Это также является одной из причин, почему кислородсодержащие кислоты — более сильные окислители, чем их соли.

Деформируемость электронной оболочки влияет и на оптические свойства соединений Поглощение лучей связано с возбуждением внешних электронов. Электронные переходы отвечают тем меньшим энергиям, чем более поляризуема частица. Если частица малополяризуема, то возбуждение требует больших энергий, им отвечаеют ультрафиолетовые лучи. Если частица легко поляризуется, то возбуждение требует квантов небольшой энергии, им отвечает видимая часть спектра. В этом случае вещество окрашено. Так, PbI₂ имеет жёлтую окраску, а CaI­₂ — бесцветен. Среди сульфидов металлов встречается гораздо больше окрашенных соединений, чем среди оксидов. В ряду PbCl₂ – PbBr₂– PbI₂ окраска соли углубляется.

Водородная связь

Водородная связь является особым видом химической связи. Известно, что атом водорода способен соединятся одновременно с двумя другими атомами, входящими в состав разных молекул или одной и той же молекулы, т.е у водорода в данном случае координационное число равно двум. Атом водорода ковалентно, связанный с атомом элемента А, обладающим высокой электроотрицйательностью, образует вторую связь с отрицательно поляризованным атомом В. В роли А и В выступают атомы F,O,N, реже Cl и S.

Вследствие большой разницы в ЭО химические связи H–F, H–O, H–N сильно поляризованы. Поэтому атом водорода имеет положительный эффективный заряд (δ⁺), а на атомах А F, O и N находится избыток электронной плотности, и они заряжены отрицательно (δ^-). Вследствие кулоновского притяжения происходит взаимодействие положительно заряженного атома водорода одной молекулы с электроотрицательным атомом другой молекулы. Из-за очень малого размера положительно поляризованного атома водорода и его способности глубоко внедряться в оболочку соседнего (ковалентно с ним не связанного отрицательно поляризованного атома) — образуется водородная связь.

Таким образом, при возникновении водородной связи проявляется как электростатическое, так и донорно-акцепторное взаимодействие.

Водородная связь появляется тем сильнее, чем больше элетроотрицательность атома-партнёра и чем меньше его размеры. В общем случае энергия водородной связи зависит как от вида и состояния атома-партнёра(А), так и от того, с какими атомами(В) последний соседствует. По прочности водородная связь на порядок слабее ковалентной связи, но превосходит вандер-ваальсово взаимодействие. Так, энергия водородной связи H^…F равна ≈ 40кДж/моль, а связи H^…O ≈ 20кДж/моль.

Водородная связь по прочности превосходит вандерваальсовское взаимодействие и её энергия составляет 8–40кДж/моль, но обычно на порядок слабее ковалентной связи. Например, Е_связи (в кДж/моль) для Н₂, О₂ и Cl₂ равна соответственно 436,0; 498,4; 239,2. а энергия наиболее прочных водородных связей, которые имеют соединения фтора и кислорода, равны: Е_связи H^…F ≈ 40кДж/моль, а Е_связи H^…O ≈ 20кДж/моль.

Соседство электроотрицательных атомов может активизировать к образованию водородной связи и атомы СН-групп, хотя электроотрицательности углерода и водорода почти одинаковы. Этим объясняется возникновение водородных связей, например, в таких соединениях, как HCN,CF₃H.

Образование водородной связи, несмотря на её низкую энергию, процесс энергетически выгодный, протекает без разрушения молекул (следовательно, характеризуется низкой энергией активации). Поэтому водородная связь легко реализуется, весьма распространена и свойственна всем агрегатным состояниям.