Atomu orbitāļu enerģijas līmeņi un apakšlīmeņi. Kā tiek aizpildīti elektroniskie līmeņi, apakšlīmeņi un orbitāles, atomam kļūstot sarežģītākam

daudzelektronu atoms

Enerģijas līmenis n	Enerģijas apakšlīmenis	Orbitālais apzīmējums	Orbitāļu skaits n	Elektronu skaits 2n
l	orbitāles veids
		s	1s
2		s lpp	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

Magnētiskais kvantu skaitlis m lšajā apakšlīmenī ( n, l = konst.)ņem visas veselo skaitļu vērtības no + l pirms - l, ieskaitot nulli. S-apakšlīmenim ( n = const, l = 0) iespējama tikai viena vērtība ml = 0, no kā izriet, ka jebkura (no pirmā līdz septītajam) enerģijas līmeņa s-apakšlīmenis satur vienu s-AO.

P-apakšlīmenim ( n> 1, l = 1) m l var ņemt trīs vērtības +1, 0, -1, tāpēc jebkura (no otrā līdz septītajam) enerģijas līmeņa p-apakšlīmenis satur trīs p-AO.

d apakšlīmenim ( n> 2, l = 2) m l ir piecas vērtības +2, +1, 0, -1, -2 un rezultātā d- jebkura (no trešā līdz septītajam) enerģijas līmeņa apakšlīmenim obligāti ir pieci d- AO.

Tāpat arī katram f- apakšlīmenis ( n> 3, l = 3) m ir septiņas vērtības +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 un tāpēc jebkura f- apakšlīmenī ir septiņi f- AO.

Tādējādi katru atomu orbitāli unikāli nosaka trīs kvantu skaitļi – galvenais n, orbitālā l un magnētisks m l.

Plkst n = konst visas vērtības, kas saistītas ar doto enerģijas līmeni, ir stingri noteiktas l, un tad, kad l = konst. - visas vērtības, kas saistītas ar doto enerģijas apakšlīmeni m l.

Sakarā ar to, ka katru orbitāli var piepildīt ne vairāk kā ar diviem elektroniem, elektronu skaits, ko var uzņemt katrā enerģijas līmenī un apakšlīmenī, ir divreiz lielāks par orbitāļu skaitu noteiktā līmenī vai apakšlīmenī. Tā kā elektroniem vienā atomu orbitālē ir vienādi kvantu skaitļi n, l un m l, tad diviem elektroniem vienā orbitālē izmanto ceturto, griešanās kvantu skaitlis s, ko nosaka elektronu spins.

Pēc Pauli principa var apgalvot, ka katru elektronu atomā unikāli raksturo savs četru kvantu skaitļu kopums – galvenais n, orbitālā l, magnētisks m un spin s.

Enerģijas līmeņu, apakšlīmeņu un atomu orbitāļu populācija pēc elektroniem ievēro šādu noteikumu (minimālās enerģijas princips): Neiesāktā stāvoklī visiem elektroniem ir viszemākā enerģija.

Tas nozīmē, ka katrs no elektroniem, kas aizpilda atoma apvalku, aizņem tādu orbitāli, ka atomam kopumā ir minimāla enerģija. Secīgs kvantu pieaugums apakšlīmeņu enerģijā notiek šādā secībā:

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

Atomu orbitāļu piepildīšana vienā enerģijas apakšlīmenī notiek saskaņā ar vācu fiziķa F. Hunda (1927) formulēto likumu.

Hunda noteikums: atomu orbitāles, kas pieder vienam apakšlīmenim, vispirms piepilda ar vienu elektronu, un pēc tam tās piepilda ar otrajiem elektroniem.

Hunda likumu sauc arī par maksimālās daudzveidības principu, t.i. viena enerģijas apakšlīmeņa elektronu spinu maksimāli iespējamais paralēlais virziens.

Brīvā atoma augstākajā enerģijas līmenī var būt ne vairāk kā astoņi elektroni.

Tiek saukti elektroni, kas atrodas atoma augstākajā enerģijas līmenī (ārējā elektronu slānī). ārējā; Ārējo elektronu skaits jebkura elementa atomā nekad nav lielāks par astoņiem. Daudziem elementiem tas ir ārējo elektronu skaits (ar aizpildītiem iekšējiem apakšlīmeņiem), kas lielā mērā nosaka to ķīmiskās īpašības. Citiem elektroniem, kuru atomiem ir neaizpildīts iekšējais apakšlīmenis, piemēram, 3 d- tādu elementu kā Sc, Ti, Cr, Mn u.c. atomu apakšlīmenis, ķīmiskās īpašības ir atkarīgas gan no iekšējo, gan ārējo elektronu skaita. Visi šie elektroni tiek saukti valence; saīsinātajās atomu elektroniskajās formulās tos raksta aiz atoma kodola simbola, tas ir, pēc izteiksmes kvadrātiekavās.

Līdzīga informācija.

Enerģijas apakšlīmeņi - sadaļa Ķīmija, Neorganiskās ķīmijas pamati Orbitālais kvantu skaitlis L Par...

Atbilstoši orbitālā kvantu skaitļa izmaiņu robežām no 0 līdz (n-1) katrā enerģijas līmenī ir iespējams stingri ierobežots apakšlīmeņu skaits, proti: apakšlīmeņu skaits ir vienāds ar līmeņa numuru.

Galvenā (n) un orbitālās (l) kvantu skaitļu kombinācija pilnībā raksturo elektrona enerģiju. Elektrona enerģijas rezervi atspoguļo summa (n+l).

Tātad, piemēram, 3d apakšlīmeņa elektroniem ir lielāka enerģija nekā 4s apakšlīmeņa elektroniem:

Kārtību, kādā atoma līmeņi un apakšlīmeņi ir piepildīti ar elektroniem, nosaka noteikums V.M. Klečkovskis: atoma elektronisko līmeņu piepildīšanās notiek secīgi summas pieauguma secībā (n + 1).

Saskaņā ar to tiek noteikta apakšlīmeņu reālā enerģijas skala, saskaņā ar kuru tiek veidoti visu atomu elektronu apvalki:

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

3. Magnētiskais kvantu skaitlis (m l) raksturo elektronu mākoņa (orbitāles) virzienu telpā.

Jo sarežģītāka ir elektronu mākoņa forma (t.i., jo augstāka ir l vērtība), jo lielākas ir šī mākoņa orientācijas variācijas telpā un jo vairāk pastāv elektrona individuālo enerģijas stāvokļu, ko raksturo noteikta magnētiskā vērtība. kvantu skaitlis.

Matemātiski m lņem veselu skaitļu vērtības no -1 līdz +1, ieskaitot 0, t.i. kopējās (21+1) vērtības.

Apzīmēsim katru atsevišķu atomu orbitāli telpā par enerģijas šūnu ð, tad šādu šūnu skaits apakšlīmeņos būs:

Poduro-ven	Iespējamās vērtības m l	Atsevišķu enerģijas stāvokļu (orbitāļu, šūnu) skaits apakšlīmenī
s (l=0)		viens
p (l=1)	-1, 0, +1	trīs
d (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	pieci
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	septiņi

Piemēram, sfēriskā s-orbitāle ir unikāli vērsta telpā. Katra p-apakšlīmeņa hanteles formas orbitāles ir orientētas pa trim koordinātu asīm

4. Griezuma kvantu skaitlis m s raksturo elektrona paša rotāciju ap savu asi un iegūst tikai divas vērtības:

p- apakšlīmenis + 1/2 un - 1/2, atkarībā no griešanās virziena vienā vai otrā virzienā. Saskaņā ar Pauli principu vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā 2 elektroni ar pretēji vērstiem (pretparalēliem) spiniem:

Tādus elektronus sauc par sapārotiem.Nepāra elektronu shematiski attēlo ar vienu bultiņu:.

Zinot vienas orbitāles kapacitāti (2 elektroni) un enerģijas stāvokļu skaitu apakšlīmenī (m s), varam noteikt elektronu skaitu apakšlīmenī:

Rezultātu var uzrakstīt dažādi: s 2 p 6 d 10 f 14 .

Šie skaitļi ir labi jāatceras, lai pareizi uzrakstītu atoma elektroniskās formulas.

Tātad četri kvantu skaitļi - n, l, m l, m s - pilnībā nosaka katra elektrona stāvokli atomā. Visi elektroni atomā ar vienādu vērtību n veido enerģijas līmeni, ar vienādām vērtībām n un l - enerģijas apakšlīmeni, ar vienādām vērtībām n, l un m l- atsevišķa atomu orbitāle (kvantu šūna). Elektroniem vienā orbitālē ir dažādi spini.

Ņemot vērā visu četru kvantu skaitļu vērtības, mēs nosakām maksimālo elektronu skaitu enerģijas līmeņos (elektroniskajos slāņos):

Liels skaits elektronu (18.32) atrodas tikai dziļi guļošajos atomu elektronu slāņos, ārējais elektronu slānis var saturēt no 1 (ūdeņradim un sārmu metāliem) līdz 8 elektroniem (inertās gāzes).

Svarīgi atcerēties, ka elektronu apvalku piepildīšanās ar elektroniem notiek saskaņā ar mazākās enerģijas princips: Vispirms tiek aizpildīti apakšlīmeņi ar zemāko enerģētisko vērtību, pēc tam tie, kuriem ir lielāka vērtība. Šī secība atbilst V.M. enerģijas skalai. Klečkovskis.

Atoma elektronisko struktūru parāda elektroniskās formulas, kas norāda enerģijas līmeņus, apakšlīmeņus un elektronu skaitu apakšlīmeņos.

Piemēram, ūdeņraža atomam 1 H ir tikai 1 elektrons, kas atrodas pirmajā slānī no kodola s-apakšlīmenī; ūdeņraža atoma elektroniskā formula ir 1s 1.

Litija atomam 3 Li ir tikai 3 elektroni, no kuriem 2 atrodas pirmā slāņa s-apakšlīmenī, bet 1 atrodas otrajā slānī, kas arī sākas ar s-apakšlīmeni. Litija atoma elektroniskā formula ir 1s 2 2s 1.

Fosfora atomam 15 P ir 15 elektroni, kas atrodas trīs elektronu slāņos. Atceroties, ka s-apakšlīmenis satur ne vairāk kā 2 elektronus, bet p-apakšlīmenis satur ne vairāk kā 6, mēs pakāpeniski ievietojam visus elektronus apakšlīmeņos un sastādam fosfora atoma elektronisko formulu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Sastādot mangāna atoma 25 Mn elektronisko formulu, jāņem vērā apakšlīmeņa enerģijas pieauguma secība: 1s2s2p3s3p4s3d…

Mēs pakāpeniski sadalām visus 25 Mn elektronus: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

Mangāna atoma galīgā elektroniskā formula (ņemot vērā elektronu attālumu no kodola) izskatās šādi:

1s2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6 3d 5

4s 2

Mangāna elektroniskā formula pilnībā atbilst tās pozīcijai periodiskajā sistēmā: elektronisko slāņu (enerģijas līmeņu) skaits - 4 ir vienāds ar perioda skaitu; ārējā slānī ir 2 elektroni, priekšpēdējais slānis nav pabeigts, kas raksturīgi sekundāro apakšgrupu metāliem; kopējais mobilo, valences elektronu skaits (3d 5 4s 2) - 7 ir vienāds ar grupas numuru.

Atkarībā no tā, kurš no atoma enerģijas apakšlīmeņiem -s-, p-, d- vai f- tiek veidots pēdējais, visus ķīmiskos elementus iedala elektroniskajās saimēs: s-elementi(H, He, sārmu metāli, periodiskās sistēmas 2. grupas galvenās apakšgrupas metāli); p-elementi(periodiskās sistēmas galveno apakšgrupu 3, 4, 5, 6, 7, 8. grupas elementi); d-elementi(visi sekundāro apakšgrupu metāli); f-elementi(lantanīdi un aktinīdi).

Atomu elektroniskās struktūras ir dziļš teorētisks pamatojums periodiskās sistēmas uzbūvei, periodu garums (t.i., elementu skaits periodos) tieši izriet no elektronisko slāņu kapacitātes un apakšlīmeņu enerģijas pieauguma secības:

Katrs periods sākas ar s-elementu ar ārējā slāņa struktūru s 1 (sārmu metāls) un beidzas ar p-elementu ar ārējā slāņa struktūru …s 2 p 6 (inertā gāze). 1. periods satur tikai divus s-elementus (H un He), 2. un 3. mazo periodu katrs satur divus s-elementus un sešus p-elementus. 4. un 5. lielajā periodā starp s- un p-elementiem katrs tiek “ieķīlēts” pa 10 d-elementiem - pārejas metāliem, kas iedalīti sānu apakšgrupās. VI un VII periodā analogai struktūrai tiek pievienoti vēl 14 f-elementi, kas pēc īpašībām ir līdzīgi attiecīgi lantānam un aktīnijam un izolēti kā lantanīdu un aktinīdu apakšgrupas.

Pētot atomu elektroniskās struktūras, pievērsiet uzmanību to grafiskajam attēlojumam, piemēram:

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

tiek izmantotas abas attēla versijas: a) un b):

Lai pareizi izkārtotos elektroni orbitālēs, tas ir jāzina Gunda noteikums: elektroni apakšlīmenī ir sakārtoti tā, lai to kopējais spins būtu maksimāls. Citiem vārdiem sakot, elektroni vispirms pa vienam aizņem visas noteiktā apakšlīmeņa brīvās šūnas.

Piemēram, ja ir nepieciešams izvietot trīs p-elektronus (p 3) p-apakšlīmenī, kuram vienmēr ir trīs orbitāles, tad no diviem iespējamiem variantiem pirmais variants atbilst Hunda likumam:

Kā piemēru apsveriet oglekļa atoma grafisko elektronisko shēmu:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Nesapāroto elektronu skaits atomā ir ļoti svarīgs raksturlielums. Saskaņā ar kovalentās saites teoriju tikai nepāra elektroni var veidot ķīmiskās saites un noteikt atoma valences spējas.

Ja apakšlīmenī ir brīvas enerģijas stāvokļi (neaizņemtas orbitāles), atoms, ierosinot, “tvaikojas”, atdala pārī savienotos elektronus, un tā valences spējas palielinās:

6 C 1s 2 2s 2 2p 3

Ogleklis normālā stāvoklī ir 2-valents, ierosinātā stāvoklī tas ir 4-valents. Fluora atomam nav ierosmes iespēju (jo visas ārējā elektronu slāņa orbitāles ir aizņemtas), tāpēc fluors tā savienojumos ir vienvērtīgs.

1. piemērs Kas ir kvantu skaitļi? Kādas vērtības viņi var pieņemt?

Lēmums. Elektrona kustībai atomā ir varbūtības raksturs. Apļveida telpu, kurā elektrons var atrasties ar vislielāko varbūtību (0,9-0,95), sauc par atomu orbitāli (AO). Atomu orbitāli, tāpat kā jebkuru ģeometrisku figūru, raksturo trīs parametri (koordinātas), ko sauc par kvantu skaitļiem (n, l, m l). Kvantu skaitļiem nav nekādas, bet noteiktas diskrētas (pārtrauktas) vērtības. Kvantu skaitļu blakus esošās vērtības atšķiras par vienu. Kvantu skaitļi nosaka atomu orbitāles izmēru (n), formu (l) un orientāciju (m l) telpā. Elektrons, aizņemot vienu vai otru atomu orbitāli, veido elektronu mākoni, kas viena un tā paša atoma elektroniem var būt citāda formā (1. att.). Elektronu mākoņu formas ir līdzīgas AO. Tos sauc arī par elektronu vai atomu orbitālēm. Elektronu mākoni raksturo četri skaitļi (n, l, m 1 un m 5).

Ko darīsim ar saņemto materiālu:

Ja šis materiāls jums izrādījās noderīgs, varat to saglabāt savā lapā sociālajos tīklos:

čivināt

Visas tēmas šajā sadaļā:

Ķīmijas pamatlikumi un jēdzieni
Ķīmijas nodaļu, kurā tiek ņemts vērā vielu kvantitatīvais sastāvs un kvantitatīvās attiecības (masa, tilpums) starp reaģējošajām vielām, sauc par stehiometriju. Saistībā ar to,

Ķīmiskā simbolika
Mūsdienu simbolus ķīmiskajiem elementiem 1813. gadā ieviesa Bērzeliuss. Elementi tiek apzīmēti ar to latīņu nosaukumu sākuma burtiem. Piemēram, skābekli (Oxygenium) apzīmē ar burtu O, se

Dažu elementu latīņu saknes
Periodiskās sistēmas tabulas kārtas numurs Simbols Krievu nosaukums Latīņu sakne

Elementu grupu nosaukumi
Elementu grupas nosaukums Grupas elementi Cēlgāzes He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Halogēni

Parasti lietoto skābju un skābju atlikumu nosaukumi
Skābju formulas Skābes nosaukums Skābju atlikumu formula Skābju atlikuma nosaukums Skābekļa skābes

Skābju iegūšana
viens . Skābju oksīdu (vairums) mijiedarbība ar ūdeni: SO3 + H2O=H2SO4; N2O5 + H2

Neorganisko savienojumu nomenklatūra (saskaņā ar IUPAC noteikumiem)
IUPAC ir starptautiskā teorētiskās un lietišķās ķīmijas savienība. 1970. gada IUPAC noteikumi ir starptautisks modelis, ar kura palīdzību tiek izveidoti ķīmisko savienojumu nomenklatūras noteikumi COO valodā.

Pirmie atoma modeļi
1897. gadā J. Tomsons (Anglija) atklāj elektronu, bet 1909. g. R. Mullikens noteica tā lādiņu, kas ir 1,6 10-19 C. Elektronu masa ir 9,11 10-28 g. V

Atomu spektri
Sildot, viela izstaro starus (starojumu). Ja starojumam ir viens viļņa garums, tad to sauc par monohromatisku. Vairumā gadījumu starojumu raksturo vairāki

Quanta un Bora modelis
1900. gadā M. Planks (Vācija) ierosināja, ka vielas absorbē un izstaro enerģiju atsevišķās daļās, ko viņš sauca par kvantiem. Kvantu enerģija E ir proporcionāla starojuma frekvencei (co

Elektrona divējāda daba
1905. gadā A. Einšteins paredzēja, ka jebkurš starojums ir enerģijas kvantu plūsma, ko sauc par fotoniem. No Einšteina teorijas izriet, ka gaismai ir duāls (daļiņu vilnis

Kvantu skaitļu vērtības un maksimālais elektronu skaits kvantu līmeņos un apakšlīmeņos
Kvantu Magnētiskais kvantu skaits ml Kvantu stāvokļu (orbitāļu) skaits Maksimālais elektronu skaits  

Ūdeņraža izotopi
Izotops Kodollādiņš (sērijas numurs) Elektronu skaits Atomu masa Neitronu skaits N=A-Z Protium

Periodiskā elementu sistēma D.I. Mendeļejevs un atomu elektroniskā uzbūve
Apsveriet saistību starp elementa stāvokli periodiskajā sistēmā un tā atomu elektronisko struktūru. Katram nākamajam elementam periodiskajā sistēmā ir par vienu elektronu vairāk nekā iepriekšējā.

Pirmo divu periodu elementu elektroniskās konfigurācijas
Atomskaitlis Elements Elektroniskās konfigurācijas Atomskaitlis Elements Elektroniskās konfigurācijas

Elektronisko elementu konfigurācijas
Periods Kārtas numurs Elements Elektroniskā konfigurācija Periods Kārtas numurs Elements

Elementu periodiskās īpašības
Tā kā elementu elektroniskā struktūra periodiski mainās, elementu īpašības nosaka to elektroniskā struktūra, piemēram, jonizācijas enerģija,

Elementu elektronegativitāte pēc Paulinga
H 2.1 &

Arsēna, selēna, broma oksidācijas pakāpe
Elements Oksidācijas stāvoklis Savienojumi augstākais un zemākais

Reducēti un pilnīgi kodolreakciju vienādojumi
Reducētie vienādojumi Pabeigt vienādojumus 27Al(p,

Ķīmiskās saites definīcija
Vielu īpašības ir atkarīgas no to sastāva, struktūras un ķīmiskās saites veida starp vielas atomiem. Ķīmiskā saite pēc būtības ir elektriska. Tiek saprasta ķīmiskā saite

Jonu saite
Jebkuras molekulas veidošanās laikā šīs molekulas atomi "savienojas" viens ar otru. Molekulu veidošanās iemesls ir tas, ka starp molekulas atomiem darbojas elektrostatiskie spēki. Obrazova

kovalentā saite
Ķīmisko saiti, ko veido savstarpēji mijiedarbojošu atomu elektronu mākoņi, sauc par kovalento saiti. 4.3.1. Nepolārais farjers

Valences saites metode (MVS, VS)
Lai dziļi izprastu kovalentās saites būtību, elektronu blīvuma sadalījuma būtību molekulā, vienkāršu un sarežģītu vielu molekulu konstruēšanas principus, ir nepieciešama valences saišu metode.

Molekulārā orbitālā metode (MMO, MO)
Hronoloģiski MO metode parādījās vēlāk nekā VS metode, jo kovalento saišu teorijā bija jautājumi, kurus nevarēja izskaidrot ar VS metodi. Norādīsim dažus no tiem. kā

SJO pamatnoteikumi, MO
1. Molekulā visi elektroni ir kopīgi. Pati molekula ir vienots veselums, kodolu un elektronu kopums. 2. Molekulā katrs elektrons atbilst molekulārai orbitālei, piemēram

Orbitāļu hibridizācija un molekulu telpiskā konfigurācija
Molekulas tips Atoma A sākotnējās orbitāles Hibridizācijas veids Atoma A hibrīdu orbitāļu skaits Pr

metāla savienojums
Pats nosaukums saka, ka mēs runāsim par metālu iekšējo struktūru. Lielākās daļas metālu atomi ārējā enerģijas līmenī satur nelielu skaitu elektronu. Tātad, katrs pa vienam elektronam

ūdeņraža saite
Ūdeņraža saite ir sava veida ķīmiskā saite. Tas notiek starp molekulām, kas ietver ūdeņradi un spēcīgi elektronnegatīvu elementu. Šie elementi ir fluors, skābeklis

Mijiedarbība starp molekulām
Kad molekulas tuvojas viena otrai, parādās pievilcība, kas izraisa vielas kondensāta stāvokļa parādīšanos. Galvenie molekulārās mijiedarbības veidi ir van der Vāla spēki,

Atsevišķu komponentu ieguldījums starpmolekulārās mijiedarbības enerģijā
Viela Dipola elektriskais moments, D Lauka risināmība, m3∙1030 Mijiedarbības enerģija, kJ/m

Vispārīgi jēdzieni
Kad notiek ķīmiskas reakcijas, mainās tās sistēmas enerģētiskais stāvoklis, kurā notiek šī reakcija. Sistēmas stāvokli raksturo termodinamiskie parametri (p, T, s utt.)

Iekšējā enerģija. Pirmais termodinamikas likums
Ķīmiskajās reakcijās sistēmā notiek pamatīgas kvalitatīvas izmaiņas, tiek pārtrauktas saites sākotnējās vielās un galaproduktos rodas jaunas saites. Šīs izmaiņas pavada uzsūkšanās

Sistēmas entalpija. Ķīmisko reakciju termiskā ietekme
Siltums Q un darbs A nav stāvokļa funkcijas, jo tie kalpo kā enerģijas pārneses veidi un ir saistīti ar procesu, nevis ar sistēmas stāvokli. Ķīmiskajās reakcijās A ir darbs pret ārējo

Termoķīmiskie aprēķini
Termoķīmiskie aprēķini ir balstīti uz Hesa ​​likumu, kas ļauj aprēķināt ķīmiskās reakcijas entalpiju: reakcijas termiskais efekts ir atkarīgs tikai no izejvielu rakstura un fizikālā stāvokļa.

Veidošanās standarta siltumi (entalpijas).
dažas vielas Viela

ķīmiskā afinitāte. Ķīmisko reakciju entropija. Gibsa enerģija
Reakcijas var notikt spontāni, ko pavada ne tikai izdalīšanās, bet arī siltuma uzsūkšanās. Reakcija, kas notiek noteiktā temperatūrā ar siltuma izdalīšanos citā temperatūrā

Otrais un trešais termodinamikas likums
Sistēmām, kas neapmainās ar vidi ne enerģiju, ne vielu (izolētās sistēmas), otrajam termodinamikas likumam ir šāds formulējums: izolētās sistēmās pašam.

Ķīmisko reakciju ātruma jēdziens
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir elementāro reakciju skaits, kas notiek laika vienībā tilpuma vienībā (viendabīgu reakciju gadījumā) vai vienā saskarnes vienībā

Reakcijas ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas
Lai atoms un molekulas reaģētu, tiem ir jāsaduras vienam ar otru, jo ķīmiskās mijiedarbības spēki darbojas tikai ļoti nelielā attālumā. Jo vairāk rea molekulu

Temperatūras ietekme uz reakcijas ātrumu
Reakcijas ātruma atkarību no temperatūras nosaka van't Hoff noteikums, saskaņā ar kuru, temperatūrai paaugstinoties par katriem 10 grādiem, vairuma reakciju ātrums palielinās par 2-

Aktivizācijas enerģija
Ātrās reakcijas ātruma izmaiņas ar temperatūru izskaidro aktivizācijas teorija. Kāpēc karsēšana izraisa tik ievērojamu ķīmisko pārvērtību paātrinājumu? Lai atbildētu uz šo jautājumu, jums ir nepieciešams

Katalīzes un katalizatoru jēdziens
Katalīze ir ķīmisko reakciju ātruma maiņa vielu – katalizatoru klātbūtnē. Katalizatori ir vielas, kas maina reakcijas ātrumu, piedaloties ķīmiskajā starpproduktā

ķīmiskais līdzsvars. Le Šateljē princips
Reakcijas, kas notiek vienā virzienā un iet līdz galam, sauc par neatgriezeniskām. Viņu nav daudz. Lielākā daļa reakciju ir atgriezeniskas, t.i. tie skrien pretējos virzienos

Šķīdumu koncentrācijas izteikšanas metodes
Šķīduma koncentrācija ir izšķīdušās vielas saturs noteiktā šķīduma vai šķīdinātāja masā vai zināmā tilpumā. Ir masa, molārais (molārais tilpums), mo

Risinājumu koligatīvās īpašības
Koligatīvās ir šķīdumu īpašības, kas ir atkarīgas no koncentrācijas un praktiski nav atkarīgas no izšķīdušo vielu rakstura. Tos sauc arī par kopējiem (kolektīviem). T

Elektrolītu šķīdumi
Elektrolītu šķīdumu piemēri ir sārmu, sāļu un neorganisko skābju šķīdumi ūdenī, vairāku sāļu un šķidrā amonjaka šķīdumi un daži organiskie šķīdinātāji, piemēram, acetonīts.

Šķīdumos pie 298 K
Koncentrācija, mol/1000g Н2О Elektrolītu aktivitātes koeficients NaCl KCl NaOH KOH

Sāls hidrolīze
Izšķīdušo sāļu jonu ķīmiskās apmaiņas mijiedarbība ar ūdeni, kā rezultātā veidojas vāji disociējoši produkti (vāju skābju vai bāzu molekulas, skābie anjoni vai bāzes katjoni

Dažu vāju elektrolītu disociācijas konstantes un pakāpes
Elektrolītu formula Disociācijas konstantu skaitliskās vērtības Disociācijas pakāpe 0,1 n. šķīdums, % slāpekļskābes

Procesi
Redoksreakcijas ir reakcijas, ko pavada reaģentu veidojošo atomu oksidācijas stāvokļa izmaiņas.

Atomu valences un oksidācijas pakāpes dažos savienojumos
Molekulas saites joniskums, % atoma kovalence elektrovalences valence: v = ve

Redoksreakcijas
Apsveriet galvenos redoksreakciju teorijas noteikumus. 1. Oksidēšana ir process, kurā atoms, molekula vai jons nodod elektronus. Oksidācijas pakāpe šajā gadījumā

Svarīgākie reducētāji un oksidētāji
Reducētāji Oksidētāji Metāli, ūdeņradis, ogles Oglekļa monoksīds (II) CO Sērūdeņradis H2S, nātrija sulfīds Na2S, ceoksīds

Redoksreakciju vienādojumu sastādīšana
Redoksreakciju vienādojumu sastādīšanai un koeficientu noteikšanai tiek izmantotas divas metodes: elektronu līdzsvara metode un jonu-elektroniskā metode (pusreakcijas metode).

Sarežģītu savienojumu noteikšana
Tādi savienojumi kā oksīdi, skābes, bāzes, sāļi veidojas no atomiem ķīmiskās saites rašanās rezultātā starp tiem. Tie ir parastie savienojumi vai pirmās līnijas savienojumi.

Ligandas
Ligandos ietilpst vienkārši anjoni, piemēram, F-, CI-, Br-, I-, S2-, kompleksie anjoni, piemēram, CN-, NCS-, NO

Sarežģītu savienojumu nomenklatūra
Sarežģītā katjona nosaukums ir rakstīts ar vienu vārdu, sākot ar negatīvā liganda nosaukumu, kam seko burts "o", kam seko neitrālās molekulas un centrālais atoms, norādot

Sarežģītu savienojumu disociācija
Kompleksie savienojumi - neelektrolīti ūdens šķīdumos netiek pakļauti disociācijai. Viņiem trūkst kompleksa ārējās sfēras, piemēram: , )