مستويات الطاقة الفرعية - قسم الكيمياء أساسيات الكيمياء غير العضوية رقم الكم المداري L الشكل...

وفقا لحدود التغيرات في رقم الكم المداري من 0 إلى (n-1)، في كل مستوى من مستويات الطاقة من الممكن وجود عدد محدود للغاية من المستويات الفرعية، وهي: عدد المستويات الفرعية يساوي رقم المستوى.

إن الجمع بين أرقام الكم الرئيسية (n) والمدارية (l) يميز طاقة الإلكترون تمامًا.ينعكس احتياطي الطاقة للإلكترون بالمجموع (n+l).

على سبيل المثال، تمتلك إلكترونات المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد طاقة أعلى من إلكترونات المستوى الفرعي 4s:

يتم تحديد ترتيب مستويات ملء المستويات والمستويات الفرعية في الذرة بالإلكترونات القاعدة V.M. كليتشكوفسكي:يحدث ملء المستويات الإلكترونية للذرة بشكل تسلسلي من أجل زيادة المجموع (ن+1).

ووفقاً لذلك، تم تحديد مقياس الطاقة الحقيقي للمستويات الفرعية، والذي يتم بموجبه بناء الأغلفة الإلكترونية لجميع الذرات:

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

3. عدد الكم المغناطيسي (m l)يميز اتجاه السحابة الإلكترونية (المدارية) في الفضاء.

كلما كان شكل السحابة الإلكترونية أكثر تعقيدًا (أي كلما ارتفعت قيمة l)، زادت الاختلافات في اتجاه سحابة معينة في الفضاء وكلما زادت حالات الطاقة الفردية للإلكترون، والتي تتميز بقيمة معينة من عدد الكم المغناطيسي

رياضيا م ليقبل القيم الصحيحة من -1 إلى +1، بما في ذلك 0، أي. مجموع (21+1) القيم.

دعونا نشير إلى كل مدار ذري فردي في الفضاء كخلية طاقة ð، فإن عدد هذه الخلايا في المستويات الفرعية سيكون:

المستوى الفرعي	القيم المحتملة لـ m ل	عدد حالات الطاقة الفردية (المدارات والخلايا) في المستوى الفرعي
الصورة (ل=0)		واحد
ص (ل=1)	-1, 0, +1	ثلاثة
د (ل = 2)	-2, -1, 0, +1, +2	خمسة
و (ل = 3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	سبعة

على سبيل المثال، يتم توجيه المدار الكروي بشكل فريد في الفضاء. يتم توجيه مدارات الدمبل لكل مستوى فرعي على طول ثلاثة محاور إحداثية

4. عدد الكم المغزلي m sيميز دوران الإلكترون حول محوره ويأخذ قيمتين فقط:

ص- المستوى الفرعي + 1/2 و – 1/2 حسب اتجاه الدوران في اتجاه أو آخر. وفقًا لمبدأ باولي، لا يمكن وضع أكثر من إلكترونين لهما دوران معاكس (مضاد للتوازي) في مدار واحد:

تسمى هذه الإلكترونات مقترنة، ويتم تمثيل الإلكترون غير المقترن بشكل تخطيطي بسهم واحد:.

بمعرفة سعة المدار الواحد (2 إلكترون) وعدد حالات الطاقة في المستوى الفرعي (m s)، يمكننا تحديد عدد الإلكترونات في المستويات الفرعية:

يمكنك كتابة النتيجة بشكل مختلف: s 2 p 6 d 10 f 14.

ويجب تذكر هذه الأرقام جيدًا لكتابة الصيغ الإلكترونية للذرة بشكل صحيح.

لذلك، أربعة أرقام الكم - ن، ل، م ل، م ث - تحدد تماما حالة كل إلكترون في الذرة. تشكل جميع الإلكترونات الموجودة في الذرة التي لها نفس قيمة n مستوى طاقة، بنفس قيم n وl - مستوى طاقة فرعي، بنفس قيم n وl وm ل- مدار ذري منفصل (خلية كمومية). الإلكترونات الموجودة في مدار واحد لها دورانات مختلفة.

وبأخذ قيم الأعداد الكمومية الأربعة بعين الاعتبار، نحدد الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية):

توجد أعداد كبيرة من الإلكترونات (18.32) فقط في الطبقات الإلكترونية العميقة للذرات؛ يمكن أن تحتوي طبقة الإلكترون الخارجية من 1 (للهيدروجين والمعادن القلوية) إلى 8 إلكترونات (الغازات الخاملة).

من المهم أن تتذكر أن ملء الأغلفة الإلكترونية بالإلكترونات يحدث وفقًا لـ مبدأ الطاقة الأقل: يتم ملء المستويات الفرعية ذات الحد الأدنى من قيمة الطاقة أولاً، ثم المستويات ذات القيم الأعلى. يتوافق هذا التسلسل مع مقياس الطاقة للمستويات الفرعية V.M. كليتشكوفسكي.

يتم عرض التركيب الإلكتروني للذرة من خلال الصيغ الإلكترونية، التي تشير إلى مستويات الطاقة والمستويات الفرعية وعدد الإلكترونات في المستويات الفرعية.

على سبيل المثال، تحتوي ذرة الهيدروجين 1 H على إلكترون واحد فقط، وهو موجود في الطبقة الأولى من النواة على المستوى الفرعي s؛ الصيغة الإلكترونية لذرة الهيدروجين هي 1s1.

تحتوي ذرة الليثيوم 3 Li على 3 إلكترونات فقط، 2 منها في المستوى الفرعي s للطبقة الأولى، و1 يوضع في الطبقة الثانية، والتي تبدأ أيضًا بالمستوى الفرعي s. الصيغة الإلكترونية لذرة الليثيوم هي 1s 2 2s 1.

تحتوي ذرة الفوسفور 15P على 15 إلكترونًا مرتبة في ثلاث طبقات إلكترونية. تذكر أن المستوى الفرعي s لا يحتوي على أكثر من إلكترونين، والمستوى الفرعي p لا يحتوي على أكثر من 6، نضع جميع الإلكترونات تدريجيًا في المستويات الفرعية ونؤلف الصيغة الإلكترونية لذرة الفسفور: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 ع 3.

عند تجميع الصيغة الإلكترونية لذرة المنغنيز 25 Mn، من الضروري أن نأخذ في الاعتبار تسلسل زيادة الطاقة للمستويات الفرعية: 1s2s2p3s3p4s3d…

نقوم بتوزيع جميع إلكترونات Mn الـ 25 تدريجيًا: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5.

تبدو الصيغة الإلكترونية النهائية لذرة المنغنيز (مع مراعاة مسافة الإلكترونات من النواة) كما يلي:

1س 2

2س22ف6

3س 2 3ف 6 3د 5

4س 2

تتوافق الصيغة الإلكترونية للمنغنيز تمامًا مع موقعها في الجدول الدوري: عدد الطبقات الإلكترونية (مستويات الطاقة) - 4 يساوي رقم الفترة؛ يوجد إلكترونان في الطبقة الخارجية، والطبقة قبل الأخيرة غير مكتملة، وهو أمر نموذجي بالنسبة للمعادن ذات المجموعات الفرعية الثانوية؛ إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ المتنقلة (3d 5 4s 2) – 7 يساوي رقم المجموعة.

اعتمادًا على أي من مستويات الطاقة الفرعية في الذرة -s-، p-، d- أو f- تم بناؤه أخيرًا، يتم تقسيم جميع العناصر الكيميائية إلى عائلات إلكترونية: عناصر s(H، He، الفلزات القلوية، معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية من النظام الدوري)؛ عناصر ف(عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية 3، 4، 5، 6، 7، 8 من النظام الدوري)؛ د- العناصر(جميع المعادن من المجموعات الفرعية الثانوية)؛ عناصر f(اللانثانيدات والأكتينيدات).

تعتبر الهياكل الإلكترونية للذرات أساسًا نظريًا عميقًا لبنية النظام الدوري؛ فطول الفترات (أي عدد العناصر في الدورات) ينبع مباشرة من سعة الطبقات الإلكترونية وتسلسل الطاقة المتزايدة؛ المستويات الفرعية:

تبدأ كل فترة بعنصر s ببنية الطبقة الخارجية s 1 (معدن قلوي) وتنتهي بعنصر s ببنية الطبقة الخارجية ... s 2 p 6 (غاز خامل). تحتوي الفترة الأولى على عنصرين فقط (H و He)، وتحتوي كل من الفترتين الصغيرتين الثانية والثالثة على عنصرين S وستة عناصر P. في الفترتين الرئيسيتين الرابعة والخامسة، 10 عناصر D - معادن انتقالية، مقسمة إلى مجموعات فرعية ثانوية - "إسفين" بين العناصر s وp. في الفترتين السادسة والسابعة، تمت إضافة 14 عنصرًا آخر إلى بنية مماثلة، مع خصائص مشابهة لللانثانم والأكتينيوم، على التوالي، وتم تحديدها كمجموعات فرعية من اللانثانيدات والأكتينيدات.

عند دراسة الهياكل الإلكترونية للذرات، انتبه إلى تمثيلها الرسومي، على سبيل المثال:

13 آل 1س 2 2س 2 2ف 6 3س 2 3ف 1

يتم استخدام كلا خياري الصورة: أ) و ب):

للحصول على الترتيب الصحيح للإلكترونات في المدارات، عليك أن تعرف قاعدة هوند:يتم ترتيب الإلكترونات في المستوى الفرعي بحيث يكون دورانها الإجمالي هو الحد الأقصى. بمعنى آخر، تشغل الإلكترونات أولاً جميع الخلايا الحرة لمستوى فرعي معين واحدة تلو الأخرى.

على سبيل المثال، إذا كان من الضروري وضع ثلاثة إلكترونات p (p 3) في المستوى الفرعي p، والذي يحتوي دائمًا على ثلاثة مدارات، فمن بين الخيارين المحتملين، فإن الخيار الأول يلبي قاعدة هوند:

على سبيل المثال، فكر في مخطط إلكتروني رسومي لذرة الكربون:

6 ج 1 ق 2 2 ق 2 2 ع 2

يعد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في الذرة خاصية مهمة جدًا. وفقا لنظرية الرابطة التساهمية، فإن الإلكترونات غير المتزاوجة فقط هي التي يمكنها تكوين روابط كيميائية وتحديد قدرات التكافؤ للذرة.

إذا كانت هناك حالات طاقة حرة (مدارات غير مشغولة) في المستوى الفرعي، فإن الذرة، عندما تكون متحمسة، "تبخر"، تفصل الإلكترونات المزدوجة، وتزداد قدرات التكافؤ الخاصة بها:

6 ج 1 ق 2 2 ق 2 2 ع 3

الكربون في الحالة الطبيعية يكون ثنائي التكافؤ، وفي الحالة المثارة يكون رباعي التكافؤ. لا تتمتع ذرة الفلور بالقدرة على الإثارة (نظرًا لأن جميع مدارات طبقة الإلكترون الخارجية مشغولة)، وبالتالي فإن الفلور في مركباته أحادي التكافؤ.

مثال 1.ما هي الأعداد الكمومية؟ ما هي القيم التي يمكنهم اتخاذها؟

حل.حركة الإلكترون في الذرة احتمالية. يُطلق على الفضاء المحيط بالنواة، والذي يمكن أن يوجد فيه الإلكترون بأعلى احتمال (0.9-0.95)، اسم المدار الذري (AO). يتميز المدار الذري، مثل أي شكل هندسي، بثلاثة معاملات (إحداثيات)، تسمى أرقام الكم (n، l، m ل). لا تأخذ الأرقام الكمومية أي قيم منفصلة (متقطعة)، بل معينة. تختلف القيم المجاورة للأعداد الكمومية بواحد. تحدد الأرقام الكمومية الحجم (n) والشكل (l) والاتجاه (ml) للمدار الذري في الفضاء. باحتلال هذا المدار الذري أو ذاك، يشكل الإلكترون سحابة إلكترونية، والتي يمكن أن يكون لها أشكال مختلفة للإلكترونات من نفس الذرة (الشكل 1). أشكال السحب الإلكترونية تشبه AO. وتسمى أيضًا المدارات الإلكترونية أو الذرية. تتميز السحابة الإلكترونية بأربعة أرقام (n، l، m 1 و m 5).

ماذا سنفعل بالمواد المستلمة:

إذا كانت هذه المادة مفيدة لك، فيمكنك حفظها على صفحتك على الشبكات الاجتماعية:

سقسقة

جميع المواضيع في هذا القسم:

القوانين والمفاهيم الأساسية للكيمياء
يُطلق على فرع الكيمياء الذي يأخذ في الاعتبار التركيب الكمي للمواد والعلاقات الكمية (الكتلة والحجم) بين المواد المتفاعلة اسم قياس العناصر الكيميائية. ووفقا لهذا،

الرمزية الكيميائية
تم تقديم الرموز الحديثة للعناصر الكيميائية في عام 1813 على يد بيرسيليوس. يتم تحديد العناصر بالأحرف الأولى من أسمائها اللاتينية. على سبيل المثال، يُشار إلى الأكسجين (Oxygenium) بالحرف O، ce

الجذور اللاتينية لبعض العناصر
الرقم الترتيبي في جدول النظام الدوري الرمز الاسم الروسي الجذر اللاتيني

أسماء مجموعات العناصر
اسم مجموعة العناصر عناصر المجموعة الغازات النبيلة He، Ne، Ar، Kr، Xe، Rn الهالوجينات

أسماء الأحماض وبقايا الأحماض الأكثر استخداما
الصيغ الحمضية اسم الحمض صيغة بقايا الحمض اسم بقايا الحمض أحماض الأكسجين

الحصول على الأحماض
1. تفاعل أكاسيد الأحماض (معظمها) مع الماء: SO3 + H2O=H2SO4؛

N2O5 + H2
تسمية المركبات غير العضوية (حسب قواعد IUPAC)

IUPAC هو الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية. تعد قواعد IUPAC لعام 1970 نموذجًا دوليًا ينشئ قواعد تسمية للمركبات الكيميائية بلغة coo
النماذج الأولى للذرة

في عام 1897، اكتشف ج. طومسون (إنجلترا) الإلكترون، وفي عام 1909. حدد R. Mulliken شحنتها التي تساوي 1.610-19 درجة مئوية. كتلة الإلكترون هي 9.1110-28 جم
الأطياف الذرية

عند تسخين المادة، تنبعث منها أشعة (إشعاع). إذا كان للإشعاع طول موجي واحد، فإنه يسمى أحادي اللون. في معظم الحالات، يتميز الإشعاع بعدة
كوانتا ونموذج بور

في عام 1900، اقترح م. بلانك (ألمانيا) أن المواد تمتص وتصدر الطاقة في أجزاء منفصلة، ​​والتي أطلق عليها اسم الكوانتا. تتناسب طاقة الكم E مع تردد الإشعاع (ko
الطبيعة المزدوجة للإلكترون

في عام 1905، توقع أ. أينشتاين أن أي إشعاع هو عبارة عن تيار من كمات الطاقة، يسمى الفوتونات. ويترتب على نظرية أينشتاين أن الضوء له موجة جسيمية مزدوجة
قيم الأعداد الكمومية والحد الأقصى لعدد الإلكترونات عند المستويات الكمومية والمستويات الفرعية

عدد الكم المغناطيسي الكمي ml عدد الحالات الكمومية (المدارات) الحد الأقصى لعدد الإلكترونات  
نظائر الهيدروجين

النظائر الشحنة النووية (الرقم التسلسلي) عدد الإلكترونات الكتلة الذرية عدد النيوترونات N=A-Z البروتيوم
الجدول الدوري للعناصر D.I. مندليف والبنية الإلكترونية للذرات

دعونا نفكر في العلاقة بين موضع العنصر في الجدول الدوري والتركيب الإلكتروني لذراته. يحتوي كل عنصر لاحق في الجدول الدوري على إلكترون واحد أكثر من العنصر السابق.
التكوينات الإلكترونية لعناصر الفترتين الأوليين

العدد الذري تكوينات العنصر الإلكترونية العدد الذري تكوينات العنصر الإلكترونية
التكوينات الإلكترونية للعناصر

الفترة الرقم الترتيبي عنصر التكوين الإلكتروني الفترة الرقم الترتيبي العنصر
وبما أن التركيب الإلكتروني للعناصر يتغير بشكل دوري، فإن خصائص العناصر التي تحددها بنيتها الإلكترونية، مثل طاقة التأين،

السالبية الكهربية للعناصر حسب بولينج
ح 2.1 و

حالات أكسدة الزرنيخ والسيلينيوم والبروم
حالة أكسدة العنصر مركبات أعلى أدنى

معادلات التفاعل النووي المختصرة والكاملة
المعادلات المختصرة المعادلات الكاملة 27Al(p,

تعريف الرابطة الكيميائية
تعتمد خصائص المواد على تركيبها وبنيتها ونوع الرابطة الكيميائية بين الذرات الموجودة في المادة. الرابطة الكيميائية ذات طبيعة كهربائية. ونعني بالرابطة الكيميائية النوع

الرابطة الأيونية
عندما يتكون أي جزيء، فإن ذرات هذا الجزيء "تترابط" مع بعضها البعض. السبب وراء تشكل الجزيئات هو أن القوى الكهروستاتيكية تعمل بين الذرات الموجودة في الجزيء. أوبرازوفا

الرابطة التساهمية
تسمى الرابطة الكيميائية التي تتكون من سحب إلكترونية متداخلة من الذرات المتفاعلة بالرابطة التساهمية.

4.3.1. كوفال غير قطبي
طريقة رابطة التكافؤ (MVS، BC)

لفهم عميق لجوهر الرابطة التساهمية، وطبيعة توزيع كثافة الإلكترون في الجزيء، ومبادئ بناء جزيئات المواد البسيطة والمعقدة، فإن طريقة روابط التكافؤ مطلوبة
الطريقة المدارية الجزيئية (MMO، MO)

ومن الناحية التاريخية، ظهرت طريقة MO متأخرة عن طريقة BC، إذ بقيت أسئلة في نظرية الروابط التساهمية لا يمكن تفسيرها بطريقة BC. دعونا نشير إلى بعض منهم.
كيف

الأحكام الأساسية للمنظمة البحرية الدولية، MO
1. في الجزيء، يتم مشاركة جميع الإلكترونات. الجزيء نفسه عبارة عن مجموعة كاملة من النوى والإلكترونات.

2. في الجزيء، يتوافق كل إلكترون مع مدار جزيئي، مثل
التهجين المداري والتكوين المكاني للجزيئات

نوع الجزيء المدارات الأولية للذرة نوع التهجين عدد المدارات الهجينة للذرة A Pr
اتصال معدني

يقول الاسم نفسه أننا سنتحدث عن الهيكل الداخلي للمعادن. تحتوي ذرات معظم المعادن على عدد صغير من الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. إذن، إلكترون واحد لكل
عندما تتجمع الجزيئات معًا، يظهر التجاذب، مما يسبب ظهور حالة مكثفة من المادة. تشمل الأنواع الرئيسية للتفاعل بين الجزيئات قوى فان دير فالس، والتي

مساهمة المكونات الفردية في طاقة التفاعل بين الجزيئات
عزم ثنائي القطب الكهربائي، D الاستقطاب، m3∙1030 طاقة التفاعل، كيلوجول/م

مفاهيم عامة
عند حدوث التفاعلات الكيميائية، تتغير حالة الطاقة للنظام الذي يحدث فيه التفاعل. تتميز حالة النظام بالمعلمات الديناميكية الحرارية (p، T، s، إلخ).

الطاقة الداخلية. القانون الأول للديناميكا الحرارية
أثناء التفاعلات الكيميائية، تحدث تغيرات نوعية عميقة في النظام، حيث يتم كسر الروابط في المواد الأولية وتظهر روابط جديدة في المنتجات النهائية. هذه التغييرات مصحوبة بالامتصاص

المحتوى الحراري للنظام. التأثيرات الحرارية للتفاعلات الكيميائية
الحرارة Q والشغل A ليسا من وظائف الحالة، لأنهما بمثابة أشكال من نقل الطاقة ويرتبطان بالعملية، وليس بحالة النظام. في التفاعلات الكيميائية A يعمل ضد العوامل الخارجية

الحسابات الكيميائية الحرارية
تعتمد الحسابات الكيميائية الحرارية على قانون هيس، الذي يسمح للمرء بحساب المحتوى الحراري للتفاعل الكيميائي: يعتمد التأثير الحراري للتفاعل فقط على طبيعة المواد الأولية وحالتها الفيزيائية.

درجات الحرارة القياسية (المحتوى الحراري) للتكوين
بعض المواد المادة

تقارب كيميائي. إنتروبيا التفاعلات الكيميائية. طاقة جيبس
يمكن أن تحدث التفاعلات تلقائيًا، مصحوبة ليس فقط بإطلاق الحرارة، ولكن أيضًا بامتصاص الحرارة.

تفاعل يحدث عند درجة حرارة معينة ويطلق حرارة عند درجة حرارة مختلفة
القانون الثاني والثالث للديناميكا الحرارية

بالنسبة للأنظمة التي لا تتبادل الطاقة أو المادة مع البيئة (الأنظمة المعزولة)، فإن القانون الثاني للديناميكا الحرارية له الصيغة التالية: في الأنظمة المعزولة،
مفهوم معدل التفاعلات الكيميائية

معدل التفاعل الكيميائي هو عدد أحداث التفاعل الأولية التي تحدث لكل وحدة زمنية لكل وحدة حجم (في حالة التفاعلات المتجانسة) أو لكل وحدة سطح واجهة (في
اعتماد معدل التفاعل على تركيز الكواشف

لكي تتفاعل الذرة والجزيئات، يجب أن تتصادم مع بعضها البعض، لأن قوى التفاعل الكيميائي لا تعمل إلا على مسافة قصيرة جدًا. كلما زاد عدد الجزيئات هناك
يتم تحديد اعتماد معدل التفاعل على درجة الحرارة من خلال قاعدة فانت هوف، والتي بموجبها، مع كل زيادة بمقدار 10 درجات في درجة الحرارة، يزيد معدل معظم التفاعلات بمقدار 2-

طاقة التنشيط
يتم تفسير التغير السريع في معدل التفاعل مع التغيرات في درجات الحرارة من خلال نظرية التنشيط. لماذا يسبب التسخين مثل هذا التسارع الكبير في التحولات الكيميائية؟ للإجابة على هذا السؤال تحتاج

مفهوم الحفز والمحفزات
التحفيز هو التغير في معدل التفاعلات الكيميائية في وجود المواد - المحفزات. المحفزات هي مواد تغير معدل التفاعل من خلال المشاركة في مادة كيميائية وسيطة

التوازن الكيميائي. مبدأ لو شاتيليه
ردود الفعل التي تسير في اتجاه واحد وتنتهي تسمى ردود الفعل التي لا رجعة فيها. ليس هناك الكثير منهم. معظم ردود الفعل قابلة للعكس، أي. أنها تتدفق في اتجاهين متعاكسين

طرق التعبير عن تركيز المحاليل
تركيز المحلول هو محتوى المادة المذابة في كتلة معينة أو حجم معروف من المحلول أو المذيب.

هناك الكتلة، المولي (الحجم المولي)، مو
الخصائص الجماعية للحلول

الخواص التجميعية هي خواص المحاليل التي تعتمد على التركيز وتكون مستقلة عمليا عن طبيعة المواد المذابة. ويطلق عليهم أيضًا اسم عام (جماعي). ت
المحاليل الكهربية

ومن أمثلة محاليل الإلكتروليتات محاليل القلويات والأملاح والأحماض غير العضوية في الماء ومحاليل عدد من الأملاح والأمونيا السائلة وبعض المذيبات العضوية مثل الأسيتونيت
في الحلول عند 298 ك

التركيز، مول/1000 جم Н2О معامل النشاط للإلكتروليتات NaCl KCl NaOH KOH
التحلل المائي للأملاح

تفاعل التبادل الكيميائي لأيونات الملح الذائبة مع الماء، مما يؤدي إلى تكوين منتجات ضعيفة التفكك (جزيئات الأحماض أو القواعد الضعيفة، الأنيونات الحمضية أو الكاتيونات الأساسية)
ثوابت ودرجات تفكك بعض الأملاح الضعيفة

صيغة الإلكتروليتات القيم العددية لثوابت التفكك درجة التفكك في 0.1 ن. محلول،٪ أحماض النيتروز
العمليات

تفاعلات الأكسدة والاختزال هي تفاعلات يصاحبها تغير في حالة أكسدة الذرات التي تشكل المواد المتفاعلة.
حالات التكافؤ والأكسدة للذرات في بعض المركبات

أيونية رابطة الجزيء، % تكافؤ الذرة التكافؤ الكهربي: v = ve
دعونا ننظر في المبادئ الأساسية لنظرية تفاعلات الأكسدة والاختزال.

1. الأكسدة هي عملية فقدان الإلكترونات بواسطة ذرة أو جزيء أو أيون. درجة الأكسدة في هذه الحالة
أهم عوامل الاختزال والأكسدة

العوامل المختزلة العوامل المؤكسدة المعادن، الهيدروجين، الفحم أول أكسيد الكربون (II) CO كبريتيد الهيدروجين H2S، كبريتيد الصوديوم Na2S، أكسيد السيلينيوم
وضع معادلات تفاعلات الأكسدة والاختزال

لتجميع معادلات تفاعلات الأكسدة والاختزال وتحديد المعاملات، يتم استخدام طريقتين: طريقة التوازن الإلكتروني والطريقة الأيونية الإلكترونية (طريقة نصف التفاعل).
تحديد المركبات المعقدة

تتشكل المركبات مثل الأكاسيد والأحماض والقواعد والأملاح من الذرات نتيجة تكوين رابطة كيميائية بينها. هذه اتصالات عادية، أو اتصالات من الدرجة الأولى
الروابط

تشتمل الروابط على أنيونات بسيطة، مثل F-، وCI-، وBr-، وI-، وS2-، والأنيونات المعقدة، على سبيل المثال CN–، NCS–، NO
تسمية المركبات المعقدة

يكتب اسم الكاتيون المعقد بكلمة واحدة يبدأ باسم الربيطة السالبة مع إضافة حرف "o" ثم تعطى الجزيئات المحايدة والذرة المركزية مع الإشارة
تفكك المركبات المعقدة