Сродство к электрону

способность нек-рых нейтральных атомов, молекул и свободных радикалов присоединять добавочные эл-ны, превращаясь в отрицат. ионы. Мерой этой способности служит положит. энергия С. к э. c, равная разности энергии нейтрального атома (молекулы) в основном состоянии и энергии осн. состояния отрицат. иона, образовавшегося после присоединения эл-на.

У большинства атомов С. к э. связано с тем, что их внеш. электронные оболочки не заполнены (см. АТОМ). Таковы атомы Н и элементов 1-й группы периодической системы элементов (имеющие лишь 1 внеш. s-эл-н), а также атомы элементов 3—7-й групп (неполное число р-эл-нов). Атомы с двумя внеш. s-эл-нами, как правило, не обладают С. к э. (щелочноземельные элементы, Hg и др.). Захват добавочного эл-на атомами Fe, Co и Ni, у к-рых в норм. состоянии тоже 2 внеш. s-эл-на, приводит, как принято считать, к заполнению свободного места на внутр. оболочке 3d.

Величина c точно определена лишь для немногих атомов (данные о c молекул и радикалов б. ч. недостаточно надёжны). Прямо измерить c атомов можно, напр., определив длину волны света l0, соответствующую т. н. порогу фотоотщепления (фотоотрыва) эл-на от отрицат. иона: c=hс/l0 (с — скорость света в вакууме). Этим методом были установлены величины c атомов С, О, S, I, Сl. Типичные значения c атомов (в эВ): Н — 0,754; С — 1,2; О - 1,46; S — 2,07—2,33; F — 3,40—3,62; Сl — 3,82; I — 3,08—3,23. Величины ОС молекул и радикалов колеблются в широких пределах. В ряде случаев они составляют доли эВ, но для NO2 c>3 эВ, для ОН c»2 эВ, для CN c>3 эВ.

Электроотрицательность элементов

Электpоoтрицательность χ (греч. хи) — способность атома удерживать внешние (валентные) электроны. Она определяется степенью притяжения этих электронов к положительно заряженному ядру.

Это свойство проявляется в химических связях как смещение электронов связи в сторону более электроотрицательного атома. Электpоотрицательность атомов, участвующих в образовании химической связи, – один из главных факторов, который определяет не только ТИП, но и СВОЙСТВА этой связи, и тем самым влияет на характер взаимодействия между атомами при протекании химической реакции. В шкале относительных электроотрицательностей элементов Л. Полинга (составленной на основе энергий связей двухатомных молекул) металлы и элементы-органогены располагаются в следующий ряд:

Элемент	K	Na	Li	Mg	H	S	C	I	Br	Cl	N	O	F
χ	0.8	0.9	1.0	1.2	2.1	2.5	2.5	2.5	2.8	3.0	3.0	3.5	4.0

Элeктроотрицательность элементов подчиняется периодическому закону: она растет слева направо в периодах и снизу вверх в главных подгруппах Периодической системы элементов Д.И. Менделеева.  Электроотрицательность не является абсолютной константой элемента. Она зависит от эффективного заряда ядра атома, который может изменяться под влиянием соседних атомов или групп атомов, типа атомных орбиталей и характера их гибридизации.

КРАТНЫЕ СВЯЗИ, хим. связи двухцентрового типа, к-рые в отличие от простой связи образованы более чем одной парой электронов. По числу пар электронов, образующих кратные связи, различают двойные, тройные и четверные связи. В приближении молекулярных орбиталей методов кратные связи сопоставляются с мол. орбиталями, к-рые по св-вам симметрии делят на -, - и -орбитали. -Орбитали антисимметричны относительно плоскости, проходящей через связь. В многоатомных молекулах эта плоскость является общей для всей молекулы или для мол. фрагмента, включающего эту связь. -Орбитали антисимметричны относительно двух взаимно перпендикулярных плоскостей, проходящих через связь. При образовании кратных связей возникает, как правило, одна (или более) -орбиталь и обязательно хотя бы одна - или -орбиталь. По этой причине составляющие кратных связей, определяемые - или -орбиталями, наз. соотв. - или -связями. Атомы непереходных элементов в молекулах и ионах м. б. связаны простой, двойной итройной связями. Образование простой -связи С—С в молекуле этана соотносят с перекрыванием двух sp³-гибридных орбиталейатомов углерода. В молекуле этилена кроме -связи С—С присутствует одна, а в молекуле ацетилена с тройной связью - две -связи:    Четверная связь (и м. б. связи более высокой кратности) характерна только для переходных металлов. -Перскрываниe ведет к образованию четверных связей в солях октагалогеиодиренат-аниона Re₂Hal₈^2-, карбоксилатах молибдена и вольфрама M(OOCR)₄, внутрикомплексных соед. хрома и ванадия М₂А₂, где А - 2,6-диметоксифенил. Энергетич. вклады, приходящиеся на связи разл. типов, неравноценны. Обычно энергия -связи составляет в среднем около 80% энергии -связи, а вклад -связи оценивается, напр., в соляхоктахлородирснат-аниона всего в 14% от полной энергии связи. Чем выше кратность связи, тем больше ее прочность (энергиядиссоциации), короче межатомное расстояние и больше силовая постоянная связи 

Ковалентность — мера способности атома к образованию ковалентных химических связей, возникающих за счёт двух электронов (по одному от каждого атома) и имеющих малополярный характер (см. Ковалентная связь).Ковалентность равна числу неспаренных электронов атома, участвующих в образовании связи, и часто может принимать все значения от 1 до максимальной, которая для большого числа элементов совпадает с номером их группы в периодической системе Менделеева