2194451524

1.    Ek-knoujeinność - miara zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka (w wiązaniu kowalencyjnym)

-    elektroujemność określona jest liczbowo w skali Paulwga na podstawie energii wiązań między atomauu

-    niska elektroujemność cechuje metale - najsłabiej przyciągają elektrony czyli i łatwo je oddają, są pierwiastkami elektrododatmnu

-    natomiast wysoka elektroujemność jest cechą niemetali, przyciągają elektrony najmocniej, mogą być pierwiastkami zarówno elektrododatnimi. jak i elektroujemnymi.

-    rozkład elektroujemnosci pierwiastków w u o.p chem.

>    W grupach elektroujemność pierwiastków maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej Z pierwiastka.

W okresach elektroujemność pierwiastków rośnie wraz ze wzrostem liczby atomow ej Z pierwiastka

>    Najmniejszą elektroujemność posiadają pierwiastki lewego dolnego rogu u o p (cez - 0,7)

>    Największa elektroujemność posiadają pierwiastki prawego górnego rogu u o p (fluor - 4.0. jest zawsze pierwiastkiem elektroujemnym)

2.    Elektronow a teoria wiązań chemicznych - atomy pierwiastków łącząc się w cząsteczki (molekuły) homoatomowe lub heteroatomowe dążą do osiągnięcia na powłoce walencyjnej (zewnętrznej) dubletu lub oktetu elektronowego, czyli konfiguracji elektronowej najbliższego sobie helowca, która jest konfiguracją najbardziej stabilną

i o najniższym stanie energii (atomy helowców występują w postaci atomowej i poza określonymi przypadkami nie m orzą cząsteczek homoatomowych. czy też heteroatomowych). Atomy pierwiastków mogą osiągnąć konfigurację najbliższego helowca poprzez

^ Uwspólmeme pary lub par elektronowych

r Uwspolmme pary lub par elektronowych z przesunięciem ich w kierunku jądra atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego

>    Oddanie elektronów (zanik zewnętrznej powłoki - powloką wewnętrzna staje się powłoka w alencyjną i atom przekształca się jon dodatni • kation)

>    Pobranie elektronów i uzupełnienie powłoki walencyjnej do dubletu lub

W imania chemiczne

]

W aspekcie różnicy elekt roujeinnosci J.E (bezwzgledna wartość) na każdym wiazani

□

Kowalencyjne (atomowe) .iE^O.-l	Kowalencyjne spolaryzowane 0.4< 4E < 1,7		Jonowe 4E > 1,7
1	1

| Koordynacyjne

Wodorowe

Metaliczne

Oddziaływania międzycząsteczkow e -

siłv van der Yaalsa

Podział wiązań ze względu na ich wielokrotność
L		IL		V,
Pojedyncze -jest zawsze wiązaniem typu		Podw ójne - pierwsze w iązanie jest w uzaniem sigma (o), drugie wiązanie		Potrójne - pierwsze
				'* 14/aniemi ni^iADKin sigma (o), dw a następnie
sigma (o)		jest wiązaniem tupu pi (;t)		sa wiązaniami n-pu pi (jt)

llL.Olbitalt molekularne (cząsteczkowe) wiązania sigma • o i wiązania ni ?t

1- Wiązania sigma powstają W wyniku zbliżenia się i nałożenia czołow ego orbitali atomowych obsadzonych metparonanynn elektronami oprzennnej onenlacji tpmu, w zależności od nakładających się orbitali wyróżnia się następujące orbitale molekularne:

>    s-s,

>    S-p,

>    P«-Pl

^prAzuiiydnyj