Energinivåer och undernivåer av atomära orbitaler. Hur elektroniska nivåer, subnivåer och orbitaler fylls när atomen blir mer komplex

multielektronatom

Energinivå n	Energi undernivå	Orbital notation	Antal orbitaler n	Antal elektroner 2n
l	typ av orbital
		s	1s
2		s sid	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

Magnetiskt kvantnummer m l inom denna undernivå ( n, l = konst) tar alla heltalsvärden från + l innan - jag, inklusive noll. För s-undernivå ( n = konst, l = 0) endast ett värde är möjligt ml = 0, varav det följer att s-subnivån för vilken som helst (från den första till den sjunde) energinivån innehåller en s-AO.

För p-undernivån ( n> 1, l = 1) m l kan ta tre värden +1, 0, -1, därför innehåller p-subnivån för vilken som helst (från den andra till den sjunde) energinivån tre p-AOs.

För d-undernivån ( n> 2, l = 2) m l har fem värden +2, +1, 0, -1, -2 och som ett resultat, d- undernivån av någon (från tredje till sjunde) energinivå innehåller nödvändigtvis fem d- AO.

Likaså för varje f- undernivå ( n> 3, l = 3) m har sju värden +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 och därför alla f- undernivå innehåller sju f- AO.

Således, varje atomomloppsbana bestäms unikt av tre kvanttal - det huvudsakliga n, orbital l och magnetiska m l.

På n = konst alla värden relaterade till en given energinivå är strikt definierade l, och när l = konst - alla värden relaterade till en given energisubnivå m l.

På grund av att varje orbital kan fyllas med maximalt två elektroner, är antalet elektroner som kan rymmas i varje energinivå och undernivå dubbelt så många orbitaler i en given nivå eller undernivå. Eftersom elektroner i samma atomomlopp har samma kvanttal n, l och m l, sedan för två elektroner i en orbital används den fjärde, spin kvantnummer s, som bestäms av elektronspinnet.

Enligt Pauli-principen kan man hävda att varje elektron i en atom kännetecknas unikt av sin egen uppsättning av fyra kvanttal - de viktigaste n, orbital l, magnetisk m och snurra s.

Populationen av energinivåer, undernivåer och atomorbitaler av elektroner följer följande regel (principen om minimienergi): I det oexciterade tillståndet har alla elektroner den lägsta energin.

Detta betyder att var och en av elektronerna som fyller skalet på en atom upptar en sådan omloppsbana att atomen som helhet har en minimal energi. En successiv kvantökning av energin för subnivåer sker i följande ordning:

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

Fyllningen av atomära orbitaler inom en energiundernivå sker i enlighet med regeln formulerad av den tyske fysikern F. Hund (1927).

Hunds regel: atomära orbitaler som tillhör samma undernivå fylls först med en elektron och sedan fylls de med andra elektroner.

Hunds regel kallas även för maximal multiplicitetsprincipen, d.v.s. den maximalt möjliga parallella riktningen för elektronspin av en energisubnivå.

På den högsta energinivån för en fri atom kan det inte finnas fler än åtta elektroner.

Elektroner som ligger på den högsta energinivån av en atom (i det yttre elektronlagret) kallas extern; Antalet yttre elektroner i en atom av något element är aldrig mer än åtta. För många grundämnen är det antalet yttre elektroner (med fyllda inre undernivåer) som till stor del avgör deras kemiska egenskaper. För andra elektroner vars atomer har en ofylld inre undernivå, såsom 3 d- undernivån av atomer av sådana element som Sc, Ti, Cr, Mn, etc., de kemiska egenskaperna beror på antalet både interna och externa elektroner. Alla dessa elektroner kallas valens; i förkortade elektroniska formler för atomer skrivs de efter symbolen för atomkärnan, det vill säga efter uttrycket inom hakparenteser.

Liknande information.

Energiundernivåer - avsnitt Kemi, grunderna för oorganisk kemi Orbital Quantum Number L För...

Enligt gränserna för förändringar i orbitalkvanttalet från 0 till (n-1) är ett strikt begränsat antal undernivåer möjligt i varje energinivå, nämligen: antalet undernivåer är lika med nivånumret.

Kombinationen av de huvudsakliga (n) och orbitala (l) kvanttalen karakteriserar helt energin hos en elektron. Energireserven för en elektron reflekteras av summan (n+l).

Så till exempel har elektronerna i 3d-undernivån en högre energi än elektronerna på 4s-undernivån:

Ordningen i vilken nivåer och undernivåer i en atom är fyllda med elektroner bestäms av regel V.M. Klechkovsky: fyllningen av atomens elektroniska nivåer sker sekventiellt i storleksordningen ökande summa (n + 1).

I enlighet med detta bestäms den verkliga energiskalan för subnivåer, enligt vilken elektronskalen för alla atomer är byggda:

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

3. Magnetiskt kvantnummer (m l) kännetecknar elektronmolnets (omloppsbanan) riktning i rymden.

Ju mer komplex formen på elektronmolnet är (dvs. desto högre är värdet på l), desto fler variationer i orienteringen av detta moln i rymden och desto mer individuella energitillstånd finns för elektronen, kännetecknade av ett visst värde på magneten. kvantnummer.

Matematiskt m l tar heltalsvärden från -1 till +1, inklusive 0, dvs. totala (21+1) värden.

Låt oss beteckna varje enskild atomomloppsbana i rymden som en energicell ð, då blir antalet sådana celler i undernivåer:

Poduro-ven	Möjliga värden m l	Antalet individuella energitillstånd (orbitaler, celler) i undernivån
s (l=0)		ett
p (l=1)	-1, 0, +1	tre
d (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	fem
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	sju

Till exempel är en sfärisk s-orbital unikt riktad i rymden. Hantelformade orbitaler för varje p-undernivå är orienterade längs tre koordinataxlar

4. Spin kvantnummer m s kännetecknar elektronens egen rotation runt sin axel och tar bara två värden:

p- undernivå + 1 / 2 och - 1 / 2, beroende på rotationsriktningen i en eller annan riktning. Enligt Pauli-principen kan inte mer än 2 elektroner med motsatt riktade (antiparallella) spinn placeras i en orbital:

Sådana elektroner kallas parade En oparad elektron representeras schematiskt av en enda pil:.

Genom att känna till kapaciteten hos en orbital (2 elektroner) och antalet energitillstånd i undernivån (m s), kan vi bestämma antalet elektroner i undernivåerna:

Du kan skriva resultatet annorlunda: s 2 p 6 d 10 f 14 .

Dessa siffror måste komma ihåg för korrekt skrivning av atomens elektroniska formler.

Så fyra kvanttal - n, l, m l , m s - bestämmer helt tillståndet för varje elektron i en atom. Alla elektroner i en atom med samma värde på n utgör en energinivå, med samma värden på n och l - en energisubnivå, med samma värden på n, l och m l- en separat atomorbital (kvantcell). Elektroner i samma orbital har olika snurr.

Med hänsyn till värdena för alla fyra kvanttalen bestämmer vi det maximala antalet elektroner i energinivåerna (elektroniska skikten):

Ett stort antal elektroner (18,32) finns endast i atomernas djupt liggande elektronskikt, det yttre elektronskiktet kan innehålla från 1 (för väte och alkalimetaller) till 8 elektroner (inerta gaser).

Det är viktigt att komma ihåg att fyllningen av elektronskal med elektroner sker enl principen om minsta energi: Undernivåerna med det lägsta energivärdet fylls först, sedan de med högre värden. Denna sekvens motsvarar energiskalan för V.M. Klechkovsky.

Den elektroniska strukturen hos en atom visas av elektroniska formler, som anger energinivåer, undernivåer och antalet elektroner i undernivåer.

Till exempel har väteatomen 1 H endast 1 elektron, som är belägen i det första lagret från kärnan på s-subnivån; den elektroniska formeln för väteatomen är 1s 1.

Litiumatomen 3 Li har bara 3 elektroner, varav 2 är i s-subnivån i det första skiktet, och 1 är placerad i det andra skiktet, som också börjar med s-subnivån. Den elektroniska formeln för litiumatomen är 1s 2 2s 1.

Fosforatomen 15 P har 15 elektroner placerade i tre elektronlager. När vi kommer ihåg att s-undernivån inte innehåller mer än 2 elektroner och p-subnivån inte innehåller mer än 6, placerar vi gradvis alla elektronerna i undernivåer och ritar upp den elektroniska formeln för fosforatomen: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

När man sammanställer den elektroniska formeln för manganatomen 25 Mn, är det nödvändigt att ta hänsyn till sekvensen av ökande energi på undernivå: 1s2s2p3s3p4s3d...

Vi fördelar gradvis alla 25 Mn-elektroner: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

Den slutliga elektroniska formeln för manganatomen (med hänsyn till elektronernas avstånd från kärnan) ser ut så här:

1s2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6 3d 5

4s 2

Den elektroniska formeln för mangan motsvarar helt dess position i det periodiska systemet: antalet elektroniska lager (energinivåer) - 4 är lika med periodens antal; det finns 2 elektroner i det yttre lagret, det näst sista lagret är inte färdigt, vilket är typiskt för metaller i sekundära undergrupper; det totala antalet mobila valenselektroner (3d 5 4s 2) - 7 är lika med gruppnumret.

Beroende på vilken av energiundernivåerna i atomen -s-, p-, d- eller f- som byggs upp sist, delas alla kemiska grundämnen in i elektroniska familjer: s-element(H, He, alkalimetaller, metaller från huvudundergruppen i den andra gruppen av det periodiska systemet); p-element(element i huvudundergrupperna 3, 4, 5, 6, 7, 8:e grupperna i det periodiska systemet); d-element(alla metaller från sekundära undergrupper); f-element(lantanider och aktinider).

Atomernas elektroniska strukturer är en djup teoretisk belägg för strukturen av det periodiska systemet, längden på perioder (dvs. antalet element i perioder) följer direkt från kapacitansen hos de elektroniska lagren och sekvensen av ökande energi av subnivåer:

Varje period börjar med ett s-element med en yttre skiktstruktur av s 1 (alkalimetall) och slutar med ett p-element med en yttre skiktstruktur på …s 2 p 6 (inert gas). Den 1:a perioden innehåller endast två s-element (H och He), den 2:a och 3:e småperioden innehåller vardera två s-element och sex p-element. I 4:e och 5:e stora perioderna mellan s- och p-elementen "kilas" vardera 10 d-element - övergångsmetaller, separerade i sidoundergrupper. I perioderna VI och VII läggs ytterligare 14 f-element till den analoga strukturen, vilka i egenskaper liknar lantan respektive aktinium och isolerade som undergrupper av lantanider och aktinider.

När du studerar atomers elektroniska strukturer, var uppmärksam på deras grafiska representation, till exempel:

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

båda versionerna av bilden används: a) och b):

För korrekt arrangemang av elektroner i orbitaler är det nödvändigt att veta Gunds regel: elektronerna i undernivån är ordnade så att deras totala spinn är maximal. Med andra ord, elektronerna upptar först alla fria celler i den givna undernivån en efter en.

Till exempel, om det är nödvändigt att placera tre p-elektroner (p 3) i p-subnivån, som alltid har tre orbitaler, så av de två möjliga alternativen, motsvarar det första alternativet Hunds regel:

Som ett exempel, betrakta den grafiska elektroniska kretsen för en kolatom:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Antalet oparade elektroner i en atom är en mycket viktig egenskap. Enligt teorin om kovalent bindning kan endast oparade elektroner bilda kemiska bindningar och bestämma valensförmågan hos en atom.

Om det finns fria energitillstånd (oupptagna orbitaler) i undernivån, "ångar" atomen vid excitation, separerar de parade elektronerna och dess valensförmåga ökar:

6 C 1s 2 2s 2 2p 3

Kol i normalt tillstånd är 2-valent, i exciterat tillstånd är det 4-valent. Fluoratomen har inga möjligheter till excitation (eftersom alla orbitaler i det yttre elektronskiktet är upptagna), därför är fluor i dess föreningar envärd.

Exempel 1 Vad är kvanttal? Vilka värderingar kan de ta?

Beslut. En elektrons rörelse i en atom har en probabilistisk karaktär. Det cirkumnukleära utrymmet, i vilket en elektron kan befinna sig med högst sannolikhet (0,9-0,95), kallas atomorbitalen (AO). En atomomloppsbana, som alla geometriska figurer, kännetecknas av tre parametrar (koordinater), som kallas kvanttal (n, l, m l). Kvanttal tar inga, utan vissa, diskreta (diskontinuerliga) värden. Närliggande värden för kvanttal skiljer sig med ett. Kvanttal bestämmer storleken (n), formen (l) och orienteringen (ml) för en atomomloppsbana i rymden. Genom att uppta en eller annan atomomloppsbana bildar en elektron ett elektronmoln, som kan ha en annan form för elektroner i samma atom (fig. 1). Formerna av elektronmoln liknar AO. De kallas också elektron- eller atomorbitaler. Elektronmolnet kännetecknas av fyra tal (n, l, m 1 och m 5).

Vad ska vi göra med det mottagna materialet:

Om det här materialet visade sig vara användbart för dig kan du spara det på din sida på sociala nätverk:

tweet

Alla ämnen i det här avsnittet:

Grundläggande lagar och begrepp inom kemi
Den del av kemin som tar hänsyn till ämnens kvantitativa sammansättning och de kvantitativa förhållandena (massa, volym) mellan de reagerande ämnena kallas stökiometri. Angående det här,

Kemisk symbolik
Moderna symboler för kemiska grundämnen introducerades 1813 av Berzelius. Element betecknas med initialbokstäverna i deras latinska namn. Till exempel betecknas syre (Oxygenium) med bokstaven O, se

Latinska rötter av vissa element
Ordningsnummer i det periodiska systemets tabell Symbol ryskt namn latinsk rot

Gruppnamn på element
Namn på gruppen av grundämnen Element i gruppen Ädelgaser He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Halogener

Namn på vanliga syror och syrarester
Syraformler Syranamn Syrarestformel Syrarestnamn Syresyror

Erhålla syror
ett . Interaktion av sura oxider (de flesta) med vatten: SO3 + H2O=H2SO4; N2O5 + H2

Nomenklatur för oorganiska föreningar (enligt IUPAC-regler)
IUPAC är det internationella förbundet för teoretisk och tillämpad kemi. IUPAC-reglerna från 1970 är den internationella modellen genom vilken nomenklaturreglerna för kemiska föreningar skapas på COO-språket.

De första modellerna av atomen
1897 upptäckte J. Thomson (England) elektronen och 1909. R. Mulliken bestämde dess laddning, som är 1,6 10-19 C. Elektronmassan är 9,11 10-28 g. V

Atomspektra
Vid upphettning avger ett ämne strålar (strålning). Om strålningen har en våglängd kallas den monokromatisk. I de flesta fall kännetecknas strålningen av flera

Quanta och Bohr-modellen
År 1900 föreslog M. Planck (Tyskland) att ämnen absorberar och avger energi i diskreta delar, som han kallade kvanta. Kvantenergin E är proportionell mot strålningsfrekvensen (co

Elektronens dubbla natur
År 1905 förutspådde A. Einstein att all strålning är en ström av energikvanta som kallas fotoner. Av Einsteins teori följer att ljus har en dubbel (partikelvåg

Värdena för kvanttal och det maximala antalet elektroner på kvantnivåer och undernivåer
Kvantmagnetiskt kvantantal ml Antal kvanttillstånd (orbitaler) Maximalt antal elektroner  

Isotoper av väte
Isotop Kärnladdning (serienummer) Antal elektroner Atommassa Antal neutroner N=A-Z Protium

Periodiskt system av grundämnen D.I. Mendeleev och atomernas elektroniska struktur
Tänk på förhållandet mellan ett elements position i det periodiska systemet och den elektroniska strukturen hos dess atomer. Varje efterföljande element i det periodiska systemet har en elektron mer än den föregående.

Elektroniska konfigurationer av elementen i de två första perioderna
Atomnummer Element Elektroniska konfigurationer Atomnummer Element Elektroniska konfigurationer

Elektroniska elementkonfigurationer
Period Sekvensnummer Element Elektronisk konfiguration Period Sekvensnummer Element

Grundämnens periodiska egenskaper
Eftersom den elektroniska strukturen hos elementen ändras periodiskt, bestäms egenskaperna hos elementen av deras elektroniska struktur, såsom joniseringsenergin,

Elektronegativitet hos elementen enligt Pauling
H 2,1 &

Oxidationstillstånden för arsenik, selen, brom
Element Oxidationstillstånd Föreningar högst lägst

Reducerade och fullständiga ekvationer av kärnreaktioner
Reducerade ekvationer Kompletta ekvationer 27Al(p,

Definition av en kemisk bindning
Ämnes egenskaper beror på deras sammansättning, struktur och typen av kemisk bindning mellan atomer i ämnet. Den kemiska bindningen är elektrisk till sin natur. En kemisk bindning förstås vara

Jonbindning
Under bildandet av någon molekyl "binder" atomerna i denna molekyl med varandra. Anledningen till att molekyler bildas är att elektrostatiska krafter verkar mellan atomerna i en molekyl. Obrazova

kovalent bindning
En kemisk bindning som utförs av överlappande elektronmoln av interagerande atomer kallas en kovalent bindning. 4.3.1. Icke-polär hovslagare

Valensbindningsmetod (MVS, VS)
För en djup förståelse av essensen av en kovalent bindning, arten av fördelningen av elektrondensitet i en molekyl, principerna för att konstruera molekyler av enkla och komplexa ämnen, behövs metoden för valensbindningar.

Molekylär orbital metod (MMO, MO)
Kronologiskt dök MO-metoden upp senare än VS-metoden, eftersom det fanns frågor i teorin om kovalenta bindningar som inte kunde förklaras med VS-metoden. Låt oss peka ut några av dem. på vilket sätt

Grundläggande bestämmelser i IMO, MO
1. I en molekyl är alla elektroner vanliga. Molekylen i sig är en enda helhet, en samling av kärnor och elektroner. 2. I en molekyl motsvarar varje elektron en molekylorbital, som

Hybridisering av orbitaler och rumslig konfiguration av molekyler
Typ av molekyl Initiala orbitaler för atom A Typ av hybridisering Antal hybridorbitaler för atom A Pr

metallanslutning
Själva namnet säger att vi kommer att prata om metallernas inre struktur. Atomerna i de flesta metaller på den yttre energinivån innehåller ett litet antal elektroner. Alltså en elektron var

vätebindning
En vätebindning är en slags kemisk bindning. Det förekommer mellan molekyler som innehåller väte och ett starkt elektronegativt element. Dessa grundämnen är fluor, syre

Interaktioner mellan molekyler
När molekyler närmar sig varandra uppstår attraktion, vilket orsakar uppkomsten av ett kondenserat tillstånd av materia. Huvudtyperna av molekylära interaktioner inkluderar van der Waals krafter,

Individuella komponenters bidrag till intermolekylär interaktions energi
Ämne Elektriskt moment för dipolen, D Fältrisbarhet, m3∙1030 Interaktionsenergi, kJ/m

Allmänna begrepp
När kemiska reaktioner inträffar förändras energitillståndet i systemet där denna reaktion sker. Systemets tillstånd kännetecknas av termodynamiska parametrar (p, T, s, etc.)

Inre energi. Termodynamikens första lag
Vid kemiska reaktioner sker djupgående kvalitativa förändringar i systemet, bindningar i de initiala ämnena bryts och nya bindningar uppstår i slutprodukterna. Dessa förändringar åtföljs av absorption

Systemets entalpi. Termiska effekter av kemiska reaktioner
Värme Q och arbete A är inte tillståndsfunktioner, eftersom de fungerar som former av energiöverföring och är förknippade med processen och inte med systemets tillstånd. I kemiska reaktioner är A arbetet mot det yttre

Termokemiska beräkningar
Termokemiska beräkningar är baserade på Hess lag, som gör det möjligt att beräkna entalpin för en kemisk reaktion: den termiska effekten av en reaktion beror endast på utgångsmaterialens natur och fysikaliska tillstånd

Standardvärme (entalpier) av formation
vissa ämnen Ämne

kemisk affinitet. Entropi av kemiska reaktioner. Gibbs energi
Reaktioner kan uppstå spontant, åtföljda inte bara av frisättningen, utan också av absorptionen av värme. En reaktion som fortsätter vid en given temperatur med frigöring av värme, vid en annan temperatur

Termodynamikens andra och tredje lag
För system som inte byter vare sig energi eller materia med miljön (isolerade system) har termodynamikens andra lag följande formulering: i isolerade system, själv

Begreppet hastigheten för kemiska reaktioner
Hastigheten för en kemisk reaktion är antalet elementära reaktioner som inträffar per tidsenhet per volymenhet (vid homogena reaktioner) eller per enhetsgränssnitt (i

Reaktionshastighetens beroende av koncentrationen av reagenser
För att atomen och molekylerna ska reagera måste de kollidera med varandra, eftersom krafterna av kemisk interaktion endast verkar på ett mycket litet avstånd. Ju fler rea-molekyler

Temperaturens inverkan på reaktionshastigheten
Reaktionshastighetens beroende av temperaturen bestäms av van't Hoff-regeln, enligt vilken, med en ökning av temperaturen för var 10:e grad, ökar hastigheten för de flesta reaktioner med 2-

Aktiverings energi
Den snabba förändringen i reaktionshastigheten med temperaturen förklaras av aktiveringsteorin. Varför orsakar uppvärmning en så betydande acceleration av kemiska omvandlingar? För att svara på denna fråga behöver du

Begreppet katalys och katalysatorer
Katalys är en förändring i hastigheten för kemiska reaktioner i närvaro av ämnen - katalysatorer. Katalysatorer är ämnen som ändrar reaktionshastigheten genom att delta i en mellanliggande kemikalie

kemisk balans. Le Chateliers princip
Reaktioner som fortsätter i en riktning och går till slutet kallas irreversibla. Det finns inte många av dem. De flesta reaktioner är reversibla, d.v.s. de springer i motsatta riktningar

Metoder för att uttrycka koncentrationen av lösningar
Koncentrationen av en lösning är innehållet av ett löst ämne i en viss massa eller känd volym av en lösning eller lösningsmedel. Det finns massa, molar (molar-volym), mo

Kolligativa egenskaper hos lösningar
Kolligativa är egenskaperna hos lösningar, som beror på koncentrationen och praktiskt taget inte beror på arten av de lösta ämnena. De kallas också gemensamma (kollektiva). T

Elektrolytlösningar
Exempel på elektrolytlösningar är lösningar av alkalier, salter och oorganiska syror i vatten, lösningar av ett antal salter och flytande ammoniak och vissa organiska lösningsmedel, såsom acetonit

I lösningar på 298 K
Koncentration, mol/1000g Н2О Aktivitetskoefficient för elektrolyter NaCl KCl NaOH KOH

Salthydrolys
Kemiskt utbytesinteraktion av lösta saltjoner med vatten, vilket leder till bildandet av svagt dissocierande produkter (molekyler av svaga syror eller baser, sura anjoner eller basiska katjoner

Dissociationskonstanter och grader av vissa svaga elektrolyter
Elektrolyter Formel Numeriska värden för dissociationskonstanter Dissociationsgrad i 0,1 n. lösning, % Salpetersyror

Processer
Redoxreaktioner är reaktioner som åtföljs av en förändring i oxidationstillståndet för de atomer som utgör reaktanterna.

Valenser och oxidationstillstånd för atomer i vissa föreningar
Molekylbindningjonicitet, % Atomkovalens Elektrovalens Valens: v = ve

Redoxreaktioner
Betrakta huvudbestämmelserna i teorin om redoxreaktioner. 1. Oxidation är processen att donera elektroner av en atom, molekyl eller jon. Graden av oxidation i detta fall

De viktigaste reduktionsmedlen och oxidationsmedlen
Reduktionsmedel Oxidationsmedel Metaller, väte, kol Kolmonoxid (II) CO Svavelväte H2S, natriumsulfid Na2S, ce-oxid

Rita upp ekvationer av redoxreaktioner
Två metoder används för att sammanställa redoxreaktionernas ekvationer och bestämma koefficienterna: elektronbalansmetoden och den jonelektroniska metoden (halvreaktionsmetoden).

Bestämning av komplexa föreningar
Föreningar som oxider, syror, baser, salter bildas av atomer som ett resultat av uppkomsten av en kemisk bindning mellan dem. Dessa är vanliga anslutningar, eller första linjens anslutningar.

Ligander
Ligander inkluderar enkla anjoner, såsom F-, CI-, Br-, I-, S2-, komplexa anjoner, såsom CN-, NCS-, NO

Nomenklatur för komplexa föreningar
Namnet på den komplexa katjonen skrivs i ett ord, som börjar med namnet på den negativa liganden följt av bokstaven "o", följt av de neutrala molekylerna och den centrala atomen, vilket indikerar

Dissociation av komplexa föreningar
Komplexa föreningar - icke-elektrolyter i vattenlösningar genomgår inte dissociation. De saknar komplexets yttre sfär, till exempel: , )