим связь образующаяся между атомами с большей разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.

Длина ион связи – расстояние между атомными ядрами, на котором электронные облака начинают отталкиваться и дальнейшее сближение становиться невозможным.

Ненаправленность ион связи – разряжение ионы притягиваются в любом направлении.

Ненасыщаемость ион связи – невозможность ионом-партнером «заглушить» все силовое поле электрона. Он будет продолжать притягивать противоположнозаряженные ионы другого знака.

20. Теория спиновой валентности (метод валентных связей).

Вале́нтность (от лат. valens — имеющий силу) — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. С момента возникновения теории химической связи понятие «валентность» претерпело существенную эволюцию. В настоящее время оно не имеет строгого научного толкования и используется, преимущественно, в методических целях.

В основном, под валентностью химических элементов понимается способность свободных его атомов к образованию определённого числа ковалентных связей. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся двухэлектронных двухцентровых связей. Именно такой подход принят в теории локализованных валентных связей, предложенной в 1927 году В. Гайтлером и Ф. Лондоном в 1927 г. Очевидно, что если в атоме имеется n неспаренных электронов и m неподелённых электронных пар, то этот атом может образовывать n + m ковалентных связей с другими атомами^[4]. При оценке максимальной валентности следует исходить из электронной конфигурации гипотетического, т. н. «возбуждённого» (валентного) состояния. Например, максимальная валентность атома бериллия, бора и азота равна 4 (например, в Be(OH)₄^2–, BF₄^– и NH₄⁺), фосфора — 5 (PCl₅), серы — 6 (H₂SO₄), хлора — 7 (Cl₂O₇).

21.Типы ковалентных связей.

Ковалентная связь – связь, осуществляемая парой электронов, находящихся в общем владении 2х атомов, образующих хим связь. Для одинарной связи каждый из атомов отдает по электрону.

Общая пара электронов – поделенная пара.

Гомогенная связь – связь одинаковых атомов.

Полярная связь – связь атомов разных элементов (перемещение ковалентной связи в сторону более электроотрицательного партнера)

Направленность ков связи – форма атомной орбитали, вытянутой в определенном направлении в пространстве.

Насыщаемость ков связи – конечное кол-во электронов у взаимодействующих атомов.