Если говорить более строго, то относительное расположение подуровней обусловлено не столько их большей или меньшей энергией, сколько требованием минимума полной энергии атома .
Распределение электронов по атомным орбиталям происходит, начиная с орбитали, имеющей наименьшую энергию (принцип минимума энергии), т.е. электрон садится на ближайшую к ядру орбиталь. Это значит, что сначала заполняются электронами те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел (n + l ) была минимальной. Так энергия электрона на 4s-подуровне меньше энергии электрона, находящегося на 3d-подуровне. Следовательно, заполнение электронами подуровней происходит в следующем порядке: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ~ 4f < 6p < 7s < 6d ~ 5f < 7p.
Исходя из этого требования, минимум энергии достигается у большинства атомов тогда, когда их подуровни заполняются в показанной выше последовательности. Но есть и исключения, которые вы можете найти в таблицах "Электронные конфигурации элементов", однако эти исключения редко приходится принимать во внимание при рассмотрении химических свойств элементов.
Атом хрома имеет электронную конфигурацию не 4s 2 3d 4 , a 4s 1 3d 5 . Это является примером того, как стабилизация состояний с параллельными спинами электронов преобладает над незначительной разницей энергетических состояний подуровней 3d и 4s (правила Гунда), то есть энергетически выгодными состояниями для d-подуровня являются d 5 и d 10 . Энергетические диаграммы валентных подуровней атомов хрома и меди представлены на рис.2.1.1.
Подобный переход одного электрона с s-подуровня на d-подуровень происходит еще у 8 элементов: Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au . У атома Pd происходит переход двух s-электронов на d-подуровень: Pd 5s 0 4d 10 .
Рис.2.1.1. Энергетические диаграммы валентных подуровней атомов хрома и меди
Правила заполнения электронных оболочек:
1. Сначала выясняем, сколько всего электронов содержит атом интересующего нас элемента. Для этого достаточно знать заряд его ядра, который, всегда равен порядковому номеру элемента в Периодической таблице Д.И. Менделеева . Порядковый номер (число протонов в ядре) в точности равен и числу электронов во всем атоме.
2. Последовательно заполняем орбитали, начиная с 1s-орбитали, имеющимися электронами, учитывая принцип минимальной энергии. При этом нельзя располагать на каждой орбитали более двух электронов с противоположно направленными спинами (правило Паули).
3. Записываем электронную формулу элемента.
Атом - это сложная, динамически устойчивая микросистема взаимодействующих частиц: протонов р + , нейтронов n 0 и электронов е - .
Рис.2.1.2. Заполнение энергетических уровней электронами элемента фосфора
Электронную структуру атома водорода (z = 1) можно изобразить следующим образом:
+1 Н 1s 1 , n = 1 , где квантовая ячейка (атомная орбиталь) обозначается в виде линии или квадрата, а электроны - в виде стрелок.
Каждый атом последующего химического элемента в периодической системе представляет собой многоэлектронный атом.
Атом лития , так же как и атом водорода и гелия, имеет электронную структуру s-элемента, т.к. последний электрон атома лития «садится» на s-подуровень:
+3 Li 1s 2 2s 1 2p 0
В атоме бора появляется первый электрон в p-состоянии:
+5 В 1s 2 2s 2 2p 1
Запись электронной формулы проще показать на конкретном примере. Допустим, нам надо выяснить электронную формулу элемента с порядковым номером 7. В атоме такого элемента должно быть 7 электронов. Заполним орбитали семью электронами, начиная с нижней 1s-орбитали.
Итак, 2 электрона расположатся на 1s-орбитали, еще 2 электрона - на 2s-орбитали, а оставшиеся 3 электрона смогут разместиться на трех 2p-орбиталях.
Электронная формула элемента с порядковым номером 7 (это элемент азот , имеющий символ “N”) выглядит так:
+7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Рассмотрим действие правила Гунда на примере атома азота: N 1s 2 2s 2 2p 3 . На 2-м электронном уровне есть три одинаковых p-орбитали: 2px, 2py, 2pz. Электроны заселят их так, что на каждой из этих p-орбиталей окажется по одному электрону. Объясняют это тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы. Полученная нами электронная формула азота несет очень важную информацию: 2-й (внешний) электронный уровень азота заполнен электронами не до конца (на нем 2 + 3 = 5 валентных электронов) и до полного заполнения не хватает трех электронов.
Внешним уровнем атома называется самый далекий от ядра уровень, на котором есть валентные электроны. Именно эта оболочка соприкасается при столкновении с внешними уровнями других атомов в химических реакциях. При взаимодействии с другими атомами азот способен принять 3 дополнительных электрона на свой внешний уровень. При этом атом азота получит завершенный, то есть максимально заполненный внешний электронный уровень, на котором расположатся 8 электронов.
Завершенный уровень энергетически выгоднее незавершенного, поэтому атом азота должен легко реагировать с любым другим атомом, способным предоставить ему 3 дополнительных электрона для завершения его внешнего уровня.
Орбитальное квантовое число l |
Форма электронного облака в подуровне |
Изменение энергии элект-ронов в преде-лах уровня |
|
буквенные обозначения |
цифровые значения |
||
сферическая |
энергия электрона возрастает |
||
гантелеобразная | |||
4-х лепестковая розетка | |||
более сложная форма |
Согласно пределам изменений орбитального квантового числа от 0 до (n-1), в каждом энергетическом уровне возможно строго ограниченное число подуровней, а именно: число подуровней равно номеру уровня.
Сочетание главного (n ) и орбитального (l ) квантовых чисел полностью характеризует энергию электрона. Запас энергии электрона отражается суммой (n+l).
Так, например, электроны 3d-подуровня обладают более высокой энергией, чем электроны 4s-подуровня:
Порядок заполнения уровней и подуровней в атоме электронами определяется правилом В.М. Клечковского: заполнение электронных уровней атома происходит последовательно в порядке возрастания суммы (n+1).
В соответствии с этим определена реальная энергетическая шкала подуровней, по которой построены электронные оболочки всех атомов:
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d…
3. Магнитное квантовое число (m l ) характеризует направление электронного облака (орбитали) в пространстве.
Чем сложнее форма электронного облака (т.е. чем выше значение l), тем больше вариаций в ориентации данного облака в пространстве и тем больше существует отдельных энергетических состояний электрона, характеризующихся определенным значением магнитного квантового числа.
Математически m l принимает целочисленные значения от -1 до +1, включая 0, т.е. всего (21+1) значений.
Обозначим каждую отдельную атомную орбиталь в пространстве как энергетическую ячейку , тогда число таких ячеек в подуровнях составит:
Подуро-вень |
Возможные значения m l |
Число отдельных энергетичес-ких состояний (орбиталей, ячеек) в подуровне |
|
2, -1, 0, +1, +2 | |||
3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 |
Н
апример,
шарообразнаяs-орбиталь
однозначно направлена в пространстве.
Гантелеобразные орбитали каждого
p-подуровня
ориентируются по трем осям координат
4. Спиновое квантовое число m s характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и принимает всего два значения:
p- подуровень + 1 / 2 и – 1 / 2 , в зависимости от направления вращения в ту или другую сторону. Согласно принципу Паули, в одной орбитали может расположиться не более 2 электронов с противоположно направленными (антипараллельными) спинами:.
Такие электроны называютсяспаренными.Неспаренныйэлектрон схематически изображается одной стрелкой:.
Зная емкость одной орбитали (2 электрона) и число энергетических состояний в подуровне (m s), можно определить количество электронов в подуровнях:
Можно записать результат иначе: s 2 p 6 d 10 f 14 .
Эти цифры необходимо хорошо запомнить для правильного написания электронных формул атома.
Итак, четыре квантовых числа – n, l, m l , m s – полностью определяют состояние каждого электрона в атоме. Все электроны в атоме с одинаковым значением n составляют энергетический уровень, с одинаковыми значениями n и l – энергетический подуровень, с одинаковыми значениями n, l и m l – отдельную атомную орбиталь (квантовую ячейку). Электроны одной орбитали отличаются спинами.
Учитывая значения всех четырех квантовых чисел, определим максимальное количество электронов в энергетических уровнях (электронных слоях):
Подуровни |
Количество электронов |
|||
по подуровням |
суммарное |
|||
s 2 p 6 d 10 f 14 |
Большие количества электронов (18,32) содержатся только в глубоко лежащих электронных слоях атомов, внешний электронный слой может содержать от 1 (у водорода и щелочных металлов) до 8 электронов (инертные газы).
Важно помнить, что заполнение электронами электронных оболочек происходит по принципу наименьшей энергии : сначала заполняются подуровни с минимальным значением энергии, затем с более высокими значениями. Эта последовательность соответствует энергетической шкале подуровней В.М. Клечковского.
Электронную структуру атома отображают электронные формулы, в которых указываются энергетические уровни, подуровни и число электронов в подуровнях.
Например, у атома водорода 1 H всего 1 электрон, который располагается в первом от ядра слое на s-подуровне; электронная формула атома водорода 1s 1 .
У атома лития 3 Li всего 3 электрона, из них 2 находятся в s-подуровне первого слоя, а 1 помещается во второй слой, который также начинается s-подуровнем. Электронная формула атома лития 1s 2 2s 1 .
Атом фосфора 15 P имеет 15 электронов, расположенных в трех электронных слоях. Помня, что s-подуровень содержит не более 2 электронов, а p-подуровень содержит не более 6, постепенно размещаем все электроны по подуровням и составляем электронную формулу атома фосфора: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
При составлении электронной формулы атома марганца 25 Mn необходимо учесть последовательность возрастания энергии подуровней: 1s2s2p3s3p4s3d…
Распределяем постепенно все 25 электронов Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .
Окончательная электронная формула атома марганца (с учетом удаленности электронов от ядра) выглядит так:
Электронная формула марганца полностью соответствует положению его в периодической системе: число электронных слоев (энергетических уровней) – 4 равно номеру периода; во внешнем слое 2 электрона, предпоследний слой не завершен, что характерно для металлов побочных подгрупп; общее количество подвижных, валентных электронов (3d 5 4s 2) – 7 равно номеру группы.
В зависимости от того, какой из энергетических подуровней в атоме –s-, p-, d- или f- застраивается в последнюю очередь, все химические элементы подразделяются на электронные семейства: s -элементы (H, He, щелочные металлы, металлы главной подгруппы 2-й группы периодической системы); p -элементы (элементы главных подгрупп 3, 4, 5, 6, 7, 8-й групп периодической системы); d -элементы (все металлы побочных подгрупп); f - элементы (лантаноиды и актиноиды).
Электронные структуры атомов являются глубоким теоретическим обоснованием структуры периодической системы, длина периодов (т.е. количество элементов в периодах) непосредственно вытекает из емкости электронных слоев и последовательности возрастания энергии подуровней:
Каждый период начинается s-элементом со структурой внешнего слоя s 1 (щелочной металл) и заканчивается p-элементом со структурой внешнего слоя …s 2 p 6 (инертный газ). I-й период содержит только два s-элемента (H и He), II-й и III-й малые периоды содержат по два s-элемента и шесть p-элемента. В IV-м и V-м больших периодах между s- и p-элементами «вклиниваются» по 10 d-элементов – переходных металлов, выделенных в побочные подгруппы. В VI и VII периодах к аналогичной структуре добавляется еще по 14 f-элементов, по свойствам близких соответственно лантану и актинию и выделенных в виде подгрупп лантаноидов и актиноидов.
При изучении электронных структур атомов обратите внимание на их графическое изображение, например:
13 Аl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
применяют оба варианта изображения: а) и б):
Для правильного расположения электронов на орбиталях необходимо знать правило Гунда: электроны в подуровне располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, электроны прежде по одному занимают все свободные ячейки данного подуровня.
Например, если необходимо разместить три p-электрона (p 3) в p-подуровне, который всегда имеет три орбитали, то из двух возможных вариантов правилу Гунда отвечает первый вариант:
В качестве примера рассмотрим графическую электронную схему атома углерода:
6 C·1s 2 2s 2 2p 2
Количество неспаренных электронов в атоме – очень важная характеристика. Согласно теории ковалентной связи, только неспаренные электроны могут образовывать химические связи и определяют валентные возможности атома.
Если в подуровне имеются свободные энергетические состояния (незанятые орбитали), атом при возбуждении «распаривает», разъединяет спаренные электроны, и его валентные возможности повышаются:
6 C· 1s 2 2s 2 2p 3
Углерод в нормальном состоянии 2-х-валентен, в возбужденном – 4-х-валентен. Атом фтора не имеет возможностей для возбуждения (т.к. все орбитали внешнего электронного слоя заняты), поэтому фтор в своих соединениях одновалентен.
Пример 1. Что такое квантовые числа? Какие значения они могут принимать?
Р
Рис.1.
Формы s-,
p-
и d-электрон-ных
облаков (орбиталей)
ешение.
Движение электрона в атоме имеет
вероятностный характер. Околоядерное
пространство, в котором с наибольшей
вероятностью (0,9-0,95) может находиться
электрон, называется атомной орбиталью
(АО). Атомная орбиталь, как любая
геометрическая фигура, характеризуется
тремя параметрами (координатами),
получившими название квантовых чисел
(n,
l,
m l
).
Квантовые числа принимают не любые, а
определенные, дискретные (прерывные)
значения. Соседние значения квантовых
чисел различаются на единицу. Квантовые
числа определяют размер (n), форму (l) и
ориентацию (m l)
атомной орбитали в пространстве. Занимая
ту или иную атомную орбиталь, электрон
образует электронное облако, которое
у электронов одного и того же атома
может иметь различную форму (рис. 1).
Формы электронных облаков аналогичны
АО. Их также называют электронными или
атомными орбиталями. Электронное облако
характеризуется четырьмя числами (n, l,
m 1 и m 5).
(1887-1961) для описания состояния электрона в атоме водорода. Он объединил математические выражения для колебательных процессов и уравнение де Бройля и получил следующее линейное дифференциальное однородное уравнение:
где ψ - волновая функция (аналог амплитуды для волнового движения в классической механике), которая характеризует движение электрона в пространстве как волнообразное возмущение; x , y , z - координаты, m - масса покоя электрона, h - постоянная Планка, E - полная энергия электрона, E p - потенциальная энергия электрона.
Решениями уравнения Шрёдингера являются волновые функции. Для одноэлектронной системы (атома водорода) выражение для потенциальной энергии электрона имеет простой вид:
E p = −e 2 / r ,
где e - заряд электрона, r - расстояние от электрона до ядра. В этом случае уравнение Шрёдингера имеет точное решение.
Чтобы решить волновое уравнение, надо разделить его переменные. Для этого заменяют декартовы координаты x , y , z на сферические r , θ, φ. Тогда волновую функцию можно представить в виде произведения трех функций, каждая из которых содержит только одну переменную:
ψ(x ,y ,z ) = R (r ) Θ(θ) Φ(φ)
Функцию R (r ) называют радиальной составляющей волновой функции, а Θ(θ) Φ(φ) - ее угловыми составляющими.
В ходе решения волнового уравнения вводятся целые числа - так называемые квантовые числа (главное n , орбитальное l и магнитное m l ). Функция R (r ) зависит от n и l , функция Θ(θ) - от l и m l , функция Φ(φ) - от m l .
Геометрическим образом одноэлектронной волновой функции является атомная орбиталь . Она представляет собой область пространства вокруг ядра атома, в которой высока вероятность обнаружения электрона (обычно выбирают значение вероятности 90-95%). Это слово происходит от латинского "орбита " (путь, колея), но имеет другой смысл, не совпадающий с понятием траектории (пути) электрона вокруг атома, предложенным Н. Бором для планетарной модели атома. Контуры атомной орбитали - это графическое отображение волновой функции, полученной при решении волнового уравнения для одного электрона.
Квантовые числа
Квантовые числа, возникающие при решении волнового уравнения, служат для описания состояний квантово-химической системы. Каждая атомная орбиталь характеризуется набором из трех квантовых чисел: главного n , орбитального l и магнитного m l .
Главное квантовое число n характеризует энергию атомной орбитали. Оно может принимать любые положительные целочисленные значения. Чем больше значение n , тем выше энергия и больше размер орбитали. Решение уравнения Шрёдингера для атома водорода дает следующее выражение для энергии электрона:
E = −2π 2 me 4 / n 2 h 2 = −1312,1 / n 2 (кДж/моль)
Таким образом, каждому значению главного квантового числа отвечает определенное значение энергии электрона. Уровни энергии с определенными значениями n иногда обозначают буквами K , L , M , N ... (для n = 1, 2, 3, 4...).
Орбитальное квантовое число l характеризует энергетический подуровень. Атомные орбитали с разными орбитальными квантовыми числами различаются энергией и формой. Для каждого n разрешены целочисленные значения l от 0 до (n −1). Значения l = 0, 1, 2, 3... соответствуют энергетическим подуровням s , p , d , f .
Форма s -орбиталей сферическая, p -орбитали напоминают гантели, d - и f -орбитали имеют более сложную форму.
Магнитное квантовое число m l отвечает за ориентацию атомных орбиталей в пространстве. Для каждого значения l магнитное квантовое число m l может принимать целочисленные значения от −l до +l (всего 2l + 1 значений). Например, р -орбитали (l = 1) могут быть ориентированы тремя способами (m l = -1, 0, +1).
Электрон, занимающий определенную орбиталь, характеризуется тремя квантовыми числами, описывающими эту орбиталь и четвертым квантовым числом (спиновым ) m s , которое характеризует спин электрона - одно из свойств (наряду с массой и зарядом) этой элементарной частицы. Спин - собственный магнитный момент количества движения элементарной частицы. Хотя это слово по-английски означает "вращение ", спин не связан с каким-либо перемещением частицы, а имеет квантовую природу. Спин электрона характеризуется спиновым квантовым числом m s , которое может быть равно +1/2 и −1/2.
Квантовые числа для электрона в атоме:
Энергетические уровни и подуровн и
Совокупность состояний электрона в атоме с одним и тем же значением n называют энергетическим уровнем . Число уровней, на которых находятся электроны в основном состоянии атома, совпадает с номером периода, в котором располагается элемент. Номера этих уровней обозначают цифрами: 1, 2, 3,... (реже - буквами K , L , M , ...).
Энергетический подуровень - совокупность энергетических состояний электрона в атоме, характеризующихся одними и теми же значениями квантовых чисел n и l . Подуровни обозначают буквами: s , p , d , f ... Первый энергетический уровень имеет один подуровень, второй - два подуровня, третий - три подуровня и так далее.
Если на схеме орбитали обозначить в виде ячеек (квадратных рамок), а электроны - в виде стрелок ( или ↓), то можно увидеть, что главное квантовые число характеризуют энергетический уровень (ЭУ), совокупность главного и орбитального квантовых чисел - энергетический подуровень (ЭПУ), совокупность главного, орбитального и магнитного квантовых чисел - атомную орбиталь , а все четыре квантовые числа - электрон.
Каждой орбитали отвечает определенная энергия. Обозначение орбитали включает номер энергетического уровня и букву, отвечающую соответствующему подуровню: 1s , 3p , 4d и т.п. Для каждого энергетического уровня, начиная со второго, возможно существование трех равных по энергии p -орбиталей, расположенных в трех взаимно перпендикулярных направлениях. На каждом энергетическом уровне, начиная с третьего, имеется пять d -орбиталей, имеющих более сложную четырехлепестковую форму. Начиная с четвертого энергетического уровня, появляются еще более сложные по форме f -орбитали; на каждом уровне их семь. Атомную орбиталь с распределенным по ней зарядом электрона нередко называют электронным облаком.
Электронная плотность
Пространственное распределение заряда электрона называется электронной плотностью. Исходя из того, что вероятность нахождения электрона в элементарном объеме dV равна |ψ| 2 dV , можно рассчитать функцию радиального распределения электронной плотности.
Если за элементарный объем принять объем шарового слоя толщиной dr на расстоянии r от ядра атома, то
dV = 4πr 2 dr ,
а функция радиального распределения вероятности нахождения электрона в атоме (вероятности электронной плотности), равна
W r = 4πr 2 |ψ| 2 dr
Она представляет собой вероятность обнаружения электрона в сферическом слое толщиной dr на определенном расстоянии слоя от ядра атома.
Для 1s -орбитали вероятность обнаружения электрона максимальна в слое, находящемся на расстоянии 52,9 нм от ядра. По мере удаления от ядра атома вероятность обнаружения электрона приближается к нулю. В случае 2s -орбитали на кривой появляются два максимума и узловая точка, где вероятность обнаружения электрона равна нулю. В общем случае для орбитали, характеризующейся квантовыми числами n и l , число узлов на графике функции радиального распределения вероятности равно (n − l − 1).
Согласно пределам изменений орбитального квантового числа от 0 до (n-1), в каждом энергетическом уровне возможно строго ограниченное число подуровней, а именно: число подуровней равно номеру уровня:
Сочетание главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел полностью характеризует энергию электрона. Запас энергии электрона отражается суммой (n+l).
Так, например, электроны 3d-подуровня обладают более высокой энергией, чем электроны 4s-подуровня:
Порядок заполнения уровней и подуровней в атоме электронами определяется правилом В.М. Клечковского: заполнение электронных уровней атома происходит последовательно в порядке возрастания суммы (n+1).
В соответствии с этим определена реальная энергетическая шкала подуровней, по которой построены электронные оболочки всех атомов:
1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…
3. Магнитное квантовое число (m l) характеризует направление электронного облака (орбитали) в пространстве.
Чем сложнее форма электронного облака (т.е. чем выше значение l), тем больше вариаций в ориентации данного облака в пространстве и тем больше существует отдельных энергетических состояний электрона, характеризующихся определенным значением магнитного квантового числа.
Математически m l принимает целочисленные значения от -1 до +1, включая 0, т.е. всего (21+1) значений.
Обозначим каждую отдельную атомную орбиталь в пространстве как энергетическую ячейку ð, тогда число таких ячеек в подуровнях составит:
Подуровень | Возможные значения m l | Число отдельных энергетических состояний (орбиталей, ячеек) в подуровне | |
s (l=0) | одно | ||
p (l=1) | -1, 0, +1 | три | |
d (l=2) | -2, -1, 0, +1, +2 | пять | |
f (l=3) | -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 | семь |
Например, шарообразная s-орбиталь однозначно направлена в пространстве. Гантелеобразные орбитали каждого p-подуровня ориентируются по трем осям координат
4. Спиновое квантовое число m s характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и принимает всего два значения: + 1 / 2 и – 1 / 2 , в зависимости от направления вращения в ту или другую сторону. Согласно принципу Паули, в одной орбитали может расположиться не более 2 электронов с противоположно направленными (антипараллельными)
p- подуровень спинами: .
Такие электроны называютсяспаренными.Неспаренныйэлектрон схематически изображается одной стрелкой: .
Зная емкость одной орбитали (2 электрона) и число энергетических состояний в подуровне (m s), можно определить количество электронов в подуровнях:
Можно записать результат иначе: s 2 p 6 d 10 f 14 .
Эти цифры необходимо хорошо запомнить для правильного написания электронных формул атома.
Итак, четыре квантовых числа – n, l, m l , m s – полностью определяют состояние каждого электрона в атоме. Все электроны в атоме с одинаковым значением n составляют энергетический уровень, с одинаковыми значениями n и l – энергетический подуровень, с одинаковыми значениями n, l и m l – отдельную атомную орбиталь (квантовую ячейку). Электроны одной орбитали отличаются спинами.
Учитывая значения всех четырех квантовых чисел, определим максимальное количество электронов в энергетических уровнях (электронных слоях):
Большие количества электронов (18,32) содержатся только в глубоко лежащих электронных слоях атомов, внешний электронный слой может содержать от 1 (у водорода и щелочных металлов) до 8 электронов (инертные газы).
Важно помнить, что заполнение электронами электронных оболочек происходит по принципу наименьшей энергии : сначала заполняются подуровни с минимальным значением энергии, затем с более высокими значениями. Эта последовательность соответствует энергетической шкале подуровней В.М. Клечковского.
Электронную структуру атома отображают электронные формулы, в которых указываются энергетические уровни, подуровни и число электронов в подуровнях.
Например, у атома водорода 1 H всего 1 электрон, который располагается в первом от ядра слое на s-подуровне; электронная формула атома водорода 1s 1 .
У атома лития 3 Li всего 3 электрона, из них 2 находятся в s-подуровне первого слоя, а 1 помещается во второй слой, который также начинается s-подуровнем. Электронная формула атома лития 1s 2 2s 1 .
Атом фосфора 15 P имеет 15 электронов, расположенных в трех электронных слоях. Помня, что s-подуровень содержит не более 2 электронов, а p-подуровень содержит не более 6, постепенно размещаем все электроны по подуровням и составляем электронную формулу атома фосфора: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
При составлении электронной формулы атома марганца 25 Mn необходимо учесть последовательность возрастания энергии подуровней: 1s2s2p3s3p4s3d…
Распределяем постепенно все 25 электронов Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .
Окончательная электронная формула атома марганца (с учетом удаленности электронов от ядра) выглядит так:
1s 2 | 2s 2 2p 6 | 3s 2 3p 6 3d 5 | 4s 2 |
Электронная формула марганца полностью соответствует положению его в периодической системе: число электронных слоев (энергетических уровней) – 4 равно номеру периода; во внешнем слое 2 электрона, предпоследний слой не завершен, что характерно для металлов побочных подгрупп; общее количество подвижных, валентных электронов (3d 5 4s 2) – 7 равно номеру группы.
В зависимости от того, какой из энергетических подуровней в атоме –s-, p-, d- или f- застраивается в последнюю очередь, все химические элементы подразделяются на электронные семейства: s-элементы (H, He, щелочные металлы, металлы главной подгруппы 2-й группы периодической системы); p-элементы (элементы главных подгрупп 3, 4, 5, 6, 7, 8-й групп периодической системы); d-элементы (все металлы побочных подгрупп); f- элементы (лантаноиды и актиноиды).
Электронные структуры атомов являются глубоким теоретическим обоснованием структуры периодической системы, длина периодов (т.е. количество элементов в периодах) непосредственно вытекает из емкости электронных слоев и последовательности возрастания энергии подуровней:
Каждый период начинается s-элементом со структурой внешнего слоя s 1 (щелочной металл) и заканчивается p-элементом со структурой внешнего слоя …s 2 p 6 (инертный газ). I-й период содержит только два s-элемента (H и He), II-й и III-й малые периоды содержат по два s-элемента и шесть p-элемента. В IV-м и V-м больших периодах между s- и p-элементами «вклиниваются» по 10 d-элементов – переходных металлов, выделенных в побочные подгруппы. В VI и VII периодах к аналогичной структуре добавляется еще по 14 f-элементов, по свойствам близких соответственно лантану и актинию и выделенных в виде подгрупп лантаноидов и актиноидов.
При изучении электронных структур атомов обратите внимание на их графическое изображение, например:
13 Аl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
N=2 1s 2s 2p 3s 3p
применяют оба варианта изображения: а) и б):
Для правильного расположения электронов на орбиталях необходимо знать правило Гунда: электроны в подуровне располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, электроны прежде по одному занимают все свободные ячейки данного подуровня.
Например, если необходимо разместить три p-электрона (p 3) в p-подуровне, который всегда имеет три орбитали, то из двух возможных вариантов правилу Гунда отвечает первый вариант:
В качестве примера рассмотрим графическую электронную схему атома углерода:
6 C·1s 2 2s 2 2p 2
Количество неспаренных электронов в атоме – очень важная характеристика. Согласно теории ковалентной связи, только неспаренные электроны могут образовывать химические связи и определяют валентные возможности атома.
Если в подуровне имеются свободные энергетические состояния (незанятые орбитали), атом при возбуждении «распаривает», разъединяет спаренные электроны, и его валентные возможности повышаются:
6 C· 1s 2 2s 2 2p 3
Углерод в нормальном состоянии 2-х-валентен, в возбужденном – 4-х-валентен. Атом фтора не имеет возможностей для возбуждения (т.к. все орбитали внешнего электронного слоя заняты), поэтому фтор в своих соединениях одновалентен.
Пример 1. Что такое квантовые числа? Какие значения они могут принимать?
Решение. Движение электрона в атоме имеет вероятностный характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (0,9-0,95) может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами), получившими название квантовых чисел (n, l, m l ). Квантовые числа принимают не любые, а определенные, дискретные (прерывные) значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Квантовые числа определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (m l) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и того же атома может иметь различную форму (рис. 1). Формы электронных облаков аналогичны АО. Их также называют электронными или атомными орбиталями. Электронное облако характеризуется четырьмя числами (n, l, m 1 и m 5).
Энергетические подуровни - раздел Химия, Основы неорганической химии Орбитальное Квантовое Число L Фор...
Согласно пределам изменений орбитального квантового числа от 0 до (n-1), в каждом энергетическом уровне возможно строго ограниченное число подуровней, а именно: число подуровней равно номеру уровня.
Сочетание главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел полностью характеризует энергию электрона. Запас энергии электрона отражается суммой (n+l).
Так, например, электроны 3d-подуровня обладают более высокой энергией, чем электроны 4s-подуровня:
Порядок заполнения уровней и подуровней в атоме электронами определяется правилом В.М. Клечковского: заполнение электронных уровней атома происходит последовательно в порядке возрастания суммы (n+1).
В соответствии с этим определена реальная энергетическая шкала подуровней, по которой построены электронные оболочки всех атомов:
1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…
3. Магнитное квантовое число (m l) характеризует направление электронного облака (орбитали) в пространстве.
Чем сложнее форма электронного облака (т.е. чем выше значение l), тем больше вариаций в ориентации данного облака в пространстве и тем больше существует отдельных энергетических состояний электрона, характеризующихся определенным значением магнитного квантового числа.
Математически m l принимает целочисленные значения от -1 до +1, включая 0, т.е. всего (21+1) значений.
Обозначим каждую отдельную атомную орбиталь в пространстве как энергетическую ячейку ð, тогда число таких ячеек в подуровнях составит:
Подуро-вень | Возможные значения m l | Число отдельных энергетичес-ких состояний (орбиталей, ячеек) в подуровне | |
s (l=0) | одно | ||
p (l=1) | -1, 0, +1 | три | |
d (l=2) | -2, -1, 0, +1, +2 | пять | |
f (l=3) | -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 | семь |
Например, шарообразная s-орбиталь однозначно направлена в пространстве. Гантелеобразные орбитали каждого p-подуровня ориентируются по трем осям координат
4. Спиновое квантовое число m s характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и принимает всего два значения:
p- подуровень + 1 / 2 и – 1 / 2 , в зависимости от направления вращения в ту или другую сторону. Согласно принципу Паули, в одной орбитали может расположиться не более 2 электронов с противоположно направленными (антипараллельными) спинами:.
Такие электроны называютсяспаренными.Неспаренныйэлектрон схематически изображается одной стрелкой:.
Зная емкость одной орбитали (2 электрона) и число энергетических состояний в подуровне (m s), можно определить количество электронов в подуровнях:
Можно записать результат иначе: s 2 p 6 d 10 f 14 .
Эти цифры необходимо хорошо запомнить для правильного написания электронных формул атома.
Итак, четыре квантовых числа – n, l, m l , m s – полностью определяют состояние каждого электрона в атоме. Все электроны в атоме с одинаковым значением n составляют энергетический уровень, с одинаковыми значениями n и l – энергетический подуровень, с одинаковыми значениями n, l и m l – отдельную атомную орбиталь (квантовую ячейку). Электроны одной орбитали отличаются спинами.
Учитывая значения всех четырех квантовых чисел, определим максимальное количество электронов в энергетических уровнях (электронных слоях):
Большие количества электронов (18,32) содержатся только в глубоко лежащих электронных слоях атомов, внешний электронный слой может содержать от 1 (у водорода и щелочных металлов) до 8 электронов (инертные газы).
Важно помнить, что заполнение электронами электронных оболочек происходит по принципу наименьшей энергии : сначала заполняются подуровни с минимальным значением энергии, затем с более высокими значениями. Эта последовательность соответствует энергетической шкале подуровней В.М. Клечковского.
Электронную структуру атома отображают электронные формулы, в которых указываются энергетические уровни, подуровни и число электронов в подуровнях.
Например, у атома водорода 1 H всего 1 электрон, который располагается в первом от ядра слое на s-подуровне; электронная формула атома водорода 1s 1 .
У атома лития 3 Li всего 3 электрона, из них 2 находятся в s-подуровне первого слоя, а 1 помещается во второй слой, который также начинается s-подуровнем. Электронная формула атома лития 1s 2 2s 1 .
Атом фосфора 15 P имеет 15 электронов, расположенных в трех электронных слоях. Помня, что s-подуровень содержит не более 2 электронов, а p-подуровень содержит не более 6, постепенно размещаем все электроны по подуровням и составляем электронную формулу атома фосфора: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
При составлении электронной формулы атома марганца 25 Mn необходимо учесть последовательность возрастания энергии подуровней: 1s2s2p3s3p4s3d…
Распределяем постепенно все 25 электронов Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .
Окончательная электронная формула атома марганца (с учетом удаленности электронов от ядра) выглядит так:
1s 2 | 2s 2 2p 6 | 3s 2 3p 6 3d 5 | 4s 2 |
Электронная формула марганца полностью соответствует положению его в периодической системе: число электронных слоев (энергетических уровней) – 4 равно номеру периода; во внешнем слое 2 электрона, предпоследний слой не завершен, что характерно для металлов побочных подгрупп; общее количество подвижных, валентных электронов (3d 5 4s 2) – 7 равно номеру группы.
В зависимости от того, какой из энергетических подуровней в атоме –s-, p-, d- или f- застраивается в последнюю очередь, все химические элементы подразделяются на электронные семейства: s-элементы (H, He, щелочные металлы, металлы главной подгруппы 2-й группы периодической системы); p-элементы (элементы главных подгрупп 3, 4, 5, 6, 7, 8-й групп периодической системы); d-элементы (все металлы побочных подгрупп); f- элементы (лантаноиды и актиноиды).
Электронные структуры атомов являются глубоким теоретическим обоснованием структуры периодической системы, длина периодов (т.е. количество элементов в периодах) непосредственно вытекает из емкости электронных слоев и последовательности возрастания энергии подуровней:
Каждый период начинается s-элементом со структурой внешнего слоя s 1 (щелочной металл) и заканчивается p-элементом со структурой внешнего слоя …s 2 p 6 (инертный газ). I-й период содержит только два s-элемента (H и He), II-й и III-й малые периоды содержат по два s-элемента и шесть p-элемента. В IV-м и V-м больших периодах между s- и p-элементами «вклиниваются» по 10 d-элементов – переходных металлов, выделенных в побочные подгруппы. В VI и VII периодах к аналогичной структуре добавляется еще по 14 f-элементов, по свойствам близких соответственно лантану и актинию и выделенных в виде подгрупп лантаноидов и актиноидов.
При изучении электронных структур атомов обратите внимание на их графическое изображение, например:
13 Аl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
применяют оба варианта изображения: а) и б):
Для правильного расположения электронов на орбиталях необходимо знать правило Гунда: электроны в подуровне располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, электроны прежде по одному занимают все свободные ячейки данного подуровня.
Например, если необходимо разместить три p-электрона (p 3) в p-подуровне, который всегда имеет три орбитали, то из двух возможных вариантов правилу Гунда отвечает первый вариант:
В качестве примера рассмотрим графическую электронную схему атома углерода:
6 C·1s 2 2s 2 2p 2
Количество неспаренных электронов в атоме – очень важная характеристика. Согласно теории ковалентной связи, только неспаренные электроны могут образовывать химические связи и определяют валентные возможности атома.
Если в подуровне имеются свободные энергетические состояния (незанятые орбитали), атом при возбуждении «распаривает», разъединяет спаренные электроны, и его валентные возможности повышаются:
6 C· 1s 2 2s 2 2p 3
Углерод в нормальном состоянии 2-х-валентен, в возбужденном – 4-х-валентен. Атом фтора не имеет возможностей для возбуждения (т.к. все орбитали внешнего электронного слоя заняты), поэтому фтор в своих соединениях одновалентен.
Пример 1. Что такое квантовые числа? Какие значения они могут принимать?
Решение. Движение электрона в атоме имеет вероятностный характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (0,9-0,95) может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами), получившими название квантовых чисел (n, l, m l ). Квантовые числа принимают не любые, а определенные, дискретные (прерывные) значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Квантовые числа определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (m l) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и того же атома может иметь различную форму (рис. 1). Формы электронных облаков аналогичны АО. Их также называют электронными или атомными орбиталями. Электронное облако характеризуется четырьмя числами (n, l, m 1 и m 5).
Что будем делать с полученным материалом:
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
Твитнуть |
Все темы данного раздела:
Основные законы и понятия химии
Раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. В соответствии с этим,
Химическая символика
Современные символы химических элементов были введены в 1813 г. Берцелиусом. Элементы обозначаются начальными буквами их латинских названий. Например, кислород (Oxygenium) обозначается буквой О, се
Латинские корни некоторых элементов
Порядковый номер в таблице периодической системы
Символ
Русское
название
Латинский корень
Групповые названия элементов
Название группы элементов
Элементы группы
Благородные газы
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Галогены
Названия наиболее часто употребляемых кислот и кислотных остатков
Формулы кислоты
Название кислоты
Формула
кислотного
остатка
Название кислотного остатка
Кислородные кислоты
Получение кислот
1 . Взаимодействие кислотных оксидов (большинства) с водой:
SO3 + Н2О=H2SO4;
N2O5 + Н2
Номенклатура неорганических соединений (по правилам ИЮПАК)
ИЮПАК – международный союз теоретической и прикладной химии. Правила ИЮПАК 1970 г. являются международной моделью, по которой создаются номенклатурные правила для химических соединений на языке соо
Первые модели атома
В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) открыл электрон, а в 1909г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6 · 10-19 Кл. Масса электрона составляет 9,11 · 10-28 г. В
Атомные спектры
При нагреве вещество испускает лучи (излучение). Если излучение имеет одну длину волны, то оно называется монохроматическим. В большинстве же случаев излучение характеризуется неско
Кванты и модель Бора
В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (ко
Двойственная природа электрона
В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую
Значения квантовых чисел и максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях
Квантовый
Магнитное квантовое число ml
Число кванто-вых состояний (орбиталей)
Максимальное число электронов
 
Изотопы водорода
Изотоп
Заряд ядра (порядковый номер)
Число элект-ронов
Атомная масса
Число нейтронов
N=A-Z
Протий
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева и электронная структура атомов
Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последующего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущ
Электронные конфигурации элементов первых двух периодов
Атом-ный номер
Элемент
Электрон-ные кон-фигурации
Атом-ный номер
Элемент
Электрон-ные кон-фигурации
Электронные конфигурации элементов
Пе-риод
Поряд-ковый номер
Эле-мент
Элект-ронная конфи-гурация
Пе-риод
Поряд-ковый номер
Эле-мент
Периодические свойства элементов
Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации,
Электроотрицательность элементов по Полингу
Н
2,1
&
Степени окисления мышьяка, селена, брома
Элемент
Степень окисления
Соединения
высшая
низшая
Сокращенные и полные уравнения ядерных реакций
Сокращенные уравнения
Полные уравнения
27Al(p,
Определение химической связи
Свойства веществ зависят от их состава, строения, от типа химической связи между атомами в веществе. Химическая связь имеет электрическую природу. Под химической связью понимают вид
Ионная связь
При образовании любой молекулы, атомы этой молекулы «связываются» друг с другом. Причина образования молекул состоит в том, что между атомами в молекуле действуют электростатические силы. Образова
Ковалентная связь
Химическая связь, осуществляемая за счет перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов, называется ковалентной связью.
4.3.1. Неполярная ковале
Метод валентных связей (МВС, ВС)
Для глубокого понимания сущности ковалентной связи, характера распределения электронной плотности в молекуле, принципов построения молекул простых и сложных веществ необходим метод валентных связей
Метод молекулярных орбиталей (ММО, МО)
Хронологически метод МО появился позже метода ВС, поскольку оставались в теории ковалентной связи вопросы, которые не могли получить объяснение методом ВС. Укажем некоторые из них.
Как
Основные положения ММО, МО
1. В молекуле все электроны являются общими. Сама молекула - это единое целое, совокупность ядер и электронов.
2. В молекуле каждому электрону соответствует молекулярная орбиталь, подобно
Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул
Тип молекулы
Исходные орбитали атома А
Тип гибридизации
Число гиб-ридных ор-биталей атома А
Пр
Металлическая связь
Само название говорит, что речь пойдет о внутренней структуре металлов. Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов. Так, по одному электрону со
Водородная связь
Водородная связь - это своеобразная химическая связь. Она возникает между молекулами, в состав которых входит водород и сильно электроотрицательный элемент. Такими элементами являются фтор, кислор
Взаимодействия между молекулами
При сближении молекул появляется притяжение, что обусловливает возникновение конденсированного состояния вещества. К основным видам взаимодействия молекул следует отнести вандерваальсовы силы, во
Вклад отдельных составляющих в энергию межмолекулярного взаимодействия
Ве-щест-во
Элект-ричес-кий момент диполя, D
Поля-ризуе-мость, м3∙1030
Энергия взаимодействия, кДж/м
Общие понятия
При протекании химических реакций изменяется энергетическое состояние системы, в которой идет эта реакция. Состояние системы характеризуется термодинами-ческими параметрами (р, Т, с и др.)
Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики
При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощение
Энтальпия системы. Тепловые эффекты химических реакций
Теплота Q и работа A функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А - это работа против внешнег
Термохимические расчеты
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса, позволяющее рассчитать энтальпию химической реакции: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ
Стандартные теплоты (энтальпии) образования
некоторых веществ
Вещест-во
Химическое сродство. Энтропия химических реакций. Энергия Гиббса
Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.
Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температу
Второй и третий законы термодинамики
Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах само
Понятие о скорости химических реакций
Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (в случае гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (в
Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов
Чтобы атом и молекулы смогли вступить в реакцию, необходимо их столкновение друг с другом, так как силы химического взаимодействия действуют только на очень малом расстоянии. Чем больше молекул реа
Влияние температуры на скорость реакции
Зависимость скорости реакции от температуры определя-ется правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повыше-нии температуры на каждые 10 градусов скорость большин-ства реакций увеличивается в 2-
Энергия активации
Быстрое изменение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации. Почему нагревание вызывает столь значительное ускорение химических превращений? Для ответа на этот вопрос нуж
Понятие о катализе и катализаторах
Катализом называется изменение скорости химических реакций в присутствии веществ – катализаторов. Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость реакции за счет участия в промежуточном хим
Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье
Реакции, которые протекают в одном направлении и идут до конца, называются необратимыми. Их не так много. Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направ
Способы выражения концентрации растворов
Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.
Различают массовую, молярную (мольно-объемную), мо
Коллигативные свойства растворов
Коллигативными являются свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворенных веществ. Они также называются общими (коллективными). Т
Растворы электролитов
Примерами растворов электролитов могут служить растворы щелочей, солей и неорганических кислот в воде, растворы ряда солей и жидком аммиаке и некоторых органических растворителях, например ацетонит
В растворах при 298 К
Концентрация, моль/1000г Н2О
Коэффициент активности для электролитов
NaCl
KCl
NaOH
KOH
Гидролиз солей
Химическое обменное взаимодействие ионов растворен-ной соли с водой, приводящее к образованию слабодисcоци-ирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основн
Константы и степени диссоциации некоторых слабых электролитов
Электролиты
Формула
Численные значе-ния констант диссоциации
Степень диссо-циации в 0,1 н. растворе, %
Азотистая кислот
Процессы
Окислительно-восстановительными называют реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Валентности и степени окисления атомов в некоторых соединениях
Моле-кула
Ион-ность связи, %
Атом
Кова-лент-ность
Электро-валент-ность
Валент-ность:
v = ve
Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
1. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители
Окислители
Металлы, водород, уголь
Оксид углерода (II) СО
Сероводород H2S, сульфид натрия Na2S, оксид се
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Для составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций и определения коэффициентов применяют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).
Определение комплексных соединений
Такие соединения, как оксиды, кислоты, основания, соли образованы из атомов в результате возникновения между ними химической связи. Это соединения обычные, или соединения первого по
Лиганды
К числу лигандов относятся простые анионы, такие как F-, СI-, Вr-, I-, S2-, сложные анионы, например CN– , NCS – , NO
Номенклатура комплексных соединений
Название комплексного катиона записывается одним словом, начинающимся с названия отрицательного лиганда с прибавлением буквы «о», затем приводятся нейтральные молекулы и центральный атом с указани
Диссоциация комплексных соединений
Комплексные соединения - неэлектролиты в водных растворах диссоциации не подвергаются. У них отсутствует внешняя сфера комплекса, например: , }