Az atompályák energiaszintjei és alszintjei. Hogyan töltődnek ki az elektronikus szintek, alszintek és pályák, ahogy az atom bonyolultabbá válik

többelektronos atom

Energiaszint n	Energia alszint	Orbitális jelölés	A pályák száma n	Elektronok száma 2n
l	pálya típusa
		s	1s
2		s p	2s 2p	3 4	2 8
3		s p d	3s 3p 3d	3 9	6 18
4		s p d f	4s 4p 4d 4f	3 16	6 32

Mágneses kvantumszám m l ezen az alszinten ( n, l = állandó) az összes egész értéket a +-ból veszi l előtt - l, beleértve a nullát. Az s-alszinthez ( n = állandó, l = 0) csak egy érték lehetséges ml = 0, amiből az következik, hogy bármely (elsőtől a hetedik) energiaszint s-alszintje tartalmaz egy s-AO-t.

A p-alszinthez ( n> 1, l = 1) m l három értéket vehet fel +1, 0, -1, ezért bármely (a másodiktól a hetedik) energiaszint p-alszintje három p-AO-t tartalmaz.

A d-alszinthez ( n> 2, l = 2) m löt értéke van +2, +1, 0, -1, -2, és ennek eredményeként d- bármely (a harmadiktól a hetedik) energiaszint alszintje szükségszerűen ötöt tartalmaz d- AO.

Ugyanígy mindegyikhez f- alszint ( n> 3, l = 3) m hét értéke van: +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, és ezért bármilyen f- alszint hetet tartalmaz f- AO.

És így, minden atompályát egyedileg három kvantumszám határoz meg – a fő n, orbitális lés mágneses m l.

Nál nél n = állandó az adott energiaszinthez kapcsolódó összes érték szigorúan meghatározott l, és mikor l = állandó - egy adott energia-alszinthez kapcsolódó összes érték m l.

Tekintettel arra, hogy minden pályán legfeljebb két elektron tölthető meg, az egyes energiaszinteken és alszinteken elhelyezhető elektronok száma kétszerese az adott szinten vagy alszinten lévő pályák számának. Mivel az azonos atomi pályán lévő elektronok kvantumszáma azonos n, lés m l, akkor egy pályán lévő két elektronra a negyediket használjuk, spin kvantumszám s, amelyet az elektron spinje határoz meg.

A Pauli-elv szerint vitatható, hogy egy atomban minden egyes elektront egyedileg jellemez a saját négy kvantumszámból álló halmaza – a fő n, orbitális l, mágneses més forog s.

Az energiaszintek, alszintek és atompályák elektronok általi populációja a következő szabálynak engedelmeskedik (minimális energia elve): Gerjesztetlen állapotban minden elektronnak a legkisebb az energiája.

Ez azt jelenti, hogy az atom héját kitöltő elektronok mindegyike olyan pályát foglal el, hogy az atom egészének minimális energiája van. Az alszintek energiájában az egymást követő kvantumnövekedés a következő sorrendben történik:

1s- 2s- 2p- 3s- 3p- 4s- 3d- 4p- 5s-…..

Az atompályák egy energia-alszinten belüli feltöltése F. Hund német fizikus (1927) által megfogalmazott szabály szerint történik.

Hund szabálya: az azonos alszinthez tartozó atomi pályák mindegyike először egy elektronnal, majd második elektronnal töltődik meg.

A Hund-szabályt maximum multiplicitás elvnek is nevezik, i.e. egy energia-alszint elektron spinjének maximális lehetséges párhuzamos iránya.

Egy szabad atom legmagasabb energiaszintjén legfeljebb nyolc elektron lehet.

Az atom legmagasabb energiaszintjén (a külső elektronrétegben) elhelyezkedő elektronokat ún külső; Egy elem atomjában a külső elektronok száma soha nem több nyolcnál. Sok elem esetében a külső elektronok száma (a belső alszintekkel) nagymértékben meghatározza azok kémiai tulajdonságait. Más elektronokhoz, amelyek atomjainak van egy kitöltetlen belső alszintje, mint például a 3 d- az olyan elemek atomjainak alszintje, mint az Sc, Ti, Cr, Mn stb., a kémiai tulajdonságok mind a belső, mind a külső elektronok számától függenek. Mindezeket az elektronokat nevezzük vegyérték; az atomok rövidített elektronikus képleteiben az atommag szimbóluma, vagyis a szögletes zárójelben lévő kifejezés után íródnak.

Hasonló információk.

Energetikai alszintek - Kémia, A szervetlen kémia alapjai szekció Orbitális kvantumszám L For...

Az orbitális kvantumszám változásának 0-tól (n-1-ig) határai szerint minden energiaszinten szigorúan korlátozott számú alszint lehetséges, nevezetesen: az alszintek száma megegyezik a szintszámmal.

A fő (n) és pálya (l) kvantumszámok kombinációja teljesen jellemzi az elektron energiáját. Egy elektron energiatartalékát az (n+l) összeg tükrözi.

Tehát például a 3d alszint elektronjainak nagyobb az energiája, mint a 4s alszint elektronjainak:

Az atomok szintjei és részszintjei elektronokkal való feltöltésének sorrendjét az határozza meg szabály V.M. Klecskovszkij: az atom elektronszintjeinek kitöltése szekvenciálisan, az összeg növekedésének sorrendjében (n + 1) történik.

Ennek megfelelően meghatározzák az alszintek valós energiaskáláját, amely szerint minden atom elektronhéja felépül:

1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…

3. Mágneses kvantumszám (m l) az elektronfelhő (pálya) térbeli irányát jellemzi.

Minél összetettebb az elektronfelhő alakja (azaz minél nagyobb az l értéke), annál nagyobb eltérések mutatkoznak ennek a felhőnek a térbeli orientációjában, és annál több az elektron egyedi energiaállapota, amelyet a mágnesesség bizonyos értéke jellemez. kvantumszám.

Matematikailag m l egész értékeket vesz fel -1 és +1 között, beleértve a 0-t is, pl. összesen (21+1) értékeket.

Jelöljünk minden egyes atomi pályát a térben energiacellának ð, akkor az ilyen cellák száma az alszintekben:

Poduro-ven	Lehetséges értékek m l	Az egyes energiaállapotok (pályák, sejtek) száma az alszinten
s (l=0)		egy
p (l=1)	-1, 0, +1	három
d (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	öt
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	hét

Például egy gömb alakú s-pálya egyedi irányultságú a térben. Az egyes p-alszintek súlyzó alakú pályái három koordinátatengely mentén vannak orientálva

4. Spin kvantumszám m s jellemzi az elektron saját tengelye körüli forgását, és csak két értéket vesz fel:

p- alszint + 1 / 2 és - 1 / 2, az egyik vagy másik irányú forgásiránytól függően. A Pauli-elv szerint egy pályán legfeljebb 2 elektron helyezkedhet el ellentétes irányú (antiparallel) spinekkel:

Az ilyen elektronokat párosnak nevezzük.A párosítatlan elektront sematikusan egyetlen nyíl ábrázolja:.

Egy pálya kapacitásának (2 elektron) és az alszinten lévő energiaállapotok számának (m s) ismeretében meghatározhatjuk az alszinteken lévő elektronok számát:

Az eredményt másképp is felírhatod: s 2 p 6 d 10 f 14 .

Ezeket a számokat jól meg kell jegyezni az atom elektronképleteinek helyes megírásához.

Tehát négy kvantumszám - n, l, m l, m s - teljesen meghatározza az egyes elektronok állapotát egy atomban. Az azonos n értékű atomban lévő összes elektron energiaszintet alkot, azonos n és l értékekkel - egy energia alszintet, azonos n, l és m értékekkel l- külön atompálya (kvantumcella). Az azonos pályán lévő elektronok különböző pörgésekkel rendelkeznek.

Mind a négy kvantumszám értékét figyelembe véve meghatározzuk az elektronok maximális számát az energiaszintekben (elektronikus rétegekben):

Nagyszámú elektront (18,32) csak az atomok mélyen elhelyezkedő elektronrétegei tartalmaznak, a külső elektronréteg 1-től (hidrogén és alkálifémeknél) 8 elektronig (inert gázok) terjedhet.

Fontos megjegyezni, hogy az elektronhéjak elektronokkal való feltöltése a szerint történik a legkisebb energia elve: Először a legalacsonyabb energiaértékű részszintek töltődnek be, majd a magasabb értékűek. Ez a sorrend megfelel a V.M. energiaskálájának. Klecskovszkij.

Egy atom elektronszerkezetét elektronikus képletek jelenítik meg, amelyek energiaszinteket, részszinteket és az alszintekben lévő elektronok számát jelzik.

Például az 1 H hidrogénatomnak csak 1 elektronja van, amely az atommagtól számítva az első rétegben helyezkedik el az s-alszinten; a hidrogénatom elektronképlete 1s 1.

A 3 Li lítium atomnak csak 3 elektronja van, ebből 2 az első réteg s-alszintjén, 1 pedig a második rétegben helyezkedik el, amely szintén az s-alszinttel kezdődik. A lítium atom elektronképlete 1s 2 2s 1.

A 15 P foszforatom 15 elektronból áll, amelyek három elektronrétegben helyezkednek el. Emlékezve arra, hogy az s-alszint legfeljebb 2 elektront tartalmaz, a p-alszint pedig legfeljebb 6 elektront, fokozatosan az összes elektront alszintekre helyezzük, és elkészítjük a foszforatom elektronképletét: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

A 25 Mn mangánatom elektronképletének összeállításakor figyelembe kell venni a növekvő alszinti energia sorrendjét: 1s2s2p3s3p4s3d…

Fokozatosan elosztjuk mind a 25 Mn elektront: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

A mangánatom végső elektronikus képlete (figyelembe véve az elektronok távolságát az atommagtól) így néz ki:

1s2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6 3d 5

4s 2

A mangán elektronikus képlete teljes mértékben megfelel a periódusos rendszerben elfoglalt helyének: az elektronikus rétegek (energiaszintek) száma - 4 megegyezik a periódus számával; a külső rétegben 2 elektron van, az utolsó előtti réteg nem készült el, ami a másodlagos alcsoportok fémeire jellemző; a mozgó, vegyértékelektronok teljes száma (3d 5 4s 2) - 7 egyenlő a csoportszámmal.

Attól függően, hogy az atom energia-alszintjei közül melyik épül fel utoljára -s-, p-, d- vagy f-, az összes kémiai elemet elektronikus családokra osztják: s-elemek(H, He, alkálifémek, a periódusos rendszer 2. csoportjának fő alcsoportjába tartozó fémek); p-elemek(a periódusos rendszer 3., 4., 5., 6., 7., 8. fő alcsoportjainak elemei); d-elemek(a másodlagos alcsoportok összes féme); f-elemek(lantanidok és aktinidák).

Az atomok elektronszerkezete mély elméleti igazolása a periódusos rendszer felépítésének, a periódusok hossza (azaz az elemek száma periódusokban) közvetlenül következik az elektronrétegek kapacitásából és az alszintek növekvő energiájának sorrendjéből:

Minden periódus egy s 1 külső rétegszerkezetű s-elemmel kezdődik (alkálifém), és egy …s 2 p 6 külső rétegszerkezetű p-elemmel végződik (inert gáz). Az 1. periódus csak két s-elemet (H és He), a 2. és 3. kis periódusban két-két s-elemet és hat p-elemet tartalmaz. Az s- és p-elemek közötti 4. és 5. nagy periódusban 10-10 d-elem „ékelődik” - átmenetifémek, amelyek oldalsó alcsoportokhoz vannak hozzárendelve. A VI. és VII. periódusban további 14 f-elemet adnak az analóg szerkezethez, amelyek tulajdonságaiban hasonlóak a lantánhoz, illetve az aktiniumhoz, és a lantanidok és aktinidák alcsoportjaként különülnek el.

Az atomok elektronikus szerkezetének tanulmányozásakor ügyeljen azok grafikus ábrázolására, például:

13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

a kép mindkét változata használatos: a) és b):

Az elektronok pályákon való helyes elrendezéséhez tudnia kell Gund szabálya: az elektronok az alszinten úgy vannak elrendezve, hogy teljes spinjük maximális legyen. Vagyis az elektronok először egyenként foglalják el az adott alszint összes szabad celláját.

Például, ha három p-elektront (p 3) kell elhelyezni a p-alszinten, amelynek mindig három pályája van, akkor a két lehetséges lehetőség közül az első opció felel meg a Hund-szabálynak:

Példaként vegyük egy szénatom grafikus elektronikus áramkörét:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

A párosítatlan elektronok száma egy atomban nagyon fontos jellemző. A kovalens kötés elmélete szerint csak a párosítatlan elektronok képesek kémiai kötéseket kialakítani és meghatározni az atom vegyértékképességét.

Ha az alszinten szabadenergia-állapotok (foglalatlan pályák) vannak, az atom gerjesztésre „gőzölög”, leválasztja a páros elektronokat, és vegyértékképessége megnő:

6 C 1s 2 2s 2 2p 3

A szén normál állapotban 2, gerjesztett állapotban 4 vegyértékű. A fluoratomnak nincs gerjesztési lehetősége (mivel a külső elektronréteg minden pályája foglalt), ezért vegyületeiben a fluor egyértékű.

1. példa Mik azok a kvantumszámok? Milyen értékeket vehetnek fel?

Döntés. Az elektron mozgása egy atomban valószínűségi jellegű. A körkörös teret, amelyben egy elektron a legnagyobb valószínűséggel (0,9-0,95) elhelyezkedhet, atompályának (AO) nevezzük. Egy atomi pályát, mint minden geometriai alakzatot, három paraméter (koordináta) jellemez, ezeket kvantumszámoknak (n, l, m) nevezzük. l). A kvantumszámok nem tetszőleges, hanem bizonyos diszkrét (nem folytonos) értékeket vesznek fel. A kvantumszámok szomszédos értékei eggyel különböznek. A kvantumszámok határozzák meg az atomi pálya méretét (n), alakját (l) és tájolását (m l) a térben. Az egyik vagy másik atompályát elfoglalva egy elektron elektronfelhőt képez, amely az azonos atom elektronjainál eltérő alakot ölthet (1. ábra). Az elektronfelhők formái hasonlóak az AO-hoz. Ezeket elektron- vagy atompályáknak is nevezik. Az elektronfelhőt négy szám (n, l, m 1 és m 5) jellemzi.

Mit csinálunk a kapott anyaggal:

Ha ez az anyag hasznosnak bizonyult az Ön számára, elmentheti az oldalára a közösségi hálózatokon:

csipog

Az összes téma ebben a részben:

A kémia alaptörvényei és fogalmai
A kémia azon részét, amely az anyagok mennyiségi összetételét és a reagáló anyagok közötti mennyiségi arányokat (tömeg, térfogat) veszi figyelembe, sztöchiometriának nevezzük. Ezzel kapcsolatban,

Kémiai szimbolika
A kémiai elemek modern szimbólumait 1813-ban Berzelius vezette be. Az elemeket latin nevük kezdőbetűivel jelöljük. Például az oxigént (Oxygenium) O betűvel jelöljük, se

Egyes elemek latin gyökerei
Sorszám a periódusos rendszer táblázatában Szimbólum Orosz név Latin gyök

Az elemek csoportnevei
Az elemcsoport neve A csoport elemei Nemesgázok He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Halogének

Az általánosan használt savak és savmaradékok nevei
Savképletek Sav neve Savmaradék képlete Savmaradék neve Oxigénsavak

Savak beszerzése
egy . Savas oxidok (legtöbbször) kölcsönhatása vízzel: SO3 + H2O=H2SO4; N2O5 + H2

A szervetlen vegyületek nómenklatúrája (az IUPAC szabályok szerint)
Az IUPAC az elméleti és alkalmazott kémia nemzetközi szakszervezete. Az 1970-es IUPAC-szabályok az a nemzetközi modell, amellyel a kémiai vegyületek nómenklatúra szabályait a COO nyelven hozzák létre.

Az atom első modelljei
1897-ben J. Thomson (Anglia) fedezte fel az elektront, majd 1909-ben. R. Mulliken meghatározta töltését, ami 1,6 10-19 C. Az elektron tömege 9,11 10-28 g. V

Atomspektrumok
Melegítéskor egy anyag sugarakat (sugárzást) bocsát ki. Ha a sugárzásnak egy hullámhossza van, akkor monokromatikusnak nevezzük. A legtöbb esetben a sugárzást több jellemzi

Quanta és a Bohr-modell
1900-ban M. Planck (Németország) azt javasolta, hogy az anyagok diszkrét részekben nyeljék el és bocsátják ki az energiát, amit ő kvantumoknak nevezett el. Az E kvantumenergia arányos a sugárzási frekvenciával (co

Az elektron kettős természete
1905-ben A. Einstein megjósolta, hogy minden sugárzás energiakvantumok áramlása, amelyeket fotonoknak neveznek. Einstein elméletéből az következik, hogy a fénynek kettős (részecskehulláma) van

A kvantumszámok és az elektronok maximális száma kvantumszinteken és részszinteken
Kvantum Mágneses kvantumszám ml Kvantumállapotok (pályák) száma Az elektronok maximális száma  

A hidrogén izotópjai
Izotóp Atommag töltés (sorszám) Elektronok száma Atomtömeg Neutronok száma N=A-Z Protium

Periodikus elemrendszer D.I. Mengyelejev és az atomok elektronszerkezete
Tekintsük egy elemnek a periodikus rendszerben elfoglalt helyzete és az atomjainak elektronszerkezete közötti összefüggést. A periódusos rendszer minden következő elemében egy elektronnal több van, mint az előzőben.

Az első két periódus elemeinek elektronikus konfigurációi
Atomszám Elem Elektronikus konfigurációk Atomszám Elem Elektronikus konfigurációk

Elektronikus elemek konfigurációi
Period Sorozatszám Elem Elektronikus konfiguráció Period Sorozatszám Elem

Az elemek periodikus tulajdonságai
Mivel az elemek elektronszerkezete periodikusan változik, az elemek tulajdonságait az elektronszerkezetük határozza meg, mint például az ionizációs energia,

Az elemek elektronegativitása Pauling szerint
H 2.1 &

Az arzén, szelén, bróm oxidációs állapota
Elem Oxidációs állapot Vegyületek legmagasabb legalacsonyabb

Magreakciók redukált és teljes egyenlete
Redukált egyenletek Teljes egyenletek 27Al(p,

A kémiai kötés definíciója
Az anyagok tulajdonságai összetételüktől, szerkezetüktől és az anyag atomjai közötti kémiai kötés típusától függenek. A kémiai kötés elektromos jellegű. Kémiai kötés alatt azt értjük

Ionos kötés
Bármely molekula kialakulása során ennek a molekulának az atomjai "kötődnek" egymással. A molekulák kialakulásának oka, hogy a molekulában lévő atomok között elektrosztatikus erők hatnak. Obrazova

kovalens kötés
A kölcsönhatásban lévő atomok átfedő elektronfelhői által létrehozott kémiai kötést kovalens kötésnek nevezzük. 4.3.1. Nem sarki patkolókovács

Vegyérték kötés módszer (MVS, VS)
A kovalens kötés lényegének, a molekulában az elektronsűrűség eloszlásának természetének, az egyszerű és összetett anyagok molekuláinak felépítésének elveinek mély megértéséhez szükség van a vegyértékkötések módszerére.

Molekuláris orbitális módszer (MMO, MO)
Kronológiailag az MO módszer később jelent meg, mint a VS módszer, mivel a kovalens kötések elméletében voltak olyan kérdések, amelyeket a VS módszer nem tud megmagyarázni. Mutassunk rá néhányat. hogyan

Alapvető rendelkezések az IMO, MO
1. Egy molekulában minden elektron közös. Maga a molekula egyetlen egész, magok és elektronok gyűjteménye. 2. Egy molekulában minden elektron egy molekulapályának felel meg, pl

A pályák hibridizációja és a molekulák térbeli konfigurációja
Molekula típusa Az A atom kezdeti pályái A hibridizáció típusa Az A atom hibrid pályáinak száma Pr

fém csatlakozás
Már maga a név is azt mondja, hogy a fémek belső szerkezetéről fogunk beszélni. A legtöbb fém atomja a külső energiaszinten kis számú elektront tartalmaz. Tehát egy-egy elektron

hidrogén kötés
A hidrogénkötés egyfajta kémiai kötés. Hidrogént és erősen elektronegatív elemet tartalmazó molekulák között fordul elő. Ezek az elemek a fluor, oxigén

Kölcsönhatások a molekulák között
Amikor a molekulák közelednek egymáshoz, megjelenik a vonzalom, ami kondenzált anyagállapot megjelenését idézi elő. A molekuláris kölcsönhatások fő típusai a van der Waals erők,

Az egyes komponensek hozzájárulása az intermolekuláris kölcsönhatás energiájához
Anyag A dipólus elektromos nyomatéka, D Mezőrigálhatóság, m3∙1030 Kölcsönhatási energia, kJ/m

Általános fogalmak
Amikor kémiai reakciók lépnek fel, megváltozik annak a rendszernek az energiaállapota, amelyben ez a reakció végbemegy. A rendszer állapotát termodinamikai paraméterek (p, T, s stb.) jellemzik.

Belső energia. A termodinamika első főtétele
A kémiai reakciók során mélyreható minőségi változások mennek végbe a rendszerben, a kiindulási anyagokban lévő kötések megszakadnak, és új kötések jelennek meg a végtermékekben. Ezeket a változásokat felszívódás kíséri

A rendszer entalpiája. A kémiai reakciók termikus hatásai
A Q hő és az A munka nem állapotfüggvények, mert energiaátviteli formákként szolgálnak, és a folyamathoz kapcsolódnak, nem pedig a rendszer állapotához. A kémiai reakciókban A a külső ellen irányuló munka

Termokémiai számítások
A hőkémiai számítások a Hess-törvényen alapulnak, amely lehetővé teszi a kémiai reakció entalpiájának kiszámítását: a reakció hőhatása csak a kiindulási anyagok természetétől és fizikai állapotától függ.

A képződés standard hője (entalpiája).
egyes anyagok Anyag

kémiai affinitás. A kémiai reakciók entrópiája. Gibbs energia
A reakciók spontán módon is létrejöhetnek, nemcsak a hő felszabadulásával, hanem a felszívódással is. Olyan reakció, amely adott hőmérsékleten, hő felszabadulásával megy végbe, eltérő hőmérsékleten

A termodinamika második és harmadik törvénye
Azon rendszerek esetében, amelyek sem energiát, sem anyagot nem cserélnek a környezettel (izolált rendszerek), a termodinamika második főtétele a következőképpen fogalmazódik meg: izolált rendszerekben önmaga

A kémiai reakciók sebességének fogalma
A kémiai reakció sebessége az egységnyi időegységben és térfogategységben (homogén reakciók esetén) vagy egységnyi határfelületen (a

A reakciósebesség függése a reagensek koncentrációjától
Ahhoz, hogy az atom és a molekulák reagálhassanak, egymásnak kell ütközniük, mivel a kémiai kölcsönhatás erői csak nagyon kis távolságra hatnak. Minél több rea molekula

A hőmérséklet hatása a reakciósebességre
A reakciósebesség hőmérséklettől való függését a van't Hoff-szabály határozza meg, amely szerint minden 10 fokos hőmérséklet-növekedés mellett a legtöbb reakció sebessége 2-vel nő.

Aktiválási energia
A reakciósebesség gyors változását a hőmérséklet függvényében az aktiválási elmélet magyarázza. Miért okoz a melegítés a kémiai átalakulások ilyen jelentős felgyorsulását? A kérdés megválaszolásához szüksége van

A katalízis és a katalizátorok fogalma
A katalízis a kémiai reakciók sebességének változása anyagok – katalizátorok – jelenlétében. A katalizátorok olyan anyagok, amelyek megváltoztatják a reakció sebességét azáltal, hogy részt vesznek egy köztes vegyi anyagban

kémiai egyensúly. Le Chatelier elve
Azokat a reakciókat, amelyek egy irányba haladnak és a végéig tartanak, irreverzibilisnek nevezzük. Nem sok van belőlük. A legtöbb reakció visszafordítható, pl. ellentétes irányba futnak

Az oldatok koncentrációjának kifejezésére szolgáló módszerek
Az oldat koncentrációja az oldott anyag tartalma egy adott tömegű vagy ismert térfogatú oldatban vagy oldószerben. Vannak tömeg, moláris (moláris térfogat), mo

Az oldatok kolligatív tulajdonságai
A kolligatív az oldatok tulajdonságai, amelyek a koncentrációtól függenek, és gyakorlatilag nem függenek az oldott anyagok természetétől. Közösnek (kollektívnak) is nevezik. T

Elektrolit oldatok
Az elektrolitoldatok példái a lúgok, sók és szervetlen savak vizes oldatai, számos só és folyékony ammónia oldatai, valamint néhány szerves oldószer, például acetonit

298 K hőmérsékletű oldatokban
Koncentráció, mol/1000g Н2О Elektrolitok aktivitási együtthatója NaCl KCl NaOH KOH

Só hidrolízis
Az oldott sóionok vízzel való kémiai cserekölcsönhatása, amely gyengén disszociáló termékek (gyenge savak vagy bázisok molekulái, savas anionok vagy bázikus kationok) képződéséhez vezet

Néhány gyenge elektrolit disszociációs állandói és fokai
Elektrolitok képlete Disszociációs állandók számértékei Disszociációs fok 0,1 n-ben. oldat, % salétromsav

Folyamatok
A redoxreakciók olyan reakciók, amelyeket a reaktánsokat alkotó atomok oxidációs állapotának megváltozása kísér.

Az atomok vegyértékei és oxidációs állapotai egyes vegyületekben
Molekulakötés ionossága, % Atom Kovalencia Elektrovalencia Valencia: v = ve

Redox reakciók
Tekintsük a redoxreakciók elméletének főbb rendelkezéseit. 1. Az oxidáció az a folyamat, amikor egy atom, molekula vagy ion elektronokat ad át. Az oxidáció mértéke ebben az esetben

A legfontosabb redukálószerek és oxidálószerek
Redukálószerek Oxidálószerek Fémek, hidrogén, szén Szén-monoxid (II) CO Hidrogén-szulfid H2S, nátrium-szulfid Na2S, ce-oxid

Redox reakciók egyenleteinek felállítása
A redoxreakciók egyenleteinek összeállítására és az együtthatók meghatározására két módszert alkalmaznak: az elektronegyensúly módszert és az ion-elektronikus módszert (félreakciós módszer).

Komplex vegyületek meghatározása
Az atomokból olyan vegyületek képződnek, mint az oxidok, savak, bázisok, sók a köztük lévő kémiai kötések következtében. Ezek közönséges vagy első vonalbeli kapcsolatok.

Ligandumok
A ligandumok közé tartoznak az egyszerű anionok, például F-, CI-, Br-, I-, S2-, komplex anionok, például CN–, NCS–, NO

A komplex vegyületek nómenklatúrája
A komplex kation neve egy szóban van írva, a negatív ligand nevével kezdődik, amelyet egy "o" betű követ, majd a semleges molekulák és a központi atom, jelezve.

Komplex vegyületek disszociációja
Komplex vegyületek - a vizes oldatokban lévő nem elektrolitok nem disszociálnak. Hiányzik belőlük a komplexum külső szférája, például: , )