6. Характерные степени окисления эл-тов.

Степенью окисл наз-ся заряд эл-та, вычисленный исходя из предположения, что соед-е сост только из ионов. Степень окисл явл-ся формализованным отображением общ валент-ти эл-та в соед-ии. Степень окисл хар-ет вален-ть и электро-ть атома эл-та в составе мол-лы. В прост в-вах степень окисл эл-та всегда равна нулю.(H₂, O₂, S₂, S₄, чистые мет-лы). В сложн соед-ях некот эл-ты проявляют всегда одну и ту же степень окисл, но для больш-ва эл-тов она может принимать неск-ко знач. Пост степень окисл имеют щелочные эл-ты(+1), бериллий магний, щелочноземельные эл-ты(+2), фтор(-1). Для водорода в больш-ве соедин хар-на степень окисл +1. Степень окисл кислорода, как правило, равна —2(к искл относятся пероксидные соединения, где она равна —1, и др). Степень окисл иона эл-та равна заряду иона. Для эл-тов с непост степенью окисл ее знач-е всегда нетруд­но подсчитать, зная ф-лу соед-ия и учитывая, что сумма степеней оки­сл всех атомов в мол-ле равна нулю. Если расчет ведется для эл-та, входящего в состав молек-ого иона, то сумма степеней окисл всех атомов в этом ионе равна заряу иона.

7. Ковалентная химическя связь.

Ков связь-это связь м/у атомами, возник засчет образ-ия общ электрон пар. Ков связь может обр-ся:

а)по обменнрму механизму, когда каждый атом предоставляет в общ пользование 1(2 или 3)неспаренный электрон;

б)по донорно-акцепторному механизму,когда один атом предоставляет электон пару(донор), а др-пустую орбиталь(акцептор)

Ков связь,образ-ная одной общ парой эл-нов,наз-ся одинарной(H-H,H-Cl) – всегда σ. Ков связь, образ-ная двумя общ парами эл-нов, наз-ся двойной (H₂C=CH₂) – σ и π связи. Тройная связь содержит одну σ и одну π связь.(HC≡CH).

Различают две разнов-ти ков связи: неполярн и полярн.(Полярность связи – неравномерное распределение электрон плотности м/у атомами в мол-ле.) В случ непол ков связи электрон облако, образов-ое общ парой эл-ов, распред-ся в прост-ве симмет-но относ-но ядер обоих атомов(т.к. у них одинак электро-ть).Примеры: H₂, Cl₂. O₂. N₂, F_2.. В случ пол ков связи электрон облако связи смещено к атому с большей относит электро-тью.Примеры: HCl, H₂O, H₂S, NH₃.

Длина связи – равновесное расст-е м/у ядрами атомов; зависит от радиуса атомов, кратности связей. Энергия связи – кол-во энер-и, кот-ую нужно затратить на разрыв связи и удаление атомов на ∞ больш расс-ние друг от друга.(Е_св>0-затрачивается-разрыв связи, Е_св<0-выдел-ся-при образов связи; Е_св=кДж/моль) Порядок(кратность) связи – число общих электрон пар между атомами. Длина, эн-гия, кратность связаны с проч-тью связи: чем больше кратность, тем меньше длина, тем выше эн-гия связи, а след-но больше проч-ть связи.

8.Насыщаемость ков связи и валентные возм-ти атомов.

Насыщаемость — характерн св-во ков связи. Она прояв-ся в способ-ти атомов образов огранич число ков связей. Это связано с тем, что одна орбиталь атома м-т принимать участие в образов-ии только одной ков хим связи. Данное св-во опр-ет состав молек-ных хим соед-ий. Так, при взаимодействии атомов водорода обр-ся мол-ла Н₂, а не Н₃. Третий атом водорода не может присоед-ся, так как спин его эл-на окаж-ся парал-ным спину одного из спаренных электронов в мол-ле. Способ-ть к образов того или иного числа ков связей у атомов разл эл-тов огранич-ся получением максим числа неспаренных валент электронов.

Валентность эл-та – это мера способ-ти его атомов соед-ся с др атомами в опр соот-ях. Атомы эл-тов способны отдавать, прсое-ть Эл-ны или обр-ть общ электрон пары. Эл-ны, кот-ые участв в образов хим связей м/у атомами, наз-ют валентными. Это наиболее слабо связанные эл-ны. У хим эл-тов общее число валент эл-нов в атоме, как правило, равно номеру группы период системы эл-тов Менд. Число же связей, кот м-т обр-ть атом, равно числу его неспаренных эл-ов. И вал-ть атома эл-та в простейших случаях опр-ся числом неспарен эл-ов в нем, идущих на образов общ элект пар.