Poziomy i podpoziomy energetyczne orbitali atomowych. Jak elektronowe poziomy, podpoziomy i orbitale są wypełniane, gdy atom staje się bardziej złożony?

atom wieloelektronowy

Poziom energii n	Podpoziom energetyczny	Notacja orbitalna	Liczba orbitali n	Liczba elektronów 2n
ja	rodzaj orbity
		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

Magnetyczna liczba kwantowa m ja w ramach tego podpoziomu ( n, l = const) przyjmuje wszystkie wartości całkowite z + ja zanim - ja, w tym zero. Dla podpoziomu s ( n = const, l = 0) możliwa jest tylko jedna wartość ml = 0, stąd wynika, że ​​s-podpoziom dowolnego (od pierwszego do siódmego) poziomu energii zawiera jeden s-AO.

Dla podpoziomu p ( n> 1, l = 1) m ja może przyjmować trzy wartości +1, 0, -1, dlatego podpoziom p dowolnego (od drugiego do siódmego) poziomu energii zawiera trzy p-AO.

Dla podpoziomu d ( n> 2, l = 2) m ja ma pięć wartości +2, +1, 0, -1, -2, a co za tym idzie, d- podpoziom dowolnego (od trzeciego do siódmego) poziomu energii koniecznie zawiera pięć d- AO.

Podobnie dla każdego f- podpoziom ( n> 3, l = 3) m ma siedem wartości +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, a więc dowolna f- podpoziom zawiera siedem f- AO.

Zatem, każdy orbital atomowy jest jednoznacznie określony przez trzy liczby kwantowe - główną n, orbitalny ja i magnetyczny m ja.

Na n = const wszystkie wartości związane z danym poziomem energii są ściśle określone ja, i kiedy l = const - wszystkie wartości związane z danym podpoziomem energetycznym m ja.

Ze względu na fakt, że każdy orbital może być wypełniony maksymalnie dwoma elektronami, liczba elektronów, które mogą się zmieścić na każdym poziomie energii i podpoziomie jest dwukrotnością liczby orbitali na danym poziomie lub podpoziomie. Ponieważ elektrony na tym samym orbicie atomowej mają te same liczby kwantowe n, ja oraz m ja, to dla dwóch elektronów na jednym orbicie używa się czwartego, spinowa liczba kwantowa s, który jest określony przez spin elektronu.

Zgodnie z zasadą Pauliego można argumentować, że każdy elektron w atomie jest jednoznacznie scharakteryzowany przez własny zestaw czterech liczb kwantowych - głównej n, orbitalny ja, magnetyczny m i kręcą się.

Populacja poziomów energetycznych, podpoziomów i orbitali atomowych przez elektrony podlega następującej zasadzie (zasada minimum energii): W stanie niewzbudzonym wszystkie elektrony mają najniższą energię.

Oznacza to, że każdy z elektronów wypełniających powłokę atomu zajmuje taki orbital, że atom jako całość ma minimalną energię. Kolejny wzrost kwantowy energii podpoziomów następuje w następującej kolejności:

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

Wypełnianie orbitali atomowych w ramach jednego podpoziomu energetycznego odbywa się zgodnie z regułą sformułowaną przez niemieckiego fizyka F. Hunda (1927).

Zasada Hunda: orbitale atomowe należące do tego samego podpoziomu są wypełnione najpierw jednym elektronem, a następnie drugimi elektronami.

Reguła Hunda nazywana jest również zasadą maksymalnej krotności, tj. maksymalny możliwy równoległy kierunek spinów elektronów jednego podpoziomu energii.

Na najwyższym poziomie energetycznym wolnego atomu może być nie więcej niż osiem elektronów.

Elektrony znajdujące się na najwyższym poziomie energetycznym atomu (w zewnętrznej warstwie elektronowej) nazywane są zewnętrzny; Liczba zewnętrznych elektronów w atomie dowolnego pierwiastka nigdy nie przekracza ośmiu. W przypadku wielu pierwiastków to liczba elektronów zewnętrznych (z wypełnionymi podpoziomami wewnętrznymi) w dużej mierze determinuje ich właściwości chemiczne. Dla innych elektronów, których atomy mają niewypełniony wewnętrzny podpoziom, na przykład 3 d- podpoziom atomów takich pierwiastków jak Sc, Ti, Cr, Mn itp., właściwości chemiczne zależą od liczby zarówno wewnętrznych, jak i zewnętrznych elektronów. Wszystkie te elektrony nazywają się wartościowość; w skróconych wzorach elektronicznych atomów zapisuje się je po symbolu rdzenia atomowego, czyli po wyrażeniu w nawiasach kwadratowych.

Podobne informacje.

Podpoziomy energetyczne - sekcja Chemia, Podstawy chemii nieorganicznej Orbitalna liczba kwantowa L Dla...

Zgodnie z granicami zmian orbitalnej liczby kwantowej od 0 do (n-1), na każdym poziomie energii możliwa jest ściśle ograniczona liczba podpoziomów, a mianowicie: liczba podpoziomów jest równa liczbie poziomu.

Kombinacja liczby kwantowej głównej (n) i orbitalnej (l) całkowicie charakteryzuje energię elektronu. Zasób energii elektronu jest odzwierciedlony przez sumę (n+1).

Na przykład elektrony podpoziomu 3d mają wyższą energię niż elektrony podpoziomu 4s:

Kolejność, w której poziomy i podpoziomy w atomie są wypełnione elektronami, jest określona przez zasada V.M. Klechkowski: wypełnianie poziomów elektronowych atomu następuje sekwencyjnie w kolejności rosnącej sumy (n + 1).

Zgodnie z tym określa się rzeczywistą skalę energetyczną podpoziomów, zgodnie z którą budowane są powłoki elektronowe wszystkich atomów:

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

3. Magnetyczna liczba kwantowa (ml) charakteryzuje kierunek chmury elektronowej (orbitalnej) w przestrzeni.

Im bardziej złożony kształt chmury elektronowej (tj. im wyższa wartość l), tym więcej zmienności orientacji tej chmury w przestrzeni i tym bardziej istnieją indywidualne stany energetyczne elektronu, charakteryzujące się pewną wartością pola magnetycznego. Liczba kwantowa.

Matematycznie m ja przyjmuje wartości całkowite od -1 do +1, w tym 0, czyli łączne (21+1) wartości.

Oznaczmy każdy pojedynczy orbital atomowy w przestrzeni jako komórkę energetyczną ð, wtedy liczba takich komórek w podpoziomach będzie wynosić:

Poduro-ven	Możliwe wartości m ja	Liczba poszczególnych stanów energetycznych (orbitali, komórek) na podpoziomie
s (l=0)		jeden
p (l=1)	-1, 0, +1	trzy
d (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	pięć
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	siedem

Na przykład sferyczny orbital s jest wyjątkowo skierowany w przestrzeń. Orbitale w kształcie hantli każdego podpoziomu p są zorientowane wzdłuż trzech osi współrzędnych

4. Spinowa liczba kwantowa m s charakteryzuje obrót elektronu wokół własnej osi i przyjmuje tylko dwie wartości:

p- podpoziom + 1 / 2 i - 1 / 2, w zależności od kierunku obrotu w jednym lub drugim kierunku. Zgodnie z zasadą Pauliego na jednym orbicie można umieścić nie więcej niż 2 elektrony o przeciwnie skierowanych (antyrównoległych) spinach:

Takie elektrony nazywane są sparowanymi.Niesparowany elektron jest schematycznie reprezentowany przez pojedynczą strzałkę:.

Znając pojemność jednego orbitala (2 elektrony) oraz liczbę stanów energetycznych w podpoziomie (m s), możemy wyznaczyć liczbę elektronów w podpoziomach:

Wynik można zapisać inaczej: s 2 p 6 d 10 f 14 .

Liczby te muszą być dobrze zapamiętane, aby poprawnie pisać formuły elektroniczne atomu.

Tak więc cztery liczby kwantowe - n, l, ml , m s - całkowicie określają stan każdego elektronu w atomie. Wszystkie elektrony w atomie o tej samej wartości n tworzą poziom energii, o tych samych wartościach n i l - podpoziom energii, o tych samych wartościach n, l i m ja- oddzielny orbital atomowy (komórka kwantowa). Elektrony na tym samym orbicie mają różne spiny.

Biorąc pod uwagę wartości wszystkich czterech liczb kwantowych, określamy maksymalną liczbę elektronów na poziomach energetycznych (warstwy elektronowe):

Duża liczba elektronów (18,32) zawarta jest tylko w głęboko położonych warstwach elektronowych atomów, zewnętrzna warstwa elektronowa może zawierać od 1 (dla wodoru i metali alkalicznych) do 8 elektronów (gazy obojętne).

Należy pamiętać, że wypełnienie powłok elektronowych elektronami następuje zgodnie z zasada najmniejszej energii: Najpierw wypełniane są podpoziomy o najniższej wartości energetycznej, a następnie te o wyższych wartościach. Ta sekwencja odpowiada skali energii V.M. Klechkowski.

Struktura elektronowa atomu jest wyświetlana za pomocą wzorów elektronicznych, które wskazują poziomy energii, podpoziomy i liczbę elektronów w podpoziomach.

Na przykład atom wodoru 1 H ma tylko 1 elektron, który znajduje się w pierwszej warstwie od jądra na podpoziomie s; elektroniczna formuła atomu wodoru to 1s 1.

Atom litu 3 Li ma tylko 3 elektrony, z których 2 znajdują się na podpoziomie s pierwszej warstwy, a 1 jest umieszczony w warstwie drugiej, która również zaczyna się od podpoziomu s. Formuła elektronowa atomu litu to 1s 2 2s 1.

Atom fosforu 15 P ma 15 elektronów umieszczonych w trzech warstwach elektronowych. Pamiętając, że podpoziom s zawiera nie więcej niż 2 elektrony, a podpoziom p zawiera nie więcej niż 6, stopniowo umieszczamy wszystkie elektrony w podpoziomach i tworzymy wzór elektronowy atomu fosforu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Przy kompilowaniu wzoru elektronowego atomu manganu 25 Mn należy wziąć pod uwagę sekwencję narastania energii podpoziomowej: 1s2s2p3s3p4s3d…

Stopniowo rozprowadzamy wszystkie 25 Mn elektronów: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

Ostateczny wzór elektronowy atomu manganu (uwzględniający odległość elektronów od jądra) wygląda tak:

1s2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6 3d 5

4s 2

Formuła elektronowa manganu w pełni odpowiada jego pozycji w układzie okresowym: liczba warstw elektronowych (poziomów energetycznych) - 4 jest równa liczbie okresu; w warstwie zewnętrznej znajdują się 2 elektrony, warstwa przedostatnia nie jest zakończona, co jest typowe dla metali podgrup wtórnych; całkowita liczba ruchomych elektronów walencyjnych (3d 5 4s 2) - 7 jest równa liczbie grupy.

W zależności od tego, który z podpoziomów energii w atomie -s-, p-, d- lub f- jest budowany jako ostatni, wszystkie pierwiastki chemiczne dzielą się na rodziny elektroniczne: s-elementy(H, He, metale alkaliczne, metale z głównej podgrupy 2. grupy układu okresowego); p-elementy(elementy głównych podgrup 3, 4, 5, 6, 7, 8 grup układu okresowego); d-elementy(wszystkie metale podgrup drugorzędnych); f-elementy(lantanowce i aktynowce).

Struktury elektronowe atomów są głębokim teoretycznym uzasadnieniem budowy układu okresowego, długość okresów (czyli liczba pierwiastków w okresach) wynika bezpośrednio z pojemności warstw elektronowych i kolejności narastania energii podpoziomów:

Każdy okres rozpoczyna się pierwiastkiem s o strukturze warstwy zewnętrznej s 1 (metal alkaliczny), a kończy pierwiastkiem p o strukturze warstwy zewnętrznej …s 2 p 6 (gaz obojętny). Pierwszy okres zawiera tylko dwa s-elementy (H i He), drugi i trzeci mały okres zawiera po dwa s-elementy i sześć p-elementów. W czwartym i piątym dużym okresie między elementami s i p po 10 elementów d jest „zaklinowanych” - metale przejściowe, przydzielone do podgrup bocznych. W okresach VI i VII do analogicznej struktury dodano 14 więcej pierwiastków f, które są podobne pod względem właściwości odpowiednio do lantanu i aktynu i wyodrębnione jako podgrupy lantanowców i aktynowców.

Badając struktury elektronowe atomów, zwróć uwagę na ich graficzną reprezentację, na przykład:

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

zastosowano obie wersje obrazu: a) i b):

Do prawidłowego ułożenia elektronów na orbitalach konieczna jest wiedza Zasada Gunda: elektrony w podpoziomie są ułożone tak, aby ich całkowity spin był maksymalny. Innymi słowy, elektrony najpierw zajmują kolejno wszystkie wolne komórki danego podpoziomu.

Na przykład, jeśli konieczne jest umieszczenie trzech elektronów p (p 3) na podpoziomie p, który zawsze ma trzy orbitale, to z dwóch możliwych opcji pierwsza opcja odpowiada regule Hunda:

Jako przykład rozważ graficzny obwód elektroniczny atomu węgla:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Liczba niesparowanych elektronów w atomie jest bardzo ważną cechą. Zgodnie z teorią wiązań kowalencyjnych tylko niesparowane elektrony mogą tworzyć wiązania chemiczne i określać zdolności walencyjne atomu.

Jeśli w podpoziomie występują stany energii swobodnej (niezajęte orbitale), atom po wzbudzeniu „pary” oddziela sparowane elektrony, a jego możliwości walencyjne wzrastają:

6 C 1s 2 2s 2 2p 3

Węgiel w stanie normalnym jest 2-wartościowy, w stanie wzbudzonym 4-wartościowy. Atom fluoru nie ma możliwości wzbudzenia (ponieważ wszystkie orbitale zewnętrznej warstwy elektronowej są zajęte), dlatego fluor w jego związkach jest jednowartościowy.

Przykład 1 Czym są liczby kwantowe? Jakie wartości mogą przyjąć?

Decyzja. Ruch elektronu w atomie ma charakter probabilistyczny. Przestrzeń okołojądrowa, w której z największym prawdopodobieństwem (0,9-0,95) może znajdować się elektron, nazywana jest orbitalem atomowym (AO). Orbital atomowy, jak każda figura geometryczna, charakteryzuje się trzema parametrami (współrzędnymi), zwanymi liczbami kwantowymi (n, l, m ja). Liczby kwantowe nie przyjmują żadnych, ale pewne, dyskretne (nieciągłe) wartości. Sąsiednie wartości liczb kwantowych różnią się o jeden. Liczby kwantowe określają rozmiar (n), kształt (l) i orientację (ml) orbitalu atomowego w przestrzeni. Zajmując ten lub inny orbital atomowy, elektron tworzy chmurę elektronową, która może mieć inny kształt dla elektronów tego samego atomu (ryc. 1). Formy chmur elektronowych są podobne do AO. Nazywa się je również orbitalami elektronowymi lub atomowymi. Chmura elektronów charakteryzuje się czterema liczbami (n, l, m 1 i m 5).

Co zrobimy z otrzymanym materiałem:

Jeśli ten materiał okazał się dla Ciebie przydatny, możesz zapisać go na swojej stronie w sieciach społecznościowych:

ćwierkać

Wszystkie tematy w tej sekcji:

Podstawowe prawa i pojęcia chemii
Sekcja chemii, która uwzględnia ilościowy skład substancji i stosunki ilościowe (masa, objętość) między reagującymi substancjami, nazywa się stechiometrią. Odnośnie tego,

Symbolika chemiczna
Współczesne symbole pierwiastków chemicznych wprowadził w 1813 roku Berzelius. Elementy są oznaczone pierwszymi literami ich nazw łacińskich. Na przykład tlen (Oxygenium) jest oznaczony literą O, se

Łacińskie korzenie niektórych elementów
Liczba porządkowa w tabeli układu okresowego Symbol Nazwa rosyjska Rdzeń łaciński

Nazwy grupowe elementów
Nazwa grupy pierwiastków Pierwiastki grupy Gazy szlachetne He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Halogeny

Nazwy powszechnie stosowanych kwasów i pozostałości kwasowych
Formuły kwasowe Nazwa kwasu Wzór pozostałości kwasowej Nazwa reszty kwasowej Kwasy tlenowe

Pozyskiwanie kwasów
jeden . Oddziaływanie tlenków kwasowych (większość) z wodą: SO3 + H2O=H2SO4; N2O5 + H2

Nomenklatura związków nieorganicznych (zgodnie z zasadami IUPAC)
IUPAC to międzynarodowy związek chemii teoretycznej i stosowanej. Reguły IUPAC z 1970 r. to międzynarodowy model, według którego tworzone są zasady nomenklatury związków chemicznych w języku COO.

Pierwsze modele atomu
W 1897 J. Thomson (Anglia) odkrył elektron, a w 1909. R. Mulliken określił jego ładunek, który wynosi 1,6 10-19 C. Masa elektronów wynosi 9,11 10-28 g. V

Widma atomowe
Po podgrzaniu substancja emituje promienie (promieniowanie). Jeśli promieniowanie ma jedną długość fali, nazywa się je monochromatycznym. W większości przypadków promieniowanie charakteryzuje się kilkoma

Quanta i model Bohra
W 1900 roku M. Planck (Niemcy) zasugerował, że substancje absorbują i emitują energię w dyskretnych porcjach, które nazwał kwantami. Energia kwantowa E jest proporcjonalna do częstotliwości promieniowania (co

Podwójna natura elektronu
W 1905 roku A. Einstein przewidział, że każde promieniowanie jest strumieniem kwantów energii zwanych fotonami. Z teorii Einsteina wynika, że ​​światło ma podwójną (falę cząstek

Wartości liczb kwantowych i maksymalna liczba elektronów na poziomach i podpoziomach kwantowych
Quantum Magnetyczna liczba kwantowa ml Liczba stanów kwantowych (orbitali) Maksymalna liczba elektronów  

Izotopy wodoru
Izotop Ładunek jądrowy (numer seryjny) Liczba elektronów Masa atomowa Liczba neutronów N=A-Z Prot

Układ okresowy pierwiastków D.I. Mendelejew i elektronowa struktura atomów
Rozważ związek między pozycją pierwiastka w układzie okresowym a strukturą elektronową jego atomów. Każdy kolejny pierwiastek w układzie okresowym ma o jeden elektron więcej niż poprzedni.

Konfiguracje elektroniczne elementów dwóch pierwszych okresów
Numer atomowy Element Konfiguracje elektroniczne Numer atomowy Element Konfiguracje elektroniczne

Konfiguracje elementów elektronicznych
Okres Numer sekwencji Element Konfiguracja elektroniczna Okres Numer sekwencji Element

Okresowe właściwości pierwiastków
Ponieważ struktura elektronowa pierwiastków zmienia się okresowo, właściwości pierwiastków określone przez ich strukturę elektronową, takie jak energia jonizacji,

Elektroujemność pierwiastków wg Paulinga
H 2.1 i

Stany utlenienia arsenu, selenu, bromu
Element Stan utlenienia Związki najwyższy najniższy

Zredukowane i zupełne równania reakcji jądrowych
Równania zredukowane Równania zupełne 27Al(p,

Definicja wiązania chemicznego
Właściwości substancji zależą od ich składu, struktury i rodzaju wiązania chemicznego między atomami substancji. Wiązanie chemiczne ma charakter elektryczny. Rozumie się, że wiązanie chemiczne jest

Wiązanie jonowe
Podczas tworzenia dowolnej cząsteczki atomy tej cząsteczki „wiążą się” ze sobą. Powodem powstawania cząsteczek jest to, że między atomami w cząsteczce działają siły elektrostatyczne. Obrazowa

wiązanie kowalencyjne
Wiązanie chemiczne realizowane przez nakładające się chmury elektronów oddziałujących atomów nazywa się wiązaniem kowalencyjnym. 4.3.1. Kowal niepolarny

Metoda wiązania walencyjnego (MVS, VS)
Aby dogłębnie zrozumieć istotę wiązania kowalencyjnego, charakter rozkładu gęstości elektronowej w cząsteczce, zasady konstruowania cząsteczek prostych i złożonych substancji, potrzebna jest metoda wiązań walencyjnych.

Metoda orbitali molekularnych (MMO, MO)
Chronologicznie metoda MO pojawiła się później niż metoda VS, ponieważ w teorii wiązań kowalencyjnych pojawiły się pytania, których nie można wyjaśnić metodą VS. Zwróćmy uwagę na niektóre z nich. Jak

Podstawowe postanowienia IMO, MO
1. W cząsteczce wszystkie elektrony są wspólne. Sama cząsteczka jest pojedynczą całością, zbiorem jąder i elektronów. 2. W cząsteczce każdy elektron odpowiada orbitalowi molekularnemu, np.

Hybrydyzacja orbitali i przestrzenna konfiguracja cząsteczek
Typ cząsteczki Orbitale początkowe atomu A Typ hybrydyzacji Liczba orbitali hybrydowych atomu A Pr

metalowe połączenie
Sama nazwa mówi, że będziemy rozmawiać o wewnętrznej strukturze metali. Atomy większości metali na zewnętrznym poziomie energii zawierają niewielką liczbę elektronów. A więc po jednym elektronu

wiązanie wodorowe
Wiązanie wodorowe to rodzaj wiązania chemicznego. Występuje pomiędzy cząsteczkami zawierającymi wodór i silnie elektroujemny pierwiastek. Te pierwiastki to fluor, tlen

Oddziaływania między cząsteczkami
Gdy cząsteczki zbliżają się do siebie, pojawia się przyciąganie, które powoduje pojawienie się skondensowanego stanu materii. Główne typy oddziaływań molekularnych obejmują siły van der Waalsa,

Wkład poszczególnych składowych w energię oddziaływania międzycząsteczkowego
Substancja Moment elektryczny dipola, D Podatność na pole, m3∙1030 Energia oddziaływania, kJ/m

Pojęcia ogólne
Gdy zachodzą reakcje chemiczne, zmienia się stan energetyczny układu, w którym ta reakcja zachodzi. Stan układu charakteryzują parametry termodynamiczne (p, T, s itp.)

Energia wewnętrzna. Pierwsza zasada termodynamiki
W reakcjach chemicznych w układzie zachodzą głębokie zmiany jakościowe, wiązania w substancjach wyjściowych są zrywane, a w produktach końcowych pojawiają się nowe wiązania. Zmianom tym towarzyszy wchłanianie

Entalpia systemu. Efekty termiczne reakcji chemicznych
Ciepło Q i praca A nie są funkcjami stanu, ponieważ służą jako formy przekazu energii i są związane z procesem, a nie stanem układu. W reakcjach chemicznych A jest działaniem przeciwko zewnętrznemu

Obliczenia termochemiczne
Obliczenia termochemiczne oparte są na prawie Hessa, które umożliwia obliczenie entalpii reakcji chemicznej: efekt cieplny reakcji zależy tylko od natury i stanu fizycznego substancji wyjściowych

Standardowe ciepło (entalpie) formacji
niektóre substancje Substancja

powinowactwo chemiczne. Entropia reakcji chemicznych. Energia Gibbsa
Reakcje mogą zachodzić samoistnie, czemu towarzyszy nie tylko wydzielanie, ale także pochłanianie ciepła. Reakcja przebiegająca w określonej temperaturze z wydzieleniem ciepła, w innej temperaturze

Druga i trzecia zasada termodynamiki
Dla układów, które nie wymieniają ani energii, ani materii z otoczeniem (układy izolowane), druga zasada termodynamiki ma następujące sformułowanie: w układach izolowanych samo

Pojęcie szybkości reakcji chemicznych
Szybkość reakcji chemicznej to liczba reakcji elementarnych zachodzących w jednostce czasu na jednostkę objętości (w przypadku reakcji jednorodnych) lub na jednostkę powierzchni rozdziału (w

Zależność szybkości reakcji od stężenia odczynników
Aby atom i molekuły reagowały, muszą się ze sobą zderzać, ponieważ siły oddziaływania chemicznego działają tylko w bardzo małej odległości. Im więcej cząsteczek rzeczywistych

Wpływ temperatury na szybkość reakcji
Zależność szybkości reakcji od temperatury określa zasada van't Hoffa, zgodnie z którą wraz ze wzrostem temperatury o każde 10 stopni szybkość większości reakcji wzrasta o 2-

Energia aktywacji
Gwałtowną zmianę szybkości reakcji z temperaturą wyjaśnia teoria aktywacji. Dlaczego ogrzewanie powoduje tak znaczne przyspieszenie przemian chemicznych? Aby odpowiedzieć na to pytanie, potrzebujesz

Pojęcie katalizy i katalizatorów
Kataliza to zmiana szybkości reakcji chemicznych w obecności substancji - katalizatorów. Katalizatory to substancje, które zmieniają szybkość reakcji, uczestnicząc w pośredniej substancji chemicznej

bilans chemiczny. Zasada Le Chateliera
Reakcje, które biegną w jednym kierunku i idą do końca, nazywane są nieodwracalnymi. Nie ma ich wielu. Większość reakcji jest odwracalna, tj. biegną w przeciwnych kierunkach

Metody wyrażania stężenia roztworów
Stężenie roztworu to zawartość substancji rozpuszczonej w określonej masie lub znanej objętości roztworu lub rozpuszczalnika. Istnieje masa, molowa (molowa objętość), mo

Właściwości koligacyjne roztworów
Koligacyjne to właściwości roztworów, które zależą od stężenia i praktycznie nie zależą od charakteru rozpuszczonych substancji. Nazywa się je również wspólnym (zbiorowym). T

Roztwory elektrolitów
Przykładami roztworów elektrolitów są roztwory zasad, soli i kwasów nieorganicznych w wodzie, roztwory szeregu soli i ciekły amoniak oraz niektóre rozpuszczalniki organiczne, takie jak acetonit

W roztworach przy 298 K
Stężenie, mol/1000g Н2О Współczynnik aktywności elektrolitów NaCl KCl NaOH KOH

Hydroliza solna
Wymienne oddziaływanie chemiczne rozpuszczonych jonów soli z wodą, prowadzące do powstania słabo dysocjujących produktów (cząsteczek słabych kwasów lub zasad, kwaśnych anionów lub kationów zasadowych

Stałe dysocjacji i stopnie niektórych słabych elektrolitów
Elektrolity Wzór Wartości liczbowe stałych dysocjacji Stopień dysocjacji w 0,1 n. roztwór, % Kwasy azotawe

Procesy
Reakcje redoks to reakcje, którym towarzyszy zmiana stopnia utlenienia atomów tworzących reagenty.

Wartościowości i stany utlenienia atomów w niektórych związkach
Jonowość wiązań cząsteczkowych, % kowalencyjność atomów Wartościowość elektrowalencyjna: v = ve

Reakcje redoks
Rozważ główne postanowienia teorii reakcji redoks. 1. Utlenianie to proces oddawania elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon. Stopień utlenienia w tym przypadku

Najważniejsze reduktory i utleniacze
Reduktory Utleniacze Metale, wodór, węgiel Tlenek węgla (II) CO Siarkowodór H2S, siarczek sodu Na2S, tlenek ce

Sporządzanie równań reakcji redoks
Do zestawienia równań reakcji redoks i wyznaczenia współczynników wykorzystywane są dwie metody: metoda równowagi elektronowej oraz metoda jonowo-elektroniczna (metoda półreakcyjna).

Oznaczanie związków kompleksowych
Związki takie jak tlenki, kwasy, zasady, sole powstają z atomów w wyniku zaistnienia między nimi wiązania chemicznego. Są to zwykłe połączenia lub połączenia pierwszej linii.

Ligandy
Do ligandów należą aniony proste, takie jak F-, CI-, Br-, I-, S2-, aniony złożone, takie jak CN–, NCS–, NO

Nomenklatura związków złożonych
Nazwa złożonego kationu jest zapisana jednym słowem, zaczynając od nazwy ujemnego ligandu, po której następuje litera „o”, po której następują cząsteczki obojętne i atom centralny, wskazując

Dysocjacja związków złożonych
Związki złożone – nieelektrolity w roztworach wodnych nie ulegają dysocjacji. Brakuje im zewnętrznej sfery kompleksu, na przykład: , )