Анемов Евгений Михайлович: другие произведения.

Строение вещества и начала химии. Базовая терминология

Журнал "Самиздат": [Регистрация] [Найти] [Рейтинги] [Обсуждения] [Новинки] [Обзоры] [Помощь]
Оценка: 5.13*9  Ваша оценка:
  • Аннотация:
    Понемногу обо всем (по строению вещества и началам химии).

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА И НАЧАЛА ХИМИИ


Текущая версия - 12.12.2014

            Кто имеет меньше, чем желает, должен знать,
                         что он имеет больше, чем заслуживает
                          Г. Лихтенберг (1777)
Надеюсь, что настоящий справочник будет полезен школь-
никам, учащимся и студентам.
По моему мнению, при изучении  любого нового предмета 
важно знать все определения используемых терминов для 
понимания самого предмета. 
Абсолютно  не претендую  на авторство  текстов статей 
(в большинстве случаев скомпилированных из одного или 
нескольких источников Интернета). 
Мое участие  ограничилось подбором  и систематизацией 
материала по разделу изучаемого предмета.
Файл-источник:http://samlib.ru/a/anemow_e_m/aa0.shtml 

                       
                       Невежество - лучшая в мире наука:
                     она дается без труда
                          Джордано Бруно (1578)
 []

CОДЕРЖАНИЕ:

         Вещество
         Периодическая система
         Формулы
         Строение и свойства атома
         Электроны
         Валентность, степень окисления
         Ионы
         Радикалы
         Частицы сложные
         Диполи
         ИЗО-термины
         Единицы измерения
         Законы
         Свойства и состояния веществ
         Соединения, их взаимодействие
         Фазовые состояния
         Облака, орбитали
         Гибридизация
         Числа характЕрные
         Уровни, подуровни
         Правила, принципы и положения
         Моменты
         Прочие термины
         Алфавитный список упомянутых терминов

ВЕЩЕСТВО


Вокруг нас - сотни и тысячи предметов (вещей, созданных трудом человека или машинами). Посмотрим на некоторые окружающие нас ценные вещи (например, золотой браслет, золотое кольцо, золотую цепочку, золотые сережки). Все это физические тела (т.е. их можно ощутить: увидеть и потрогать). Они отличаются друг от друга формой и размерами. Что в них общего? Все они изготовлены из одного и того же материала - золота.
Пусть, например, у нас имеются обыкновенные тарелки одинаковой формы и размеров, но изготовленные из различных материалов: металлов (серебра, алюминия) и неметаллов (стекла, пластмассы, дерева и керамики: глины, фарфора, фаянса). То, из чего изготовлены предметы (из чего состоит физическое тело), т.е. все то, что имеет массу и объем - это вещество.
Материалистическое атомно-молекулярное учение (атомистика):
Все вещества в природе состоят из отдельных очень малых 
частиц(атомов и молекул),находящихся в непрерывном движении,
которые взаимодействуют друг с другом
Атомы одного вида отличаются от атомов другого вида массой и 
свойствами.
Молекулы состоят из атомов. Между молекулами существуют силы 
притяжения и отталкивания.
Расстояния между молекулами зависят от агрегатного состояния 
веществ, температуры и давления.
При физических явлениях молекулы не изменяются, а при хими-
ческих - разрушаются
Все вещества имеют молекулярное или немолекулярное строение
Химические взаимодействия- химическая форма движения материи
(т.е. образование/разрыв химических связей, имеющих электри-
ческое происхождение)	
Начала этого учения зародились более 2000 лет назад. 
    Левкипп (V век до н.э.)высказал мысль,что каждое вещество 
состоит из мельчайших  неделимых частиц - 'атомов'. 
Дальнейшее развитие атомистическое учение получило в работах:
  Демокрита,Эпикура(IV век до н.э., понятие 'масса атомов'), 
  П. Гассенди (1647, понятие 'молекула'), 
  Р. Бойля (1662, понятие 'химический элемент'), 
  М. Ломоносова(1748), А. Лавуазье (1789): 'масса веществ, 
     вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовав-
     шихся в результате реакции'
  Дж.Дальтона (1808, атомы не создаются и не уничтожаются),
  Н. Бор (1913)- создал теорию, объединяющая ядерную модель 
     атома с квантовой теорией света,
  Л. де Бройль (1924, электрон имеет двойственную природу: 
     проявляет свойства как частицы, так и волны), 
  Ж.Гей-Люссака, А.Авогадро, Э.Резерфорда, М.Фарадея, Дж.
  Дж.Томсона и др. 
Развитие науки и техники подтвердило правильность этого 
учения (иногда называемого молекулярно-кинетическим)
Материя
объективная реальность, данная нам в ощущениях и существующая независимо от нас. Материя находится в непрерывном движении в пространстве и времени (здесь не рассматриваются). Различные формы движения материи (нагревание и охлаждение тел, химические превращения, излучение света, магнитные явления и др.) могут переходить одна в другую (например, механическое движение - в теплоту, теплота - в химическую энергию, химическая энергия - в электричество и т.д.)

Вещество
вид материи, обладающей массой покоя (понятие в химии для обозначения 'то, из чего состоят тела'), состоящей из большого числа химических частиц (т.е. любая совокупность атомов и молекул, находящаяся в определенном агрегатном состоянии): например, золото, поваренная соль или столовый уксус. Вещество по своей сущности близко понятию 'материя', но полностью ему неравнозначно. Вещество обладает постоянными для всех его образцов свойствами, по которым его можно распознать. Оно может также квалифицироваться жесткостью или твердостью. При наличии в веществе ничтожно малого количества примесей оно считается условно чистым, причем чистое вещество однородно: оно состоит из одинаковых частиц (формульных единиц). Чистые вещества могут быть простыми (металлы, неметаллы, инертные газы) и сложными (неорганическими и органическими). Химический состав вещества (например, золота) неизменен.
Строение вещества можно рассматривать на следующих уровнях детализации:
 - ядерном (нуклоны и ядра атомов)
 - атомном (атомы химических элементов)
 - молекулярном (молекулы веществ)
 - макромолекулярном (комплексы молекул, полимеры и др.)
По внутреннему строению вещество может быть немолекулярным (галлий в газообразном состоянии состоит, в основном, из атомов) или молекулярным (например, Cl2 или S8). В свою очередь, вещество может быть индивидуальным или состоять из смеси (т.е. из нескольких индивидуальных веществ), а смесь,- в свою очередь,- может быть однородной или неоднородной. Каждое вещество обладает определенными свойствами (химический элемент свойств не имеет). Вещества, образующие химические соединения, свои свойства не сохраняют.

Вещество составляющее
каждое вещество системы, которое может быть выделено из нее и может существовать вне ее. В случае отсутствия в системе протекающих химических реакций количество каждого из веществ не зависит от количеств других веществ, а в случае наличия протекающих реакций состав фаз равновесной системы может быть определен на основании данных о концентрации веществ

Качества
существенные признаки или особенности (свойства материала/вещества), которые нельзя измерить количественно. Например, окраска или запах являются качественным свойством веществ и материалов

Название химическое
изображение состава вещества с помощью слова или группы слов (иод, кислота уксусная, соль поваренная и т.д.)

Каждому из веществ присущи так называемые

Cвойства
специфические признаки, определяющие индивидуальность конкретного вещества/материала и позволящие отличить их от других веществ/материалов. К свойствам относят агрегатное состояние, цвет, плотность, запах, температуру плавления и др. Свойства веществ являются функцией их внутреннего строения. С изменением условий свойства вещества изменяются (например, при охлаждении вода замерзает). Каждое вещество обладает физическими и химическими свойствами. Химические свойства веществ проявляются в химических реакциях. Носителем химических свойств вещества выступает молекула или фаза (в случае веществ немолекулярной структуры). Например, вязкость - физическое свойство жидкости, препятствующее ее быстрому течению. Для сравнения: оливковое масло имеет более высокую вязкость, чем вода
Примечания:
Атрибут - неотъемлемое свойство объекта или предмета (например, цвет у большинства химических соединений)
Описание - перечень свойств объекта (вещества, материала) или последовательности событий в процессе (например, цвет вещества, температура плавления и др.)
Признак - отличительное свойство, общее для какой-либо группы материалов или веществ (например, текучесть - общее свойство жидких веществ)
Свойство [характерное / характеристическое] позволяет легко выделять какой-либо материал/вещество среди аналогичных объектов (например среди ряда образцов материалов медь выделяется красноватым цветом)

Внимание! Значение используемых далее по тексту символов типа (CO), (H2CO3) и др. - см. Символ химического элемента

Вещество индивидуальное
абстрактное понятие, обозначающее набор атомов, связанных друг с другом по определенному закону. В связи с наличием веществ непостоянного состава, нет четкой границы между индивидуальным веществом и смесью веществ
Чистота веществ играет ключевую роль в их свойствах 
{например, прочность титана проявляется только при 
очистке его от кислорода, а температура  плавления 
хрома в чистом виде около (1875 oС), но при наличии 
примесей - от (1530 oС) до (1920 oС)}
Вещества молекулярные
вещества, мельчайшими структурными частицами которых являются молекулы, связанные между собой межмолекулярными силами. Обычно это простые вещества (например, O2, P4, S8 и др.) или бинарные и многоэлементные соединения неметаллов друг с другом (CO2, H2O, NH3 и др.)

Вещества немолекулярные
вещества, мельчайшими структурными частицами которых являются атомы (атомарные вещества: графит, алмаз, Не и все остальные инертные газы) или ионы (т.е. не содержащие молекул), химически взаимодействующие между собой. В ряде случаев структура таких веществ может быть координационной (в которой все атомы соединены между собой только химическими связями). Такими веществами являются:
* простые вещества (металлы и их сплавы): Au, Na, Cu, Fe и др.
* соединения металлов с неметаллами (CuCl2, Fe2O3, NaCl, Na2SO4 и др.)
* неметаллы {B, C(алмаз), Р(красный, черный), Si и др.}
* ряд бинарных соединений неметаллов (SiC, SiO2 и др.)

Вещества неорганические (или минеральные)
вещества, не содержащие углерода {за исключением оксида (CO) и диоксида (CO2) углерода, угольной кислоты (H2CO3) и ее солей}. Они встречаются в природе (например: самородное золото, графит, сера, песок). Все неорганические вещества могут быть классифицированы по различным критериям, например: степени сложности, составу, химическим свойствам и другим признакам. В настойщее время известно свыше 500 тыс. неорганических веществ

Вещества чистые
вещества, которые с помощью физических методов не разделяются на два или более других веществ и не изменящие своих физических свойств. Они состоят из одинаковых структурных единиц (атомов, молекул, элементарных ячеек кристаллов) и имеют определенные собственные свойства. Вещества в чистом виде в природе практически не встречаются, за исключением золота, меди, серы и некоторых других
Примечание.
Коэффициент очистки - отношение содержания примеси в неочищенном продукте к содержанию примеси в препарате после очистки

Индивид химический
наименьшее количество вещества, повторением которого можно воспроизвести данное вещество

Материал
вещество, обладающее необходимым комплексом свойств для выполнения заданной функции отдельно или в совокупности с другими веществами (или иначе - материальная сущность, обладающая некоторыми общими свойствами, по которым его можно распознать). Другие изменяющиеся свойства позволяют различать сорта одного материала (например, дерева, кожи, резины или латуни). К примеру, различные сорта дерева различаются плотностью, твердостью, окраской, структурой. Свойств, отличающих один сорт данного материала от другого, немного. Химический состав материала может незначительно изменяться
Примечание.
Фракция - часть материала, выделенная по определенному признаку (например, кусок серы, масса песка, емкость нефти отдельного месторождения и др.). Фракции могут быть классифицированы по размеру частиц (куски, песок, пыль), по плотности (металл, неметалл), по температуре кипения или плавления (металлы) и по другим критериям

Тело
любой материальный (физический) объект (имеющий постоянную массу и форму, а также соответствующий ей объем), отделенный от других тел внешней границей раздела (например, кусок льда в воде). Тело может быть простым (однородным) или составным (является комбинацией простых тел с разными свойствами)

Атом
наименьшая частица вещества, являющаяся носителем его свойств и способная к самостоятельному существованию (иначе - наименьшее количество химического элемента, которое может содержаться в молекулах образуемых им соединений). Атомы отличаются друг от друга размерами (которые очень малы), массой и свойствами. Атом обладает сложным строением: он состоит из ядра и окружающей его электронной оболочки из электронов. Химические свойства вещества определяются строением атомов.
При любом многократном механическом дроблении вещества (например, кусочка золота) даже самые мельчайшие из них все равно обладают всеми свойствами этого металла. Атом - одноядерная система, с отличной от нуля массой. Атомы (как кирпичи здания) могут образовывать более крупные частицы - молекулы

Частица химическая элементарная
атом или их совокупность, которая может существовать как единое целое {иначе - любая химически/изотопически индивидуальная частица (атом, молекула, ион, радикал или комплекс), идентифицируемая как отдельный вид}

Частицы элементарные (или субатомные)
бесструктурные частицы, которые невозможно расщепить на составные части. К ним относят электроны, фотоны, кварки и др. Во всех взаимодействиях элементарные частицы ведут себя как единое целое. Ряд элементарных частиц могут взаимопревращаться друг в друга. Из элементарных частиц, предположительно, состоит вся материя. Тепловое состояние тел является результатом движения и взаимодействия элементарных частиц

Ядро атома (и см. СТРОЕНИЕ И СВОЙСТВА АТОМА)
положительно заряженная центральная часть атома, в которой сосредоточена практически вся масса атома. Cостоит из элементарных частиц: протонов и нейтронов (нуклонов). Объем атомного ядра пропорционален числу нуклонов в ядре. Плотность ядерного вещества - порядка (1014 г/см3). Пространство между ядром и электронами заполнено электромагнитным полем. Если число протонов в ядре равно числу электронов, атом в целом электрически нейтрален. В противном случае он обладает некоторым избыточным (положительным или отрицательным) зарядом и называется ионом. Количество нейтронов определяет принадлежность изотопу этого элемента. Ядра атомов, имеющие четное число нейтронов, способны участвовать в ядерных реакциях деления (например, в атомных реакторах)
Иногда (для полноты) вокруг обозначения элемента указывают все числа, характеризующие ядро его атома, по примеру: 23892U146
где 238 - массовое число (А), 92 - зарядовое число (Z), (238 - 92) = 146 - изотопическое число, т.е. количество нейтронов в ядре (N)
Примечания:
1. На оболочках ядра могут находиться 0, 1, 2 или 3 нейтрона (например, у дейтерия на оболочке ядра имеется один протон и два нейтрона). Ядерные оболочки остова ядра являются замкнутыми
2. Все атомные ядра делятся на нестабильные (или радиоактивные), характеризующиеся периодом полураспада (временем жизни), и стабильные

Ядра стабильные
устойчивые ядра, имеющие полностью заполненные оболочки и количество нуклонов, равное 2, 8, 20, 28, 50, 82 или 126. Стабильные ядра могут быть получены из ядер-соседей при добавлении к ним только 'пары' протонов/нейтронов. Ряд стабильных ядер (4Не, 16О, 40Са и 208Pb) имеют не только полностью заполненные нейтронные и протонные оболочки, но и очень сильные связи. Ряд изотопов элементов (56Ni, 100Sn, 132Sn и др.), ядра которых имеют обе заполненные оболочки, находятся за пределами стабильных ядер

Электрон
стабильная элементарная частица с отрицательным зарядом, равным элементарному электрическому заряду (открытие электрона - Дж.Дж.Томсон, 1897). Масса электрона равна 9.1091*10-28 грамм. Число электронов в атоме определяет его поведение в химических реакциях (продолжение - см. раздел ЭЛЕКТРОНЫ - Электрон)

Нейтрон
элементарная частица, входящая в состав ядра атома, не имеющая электрического заряда (т.е. нейтральная). Масса нейтрона в 1839 раз больше массы электрона (равна 1.675*10-27 кГ). Все атомы, кроме атома водорода, содержат нейтроны. Нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов (их количество принципиально не влияет на химические свойства атома)
Примечание:
1. Нейтроны избыточные / лишние - существующие практически в каждом ядре атомов элементов нейтроны, для которых в ядре отсутствуют соответствующие им протоны (ядра с избытком протонов обычно имеют недостаток нейтронов). Избыточные нейтроны имеются в большинстве ядер атомов химических элементов и располагаются снаружи ядра. Они образуются в результате цепной ядерной реакции деления. Например, изотоп урана 23592U после поглощения нейтрона превращается в неустойчивый изотоп 23692U, разделяющийся, в свою очередь, на два 'осколка': 14857La и 8535Br и выделяет три избыточных нейтрона, участвующие дальше в цепной ядерной реакции. Избыточные нейтроны участвуют в превращениях гелионов (в остове) и тритонов (в оболочке) ядра: нейтроны влетая в ядра, выбивают гелионы. Так как избыточные нейтроны склонны к превращению в протоны, ядро трития неустойчиво (со временем превращается в ядро гелия). Разные изотопы одного элемента могут содержать разное количество избыточных нейтронов, поэтому их энергетические уровни могут отличаться на несколько МэВ
2. Нейтроны медленные / тепловые - свободные нейтроны, кинетическая энергия которых (0.5-5.0 МэВ) близка к средней энергии теплового движения молекул газа при комнатной температуре
3. Нейтроны свободные - нейтроны, покинувшие атомное ядро (они малоустойчивы и превращаются в протоны с периодом полураспада 12.4 мин)
4. Нейтроны ядерные - устойчивые нейтроны, связанные с ядром. Они имеют меньшую массу по сравнению со свободными

Протон (p+)
элементарная частица, являющаяся составной частью ядер атомов всех химических элементов. Масса протона в 1836 раз больше массы электрона {она равна (1.6726*10-27 кГ) или (1.00727 а.е.м.)} Заряд протона положителен (1.6*10-19 Кулон); он равен заряду электрона, но противоположен ему по знаку. Количество протонов в ядре (протонное число - Z) определяет принадлежность атома конкретному химическому элементу и, соответственно, величину положительного заряда ядра. Протон вследствие малого радиуса ядра атома обладает очень сильной способностью поляризовать любую соседнюю молекулу/ион, поэтому свободные протоны встречаются только в вакууме или очень сильно разреженном газе
Примечание:
1. Протоны свободные - самостоятельно длительно существовать в водных растворах не могут из-за высокого удельного заряда, так как легко гидратируются: соединяются с водой (образуя гидроний), с гидроксильным ионом (образуя воду) или переходят от кислоты к какому-либо основанию
2. Протоны ядерные - четные ядерные протоны связаны сильнее нечетных вследствие образования в ядре α-частиц. Они имеют меньшую массу по сравнению со свободными. Ядерные протоны превращаются в ядерные нейтроны

Нуклоны
протоны и нейтроны, образующие ядро атома {масса нуклонов в (а.е.м.) является дробной величиной}. Число нуклонов (А) в ядре равно сумме чисел протонов и нейтронов: A = Z + N. Как и электроны, нуклоны имеют спиновое квантовое число, равное 1/2.
Подобно электронным уровням нуклоны располагаются в ядре по ядерным уровням. Например, число протонов и нейтронов в уровнях невозбужденных ядер соответствует последовательности 'номер ядерного уровня' (в скобках указано число протонов и нейтронов):
      1(2), 2(8), 2a(14), 3(20), 3a(28), 4(50), 5(82), 6(128)

Молекула
наименьшая частица вещества, обладающая всеми его химическими свойствами, способная к самостоятельному существованию. Молекулы образуются при взаимодействии атомов и они состоят из двух или большего количества атомов одного или различных химических элементов, объединенных межатомными связями (иначе: молекула - устойчивая группа атомов, связанных химическими связями). Атомы, составляющие молекулы, могут быть неметаллами (например, карбид кремния SiC), металлами (например, V2Ta) или иметь различные свойства (например, соль NaCl).
Молекулы всех веществ можно разделить на:
* атомные (или неполярные)
* полярные (или диполи) Для одноатомных молекул (например, благородных газов) понятие 'атом' и 'молекула' совпадают
Продолжение - см. Частицы сложные


Все химические частицы, образуемые атомами элементов и участвующие в химических процессах, могут быть подразделены на:
  Θ простые:
       o электроны
       o ядра атомов
       o атомы и их изотопы
  Θ сложные:
       o молекулы (в т.ч. изомеры):
           * простых веществ
           * сложных веществ:
              - низкомолекулярные
              - высокомолекулярные
       o радикалы
       o ионы:
           * атомные:
              - анионы
              - катионы
           * молекулярные
           * комплексные
       o комплексные частицы


Элемент химический
совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (например, химический элемент 'золото') или иначе - вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. 'Химический элемент' понятие, а не материальная частица, и оно относится к атомам конкретного элемента. Химические элементы могут быть как в свободном (т.е. встречающимся в природе) виде (сера, золото, медь, углерод в виде алмазов и графита и др.), так и в связанном состоянии (в виде химических соединений: озон, вода, поваренная соль и др.). Каждый химический элемент содержит определенное количество протонов в ядре атома: любые два атома с одинаковым числом протонов в их ядрах считаются одним химическим элементом. Атомы всех веществ идентифицируют:
    * символы химического элемента (состоящие из одной или двух букв латинского алфавита)
    * уникальное международное название
    * атомный номер.


Символ[ы] химического элемента (например, 'Au') означает:
     - качественную характеристику (вид элемента): в данном случае - элемент с названием 'золото'
     - количественную характеристику (один атом или один моль данного элемента).
При необходимости слева от обозначения элемента могут быть указаны его относительная атомная масса (массовое число) 'A' (как верхний индекс) и атомный номер (число протонов в нем) 'Z' (как нижний индекс), например: 23590U
Названия атомов химических элементов отражают:
  - некоторые их свойства 
    [например, цвет:хлор-зеленый(Cl),йод-фиолетовый(I)]
  - названия местностей, где они были впервые открыты 
    [например: галлий (Ga), германий (Ge)]
  - названия известных научных центров 
    [например:дубний(Db)-от Дубна,Россия;берклий(Bk)-от 
    Беркли, США]
  - название минерала,из которого вперые был получен 
    элемент [например, бериллий - от минерала берилла]
  - общепринятые названия[например:сера(S),серебро(Ag)] 
и  другие особенности
Каждый химический элемент может существовать в виде:
    * одиночных (свободных) атомов (Cl, H, He, Ne, O и др.)
    * в виде простых веществ (H2, O2, O3, P4 и др.), одноэлементных по составу
    * в составе химических соединений: CO2, NH4Cl и др. (см. Формула молекулярная)
Формула вещества химическая
условная запись (с помощью символов химических элементов, числовых индексов и некоторых других знаков), несущая определенную информацию о данном веществе (для молекулярных веществ такая формула может обозначать и одну молекулу вещества). Она отражает состав и некоторые сведения о структуре вещества (химического соединения или простого вещества). Например, химическая формула Н2О показывает, что в молекуле воды два атома водорода соединены с одним атомом кислорода, а формулы Fe(OH)3 и Al2(SO4)3 показывают наличие в молекулах устойчивых группировок ('OH' и 'SO4' соответственно). В зависимости от целей используют различные виды формул, в том числе адаптированные под использование компьютеров. На основе химических формул составляют схемы и уравнения химических реакций, а также производится классификация номенклатуры веществ. Такая формула может обозначать:
* (1 молекулу) или (1 моль) вещества
* качественный состав (из каких химических элементов состоит вещество)
* количественный состав (сколько атомов каждого элемента содержит реальная или условная молекула вещества)

Формула молекулярная (и см. Формула истинная)
условное обозначение молекулярных веществ с помощью символов химических элементов, буквенных, числовых и вспомогательных знаков (скобок, тире, стрелок и т.п.). Она указывает число атомов каждого элемента в молекуле вещества и полностью отражает качественный и количественный состав конкретного вещества, но не показывает его строения. Такие формулы описывают только вещества с молекулярным строением (газы, жидкости и некоторые твердые вещества), а состав вещества с атомной или ионной структурой можно описать только символами формульных единиц. Например, формула 'H2O' обозначает воду (1 молекулу или 1 моль) ее. Качественный состав ее: молекула воды состоит из водорода (H) и кислорода (O). Количественный состав ее: в состав молекулы воды входят: два атома водорода и один атом кислорода.
По химической формуле можно определить название вещества (например: H2O2 - пероксид водорода, HNO3 - азотная кислота, и др.), которое уникально для каждого вещества. Формулы одних и тех же химических соединений могут иметь разное описание, например:
      SCl2O2 и SO2Cl2
      H2S2O5 и H2SO3(O2)
      HOCN и HCNO
      H2SO4 и H(HSO4)
но если в первых двух случаях это одни и те же вещества, то в третьем - это 2 разных соединения: [изо]циановая и гремучая кислоты соответственно
При изменении состава молекулы в зависимости от температуры рассматривают самую простую формулу: S, P, NO2 вместо S8, P4, N2O4 соответственно. Например, для соединения C2H6O молекулярными формулами могут быть как C4H12O2, так и C6H18O3, т.е. на практике одной только молекулярной формулы вещества недостаточно: указанное вещество (с молекулярной формулой C2H6O) может быть как диметиловым спиртом (используемым в холодильных установках), так и этиловым спиртом (используемым как основа алкогольных напитков), т.е. они совершенно разные по свойствам. Другие примеры формул: S2Cl2, C6H6 и т.д.
Часто молекулярная или сокращенная формула вещества совпадает с эмпирической формулой, либо кратна ей.
Молекулярную формулу  вещества можно  определить  
на основании результатов экспериментального ана-
лиза его химического состава, (см., например,
http://festival.1september.ru/articles/529470/, 
http://www.chemistry.ssu.samara.ru/chem3/z35.htm)


Вещество простое (элемент свободный)
вещество, не поддающиеся дальнейшему разложению при обычной химической реакции. Каждое простое вещество состоит из атомов только одного химического элемента (образующих гомоядерные молекулы) и является формой его существования в свободном (т.е. встречающимся в природе) виде (простое вещество может быть одно- и многоатомным). Химические элементы как простые вещества могут быть твердыми (Au, Ag, Cu, S и др.), жидкими (Br) или газообразными (H, He, O и др.). Твердые вещества по степени упорядоченности частиц могут быть кристаллическими или аморфными. Некоторые элементы могут существовать в виде нескольких простых веществ - аллотропных форм (например: кислород в виде 2- или 3-атомных молекул, а твердый углерод вообще имеет множество форм: алмаз, графит, графен, фуллерены и др.). Аллотропическое состояние веществ зависит от их состава. Известно свыше 400 простых веществ. В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества могут быть:
  * металлами (например, Al, Au, Bi, Mg, Na и др.):
    - активными (Li, Na, Ca и др.)
    - средней активности (Fe, Ni и др.)
    - благородными (Au, Rh и др.)
  * неметаллами (Br2, H2, N2, O3, P, Si и др.):
    - активными (F2, O2 и др.)
    - средней активности (N2, S, Si и др.)
    - благородными газами или аэрогенами (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
  * амфотерными элементами или амфигенами (Al, Be, Cr, Fe, Ga, Ge, Sn, Pb, Zn и др.)

и могут иметь:
 * атомное строение {вещество состоит из не связанных между собой никакими связями одиночных атомов, например, газы Ar, He и др.}
 * молекулярное строение {молекулы вещества состоят из нескольких атомов одного элемента [например, Br2, Cl2, S8 и др., а кислород может существовать в виде двухатомной (О2) или трехатомной (О3) молекул]; вещества с молекулярной структурой имеют низкие температуры плавления и кипения}. У веществ с молекулярным строением в узлах кристаллической решетки находятся молекулы, а у немолекулярных - атомы или ионы
Примечания:
1. В общем случае газы из изотопов водорода типа D2, 
   DT, Н2, HD, HT и T2 должны рассматриваться как 
   простые вещества, так как каждый из них содержит 
   атомы только одного элемента - водорода 
2. Некоторые простые вещества  могут рассматриваться 
   как химические соединения,если их молекулы состоят 
   из нескольких однотипных атомов(например,озон О3) 
3. Понятия ('вещество' и 'химический элемент') или 
   ('атом' и 'химический элемент') не эквивалентны! 
   Например,  вещество 'водород'(Н2) состоит из двух 
   атомов одного химического элемента- водорода.Один 
   химический элемент может образовывать несколько 
   простых веществ{например, атомы кислорода могут 
   образовывать как молекулу кислорода O2, так 
   и молекулу озона O3, причем их физические и хими-
   ческие свойства различны}
4. Электрические свойства простых веществ являются 
   характерным признаком, позволяющим разделить их на 
   металлы и неметаллы 
5. Свойства металлические - обычно к ним относят тепло- 
   и электропроводность,металлический блеск(на изломе)- 
   отражательную способность,пластичность,свариваемость
6. Свойства неметаллические - присущи неметаллам. Эти 
   свойства-более высокая окислительная способность 
   и бОльшая  электроотрицательность, что позволяет 
   образовывать соединения неметаллов с другими неме-
   таллами и амфотерными элементами. Простые неметал-
   лические вещества  и соединения неметаллов обычно 
   имеют ковалентную природу строения
7. К веществам немолекулярного строения относят вещества 
   атомного  и ионного строения (основной структурной 
   единицей у них являются атомы и ионы соответственно)
   Примером веществ немолекулярного строения являются 
   кристаллы кварца SiO2, а также хлорид PCl5 {он 
   состоит из ионов [РСl4]+ и [РCl6]-}
8. Простые вещества могут образовывать симплексы, 
   например: Cl2 + H2 = 2HCl
9. Например, природная сера известна в 3-х формах: 
   аморфная (коллоидная и пластическая), кристаллическая 
   (моноклинная и ромбическая) и промежуточная (сублими-
   рованная или серный цвет). Аморфная сера не полностью 
   растворима в сероуглероде, кристаллическая растворима 
   в нем(причем моноклинная растворима в спирте и бензоле, 
   а ромбическая - только в  сероуглероде). Аморфная сера 
   через некоторое время самопроизвольно переходит в ром-
   бическую. Аморфная, моноклинная  и ромбическая разно-
   видности отличаются плотностью (1.92 г/см3, 1.96 г/см3 
   и 2.07 г/см3 соответственно) и температурами плавления


Вещества сложные
многоэлементные вещества (состоящие из двух или большего количества разных элементов), которые могут иметь постоянный (дальтониды) или изменяющийся в некоторых пределах (бертоллиды) состав (молекулы сложных веществ, например, H2O - гетероядерны). Большинство веществ в природе являются сложными. В химических реакциях сложные вещества могут превращаться друг в друга или разлагаться на несколько простых и/или сложных веществ. Свойства сложных веществ отличаются от свойств составляющих их исходных веществ (например, вода не обнаруживает свойств составляющих ее водорода и кислорода). При известном химическом составе вещества ему можно приписать химическую формулу.
Все сложные вещества могут быть разделены на неорганические, органические, элементоорганические (последние 2 вида здесь не рассматриваются).
По типу химической связи их можно разделить на:
 - вещества с ионными связями (ионные, т.е. не молекулярные)
 - вещества с ковалентными связями
 - вещества с металлическими связями (металлы)
Примечание.
 1. Термины 'материал', 'вещество' и 'соединения' не тождественны
 2. Ионные вещества растворимы в воде, так как молекулы воды полярны (взаимодействуют с ионами вещества). Они переходят из твердого в жидкое состояние при меньших затратах тепловой энергии, чем атомные кристаллы (плавятся при более высокой температуре, так как при их плавлении частично рвутся химические связи).
Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т.д.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи

Соединения химические
многоатомные простые вещества и все сложные вещества вместе (т.е. состоящие из химически связанных атомов двух или более химических элементов; этим они отличаются от смесей веществ). Иначе - вещества, в которых атомы одного (например, азота N2 или кислорода О2) или различных элементов (серной кислоты H2SO4 или хлорида калия KCl) соединены между собой химическими связями. С микроскопической точки зрения химическое соединение представляет собой вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра (объединение нескольких атомов химическими связями), а с макроскопической - связанные друг с другом атомы нескольких элементов, между которыми существуют определенные некоторые стехиометрические (массовые) отношения. Химические соединения образуются в результате химических реакций, сопровождающихся тепловыми явлениями. Химические соединения могут быть разделены только в процессе химической реакции. Кроме солей, обычно имеющих ионное строение, сложные вещества, как правило, имеют молекулярное строение (например: CO2, H2S, CH4 и др.), которое может быть изображено структурной формулой. Химические соединения делятся на неорганические, органические и переходные (в частности, металлоорганические). В зависимости от числа элементов, входящих в состав вещества, различают бинарные, трехэлементные и другие виды соединений.
Химические соединения могут быть разделены на 2 класса:
    - простые (соединения, у которых у всех элементов стехиометрическая валентность действительно совпадает с электронной валентностью), например, некоторые молекулярные соединения: CH4, CO2, ClF3, SO2, SO3 и др.
    - сложные (соединения, у которых стехиометрическая валентность не полностью совпадает с электронной валентностью), например, CO, HNO3, H2O2, комплексные соединения и др.
Состав химических соединений в большинстве случаев следует законам постоянства состава и кратных отношений. Некоторые химические соединения (особенно многоэлементные) имеют специальные названия, например:
    - основания и щелочи
    - кислоты
    - оксиды
    - соли
    - бинарные соединения
    - комплексы, и др.
Между металлами/неметаллами, оксидами, основаниями и солями существует 'генетическая' связь, заключающаяся в том, что из веществ одного класса можно получить вещества других классов
  В зависимости от сложности состава все
вещества можно разделить на три группы:
   - простые вещества 
   - простые соединения (или симплексы), 
     например, HCl, NH3 и др. (в ряде 
     случаев в эту группу относят гидрок-
     сиды, оксиды и соли)
   - сложные соединения (комплексы или 
     координационные соединения), например, 
     [Ni(CO)4] 
Примечания:
1. Существуют соединения (например: CuFeS2, ZnGeP2, и др.), которые нельзя отнести к конкретным веществам. Существует также много веществ, в которых атомы не образуют отдельных молекул, а связаны друг с другом в бесконечные 'каркасы', где можно выделить повторяющийся фрагмент. Например, металлическая медь состоит из атомов (а не молекул) меди, т.е атом меди и формула меди имеют один и тот же вид: 'Cu'.
2. Известны многоэлементные соединения - сложные вещества, состоящие из трех и более химических элементов {например, ванадинит Pb5(VO4)3Cl}. Они обычно классифицируются по общему элементу {например, кислородсодержащие: NaNO3, H2SO4, KСlO4 и т.п.}. Их можно рассматривать как продукт взаимодействия между собой бинарных соединений при условии, что при образовании сложных веществ не изменяются степени окисления исходных элементов. По доминирующему типу химической связи выделяют
      * ионные соединения (гидроксиды, сложные соли)
      * ковалентные соединения {не обладающие ни основным, ни кислотным, ни солеобразным характером: CuFeS , CdSnP , [Fe(CO)5]}
      * интерметаллические многокомпонентные фазы (с доминирующим металлическим типом связи)
3. Непосредственно не связанные атомы также оказывают взаимное влияние друг на друга. Например, водород в соединении Н-CΞN по химическому характеру отличается от водорода в метане (Н-СН3), хотя в обоих случаях он связан непосредственно только с углеродом. Это вызвано различным влиянием атомов, связанных с водородом через углерод: атома азота в первом случае и атомов водорода - во втором
4. В настоящее время термины 'вещество' и 'соединение' считаются синонимами

Свойства физические
свойства вещества вне химического взаимодействия (например, температура его плавления или кипения, вязкость, плотность, тепло- и электропроводность и др.). Различия в физических свойствах позволяют выделять вещества из смесей. Физические свойства для одного и того же агрегатного состояния вещества могут быть различны. Так, кислород в жидком и твердом состояниях имеет бледно-голубой цвет. Озон же в жидком состоянии имеет фиолетовый цвет, а в твердом - черно-фиолетовый. Кислород имеет парамагнитные свойства, а озон - диамагнитен

Свойства химические
способность веществ реагировать с другими веществами или разлагаться (т.е. свойства, проявляемые в процессе химических реакций). Они зависят не только от того, из каких химических элементов состоит вещество, но и от структуры и пространственной конфигурации молекул вещества. Обычно вещества, имеющие одинаковый состав и структуру, имеют одинаковые химические свойства. Химические свойства элемента определяются строением его атома

Примечания:
 1. В ряде случаев физические и химические свойства элементов в свободном состоянии различны (например, Cl и Mn - газ и металл соответственно), а в случае ионов они являются электронными аналогами и близки в химическом отношении (Cl2O7 и Mn2O7, HClO4 и HMnO4 и др.)
 2. Свойство интенсивное - свойство, зависящее от количества материала или вещества. Такие свойства используются для идентификации различных образцов одного и того же материала или вещества, например, масса или объем
 3. Свойство экстенсивное - свойство, не зависящее от количества материала или вещества. Такие свойства используются для идентификации материала или вещества, например: плотность, температура кипения, окраска, запах
Вещество остается химически неизменным пока сохра-
няются состав и строение его молекул (или состав и 
характер связей между атомами для  немолекулярных 
веществ).
Проанализируем, например, свойства медной монеты, 
куска алюминиевой проволоки,купороса(используемого 
для защиты растений от вредителей),воды и столово-
го уксуса:
  - медь - красноватый металл, не имеющий вкуса и 
запаха, не растворяющийся  в воде, удельная масса 
меди больше удельной массы алюминия 
  - алюминий - белый  металл, не имеющий  вкуса и 
запаха,не растворяющийся в воде 
  - купорос- соль в виде кристаллов сине-зеленого 
цвета, растворяющаяся в воде
  - вода - бесцветная (без вкуса) жидкость, замер-
зающая при охлаждении и кипящая при нагревании
  - уксус- бесцветная (или слегка окрашенная) жид-
кость с характерным запахом и вкусом,растворяется 
в воде.
Каждое из этих веществ  обладает своим характерным 
наборов упомянутых свойств. Следовательно,вещество 
обладает массой покоя (его можно взвесить) и опре-
деленными физическими свойствами(цветом,плотностью,
температурой плавления и т.д.),которые можно изме-
рить


Состояния вещества агрегатные (или фазы веществ)
Существование нескольких агрегатных состояний обусловлено различиями в характере теплового движения молекул (атомов) вещества и в их взаимодействии. В зависимости от температуры и давления все вещества могут находиться в различных агрегатных состояниях:
- твердом (тело имеет форму и объем): аморфном или кристаллическом
- жидком (отличительная особенность жидкости - текучесть)
- газообразном (в газах молекулы почти не взаимодействуют и движутся свободно, заполняя весь объем, в котором газ находится)
- плазменном
(плазма - газообразная смесь положительно и отрицательно заряженных частиц, общий заряд которой равен нулю; электроны и ионы плазмы могут переносить электрический заряд); более подробно здесь не рассматривается.
В некоторых случаях в качестве агрегатных состояний рассматривают аморфные вещества и жидкие кристаллы
Примечания:
1. У жидкостей и твердых тел молекулы(атомы) распо-
ложены близко друг от друга  и взаимодействуют со значи-
тельными силами(молекулы  могут как  притягиваться, так 
и отталкиваться). Это приводит к  сохранению жидкостями 
и твердыми телами определенного объема. 
2. Кристаллические  вещества  плавятся  при строго 
определенной температуре,а аморфные не имеют этого свой-
ства(при нагревании они постепенно  размягчаются, а при 
охлаждении-постепенно затвердевают,например:смолы,стекло 
и др.)
3. Вода, лед  и водяной пар - агрегатные состояния 
одного и того же вещества-воды.Они отличаются не молеку-
лами,а их движением и расстояниями между ними.При нагре-
вании расстояния  между молекулами увеличиваются и тело 
увеличивает свои размеры(например,рельсы в жаркую погоду 
настолько удлиняются,что могут даже искривиться)
4. Изменение агрегатного  состояния вещества сопро-
вождается скачкообразным изменением его плотности и дру-
гих  физических  свойств {например, вода при охлаждении 
[в диапазоне температур от (+4 oС до 0 oC] 
5. Равновесия в однокомпонентной системе могут быть:
- моновариантные{жидкость-пар,пар-твердая фаза,жидкость-
твердая фаза(равновесие между двумя различными модифика-
циями)}
- нонвариантные {жидкость- пар - твердая фаза, жидкость- 
две твердых фазы, пар - две твердых фазы}
Состояние вещества кристаллическое
характеризуется строго определенной ориентацией составных частей вещества (атомов, молекул, ионов) относительно друг друга, что определяет внешнюю форму вещества в виде кристалла

Состояние конденсированное
обобщенное название твердого и жидкого состояний вещества. В конденсированной фазе атомы всегда находятся очень близко друг к другу, поэтому для перехода вещества в такую фазу (например, в жидкость) между атомами должны быть силы притяжения, а чтобы вещество занимало ненулевой объем, должны существовать и силы отталкивания между ними


Явления
все изменения в природе с окружающими нас веществами или предметами. Явления могут быть физическими и химическими (физиологическое воздействие веществ на организмы живых существ здесь не рассматривается)

Явления физические
сопровождаются изменением физических свойств вещества (например, формы или размеров тел, агрегатного состояния, магнитных свойств при нагревании, и т.д.) при переходе из одного агрегатного состояния в другое без изменения состава вещества (т.е. при этом не происходит превращение одних веществ в другие путем разрыва и/или образования связей в их молекулах). Например:
    - если магнит подвергнуть сильному нагреванию, он теряет способность притягивать железо (происходит изменение магнитных свойств вещества от температуры)
    - при нагревании вода превращается в пар, при ее охлаждении - в лед, а при охлаждении пара - снова образуется вода (т.е. у нее изменяются только агрегатные состояния при изменении температуры)
К физическим явлениям относят и диффузию


ХИМИЯ
наука, изучающая свойства химических элементов и их соединений, закономерности получения, превращения (сопровождающиеся изменением их состава и структуры) и применения веществ и изучающая явления, сопровождающие указанные превращения. Основой химии является электрическая природа химической связи

Химия неорганическая
изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (за исключением органических соединений углерода)

Химия органическая
изучает соединения углерода с другими химическими элементами, их структуру, свойства, методы синтеза (здесь не рассматриваются)

Состав химический
простая (постоянная по времени) характеристика, показывающая числовое отношение атомов элементов, образующих данное вещество

Сродство химическое
способность веществ к химическому взаимодействию. Мерой этого сродства является изменение энергии Гиббса

Явления химические (иначе - реакции химические)
явления, приводящие к превращению одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу, свойствам или внутреннему строению вещества (продукты реакции), сопровождающиеся внешними эффектами, но без изменения состава атомных ядер элементов. Для осуществления химической реакции взаимодействующие частицы должны сблизиться на расстояние, сравнимое с длиной химической связи между ними, и преодолеть энергетический барьер. Для начала реакции необходимо обеспечить соприкосновение веществ-реагентов друг с другом (например, в реакции взаимодействия меди с азотной кислотой) или начальное воспламенение реагента (например, для продолжительного горения магния на воздухе). Некоторые химические реакции могут протекать при определенных условиях (например, магний может гореть только при постоянном притоке воздуха, а медь с кислотой взаимодействуют только при непрерывном соприкосновении меди и кислоты). Слабые магнитные воздействия оказывают сильное влияние на протекание химических реакций. Они изменяют спины неспаренных валентных электронов у атомов, входящих в радикал, снимая спиновые запреты, что позволяет управлять химическими процессами на спиновой, а не на энергетической основе.
Молекулы могут разрушаться при химических явлениях, но сохраняются при физических. Одно простое вещество невозможно превратить в другое, образованное из атомов иного химического элемента. Внешние эффекты (признаки химических явлений), сопровождающие химические превращения, могут быть восприняты органами чувств (например, при выделении газов, появлении запаха, изменении цвета растворов, выделении или поглощении теплоты, образовании осадка, и т.п.). Так, горение свечи сопровождается свечением и выделением тепла
Химические реакции характеризуются стехиометрическим соотношением участвующих в них веществ, степенью превращения, константами скорости и равновесия, энергией активации, тепловым эффектом и другими категориями. Более подробно химические реакции рассматриваются отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/tt_22.shtml)
Примеры химических реакций:
    - взаимодействие пищевой соды со столовым уксусом (если в столовую ложку положить щепотку соды и сверху накапать уксуса, в результате их взаимодействия будет выделяться газ)
    - почернение медной проволоки, внесенной в пламя горящей свечи
Любая химическая реакция может быть описана химическим уравнением
Химические взаимодействия проявляются на рассто-
яниях около(10-8-10-6)см, в интервале температур 
порядка(70-3000)оК и сопровождаются выделением 
или поглощением энергии порядка(30-3000)кДж/моль
(http://www.pandia.ru/text/78/041/8371.php)
В некоторых случаях в химических реакциях проис-
ходит процесс  образования или  упрочения одних 
связей(в продуктах реакции) за счет разрыва или 
ослабления других (в исходных веществах). Напри-
мер, растворение безводной соли медного купороса
(CuSO4) в воде считается химическим явлением, 
а 'растворение'(испарение) сухого льда в воздухе 
- физическим.	
Пример совместного использования физико-хими-
ческих явлений- варка цветных стекол: они полу-
чаются в результате введения в обычное расплав-
ленное силикатное стекло примесей в виде порош-
ков некоторых металлов(или их оксидов), придаю-
щих стеклу определенную окраску. Цветное стекло 
трудно в изготовлении и, как следствие, дорогое
Уравнение химическое (химической реакции)
условная запись хода химической реакции с помощью химических формул, математических знаков ('+', '=', '↑', '↓' и др.), коэффициентов (чисел, стоящих перед формулами веществ: 2H...) и индексов (O2...). Оно дает качественную и количественную информацию о химической реации, например:
    2H2(газ) + O2(газ) = 2H2O
В левой части уравнения через знак '+' записывают формулы исходных веществ (реагентов), вступающих в реакцию (если их несколько), а в правой части уравнения - формулу(ы) образовавшихся в результате реакции продуктов реакции (также соединенных знаком '+', если их несколько). Основное правило - число атомов одинаковых элементов (в данном случае водорода и кислорода) в левой и правой частях уравнения должны быть равны (т.е. по 4 и 2 соответственно). Еще пример уравнения:
    CrO3(тв.) + 2HCl(газ) = CrO2Cl2(жидк.) + H2O(газ)
где надписи типа '(газ)', '(жидк.)' и т.п. показывают агрегатное состояние реактантов

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

Изучая химические элементы, Д. Менделеев обнаружил периодичность изменения их свойств. Расположив элементы с учетом уже известных свойств в клетках специальной таблицы, он создал Периодическую систему химических элементов (1869), которая в настоящее время формулируется так: свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов (в результате периодического повторения электронных конфигураций внешнего электронного уровня). Свойство периодичности означает, что каждый последующий элемент в таблице отличается от предыдущего тем, что у него на один протон (и электрон) больше предыдущего (т.е. выполняется закон перехода количества в качество). Периодический закон, отражая взаимосвязь всех химических элементов, позволяет предсказывать новые соединения с заранее заданными свойствами, подтверждая наиболее общие законы природы
Периодическая система элементов состоит из периодов и групп
Расположение элементов в Периодической системе 
соответствует электронному строению их атомов.
Периодически меняющиеся свойства атомов: 
    - атомные и ионные радиусы
    - энергия ионизации
    - сродство к электрону
    - электроотрицательность
Существует множество вариантов Периодической 
системы {например, коротко -
(http://www.hemi.nsu.ru/mends.htm) 
или длиннопериодная форма 
(например, http://www.ptable.com/?lang=ru)
С 1989 года рекомендовано пользоваться только 
длиннопериодными вариантами таблиц


Номер атомный (число атомное)
порядковый номер, присвоенный каждому элементу в Периодической таблице (например, магний имеет атомный номер '12'). Он равен количеству протонов в ядре атома конкретного элемента (или его суммарном количестве электронов), например:
    - у водорода (Н) - один электрон,
    - у гелия (He) - два электрона,
    - у лития (Li) - три электрона, и т.д.
Четные (по атомному номеру) элементы обычно имеют четное значение атомной массы, а нечетные - нечетную массу ядер главных изотопов. Например, 2814Si - четный элемент (с массовым числом 28), а 199F - нечетный элемент с нечетной массой (19) единственного стабильного изотопа. Элементы с четным атомным номером образуют более прочные изотопы (технеций-43 и прометий-61 получают только в ядерных реакциях)
С ростом атомного номера элемента (заряда ядра) 
свойства химических элементов изменяются перио-
дически, а размеры их электронных оболочек сок-
ращаются, поэтому элементы становятся неустой-
чивыми. Например,при числе протонов (Z) в ядре 
атома равном 137 радиус первой оболочки станет 
настолько малым, что электрон мгновенно погло-
тится ядром. 
Интересно,что элементы с четными атомными номе-
рами больше распространены на Земле, чем нечет-
ные (наиболее характерно это видно по лантанои-
дам)
Калий- полностью 'нечетный' металл: его атомный 
номер 19,атомная масса-39,а во внешнем электрон-
ном слое имеется всего один электрон,поэтому он 
исключительно активен и широко  распространен в 
виде различных соединений
Существуют пары элементов (Ar-K, Co-Ni и Te-I), 
у которых наблюдаются нарушения  в порядке воз-
растания массы в зависимости от атомного номера
(например, у аргона-18 атомная масса больше,чем 
у атома калия-19)


Группа
совокупность атомов по возрастанию заряда ядра, обладающих однотипным электронным строением (с одинаковым числом валентных электронов). Номер группы (обычно указывается римскими цифрами) определяется количеством электронов на внешней оболочке атома (валентных электронов, участвующих в образовании химической связи). Число групп (в зависимости от варианта таблицы) - 18 или 8 (А и В)
Примечания:
1. Смысл группы физический - соответствует высшей валентности элемента по кислороду (за исключением, F, Fe, N, Ni, O и некоторых других)
2. Подгруппа - совокупность элементов группы. Электронное строение и химические свойства элементов главных (А) и побочных (В) подгрупп могут радикально отличаться
3. Подгруппы главные - состоят из элементов малых и больших периодов (начинаются с элементов первого и второго периодов), у которых заполняются только s- и p-подуровни внешнего электронного уровня (валентные электроны расположены на внешних ns- np-подуровнях). Число электронов во внешнем слое у элементов главных подгрупп равно номеру группы. С увеличением атомного номера (сверху-вниз в подгруппе) увеличиваются металлические свойства элементов (неметаллические свойства - соответственно - уменьшаются)
4. Подгруппы побочные - элементы, имеющие валентные s-, d- или f-электроны. Они состоят только из элементов больших периодов, у которых происходит заполнение внутренних (n-1)d- и (n-2)f-подуровней при наличии на внешнем s-подуровне одного или двух электронов (например, подгруппа меди: Cu, Ag, Au). Элементы побочных подгрупп называются переходными элементами (или переходными металлами). Другие примеры подгрупп: железа (Fe, Ru, Os), марганца (Mn, Tc, Re), цинка (Zn, Cd, Hg) и др.
5. У элементов главных подгрупп валентными являются электроны внешнего уровня, а у элементов побочных подгрупп - электроны внешнего и предвнешнего уровней
6. В одной подгруппе могут существовать элементы разной электронной конфигурации, например:
    V (3d34s2), Nb (4d45s1), Ta (5d36s2)   или   Ni (3d84s2), Pd (4d105s0), Pt (5d96s1)
(палладий - d-элемент с незаполненным s-уровнем)


Период
совокупность элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер атомов и характеризующихся одинаковыми значениями главного квантового числа внешних орбиталей (иначе - совокупность атомов с одинаковым числом электронных слоев). В пределах периода свойства элементов изменяются последовательно. Всего имеется 7 периодов:
    - 3 малых (с первого по третий)
    - 4 больших (с четвертого по седьмой).
Число элементов в периоде зависит от числа подуровней, заполняющихся электронами:
    - первый период содержит 2 элемента (водород и гелий)
    - второй и третий - по 8 элементов
    - четвертый и пятый - по 18 элементов
    - шестой - 32 элемента
    - седьмой (не завершенный) - 22 элемента.
Второй и последующие периоды начинаются типичным щелочным металлом и заканчивается инертным газом (ему предшествует типичный неметалл).
Металлические свойства элементов в периодах уменьшаются слева-направо с увеличением атомного номера
Примечания:
1. Периоды соответствуют последовательному 
заполнению электронных оболочек.Номер периода 
совпадает  со значением  главного  квантового 
числа (n) внешнего электронного уровня и с 
количеством уровней в электронной оболочке атома   
2. Каждый химический элемент в Периодической 
системе кроме  атомного  номера может  также 
позиционироваться номером периода, группы и/или 
подгруппы(т.е. иметь свои координаты/положение)
3. Для описания строения атома используются:
    - схемы электронного строения 
    - электронные формулы
    - электронно-графические формулы, и др.
4. В зависимости  от того, каким уровнем 
заканчивается заполнение электронных оболочек, 
все химические элементы разделяются на s-, 
p-, d- и f-элементы


Периодичность
повторяемость химических и некоторых физических свойств у простых веществ и их соединений при изменении атомного номера элементов. Она связана с повторяемостью электронного строения атомов по мере увеличения их атомных номеров. Как обычно, в любом правиле есть исключения: например, свойства Ag (в противовес периодическому закону) не являются промежуточными между свойствами Au и Cu

Периодичность вертикальная
основной вид периодичности, состоящий в повторяемости свойств простых веществ и соединений элементов в вертикальных столбцах Периодической системы, позволяющий объединять все элементы по группам (элементы одной группы имеют однотипные электронные конфигурации). На основе вертикальной периодичности рассматривается химия элементов и их соединений. Аналогичная периодичность проявляется и в энергиях ионизации элементов (кДж/моль): в пределах одной группы она постепенно уменьшается (например, для Li - 519.9, Na - 495.6, K - 418.5)

Периодичность внутренняя
проявляется в характере изменения свойств элементов по периоду. Ее сущность состоит в немонотонном изменении в этих рядах характеристик атомов, отражающих устойчивость заполняющихся валентных электронных орбиталей. Следствием внутренней периодичности является так называемая горизонтальная аналогия, при которой в ряде случаев соседи в горизонтальных рядах обладают заметным химическим сходством, например, в тройках элементов: Fe-Со-Ni,  Ru-Rh-Pd  и  Os-Ir- Pt

Периодичность вторичная
проявляется в периодическом (не монотонном) характере изменения свойств элементов по группе (IIIA-VIIA). Например, (Ge) по своим свойствам больше похож на углерод, чем на (Si), а для (P) и (Sb) известны пента-соединения (фториды, хлориды и иодиды), хотя для (As) известен только фторид. Гексафторид (Se) также менее устойчив, чем соответствующие фториды (S) и (Te). Вторичная периодичность связана, в частности, с относительной инертностью валентных s-электронов за счет так называемого 'проникновения к ядру' (увеличение электронной плотности вблизи ядра при одном и том же главном квантовом числе уменьшается в последовательности s- p- d- f.

Периодичность горизонтальная
проявление максимальных и минимальных параметров свойств простых веществ и соединений элементов в пределах каждого периода вследствие периодического изменения числа электронов на внешних энергетических подуровнях. Наиболее характерно это для элементов VIIIб-группы и лантаноидов. Вследствие такой периодичности в пределах одного периода значения энергии ионизации и сродство к электрону у атомов увеличиваются, так как увеличивается заряд ядра (например, Li и Be, B и C, N и O, и др.)

Периодичность диагональная
проявление повторяемости свойств простых веществ и соединений элементов по диагоналям Периодической системы, при этом происходит возрастание неметаллических свойств в периодах слева-направо и в группах - снизу-вверх. За счет же снижения электроотрицательности в таблице как справа-налево, так и сверху-вниз проявляется сходство кислотно-оснОвных и окислительно-восстановительных свойств (аналогия функциональная). К примеру, (Be) по свойствам похож на (Al): оба имеют сходные значения окислительно-восстановительных потенциалов, а (B) на (Si), кислород на (Cl) и др.

Периодичность (звездчатая / звездная)
проявляется в результате объединения вертикальной, горизонтальной и диагональной периодичности свойств элементов. Так, свойства Ge по горизонтали Периодической системы схожи со свойствами окружающих его Ga и As, а по вертикали - со свойствами Si и Sn. Это позволило Д.Менделееву в свое время предсказать открытие эка-бора (Sc), эка-алюминия (Ga) и др. (например, иттрий - химический аналог лантана)

Периодичность физико-химическая
повторяемость (с четко выраженными максимумами и минимумами) потенциалов ионизации и атомных радиусов простых и сложных веществ, образуемых элементами, которая количественно и качественно может быть представлена в виде зависимостей от атомных номеров элементов

Периодичность химическая
повторяемость, проявляющаяся в аналогии химического поведения и однотипности химических реакций, хотя число валентных электронов, характерные степени окисления и формулы соединений могут быть разными. Кроме сходных черт периодически повторяются также существенные различия химических свойств элементов по мере увеличения их атомного номера


Семейства элементов
сгруппированные по химическим свойствам элементы Периодической системы:
- металлы щелочные
- металлы щелочноземельные
- металлы переходные
- металлы постпереходные
- полуметаллы (металлоиды)
- неметаллы
- галогены
- инертные газы
- лантаноиды и актиноиды


Аналоги групповые
химические элементы, объединенные по признаку одинакового числа валентных электронов атомов, но без учета типа валентных орбиталей, на которых эти электроны расположены (например: Cl ...3s23p5 и Mn ...3d54s2). Групповая аналогия не характерна для элементов в свободном состоянии, а сходство может проявляться не только в высшей, но и в промежуточных степенях окисления

Аналоги типовые
элементы, принадлежащие к одной подгруппе и имеющие одинаковый тип валентных орбиталей, заполняющихся электронами (например, элементы подгруппы Sc или Al, B и подгруппа Ga). Типовая аналогия - аналогия между элементами в подгруппах, отражающая более глубокое сходство между элементами по сравнению с групповой аналогией

Аналоги химические
элементы с близкими химическими свойствами, имеющие одинаковую структуру одного или двух внешних электронных слоев

Аналоги электронные
элементы одной подгруппы с одинаковой структурой одного внешнего электронного слоя (например, ...2s22p5  у  F, Cl, Br и I   или   Cs, Fr, K, Li, Rb - электронные аналоги Na). Они являются химическими аналогами (имеют одинаковые степени окисления, образуют однотипные соединения)

Аналоги электронные неполные
элементы одной группы, но разных подгрупп, имеющие одинаковое строение внешнего слоя (только при определенной степени окисления) и, соответственно, сходные свойства, например,  Si (1s22s22p63s23p2)  и  Ti (1s22s22p63s23p64s23d2), имеющие одинаковую (+4) степень окисления, а также Cl-Mn, P-V и др.

Аналоги электронные полные
элементы одной подгруппы, имеющие похожее электронное строение во всех степенях окисления, что приводит к подобию химических свойств их соединений. Они имеют одинаковую структуру двух внешних электронных слоев (например: As, Sb, Bi), атомы которых имеют одинаковую электронную конфигурацию внешней 'n' и предыдущей (предвнешней) '(n-1)d'-оболочек:
... 4s24p34d0
... 5s25p35d0
... 6s26p36d0
соответственно. Полными электронными аналогами являются также S-O, Se-Te-Po, Cr-Mo-W, Ge-Sn-Pb и др.



Элементы-аналоги - химические элементы:
- входящие в одну подгруппу Периодической системы
- имеющие одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при различных значениях главного квантового числа (n)
- проявляющие сходные химические свойства.
Например, (Ga) является химическим аналогом элемента (Al), а (Ge) - аналогом (Si)

Элементы-близнецы
пары элементов (Mo-W, Nb-Ta, Tc-Re, Zr-Hf) с очень близкими физическими (и особенно многими химическими) свойствами: уменьшение радиусов атомов при заполнении 4f-орбиталей приводит к практически полному их совпадению. Вследствие этого разделение изотопов этих пар элементов представляет большие технические трудности

Элементы непереходные
s- и р-элементы

Элементы типические
элементы малых периодов. Например, атомы серы и кислорода имеют электронное строение, отличающееся как от атомов подгруппы селена (в высшей степени окисления), так и от атомов подгруппы хрома (кроме высшей степени окисления)

Элементы электроотрицательные
прочно удерживают собственные и способны принимать дополнительные электроны в химических реакциях (это свойство ослабляется с ростом заряда ядра в главных подгруппах и увеличивается в периодах при возрастании заряда атомных ядер)

Элементы электроположительные
обладают низким сродством к электрону, слабо удерживают собственные электроны и способны терять электроны в химических реакциях (это свойство усиливается с ростом заряда ядра в главных подгруппах и уменьшается в периодах при возрастании заряда атомных ядер)


Ряд естественный химических элементов
ряд элементов, выстроенный по возрастанию зарядов их ядер (числа протонов в ядрах атомов элементов). Для примера ниже приведена информация одной из ячеек Периодической системы:
     12Mg (Магний) - 24.305 (2-8-2) 1s22s22p63s2
где  12 - атомный номер элемента
        Mg - знак химического элемента
        Магний - название химического элемента
        24.305 - относительная атомная масса элемента
        2(M) - 8(L) - 2(K) - распределение электронов по электронным уровням:
            общее число электронов в атоме равно 12 {2 + 8(2+6) + 2},
            т.е. равно атомному номеру (см. Электронное строение)
        1s22s22p63s2 - электронная формула (конфигурация) элемента


ФОРМУЛЫ

Состав валовой (или система Хилла)
обычно используется при записи формул органических соединений, по которой сначала указывается число атомов углерода, затем водорода, потом - все остальные составляющие атомы по латинскому алфавиту, например:
C_2H_5Cl = C2H5Cl, C_6H_5IO = C6H5IO. Валовой состав неорганических соединений записывают по образцу:
    3MgO*MgCl2*11H2O
    12CaO*6SiO2*7H2O и др.

(Диаграмма / формула) электронно-графическая (или орбитальная)
графически показывает электронную структуру атомов с помощью квантовых ячеек (орбиталей подуровней). Ячейки показывают условное отображение электронов:
- с положительным спином ms = (+1/2) - стрелкой вверх (↑)
- с отрицательным спином ms = (-1/2) - стрелкой вниз (↓)
Например, электронно-графическая формула атома лития будет выглядеть как 1s2[↑↓]2s1[↑]: он принадлежит второму периоду Периодической системы (3 электрона расположены на двух электронных уровнях: на s-подуровне первого уровня расположены 2 электрона, а третий - на s-подуровне второго уровня). Электрон, расположенный на внешней оболочке, слабее связан с ядром, поэтому в химических реакциях атом лития может отдавать электрон, превращаясь в положительный ион


Конфигурация атома электронная (формула электронная, формула характеристическая)
аналитический паспорт элемента - обозначение распределения электронов по энергетическим уровням и атомным орбиталям и дополнительная информация о строении атома:
- распределение имеющихся в атоме электронов по орбиталям (электронным уровням и подуровням)
- наличие неспаренных электронов
- наличие неподеленных электронных пар
- валентные электроны, участвующие в образовании связей
В общем случае электронная конфигурация атомов может быть описана с помощью:
   - электронных формул, которые выводятся из энергетических диаграмм
   - электронно-графических (орбитальных) диаграмм.
Сумма верхних индексов в электронной формуле элемента равна его атомному номеру (т.е. количеству электронов в атоме). Для составления электронной формулы необходимо знать:
   - атомный номер элемента
   - номер периода элемента
   - квантовые числа (главное и орбитальное) и связь между ними.
Фрагмент ...2р4 означает, что на втором уровне на р-орбиталях имеется 4 электрона. Например, полная электронная формула азота будет иметь вид:
    1s22s22p3
где зеленым цветом указаны номера уровней (n) - равные 1 и 2; буквы (синим) - подуровни (s- и p-), определяющие форму электронного облака; красным - число электронов с данной формой облаков на каждом подуровне. Сумма электронов по слоям (2 + 2 + 3 = 7) равна атомному номеру (7) элемента азота. Для сравнения, положительный ион азота имеет отличающуюся электронную формулу:
    1s22s22p2
Часто вместо полной электронной формулы элемента в публикациях широко используются их сокращенные электронные формулы. Например, полная электронная формула для циркония - 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2, а сокращенная - [Kr]5s24d2,   где '[Kr]' - остов атома {в данном случае - криптона (благородного газа с устойчивой электронной оболочкой, предшествующего цирконию)}; оставшаяся часть формулы (5s24d2) - записывается в 'обычном' виде (за скобки обычно вынесены валентные электроны). Например, электронная формула атома скандия 6521Sc (состоящего из 21 протонов и электронов и 44 нейтронов) имеет вид: 1s22s22p63s23p63d14s2 {или в виде квантовых ячеек: ...3d - [↑], 4s - [↑↓]}
Электронные конфигурации некоторых элементов являются исключением из правил. Например, вместо ожидаемых ...4d55s2Tc) и ...4d65s2Ru) реальные их электронные конфигурации (...4d66s1) и (...4d75s1) соответственно.
В пределах подуровня электроны в атоме распределяются по орбиталям так, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным. Наполовину или полностью заполненные электронами d-подуровни более устойчивы, чем частично заполненные
При составлении электронных формул следует учитывать проскок электрона (переход его на предыдущий уровень или подуровень, при котором d- и f-подуровни достраиваются до более устойчивых и энергетически более выгодных конфигураций d5, d10, f7 и f14). При полном заполнении электронами подуровни (s2, p6, d10, f14) обладают повышенной устойчивостью; кроме того, подуровни p-, d- и f- устойчивы также при половинной их заполненности (р3, d5, f7).

Строение химическое
последовательность межатомных связей в молекуле, порядок соединения атомов в молекуле. Оно отражается структурной формулой соединения (развернутой или сокращенной), в которой символы связанных атомов соединяются валентной чертой

Формула графическая
кроме качественного и количественного состава показывает дополнительную информацию: последовательность связей атомов друг с другом и кратности связей (одинарная, двойная или тройная). Эти формулы не отражают относительного расположения атомов в пространстве (например: H-O-H). Графические формулы отличаются от структурных

Формула истинная
отражает качественный и количественный состав химического соединения, но не его структуру (или изомерию) молекул вещества. Она может быть получена опытным путем, если известна молекулярная масса вещества. Например, истинная формула воды H2O совпадает с простейшей, а истинная формула бензола C6H6 отличается от простейшей (CH). Истинная формула этанола - С2Н6О. Истинные формулы иногда называют также брутто-формулами или эмпирическими формулами

Формула координационная
используется для отображения структуры комплексов при известном количественном соотношении атомов в соединении. Так, например, для соединения кобальта(III) состава 2KNO2*NH3*Co(NO2)3 координационной формулой будет K2[Co(NH3)(NO2)5]

Формула простейшая
показывает соотношение (относительные числа) атомов разных видов в молекуле или другой струтурной единице вещества. Подстрочные индексы простейших формул (индекс '1' в формулах не указывается) не имеют общего делителя, а отношение подстрочных индексов равно отношению числа атомов соответствующих элементов в любом индивидуальном химическом веществе. Для вывода простейшей формулы сложного вещества достаточно знать массовое содержание (атомные массы) образующих данное вещество элементов и их процентный состав. Например, с учетом а.е.м. углерода (СIV) и водорода (НI) для получения молекулы метана (СН4) необходимо соблюдение отношения (1 : 4), т.е. на один атом углерода надо иметь 4 атома водорода. Следовательно, простейшими формулами будут:
    - молекулы водорода - (H); молекулярная - (Н2), а структурная - (Н-Н)
    - воды - (H2O)
    - бензола - (СН), в отличие от истинной - (C6H6)
    - этанола - (С2Н6О)
Так как сведения о молекулярной массе содержат 
действительное  число атомов в молекуле, можно 
перейти от простейшей к истинной формуле. 
К примеру,  простейшей  формуле 'СН'  соответ-
ствуют как ацетилен С2Н2, так и бензол С6Н6, 
а простейшей формуле спирта (С2Н6О) соответ-
ствует истинная структурная формула спирта
(СН3СН2ОН)
Простейшая формула метана(СН4) одновременно 
является и истинной 

Формула пространственная
химическая формула из символов химических элементов и специальных знаков, отражающих строение конкретного вещества, включая объемное (3D) расположение атомов в молекулах или других сложных частицах этого вещества:
  - показывает порядок связывания атомов между собой)
  - кратность связей (валентность составных элементов)
  - длины связей (расстояние между центрами связанных атомов)
  - валентные углы (между связями)
  - неподеленные пары электронов

Формула рациональная (или линейная)
формула, в которой выделены группы атомов, характерные для данного класса химических соединений (например: группы 'ОН', 'NH3' и др.), которые заключаются в круглые скобки по примеру: К4[Co(CN)6], где цифра '6' показывает количество выделенных повторяющихся групп 'CN'. Например, рациональная формула этанола - С2Н5ОН, а три_мета_ванадат аммония (NH4)3V3O9 - N3H12V3O9. Иногда рациональные группы записывают в полуразвернутом виде, когда часть одинаковых атомов показывается по отдельности для лучшего отражения строения молекулы вещества (например, для того же этанола - СН3СН2ОН)


Формула стехиометрическая
химическая формула, соответствующая идеальному целочисленному составу химического соединения из атомов, удовлетворяющая требованию валентности. В некоторых веществах могут наблюдаются небольшие отклонения от стехиометрического состава (например, в сернистом железе, оксидах титана и др.)

Формула структурная (разновидность пространственной)
химическая формула из символов химических элементов и специальных знаков, отражающих строение конкретного вещества, исключая расположение атомов в молекулах этого вещества. Структурная формула не тождественна графической. Химические связи между атомами обозначаются различными линиями.
Часто для удобства применяют сжатую (или сокращенную) структурную формулу, в которой указывается только порядок следования связей {например: диметиловый эфир CH3OCH3 или этиловый спирт C2H5OH}. В развернутой формуле полностью указаны все связи. Примеры структурных формул:
- углекислоты (СО2): (O=C=O)
- 2D-формула азотной кислоты (HNO3):
 []
Здесь валентность азота (N) равна 4. Оба атома 
кислорода, связанные только с азотом, находясь 
на одинаковом расстоянии от атома азота, равно-
ценны. Четвертая связь атома азота разделена 
поровну между двумя атомами кислорода (каждый 
из них несет по половине заряда электрона, 
т.е. образуется полуторная связь: 1+1/2=1.5)
В результате все атомы в молекуле имеют устой-
чивые электронные конфигурации внешних уровней: 
кислород и азот-(8-электронные), водород- 
2-электронную
--------------------------------------------
Если структурная формула вещества может быть 
представлена в нескольких вариантах, в соеди-
нении имеет место электронная изомеризация. 
В этом случае устанавливается  динамическое 
равновесие между возможными структурами веще-
ства, а электроны  переходят от одного энер-
гетического минимума к другому. 
Например, в соединении иода I-...I-I (символы '...' 
обозначают ван-дер-ваальсову связь)пара элек-
тронов, принадлежащих аниону, в процессе изо-
меризации  вытесняет  связывающую пару  элек-
тронов молекулы иода. 
В результате  образуется  молекула  I-I...I-,
электронная энергия которой равна начальной 
энергии молекулы. 
Экспериментально  установлено, что  в случае 
электронной изомеризации электроны вращаются 
в плоскости,перпендикулярной оси,соединяющей 
ядра атомов
- развернутая 2D-формула этанола (С2Н5ОН):
 []
а сокращенная структурная формула - вида СН3-СН2-ОН. Часто одинарные связи вообще не указывают, например: СН3СН2ОН
В некоторых случаях структурная формула одного 
и того же вещества(например,соль Na2S2O3) может 
быть представлена несколькими структурными фор-
мулами(в зависимости от степени окисления серы):
    []

Для примера, уксусная кислота может быть представлена следующими формулами:
   * молекулярной - C2H4O2
   * рациональной - CH3COOH
   * эмпирической - CH2O
   * структурной -
 []


Формула электронно-графическая (схема электронная)
дает представление о расположении электронов по орбиталям, например:
    ...2p63s2...    ...↑↓ ↑↓ ↑↓↑↓...

Формула электронно-точечная
дает представление об электронах внешнего слоя атома (электроны обозначаются точками, располагаемыми вокруг химического символа атома; при записи в строку - общие для двух атомов электроны обозначаются точками, помещаемыми между их химическими символами). Двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек, например: Н* + Н* → Н:Н или
 []
(атомы кислорода и водорода приобретают устойчивые электронные оболочки; обобществленные электроны обозначены кружками)

Формула эмпирическая (сокращенная молекулярная)
показывает простейшее соотношение между числом различных атомов или ионов в молекуле вещества. Она не содержит информации ни о структуре, ни об изомерии молекулы. Координационные кристаллы могут быть описаны только эмпирической формулой, а ковалентные вещества (состоящие из простых молекул) - молекулярной формулой, кратной их эмпирической формуле. Число атомов различных элементов в молекуле указывают подстрочными индексами, которые могут быть не только целыми (например, формула этилового спирта - С2Н6О), но и дробными числами (например: 'V1.3O' или 'MoO0.93-0.97'). Определение элементного состава вещества производится при помощи количественного анализа. Эмпирическая формула cоставляется в соответствии с правилом электронейтральности. Например, формулы гидразина будут иметь вид:
- молекулярная: N2H4 (показывает число атомов в молекуле: 2 атома азота и 4 атома водорода)
- эмпирическая: NH2 (показывает простейшее соотношения между числом атомов разных элементов, равное '1 : 2', т.е. в веществе содержится в два раза больше атомов водорода, чем атомов азота)
Аналогично для этилена: молекулярная формула - C2H4, а эмпирическая - CH2.
Например, в ряду СН2О - С2Н4О2 - С3Р6О3 - ... первая (СН2О) - простейшая (или эмпирическая) формула

СТРОЕНИЕ И СВОЙСТВА АТОМА

Модель атома:

    * планетарная: на основании экспериментов Э.Резерфорд (1911) предположил, что атом представляет собой некое подобие планетарной системы, в которой электроны движутся по стационарным орбитам вокруг расположенного в центре атома тяжелого положительно заряженного ядра (вне стационарных орбит электрон существовать не может). Однако дальнейшие исследования показали, что для описания атома эта модель мало применима. Изучение атома привело к возникновению квантово-механической теории, которая могла объяснить подавляющее большинство экспериментальных наблюдений
    * квантово-механическая, согласно которой ядро атома состоит из положительно заряженных частиц (протонов) и не имеющих заряда частиц (нейтронов), окруженного движущимися вокруг него отрицательно заряженными частицами (электронами). Движение электрона носит волновой характер и положение его в каждый данный момент времени может быть описано только с определенной степенью вероятности. Тонкие физические эсперименты подтвердили правильность этой теории

Атомы-акцепторы
- атомы, легко принимающие электроны от других атомов на свои внешние электронные уровни, достраивая их до октета (обычно это элементы с почти завершенными внешними электронными уровнями)

Атом асимметрический
атом многовалентного элемента (в частности, углерода и азота), к которому присоединены неодинаковые атомные группы или атомы других элементов (например, атом азота в азотной кислоте HNO3 (см. Структурная формула). В качестве одного из заместителей может выступать свободная электронная пара (например, у атома Р в фосфинах). Наличие в молекулах таких атомов обуславливает оптическую активность веществ

Атомы-доноры
атомы, легко отдающие излишние электроны со своих внешних электронных уровней,- достраивая их до октета,- другим атомам (обычно это атомы, внешние электронные уровни только начинающие застраиваться)

Атомы магнитные
атомы элементов, имеющие нечетное число электронов, или имеющие нескомпенсированные спины электронов (например, d-оболочка в переходных металлах). Такие атомы обладают результирующим магнитным моментом

Атомы нейтральные
атомы, имеющие на внешней электронной оболочке 8 электронов. Это атомы благородных (или инертных) газов, которые практически не вступают ни в какие химические реакции (за некоторыми исключениями). Так как электронная конфигурация инертных газов (кроме Не) очень устойчива, для перевода их в возбужденное состояние требуются большие затраты энергии

Атомы связанные
пары атомов, между которыми существуют химические связи (в любых молекулах веществ взаимодействуют не только связанные между собой атомы, но и все остальные близко расположенные атомы, т.е. происходят невалентные или физические межатомные взаимодействия)

Атом эффективный
атом, поведение и свойства которого различны в разных молекулах

(d / f) - сжатие
дополнительное уменьшение радиусов атомов у d- и f-элементов V и VI периодов при движении слева-направо вследствие роста заряда ядра по сравнению с увеличением орбитального радиуса атома при заполнении электронами предвнешних 3d-/4d- подуровней. Вследствие такого f-сжатия атомные радиусы электронных аналогов d-элементов этих периодов практически одинаковы (они имеют близкие - как элементы-близнецы - свойства). Наиболее наглядно эффект сжатия проявляется при переходе от Cl к Br и от Br к иоду (I)

Взаимодействие обменное (или силы обменные)
специфическое квантово-механическое взаимодействие между двумя атомами/нуклонами, возникающее вследствие непрерывного обмена частицами (в частности, электронами). Например, вследствие квантовых свойств в соответствии с принципом Паули движение валентных электронов двух атомов, объединяющихся в молекулу, при определенных сочетаниях спинов может происходить коррелированно в общей молекулярной оболочке. При обменном взаимодействии энергия системы частиц зависит от ее полного спина. Энергия такого взаимодействия пропорциональна числу неспаренных электронов в атоме. В предельном случае (при переходе к классической механике) эффект исчезает. Обменное взаимодействие является причиной образования ковалентной химической связи. При полном электронном спине системы равном нулю, она находится в синглетном состоянии (направления спинов электронов противоположны), а при его полном спине, равном единице - в триплетном состоянии
Примечание.
    В случае электростатических сил каждый заряд может взаимодействовать одновременно с любым числом других зарядов и появление нового не сказывается на силах взаимодействия уже имеющихся до этого зарядов (при неизменном их пространственном расположении)

Взаимодействие сильное (цветное, ядерное)
одно из 4-х типов фундаментальных взаимодействий, удерживающее нуклоны в ядре

Гелион
ядро атома гелия (α-частица) - одна из важнейших структурных единиц атомных ядер (состоит из двух протонов и двух нейтронов). Они образуются с выделением значительного количества энергии (по сравнению с дейтонами). Атомные ядра, составленные из гелионов, значительно прочнее атомных ядер, имеющих в своем составе дейтоны. Ядра атомов с четными номерами (зарядом) могут быть построены только из гелионов (каждая пара протонов с соответствующим числом нейтронов образует гелион)
В нечетном ядре изотопа 2713Al {A=27, Z=13} содержатся:
   6 связанных гелионов: {(Z-1)/2= (13-1)/2 = 6, 
	где цифра '1'-протон,придающий атомному ядру в 
	формуле 'нечетность'; она должна вычитаться из 
	значения атомного номера}
   1 избыточный нейтрон {рассчитывается по формуле: 
	А-2Z = 27-(2*13)= 1}
   1 дейтон
Для сравнения: в четном изотопе железа 5626Fe {A=56, 
Z = 26} содержится:
   13 связанных гелионов {Z/2 = 26/2 = 13}
   4 (не связанных) избыточных нейтрона 
	{А - 2Z = 56 - (2*26) = 4}
(по http://window.edu.ru/library/pdf2txt/646/29646/12859/page20)
Гетероатом
атом, имеющий свободную (не участвующие в образовании ковалентной связи) пару электронов (например, атом винилхлорида H2C=CH-Cl:)

Дейтон / дейтрон
ядро тяжелого изотопа водорода, состоящее из одного протона и одного нейтрона: 21D. При нечетном атомном номере (заряде ядра) элемента одному из протонов для образования гелиона не хватает парного протона, поэтому дейтон остается вторичной структурной единицей ядра: в нечетном ядре может быть только один связанный дейтон. Например, атомное ядро хлора 3517Cl кроме 8 гелионов может содержать 1 дейтон и 1 протон

Дублет
пара электронов (или нейтрон и протон), образующие частицу с изоспином, равным 1/2. Примером дублета являются состояния зеркальных ядер кислорода 17O (8 протонов, 9 нейтронов) и фтора 17F (9 протонов, 8 нейтронов)

Заместитель
атом или группа атомов, которыми заменяют атомы водорода на родительской цепи углеводорода. В сопряженной системе, образованной с участием заместителей, общее электронное облако смещено в сторону этих групп. В зависимости от проявляемого заместителями эффекта заместители делятся на 2 вида:
* электроноакцепторные (снижают электронную плотность в сопряженной системе; к ним относят функциональные группы CHO, COOH, NO2, SO3H и др.)
* электронодонорные (повышают электронную плотность в сопряженной системе; к ним относят функциональные группы NH2, N(CH3)2, OH, OCH2 и др.)
Более подробно заместители рассматриваются в органической химии

Заряд атома эффективный
реальный заряд ядра в многоэлектронном атоме на заданной атомной орбитали, влияющий на электрон. Он возникает на атоме в результате смещения электронной пары к одному из ядер взаимодействующих атомов. При увеличении эффективного заряда происходит увеличение притяжения электронов к ядрам одновременно с увеличением межэлектронного и межядерного отталкивания. Он характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома. Эффективный заряд атома меньше полного заряда ядра на величину, называемую числом (константой) экранирования. В ионных соединениях эффективные заряды совпадают по величине с зарядами ионов (эффективные заряды других частиц имеют промежуточные значения). Эффективные заряды атомов количественно характеризуют полярность (или ионность) химической связи

Заряд ядра
соответствует атомному номеру элемента в Периодической таблице. Атом в целом электрически нейтрален. Размеры электронных облаков зависят от заряда ядра: чем больше заряд ядра, тем оно сильнее притягивает электроны и тем меньше размер электронного облака. При химических реакциях заряд ядра не изменяется
В главных подгруппах с увеличением заряда ядра 
атома (атомного номера) происходит  увеличение 
атомного  радиуса, а в периоде атомные радиусы 
с увеличением атомного номера уменьшаются. 
Изменение  металлических и  неметаллических 
свойств элементов связано также с их атомным 
радиусом: 
  - металлические свойства с увеличением атом-
ного номера в главных подгруппах увеличиваются, 
а в периодах - уменьшаются
  - неметаллические свойства с увеличением 
атомного номера в главных подгруппах уменьша-
ются, а в периодах - увеличиваются
Атомы, содержащие на внешнем уровне 1,2 или 3 
электрона,не образуют отрицательно заряженных 
ионов(за исключением атомов бора и водорода), 
так как  для заполнения  наружного слоя  до 8 
частиц им нужно притянуть 7,6 или 5 электронов 
соответственно, что  требует  больших  затрат
энергии,чем при отдаче уже имеющихся(одного, 
двух или трех электронов)
Захват нейтронный
ядерная реакция, в которой происходит захват нейтрона атомным ядром (т.е. при столкновении нейтрона и протона)

Захват орбитальный
захват ядром электрона с ближайшей к нему К-оболочки (при этом заряд ядра уменьшается на единицу)

Конфигурация атома высокоспиновая
электронная конфигурация с максимально возможным числом неспаренных электронов на атомных или молекулярных орбиталях

Конфигурация атома низкоспиновая
электронная конфигурация с максимально возможным числом спаренных электронов на атомных или молекулярных орбиталях

Мультиплеты
группы элементарных частиц, состоящие из двух-трех элементов примерно одинаковой массы, и обладающие идентичными свойствами (за исключением электрического заряда). К ним относят дублеты, триплеты и др.

Нуклиды
конкретные виды атомов различных элементов, состоящие из строго определенного числа протонов и нейтронов, находящиеся в основном или одном из изомерных энергетических состояний (характеризуются величиной положительного заряда и массовым числом): атом углерода 'C' (содержащий 12 нуклонов в ядре), атом урана 'U' (с 235 нуклонами) и т.д. Нуклид - более широкое понятие, чем изотоп: каждый изотоп есть нуклид, но только нуклиды одного элемента являются изотопами. По отношению друг к другу (кроме изотопов) нуклиды могут быть:
    - изобарами
    - изодиаферами
    - изотонами
Примечания:
    1. Число нейтронов в ядре атома (N) можно найти по формуле: (N = Ar - Z). К примеру, у аргона относительная атомная масса равна Ar = 40, атомный номер 18, следовательно, число нейтронов у него (N = 40-18), т.е. 22
    2. Радионуклид - радиоактивный изотоп. Радионуклиды делятся на природные (4019K, 23892U и др.) и искусственные (5727Co, 12353I и др.). Они широко применяются в медицине (особенно при лечении онкологических заболеваний) и в промышленности
    3. Нуклиды 'легкие' - нуклиды с Z меньшим 32 (остальные нуклиды - 'тяжелые'). Большинство стабильных 'легких' нуклидов не может иметь на оболочке ядра 3 нейтрона (для 'тяжелых' же нуклидов это практически обычное явление)
    4. Нуклид стабильный - (относительно радиоактивного распада) если его масса меньше суммы масс всех продуктов, образующихся при распаде (т.е. радиоактивный распад возможен только в случае, если эта сумма масс будет меньше массы исходного нуклида). Нестабильные нуклиды радиоактивны
    5. Состояние нуклида возбужденное - состояние нуклида с высоким значением энергии и очень малым временем жизни
    6. Состояние нуклида основное - состояние нуклида с минимальным значением энергии

Пары ядерные
пары, состоящие из двух одинаковых тяжелых частиц (например, пара 'протон-протон'). Спины всех взаимодействующих парных протонов и парных нейтронов при взаимодействии взаимно компенсируются (пары всегда взаимодействуют с антипараллельными спинами). Суммарный орбитальный момент пары протонов или пары нейтронов всегда равен нулю. Например, у изотопа 3H  есть пара нейтронов (нет мешающего протона), а у изотопа 3He  нет парных нейтронов. У изотопов остальных элементов (начиная с 4He) кроме парных нейтронов обычно имеется хотя бы один мешающий протон

Позитрон
элементарная частица с положительным зарядом, равным заряду электрона. Масса позитрона - (0.00055 а.е.м.) или (9.1*10-28 г)

Размеры атомов
увеличиваются сверху-вниз по столбцу Периодической таблицы и уменьшаются слева-направо по строке ее. Для примера, самый маленький атом - атом гелия, имеющий радиус (32 пm), а самый большой - атом цезия (225 пm); самый же большой ион - ион иода (I-), а самый маленький - ион азота (N5+)

Радиус атома орбитальный
размер электронного облака с учетом взаимодействия электронов между собой и с ядром

Радиус атома/иона эффективный
радиус сферы действия атома/иона (причем, он считается несжимаемым шаром)

Радиус атомный [пикометр; 1 pm = 10-12 м] (условное понятие)
расстояние между центром атомного ядра и самой дальней из стабильных орбиталей в электронной оболочке атома (или полусумма соответствующих расстояний между ядрами соседних атомов в молекулах или кристаллах). Известны ионные, ковалентные, металлические и ван-дер-ваальсовы радиусы, значительно отличающиеся друг от друга. Радиусы атомов элементов находятся в периодической зависимости от их порядкового номера. В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра (Z) в общем монотонно уменьшаются слева-направо из-за роста степени взаимодействия внешних электронов с ядром, а в конце периодов радиусы атомов возрастают вследствие взаимного отталкивания электронов (радиус атома уменьшается по периоду слева-направо, а в подгруппе сверху-вниз возрастает в основном из-за возрастания числа электронных оболочек). С увеличением атомного радиуса у химических элементов усиливаются металлические и восстановительные свойства, но ослабляются неметаллические и окислительные свойства образуемых ими веществ, а также понижается электроотрицательность. Радиусы атомов зависят от координационного числа, увеличение которого всегда сопровождается увеличением межатомных расстояний. С увеличением атомных радиусов внешние электроны слабее удерживаются ядром атома



В общем случае атом может находиться в одном из следующих состояний:
* возбужденном
любое состояние атома, отличающееся от основного. Оно возникает в результате взаимодействия атома в основном состоянии с другими частицами или фотонами, приводящее к квантовому переходу в стационарное состояние с большей внутренней энергией. При переходе атома в возбужденное состояние он поглощает энергию (например, при нагревании вещества или воздействии электромагнитного излучения). При этом один из спаренных электронов переходит на следующий (более высокий) электронный подуровень {например, атом Fe (электронного строения 1s22s22p63s23p63d64s2) в возбужденном состоянии имеет строение (1s22s22p63s23p63d64s14p1)}. В возбужденном состоянии атом находится очень короткое время, после чего он отдает квант энергии, испуская фотон, и атом возвращается в основное состояние. Например, один квант излучения с частотой 5.85*1014 Гц (зеленого света, наиболее различимого глазом) несет энергию в 3.87*10-19 Джоуль. Переход атома из возбужденного в нормальное состояние чаще всего проходит через промежуточные по энергии уровни и подуровни (типа ступенек лестницы). Спектр электрона, удерживаемого в поле атома, имеет дискретный характер: каждая спектральная линия показывает переходы электронов между электронными уровнями в атоме. Принцип Паули справедлив только для атома в возбужденном состоянии
* гибридном
состояние, возникающее при образовании химической связи. В гибридном состоянии s- и p- электроны обмениваются энергией, вследствие чего их энергии уравниваются. (изменение энергии приводит к изменению конфигурации электронных облаков).
* основном (нормальном, невозбужденном)
энергетически устойчивое стабильное состояние атома (обычно при низкой температуре), при котором суммарная энергия всех составляющих его электронов минимальна (вследствие притяжения ядром электроны занимают наиболее низкие вакантные орбитали), а суммарный спиновый момент всех электронов равен нулю. При определенных соотношениях между числом протонов и нейтронов в ядре атом может находиться в таком состоянии неопределенно долго. В основном состоянии электроны занимают уровни с наименьшим значением суммы главного (n) и побочного (l) квантовых чисел, т.е. каждой паре значений (n) и (l) соответствует определенный уровень энергии, которой может обладать электрон (минимальный уровень энергии электрона соответствует наибольшей его связи с ядром). Электронная конфигурации конкретного элемента в основном состоянии может быть описана с использованием правил Клечковского и Хунда, а также принципа запрета Паули (первые два справедливы только для основного состояния атома)

Например, основное состояние атома лития соответствует электронной конфигурации 1s22s1, а возбужденные состояния - конфигурациям 1s22p1, 1s23s1, 1s23p1, 1s23d1. В невозбужденном состоянии атомные частицы Be относятся к атомам (с электронной конфигурацией 1s22s2), а в возбужденном - к радикалам (1s22s12p1)
Различия в свободных и возбужденных состояниях 
атома хорошо демонстрируются на примере атома 
серы.
В основном(свободном) состоянии атом серы S(II) 
имеет 16 электронов на трех уровнях:
1s22s22p63s23p43d0 (т.е. он имеет два неспарен-
ных -электрона и валентную оболочку  со сво-
бодным 3d-подуровнем), поэтому возможно обра-
зование соединения типа H2S. 
При поглощении даже небольшой порции (кванта) 
энергии один из -электронов атома переходит 
на 3d-подуровень(на внешнем уровне оказывается 
4 неспаренных электрона):
1s22s22p63s23p33d1; атом переходит в первое 
возбужденное состояние S(IV), что позволяет 
образовать соединение SO2:
	 []
Для дальнейшего возбуждения атома серы требуются 
большие затраты энергии. 
В результате происходит переход одного из 3s-
электронов на 3d-подуровень (на внешнем уровне 
оказывается 6 неспаренных электронов):
1s22s22p63s13p33d2 
атом переходит во второе возбужденное состояние 
S(VI), что позволяет образовать соединение SO3:
	 []
Различные состояния  атома углерода наглядно 
представлены графическими электронными форму-
лами внешних энергетических уровней (см.):
 []

Сжатие лантаноидное
явление уменьшения ионных радиусов элементов-лантаноидов по сравнению с ожидаемыми вследствие недостаточного экранирования заряда ядра электронами 4f-орбитали

Состояния атомов/ионов автоионизационные
состояния, в которых возбуждены два или более электронов (при этом суммарная энергия возбуждения больше энергии однократной ионизации атома). Такие состояния неустойчивы и могут распадаться с испусканием электронов и фотонов в непрерывном спектре (они возникают в газах и плазме при образовании вакансий во внутренних оболочках атомов под воздействием фотонов и столкновений с электронами и/или ионами либо при одновременном возбуждении нескольких электронов)

Сродство к электрону {кДж/моль, эВ/атом; 1 эВ=100 кДж/моль}
величина энергии, выделяемая при соединении электрона с атомом в его основном состоянии с превращением его в ион. При присоединении к атому двух или большего количества электронов его сродство к электрону всегда отрицательно (энергия их отталкивания больше энергии притяжения). Сродство к электрону характеризует окислительную способность атома (чем больше сродство, тем более сильным является элемент). Численно оно равно (но противоположно по знаку) энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона. Например, для водорода эта энергия равна (73 кДж/моль или 0.75 эВ), для магния - (минус 21 кДж/моль). Отрицательное сродство означает, что электрон отталкивается атомом, т.е. при присоединении электрона к соответствующему атому затрачивается энергия. Наименьшее сродство к электрону имеют атомы, имеющие завершенные ns2 и ns2np6 подуровни (характерны для As, Be, Mg, N, P, Zn и др.), а наибольшее - атомы 7А подгруппы ns2np5-подуровней (галогены: добавление всего одного электрона к атому элемента приводит к образованию устойчивой электронной конфигурации инертного газа). Существуют соединения, у которых сродство к электрону больше, чем у кислорода, хлора, фтора. Например, гексафторид платины PtF6 - исключительно сильный окислитель {у него значение сродства к электрону (6.8 эВ), т.е. почти вдвое больше, чем у фтора}, поэтому он способен переводить молекулярный кислород в положительно заряженные ионы

Терм атомный
электронная конфигурация, определяющая энергетический уровень атома или молекулы. Полное описание строения атома состоит как из данных о распределения электронов по уровням (s-, p-, d- и f-), так и из информации о термах. Добавление к терму данной мультиплетности одного электрона соответствует термам с мультиплетностью на единицу больше и меньше исходной. Для двух электронов (например, атома кальция) возможны только синглетные и триплетные термы (так как спины двух электронов могут только складываться или вычитаться), для трех - дублетные и квартетные (дублетных в 2 раза больше числа квартетных), а для четырех - синглетные, триплетные и квинтетные термы (в отношении 2:3:1) и т.д. Кроме того, для четных значений главного квантового числа n возможны синглетные, триплетные и квинтетные термы, а для нечетных - дублетные и квартетные термы. Например, дублетный терм у водорода и щелочных металлов отвечает основному и всем возбужденным состояниям

Терм синглетный
соответствует полному заполнению орбиталей атома (т.е. четному числу электронов). Добавление одного электрона к синглетным термам приводит к дублетным термам. Химические свойства синглетных атомов (например, кислорода) отличаются от его свойств в основном состоянии

Тритоны
ядра сверхтяжелого изотопа водорода (3Н), содержащие два нейтрона и один протон (тритон образуется при присоединении к дейтрону второго нейтрона)

Характеристика атома главная
положительный заряд ядра, соответствующий атомному номеру элемента в Периодической системе

Центр парамагнитный
атом или другая частица молекулы, содержащая неспаренные электроны (такая молекула будет втягиваться в магнитное поле; сила такого взаимодействия зависит, в первую очередь, от количества неспаренных электронов). Если парамагнитных центров нет, молекула незначительно выталкивается из магнитного поля

Частицы атомныея
изолированные (свободные) атом или атомные ион, ион-радикал, радикал и ковалентно связанные атомы в химических соединениях, образующиеся в результате ионизации или возбуждения атома/молекулы, способные к самостоятельному существованию. Например, атомные частицы (Be) в невозбужденном состоянии относятся к атомам (имеют электронную конфигурацию 1s22s2), а в возбужденном состоянии - к радикалам (имеют электронную конфигурацию 1s22s12p1) (см. Третьяков Ю.Д. Химия. Справочные материалы)

Число зарядовое
количество протонов в ядре атома
Примечание.
 Альтернативное определение термина: Число элементарных электрических зарядов (равных заряду электрона), составляющих заряд иона с учетом знака. Например, для аниона (SO42-) оно равно (-2), а для катиона Cu2+ - (+2). Зарядовое число учитывается во всех уравнениях, описывающих электростатическое взаимодействие ионов друг с другом

Числа магические
подмножество натуральных четных чисел {2, 8, 20, 28, (40), 50, 80, (82), (114), 126, (152) и 184 (числа в скобках - недостаточно определенные)}, соответствующих количеству нуклонов в атомном ядре, при котором какая-либо его оболочка становится полностью заполненной (т.е. число протонов и нейтронов, заполняющих ядерные оболочки атома элемента). Первые шесть чисел одинаковы для нейтронов и протонов (число 126 соответствует заполненной нейтронной оболочке). У ядер атомов, соответствующих таким числам, обычно наблюдается повышенная прочность связи (дефект масс) по сравнению с соседними ядрами (энергия отрыва нуклона от 'магического' ядра намного больше, чем у других ядер). Изотопы с магическими значениями нуклонов более распространены в природе. По некоторым источникам, ядра атомов, соответствующие магическим числам, принято считать своеобразными 'инертными газами' среди изотопов
Примечание.
Состояние изомерное (или метастабильное) - возбужденное состояние атома с измеримым временем жизни. Оно наблюдается в случае близких друг другу по энергии оболочечных уровней элементов, но сильно различающихся значениями спинов. Изомерные состояния наблюдаются у элементов перед магическими числами 50, 82 и 126 (со стороны меньших Z и N): здесь находятся так называемые 'острова изомерии'. Например, в ядрах 86Rb (N = 49; значение близко к 50), 131Te (N = 79; значение близко к 82) или 199Hg (Z = 80; значение также близко к 82), и др. (по Б.С. Ишханову, http://nuclphys.sinp.msu.ru/radioactivity/ract06.htm)

Число массовое
общее число нуклонов (сумма числа протонов - Z и нейтронов - N), входящих в ядро данного атома: A = Z + N
Оно примерно равно округленному значению относительной атомной массы изотопа химического элемента

Число нейтронное
количество нейтронов в атомном ядре конкретного атома

Электроотрицательность {кДж/моль, эВ/атом; 1 эВ=100 кДж/моль}
количественная характеристика способности атома элемента смещать к себе и удерживать общие электронные пары. Она равна сумме потенциала ионизации атома и его сродства к электрону. В химических связях это свойство проявляется как смещение электронов связи в сторону более электроотрицательного атома. Значения электроотрицательности непостоянны: они зависят от степени окисления, от свойств взаимодействующих атомов, от расстояния между ядром и валентными электронами, а также от степени завершенности валентной оболочки (атом с 7 электронами на внешней оболочке имеет бОльшую электроотрицательность, чем атом с одним электроном). При увеличении атомного номера электроотрицательность в периоде увеличивается, а по главным подгруппам - уменьшается. Металлы имеют малые значения электроотрицательности, поэтому легко отдают свои электроны (являются восстановителями), а неметаллы имеют большие значения электроотрицательности, поэтому легко принимают электроны (являются окислителями). Электроотрицательность неметаллов увеличивается в ряду:
Rn, Хе, Кr, В, Si, С, As, Р, Н, Те, Se, S, At, I, Br, Cl, N, O, F
Примечания:
 1. Свойства электроноакцепторные - способность атомов элемента притягивать электроны других атомов при образовании химических связей. Количественной мерой акцепторных и донорных свойств атомов является их электроотрицательность
 2. Свойства электронодонорные - способность атомов элемента отдавать свои электроны другим атомам при образовании химических связей

Электроотрицательность относительная (по Полингу, 1939)
безразмерная величина, равная отношению электроотрицательности данного атома к электроотрицательности атомов лития (Li) или кальция (Ca), т.е. показывает, во сколько раз электроотрицательность других элементов больше или меньше электроотрицательности Li или Са. Она характеризует способность атома притягивать электроны

Эффект парности
увеличение прочности связи пары протонов и пары нейтронов в ядре, существенно влияющее на энергию связи ядра в целом. Энергия связи парного и непарного протона/нейтрона достигает 1-3 МэВ, причем наибольшие значения энергии связи проявляются только у четно-четных ядер (т.е. содержащих четное число протонов и нейтронов)

Эффект упаковочный
энергия, выделяемая при образовании одного ядра атома
Ядро атома- очень малая по размерам (в пределах 
1.4*10-13-9*10-13см)часть атома химического элемента 
Оно может иметь ненулевое значение полного спина
'Нечетные' ядра атомов, в особенности ядра с нечет-
ным числом протонов(Z) и нечетным числом нейтронов 
N(= A-Z) очень нестабильны 
В зависимости от соотношения числа протонов и нейтро-
нов в ядре атома различают:
   - четно-четные ядра (все нуклоны спарены)
   - нечетно-четные и четно-нечетные ядра
   - нечетно-нечетные ядра (известно всего 8 
	устойчивых изотопов)
Четно-четные ядра(с четными массовым и зарядовыми 
числами):42He,168O и др.устойчивее нечетно-нечетных
(например, наиболее стабильны ядра атомов гелия, 
состоящие из двух протонов и двух нейтронов). 
Кроме того,спин четно-четных ядер равен нулю и 
у них отсутствует  магнитный момент (у всех же 
остальных ядер магнитный момент не равен нулю)
Среди нечетно-нечетных ядер имеется всего 4 
стабильных ядра:
    21H, 63Li, 105B и 147N. 
Нечетно-нечетные ядра имеют целочисленное значение 
спина, например:
    2H,14N(спин равен 1) или 10B,22Na(спин равен 3)
Поскольку ядра атомов не принимают участия в хими-
ческих реакциях, нельзя химическими средствами  
получить золото  из меди или ртути. 
В парообразном состоянии все металлы одноатомны 
Ядра атомные изомерные
ядра элементов, имеющие одинаковую атомную массу и одинаковый атомный номер, но обладающие различными радиоактивными свойствами. Например, одни изотопы ядер урана-234 могут распадаться с периодом полураспада 6.7 часа, а другие - с периодом 1.14 минуты. К изомерным ядрам относят также атомы брома-80

Ядра зеркальные
пара ядер, отличающихся тем, что при одинаковом суммарном числе нейтронов и протонов число нейтронов в одном из них равно числу протонов во втором (при замене протонов нейтронами и нейтронов протонами они переходят друг в друга): Z1 = N2, Z2 = N1 и Z1 + N1 = Z2 + N2. Такое свойство наблюдается только среди легких ядер, со слабо отличающимися числами протонов (Z) и нейтронов (N), например, ядро трития 31H (1 протон и 2 нейтрона) и ядро гелия 32He (2 протона и 1 нейтрон). Другие примеры зеркальных ядер:
74Be - 73Li, 95B - 94Be, 136С - 138О, 146С - 148О

Ядра-изобары
нуклиды различных химических элементов с одинаковым массовым числом A, но имеющие различные заряды ядер {хотя число нуклонов в ядрах-изобарах одинаково, числа протонов (Z) и нейтронов (N) у них различны}. Устойчивые изобары обычно встречаются парами, причем кроме пар со значениями А = 113 и А = 123 изобары имеют четные A, Z и N (значения Z членов пары различаются на 2). Существуют также слаборадиоактивные изобарные пары с изотопами соседних элементов, например, 87Pb с 87Sr, 115In c 115Sn и др. Известно 59 двойных и 6 тройных изобар. Примеры изобар:
    104Be, 105B, 106C     {А = 10}
    4018Ar, 4019K, 4020Ca     {А = 40}
    11248Cd, 11250Sn     {А = 112}

Ядра магические
атомные ядра, содержащие магические числа протонов (Z) ИЛИ нейтронов (N). Эти ядра имеют большую энергию связи, чем соседние ядра, а также большую энергию отделения нуклона и повышенную распространенность в природе. Существование магических чисел является проявлением дискретной структуры ядра. Магические ядра имеют повышенную устойчивость подобно атомам инертных газов. Большинство из магических ядер четные по (A) и (Z). Они могут быть разделены на 3 типа (в скобках указано 'субмагическое' число нейтронов):
* магические по числу протонов (Z = 2, 8, 20, 28, 50, 82), например: 28Ni, 50Sn
* магические по числу нейтронов (N = 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126), например:
         8838Sr(50), 9040Zr(50)
         13856Ba(82), 14159Pr(82),
         14260Nd(82), 20983Bi(126)
* 'дважды магические' - ядра, содержащие магические числа протонов (Z) И нейтронов (N). Такие ядра особо устойчивы по отношению к присоединению нуклона и отличаются большей энергией связи, большей стабильностью и совершенно особой прочностью ядра. К ним относятся стабильные ядра, например: 42He(2), 168O(8), 2814Si(14), 4020Ca(20), 20882Pb(82p-126n)     (126 = 208 - 82)
Примечание.
 Менее отчетливо выражены максимумы у ядер, соответствующие числам N=28, Z={28, 38, 40}:  4820Ca(28), 5628Ni(28), 8838Sr(50)

Ядра магические самосопряженные
ядра атомов 4He, 16O, 40Ca. Ядро 40Ca является самым тяжелым стабильным ядром с числом нейтронов (N), равным числу протонов (Z): после 40Ca все известные ядра с (N = Z) являются протоноизбыточными и распадаются в результате β-распада или захвата электронов

Ядра полумагические
атомные ядра с магическим числом нейтронов (N) и немагическим числом протонов (Z) или наоборот, т.е. с повышенной стабильностью {с числами нейтронов (N) или протонов (Z) равными 14, 40 или 64, что соответствует заполнению ядерных подоболочек}. Примером дважды полумагического ядра является цирконий 9040Zr(50)   (N = Z = 40)

ЭЛЕКТРОНЫ

Орбита стационарная
электронная оболочка вокруг атомного ядра, находясь на которой электрон может существовать неопределенно долго (не излучая и не поглощая энергию) {или иначе - (по теории Бора) - траектория электрона вокруг ядра}
При увеличении скорости электрона до субсветовой 
происходит увеличение его массы и энергии за счет 
объема среды, вовлеченной в волновой процесс.
Усиление магнитной индукции вокруг электрона, 
движущегося с околосветовыми  скоростями, объяс-
няется увеличением объема среды, создающей маг-
нитное поле вокруг электрона как волны.
Если рассматривать электроны(и фотоны)как волны, 
то они могут интерферировать между собой 
Пара электронная
два электрона, осуществляющие химическую связь. В кислотно-основных реакциях электронные пары перемещаются без разобщения электронов (происходит процесс гетеролитического разрыва валентных связей) - образуются комплексы типа солей, а в окислительно-восстановительных реакциях (гемолитических или радикальных) - электронные пары разделяются (происходит образование комплексов с участием молекул и ионов металлов с переменной валентностью). Одна электронная пара занимает меньший объем, чем две электронные пары двойной связи. С ростом электроотрицательности лиганда объем, занимаемый электронной парой, уменьшается.

Пара электронов неподеленная (несвязанная, несвязывающая)
внешняя пара электронов атома, заполняющая электронную оболочку, но не участвующая в образовании связей. Неподеленная электронная пара занимает больший объем, чем пара электронов на орбитали, участвующая в образовании одинарной связи. Между неподеленными парами электронов существует наибольшее отталкивание (наименьшее - между поделенными); неподеленные электронные пары и химические связи в молекулах располагаются как можно дальше друг от друга (по http://edu.sernam.ru/book_act_chem1.php?id=108):
 []
Неподеленные пары электронов участвуют в гибридизации. Например, аммиак (NH3) имеет sp3-гибридизацию атома азота (N) [молекула имеет форму тетраэдра, у которого одна из вершин содержит неподеленную пару электронов, а остающиеся три содержат атомы водорода (H)].
Неподеленные электронные пары могут переходить на вакантные электронные орбитали. Например, в реакции
    AlF3 + :NH3 = F3Al:NH3
атом алюминия принимает неподеленную электронную пару атома азота на свою вакантную электронную орбиталь
Озон (O3) также имеет одну неподеленную пару электронов [порядок каждой связи - (1.5)]. Он может образовывать резонансные структуры с локализованной одинарной связью с одним атомом и двойной - с другим (и наоборот):
 []
Примечание.
 Поделенные и неподеленные электронные пары центрального атома располагаются вокруг него на максимальном удалении друг от друга (чтобы их взаимное отталкивание было минимальным)

Пара электронов поделенная
пара электронов, находящаяся между атомами и участвующая в образовании ковалентной связи. Поделенная электронная пара занимает меньший объем, чем неподеленная

Перенос одноэлектронный
разновидность донорно-акцепторного взаимодействия, при котором происходит перемещение одного электрона с высшей занятой орбитали донора на низшую свободную орбиталь акцептора. Такой процесс легко протекает в случае соответствия указанных орбиталей друг другу по симметрии и достаточной разницы в уровнях энергии

Плотность электронная [Кл/м3]
а) равна отношению числа электронов к объему, который они равномерно заполняют. Вероятность нахождения электрона в некоторой области увеличивается с увеличением электронной плотности (она не имеет четкой границы и резко уменьшается как с увеличением расстояния от ядра, так и в направлении ядра)
б) пространственное распределение заряда электрона

Расспаривание электронов
процесс разделения спаренных электронов полностью заполненных электронных подуровней в пределах уровня (при этом один из расспариваемых электронов переходит на свободную орбиталь вышестоящего подуровня). Число неспаренных электронов может увеличиться при переходе атома в возбужденное состояние. Расспаривание электронов происходит только если энергия промотирования компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химических связей {расспаривание требует затрат энергии порядка (8-13) эВ}. Например, фосфор с 5 внешними электронами может быть как 3-валентным (за счет p-электронов), так и 5-валентным (за счет расспаривания 3s-электронов на 3d- или 4s-орбиталь). Из-за высокой энергии расспаривания у большинства элементов невозможно получить соединения с переменной валентностью. Проявление ксеноном в ряде соединений определенных валентных состояний можно объяснить расспариванием спаренных электронов полностью заполненных подуровней в пределах уровня

Спаривание электронов
образование электронного облака двумя электронами с противоположными спинами (т.е. заполнение вторым электроном ячеек данного подуровня, когда все они уже заняты одним электроном)

Электрон (продолжение)
Состояние электрона в атоме однозначно описывается квантовыми числами. Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно определенным правилам (cм. ниже). Электроны очень сильно тормозятся любым веществом. Электронам (и фотонам) присуща корпускулярно-волновая двойственность

Тело, содержащее избыток электронов, заряжается отрицательно, а имеющее их недостаток - положительно. Электроны в атомах удерживаются полем ядра. Атом может присоединять свободный электрон, образуя однозарядный ион
Один электрон может располагаться на любой орбитали, но два электрона с противоположными спинами могут занимать только одну орбиталь, поскольку они могут иметь одинаковые значения всех орбитальных квантовых чисел. Двигаясь с околосветовой скоростью вокруг ядра у электрона появляется орбитальный механический момент количества движения, а так как электрон - заряженная частица, возникает пропорциональный ему орбитальный магнитный момент электрона. Движущиеся электроны образуют так называемые электронные облака. Электроны, образующие при движении облака шарообразной формы, называются s-электронами, а электроны, образующие облака гантелеобразной формы, - p-электронами. Существуют также (d-) и (f-) электронные облака, которые имеют еще более сложную (например, пропеллерообразную) форму.
Электроны определяют химические свойства вещества, а протоны и нейтроны - массу атома и заряд ядра. Химические и физические свойства атомов и ионов определяют, в основном, электроны, расположенные на внешних или близких к ним орбиталях
Электрон имеет двойственные свойства: выступает 
и как частица, и как волна.При определенной длине 
'волны де Бройля'она укладывается на стационарной 
орбите электрона целое (k) число раз (в противном  
случае произойдет  ее затухание), т.е. электрон, 
движущийся по круговой орбите,образует стоячую 
волну (k*λ=2π*r)
   []
Размеры электронного облака пропорциональны n2 
(где n- главное квантовое число).Частота излуче-
ния при переходе электрона с одного уровня на 
другой зависит от разности между энергиями уровней
Электрону (как элементарной материальной частице)
присущи два неразрывных свойства: заряд и спин, 
поэтому электрические и магнитные (в общем случае - 
электромагнитные)взаимодействия тесно связаны между 
собой (могут  порождать друг друга). 
Спин электрона является причиной возникновения 
магнитного, а заряд- электрического полей, соответ-
ственно.Электрическое и магнитное поля могут порож-
дать друг друга только с участием промежуточного 
агента - электрона или другой заряженной частицы. 
Например, при движении электрических зарядов возни-
кает магнитное поле,а при изменении магнитного поля 
возникает переменное электрическое поле (и электри-
ческие заряды). 
Суммарный спин свободно движущихся электронов не  
скомпенсирован,что вызывает возникновение магнит-
ного поля  вокруг  движущихся зарядов. 
Локальные  магнитные поля каждого электрона, сум-
мируясь, создают общее магнитное поле атома.
Спину электрона соответствует магнитный момент в 
0.9273*10-20 эрг/гаусс

Электроны антипараллельные
электроны с разными направлениями спинов

Электроны валентные
электроны внешней и предшествующей ей электронных оболочек атома химического элемента. Так как валентные электроны находятся дальше от ядра, они легче отрываются от атомов. Валентные электроны определяют химическое поведение элемента. Участвуя в связывании атомов химических элементов друг с другом они образуют химические связи. При недостаточном количестве валентных электронов они взаимодействуют с электронами нескольких соседних атомов. Валентными являются электроны s- и p-орбиталей. Максимальное количество валентных электронов, отдаваемых атомом (приобретающим при этом положительную степень окисления), равно номеру группы Периодической таблицы, например, для серы:
     2s22p63s23p4 - 6ё → 2s22p6   (S+6).
Обычно атомы химических элементов отдают/получают не более трех электронов. Например, у всех f-элементов на внешнем уровне имеется по 2 электрона, а на предвнешнем - 8 (за исключением Bk, Cm, Np, Pa, U и некоторых других). Валентные электроны у металлов не локализованы
При описании валентных электронов главное 
квантовое число(n) в записи орбитали 
можно опускать. 
Хотя электроны подуровня 3d могут не 
принадлежать валентной оболочке, они  могут 
иметь  энергию большую, чем электроны под-
уровня 4s, т.е. быть валентными 
Например, металлическую проводимость у Nb 
обеспечивает всего 1/6 часть его валентных 
электронов


Электроны вторичные (дельта-электроны)
электроны, выбитые в акте ионизации при взаимодействии излучения с атомами и молекулами вещества. Энергии таких электронов обычно достаточно для ионизации и возбуждения еще нескольких молекул среды (работа, необходимая для образования пары 'ион-электрон', примерно равна 30 эВ). Вторичные электроны могут порождать третичные, те - четвертичные, и т.д.

Электрон гидратированный
электрон, захваченный водой в результате поляризации им окружающих молекул

Электроны локализованные
электроны вещества (обычно полупроводников), которые не могут преодолеть потенциальные ямы и барьеры своих зон (т.е. они не могут переносить ток)

Электроны неспаренные
одиночные электроны c нескомпенсированными спинами, расположенные в наполовину заполненных орбиталях, обеспечивающие химическую связь атомов между собой. Наличие неспаренного электрона приводит к появлению ненулевого полного магнитного момента атома, что вызывает перекрывание орбиталей соседних атомов. Наименьшее энергетическое состояние возникает, когда все спины неспаренных валентных электронов имеют одну ориентацию. Под действием внешних магнитных полей происходит изменение конфигурации электронных облаков неспаренных электронов, что приводит к изменению физико-химических свойств атомов, содержащих такие электроны. Неспаренные электроны характерны для молекул с нечетным числом электронов (так как их невозможно распределить попарно на соответствующих молекулярных орбиталях). Число неспаренных электронов в основном состоянии атома на единицу меньше мультиплетности термов основного состояния. Они присутствуют как в атомах (например, железа), так и в некоторых молекулах. Например, атом бериллия в основнОм состоянии не имеет неспаренных электронов. У молекулы озона (О3) имеются 2 неспаренных электрона. Неспаренные электроны имеются также у молекул оксида азота (NO2) и двуокиси хлора (ClO2). В ряде случаев число неспаренных электронов в атоме меньше числа образованных им связей и может увеличиться в результате возбуждения атома, приводящего к распаду двухэлектронных облаков на одноэлектронные: при возбуждении атома происходит расспаривание электронных пар внешнего уровня с переходом одного электрона от каждой пары на свободную и энергетически доступную орбиталь более высокого подуровня
Примечание.
    Ковалентность (емкость насыщения, мера валентных возможностей) - общее число электронных пар, которое атом образует с атомами других элементов, предоставляя по одному из пары электронов (иначе - общее число неспаренных электронов, зависящее от числа валентных электронных пар, в нормальном и в возбужденном состояниях атома). Иногда она принимает все значения от единицы до максимальной, равной номеру их группы в Периодической системе



Электроны обобществленные
электроны, принадлежащие одновременно двум атомам

Электрон орбитальный
валентный электрон (т.е. электрон внешней оболочки атома)

Электроны параллельные
электроны с одинаковым направлением спинов

Электроны свободные
электроны, не принадлежащие ни одному из атомов, например, присутствующие в виде электронного газа в металлах. Свободные электроны в металле попарно объединяются с другими свободными электронами с противоположными спинами так, чтобы скомпенсировать свой собственный спин (т.е. должно соблюдаться правило мультиплетности). В объединенной паре электронов действуют две основные силы:
* сила взаимного электрического отталкивания отрицательно заряженных электронов
* сила взаимного магнитного притяжения вследствие взаимной компенсации спинов электронов

Электроны связанные
электроны, принадлежащие конкретному атому (группе атомов). Связанный электрон обладает потенциальной энергией, обратно пропорциональной его расстоянию до ядра. Связанный электрон может иметь строго определенные дискретные значения энергии (т.е. принадлежать определенному электронному уровню). Для перевода электрона из связанного состояния в свободное необходимо совершить работу по отрыву его от атома (затратить энергию около 3.2 эВ)

Электроны связующие
электроны, принимающие участие в образовании химической связи между двумя атомами

Электрон сольватированный
электрон, захваченный средой в результате поляризации им окружающих молекул. Он образуется:
- при растворении щелочных металлов в аммиаке
- радиолизе воды/аммиака
- фотоионизации чистых жидкостей и веществ, растворенных в воде, спиртах и т.п.
- фотоинжекции электрона из электрода в раствор
и другими способами
Для сольватированного электрона характерны реакции:
- присоединения к ионам (с образованием ионов), например, (NO32-)
- присоединения к нейтральным молекулам (например: [(CH3)2CO-])
- диссоциативного присоединения к молекулам (хлора, брома, оксидов и др.) с образованием ионов [например, оксида диазота (N2+O-)]
Сольватированные ионы традиционно применяются для получения ионов металлов в необычных состояниях окисления (например: Со+, Cd+, Zn+, Am2+ и др.) и при изучении механизма реакций


Электроны спаренные
два электрона с противоположными спинами, находящиеся на одной орбитали (занимающие одну квантовую ячейку - как у атома гелия) и образующие двухэлектронное 'облако'. Суммарный спин орбитали в этом случае равен нулю:
    1/2 + (-1/2) = 0
Например, у атома бериллия все электроны спарены, поэтому его валентность равна нулю, хотя общеизвестна его валентность, равная 2 (см. Промотирование). Магнитное поле спаренными электронами не образуется. Наличие в атомах или молекулах спаренных или неспаренных электронов устанавливается экспериментальным путем (при изучении диэлектрических свойств вещества). Спаренные электроны не образуют одно целое. Так как размер пары относительно большой (порядка 10-6 м), в этом объеме размещается огромное число связанных пар и понятие 'изолированной пары' теряет смысл

Электрон стационарный
электрон, уже не относящийся к конкретному атому, но еще не движущийся. Это условное понятие, так как остановить электрон (добиться нулевой скорости его) реально не представляется возможным: он не может не иметь кинетической энергии. Стационарный электрон возникает в случае добавления к электрону энергии, равной работе выхода для данного вещества (т.е. при облучении вещества фотонами с частотой красной границы фотоэффекта для него). Как и 'обычный' электрон, принадлежащий атому, он имеет неизменными радиус, заряд и спин. Все стационарные электроны эквивалентны, независимо от того, из атомов каких элементов они образовались

Энергия электрона (в атоме)
может принимать строго определенные значения. Например, энергия электрона в атоме водорода определяется величиной главного квантового числа (n) и не зависит от остальных квантовых чисел. Вследствие этого может существовать несколько состояний электрона с одинаковой энергией (такие состояния называются вырожденными). Энергия электронов в многоэлектронных атомов определяется суммой главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел (так как каждый электрон движется не только в поле ядра атома, но и в поле, образуемом другими электронами). При одинаковой же их сумме сначала заполняется уровень с меньшим 'n' и большим 'l'. Энергия свободного электрона может изменяться непрерывно, но переход электрона с одного электронного уровня на другой сопровождается поглощением или излучением кванта энергии (т.е. дискретно).

ВАЛЕНТНОСТЬ, СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Валентность (число валентное)
определяет число [ковалентных] химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами {показывает число присоединенных или отданных электронов (число обобществленных пар электронов или число неспаренных электронов, имеющихся в его атоме)}. Она не может быть нулевой или иметь знак '+' или '-' (вследствие этого выражение 'нулевая валентность' некорректно). Различают стехиометрическую, структурную (координационное число) и электронную валентность. Валентность может быть:
* постоянной - у элементов главных подгрупп {например: Ag (I), Zn (II), Al (III) и др.)}
* переменной - у элементов побочных подгрупп {например: Cu (I) и (II), Fe (II) и (III), Mn (II), (III), (IV), (VI) и (VII)}, которая - в свою очередь - может быть:
    - высшей (равна номеру группы)
    - низшей [равной '8 минус номер группы'; например: сера (S) может иметь кроме основной валентности (6) еще и валентность (2): 8 - 6 = 2]
Примечание.
 Дробная валентность не существует, а к интерметаллическим соединениям понятие валентности вообще неприменимо
....................................................................
Валентность по смыслу отличается от степени окисления даже если их абсолютные значения совпадают (степень окисления характеризует смещения электронов при образовании химических связей). Например, кислород в воде и в пероксиде водорода двухвалентен, а степень окисления его различна: в воде - (минус 2), а в пероксиде - (минус 1)
Кроме того, истинные (экспериментально определенные) заряды атомов в соединениях не имеют ничего общего со степенями окисления этих элементов. К примеру, действительные заряды атомов водорода и хлора в молекуле HCl соответственно равны (+0.17 V) и (-0.17 V), а степени окисления (+1) и (-1). Аналогично, в кристаллах сульфида цинка ZnS заряды атомов цинка и серы равны (+0.86 V) и (-0.86 V), a формальные степени окисления (+2) и (-2).
Несоответствие химической валентности степени окисления видна также на примере так называемых 'нуль-валентных' соединений (типа карбонилов металлов [Cr(CO)6], [Fe(CO)5], [Ti(CO)7], аммиакатов Pt(NH3)4 и др), у которых атом металла связан исключительно с нейтральными молекулами. Так как у атомов (С) и (N) в молекулах (CO) и (NH3) нет неспаренных электронов, у них вообще отсутствует классическое валентное взаимодействие (связь осуществляется только за счет координационных валентностей атома металла и молекул лигандов). Это же различие видно и на примере аниона [W2Cl9]3-, у которого имеются 9 ковалентных связей: три из них образованы по обменному механизму, а 6 (с шестью атомами хлора) - по донорно-акцепторному.
Для установления валентности атома требуется знание химического строения, а степень окисления можно рассчитать строго формально (в отрыве от структуры вещества).
Валентность элементов в ионных соединениях равна заряду иона (указывается справа - вверху от знака химического элемента, например, (Al3+)
Примечание.
 Любой химический элемент (по А. Вернеру) после насыщения его обычных валентностей (проявляемых в простых соединениях типа ВСl3, SiCl4 и др.) способен проявлять еще и дополнительную (координационную) валентность, вследствие чего и происходит образование соединений высшего порядка - комплексов.
В зависимости  от того, отдает атом  электроны 
или  принимает  их, его  радиус  в веществе на 
одну оболочку меньше или больше соответственно
Чтобы атом мог образовать химические связи, он 
должен иметь:
- электрический заряд
- неспаренный валентный электрон
- неподеленную пару валентных электронов
- свободную валентную орбиталь
т.е. основные валентные возможности определя-
ются:
- наличием неподеленных пар электронов
- наличием свободных валентных орбиталей
- числом неспаренных электронов(в основном и 
  в возбужденном состоянии)
Эти возможности зависят также от валентного 
состояния, в каком находится атом 
Примечание. 
  Например, в изоэлектронных молекулах азота
  (N2), оксида (СО), цианид-ионе(CN-) реали-
  зуется тройная связь(т.е. валентность каж-
  дого  атома  равна 3), а в  молекуле C2H6 
  (рациональной формулы CН3СН3) углерод 
  4-валентен,тогда как степень окисления его 
  формально равна (-3)


Валентность главная (или 'первичная')
соответствует обычно проявляемой в результате взаимодействия отдельных атомов или радикалов. Например, в комплексе [Cr(NH3)6]Cl3 атом Cr связан главной валентностью с тремя атомами Cl

Валентность координационная (структурная и см. число координационное)
число атомов, молекул или ионов, образующих первую координационную сферу комплексообразователя. Например, в молекуле комплекса [Cr(NH3)6]Cl3 атом хрома связан координационной валентностью с 6-ю нейтральными молекулами аммиака (NH3)

Валентность наивысшая (максимальная)
обычно равна общему числу имеющихся в атоме неcпарeнных или слабо спаренных электронов (совпадает с номером группы элемента в Периодической системе). Максимальное ее значение равно 8. Ее могут иметь всего 3 элемента: Ru, Os и Xe, образующие высшие оксиды вида RuO4, OsO4, XeO4 и соединения XeF8, Na2XeO5 и Ba2XeO6. Валентность атома Os в возбужденном равна 8 (с промежуточными значениями 2...6 и 8; при возбуждении разъединяются внешние 6s- и предвнешние 5d-электроны вследствие наличия 5f-подуровня со свободными орбиталями):
5d[↓↑][↑][↑][↑][↑]5f[ ]6s[↓↑]6p[ ] (нормальное состояние)
 ↓
5d[↑][↑][↑][↑][↑]5f[↓]6s[↑]6p[↓] (возбужденное состояние)
Примечания: 
1. Некоторые элементы имеют 'экзотические' валент-
ности в том смысле,что химическая формула вещества 
не соответствует его структурной формуле, например, 
в соединениях O2F2(F-OΞO-F) и O3(O=O=O) 
2. Соединения 'одновалентной' ртути также выглядят 
необычно, например: Hg2Cl2, Hg2(NO3)2 и др. 
3. В соединении Hg2O ртуть формально одновалентна, 
но реально соединение содержит группировку вида 
'-Hg-Hg-'(т.е. оба атома двухвалентны, но одна из 
связей затрачена на образование цепочки 'Hg-Hg'). 
4. К 'экзотическим' можно  также  отнести оксид  
золота  Au2O2 [он димерен,  атомы золота  имеют 
разную степень окисления: Au+1(Au+3O2)], а также
трифторид палладия PdF3 [истинная формула кото-
рого Pd+2(Pd+4F6)].
5. Особо следует  отметить сульфид  лантана LaS, в 
каждой молекуле которого один из валентных электро-
нов свободно перемещается в зоне проводимости, поэ-
тому истинная  формула этого  соединения (La3+S2- 
(где ё - свободный электрон)


Валентность ненасыщенная (свободная)
способность атома принимать электроны во внешнюю (валентную) оболочку. Она обычно проявляется у поверхностных атомов кристаллов (которые проявляют большую активность к веществам окружающей среды). Например, атомы хлора со свободной валентностью легко взаимодействует с электронами ковалентной связи молекулы H2, образуя молекулу HCl

Валентность нескомпенсированная
валентность, образуемая атомами, обладающими неспаренными электронами, свободными радикалами, несольватированными ионами или возбужденными молекулами

Валентность нестандартная
валентность (отличная от '3+'), обусловленная особой стабильностью пустых (или целиком заполненных) оболочек. Нестандартную валентность проявляют только редкоземельные элементы (Се, Eu, Рг, Sm, Tm, Yb), например: церий (4+), самарий (2+) и др. Атомы церия наряду с валентностью (3+), при которой 4f-оболочка атома содержит один электрон, могут иметь валентность (4+) [когда 4f -оболочка пуста]; наличие такой валентности позволяет извлекать церий из смеси с лантаноидами

Валентность неустойчивая
проявляется в кристаллах для соответствующих атомов и ионов редкоземельных элементов с энергетически близкими разными валентными состояниями (они могут иметь в среднем дробное число 4f-электронов)

Валентность нулевая (нуль-валентные соединения)
используемый в литературе, но по сути некорректный, термин. 'Нулевую валентность' приписывают семейству инертных газов и некоторым соединениям, у которых атом металла связан исключительно с нейтральными молекулами, например:
- карбонилы: [Cr(CO)6], [Fe(CO)5], [Ti(CO)7]
- аммиакат платины - Pt(NH3)4
и другие, у которых связь осуществляется за счет координационных валентностей атома металла и молекул лигандов, а у гексакарбонила [Cr(CO)6] связь с молекулами СО осуществляется с использованием свободных орбиталей хрома. В некоторых соединениях отсутствует традиционное валентное взаимодействие (например, у атомов С и N в молекулах CO и NH3 соответственно нет неспаренных электронов, а в соединении K4[Ni(CN)4] оба металла имеют 'нулевую' валентность)



Валентность основная
валентность элемента, равная номеру группы Периодической системы

Валентность переменная / спиновая ('спин-валентность')
валентность, проявляемая химическим элементом при связывании более одного атома равновалентного водороду элемента. Она определяется общим числом неспаренных электронов на внешнем (валентном) электронном слое, образующихся при последовательном возбуждении изолированного атома. Например, у атома углерода спин-валентность равна 2 (в основном состоянии у него имеется два неспаренных электрона), а сера может связывать 2, 4 или 6 атомов равновалентного водороду элемента. Переменная валентность обусловлена строением внешнего электронного слоя соответствующих атомов. Причиной проявления переменной валентности является последовательность разъединения спаренных электронов. Такую валентность проявляют достаточно много элементов (Cl, Mn, Mo, Re, S, V, и др.), причем у одних элементов (например, у серы) она четная (возбуждение атома, сопровождающееся распариванием пары электронов, приводит к увеличению числа одиночных электронов сразу на '2'), у других (например, у хлора) - нечетная. Переменная валентность р-элементов объясняется способностью их атомов образовывать химические связи в стационарном и возбужденном состояниях. Элементы, проявляющие переменную валентность, образуют многочисленные и разнообразные химические соединения. Атомы одного и того же элемента могут иметь отличающуюся валентность в различных соединениях. Например, в соединениях H2S и CuS сера 2-валентна, в SO2 и SF4 - 4-валентна, а в SO3 и SF6 - 6-валентна.
В настоящее время установлено, что подавляющее большинство элементов могут проявлять переменную валентность с образованием всего ряда 'валентноненасыщенных' соединений со всеми ее значениями от единицы до максимальной (с шагом '1'), образуя, например, молекулы: BF, BF2 и BF3; CF, CF2, CF3 и CF4, и др.)

Валентность побочная
дополнительная ('вторичная' или остаточная) валентность, которую атомы проявляют после насыщения главной валентности (т.е. при присоединении к уже имеющимся молекулам других нейтральных молекул или ионов, что приводит к образованию соединений высшего порядка: аммиакатов, двойных солей, кристаллогидратов и др.). Обычно побочная валентность измеряется координационным числом и насыщается как анионами, так и нейтральными молекулами. Природа побочной валентности та же, что и у главной. Побочная валентность насыщается во внутренней сфере комплексов
Примечания:
 1. Как главная, так и побочная валентности могут быть переменными, поэтому в ряде случаев их невозможно различить
 2. В настоящее время вместо этих понятий рекомендуется использовать термины 'степень окисления' и 'координационное число'

Валентность промежуточная
специфическое состояние ионов в твердом теле, при котором в ионном каркасе в среднем имеется дробное число электронов. Этот термин применяется, в основном, по отношению к соединениям редкоземельных элементов и актиноидов, реже - переходных металлов. В этом случае при формировании твердых тел из атомов или ионов их валентные электроны обычно уходят на образование химических связей (либо переходят в зону проводимости), а электроны частично заполненной 4f-оболочки из-за малого ее размера остаются локализованными в ионном каркасе. Типичное значение валентности редкоземельных элементов - '3' (т.е. атом покидают 3 валентных электрона): их 4f-оболочка заполнена частично (в ней имеется меньше 14 электронов)

Валентность реализованная (или состояние валентное)
количество орбиталей атома, реально участвующих в образовании химических связей в данном веществе. Значение валентного состояния равно сумме кратностей связей, образованных данным атомом в этом соединении
Примечание.
 Понятия 'валентное состояние', 'степень окисления' и 'число связей' или 'координационное число' - различны

Валентность спиновая
валентные состояния атомов, определяемые наличием одиночных неспаренных валентных электронов. Спиновая валентность постоянна в случае отсутствия свободных квантовых ячеек на данном энергетическом уровне (в этом случае возбужденные состояния невозможны). Определить спиновую валентность можно при распределении валентных электронов по квантовым ячейкам в соответствии с приципом Паули и правилом Хунда

Валентность стехиометрическая [Vстх.]
показывает, со сколькими атомами других элементов (в формульной единице вещества) соединяется атом данного элемента (иначе - сколько атомов другого элемента присоединяет атом данного элемента). Единицей валентности считается валентность водорода: он всегда одновалентен. При определении стехиометрической валентности связи атомов одного и того же элемента друг с другом не учитываются. Такая валентность является характеристикой элемента в соединениях с другими элементами и равна отношению атомной массы к эквивалентной массе элемента (численно она равна абсолютной величине его степени окисления в соединении). Для большинства неорганических соединений стехиометрическая валентность элементов равна их электронной валентности. Численное значение валентности принято обозначать римскими цифрами, например, для соединений N2O, BaO, Al2O3,... она равна  I (для N), II (для Ba), III (для Al) ...   и может быть равна нулю (для азота в молекуле N2), единице (для кислорода в пероксиде H2O2), двум (в оксиде СО и в молекуле гидразина N2H4) и т.д.
Примечания:
 1. При определении стехиометрической валентности бинарных соединений суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента
 2. У комплексов стехиометрическая и электронная валентности не совпадают

Валентность электронная [Vе]
равна числу 2-электронных химических связей, образуемых данным атомом. Она определяется из электронного строения молекулы (учитываются химические связи между атомами одного и того же элемента). Примеры электронной валентности:
- в молекуле пероксида H2O2 в образовании связи участвуют два неспаренных электрона от атома кислорода (один связан с атомом водорода, а другой - с атомом кислорода), поэтому электронная валентность кислорода равна двум
- в молекуле азота N2 в образовании химической связи участвуют по три неспаренных электрона каждого атома, поэтому электронная валентность азота равна трем

Валентность формальная
доп. см. Степень окисления. Например, в молекуле азотной кислоты HNO3 степень окисления центрального атома азота равна (+5), а формальная валентность - (4) при координационом числе равном (3)

Взаимодействия невалентные
взаимодействие атомов, не связанных химическими связями. Такие взаимодействия полностью определяют кристаллическую структуру. Энергия невалентного взаимодействия почти на 2 порядка меньше энергии валентного взаимодействия

Возможности атомов валентные
допустимые валентности элемента (весь спектр их значений в различных соединениях). Валентные возможности зависят от того, в каком валентном состоянии находится атом (т.е. от наличия вакантных орбиталей и распределения электронов по орбиталям при поглощении атомом энергии)

Гетеровалентность (валентность ионная)
мера способности атома к образованию ионных связей, возникающих за счет взаимодействия ионов, образующихся при полном/неполном переходе электронов от одного атома к другому. Гетеровалентность равна числу электронов, которые атом отдал другому атому или получил от другого атома и при этом совпадает с зарядом соответствующего иона

Единица валентности
одна химическая связь. Общее число единиц валентности в соединении равно произведению значения валентности элемента на число его атомов. Например, для соединения (PV2OII5) общее число единиц валентности равно 10 {для фосфора: 2 * (V) = 10 и для кислорода: 5 * (II) = 10}

Насыщение валентности
строго определенное число атомов, объединяющихся в молекулу данного вида. В случае обменного взаимодействия электронами между двумя атомами возможно участие третьего - вспомогательного - атома за счет ослабления связи между первыми двумя

Состояние атома валентное
состояние электронной оболочки атома, входящего в состав молекул, перед образованием связи. Оно определяется:
- типом и числом валентных/занятых атомных орбиталей
- числом электронов в каждой орбитали
- относительной ориентацией спинов электронов
К валентным относятся основное, возбужденные и ионизированные состояния атома. Переход нейтрального атома в валентное состояние протекает с затратами энергии. Валентное состояние атома молекулы не совпадает с основным состоянием изолированного атома (например, у атомов углерода и его аналогов в молекуле типа СН4 основное состояние наиболее экономичной конфигурации 2s22p2 может быть только двухвалентным, а низшее состояние валентной конфигурации - 2s22p3). В частности, для образования молекул типа ZnCl или ZnCl2 требуется возбуждение s-электрона на ближайший пустой р-уровень. Следует отметить, что энергия возбуждения валентного состояния из основного ('ккал/моль') у атомов очень велика
В некоторых случаях валентность рассматривают 
как:
  * положительную (валентность по кислороду)
	или
  * отрицательную (валентность по водороду)
Обычно максимальная валентность по кислороду 
соответствует номеру группы, в которой распо-
ложен элемент. Например, максимальная положи-
тельная валентность марганца,рения и технеция 
равна '7'


Степень окисления (число окислительное, заряд формальный)
см. Химические реакции (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/tt_22.shtml)

Степень окисления промежуточная
т.е. меньше высшей, но больше низшей, при этом атом может как отдавать, так и принимать электроны, проявляя окислительно-восстановительную двойственность. Например, диоксид серы SO2 может проявлять как восстановительные свойства:
    SO2 + O2 → SO3
(отдавая 2 электрона), так и окислительные свойства:
    SO2 + H2S → S + H2O
Рутений - единственный элемент, способный 
образовывать соединения, соответствующие всем 
целым (от 0 до 8) степеням окисления (жирным 
выделены валентные состояния, например: 
   (8) RuO4*PCl3  
   (7) K[RuO4] 
   (6) RuF6 
   (5) RuF5 
   (4) RuCl4 
   (3) RuCl3 
   (2) K4[Ru(CN)6] 
   (1) Ru(CO)nBr 
   (0) Ru(CO)n 

Схема валентная
совокупность нескольких связей, определяющих структуру молекулы, атомы которой образуют эти связи

Угол валентный
угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Например, для молекулы воды H2O - это угол НОН, равный 104.45o:
 []

Электровалентность
количество элементарных электрических зарядов, которые имеет ион. При отрыве одного электрона от атома на ионе образуется положительный заряд (например, Li+), а при присоединении двух или большего количества электронов - отрицательный (например, O2-)

ИОНЫ

Ионы
заряженные частицы, образовавшиеся из атома (группы химически связанных атомов или молекул) в результате (потери / присоединения) ими одного или нескольких электронов. Многие соединения (аммиак, вода, соли, щелочи и др.) в жидком состоянии распадаются на ионы. Под действием электрического тока положительные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательные анионы - к аноду. Ионы в растворе гидратированы (окружены молекулами воды). Число частиц (атомов и ионов), окружающих данный атом, является строго определенным и зависит от природы рассматриваемого атома (иона) и от его окружения. У ионов и соответствующих атомов число электронов различно. Геометрия иона определяется числом электронных пар на валентной орбитали центрального атома. Обычно неметаллы образуют анионы, а металлы - катионы. Ионы могут содержать элементы разной валентности (например, сера в ионе S2O3-2 полисульфида Na2S2O3). Ионы могут быть одно-, двух- и трехзарядными (для образования 2-зарядного иона из однозарядного необходимо затратить вторую энергию ионизации). В растворах существуют отрицательные двухзарядные одноатомные ионы.
По составу частиц ионы разделяются на:
* простые (атомные или одноядерные, например, Al3+, Ca2+, Cl-, K+, S2-)
* сложные (молекулярные, многоатомные или многоядерные, например, NH4+, OH-, PO33-, SO42-)
* комплексные {например, [Ag(NH3)2]+,   [Al(OH)4]-}
Атомные и ионные радиусы приблизительно характеризуют размеры атомов и ионов. При образовании ионов всегда изменяются ионные радиусы по сравнению с атомными, при этом радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих им атомных радиусов.
Ионы в несвязанном состоянии встречаются во всех  
агрегатных состояниях веществ: в газах (в атмос-
фере), в жидкостях (в растворах и расплавах) и в 
твердых веществах(кристаллах). 
Ионы(как и радикалы)обычно неустойчивы, но в сво-
бодном состоянии(например,в космосе) их продолжи-
тельность  жизни  практически  неограничена, а в 
растворах зависит только от природы растворителя 
и растворенного вещества. 
Рений и астат известны в виде отрицательно одно-
валентных ионов этих металлов
В свободном состоянии многозарядные отрицательные ионы не существуют (атом не может присоединять более одного свободного электрона). Например, раствор хлорида натрия (NaCl) в воде содержит как положительно заряженные ионы натрия (Na+) и водорода (Н+), так и отрицательно заряженные хлорид-ионы (Сl-) и гидроксид-ионы (ОН-). Многие ионы окрашены. Например, ион (MnO-4) имеет малиновый цвет, ион (CrO2-4) - желтый, a ионы (Na+) и (Сl-) бесцветны. В некоторых химических реакциях ионы металлов могут играть роль катализаторов
Примечания: 
1. Некоторые ионы имеют собственные названия, 
   например:
   (О2+) - ди_оксигенил, 
   (О22-) - пероксид-ион, и т.п.
2. Ионы (OH-) могут связываться в малодиссо-
   циированные молекулы воды H2O
3. Существуют ионы, в которых металл отрица-
   тельно  одновалентен (например, у рения)
4. В настоящее время, кроме давно известных 
   анионов типа(CO32-) и (SO42-), обнаружены 
   анионы (CO3-), (SO4-)  соответственно, а 
   также нейтральные молекулы(CO3),(SO4)
5. Кроме насыщенных молекул типа (CH4),(C2H6)
   обнаружены также ионы типа (CH5+), C2H7+), 
   и кроме молекулы (H2) - ион (Н3+)

Анион
отрицательно заряженный ион [т.е. содержащий избыток электронов, например: Сl- (хлорид-ион), SO42- , H2AsO4-)
	
С точки зрения окислительно-восстановительных 
свойств анионы можно разделить на 4 группы:
* анионы-окислители (в которых элемент 
  проявляет высшую степень окисления):   
  CrO42-, MnO4-, NO3- и др.
* анионы-восстановители (в которых р-элемент 
  проявляет низшую степень окисления): 
  Cl-, Br-, S2- и др.
* анионы индифферентные (не проявляющие в 
  разбавленных растворах окислительных или 
  восстановительных свойств): 
  CO32-, PO43-, SO42-, SiO32- и др.
* анионы особые (с элементом в промежуточной 
  степени окисления,свойства которых зависят 
  от условий проведения реакции): 
  SO32-, NO2- и др.
В роли анионов  могут выступать  и электроны. 
Например, метил-ртуть(CH3Hg) представляет 
собой ионное соединение, кристаллическая 
решетка которого состоит из катионов[CH3Hg]+, 
а анионами являются электроны. Поэтому более 
точно это соединение должно быть описано как 
[CH3Hg]+ё (где ё - электрон)


Анионы многоэлементные
состоят из атомов нескольких элементов (например: SO4-2, NO3-). В виде аниона аниона [H3O-2-] может существовать гидроксил

Анионы одноэлементные многоатомные
состоят из нескольких атомов одного элемента (например: S22-, I3-)

[Анион-]супероксид (радикал супероксидный)
ион молекулы кислорода с неспаренным электроном (О2-). Он образуется при взаимодействии супероксида калия КО2 с водой или при воздействии на него электромагнитного излучения. При этом молекула кислорода (О2), захватывая дополнительный электрон, частично восстанавливается (полностью восстановленный кислород находится в молекуле воды). Супероксид является короткоживущим свободным радикалoм, имеющим парамагнитные свойства, способный спонтанно дисмутировать с водой в кислород и пероксид водорода (Н2О2)

Ассоциаты
контактные или сольватно разделенные ионные пары, тройники и т.д. (или группы молекул/ионов в жидкой/газовой фазах, связанные водородными, ван-дер-ваальсовыми или электростатическими взаимодействиями)

Взаимодействия ион-дипольные
взаимодействия между ионами и полярными группами молекул. Они относятся к слабым (невалентным) взаимодействиям

Грамм-ион
масса ионов, выраженная в граммах и численно равная формульной массе иона данного вида. Например, грамм-ион (SO42-) равен [32.1 + 4*16.0 = 96.1 г]

Группировки
группы ионов (например: SO42-, CO32- и др.) или группы нейтральных молекул (CO, NH3, NO и др.), способных к взаимодействию в растворе с ионами металлов или нейтральными молекулами с образованием новых, более сложных частиц, например:
    BF3 + NH3 ↔ [B(NH3)F3]
Образовавшиеся соединения приобретают совершенно новые свойства, отличающиеся от составляющих их частей (например, иную окраску)

Группы нейтральные
группы OH0, образующиеся при разряде гидроксильных ионов ОН- при электролизе:
    4OH- - 4ё → 4OH0
Образующиеся нейтральные группы сразу же разлагаются с образованием кислорода и воды:
    4OH0 → O2 + 2H2O

Диссоциация электролитическая (и см. Теория электролитической диссоциации)
процесс полного или частичного распада молекул растворенного вещества на анионы и катионы (распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении, а также распада на анионы и катионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении). Электролитическая диссоциация в водных растворах вызывается гидратацией ионов, а диссоциация гидратов может происходить по кислотному (по месту связи), основному или по обоим типам (в случае близких полярностей обеих связей). Преобладание того или иного из них зависит от относительной полярности связей (т.е. от разности электроотрицательностей элементов, размеров и эффективного заряда атомов). К примеру, хлорид бария имеет ионную кристаллическую решетку, так как соли диссоциируют на ионы.
При полной электролитической диссоциации (1 моль) сульфата алюминия Al2(SO4)3 образуется (5 моль) ионов:
    Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-
два - катионов алюминия и три - анионов кислотного остатка
Из принципа электронейтральности молекул следует, что суммарный заряд анионов и катионов при диссоциации должен быть равен нулю, например, для Al2(SO4)3:
    2*(+3) + 3*(-2) = (6-6=0)
Примечание.
    Константа диссоциации - вид константы равновесия, показывающая склонность вещества диссоциировать на составляющие молекулы (например, разделение соли в водном растворе на ионы). Константа диссоциации (для случая с солью - константа ионизации) обратна константе ассоциации



Заряд иона
равен номеру элемента в Периодической системе. Он указывается надстрочным индексом справа от обозначения элемента по примеру: SO42-, Fe3+ (для указания степени окисления символ заряда '+' / '-' указывается перед цифрой по примеру: Fe+2 или S-2). Зарядность ионов характеризует число (один, два или более) электронов, приобретаемых или теряемых атомом при его ионизации или окислении/восстановлении, определяющее величину заряда иона, например: однозарядные (Na+, Cl- и др.), двухзарядные (Ca2+, SO42- и др.), трехзарядные (Al3+, Sc3+ и др.) ...
При переходе в периоде слева направо заряд ионов элементов растет, а радиус уменьшается (при одинаковом числе квантовых слоев атомы сжимаются вследствие увеличения заряда ядра).
По Крешкову А.П.:
Отрицательные ионы неметаллов являются 
восстановителями. Теряя электроны, они 
переходят в нейтральное состояние:
	S- - 2ё → S
или в сложные ионы:
	S2- - 8ё + 4H2O → SO4- + 8H+
Большинство кислородсодержащих ионов 
имеет отрицательный заряд, например:
	SnO32-, SiO32-, VO3-, WO42-, 
хотя некоторые заряжены положительно:
	H3O+, BiO+, SbO+, SbO2+, VO2+
Если в состав кислородсодержащих ионов 
входят электроположительные элементы, то 
теряя электроны они превращаются в те же 
элементы, но в более электроположительной 
степени окисления, например:
	SO32- - 2ё + 2OH- → SO42- + H2O
Если сложные ионы приобретают электроны, 
они превращаются:
   * в другие сложные ионы, в состав 
     которых входят ионы элементов низшей 
     валентности:
	MnO4- + ё → MnO42- 
   * в нейтральные молекулы:
	2IO3- + 10ё + 12H+ → I2 + 6H2O
   * в отрицательно заряженные ионы 
     неметаллов:
	IO3- + 6ё + 6H+ → I- + 3H2 
Заряд иона эффективный
равен отношению заряда иона к его радиусу

Ионы аномальные
неустойчивые ионы лантанидов с нехарактерными степенями окисления

Ион атомный
атом элемента, имеющий другое количество электронов на внешней (валентной) оболочке, чем нейтральный атом (вследствие этого его [не]металлические свойства более ярко выражены). Например, атом натрия при потере одного (валентного) электрона превращается в положительный ион натрия: Na0 - 1ё → Na+ {с электронными формулами: ...3s1(для атома) и ...3s0(для иона)}

Ион биполярный (цвиттер-ион)
в целом электронейтральная молекула, но имеющая в своей структуре части, несущие пространственно разделенные заряды, локализованные на разных несоседних атомах (положительные и отрицательные ионные центры). К таким соединениям иногда относят внутримолекулярные соли (например, аминокислот) и ионные диполярные соединения с зарядами на соседних атомах. Такие соединения высокополярны и поэтому обычно обладают хорошей растворимостью в полярных растворителях (например, воде) и слабой - в большинстве органических неполярных растворителях. Цвиттер-ион N+H3SO3- образует, в частности, сульфаминовая кислота NH2SO2OH

Ион водорода молекулярный [H2+]
содержит два протона и один один электрон (образуется при присоединении протона к нейтральному атому)

Ион возбужденный
неустойчивый отрицательный молекулярный ион, образущийся в результате возбуждения молекулы электронным ударом или другим воздействием, и распадающийся на электрон и возбужденную молекулу. Возбужденные ионы и атомы испускают инфракрасное излучение. Например, возбужденные ионы активной среды лазеров при переходе электронов с более высоких на более низкие энергетические уровни отдают энергию

Ион гидратированный
ион, окруженный гидратной оболочкой (ОН) или иначе - ион электролита, связанный с молекулой воды. Такие ионы образуются при растворении солей в воде (каждый отрицательный ион притягивает положительные части нескольких ближайших молекул воды: это приводит к стабилизации числа ионов в водных растворах). Молекулы воды имеют тенденцию соединяться с ионами растворенных солей с образованием гидратированных ионов (свойство обусловлено большим электрическим дипольным моментом одной молекулы воды). Примеры гидратированных ионов: {Be(OH)2)42+, Al(OH2)63+, [Cl-/ Na+]*nH2O - гидратированный анион/катион}

Ионы изоэлектронные
ионы, содержащие одинаковое число электронов в различных химических элементах (например, ионы натрия и фтора имеют электронное строение аналогичное строению атома неона)

Ионы кластерные
металлические вещества вида   М(Н2О)n+

Ионы ковалентные
простейшие многоатомные ионы

Ионы многоатомные (или сложные)
аналоги заряженных молекул; они образованы несколькими химическими элементами (содержат несколько ядер), например: (CO32-) и др. Так как сложные ионы несут только один (положительный или отрицательный) заряд (например: NH4+ и NO3-), они не могут быть диполями. Сложные (например, кислородсодержащие) ионы (MnO4-, VO2+ и др.) обычно реагируют как целые частицы, не распадающиеся на элементарные ионы, так как связь между атомами, образующими сложные ионы, ковалентная (неионогенная).

Ионы молекулярные (или радикальные)
устойчивые молекулярные системы (молекулы и радикалы), имеющие избыточный электрический заряд, образующиеся при отрыве или присоединении электронов к нейтральной молекуле (например: H2+, H2-, O2-, O3-). Обычно это ионы, образованные группой атомов (например: NH4+, ClO4-). При столкновении молекулярного иона с какой-либо частицей между ними может произойти перенос электронов. Такой ион может находиться в произвольном энергетическом состоянии (электронном и колебательном), но квантовые переходы в нем происходят без изменения межъядерных расстояний атомов в молекулах. Энергия ионизации молекулы, которая теряет электрон, должна быть меньше энергии молекулы, приобретающей электрон (реакция взаимодействия должна быть экзотермической). Например, в ионе гелия (Не2+) имеется всего три электрона (два - на связывающей молекулярной орбитали 1s2 и один - на разрыхляющей 1s1 орбитали (число связывающих электронов больше числа разрыхляющих). Такой ион является устойчивым и при его образовании выделяется 293 кДж/моль энергии
Примечание.
 Удаление электрона со связывающей орбитали уменьшает энергию связи в молекулярном ионе, а удаление электрона с разрыхляющей орбитали приводит к увеличению энергии связи в таком ионе в сравнении с молекулой



Ион несольватированный
состоит из одного атома. Может образоваться при растворении вещества в каком-либо растворителе. Металлы не образуют простые отрицательные ионы

Ионы парамагнитные
ионы со спином, отличным от нуля. К ним относят ионы Cu2+, Mn2+, Fe3+ и др. в диамагнитных кристаллах

Ион-пероксид
ион вида (О22-)

Ион первичный
ион с очень большим избытком энергии, образующийся, например, из атомов в возбужденном электронном состоянии, соответствующим второму или более высоким потенциалам ионизации (т.е. в случае высокой разности потенциалов ионизирующих электродов). При своем движении первичный ион претерпевает большое число столкновений (например, при движении иона в газе при атмосферном давлении он сталкивается 109 раз/сек с молекулами газа). В результате таких столкновений первичный ион может передать свой заряд молекуле такого же газа, молекуле какой-либо примеси или присоединиться к другой молекуле, образуя сложный ион

Ионизация
процесс превращения нейтральных атомов (или молекул) в заряженные частицы - ионы, происходящий под влиянием внешнего воздействия (нагревании, столкновения с электронами, воздействии электромагнитного излучения и др.). При ионизации электронные оболочки атомов веществ превращаются в стабильные электронные оболочки инертных газов. Если молекулярная система после потери электрона оказывается неустойчивой, она диссоциирует с образованием атомных ионов. Например, электрические разряды ионизируют молекулы жидкости и растворенных в ней веществ, в результате чего появляются валентнонасыщенные свободные радикалы, обладающие повышенной реакционной способностью

Ионизация поверхностная
переход ионов/электронов из одной фазы в другую (например, диссоциация поверхностных функциональных групп одной из твердых фаз или эмиссия ионов/электронов с поверхности металлов под воздействием различных факторов)

Ионизация поле(м/вая)
процесс ионизации атомов, молекул или ионов во внешнем электрическом поле

Ионогены
атом, группы атомов или молекулы, способные ионизироваться. Ионогены являются потенциальными электролитами (их электролитическая диссоциация обычно протекает в две стадии и не полностью, например, при смешивании раствора хлорной кислоты в уксусной).

Ионофоры
вещества, осуществляющие перенос катионов щелочных и щелочноземельных элементов (или ионов NH4+) через биологические мембраны. В чистом состоянии ионофоры существуют в виде ионных кристаллов. В сильнополярных растворителях (например, в воде) ионофоры обычно диссоциируют полностью и образуют растворы сильных электролитов, а в слабополярных растворителях (например, в уксусной кислоте) образуют растворы слабых электролитов. К ионофорам относят, например, галогениды щелочных металлов: KBr, NaCl, многие антибиотики и др.

Ионы потенциалопределяющие
ионы, образующие внутреннюю обкладку двойного электрического слоя, и вызывающие возникновение межфазного потенциала (т.е. непосредственно связанные с поверхностью и придающие ей заряд)

Ионы простые (одноатомные)
аналоги заряженных атомов; они образованы одним химическим элементом, например: Al3+, S2- и содержат одно ядро (например: K+, O2-). Иногда такие одноатомные многозарядные ионы называют полиионами

Ионы свободные / разделенные
ионы, которые могут упорядоченно перемещаться в веществе под действием сил внешнего электрического поля. Свободные ионы в металле находятся в электрическом поле положительных ионов, образующих кристаллическую решетку вещества. Свободные ионы обычно образуются при распаде ионной пары. Незначительное количество свободных ионов в растворах могут образоваться:
- при растворении веществ с близкой к ионной типом связи, сопровождаемое разрушением их кристаллической решетки {например, для разделения на свободные ионы (1 моль) соли NaCl требуется затратить (770 кДж) энергии}; образующиеся при этом свободные ионы сразу же взаимодействуют с молекулами воды - происходит гидратация ионов {процесс сопровождается выделением энергии, компенсирующий затраты на разрушение кристаллической решетки: энергия гидратации иона (Na+) составляет 398 кДж/моль, а иона (Cl-) - 377 кДж/моль или суммарно - 775 кДж.}
- при растворении веществ не ионного строения в [не]обратимой реакции взаимодействия с растворителем {например: HCl + H2O = H3O+ + Cl-}
Свободные ионы могут быть извлекаться из растворов различными способами.

Ионы сопряженные (мезомерные)
ионы, в которых заряд распределен между двумя или большим числом атомов (кратности связей между заряженными атомами в них нецелочисленны). Такие ионы обычно образуют таутомерные вещества. В некоторых случаях сопряженные ионы являются компонентами ионных пар, а в солях могут быть носителями их окраски (хромофорами)

Катионы
положительно заряженные (т.е. с недостатком электронов) ионы {например, катион водорода (H+) представляет собой простейшее ядро (протон) с 'пустой' электронной оболочкой (1s0)}. Другие примеры катионов: Na+, NH4+. Свободный катион водорода в водном растворе не существует: он соединяется с молекулой воды, образуя катион оксония (Н3О+), у которого все три связи 'О-Н' одинаковы по длине

Катионы многоэлементные
состоят из атомов нескольких элементов {например: (HgNO3)+, UO2+}. В виде катиона [H5O2+] может существовать протон

Коионы
одноименно заряженные ионы

Лиат[а] - анион растворителя

Лионий
катион растворителя

Молизация
процесс восстановления ионов противоположных знаков в нейтральные молекулы (иначе - экзотермический процесс образования молекул из атомов)

Обмен ионный
обратимая химическая реакция, в которой происходит обмен ионами между твердым веществом (ионитом) и раствором электролита (или между различными электролитами, находящимися в растворе). Это хемосорбционный процесс из внешней диффузии сорбируемого иона к поверхности зерен сорбента. Такие процессы обычно применяют при обессоливании воды, в гидрометаллургии, хроматографии и др.

Оксоанионы
кислородсодержащие частицы, имеющие отрицательный остаточный заряд (например, O2-, OH-)

Оксокатионы
кислородсодержащие частицы, имеющие положительный остаточный заряд

Оксоний (гидроксоний, гидроний)
комплексный ион Н3О+ (соединение протона с молекулой воды). Ион Н3О+ в кристаллах носит название оксоний (а в составе растворов - гидроний). Он может быть получен, например, по реакциям:
    H+ + H2O → Н3О+
    HCl + H2O → Н3О+ + Cl-
    HF + H2O ↔ H3O+ + F- (фторид-ион может отрывать протон у иона оксония, превращаясь в молекулу HF)
Известны также аналогичные катионы: H5O2+, H7O3+, H9O4+ и др. Оксоний может входить в состав соединений, например, в перхлорате оксония (H3O)ClO4 или в одноядерных комплексах типа H3O[AuCl4]

Пара ионная
пара противоположно заряженных ионов, удерживаемые электростатическими силами притяжения, но без образования ковалентной связи. Они могут также удерживаться ион-дипольными или дисперсионными взаимодействиями и имеют структуру, одинаковую со свободными (разделенными) ионами. К ним относят также сольватированные ионы, находящихся на близком расстоянии друг от друга в растворе. Ионные пары могут возникать как интермедиаты в гетеролитических реакциях, при ионизации воздуха или при добавлении противоиона к раствору ионного соединения в воде. Прочность ионной пары зависит от природы электролита, диэлектрической проницаемости среды, донорно-акцепторных свойств и температуры.
Принципиальное различие между ионными парами и свободными ионами состоит в том, что растворы, содержащие только ионные пары, не проводят электрический ток. По реакционной способности контактные пары уступают свободным ионам. Ионные пары и свободные ионы при взаимодействии с одним и тем же реагентом могут создавать различные продукты и по-разному влияют на структуру растворителя. В виде ионных пар обычно существуют галогениды щелочных металлов в газовой фазе или в неполярных растворителях.
Под воздействием полярных растворителей ионные пары могут превращаться в молекулы ковалентных соединений, а в неполярных - могут ассоциировать (образуя димеры, тримеры или агрегаты вплоть до мицелл). При диссоциации ионные пары образуют свободные ионы, являющиеся проводниками электрического тока.
Если сольватно разделенные и контактные ионные пары имеют различные колебательные или электронные спектры, по отдельности можно определять их концентрации и равновесия между ними (ион-реагент в свободном состоянии или в виде разделенной пары имеет различную реакционную способность)

Пары ионные (контактные / тесные)
пары, противоположно заряженные ионы которых находятся в непосредственном контакте

Пары ионные (сольватно разделенные / рыхлые)
пары, в которых между противоположно заряженными ионами находятся одна или несколько молекул сольватирующего агента (молекул растворителя). Сольватно разделенные ионы имеют высокую подвижность. Обычно такие пары образуются в концентрированных неводных растворах гидроксидов щелочных металлов

Плотность заряда иона
отношение заряда иона к его радиусу. При небольшой плотности заряда (например, у металлов, так как их радиусы велики) происходит диссоциация по основному типу (на ионы металлов и ОН- ионы). При большой плотности заряда иона диссоциация происходит по кислотному типу (диссоциирует на Н+-ионы и анионы)

Показатель водородный (рН)
количественно выражает кислотность раствора (концентрацию в нем ионов водорода): рН = -(lg H+). Среда раствора будет:
        - щелочной - при концентрации ионов (H+ < 10-7) или (OH- > 10-7) моль/л
        - нейтральной - при концентрации ионов (H+ = OH- = 10-7) моль/л
        - кислой - при концентрации ионов (H+ > 10-7) или (OH- < 10-7) моль/л
Например, любой воспалительный процесс приводит к изменению величины показателя рН крови, имеющий в нормальных условиях значение (7.30-7.45). Для сравнения: электролит автомобильных аккумуляторов имеет рН=0, у дистиллированной воды рН = 7, а у стирального раствора (K2CO3 в воде ) pH = 13.5

Поляризация (или смещение) ионов
электростатическое взаимодействие друг на друга близко расположенных противоположно заряженных ионов при несовпадение центров тяжестей электрических зарядов в молекуле. Величина этого несовпадения (или смещения) - длина диполя (чем она больше, тем более полярной является молекула). Силы притяжения противоположно заряженных ионов должны превышать силы взаимного отталкивания, действующие между ионами одного знака. Если ион легко поляризуется, возникает возбуждение и вещество оказывается окрашенным. Например, соединения меди - голубовато-зеленые, кобальта - синие, никеля NiSO4 - зеленые, и т.д. Существуют окрашенные соединения, образованные бесцветными ионами (в этом случае цветность является результатом межионного воздействия). Деформируемость электронной оболочки также сказывается на оптических свойствах вещества (изменение цвета может быть результатом изменения электронного строения или степени окисления элементов в молекулах)



Потенциал выделения/образования (данного вещества)
наименьшее напряжение, при котором начинается процесс образования атомов из ионов. Небольшие добавки различных элементов могут оказывать существенное влияние на величину этого потенциала (могут как повышать, так и понижать его). При повышении температуры потенциал выделения понижается. Потенциал выделения вещества существенно зависит также от материала анода и концентрации электролита. Например, анодный потенциал выделения кислорода зависит от концентрации серной кислоты и при графитовом аноде равен примерно (1.7 V), а этот же потенциал выделения кислорода в насыщенном водном растворе NaCl равен примерно (0.46 V)
Примечания:
1. Нормальный электродный потенциал разряда ионов:
     - водорода - равен нулю (он намного более положителен потенциала разряда ионов цинка)
     - цинка (минус 0.76 V)
     - ОН- (0.41 V)
     - хлора (1.36 V)
2. При добавлении в раствор кислоты (вследствие этого уменьшается рН раствора) потенциал разряда ионов водорода становится более положительным
3. Перенапряжение увеличивает потенциал разряда ионов



Потенциал ионизации (атомов данного элемента) ['V' или 'В'ольт]
минимальная разность потенциалов, которую должен преодолеть электрон в ускоряющем электрическом поле, чтобы приобрести кинетическую энергию, достаточную для ионизации атома. Наименьшие потенциалы ионизации - у щелочных металлов, наибольшие - у инертных газов. В зависимости от порядкового номера удаляемого из молекулы электрона различают первый, второй и т.д. потенциалы ионизации (для атомов номер потенциала ионизации относится к ионизации стабильного атома с образованием невозбужденного положительного иона). Первый потенциал ионизации отрицательного иона совпадает со сродством частицы к электрону
Потенциал ионизации молекулы больше потенциала ионизации атома если в молекуле верхний заполненный уровень связывающий, но меньше, если верхний заполненный уровень - разрыхляющий. Например, энергия ионизации молекулы азота N2 (15.58 эВ) больше энергии ионизации атома азота (14.53 эВ), а энергия ионизации молекулы кислорода О2 (12.08 эВ) меньше энергии ионизации атома кислорода (13.62 эВ)
Потенциалы ионизации (эВ) некоторых атомов 
(в скобках указана электронная конфигурация):
     K (4s) - 4.339
     Cl (3s23p5) - 13.010
     H (1s) - 13.595
     F (2s22p5) - 17.420
     He (1s2) - 24.580


Потенциал ионный
отношение электронного заряда иона к его эффективному радиусу. Высокое значение ионного потенциала имеют, в частности, катионы оксидов SiO2 и TiO2, а оксиды CuO и FeO содержат ионы с низким значением ионного потенциала

Произведение воды ионное
произведение концентраций ионов водорода - протонов (Н+) и гидроксид-ионов (ОН-) в воде или водных растворах. Вода слабо диссоциирует на ионы. При повышении температуры диссоциация воды увеличивается. На практике при известной концентрации (Н+) можно найти концентрацию (ОН-) и наоборот

Противоионы (контрионы, ионы обменные)
ионы, отрывающиеся от макромолекулы при диссоциации {или иначе - ионы с зарядом, обратным потенциалопределяющим ионам, т.е. ионы внешней обкладки двойного электрического слоя, непосредственно не адсорбирующиеся, но под действием сил электростатического притяжения остающиеся вблизи адсорбированных ионов}. Распределение противоионов зависит от противоположных факторов: электростатического и адсорбционного притяжения, удерживающих противоионы у поверхности, а также диффузии этих ионов, выравнивающей их концентрации в поверхностном слое и объеме. Вследствие этого устанавливается равновесное распределение зарядов с убывающей плотностью по направлению от поверхности частиц. Для противоионов характерна положительная, а для коионов - отрицательная адсорбция. В двойном электрическом слое противоионы находятся в избытке, а коионы - в дефиците. Если из раствора адсорбируются катионы/анионы кристаллической решетки осадка, то одновременно из раствора адсорбируется эквивалентное количество противоионов (анионов/катионов)

Радиус (иона / ионный)
условное понятие для обозначения размеров шарообразных ионов и вычисления межатомных расстояний в ионных соединениях. Размеры ионов не зависят от состава молекул, в которые они входят. Границей между ионами считается минимальная плотность электронного облака на условной линии, проходящей через центры ионов. У отрицательных ионов при увеличении заряда электроны сильнее отталиваются от центра иона. Ионы с большим зарядом сильнее взаимодействуют между собой, что приводит к уменьшению межионных расстояний и радиусов ионов. Радиусы атомов и ионов зависят от координационного числа.
Радиусы положительных и отрицательных ионов одного и того же элемента могут значительно различаться между собой; например, ионы теллура (Te2-), (Te4+) и (Te6+) имеют размеры 207, 111 и 70 пм соответственно. Кроме того, ионы могут быть как больше, так и меньше нейтрального атома (например, у серы)
Пример изменения радиусов ионов (пм, в скобках) элементов III периода:
    Na(+1)(98) → Mg(+2)(78) → Al(+3)(57) → Si(+4)(39) → P(+5)(34) → S(+6)(29) → Cl(+7)(26)

Способность ионов поляризующая
способность оказывать деформирующее воздействие на соседние электронные облака ионов, зависящая от заряда и размера иона. Эта способность наибольшая у многозарядных ионов, а при одном и том же заряде она выше у ионов с меньшими размерами. Катионы обладают большей поляризующей способностью, чем анионы, так как анионы обычно больше по размерам, чем катионы. Например, устойчивость, способность диссоциировать и окислительная способность многих кислот отличаются от свойств образуемых ими солей. Одной из причин этого и является сильное поляризующее действие иона водорода

Степень ионизации
отношение концентрации ионов к концентрации нейтральных частиц (числа ионов к числу нейтральных частиц) в единице объема

Числа переноса ионов
отношение количества электричества, переносимого ионами данного вида, к общему количеству электричества, прошедшему через электролит. Различие в числах переноса вызывается разными скоростями движения анионов и катионов и, соответственно, переносом ими разных количеств электричества. В разных растворителях растворы одной и той же соли также имеют различные числа переноса, что объясняется различной степенью сольватации ионов (анионов и катионов) в зависимости от растворителя. Число переноса слабо зависит от концентрации, хотя в некоторых случаях оно может быть меньше и даже равным нулю (например, для концентрированного раствора CdI2 из-за образования комплексных ионов CdI42-)


Энергия ионизации {кДж/моль, эВ/атом, ккал/моль}
минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома и превращения его в положительно заряженный ион (эта энергия должна превышать энергию связи). Она является свойством частицы и не зависит от способа удаления электрона (под действием высокой температуры, воздействии электромагнитного излучения и др.). Энергия ионизации атомов по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается. У многоэлектронных атомов существует несколько уровней ионизации, при этом первый электрон оторвать легче второго, второй - легче третьего, и т.д. С увеличением числа отрываемых электронов возрастает заряд ядра (положительного иона). На практике обычно пользуются только первыми уровнями энергии. Величина энергии ионизации зависит:
- от расстояния электрона до ядра (по мере увеличения расстояния электрона от ядра энергия ионизации уменьшается)
- от заряда ядра (по мере увеличения заряда ядра увеличивается притяжение электронов к нему; энергия ионизации будет возрастать)
- от степени экранирования заряда ядра электронами внутренних слоев.
Энергия ионизации выражается в:
а) электронвольтах - при расчете на один атом (численно она совпадает с потенциалом ионизации, выраженном в 'вольтах')
б) кДж/моль - при расчете на (1 моль) вещества {1 эВ = 1.6*10-19 Дж = 96.5 кДж/моль}
Энергия ионизации атома водорода равна энергии электрона в невозбужденном атоме с обратным знаком. Она составляет 13.6 эВ/атом (1310 кДж/моль или 313 ккал/моль). При переходе от валентных электронов атома к структурным (внутренним) потенциал ионизации резко увеличивается. Например, для атома бериллия U1 = 9.320 V, U2 = 18.206 V, а уже для U3 = 153.850 V (наблюдается скачок в величине энергии ионизации). Инертные газы имеют максимальные значения энергии ионизации, а щелочные металлы - минимальные. Энергия ионизации является количественной характеристикой восстановительной способности атомов
   Энергия ионизации (кДж/моль) 
   некоторых атомов: 
   - натрия - 500 
   - золота - 890 
   - брома  - 1140 


Энергия сродства к электрону [кДж/моль]
энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому с образованием отрицательно заряженного иона. Она увеличивается с уменьшением радиуса атома и уменьшается с увеличением его радиуса. У ряда элементов (Be, Mg, N и инертных газов) энергия сродства к электрону даже отрицательна
   Эта энергия (кДж/моль) 
   у некоторых элементов равна: 
   - для фтора - 349
   - для хлора - 365
   - для брома - 343
   - для иода - 316
Примечания:
 1. Энергию ионизации и энергию сродства к электрону можно отнести как к единичному атому (эВ/моль), так и к (1 моль), т.е.  к  6.02*1023 атомов ('кДж/моль' или 'ккал/моль')
    1 эВ/атом = 23.06 ккал/моль = 1.6*10-22 кДж/атом = 96.5 кДж/моль
 2. Электроотрицательность представляет собой сумму величин энергии ионизации и энергии сродства к электрону


РАДИКАЛЫ

Радикалы
частицы, образующиеся при разрыве химической связи и/или содержащие нескомпенсированную валентность (неспаренный электрон). Иначе - молекулы в дублетных основных состояниях или группа атомов, переходящие без изменения из одного соединения в другое, например: NO, ClO3, СН*3. Они обладают высокой реакционной способностью (например: H*, Cl* и др.), которая зависит от природы радикалов, типа реакций, в которых они участвуют, полярного и стерического факторов, а также эффекта растворителя. Радикал может образоваться в результате потери или присоединения одного электрона нерадикальной молекулой (один радикал может вызвать цепную реакцию химических изменений многих других нерадикальных молекул, например, в реакциях взрыва и горения). Крупные радикалы более устойчивы, так как нескомпенсированный их заряд как бы распределен между всеми остальными атомами частицы. Радикалы образуются при высокой температуре, воздействии электромагнитного излучения, радиации и других воздействиях. Hекоторые парамагнитные молекулы (например: O2, NO, NO2) не являются радикалами, хотя и имеют неспаренные электроны. Особую группу составляют свободные радикалы. На скорость взаимодействия между радикалами существенно влияют магнитные моменты атомных ядер (на основании этого явления разработаны эффективные способы разделения изотопов углерода и кислорода)

Анион-радикал
частица, имеющая отрицательный заряд и неспаренный электрон (образуется в результате присоединения электрона к молекуле (например, О2-1). Для образования анион-радикала энергия разрыхляющей орбитали молекулы должна быть меньше потенциала ионизации образующегося ион-радикала. Например, в соединении MnF4 с атомом марганца связаны не отдельные ионы фтора (F-), а анион-радикалы молекул фтора (F2-). Обычно анион-радикал более устойчив, чем катион-радикал

Бирадикалы
кислотные остатки с двумя пространственно разделенными неспаренными электронами (или молекулы в триплетных основных состояниях). Hапример, атом углерода и молекула (СО) являются бирадикалами. После насыщения двух валентностей атома ( С) атомами (Н) образуется частица (СН2), в химическом смысле являющаяся бирадикалом. Пример реакции с разрывом двойной связи и образованием бирадикала:
    H2C=CH2 ↔ H2C*-*CH2

Диоксиген
бирадикал или молекулярный кислород (О2+), содержащий на внешней оболочке два неспаренных электрона. Подобно другим радикалам обладает высокой реакционной способностью

Ион-радикал (ион радикальный)
высокореактивный ион, несущий одновременно заряд и неспаренный электрон. Аналогично ионам, положительно заряженный ион-радикал называется 'катион-радикал', а отрицательно заряженный - 'анион-радикал'. При распаде (фрагментации) ион-радикала одновременно образуются ион и радикал. Например, молекула кислорода (О2), обладая большим сродством к электрону (Еа = 1.467 эВ), легко захватывает один электрон и превращается в супероксидный анион-радикал (супероксид-ион O2-1)

Катион-радикал
частица, обладающая неспаренным электроном и положительным зарядом (образуется при отрыве электрона от нейтральной молекулы и присоединения протона к свободному радикалу). Пример катион-радикала метана - (СН4*+)
Концентрация свободных радикалов [число_частиц/см3, моль/л, число_спинов/г]
количество свободных радикалов в единице объема данного вещества (газа, жидкости или твердого тела)

Молекула нерадикальная
молекула с ковалентными связями, образуемыми двумя электронами с противоположными спинами. Чтобы нерадикальная молекула стала радикалом, она должна отдать или получить электрон


Монорадикалы (или радикалы свободные)
многоатомные химические частицы, обладающие ненасыщенными или нескомпенсированными валентностями (имеющие неспаренные электроны). Иначе - молекулы с открытыми (незамкнутыми) электронными оболочками (например, CH2, NH2, OH и др.). Они образуются в результате захвата/потери одного электрона нерадикальной молекулой в ходе химических реакций (при гомолитической диссоциации связей) при термическом, химическом (H-O- + Fe3+ → H-O* + Fe2+) или фотохимическом (Cl2 -hv→ Cl2 → 2Cl*) воздействии на вещества. Например, косвенное воздействие электромагнитного излучения связано с образованием при этом именно свободных радикалов. Свободные радикалы имеют высокую реакционную способность, образуя соединения, содержащие насыщенные связи, например, в реакциях с молекулами:
    СН*3 + СН*3 → СН3-СН3
В свободных радиалах один или несколько неспаренных электронов занимают атомные или молекулярные орбитали по одному, вследствие чего их химическая активность повышена, так как радикал стремится:
* присоединить недостающий электрон от окружающих его молекул
или
* избавиться от избыточного электрона, отдавая его другим молекулам
Свободные радикалы могут быть:
    - нейтральными (например, ArSCH3)
    - заряженными (ион-радикалы: OH*, CH*3 и др.)
и всегда парамагнитны (неспаренные электроны взаимодействуют с магнитным полем). Свободными радикалами являются, например, частицы, содержащие трехвалентный углерод, получаемые из органических соединений ртути:
    CH3-Hg-CH3 hv/tо→ 2CH*3 + Hg
Как правило, свободные радикалы не могут существовать длительное время в обычных условиях (они вступают в реакции рекомбинации и диспропорционирования). Существуют p-радикалы (неспаренный электрон локализован преимущественно на р- или 2p -орбиталях) и s-радикалы (неспаренный электрон локализован на s-орбитали и сохраняет электронную конфигурацию исходной молекулы). Свободные радикалы способны реагировать на изменение свободной валентности. Cвободным радикалом может также выступать анион (О2-), у которого один электрон неспаренный (*ОО-), поэтому более правильно будет записать его в виде (О2*-). Этот анион может выступать и как окислитель по отношению к активным донорам электронов (полностью восстановленный кислород находится в молекуле воды). Пример реакции с образованием свободных радикалов:
    CH3I ↔ CH3 + I
Cвободнорадикальные формы кислорода проявляются, 
в частности, при  взаимодействии  гидроксилов с 
пероксидом водорода. 
На первом  этапе возникает  пергидроксил НО2* - 
слабая кислота, диссоциирующая  в нейтральной и 
щелочной среде  на протон  и супероксид (отрица-
тельно заряженный свободный радикал  О2*-). 
Производные  кислорода могут  образовываться не 
только в химических реакциях,но и чисто физичес-
ким путем


Пара радикальная
два радикала, находящиеся в непосредственной близости в растворе или кристаллическом веществе. Радикальные пары могут возникать:
* в результате распада одной молекулы
* при фотопереносе электрона или протона
* при каком-либо мономолекулярном процессе
* в результате диффузии (при случайных встречах двух радикалов)
Время жизни радикальных пар - примерно (10-9 с)

Полирадикалы
частицы, содержащие более двух неспаренных электронов

Радикалы
молекулы, находящиеся (как правило) в дублетных состояниях с мультиплетностью, отличной от единицы

Радикалы атомные
атомы, имеющие неспаренные электроны в основном и возбужденном состояниях

Радикалы вторичные
радикалы, образованные реактивными молекулами в присутствии ионов металлов с переменной валентностью {например, ионов Fe(II)}. Обычно к ним относят радикал гидроксила

Способность радикалов реакционная
зависит от природы радикалов, типа реакций, в которых они участвуют, полярного и стерического факторов, а также эффекта растворителя

Фрагментация
распад молекулы на три или большее число частиц {распад радикала на молекулу и радикал с меньшей молярной массой; он обычно наблюдается при распаде галогенных и некоторых других радикалов или при диссоциации}

Энергия стабилизации радикала
энергия взаимодействия свободной валентности радикала с соседней группой связью или атомом в радикале

ЧАСТИЦЫ СЛОЖНЫЕ

Молекула (продолжение)
Молекулы сложных веществ образуются при взаимодействии молекул и атомов простых веществ. В частном случае молекула может состоять из одного атома (например, гелия). Молекулы одного и того же вещества одинаковы. Атомы в молекуле объединены силами химического (валентного) взаимодействия. Взаимодействия всех атомов, образующих молекулу, может быть двух видов:
- главные (валентные) - даже между двумя атомами могут быть различны, например: C-N, C=N и C≡N
- второстепенные (невалентные)
Сложные молекулы могут участвовать во взаимодействии только при определенной ориентации их друг относительно друга. Молекулы состоят из атомов:
- одного и того же химического элемента [например, молекула водорода (Н2) состоит из двух атомов водорода (Н); сюда же относятся молекулы азота (N2), кислорода (О3) и др.]; такие молекулы называются гомоядерными (или гомонуклеарными)
- различных химических элементов (гетеронуклеарными) [например, молекула воды (Н2О) состоит из двух атомов водорода (Н) и одного атома кислорода (О) или из 36 элементарных частиц: 18 протонов и 18 электронов].

Молекулы могут быть:
- одно- (или моноатомными), например, Ar, He, Kr, Ne, Xe и др.
- двухатомными, например, Br2, Cl2, BrCl и др.
- много- (или полиатомными), например, HNO3, H2SO4 и др.
Например, у атомов гелия нет свободных электронов, поэтому он не может образовывать полиатомные простые вещества. Одноатомны также молекулы ртути (в парах).
Атомы селена или серы, соединяясь друг с другом, образуют полиатомные молекулы типа Se8 и S8 и др. {причем, молекулы вида S6 и S8 существуют в расплаве, а S2, S4, S6 - в парах}. У серы при повышении температуры число атомов в молекуле постепенно уменьшается в последовательности:
    S8S6S4 (800 оС)S2 (1700 оС)S (одноатомные пары)
При определенных условиях молекула может быть разделена на составляющие ее атомы.
Молекулы могут распадаться как на атомы, 
так и на ионы. Например, молекула HgCl2 
легко распадается на атомы и труднее на 
ионы,а молекула CaCl2 легко распадается 
на ионы, но труднее на атомы. 
Устойчивость молекул определяется потен-
циалами их ионизации
Например, в молекуле хлора атомы соединены между собой неполярной ковалентной связью и разрыв молекулы на атомы может быть осуществлен двумя способами:
 []
* неравноценным (в первом случае) - при гидролизе
* равноценным (во втором случае)   - под действием света
У молекулы невозможно обнаружить свойств составляющих ее атомов. Ни в одной молекуле, состоящей из трех или большего количества атомов, нет локализованных связей.
Стабильные молекулы электрически нейтральны (содержат только спаренные электроны, хотя - как исключение - известны стабильные молекулы с неспаренным электроном, например, NO и NO2). При потере или захвате электронов молекула становится электрически заряженной и превращается в ион. Кроме движения электронов в молекуле возможно смещение ядер атомов относительно друг друга. Даже в невозбужденном состоянии каждая молекула имеет некоторую энергию колебания ядер (она не равна нулю).
При образовании устойчивых молекул может происходить перегруппировка электронов. Например, в ионе нитрата (NO3-) вместо структуры слева образуется структура справа, в которой атом азота оказывается в окружении устойчивого октета, но между атомом азота и одним из атомов кислорода возникает двойная связь:
 []
Некоторые асимметричные молекулы (например, молекула хлор_бром_йод_метана CHClBr↑ могут существовать в правой и левой изомерных формах).
Конфигурация отдельной молекулы может отличаться от аналогичной молекулы какой-либо структуры (например, молекулы кристалла). От строения молекул зависят физические свойства вещества. Одной из характеристик молекулы является ее масса (численно равна сумме масс составляющих ее атомов). Геометрия молекулы определяется числом электронных пар на валентной оболочке центрального атома. Молекулы обладают метрическими (длиной химических связей, углами между ними и т.п.) и неметрическими (содержать циклы, иметь центральный атом, окруженный лигандами и т.п.) свойствами. Молекулы и ионы могут образовывать разные пространственные структуры, например:
- линейную (BeH2, CO2)
- плоские: треугольные (BF3, SO3), квадратные (PtCl4)
- тетраэдрические (CH4)
- тригональная пирамида (NH3, PСl3), и др.
Примечание.
1. Молекула (SO2) представляет собой равнобедренный треугольник с атомом серы в вершине, а молекула (S2O) - неправильный треугольник: длина связи между атомами серы и кислорода меньше, чем между атомами серы
2. Молекула может переходить в свободно-радикальное состояние в результате внешнего возбуждения (воздействия света, теплоты и т.д.). В некоторых случаях возбуждение молекулы в свободно-радикальном состоянии приводит к обратному процессу (вследствие спаривания электронов бирадикал превращается в молекулу)
Интересны свойства электроннодефицитной 
молекулы С2 (она  диамагнитна, кратность 
связи у нее равна двум, а энергия связи 
вдвое больше энергии связи молекулы В2). 
Так как в каждом атоме углерода имеется  
4 валентные орбитали(но только 4 валентных
электрона), она может выступать и донором 
и акцептором электронных пар.
Такая молекула может существовать только 
при высокой температуре(при низкой темпе-
ратуре каждый ее атом принимает электроны 
от одной молекулы и отдает электроны (как 
донор) другому атому углерода)


Активация
передача молекулам энергии извне, достаточной для преодоления потенциального барьера, разделяющего исходное и конечное состояние системы. Вследствие теплового движения или под воздействием внешних сил молекула способна изменять свою форму (проявляется явление гибкости молекул)


Группа функциональная
некоторая группа атомов, определяющая химические свойства молекулы. Функциональные группы, входящие в состав различных молекул, обычно ведут себя одинаково в одной и той же химической реакции, хотя их химическая активность может быть различной. Старшая функциональная группа соединения является критерием отнесения его к тому или иному классу соединений, например:
- аминогруппа (NH2)
- гидроксильная (ОН)
- карбонильная (CO)
- карбоксильная (COOH)
- нитрогруппа (NO2)
- тиольная (SH)
- цианогруппа (CN)
- группы, содержащие атомы металлов (например, Li), галогенов (например, Cl) и др.
Известно более 100 функциональных групп

Димер
сложная молекула, состоящая из двух фрагментов более простых молекул - мономеров. Димеры могут состоять как из органических, так и неорганических мономеров и быть:
- симметричными (состоящими из одинаковых мономеров)
- несимметричными (состоящими из разных мономеров).
Например, в молекуле NO2 (cо структурой O=N-O и длиной связи N-O, соответствующей полуторной связи) на атоме азота имеется один неспаренный электрон, поэтому она легко превращается в димер N2O4, состоящий из фрагментов (NO2) c очень слабой связью (N-N). Если металл имеет нечетное число электронов, то молекулы комплексов димерны, например, [Mn(CO)5]2. Димер не всегда более устойчив, чем нечетная молекула (например, молекула NO устойчива, не образует димер, а NO2 димеризуется). Известно много димеров, например: Cl2O4, (HF)2, [Fe(CO)4] и др.
Примечания:
1. В парах воды(при температуре кипения и нор-
мальном атмосферном давлении около 1% молекул 
связаны водородными связями в димеры (H2O)2, 
хотя время существования каждой водородной 
связи составляет менее (10-9 с).
2. Димеры могут проявляться в различных соеди-
нениях.Например,в магнитодиэлектриках KCuCl3 и 
TlCuCl3 два соседних иона меди (Cu2+) образуют 
димер, в котором основное состояние  является 
синглетом (полный спин равен нулю), а возбуж-
денное - триплетом (полный спин равен единице)
3. Некоторые молекулы могут быть димеризованы 
частично,а оксид NO2 димеризован даже в парах: 
	O2N* + *NO2 ↔ O2N-NO2 {Ξ N2O4}
4. Некоторые соединения(например: AlCl3,PdCl2,
MoO3 и др.), считавшиеся простыми, в действи-
тельности димерны в парах или имеют полимер-
ное строение (например: Al2Cl6, (PdCl2)n, 
(MoO3)2-5, а в боранах каждый 'мостиковый' 
атом водорода связан одинаковыми связями 
с двумя атомами бора. Например, простейший 
бороводород - боран (гидрид  бора)  имеет 
формулу B2H6, а не BH3


Конфигурация молекул
характеризует пространственное расположение атомов или их групп у асимметрического атома или у центрального атома в комплексах. При повороте вокруг простых связей отдельных частей молекулы относительно друг друга (при изменении конформации молекулы) конфигурация молекулы не меняется. Различия между конфигурациями обусловливают существование геометрических и оптических стереоизомеров

Макромолекулы
молекулы, образованные большим числом атомов (например, молекулы полимеров)

Мезомеры (или гибриды резонансные)
молекулы, в которых π-орбитали не имеют четкой локализации между соседними атомами, а образуют общую молекулярную π-орбиталь. Их строение невозможно представить с помощью обычных химических формул

Миграция
перенос атома или группы в ходе молекулярной перегруппировки или перемещение связи в новое положение той же самой молекулы

Молекулы активные
молекулы, обладающие энергией активации реакции (т.е. при столкновении которых может произойти химическая реакция). Активирование молекул может происходить за счет перегруппировки связей в момент столкновения или при разрыве одной из связей, например:
O2 ('O=O') → '-O-O-'

Молекулы амфотерные (и см. Цвиттер-ионы)
содержат как положительные, так и отрицательные заряды, наличием которых определяется (pH) раствора (заряд функциональных групп таких молекул может меняться при связывании/потере протонов Н+). Растворимость амфотерных молекул обычно минимальна при рН равной/близкой к изоэлектрической точке (pI), при которой они часто выпадают в осадок

Молекулы ассоциированные
молекулы типа H2F2, образованные за счет водородных связей молекул плавиковой кислоты HF (образование ассоциированных молекул приводит к уменьшению активности плавиковой кислоты)

Молекула атомная
электрически симметричная молекула (у которой совпадают центры тяжестей с центрами электрических зарядов). К ним относят молекулы простых веществ и сложных соединений, имеющих симметричную форму (треугольную или тетраэдрическую). Например, молекула метана является типично атомной, дипольный момент ее равен нулю и в электрических полях атомов или ионов она не поляризуется

Молекулы ван-дер-ваальсовы
группы атомов и молекул, возникающие за счет слабого ван-дер-ваальсова взаимодействия (взаимодействия двух наведенных диполей). Обменное взаимодействие в таких молекулах отвечает отталкиванию компонент, а сами компоненты молекул сохраняют свою индивидуальность

Молекула возбужденная
молекула, поглотившая квант света, вследствие чего она приобретает большую избыточную энергию. У каждой молекулы существует одно основнОе состояние, но может иметь место несколько возбужденных. В некоторых источниках утверждается влияние внешнего магнитного поля на электронно-возбужденные молекулы в газовой фазе (в частности, тушение флуоресценции возбужденных молекул Cs в магнитном поле)

Молекулы гипервалентные
молекулы, для образования которых недостаточно валентных орбиталей центрального атома. Гипервалентные молекулы (например, SF6) могут рассматриваться как набор резонансных структур с ионными связями. К ним, в частности, относят молекулы, имеющие 3-центровые 4-электронные связи

Молекула двухатомная
молекулы типа O2, S2, OS и другие. Они имеют по два неспаренных электрона (как будто каждый атом сохраняет неиспользованной одну свою валентность)

Молекулы дифильные
адсорбирующиеся молекулы или ионы поверхностно - активных веществ, состоящие из гидрофильной и гидрофобной частей (неполярных и полярных группировок):
- объемного неполярного фрагмента (углеводородного радикала)
- сильно полярной концевой группы
Углеводородный радикал обладает поверхностной активностью в отношении неполярной фазы (газ, неполярная поверхность твердого тела, углеводородная жидкость)

Молекулы изоэлектронные
имеют одинаковое число электронов на одинаковых орбиталях (СН4, NH3, ОН2 и др.). Примеры изоэлектронных молекул и ионов с кратными связями: N2, CO, BF, NO+, CN-. Молекула боразана BH3NH3 изоэлектронна с этаном СН3СН3

Молекула ионная
полярная молекула с большим значением длины диполя. Например, при образовании молекулы химического соединения из атомов двух элементов с большой разностью их электроотрицательностей, смещение электронного облака в сторону наиболее электроотрицательного атома приводит к превращению его в отрицательный ион, а другого атома - в положительный ион

Молекула многоатомная
молекула, состоящая из двух или большего числа атомов, например: 2-атомные (СН), 3-атомные (Н2О), 4-атомные (NH3) и т.д.

Молекулы насыщенные / предельные
молекулы органических соединений, в которых атомы углерода затрачивают все свои валентности на соединение с другими атомами или группами атомов. Насыщенные молекулы могут хемосорбироваться без диссоциации (если процесс сопровождается переносом заряда и образованием ионной связи). Химически насыщенные молекулы могут выступать в качестве реагентов

Молекулы 'нежесткие'
молекулы, у которых малые изменения энергии или конфигурации приводят к качественным изменениям свойств. Как правило, нежесткость присуща только отдельным состояниям молекул. В зависимости от подсистемы молекулы, для которой существенно отклонение от жесткой модели (ядер или электронов), различают структурно- или электронно-нежесткие молекулы
Примечание.
 Для 'жестких' молекул характерна единственная равновесная ядерная конфигурация с соответствующим четко выраженным минимумом потенциальной энергии, а также малые (по сравнению с межъядерными расстояниями) амплитуды колебаний ядер. К жестким молекулам относят не только простые молекулы (BCl3, CH4, CO2, SF6, SO3 и др.), но и некоторые сложные молекулярные системы (бензол, карбораны и др.). В ряде случаев выделяют и 'полужесткие' молекулы

Молекулы неполярные
молекулы, у которых отсутствует ориентационный эффект, но в поле других частиц они поляризуются (в них возникает индуцированный дипольный момент). К неполярным молекулам относятся:
- все ковалентные двухатомные молекулы вида Э2 (например, Н2), т.е. молекулы простых веществ с неполярными ковалентными связями
- молекулы, состоящие из трех и более атомов, но имеющие геометрически симметричное строение (например: BF3, BeCl2, СО2, СCl4, CH4)

Молекулы полифункциональные
молекулы, имеющие в своем составе более одной функциональной группы

Молекулы полярные
молекулы, содержащие электроотрицательные атомы, и обладающие собственным постоянным дипольным моментом в отсутствие сил внешнего электрического поля. У них не совпадают центры тяжести зарядов (например, у молекул CsF, HСl, H2O2, H2S, ICl, NH3, O3, SF2 и др.). Полярность молекул зависит от их состава и геометрической формы. К полярным относится также молекула гидразина N2H4 {=(NH2)2}, состоящая из двух групп NH2, повернутых относительно друг друга, что и обеспечивает ее полярность (μ = 0.62*10−29 Кл*м). Например, в молекуле оксида (СО) между атомами углерода и кислорода действуют две ковалентные связи С::О, но электронные пары немного смещены к более отрицательному кислороду, в результате чего молекула становится малополярной (с небольшим дипольным моментом). Во внешнем электрическом поле как полярные, так и неполярные молекулы поляризуются (устанавливаются вдоль линий поля). Чем больше дипольный момент, тем сильнее полярность молекулы (обычно это молекулы с ионным типом связи). К полярным молекулам относят все вещества, у которых присутствует электрическая асимметрия зарядов в молекуле (это большинство более сложных молекул, у которых составные части имеют различную электроотрицательность). К полярным молекулам относится, в частности, молекулa воды Н2О (отсюда, кстати, мнение о ее лечебных свойствах). Полярные молекулы являются переходными между типично атомными и ионными молекулами

Молекула радикальная
является двухядерной струтурой, состоящей из ядра самой молекулы и ядер радикалов (все ядра формируются из атомов одного и того же элемента). Радикальные молекулы, содержащие неспаренные электроны, гораздо реактивнее молекул, не содержащих их. Радикальная молекула может участвовать в химических реакциях двумя способами:
* образовывать химическое соединение с другой такой же молекулой (с образованием димерного продукта)
* присоединять второй электрон к молекуле радикала (с образованием анион-радикала, который отнимает протон от иона гидроксония)

Молекулы реактивные
молекулы, образующиеся в реакциях с участием радикала или диоксигена (имеющего неспаренные электроны на внешней электронной оболочке). К реактивным молекулам обычно относят молекулы пероксида H2O2

Молекулы с сопряженными связями
содержат атомы, обладающие неподеленными электронными парами, электроны которых могут включаться в общую систему электронов. Такие молекулы обычно являются источником электронов в связи с низкой энергией ионизации. Пример молекулы с сопряженными связями - молекула бензола

Молекула устойчивая
молекула, у которой число электронов на связывающих орбиталях превышает число электронов на разрыхляющих орбиталях [например, в диоксиде углерода (СО2) все атомы окружены 8 электронами, поэтому такая молекула является устойчивой]

Молекулы эксимерные (молекулы метастабильные или эксимеры)
[гетеро]димерные молекулы, сформированные из двух видов атомов, хотя бы один из которых находится в электронном возбужденном состоянии (т.е. с замкнутыми в основном состоянии оболочками, например, как у 2He). У эксимерных молекул устойчивы возбужденные электронные состояния, но неустойчиво основное состояние. Они имеют очень короткое время жизни, являясь продуктом быстропротекающих химических реакций (при образовании галогенидов благородных газов, например, при парных столкновениях атомов под воздействием ультрафиолетового излучения на смесь гелия с фтором или хлором). Эксимерные молекулы являются идеальной активной средой (рабочим телом) газовых лазеров ультрафиолетового излучения с возможностью плавной регулировки их частоты. Примеры эксимерных молекул: Ar2, Не2, HeCl, HeF, Hg2, KrF и др.

Мономеры (молекулы мономерные)
молекулы, состоящие из двух или нескольких атомов разных химических элементов

Перегруппировка молекулярная
химическая реакция, в результате которой происходит изменение взаимного расположения атомов в молекуле, мест кратных связей и их кратности. Она может осуществляться с сохранением атомного состава молекулы (изомеризация) или с его изменением. Перегруппировки, в результате которых образуются молекулы, идентичные исходным, называются вырожденными

Полимеры
высокомолекулярные соединения (неорганические и органические) - аморфные и кристаллические вещества, состоящие из мономеров, соединенных между собой непосредственно или через отдельные атомы в длинные и сложные цепочки (макромолекулы) химическими и/или координационными связями (т.е. соединения с большой степенью полимеризации). Если при добавлении к молекуле очередного мономерного звена ее молекулярные свойства не изменяются, то такую молекулу можно отнести к полимерам. Полимеры являюся веществами с большой молекулярной массой (они подробно рассматриваются в органической химии)
Примечание.
Степень полимеризации - количество мономерных звеньев в полимере

Поляризация взаимная
возникновение зарядов на молекулах при их сближении (например, при уменьшении объема реакционной среды). При дальнейшем сближении молекул происходит перенос заряда, которому способствуют ориентационное и индукционное взаимодействие

Предиссоциация
распад возбужденной молекулы, энергия которой меньше диссоциацивного предела соответствующего возбужденного электронного состояния. Она происходит из-за наличия определенной вероятности перехода молекулы нз связанного состояния в несвязанное (свободное) с той же энергией. Известны электронная, колебательная и вращательная предиссоциации

Радиус ковалентный
равен половине межатомного расстояния в молекулах или кристаллах простых веществ

Состояние переходное (или комплекс активированный)
короткоживущая молекула или радикал, возникающие в процессе химической реакции при переходе от начального состояния (реагента) в конечное (продукт). Энергия и геометрия частиц переходного состояния соответствуют вершине энергетического барьера, разделяющего реагенты и продукты

Тетрамер
сложная молекула (олигомер) в виде цепочки из 4-х одинаковых составных звеньев

Топомеры
молекулы, принимающие участие в топомеризации (процессе обмена идентичными лигандами между положениями, отличающимися между собой по химическому/магнитному окружению)

Тример
сложная молекула, составленная из трех одинаковых простых молекул (мономеров)

Частица молекулярная
система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из атомных ядер и окружающих их внутренних и внешних валентных электронов, образуемая вследствие взаимодействия атомных частиц (химические связи между ними осуществляются валентными электронами)

Частицы элементарные составные
частицы, имеющие сложную внутреннюю структуру (например, протоны и нейтроны), но которые не могут быть разделены на самостоятельные части


ДИПОЛИ

Диполь
система из двух равных по абсолютной величине,- но имеющих разную полярность,- электрических зарядов, находящихся на единичном расстоянии друг от друга; электрический момент диполя равен произведению длины диполя на его эффективный заряд. Диполи могут быть постоянными и наведенными (при индукционном взаимодействии)
Вещества полярные
состоят из полярных молекул, обладающих электрическим дипольным моментом. Они имеют следующие свойства:
- высокую диэлектрическую проницаемость (ее значение больше 10)
- низкие температуры плавления и кипения
- хорошо растворяются в воде и водных растворителях
- образуют электропроводящий слой на поверхности изделия.
Примеры полярных веществ: HCl, NaCl, ацетон, спирты, вода.
Примечания:
 1. Неполярные вещества нерастворимы в воде, но хорошо растворимы в жирах, маслах и других неполярных веществах
 2. Вследствие полярной природы вода способна растворять ионные вещества и другие полярные соединения (в ней могут растворяться твердые, жидкие и газообразные вещества)



Действие ионов поляризующее
зависит от заряда ядра, размеров и типа иона. Оно тем интенсивнее, чем меньше радиус иона и чем больше его заряд (в малом ионе заряд сконцентрирован на небольшой поверхности). Например, катионы, имеющие малые размеры и большие заряды, обладая большей поляризующей способностью, чем анионы, сами почти не поляризуются. Поляризующее действие катиона, имеющего на внешней оболочке 18 электронов (как у Ag, Hg, Sn, Zn и др.), превосходит аналогичное действие 8-электронных катионов. Поляризация ионов влияет на растворимость, термическую устойчивость и окраску химических соединений.

Длина диполя
величина смещения центров положительного и отрицательного зарядов в атоме, молекуле или ионе

Квадруполь
система из 4-х заряженных частиц, в которой полный электричесий заряд и дипольный момент равны нулю

Микродиполи мгновенные
диполи, возникающие, перемещающиеся и исчезающие в молекулах вследствие того, что молекулы представляют собой системы с движущимися разноименными зарядами (ядрами и электронами)

Момент молекулы дипольный
равен векторной сумме дипольных моментов ее химических связей (с учетом наличия неподеленных пар электронов). Если он отличен от нуля, молекула называется полярной (например, у воды Н2О дипольный момент направлен по биссектрисе валентного угла 'Н-О-Н'). Возможны случаи, когда отдельные связи в молекуле полярны, но суммарный дипольный момент молекулы равен нулю; в этом случае молекулы будут неполярными (например, молекулы СО2 и CCl4). Например, в молекуле пероксида водорода Н2О2 связи частично поляризованы, поэтому она имеет дипольный момент

Момент связи дипольный
определяется двумя положительными зарядами ядер атомов, образующих связь, и распределением отрицательного (электронного) заряда. Он обусловлен смещением электронного облака в сторону одного из атомов. Если соответствующий дипольный момент существенно отличается от нуля, связь называется полярной

Поляризация
влияние друг на друга близко расположенных противоположно заряженных ионов. При сближении ионов происходит смещение электронной плотности в межядерной области, вследствие чего возникает индуцированный (наведенный) дипольный момент. Поляризация может быть:
- односторонняя (приводит к постепенному переходу от ковалентной связи к полярной, затем - к ионной)
- двухсторонняя (при переходе от ионной связи к ковалентной)

Поляризуемость
способность атомов, ионов и молекул приобретать дипольный момент под действием сил электрического поля. При поляризации ионов нарушается симметрия распределения заряда и возникают электрические диполи (при увеличении длины диполя может повыситься степень ковалентности связи за счет изменения электронной плотности между диполями). Например, ионная поляризация наблюдается в веществах с ионной связью и проявляется смещением друг относительно друга разноименно заряженных ионов. К таким веществам относятся ионные диэлектрики с многовалентными ионами с большими электрическими зарядами, обусловливающие большую ионную поляризуемость



Полярность молекулы
зависит от электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы и наличием неподеленных электронных пар. Она характеризуется дипольным моментом (m = e*l) {где е - заряд электрона, l - расстояние между центрами тяжести положительно и отрицательно заряженных частиц}. У молекул с высокой степенью полярности валентные электронные пары больше смещены относительно нейтрального положения. Следует отметить, что практически все симметричные (линейные, треугольные, тетра- и октаэдрические) молекулы неполярны. По величине дипольного момента можно установить характер химической связи (ионная или ковалентная полярная).
Дипольный момент определяют экспериментально 
через относительную диэлектрическую проницае-
мость вещества при различных температурах.  
Величина и направление дипольного момента пока-
зывают строение молекулы, степень полярности 
связей и взаимное влияние атомов. У молекул 
с большей полярностью валентные элек-
тронные пары более смещены к одному из атомов. 
Например, в молекуле (СО2) каждая связь 
(С=О) полярна, но из-за линейности структуры 
молекулы векторная сумма дипольных моментов 
обоих связей равна нулю,поэтому результирующий 
дипольный момент молекулы тоже равен нулю. 
Дипольный момент неподеленной пары электронов 
азота (sp3-гибридизации) 
при векторном сложении может как увеличивать 
результирующий дипольный момент молекулы 
(например, в молекуле NH3), так и 
уменьшать его (например, в молекуле NF3). 
Под влиянием сил электрического поля моле-
кулы полярного вещества не только ориенти-
руются в направлении поля, но у них возникает 
дополнительный (наведенный) дипольный момент  
за счет смещения электронов (отчасти и ядер). 
Для деформации электронной оболочки необхо-
дима очень большая энергия (например, нагрев 
до высокой температуры). 
Примечание. 
    Колебания электрических зарядов вызывают 
    различное преломление лучей света,имеющих 
    различную длину волны (т.е. происходит
    дисперсия света) 


ИЗО-термины

Вещества изотопно-чистые
вещества, состоящие из совершенно одинаковых молекул, например, 2H216O или 1H218O

Изотропия
одинаковость физических свойств вещества во всех направлениях (противоположностью изотропии является анизотропия). Ее частный случай − ортотропия {неодинаковость физических или физико-химических свойств среды (прочности, упругости, электропроводности и др.) по двум или трем взаимно перпендикулярным направлениям (внутри этой среды)}

Закон изоморфизма (Э. Мичерлих, 1821):
одинаковые количества атомов, соединенные одинаковым способом, дают одинаковые кристаллические формы; при этом кристаллическая форма не зависит от химической природы атомов, а определяется только их числом и относительным положением

Изодиаферы
нуклиды (изодиаферные) с одинаковым избытком нейтронов (N - Z = const), например, атомы 3014Si, 3215P, 3416S, 3617Cl и 3818Ar содержат больше (на 2) нейтронов, чем протонов

Изомерия
явление существования химических соединений, одинаковых по составу и молекулярной массе, но различающихся по свойствам вследствие различного строения или расположения атомов в пространстве. Например, в слабой азотноватистой кислоте H2N2O2 {HO-N=N-OH} группы 'OH' находятся в транс-положении относительно двойной связи атомов азота), а эйкозан {рациональной формулы CН3(CH2)18CH3, содержащий 20 атомов углерода в молекуле} имеет 366319 структурных изомеров. Пример структурных формул изомеров кислоты H4P2O6 (http://www.chem.msu.su/rus/olimpiad/russia/2011/end-tur/sol11-1.pdf):
 []

Изомерия валентная
вид структурной изомерии, при которой изомеры можно перевести друг в друга лишь за счет перераспределения связей. Например, валентным изомером бензола(V) является бензвален(VIII)

Изомерия оптическая (изомерия зеркальная, энантиомерия)
присуща оптическим антиподам (веществам, имеющим одинаковые по величине, но противоположные по знаку вращения плоскости поляризации света при идентичности всех других физических и химических свойств). Оптические изомеры практически неразличимы в обычных химических реакциях

Изомерия пространственная (или стереоизомерия)
возникает в результате различий в пространственной конфигурации атомов молекул, имеющих одинаковое химическое строение (т.е. различия в расположении атомов молекул при одной и той же последовательности химических связей)

Изомеры:
1. Нуклиды в возбужденном ядерном состоянии с измеримой продолжительностью жизни: они имеют разное время распада. Изомерные нуклиды различаются не числом протонов/нейтронов, а энергией связи ядра (речь идет о различных энергетических состояниях атомов этих нуклидов)
2. Вещества, имеющие одинаковый состав и молярную массу, но различающиеся строением или пространственным расположением атомов (их групп) в пространстве. Зависимость свойств изомеров от их химического строения объясняется передающимся взаимным влиянием атомов. Например, гремучее серебро (AgОNC) и циановокислое серебро (AgNCO) имеют одинаковый атомарный состав (Ag, O, N и С), но разные физические и химические свойства. Существуют два вида изомерии: структурная и конформационная. Например, ди_тио_ди_фторид S2F2 известен в виде двух изомеров: FSSF и SSF2 (при нагревании разлагается на SF4 и S). Пример реакции получения изомера:
 AgNO3 + KOCN → AgOCN↓ + KNO3

Изомеры конформационные
различаются пространственной формой одной и той же молекулы, например, изомеры этана (H3C-CH3). Конформационное состояние молекул влияет на физические свойства веществ, на направление и скорость их химических превращений

Изоморфизм
способность атомов, ионов или молекул замещать друг друга в кристаллических структурах. Изоморфизм может быть:
    - полным (при котором в кристаллической решетке вещества молекулы или их агрегаты замещают друг друга, например, в системе солей BaSO4-KMnO4)
    - частичным (при котором смешанные кристаллы образуются при взаимном замещении составных частей молекул, например, ионы (Br-) и (Cl-) в системе солей KBr-KCl)
Большинство минералов представляет собой изоморфные смеси сложного переменного состава

Изомеры структурные
имеют одинаковые химические формулы, но различные структурные формулы, следовательно, обладают разными физическими и химическими свойствами. Например, вещество с молекулярной формулой С2Н6О может иметь различное строение: это этиловый спирт (СН3-СН2-ОН) или диметиловый спирт (СН3-О-СН3)
К этому типу изомерии относят валентную изомерию, изомерию функциональной группы, изомерию положения, метамерию и ряд других изомерий органических соединений (например, изомерию углеродного скелета).
Структурные изомеры подразделяется на:
* скелетные (изомеры отличаются друг от друга последовательностью атомов углерода, например, пентаны)
* позиционные (или изомеры положения) {химические соединения одного и того же состава отличаются друг от друга положением в углеродной цепи кратных связей, функциональных групп или неуглеродных заместителей, например, изомеры бромистого пропила: CH3-CH2-CH2-Br и CH3-[CH/(-Br)]-CH3}

Изомеры ядерные (О. Ганн, 1921)
атомные ядра, имеющие одинаковое число нейтронов и протонов (одинаковые массовые числа A и порядковый номер Z), но различные физические свойства (в частности - различные периоды полураспада). При ядерной изомерии у некоторых ядер наряду с основным состоянием присутствуют долгоживущие возбужденные, метастабильные состояния. Изомерные состояния наблюдаются если вблизи основного состояния ядра имеется низковозбужденное, значительно отличающееся от основного по спину. Они наиболее характерны для нечетных ядер (число протонов или нейтронов которых близки к магическим числам 50 и 82). Наиболее характЕрным ядерным изомером служит изотоп индия 115In, у которого не хватает одного протона до замкнутой оболочки Z = 50 (т.е. имеется одна протонная 'дырка'). Ряд изотопов имеют несколько изомерных состояний

Изотоны
нуклиды с одинаковым числом нейтронов, но различающиеся по числу протонов в ядре (например, нуклиды 157N и 146C, имеющие по 8 нейтронов). Одинаковое число нейтронов в ядре атома (по 82) имеется также у бария-136 и ксенона-138. Некоторые ядерные свойства изотонов могут быть подобны

Изотопологи
молекулы, идентичные по элементному (но различные по изотопному) составу их элементов, например, монооксид углерода:
    12С16O,  12С17O,  12С18O,  13С16O,  13С17O,  13С18O
В зависимости от количества атомов полиизотопного элемента в структуре молекулы различают:
    Моноизотопологи - содержат в структуре молекулы один атом полиизотопного элемента
    Полиизотопологи - молекулы, в структуре которых содержатся два и более атомов полиизотопного элемента

Изотопомеры {[изотопные / изотопические] изомеры}
молекулы, сходные по структуре, но имеющие разный состав изотопов (иначе - полиизотопологи, отличающиеся друг от друга положением изотопных атомов элементов в молекуле). Они могут быть просто изотопомерами или изотопическими стереомерами (например, этанол может быть представлен шестью изотопомерами). Изотопомеры должны иметь в молекуле не менее двух атомов полиизотопного элемента (например, в случае CH4, СО2, N2O, О3, и др.). Изотопомеры всегда содержат одинаковое количество атомов каждого полиизотопного элемента и имеют почти одинаковую молекулярную массу, которая может быть дифференцирована современными аналитическими средствами. Например, для молекул воды с массовым числом 20 молекулярная масса равна:
    2Н218O:     М = 2*2.0140 + 15.9949 = 20.0029
    1Н2Н17O:   М = 1.0078 + 2.0140 + 16.9991 = 20.0209
    1Н218O:     М = 2*1.0078 + 17.9992 = 20.0148
В последнее время изотопомеры озона O3 {16О18О16О} и {18О16О16О} привлекают к себе большое внимание химиков, физиков и биогеохимиков



Изотопы
нуклиды одного элемента с различными видами ядер атомов (Z = const), т.е. химически неразличимые разновидности атомов с одинаковым зарядом ядра, но с разной атомной массой. Например, 3 разных атома урана: 235U, 238U и 239U являются изотопными нуклидами элемента 'уран' (содержат одинаковое число протонов, но различное число нейтронов, т.е. нуклиды, различающиеся массовыми числами). Почти каждый химический элемент имеет один или несколько природных или искусственно созданных изотопов, ядра которых подвержены радиоактивному распаду. Практически все химические элементы представляют собой смесь изотопов (в то же время существуют элементы, имеющие только один изотоп, например, Au, F, Mn, P, V и др.). Изотопы имеют одинаковое строение электронных оболочек, но различаются по физическим свойствам: удельному весу, температуре плавления и др. Одинаковые молекулы одного элемента с разным изотопным составом химически почти не различаются. Например, существуют изотопы водорода без нейтронов (протий), с одним (дейтерий) и двумя (тритий) нейтронами (протий и дейтерий стабильны, а период полураспада трития - около 12 лет). Они занимают одно и то же место в Периодической системе. Изотопы обозначаются по образцу (на примере изотопа гелия 'гелий-4'):   42He (нижний индекс '2' означает атомный номер элемента (т.е. заряд его ядра), а цифра '4' в верхнем индексе - массовое число изотопа (т.е. общее число протонов и нейтронов в нем), например: таллий-203: 20381Tl состава (число протонов и нейтронов) 81p-122n. Известны также три изотопа кальция (с 20-ю протонами и 20-ю, 22-мя или 23-мя нейтронами). Изотопы с четными числами протонов и нейтронов более распространены в природе, чем изотопы с нечетными их соотношениями, причем ядра, имеющие в своем составе непарные нуклоны, имеют отличные от нуля (полуцелые) значения спинов (из двух изотопов с нечетными Z более распространен имеющий меньшее значение А). Если химический элемент имеет несколько изотопов, то среди них обычно преобладают те, массовое число которых кратно 4 (например, у кислорода - 16O и серы - 32S)
Методы разделения изотопов и веществ могут быть самыми разными. Большинство методов разделения основано на создании градиента какой-либо силы:
    - при экстракции - градиента растворимости
    - при седиментация - центробежного ускорения в ультрацентрифуге (типа сепараторного отделения сливок от молока)
    - при хроматографии - адсорбции
    - при электрофорезе - электрического поля, и др.
Изотопы инертных газов можно разделять также с помощью дугового разряда постоянного тока.
В настоящее время известно около 300 стабильных и более 2000 радиоактивных изотопов химических элементов.
Примечания:
1. Бериллий - единственный элемент, имеющий при четном номере всего один стабильный изотоп 9Be. Химические элементы с нечетным массовым числом
     (9Be, 19F, 23Na, 27Al, 31P, 45Sc, 59Co, 75As, 89Y, 93Nb, 103Rh, 127I, 133Cs, 141Pr, 159Tb, 165Ho, 169Tm, 197Au, 209Bi)
также представлены в природе только одним стабильным нуклидом, а олово имеет самое большое число изотопов - 10
2. Изотоп четно-четный - изотоп, содержащий четное число протонов и нейтронов, например, торий 23290Th. Известно 166 устойчивых четно-четных изотопов
3. Газы H2, D2, T2, HD, HT, DT, следует считать различными простыми веществами с сильно отличающимися свойствами, хотя каждый из них содержит атомы только одного элемента - водорода (протия, дейтерия и трития)
4. Так как в состав молекул одного и того же вещества могут входить разные изотопы, например:
     1H216O, 1H2H16O, 2H216O,
     1H217O, 1H2H17O, 2H217O,
     1H218O, 1H2H18O и 2H218O
     молекулы будут отличаться друг от друга по массе
5. Добавление атомов дейтерия к водородным соединениям, например, при дейтерировании аммиака (NH2D, NHD2) или воды (HDO, D2O) позволяет как придать новые свойства известным соединениям, так и проследить за перемещением изотопов при протекании химических реакций. Например, вследствие близости свойств протия и дейтерия возможно их взаимное замещение в молекулах веществ, т.е. можно создавать своего рода 'метки' для изучения пути и механизма протекания различных реакций
6. Радиоактивность - самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождаемое испусканием различного вида излучений (А. Беккерель, 1896).
7. Радиоактивность естественная - радиоактивность, проявляемая природными изотопами элементов
8. Период полураспада - интервал времени, в течение которого распадается половина первоначального количества радиоактивного элемента. Например, период полураспада радона равен 3.85 суток, а радия - 1620 лет


Изотопы главные
один или несколько природных или искусственных изотопов конкретного химического элемента, наиболее широко распространенные. Например, для Au, Mn и ряда других элементов имеется всего один (главный) изотоп, для Ca - один главный из трех имеющихся, для Sn - один из 10 и т.д.

Изотопы нестабильные
радионуклиды (радиоизотопы). При испускании различных видов излучений и частиц они постепенно переходят в стабильное состояние

Изотопы стабильные
устойчивые изотопы, не претерпевающие радиоактивных превращений. Они встречаются у всех четных и большинства нечетных элементов. Например, элементы Tc (Z = 43) и Pm (Z = 61) вообще не имеют стабильных изотопов, а Na (Z = 11) имеет только один стабильный изотоп (А = 23): его ядро нечетно-четное и имеет полуцелый спин, равный 3/2

Конформация
различные пространственные формы, принимаемые молекулами в результате свободного вращения отдельных фрагментов вокруг простых связей, изгиба связей и др. В обычных условиях они легко переходят друг в друга и поэтому их, как правило, нельзя разделить

Конформеры
поворотные изомеры

Обмен изотопный
самопроизвольное (гомогенное или гетерогенное) перераспределение изотопов химического элемента между различными фазами системы (в частности, между различными агрегатными состояниями одного и того же вещества), частицами (молекулами или ионами) или внутри молекул (сложных ионов). В изотопном обмене могут участвовать стабильные и/или радиоактивные нуклиды (элементный состав каждого участвующего в обмене вещества сохраняется неизменным, изменяется только его изотопный состав). Изотопный обмен можно рассматривать как обычную химическую реакцию, реактанты которой различаются изотопным составом (и см. выше примечания 3 и 4). В результате такого обмена изотопный состав всех форм выравнивается. Явление используется при изучении химических соединений, разделении изотопов и в других случаях. Пример реакции изотопного обмена:
14NH4+ + 15NH315NH4+ + 14NH3

Плеяда
совокупность изотопов элемента (если их число больше одного) с определенным значением Z (характерно, что распространенность отдельных изотопов в таких подгруппах различна)

Правило изобаров
в случае четного массового числа может существовать несколько стабильных изобаров элементов

Смесь рацемическая
эквимолярная смесь правых и левых изомерных молекул

Смещение изотопическое
обусловлено зависимостью энергии уровней от массы ядра (наиболее характерно для 'легких' элементов). Проявляется в сдвиге спектральных линий относительно друг друга для двух изотопов одного и того же элемента (эффекты проявляются как зависимость энергии уровней атома от массы и размеров ядра). Оно быстро убывает с увеличением массы ядра

Соединения изотопнозамещенные
химические соединения, содержащие различные изотопы одного и того же элемента, и имеющие вследствие этого различия в физических и/или химических свойствах. Например, изотоп гелия 4Не сверхтекуч при сверхнизких температурах, а изотоп 3Не таким свойством не обладает. 'Обычная' вода имеет температуру плавления (0 oС) и плотность (0.998 кг/дм3) при 20 oС , а для 'тяжелой' воды D2O эти параметры соответственно равны (3.82 oС) и (1.104 кг/дм3)

Соединения меченые
химические соединения, атомы одного или нескольких элементов которого имеют отличный от природного изотопный состав {содержат стабильные и/или радиоактивные изотопы (меченые атомы) в качестве 'меток'}. Такие соединения могут быть получены биосинтезом, химическим синтезом, изотопным обменом и др. Они широко используются в химическом анализе, биологии, медицине и технике

Точка изоэлектрическая (pI)
кислотность среды (pH), при которой определенная молекула или поверхность не несут электрического заряда. Величина изоэлектрической точки амфотерных молекул определяется величинами констант диссоциации кислотной и оснОвной фракций. Растворимость амфотерных веществ обычно минимальна при pH равной или близкой к изоэлектрической точке, причем они часто в такой своей точке выпадают в осадок

Элементы изотопно-смешанные
элементы, состоящий из двух или большего числа изотопов (например, уран)

Элементы изотопно-чистые
элементы, состоящие только из одного изотопа. Таких элементов известно всего 21:
Al, As, Au, Be, Bi, Co, Cs, F, Ho, I, Mn, Na, Nb, P, Pr, Rh, Sc, Tb, Th, Tm, Y

Эффекты изотопные
различия в свойствах изотопов конкретного химического элемента или в свойствах соединений, содержащих различные изотопы одного элемента. Такие эффекты могут быть двух видов:
первого рода - обусловленные различиями масс ядер изотопов (обычно у легких элементов: B, Be, C, H, He, Li)
второго рода - обусловленные различиями ядерных свойств
С другой стороны, изотопные эффекты разделяют на кинетические и термодинамические. Термодинамические свойства веществ разного изотопного состава незначительно различаются между собой вследствие некоторых отличий в значениях химического потенциала веществ с изотопнозамещенными молекулами

ЕДИНИЦЫ ИЗМЕРЕНИЯ

А.Е.М. или Атомная единица массы (Дальтон)
равна 1/12 массы нуклида углерода 12С.    {1 а.е.м.) = 1.66*10-27 грамм (она имеет целое значение только для этого изотопа углерода}. (1 а.е.м.) соответствует 931.5 МэВ. Атомная единица массы широко используется для выражения масс атомов, молекул и других частиц. Например, молярная масса данного элемента, выраженная в (г/моль), в точности совпадает с массой этого элемента, выраженной в (а.е.м.). Каждый химический элемент и элементарная частица имеют определенное значение (а.е.м.)
Например, масса атома:
   - водорода (Н) равна (1 а.е.м.) 
   - железа (Fe)   -    (56 а.е.м.) 
   - углерода (С)  -    (12 а.е.м.) 
   - кислорода (О) -    (16 а.е.м.) 
   - нейтрона      -    (1.00866 а.е.м.)
   - хлора (Cl)    -    (35.5 а.е.м.) 
(до целого не округляется - является 
 исключением среди атомов)


Грамм-атом
число грамм химического элемента, равное его атомной массе (например, для урана грамм-атом равен (238.03 г). Число атомов в одном грамм-атоме любого элемента одинаково (оно равно числу Авогадро: 6.022*10-23)

Дефект массы
разность между массой ядра и суммой масс составляющих ядро частиц (отдельных протонов и нейтронов): в результате связывания частиц происходит потеря их массы (при образовании атома выделяется энергия). Например, масса ядра гелия (состоящего из двух протонов и двух нейтронов), равна (4.0026 а.е.м.), а сумма масс двух протонов и двух нейтронов равна
    2*1.00728 + 2*1.00867 = 4.03190  
т.е. на (0.03 а.е.м.) меньше

Дебай{D}
используется при анализе дипольных моментов молекул. Величина дипольного момента, равная 1*10-18 = (1 Дебай) = (0.333*10-29 Кулон*м)

Доля вещества массовая {массовая доля химического элемента в веществе (w) [доли, %]}
отношение массы атомов данного элемента, входящих в состав вещества, к массе всего вещества. Массовая доля не зависит от массы вещества!
Примечание.
 Например, на практике азотную кислоту (в растворах) в зависимости от массовой ее доли делят на:
    * очень концентрированную (80 % и выше)
    * концентрированную (45 - 75)%
    * разбавленную (10 - 40)%
    * очень разбавленную (5 %) и ниже

Доля компонента объемная
отношение объема компоненты системы к объему всей системы

Доля компонента мольная
отношение количества вещества компонента системы (моль) к общему количеству (моль) всех компонент системы

Единица формульная
наименьшая электронейтральная порция вещества немолекулярного строения, сохраняющая его химические свойства (иначе - группа атомов, входящих в состав немолекулярного вещества, соответствующая простейшей формуле этого вещества). Например, бензолу соответствует молекулярная формула - 'С6Н6', а формульная единица - 'СН'. Термин наиболее применим к соединениям непостоянного состава (бертоллидам). Для веществ молекулярного строения понятия 'молекула' и 'формульная единица' тождественны. Формульная единица вещества может быть химической формулой:
      * атома (Na, Ca и др.)
      * молекулы (Cl2, H2O2, Zn2+S2- и др.)
      * иона: аниона (CN-, NO3-, Cr2O72- и др.) или катиона (K+, Al3+ и др.)
      * электронейтральной группы катионов и анионов (AlCl3, K2Cr2O7 и др.)
      * радикала (-OH, -NO2 и др.)
      * любой другой точно определенной и реально существующей совокупности указанных частиц
Например, формульная единица хлорида натрия
(NaCl) состоит из атома натрия и атома хлора. 
В одной  формульной  единице  вещества 'В' 
может содержаться эквивалентное число [z(В)] 
химического эквивалента этого вещества
........................................................................................................
Поскольку всякое тело состоит из вещества, можно узнать, например, какое количество вещества содержится в стакане воды?

Количество вещества (ν)
физическая величина, пропорциональная числу частиц, составляющих конкретное вещество, и входящих в данную порцию этого вещества.

Моль - единица измерения количества вещества. (1 Моль) - такое количество вещества, в котором содержится 6.022*1023 частиц этого вещества (атомов, молекул, ионов, радикалов) [иначе - количество вещества, масса которого, выраженная в граммах, численно равна относительной массе атома]. Если масса элемента равна (1 а.е.м.), то (1 моль) атомов этого элемента будет иметь массу (1 грамм). Обозначение типа 'n(Cl2) = 2 моль' соответствует (2 моль) молекулярного хлора. Например, атом углерода имеет массу в (12 а.е.м.), а (1 моль) углерода весит (12 грамм). Для сравнения: (1 моль) воды весит (18 грамм) {и наоборот: число моль в 'm' граммах воды составляет: n = m / 18}. Например:
 (1 моль) F2 = (38 г) = (22.4 л) = (6.02*1023 атомов)
 (1 моль) СО2 = (44 г) = (22.4 л) = (6.02*1023 атомов)
Количество вещества[моль]- (n), его масса [г]- 
(m) и молярная масса [г/моль]- (M) связаны между 
собой соотношением:
   n = m / M 
Например, в (180 см3) воды содержится 10 моль 
количества воды: 
   масса этой воды равна (180 г), 
   молярная масса молекул воды (H2O) равна 
18 г/моль, тогда n=(180 г):(18 г/моль)=10 моль
Примечания:
1. Масса (1 моль) какого-нибудь вещества (в граммах) численно совпадает с молекулярной или атомной массой этого вещества (в атомных единицах массы - 'а.е.м.' или числовом значении - в случае относительной атомной или молекулярной массы), что удобно для химических расчетов
2. Например, концентрация воды в воде (в молекулярной форме) с учетом малой степени диссоциации практически постоянна и составляет 55.56 моль/л
3. Смесь эквимольная - содержит равные количества веществ (например, эквимольная смесь фторсульфоновой кислоты HSO3F и фторида сурьмы SbF3 известна под названием 'магическая кислота')


Количество вещества формульное [моль]
равно отношению массы этого вещества к молярной массе данного вещества. Если вещество - газ, то его формульное количество равно объему газа, деленному на молярный объем идеального газа (22.4 л/моль) при нормальных условиях. В данном случае (1 моль) - это значение формульного количества конкретного вещества (вида материи), а не количества частиц этого вещества
Примечание.
 На практике сначала вычисляют массу вещества, соответствующую данному количеству вещества (г/моль), потом отвешивают требуемую порцию вещества (г)

Количества эквимолярные
количества веществ (моль), реагирующие в соотношении 1:1


Масса атома
почти вся она сосредоточена в его ядре, состоящем из нуклонов. Масса атома очень мала (например, масса атома углерода, в ядре которого содержится 6 протонов и 6 нейтронов, равна 2*10-23 грамм) и почти полностью сосредоточена в его ядре. Поскольку пользоваться очень малыми единицами измерения неудобно, для измерения масс элементарных частиц используется (а.е.м.). Например, масса атома водорода равна 1.0078 а.е.м., а атома свинца - 207.9766 а.е.м.
В связи с очень малыми массами атомов в качестве единицы измерения в химии чаще всего используется моль

Масса атома абсолютная
масса атома, выраженная в граммах. Она равна отношению грамм-атома вещества к числу Авогадро. Массы отдельных атомов очень малы
Например, масса атома: 
   - водорода равна (1.673*10-24 г)
   - железа - (9.28822*10-23 г)
   - углерода - (1.992648*10-23 г) 

Масса атома относительная (устар. - 'атомный вес') (Ar)
значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы (а.е.м.). Для всех химических элементов (кроме хлора) она округляется до целых чисел и не имеет размерности (хотя и называется 'массой')
Примечания:
 1. Атомная масса и массовое число - различные понятия. В первом случае - это масса атома в (а.е.м.), а во втором - число нуклонов в ядре. Численно они близки, например, массовое число водорода равно 1, а атомная масса его равна 1.0078
 2. Избыток массы [МэВ] - разность между атомной массой изотопа и его массовым числом, которая может быть как положительной, так и отрицательной. Причина его возникновения - нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона

Масса атома средняя абсолютная (m)
равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м., например, для магния Ar(Mg) = 24.312
m(Mg) = 24.312*1.66057*10-24 = (4.037*10-23) г

Масса молекулярная
масса молекулы, выраженная в (а.е.м.); практически она равна сумме относительных атомных масс составляющих ее атомов (численно она равна молярной массе). Молекулярные массы сложных молекул определяются путем суммирования молекулярных масс составляющих ее атомов. Например, молекулярная масса воды (Н2О):
    М = 2*MH + MO = 2*1 + 1*16 = 18 а.е.м.
При увеличении молекулярных масс веществ все межмолекулярные взаимодействия возрастают. Например, энергия сублимации кристаллов Cl2 составляет 25 кДж/моль, а энергия диссоциации молекулы хлора - 243 кДж/моль (т.е. ван-дер-ваальсово взаимодействие значительно слабее ковалентной связи)
Примечания:
 1. Не путать! Молекулярная масса и молярная масса равны численно, но различаются размерностью
 2. В зависимости от величины молекулярной массы все вещества условно могут быть разделены на низко- и высокомолекулярные.

Масса молекулярная абсолютная (или масса молекулы абсолютная)
масса молекулы химического вещества, выраженная в граммах

Масса молекулярная относительная (или масса формульная) [Mr] вещества
равна сумме относительных атомных масс атомов всех элементов, из которых оно состоит (с учетом коэффициентов и индексов). Относительная молекулярная масса не имеет размерности. Для примера приведен расчет массы молекулы соли формульного состава KAl(SO4)2;   [относительные атомные массы (округленные значения) каждого химического элемента Ar(...) берутся из Периодической таблицы (выделены жирным)]:
    Mr[KAl(SO4)2]=1*Ar(K)+1*Ar(Al)+1*2*Ar(S)+2*4*Ar(O) =1*39+1*27+1*2*32+2*4*16 = 258

Масса молярнаям) [г/моль]
отношение массы вещества к количеству вещества в данной порции: Мм = m / n {иначе: молярная масса - это масса (1 моль) вещества}. Молярная масса численно равна:
- для веществ молекулярного строения - молекулярной массе
- для веществ атомного строения - атомной массе
Молярная масса - величина постоянная для каждого конкретного вещества; она не тождественна удельной массе вещества! Молярная масса сложных веществ равна сумме масс составляющих их атомов. Например, молярная масса CO2 равна:
    12(С) + 16*2(О) = 44 г/моль
Молярную массу вещества можно также определить по формуле: Mм = NA*ma, где NA - число Авогадро. Молярная масса сложных веществ и простых веществ, состоящих из многоатомных молекул, равна относительной молекулярной массе. Молярные массы (г/моль) некоторых веществ:
 - атомарного строения: цинка - 65; алюминия - 27
 - молекулярного строения: поваренной соли - 58.5; сахара - 342; воды - 18
Примечания:
1. Массу вещества можно определить как произведение 
молярной массы на количество вещества, т.е. 
'm=Mм*n' {например, масса (0.1 моль) натрия равна: 
 	(23 г/моль) * (0.1 моль)   = (2.3 г)}
2. Запись вида(МH2O 18 г/моль)означает,что 6.02*1023 
молекул воды имеют массу(18 г) и составляют(1 моль)
3. Например, в реакции горения спирта 
	C2H6O +  3O2 = 2CO2 + 3H2O 
из (1 моль) спирта получаются(2 моль) CO2 {т.е. из 
(46 г/моль) спирта образуется (88 г/моль) CO2, 
так как молярная масса  CO2 равна (44 г/моль)}

............................................................ Задача (пример). (98 г) серной кислоты H2SO4 разбавлено до объема (2 литра). Какая молярная концентрация кислоты в растворе? Решение. Молярная масса серной кислоты М(H2SO4) равна 1*2 + 32 + 16*4 = (98 г/моль) или v = m/M = (98 г)/(98 г/моль) = (1 моль) Тогда молярная концентрация кислоты равна: с = (1 моль) / (2 л) = (0.5 моль/л)


Объем газа молярный (Vm)
объем, занимаемый (1 моль) вещества при нормальных условиях (в соответствии с законом Авогадро он равен 22.413996 литра)

Постоянная Авогадро (NA)
показывает число составных частей (атомов, молекул, ионов и др.), содержащихся в одном грамм-атоме любого химического элемента. Оно равно NA = 6.022*10-23 моль-1. Это физическая величина с размерностью '(количество вещества)-1'. Физическая суть его состоит в том, что каждая группа из (6.02*1023) частиц вещества является (1 моль) вещества.
Для примера: число NA атомов цинка (Zn) весит 65 г (молярная масса равна 65 г/моль), число NA атомов алюминия (Al) весит 27 г, число NA молекул воды (H2O) весит 18 г, а число NA молекул поваренной соли (NaCl) весит 58.5 г., занимая объем 42.4 см3 (для сравнения: 1 моль серы занимает объем 15.5 см3 и весит 32 г., а 1 моль железа - 7.1 см3 и 56 г. соответственно)
Примечание.
 'Число Авогадро' - устаревший термин

Промилле (o/oo = Alt-0137) - (1/1000 доля) или (0.1 %)
Используется для обозначения количества тысячных долей чего-либо в целом. Например: 0.07 o/oo = 0.00007; 40.3 o/oo = 0.0403

Состав вещества процентный
выражается в процентах по массе. Например, если молекулярная масса карбоната MgCO3 равна 84.3:
    (24.3 + 12 + 3*16 = 84.3 г/моль) или 100%,
то процентное содержание (х) Mg в карбонате (по массе) будет равно:
    х = (24.3*100) / 84.3 = 28.8 %

Электронвольт
равен энергии, необходимой для переноса электрона в электростатическом поле между точками с разницей потенциалов в (1 V). Исходя из эквивалентности массы и энергии в электронвольтах измеряется и масса элементарных частиц
    1 эВ = 1.602*10-19 Дж = 96.485 кДж/моль = 23069 ккал/моль

Энергия молярная внутренняя [Дж/моль]
величина, равная отношению внутренней энергии системы (тела) к ее количеству вещества. (1 Дж/моль) равен молярной внутренней энергии вещества в количестве (1 моль), внутренняя энергия которого равна (1 Дж)

ЗАКОНЫ:

Закон Авогадро (1811):
При одинаковых температуре и давлении в равных объемах различных газов содержится одно и то же количество молекул
Следствия:
   а) (1 моль) любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем (молярный объем любого идеального газа равен 22.4 л/моль).
   б) Плотности идеальных газов при одинаковых температуре и давлении прямо пропорциональны их молярным массам

Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803):
Если два простых или сложных вещества образуют друг с другом более одного химического соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как небольшие целые числа. Например, хлористый кальций CaCl2 образует с водой 4 соединения:
CaCl2*H2O,    CaCl2*2H2O,    CaCl2*4H2O,    CaCl2*6H2O
т. е. массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl2, относятся как 1 : 2 : 4 : 6

Закон постоянства состава (Жан Луи Пруст, 1808):
Каждое химическое соединение имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа его получения. В соответствии с этим законом чистое вещество содержит атомы или молекулы (ионы) только одного вещества. Оно всегда однородно и имеет постоянный состав и структуру (например, поваренная соль) и может быть химическим элементом или химическим соединением. Кристаллические вещества атомного и ионного строения не следуют закону постоянства состава. Кроме того, он неприменим к жидким и твердым растворам
Этому закону в большинстве случаев подчиняются 
химические  соединения,  имеющие  молекулярную 
структуру. Отклонения от закона могут быть выз-
ваны  не только  изменениями  атомного состава 
соединений, но  и наличием  в природе изотопов 
элементов. 
Например,в молекулах воды,образованных протием, 
дейтерием или тритием, атомный состав постоя-
нен(на 1 атом кислорода приходятся 2 атома водо-
рода),но процентные содержания кислорода в этих 
соединениях переменны и составляют,соответствен-
но: 88.89%, 80.00% и 72.73%
В любой воде(морской, речной, льду и снеге) на 
каждые 5500-9000 молекул обычной воды  встреча-
ется одна молекула тяжелой (на базе дейтерия).
При электролизе  обычной воды тяжелая вода без  
никаких изменений накапливается в остатке элек-
тролита

Закон сохранения спина:
переход атомов и молекул из основного в возбужденное состояние разрешен только при сохранении спинов (т.е. собственные магнитные моменты не могут 'переворачиваться')

СВОЙСТВА И СОСТОЯНИЯ ВЕЩЕСТВ

Аллотропия
полиморфизм простых веществ (в общем случае термин 'аллотропия' не относится к некристаллическим формам веществ, содержащих разное количество атомов одного и того же элемента, например: О2 и О3, Р2 и Р4, S2 и S8 и др. Например, белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку (состоит из молекул P4), а черный - атомную (т.е. простое вещество состоит из одних и тех же атомов - атомов фосфора, но оно имеет разную структуру), скорее напоминая графит. Красный фосфор имеет полимерное строение {кроме трех основных форм (белого, красного и черного цветов) фосфор имеет еще 8 других аллотропных модификаций}. Аллотропия рассматривает различия в составе молекул вещества и различия в строении их кристаллических решеток. Явление аллотропии вызывается:
* различным числом атомов в молекуле (например, кислород O2, озон О3 и недавно открытый 4-атомный кислород О4) - аллотропия состава
* образованием различных кристаллических форм одного и того же химического элемента {например, разновидности углерода: алмаз, графит, карбин, фуллерены (С60, С70 и др.)} - аллотропия формы
Например, углерод имеет 5 полиморфных форм (алмаз, графит, карбины, лонсдейлит и фуллерены), физические и химические свойства которых резко отличаются друг от друга, а оксид ртути HgO образует две кристаллические модификации: желтую и красную, отличающиеся размерами кристаллов (красная имеет большие размеры)

Вещества аморфные
конденсированные, сильно вязкие вещества, сохраняющие свою форму не растекаясь (атомы и молекулы в них расположены упорядоченно, но не имеют кристаллической решетки). Их атомарная структура имеет ближний порядок (т.е. присутствует закономерность в расположении соседних атомов или молекул). Они, как правило, обладают изотропными свойствами, не имеют определенной точки плавления, при нагревании постепенно размягчаются с последующим переходом в жидкое состояние (чем выше температура, тем ниже вязкость аморфного вещества). К аморфным веществам относятся стекла, естественные и искусственные смолы, клеи, воск, парафин и др. (стекло является твердотельным состоянием аморфных веществ). Некоторые вещества могут находиться как в кристаллическом, так и в аморфном состояниях (сера, оксид кремния(IV) и др.). Ряд веществ могут быть переведены из аморфного состояния в кристаллическое и наоборот
Аморфные  вещества  могут  существовать  в  компактном 
(стеклообразном) или дисперсном  состоянии.
  Состояние компактное реально представляет собой сильно  
переохлажденную жидкость, отличаясь от нее  только отсут-
ствием лабильного обмена  местами между отдельными струк-
турными ассоциатами вследствие высокой вязкости.
  Состояние дисперсное представляет собой тонкий порошок
(например, сажи,аморфного кремния и т.д.), состоящий  из 
агрегатов, не  имеющих  упорядоченного  строения, причем 
химическое  взаимодействие  между  отдельными  частицами 
полностью отсутствует.
  Обе формы  аморфного состояния метастабильны и при бла-
гоприятных условиях вещества способны  кристаллизоваться 
с выделением теплоты
Вещества изодиморфные
смешанные кристаллы, образованные веществами похожего молекулярного строения, но с различными типами кристаллической структуры (например, CsCl и RbCl)

Вещества изоморфные
вещества, склонные к изоморфизму (вещества общей химической формулы, имеющие кристаллическую решетку одного типа). Если замещающие друг друга частицы незначительно (не более 15%) различаются по размерам, они образуют похожие по внешней форме кристаллы (имеющие сходное пространственное расположение атомов или ионов). Изоморфизм обнаруживается, например, у нитрата NaNO3 и карбоната CaCO3 (оба они имеют ромбоэдрическую кристаллическую структуру). При совместной кристаллизации изоморфных веществ образуются изоморфные смеси (смешанные кристаллы). Например, в кристаллах алюмокалиевых квасцов KAl(SO4)2*12H2O) катионы калия могут быть полностью/частично заменены катионами Rb или NH4, а катионы Al - катионами Cr(III) или Fe(III)

Вещества кристаллические
характеризуются упорядоченной структурой (правильным геометрическим расположением частиц, из которых состоит твердое вещество). Каждое кристаллическое вещество имеет определенную, характерную форму (например, кристаллы поваренной соли имеют форму куба, калийной селитры - призматические, алюминиевые квасцы - октаэдрические и т.д.). Свойства кристаллов анизотропны (это особенно проявляется при оптических методах исследовании таких веществ). Подавляющее большинство твердых веществ имеет кристаллическое строение. Вещества с кристаллической решеткой из ионов (соли, щелочи) или из атомов (металлы) плавятся при более высоких температурах, чем вещества, решетка которых образована молекулами
Примечания:
 1. Вакансии (незанятые узлы решетки) - дефекты кристаллической структуры вещества
 2. Дислокации - линейные дефекты кристаллической структуры вещества

Единство мира неорганических веществ
наиболее ярко проявляется в генетической связи веществ, отражаемой в генетических рядах. Оно наглядно видно на примере реакций взаимодействия между собой:
- неметаллов и металлов:
      S + Ca → CaS
- оксидов кислотных и основных:
      SO2 + CaO = CaSO3
- кислот и щелочей:
      H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
- солей между собой:
      AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3
- металлов с кислотами:
      2Na + 2HCl(разб.) = 2NaCl + H2
и других. Например, одна и та же соль (CaSO4) может быть получена как в результате превращений по цепочке Ca → CaO → Ca(OH)2 → (CaOH)2SO4 → CaSO4, так и в результате превращений по цепочке S → SO3 → H2SO4 → Ca(HSO4)2 → CaSO4 (т.е. различными путями). Более подробно - см. Химические соединения (ряд генетический)

Полиморфизм (модификации полиформные)
способность твердых веществ и жидких кристаллов существовать в двух или нескольких формах с различной пространственной структурой (например, сера моноклинная и сера ромбическая, состоящие из одинаковых циклов S8, но по-разному размещенных в пространстве) и свойствами при одном и том же химическом составе. В случае образования только двух модификаций вещества явление называется диморфизмом. Например, кальцит и арагонит имеют одинаковый химический состав - СаСО3. Ряд простых и сложных веществ имеют более двух полиморфных модификаций {фторид кальция CaF2 - 6, нитрат аммония (NH4)(NO3) - 4, а диоксид кремния SiO2 - 3: кварц, тридимит и кристобалит}. Если рассмотривать различия в строении кристаллических решеток простых веществ, то понятия аллотропия и полиморфизм совпадают. Например, полиморфные модификации FeS2 (пирит и марказит) с различными кристаллическими структурами не являются аллотропными модификациями

Растворы
однородные молекулярные физико-химические смеси переменного состава из двух или более веществ и продуктов их взаимодействия. В реальном растворе могут существовать как частицы растворяемого вещества и растворителя (например, H2, O2, N2 в воде), так и происходить их физическое и/или химическое взаимодействие между собой. Практически все неорганические вещества в водном растворе диссоциированы (полностью или частично), а их ионы и молекулы гидратированы. Более подробно растворы рассматриваются отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/ege-6.shtml)


Свойства веществ магнитные
Зависят от магнитных свойств электронов и атомов элементов. Возникновение магнетизма вызвано взаимодействием электронов с магнитными полями или электронов между собой. Магнитные свойства могут иметь и диэлектрики (магнитодиэлектрики), например, соединения KCuCl3, TlCuCl3 и др. Все вещества по магнитным свойствам делятся на:
    - диамагнитные - вещества, не имеющие неспаренных электронов. Они намагничиваются навстречу внешнему воздействующему магнитному полю (выталкиваются из него), ориентируются перпендикулярно линиям магнитного поля. К диамагнитным веществам относятся атомы гелия (Не), молекулы водорода (Н2), ряд металлов (Au, Cu, Hg, Pb и др.), тетраоксид азота (N2О4) и др. В некоторых случаях атомы и молекулы, не имеющие неспаренных электронов, не всегда диамагнитны. Например, полярна и диамагнитна молекула озона (имеет sp2-гибридизацию)
    - парамагнитные - вещества, имеющие неспаренные электроны (магнитные моменты атомов этих веществ имеют произвольную ориентацию). При приложении внешнего магнитного поля магнитные моменты атомов упорядочиваются (атомы ориентируются в направлении воздействующего магнитного поля, втягиваясь в него). К парамагнитным веществам относятся атомарный водород (H), ион (Н2+), щелочные и щелочноземельные металлы, большинство d-, f-элементов, диоксид азота (NO2) и др. Например, парамагнитные свойства супероксида калия KO2 обусловлены нечетным числом валентных электронов в анионе (О2-):
        1ё + 6ё + 6ё = 13ё
    - ферромагнитные - особый класс веществ, способных сохранять магнитные свойства в отсутствие внешнего магнитного поля (в котором они сильно намагничиваются, создавая собственное магнитное поле). Такие вещества представляют собой постоянные магниты (их магнитная восприимчивость значительно больше единицы). Этим свойством обладают Co, Fe, Gd, Ni и др., сплав Sm-Co. Интересно, что сплав немагнитных элементов Cu2MnSn обладает ферромагнитными свойствами.
При воздействии постоянного магнитного поля на 
ферромагнетики возникает индуцированное (наве-
денное) магнитное поле. Возникновение остаточ-
ного магнитного поля (например, у Fe,Co,Ni,Gd) 
вызывается наличием  на предпоследней орбитали 
электронов с неспаренными(нескомпенсированными) 
спинами. 
По электронному строению атомов этих элементов 
видно, что пара электронов внешней орбитали с 
противоположными спинами экранирует предпослед-
нюю орбиталь с нескомпенсированными спинами. 
Вследствие этого  у элементов возникает суммар-
ный нескомпенсированный спин. 
Во внешнем  магнитном поле электроны  с неском-
пенсированными  спинами  ориентируются  в  про-
странстве так, чтобы максимально компенсировать 
это внешнее  поле, уменьшая  тем самым  энергию 
системы. 
Выравнивание  спинов таких  электронов вызывает 
появление индуцированного магнитного поля вслед-
ствие наличия нескомпенсированных спинов одного 
знака.
Примечания:
1. Марганец, несмотря на наличие пяти неском-
пенсировапных  спинов,  антиферромагнитен, но 
сплав его с немагнитными медью и оловом 
(например, Cu2MnSn) обладает стабильными 
ферромагнитными свойствами. Вместо олова могут 
быть использованы и другие элементы, например: 
Al, As, B, Bi, Sb
2. Сталь остается намагниченной и после прекра-
щения воздействия внешнего магнитного поля, а 
чистое железо размагничивается. Пищевая нержа-
веющая сталь практически немагнитна {магнитом 
легко проверить, из  какой стали (технической 
или пищевой) изготовлены столовые ножи}
В настоящее время созданы сверхсильные постоян-
ные магниты на основе соединения самария(SmCo5), 
широко используемые в электронике. В таком соеди-
нении 5 атомов кобальта с нескомпенсированными 
спинами электронов соединены с одним атомом сама-
рия (также с  нескомпенсированными спинами элек-
тронов). 
При намагничивании такого вещества все нескомпен-
сированные спины электронов одинаково ориентиру-
ются так, чтобы скомпенсировать это внешнее 
магнитное поле. 
Когда после намагничивания магнитное поле выклю-
чается, спинам электронов нечего компенсировать; 
суммарная же нескомпенсированность спинов элек-
тронов в соединении становится настолько большой, 
что она вызывает собственное магнитное поле 
(см. О.В. Мартынов и др.
ПРИРОДА ЭЛЕКТРОМАГНИТНОГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ)

Системы дисперсные
системы из двух или более составляющих, в которых одно вещество равномерно распределено в виде частиц внутри другого вещества. Дисперсные системы широко распространены в природе и используются в химических реакциях. В таких системах различают:
   - дисперсную фазу (мелкораздробленное вещество)
   - дисперсионную среду (однородное вещество, в котором распределена дисперсная фаза).
Все дисперсные системы отличаются друг от друга размерами частиц (т.е. степенью дисперсности или раздробленности). Например, в тумане дисперсной фазой являются частички воды, а дисперсионной средой - воздух; в молоке - дисперсной фазой являются частички жира, а дисперсионной средой - жидкость. К дисперсным двухфазным системам относятся также:
   - истинные (или обычные) растворы
   - коллоидные растворы
   - суспензии
   - эмульсии
Более подробно дисперсные системы рассматриваются отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/ege-6.shtml)


Смесь веществ
дисперсная система, состоящая из атомов или молекул нескольких распределенных друг в друге твердых, жидких или газообразных веществ. Состав смеси переменный. В смеси каждое из составных веществ сохраняет свои физические и химические свойства (т.е. может быть выделено в виде индивидуального вещества физическими способами). Свойства смеси определяются совокупностью свойств ее компонентов. При смешивании веществ изменения в их составе не происходят. В некоторых случаях образование смесей сопровождается химическими эффектами (например, выделением теплоты). В природе большинство веществ встречаются не в чистом виде, а в виде различных смесей. Пример использования: гелиево-кислородная смесь для аквалангистов. Более подробно смеси рассматриваются отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/ege-6.shtml)


Состояния веществ
У твердых веществ средняя потенциальная энергия притяжения молекул намного больше их средней кинетической энергии, поэтому молекулы располагаются упорядоченно (вещества имеют кристаллическое строение). Пространственный каркас, образованный условными линиями, соединяющими узловые точки пространства, называют кристаллической решеткой. Кристаллические вещества обычно существуют в виде макротел (например, кристалл поваренной соли). К примеру, диффузия углерода в железо не зависит он наличия вакансий в кристаллической структуре, так как размеры атомов углерода значительно меньше размеров атомов железа, поэтому они могут располагаться между атомами железа
У жидких веществ средняя потенциальная энергия притяжения молекул соизмерима с их средней кинетической энергией, поэтому молекулы в жидкости размещаются очень близко друг к другу. Такое агрегатное состояние является промежуточным между твердым и газообразным. Плотность жидкости при нормальном давлении значительно больше плотности газов. Для жидкостей характерна большая подвижность частиц и малое свободное пространство между ними, поэтому они сохраняют свой объем, принимая форму содержащего их сосуда. Одно из главнейших свойств жидости - текучесть. За исключением жидких кристаллов свойства жидкости изотропны по всем направлениям. При нагревании свойства жидкостей (в т.ч. теплопроводность и вязкость) меняются в сторону сближения со свойствами газов.
В газообразных веществах средняя кинетическая энергия молекул превышает среднюю потенциальную энергию их взаимодействия, поэтому молекулы газа движутся хаотически в пределах занимаемого ими объема
Например, скорость атома  кислорода при темпера-
туре (27 oС) примерно равна (105 см/с) 
Атом кислорода, ударяющийся o поверхность твер-
дого тела со скоростью (107 см/с), проникает в 
его глубину примерно на 10-12 атомных расстояний 
Молекулы  воды при ее кипячении движутся со ско-
ростью до (650 м/с) 

СОЕДИНЕНИЯ, ИХ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ

Гидроксиды (и см. Основания)
соединения общей формулы 'металл(ОН)n' (n - степень окисления металла). Они являются основаниями или амфотерными соединениями. Характерный пример гидроксида - Zn(OH)2

Кислоты
сложные вещества, состоящие из атомов водорода (которые могут быть замещены на атомы металлов) и кислотных остатков. Кислоты в водных растворах способны диссоциировать на катион водорода (протон) и анион кислотного остатка. Молекулы кислот являются донорами протонов. Кислоты бывают: сильные (HNO3) и слабые (HBr); одноосновные (HCl) и многоосновные (H3PO4); кислородсодержащие (H2SO4) и бескислородные (HCN), и могут классифицироваться по другим признакам. Более подробно кислоты рассматриваются отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/aa02.shtml)
Примечание.
Кислоты минеральные - кислоты, полученные из минералов в результате проведения химического процесса {например, азотная - HNO3, серная - H2SO4 и соляная (хлороводородная) - HCl}

Комплексы гидратные
ионы в водных растворах {в других типах растворителей - сольватные комплексы (или сольваты)}. В обоих типах комплексов полярные молекулы жидкости электростатически взаимодействуют с заряженными ионами

Оксиды (окислы, окиси)
сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых обычно кислород (O). Примеры оксидов: ржавчина железа, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Практически все химические элементы (за исключением благородных газов) образуют оксиды. Оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, растворяясь в воде, образуют щелочи, например:
   BaO + H2O = Ba(OH)2
Более подробно оксиды рассматриваются отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/aa02.shtml)

Основания
сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксила (OH). Они могут быть:
* растворимые (NaOH, Ba(OH)2)
* нерастворимые (Fe(OH)2)
* амфотерные (Al(OH)3).
Молекулы оснований являются акцепторами протонов. Примеры широко распространенных оснований: KOH, MgOH, Cu(OH)2, и др. Более подробно основания и щелочи рассматриваются отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/aa02.shtml)

Остаток кислотный
часть кислоты без атомов водорода {например, в серной кислоте H2SO4 кислотным остатком будет (SO4)}. Степень окисления кислотного остатка равна числу атомов водорода [в данном случае это (-2), так как водород имеет постоянную степень окисления (+1) и имеется 2 атома водорода]

Соединения ионные (или гетерополярные)
химические соединения, образованные путем притяжения ионов {например, (H3O)Cl, MgO или NaCl}. В кристаллическом состоянии они состоят из регулярно расположенных положительных и отрицательных ионов; молекулы в этом случае отсутствуют. Известно мало ионных соединений. Например, соль (NH4Cl) состоит из положительно заряженных ионов аммония (NH4+) и отрицательно заряженных ионов хлора (Cl-). Ионные соединения электрически нейтральны (положительный и отрицательный заряды у них уравновешены). Они обычно растворимы в воде, а в растворах/расплавах являются хорошими проводниками электричества
Примечание.
 Реально чисто ионные соединения с идеальной ионной связью не существуют (т.е. речь может идти о той или иной степени ионности, поэтому соединения с ионными связями правильнее называть 'преимущественно ионными').

Соединения металлические (интерметаллиды)
образуются на основе взаимодействия между металлами {в отличие от взаимного растворения в жидком состоянии (сплавов) и формирования жидких/твердых растворов любого состава}. Как и все химические соединения они имеют фиксированное соотношение между компонентами и обычно более тугоплавки по сравнению с исходными металлами. Кроме того, они более хрупки вследствие образования ионной решетки вместо металлической (например, в ауриде цезия CsAu)

Соединения молекулярные
могут быть:
* валентнонасыщенные (или устойчивые соединения первого порядка) - соединения, составные элементы которых проявляют свою обычную максимальную валентность (например: BF3, Br2, CO, CO2, Cl2, H2O, NH3 и др.). Они - как и бирадикалы - обладают четным числом валентных электронов и имеют очень низкую реакционную способность, особенно при взаимодействии молекул между собой. При взаимодействии соединений первого порядка друг с другом образуются соединения высшего порядка. Валентнонасыщенные соединения могут быть образованы самыми разными способами:
        BF3 + HF = H[BF4]
        O + H2CO {= HCHO = HCOH} = H2O + CO (кислород + формальдегид)
(происходит одновременное отщепление двух атомов водорода с образованием воды и валентно-насыщенной молекулы)
        O + CH4 = H2O + H2
        O + CCl4 = COCl2 + HCl (в одном элементарном акте реакции)
        2NO (= NO + NO) + H2 = N2O + H2O
Эти молекулы могут распадаться на атомы, молекулы или радикалы:
        C2H5Cl → C2H5 + Cl (хлорэтил = радикал + атом)
        N2O → N2 + O (молекула + радикал)
Столкновение двух валентнонасыщенных молекул между собой не всегда приводит к химическому взаимодействию между ними (вследствие кинетической устойчивости могут возникнуть только силы отталкивания). Ковалентнонасыщенные молекулы реагируют очень медленно, а частицы, имеющие вакантные орбитали с низкой энергией, реагируют очень быстро (вакантные орбитали легко образуют координационные связи): в результате образуются димеры и другие сложные соединения
Если насыщенные молекулы взаимодействуют со свободными радикалами, образуются новые свободные радикалы, вступающие, - в свою очередь, - в дальнейший процесс взаимодействия, протекающий до прекращения существования свободного радикала (т.е. скорость процесса резко возрастает при наличии в системе активных частиц)
* валентноненасыщенные - соединения с малым временем жизни. Большинство элементов проявляет переменную валентность (со всеми ее значениями: от единицы до максимальной), образуя ряды валентноненасыщенных соединений, например: BF, BF2 и BF3;     CF, CF2, CF3 и CF4   и т.д.). Реакции с участием валентноненасыщенных частиц могут быть двух типов:
- взаимодействие (рекомбинация) двух частиц, приводящее к исчезновению существующей свободной валентности
- взаимодействие валентноненасыщенной частицы с валентнонасыщенной молекулой с сохранением/увеличением числа свободных валентностей
* электронодефицитные (образуют трехцентровые связи; характерны для III группы элементов), например, диборан B2H6 (имеет 3*2 + 6 = 12 валентных электронов, а образует только 8 связей), димер Al2(CH3)6 и др. Соединения с дефицитом электронов являются акцепторами электронов (например, при взаимодействии борана В2Н6 с калием, за счет электронов последнего образуется ди_боранат калия К2В2Н6, у которого все связи двухэлектронные)
* электронодостаточные (у которых все валентные электроны центрального атома участвуют в образовании двухцентровых связей; характерны для IV группы элементов), например: метан CH4, этан C2H6, силан SiH4, герман GeH4
* электроноизбыточные (имеющие свободные электронные пары; характерны для элементов V, VI и VII групп элементов), например: H2O, HF, IF7, NH3, PF5, SF6, XeF6
(такие соединения водорода имеют уникальное сочетание неподеленных электронных пар и способны образовывать водородные связи)
Примечание.
 'Дефицит' электронов в электронейтральных соединениях (типа BF3, AlCl3 и др.) вызван тем, что они имеют 6-электронную оболочку, а не стабильную 8-электронную


Соли
класс химических соединений, состоящих из катионов металла и анионов кислотного остатка (например, NaCl). Более подробно соли рассматриваются отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/aa02.shtml)

Щелочи
хорошо растворимые в воде основания (гидроксиды щелочных металлов: KOH, LiOH, NaOH, RbOH, CsOH). Щелочи в водных растворах создают большую концентрацию ионов (OH-). Более подробно щелочи рассматриваются отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/aa02.shtml)

ФАЗОВЫЕ СОСТОЯНИЯ

Фаза
гомогенная часть гетерогенной системы, отделенная от других частей системы поверхностью раздела (межфазными границами) и имеющая во всех своих точках одинаковые физические свойства и химический состав внутри объема, занимаемого фазой. Одна от другой фазы могут отличаться как составом, так и свойствами. Каждое твердое вещество и каждая из несмешивающихся жидкостей представляют собой самостоятельную фазу. Например, смесь воды со льдом является фазовой системой, т.к. между ними существует граница раздела. Существуют системы, состоящие из одной фазы (например, соляная кислота не имеет границы раздела, а состав и строение ее фазы одинаковы). При переходе через межфазную границу состав и свойства веществ изменяются скачком. Так как газы полностью смешиваются друг с другом, в системе может быть только одна газовая фаза, но несколько твердых и жидких несмешивающихся фаз. Например, в реакции
    Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
вещества участвуют в виде трех фаз: твердой (металл цинк), жидкой (раствор соли) и газообразной (водород).
В зависимости от дискретности составных частиц фаза может быть:
    - сплошной (пространство между любыми точками фазы не содержит межфазной границы); сплошные фазы иногда называют 'средами', например, 'жидкая среда''
     - дисперсной (состоящей из большого количества отдельных частиц)
В зависимости от числа фаз системы делятся на:
    - гомогенные - состоящие из одной сплошной фазы
    - гетерогенные - состоящие из двух и большего количества сплошных и/или дисперсных фаз
Примечания:
1. Фаза переменного состава - фаза, состав которой непрерывно изменяется при непрерывном изменении параметров системы
2. Фаза равновесная / стабильная - фаза, существующая в условиях равновесного состояния системы

Граница раздела
переходный слой между двумя фазами веществ (двух слоев жидкости, твердого вещества и жидкости или двух твердых веществ). Атомы и молекулы на границах раздела проявляют особые свойства по сравнению с атомами и молекулами в объеме фазы/материала, поскольку находятся в другом окружении. Пример проявления границы раздела - плаващий в воде/масле лед

Переход полиморфный (превращение полиморфное)
фазовый переход вещества из одной [жидко]кристаллической модификации в другую (например, графита в алмаз) при изменении температуры, давления и т.п. С термодинамической точки зрения такой переход эквивалентен мономолекулярной химической реакции. При полиморфном переходе скачкообразно изменяются первичные параметры: удельный объем, внутренняя энергия, концентрация компонентов и т.д. Существуют системы, обладающие фазовыми переходами первого, второго и более высоких родов:
- переходы первого рода - плавление-кристаллизация, испарение-конденсация, сублимация-десублимация
- переходы второго рода - обычно переходы типа порядок-беспорядок, но при этом плотность и внутренняя энергия системы не меняются, а скачком изменяются их производные по температуре и давлению (теплоемкость, коэффициент теплового расширения и др.): парамагнетик-[анти]ферромагнетик, переход гелия в сверхтекучее состояние, переход аморфных материалов в стеклообразное состояние и др.



Переход фазовый
переход вещества из одного агрегатного состояния в другое. При фазовом переходе скачкообразно изменяются физические параметры вещества: плотность, внутренняя энергия и др. Hапример:
    - плавление (переход вещества из твердого состояния в жидкое)
    - сублимация (переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое, т.е. испарение с поверхности твердого тела)
    - кристаллизация (переход вещества из жидкого состояния в твердое)
    - испарение (переход вещества из жидкого состояния в газообразное, т.е. парообразование, происходящее на свободной поверхности жидкости)
    - конденсация (переход вещества из газообразного состояния в жидкое или в твердое, при этом поступательное движение атомных частиц вещества при его затвердевании изменяется на колебательное)
Фазовые переходы бывают двух видов. К фазовым переходам I-го рода относятся испарение и конденсация из газовой в жидкую фазу, плавление и затвердевание, сублимация и конденсация (десублимация) из газовой в твердую фазу и другие явления. К фазовым переходам II -го рода относятся переходы из неупорядоченного (парамагнитного) состояния в магнитоупорядоченное (ферро- и ферримагнитное). В частности, фазовые переходы могут быть связаны с изменением давления
Примечания:
1. У некоторых веществ (кремния, германия, сурьмы, галлия, висмута, воды и некоторых сплавов) их объем при плавлении не увеличивается, а уменьшается
2. Кристаллизация используется как метод очистки твердых веществ вследствие их различной растворимости в определенном растворителе. Понижение температуры приводит к уменьшению растворимости, поэтому требуемое вещество выделяется в виде кристаллов



Равновесие метастабильное
состояние равновесия одной или большего числа фаз, являющееся неустойчивым относительно какой-либо другой (отсутствующей) фазы

Температура критическая (фазового перехода)
значение температуры в критической точке (при температуре выше критической газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении)

Точка критическая
сочетание значений температуры и давления, при которых исчезает различие в свойствах жидкой и газообразной фаз вещества

Точка (температура) Кюри
является температурой фазового перехода второго рода: происходит переход ферромагнетик - парамагнетик, который сопровождается исчезновением макроскопического магнитного момента (т.е. вещество при данной температуре теряет свои магнитные свойства)

Точка Нееля
температура, при которой антиферромагнитное вещество теряет антипараллельную ориентацию спинов в подрешетках и становится парамагнитным

Точка нулевая (точка равновесия)
критическая точка равновесия системы (например, жидкость - пар)

Точка плавления
температура, при которой происходит плавление вещества. Например, пока лед полностью не растает, температура льда будет оставаться постоянной и равной (0 oС). Самая низкая температура плавления у элемента цезия - всего (28.5 oС)

Энергия межмолекулярного взаимодействия [кДж/моль]
теплота испарения жидкостей (возгонки кристаллов) [иначе - количество энергии, необходимое для преодоления сил межмолекулярного притяжения при фазовых переходах веществ]
   Она имеет следующие значения 
  (кДж/моль) для некоторых веществ:
   - у аргона - 7.607
   - у метана - 8.197
   - у воды - 40.660
   - у этилового спирта - 38.58 

ОБЛАКА, ОРБИТАЛИ

Делокализация электронов
смещение электронной плотности от ковалентных связей внутри молекул к межмолекулярным

Диаграмма орбитальная
(http://www.hemi.nsu.ru/ucheb126.htm) условное обозначение уровней и подуровней (орбитали изображаются квадратами, спины электронов - стрелками вверх или вниз)

Диаграмма энергетическая
графическое представление каждому энергетическому состоянию электрона в атоме соответствующего ему уровня (внизу - основное состояние атома, расположенные выше ступени - возбужденные состояния). На такой диаграмме орбитали располагают по возрастанию магнитного квантового числа (m), например, для 3d-подуровня квантовые ячейки будут располагаться в следующей последовательности (m): {-2, -1, 0, +1, +2}
 []
Энергетическая диаграмма электронных уровней и подуровней
(http://him.1september.ru/article.php?ID=200300704)

Кайносимметрия
явление первичного появления электронных орбиталей (1s, 2p, 3d, 4f, 5g) той или иной новой симметрии в атомах химических элементов по мере увеличения их атомного номера. Оно наиболее характерно для атомов первого периода, H и He (они обладают кайносимметричными 1s-орбиталями)


Облако электронное
область пространства, в каждой из точек которого может находиться данный электрон (иначе - атомная орбиталь с распределенным по ней зарядом электрона). Каждый электрон в атоме, занимая определенную орбиталь, образует электронное облако. Смещение ориентации электронных облаков под действием магнитного поля приводит к расщеплению спектров атомов в магнитном поле
Примечание.
    Поверхность граничная - поверхность, в любой точке которой вероятность нахождения электрона одинакова,а внутри которой общая вероятность нахождения электрона достаточно велика



Орбиталь атомная (продолжение - см. ХАРАКТЕРНЫЕ ЧИСЛА)
Орбитали различаются энергией, формой и расположением в пространстве относительно ядра. Mаксимальная электронная емкость уровня (т.е. число электронов на нем) равна 2n2. Орбитали атомов в основном состоянии бывают s-, p-, d- и f-типов.
Орбитали с одинаковыми значениями главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел являются орбиталями одного подуровня; заполнение их электронами определяется правилом Хунда (т.е. сначала они заполняются одиночными, а не спаренными электронами).
Энергия орбитали возрастает с увеличением номера электронного уровня (в пределах одного уровня s-электроны находятся ближе находятся к ядру, чем p-электроны).
Орбитали удалены от ядра атома на разные расстояния, поэтому на каждой орбитали электрон имеет энергию, отличную от энергии такого же электрона, но находящегося на другой орбитали.
При отсутствии внешнего магнитного поля все орбитали одного подуровня данного уровня имеют одинаковую энергию. Каждой орбитали соответствует строго определенный уровень энергии: чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали.
Электроны в атоме занимают орбитали с наименьшими из возможных значениями энергии, т.е. каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, более устойчивые (с минимальной энергией) орбитали. Устойчивые атомные орбитали могут быть использованы для образования связей.
Орбиталь может:
    - быть 'пустой' (не содержать ни одного электрона)
    - содержать один (неспаренный) электрон (с одним из разрешенных значений спина)
    - содержать электронную пару (два спаренных электрона с противоположными значениями спинов)
Электроны занимают орбитали одного подуровня сначала по одному, и только потом - по два (аналогично занятию мест в салоне автобуса: сначала пассажиры занимают места по одному на двойном свободном сиденье, и только при отсутствии свободных двойных мест садятся на свободные вторые места сидений). Например, если для
    3d-орбитали n + l = 3 + 2 = 5
    4s-орбитали n + l = 4 + 0 = 4
    4p-орбитали n + l = 4 + 1 = 5
то с учетом всех правил 19-ый электрон позиционируется не на 3d-, а на 4s-орбиталь.
Для каждой формы орбитали существуют (2l + 1) равноценные ориентации в пространстве. Число орбиталей на любом электронном подуровне равно числу возможных значений (m), например:
    - 2p-, 3p-, 4p-,... орбиталей р-подуровней - по 3 (p = 3, т.е. p-подуровень трижды 'вырожден')
    - 3d-, 4d-, 5d- и других d-орбиталей - по 5 (d = 5, т.е. d-подуровень 5 раз 'вырожден'), и т.д.
Внутри одного электронного уровня энергия орбиталей возрастает от s-орбитали к p-орбитали: 2s < 2p; 3s < 3p
Атомные орбитали, близкие по энергии, могут перекрываться (смешиваться), т.е. может происходить их гибридизация. Например, в молекулах диборанов атомные орбитали многократно перекрываются (т.е. образование связей происходит при обобществлении электронов тремя и большим числом атомов). Например, в диборане B2H6 центральные атомы водорода соединены 3-центровыми связями, образовавшимися в результате перекрывания sp3-гибридных орбиталей двух атомов бора с 1s-атомной орбиталью атома водорода
Форма орбитали зависит от орбитального квантового числа (l) и вида подуровня (s-, p-, d- или f-).
Орбитали могут быть изображены квантовыми ячейками по примеру: скобки вида '[_]' соответствуют одной ячейке, например:
    s - [_]
    p - [_] [_] [_] ...
Модели различных электронных орбиталей - см. http://him.1september.ru/article.php?ID=200300704
Атомные орбитали валентных электронов под воздействием зарядов ядер других атомов молекулы преобразуются в молекулярные орбитали.
Примечание.
 1. При добавлении электрона к атому с уже заполненной 8-электронной оболочкой он занимает орбиталь с более высоким уровнем энергии
 2. Если орбитали атомов заполнены наполовину (как у Cr или Mn) или полностью (как у Ag, Au или Cu), такие атомы наиболее устойчивы



Орбиталь вакантная (пустая, свободная)
орбиталь, не содержащая ни одного электрона (например, в катионе водорода (Н+) нет электронов; оболочка иона (N3+) также пуста)

Орбиталь валентная
характеризует максимальное число связей, образуемых атомом. В общем случае каждая валентная орбиталь атома превращается в одну орбиталь молекулы, которая может обладать свойствами связывающей или несвязывающей орбитали. К валентным относят орбитали внешнего электронного уровня атома, в случае d- и f-элементов - орбитали предвнешних (одного или двух) электронных уровней. Валентные орбитали могут быть свободными, одно- и двухэлектронные
Примечание.
 Элементы 2-го периода, имеющие 4 валентные орбитали на внешнем слое (одну s- и три р-), максимально могут образовать 4 связи, например, CH4. Хотя элементы 3-его периода имеют одну s-, три p- и пять d- (в сумме - 9) валентных орбиталей, но обычно они образуют не более 6 связей (например, PCl5, SF6)

Орбиталь вырожденная
молекулярные орбитали с одинаковой энергией. Заполнение вырожденных орбиталей электронами происходит последовательно по одному на каждую из них. Например, d-орбитали изолированного атома, имеющие одинаковую энергию, являются 5-кратно вырожденными

Орбитали гибридные
одинаковые по форме орбитали различной симметрии, практически не отличающиеся по значению энергии, образующиеся в результате усреднения энергий подуровней. Число гибридных орбиталей равно числу орбиталей, участвующих в образовании химической связи. По сравнению с атомными орбиталями они более вытянуты (в направлении образования связей), обеспечивая лучшее перекрывание электронных облаков. После образования химической связи гибридные орбитали стабилизируются. Гибридные орбитали в отдельной молекуле неустойчивы. Они располагаются на максимально возможном расстоянии друг от друга. Если одна или две p-орбитали не участвуют в гибридизации, они остаются в прежнем виде и не несут электронов или не участвуют в образовании двойных (sp2-гибридизация) и тройных (sp3-гибридизация) связей. Энергия гибридных и негибридных атомных орбиталей соответствует ряду:
    1s < 2s < 2sp < 2sp2 < 2sp3 < (2px = 2py = 2pz)
Энергия гибридных атомных орбиталей уменьшается при увеличении доли s-орбиталей в гибридизированном состоянии: sp3 (25% s-орбиталей) > sp2 (33.3% s-орбиталей) > sp (50% s-орбиталей)
Пример орбиталей углерода до {1s(↑↓)2s(↑↓)2p(↑↑_)} и после гибридизации {1s(↑↓)3p3(↑↑↑↑)}

Орбитали граничные
орбитали, между которыми происходит наиболее сильно выраженное взаимодействие (между пустой и занятой орбиталями или между двумя занятыми орбиталями). Альтернативный термин - высшая заселенная (полностью или частично) молекулярная орбиталь донора и нижняя свободная (полностью или частично вакантная) молекулярная орбиталь акцептора

Орбиталь заполненная
орбиталь с двумя электронами. На полностью заполненных (не валентных) орбиталях любого элемента всегда имеется пара электронов с одинаковыми квантовыми числами n, l и ml, но с разными спиновыми квантовыми числами

Орбиталь локализованная
волновая функция, описывающая состояние электронов, образующих связь. Электроны, описываемые локализованной орбиталью, должны иметь противоположно направленные спины (т.е. все спины спарены) и все молекулы должны быть диамагнитны

Орбитали многоцентровые
орбитали, охватывающие несколько взаимодействующих атомов (молекулярные орбитали, в отличие от атомных, многоцентровые). Например, у боранов каждый мостиковый атом водорода связан с двумя атомами бора 3-центровой орбиталью, для которой используется одна орбиталь водорода и по одной орбитали от каждого атома бора. Для образования одной 3-центровой связи атом водорода отдает один электрон, а каждый атом бора по 1/2 электрона (т.е. 3 атома связаны всего двумя электронами или иначе - два электрона находятся в поле трех ядер). Соединения такого типа называют электронодефицитными. Наглядным примером соединения с многоцентровыми орбиталями является пентаборан-9 (В5Н9). Он имеет 29 (20+9) орбиталей из 24 (5*3 + 9*1) электронов:
    10 образуют пять 2-центровых связей В-Н
     8 - образуют четыре 2-электронные 3-центровые мостиковые связи В-Н-В (водород как бы двухвалентный)
     6 оставшихся - участвуют в 5-центровой связи, охватывающей каркас из 5 атомов бора
Вследствие сильной делокализации связи координационное число атомов бора здесь равно 6. Для сравнения: пентаборан-11 (В5Н11) имеет 31 (20+11) атомную орбиталь, но только 26 (5*3 + 11*1) электронов.
Примечание.
 Трехцентровые связи могут образовываться не только из двух атомов бора и одного атома водорода, но и между тремя атомами бора (в этом случае количество электронов, осуществляющих связь, меньше, чем при образовании обычных связей). В сложных боранах молекулярная орбиталь, охватывающая 3 атома бора, может быть открытой (а) или закрытой (б):
 []

Орбиталь молекулярная
электронное облако, образуемое при слиянии внешних электронных оболочек атома (двух или нескольких атомных орбиталей) в результате образования между атомами химической связи). Число молекулярных орбиталей равно числу взаимодействующих атомных орбиталей. Например, при перекрывании двух атомных s-орбиталей образуются две молекулярные: связывающая и разрыхляющая. Валентные электроны связывающихся атомов располагаются на вновь образующихся молекулярных орбиталях. На одной молекулярной орбитали возможно наличие только одного или двух электронов. Связывающая молекулярная орбиталь описывает состояние электрона в области связывания, а разрыхляющая молекулярная орбиталь - в области разрыхления. Электроны занимают молекулярную орбиталь с наименьшей энергией и распределяются по ней аналогично распределению электронов по атомным орбиталям отдельных атомов. Энергия молекулярных орбиталей по сравнению с атомными может быть:
    - ниже (у связывающих орбиталей)
    - равна (у несвязывающих орбиталей)
    - выше (у разрыхляющих или антисвязывающих орбиталей)
чем энергии образующих их атомных орбиталей. В отличие от атомных, молекулярные орбитали являются многоцентровыми. Существуют также несвязывающие молекулярные орбитали. По аналогии с атомными s-, p-, d-, f-орбиталями молекулярные орбитали обозначаются σ-, π-, δ-, ϕ- соответственно. Более подробно о молекулярных орбиталях - см. http://ru.wikipedia.org/wiki/Теория_молекулярных_орбиталей
Примечание.
 Mолекулярные орбитали заполняются в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда



Орбитали молекулярные несвязывающие
орбитали, энергии которых не изменяются при образовании молекулы. Энергия такой орбитали равна энергии исходных атомных орбиталей.
 []
(по http://edu.sernam.ru/book_act_chem1.php?id=108)
Электроны, находящиеся на таких орбиталях, участия в образовании химической связи не принимают (например, в молекуле В2Н6 на такой орбитали электронов вообще нет). Атом углерода ( С) имеет 4 валентные орбитали и 4 валентных электрона, поэтому молекула С2 может являться как донором, так и акцептором электронных пар, в результате чего образуются:
    - графит (если каждый атом углерода связан тремя ковалентными связями с другими атомами углерода)
    - алмаз (если каждый атом углерода связан четырьмя ковалентными связями с другими атомами углерода).
Несвязывающие молекулярные орбитали имеются в молекулах, имеющих атомы с неподеленными электронными парами, в свободных радикалах (например, в радикале СН3) и катионах вида СН+3 (у них несвязывающая орбиталь свободна). Молекулы и ионы, имеющие несвязывающие орбитали, образуют ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму

Орбиталь молекулярная однозаселенная
наполовину заполненная самая высокоэнергетически заселенная орбиталь радикала

Орбиталь молекулярная разрыхляющая
образуется при вычитании атомных орбиталей с поглощением энергии (она имеет большую энергию, чем у исходных атомных орбиталей): электроны, находящиеся на этой орбитали, ослабляют (разрушают или разрыхляют) связь между атомами. Например, переход электронов с атомных 1s-орбиталей на разрыхляющую молекулярную требует затрат энергии. На разрыхляющей орбитали электрон чаще всего находится вне межядерного пространства, вследствие чего ядра атомов отталкиваются друг от друга (поэтому молекулярная орбиталь не может связать атомы)

Орбитали молекулярные связывающие
орбитали, у которых при переходе электрона на молекулярную орбиталь выделяется энергия (такая орбиталь имеет меньшую энергию по сравнению с исходными атомными орбиталями). На связывающей орбитали электроны большую часть времени находятся в межядерном пространстве, поэтому электронная плотность между ядрами максимальна, что способствует химическому связыванию атомов. Для образования устойчивой молекулы необходимо, чтобы число электронов на связывающей молекулярной орбитали было больше, чем на разрыхляющей орбитали
Например, при образовании молекулы водорода (H2) из двух атомов водорода (Н) вместо двух атомных орбиталей возникают две двухцентровые молекулярные орбитали:
      * одна - связывающая (энергетически более выгодная)
      * другая - разрыхляющая (энергетически менее выгодная, чем исходные атомные орбитали).
Примечание.
 []
           []
Схема образования (по Н.С. Ахметову) связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей при перекрывании атомных орбиталей (а), а также нулевое перекрывание атомных орбиталей (б)


Орбитали низкоэнергетические
орбитали, ближайшие к ядру атома. Их заполнение электронами происходит в первую очередь

Орбиталь с неспаренным электроном
орбиталь с одним электроном

Орбиталь электроотрицательная
более устойчивая валентная орбиталь одного атома, чем валентная орбиталь другого атома двухатомной молекулы

Промотирование
переход электрона в процессе возбуждения атома на орбитали с более высокой энергией (гибридные орбитали) при возбуждении электронов валентной оболочки, которое может быть достигнуто под внешним воздействием (при соударении электронов под воздействием электромагнитного излучения, нагревания и т.д.). Например, возбуждение атома углерода сопровождается промотированием одного из 2s-электронов на пустую 2р-орбиталь, а возбуждение атома Be сопровождается промотированием одного электрона с 2s- атомной орбитали на пустую 2p-орбиталь (т.е. из состояния 2s2 в состояние 2s12p1). В то же время промотирование, например, атома (F) невозможно из-за необходимости использования только орбиталей следующего энергетического уровня: это требует затрат энергии за пределами значений энергии связи, поэтому атомы He и Ne не образуют химических связей из-за отсутствия неспаренных электронов. Процесс промотирования электрона энергетически выгоден, если энергия, выделяемая возбужденным атомом при образовании связей, превышает энергию промотирования (www.himi.oglib.ru/bgl/2931/493.html‎, chem.tsu.ru/raznoe/posob/bobkova.doc)

Проскок (провал) электрона
отступления от общего правила заполнения электронных оболочек (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d и т.д), обеспечивающие атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с обычным заполнением электронных оболочек (у d-орбиталей наиболее устойчивыми являются d5 и d10, а у f-орбиталей - f7 и f14). Атомы с наполовину заполненным подуровнем, т.е. cодержащие три р-электрона на внешнем подуровне и пять d-электронов в предыдущем (или семь f-электронов в более глубоком слое) обладают повышенной энергетической устойчивостью. Например, устойчивому состоянию атома Cr соответствует распределение электронов
    o)2)8)13)1 = {1s22s22p63s23p63d54s1} - число валентных электронов равно 6 (5+1)
[заполнение электронами орбиталей: 1s2(↑↓)-2s2(↑↓)-2p6(↑↓,↑↓,↑↓)-3s2(↑↓)-3p6(↑↓,↑↓,↑↓)-3d5(↑,↑,↑,↑,↑)-4s1(↑)]
а не распределение
    1s22s22p63s23p63d44s2
т.е. происходит 'проскок' электрона с ns(4s)-подуровня на (n-1)d(3d)-подуровень.
Проскок электрона наблюдается также в атоме Ag:
    4s24p64d95s2 → 4s24p64d105s1
атомах Au, Cu, в атоме (Mo) {происходит проскок 5s-электрона на 4d-подуровень}, у плутония (единственный 6d-электрон проваливается вглубь электронной оболочки, образуя ...5f6... подуровень) и в других случаях (см. актиноиды и лантаноиды).
В подгруппе Cr (Cr-Mo-W) VI-b группы валентные электроны расположены на двух уровнях: (n-1)d4...ns2 (для W) или (n-1)d5ns1 (для Cr и Mo).
Для Pd характерен двойной проскок - переход сразу двух 5s-электронов на 4d-подуровень: 4s24p64d85s2 → 4s24p64d105s0; на внешнем уровне электроны вообще отсутствуют
Следует отметить, что у элементов 4-го периода отсутствуют электронные конфигурации 3d4 и 3d9, а у Nb, Rh, Ru на внешнем уровне имеется только по одному электрону
Отступление от обычного порядка заполнения электронных 
оболочек вызвано экранировкой ядра атома внутренними 
электронами (для s-электронов экранировка оказывается 
наименее значимой: s-электроны в целом оказываются в 
более сильном поле,чем электроны с меньшими значениями 
'n', но большими 'l', т.е. s-уровни в этих случаях
располагаются глубже,чем уровни одной или двух подобо-
лочек предыдущей оболочки).
При увеличении числа электронов в атоме увеличивается 
влияние экранировки; это все сильнее сказывается на 
порядке заполнения уровней
Причина проскока- уменьшение суммарной энергии полно-
стью заполненного  уровня.  Если  электростатическое 
отталкивание при проскоке сильно возрастет, электрон-
ный проскок(например,в атомах Tc/W) не происходит


Синглет
(синглетное или одиночное состояние системы). Это система частиц, у которой на связывающей молекулярной орбитали имеется пара электронов с антипараллельными спинами (суммарный спин электронов равен нулю, а общее спиновое квантовое число равно единице). Молекула в возбужденном синглетном состоянии может претерпеть внутреннюю спиновую конверсию с переходом в триплетное состояние. Известен, например, синглетный кислород (O2*) со спаренными спинами, обладающий повышенной реакционной способностью (синглетные и триплетная молекулы кислорода различаются по реакционной способности)
Примечания:
  1. Конверсия внутренняя - передача непосредственно одному из электронов атома энергии (не излучаемой в виде квантов), высвобождаемой при переходе возбужденного атомного ядра в устойчивое состояние с меньшей энергией. Эта энергия может передаваться электронам различных оболочек атома (K-, L- и другим электронам). Под этим термином подразумевают также переход системы частиц из высшего возбужденного состояния в более низкое той же мультиплетности (синглет-синглет или триплет-триплет)
  2. Мультиплетность - (2S + 1)-возможные ориентации в пространстве полного спина (S) атомной системы. При (2S + 1) = {1, 2, 3, 4, 5, ...} уровни энергии называются, соответственно, синглетными, дублетными, триплетными и т. д. Мультиплетность основного состояния большинства молекул с четным числом электронов равна единице (т.е. это синглетные состояния). Так как в молекулах веществ большинство электронов спарено, для молекул в основном состоянии характерен нулевой суммарный спин (т.е. синглетное состояние), за исключением кислорода, у которого основное состояние является триплетным. При возбуждении молекулы один из электронов переходит на более высокий энергетический уровень. При этом мультиплетность следует взаимной ориентации спинов (она не изменяется, если не изменяется взаимная ориентация спинов, и изменяется при изменении взаимной ориентации спинов). Следовательно, из основного синглетного состояния молекула может перейти в возбужденное синглетное (или триплетное) состояние. От мультиплетности состояния зависит химическое поведение частицы {например, разные свойства синглетного и триплетного карбена (2)}
  3. Полиада - совокупность термов одной мультиплетности, полученных из терма исходной электронной конфигурации при добавлении к ней одного электрона

Слой квантовый (или уровень электронный)
орбита электрона в нормальном состоянии атома

Слои электронные (уровни энергетические)
совокупности электронных облаков, близких по параметрам (т.е. образованные облаками орбиталей одного электронного уровня). Облака одного слоя, отличающиеся значениями магнитного квантового числа, соответствуют орбиталям одного электронного подуровня. Номер электронного слоя соответствует главному квантовому числу 'n' (характеризует удаленность орбиталей этого слоя от ядра атома). Общее число электронных облаков в любом электронном слое равно n2

Триплет
{триплетное или тройное состояние системы (в магнитном поле триплетный уровень энергии расщепляется на три)}. Это система частиц, у которой два электрона находятся на различных молекулярных орбиталях и имеют параллельные спины (суммарный спин равен 1, а общее спиновое квантовое число равно 3): триплетное состояние является электронно-возбужденным. Триплетные системы имеют бoльший срок жизни. В случае реакции диссоциации из триплетного состояния образуется пара радикалов с параллельными спинами (т.е. радикальная пара в триплетном состоянии). Например, молекулярный кислород обычно находится в триплетном состоянии (его обозначают [3]O2). При поглощении энергии он кратковременно переходит в возбужденное (синглетное) состояние [1]O2, при этом в газовой среде происходит реакция дисмутации - взаимодействие супероксидов друг с другом:
    О2*- + О2*- + 2Н+ → Н2O2 + O2
Так как незанятых молекулярных орбиталей в молекуле бесконечно много, каждая молекула имеет собственные наборы синглетных и триплетных возбужденных состояний, поэтому механизм диссоциации может быть двойственным:
* термическая диссоциация из основного состояния (образующаяся пара радикалов имеет то же синглетное спиновое состояние, что и распавшаяся молекула, т.е. спины электронов антипараллельны); термическое возбуждение молекул в электронно - возбужденные состояния может происходить только при высоких температурах
* диссоциация из электронно-возбужденного состояния.

Форма орбитали
Орбитали p-типа вытянуты вдоль одной из осей оординат (x, y, z) и обозначаются, соответственно, px, py, pz. Орбитали d- и f-типа располагаются под определенными углами между собой (всевозможные формы некоторых орбиталей - см. http://students.by/articles/41/1004178/1004178a3.htm). Геометрические размеры сферических орбиталей увеличиваются в последовательности 1s-2s-3s, а гантелеобразные - в последовательности 2р-3р


Энергия атомной орбитали
энергия электрона данной орбитали (находящегося в этом состоянии). Энергия атомных орбиталей одного электронного уровня у многоэлектронных атомов разная. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали, а при заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим (n). В пределах каждого подуровня орбиталь имеет одинаковую энергию. Изменение энергии орбитали обусловливает изменение конфигурации электронных облаков. Например, электронная формула атома углерода:
    1s22s22p2 - в основном состоянии
    1s22s12p3 - в возбужденном состоянии
    1s2(2sp)22p2 - при sp-гибридизации (карбин: α-форма: -С≡С-С≡С-, β-форма: =С=С=С=)
    1s2(2sp2)32p1 - при sp2-гибридизации (графит)
    1s2(2sp3)4 - при sp3-гибридизации (алмаз)
Хотя в молекуле метана СН4 энергии s- и p-орбиталей
различны, все четыре (С-Н)-связи имеют одинаковую 
длину (0.154 нм) и валентные углы 109o
Энергия разрыхляющих орбиталей
выше энергии исходных атомных орбиталей. Заселение таких орбиталей электронами ослабляет связь

Энергия связывающих орбиталей
ниже энергии атомных орбиталей. Электроны таких орбиталей находятся в пространстве между связываемыми атомами
Ячейка квантовая (или электронная) - графическое изображение атомной орбитали в виде квадратика с вертикальными стрелками в зависимости от значения спина имеющегося электрона, например, [↑↓]. Если рядом с квантовыми ячейками указать символы орбиталей, например, s[↑↓], в результате получится орбитальная диаграмма атома. Пустая ячейка обозначает свободную орбиталь.

Ячейка энергетическая
состояние электрона в атоме, описываемое значениями трех квантовых чисел n, l, ml (иначе - трехмерный объект, пространство вокруг ядра атома, в котором находится электрон)


ГИБРИДИЗАЦИЯ

Гибридизация атомных орбиталей
смешение атомных орбиталей разных подуровней атома, электроны которых участвуют в образовании эквивалентных связей или изменение формы и энергии атомных орбиталей при образовании ковалентной связи (см. http://hybridation.ru/default.htm). При гибридизации валентные атомные орбитали выравниваются по форме и энергии. Из-за более симметричного распределения электронной плотности в результате гибридизации образуются более прочные связи
При образовании ковалентной  полярной связи происходит 
смещение общего электронного облака.При этом плотность 
отрицательных электрических  зарядов оказывается  выше 
вблизи одноименно заряженных атомов и ниже- у противо-
положно заряженных.Вследствие этого первые атомы приоб-
ретают избыточный отрицательный эффективный заряд, а 
вторые - избыточный положительный эффективный заряд 
	 []
Различные случаи перекрывания электронных облаков 
(по Н.Л. Глинка):
   a) и б) - положительное перекрывание
   в) - отрицательное  
   г) - перекрывание, равное нулю
Гибридизация может осуществляться при условии
(http://www.knigi.dissers.ru/books/1/4332-7.php):
* близости орбиталей атомов по энергии(поэтому 
  1s- и 2p-орбитали не смешиваются между собой,
  в отличие от 5d- и 6s-орбиталей)
* близости орбиталей по направленности(поэтому 
  р-орбитали могут смешиваться с осевыми d-
  орбиталями)
* малых радиусов орбиталей {этим объясняются 
  разные значения валентных углов в молекуле 
  H2O (104.5o) и H2Te (90o, т.е. 
  где гибридизации практически нет)}
* определенной заселенности орбиталей электро-
  нами (поэтому в BеF2 существует sp-гибриди-
  зация, в BF3-sp2-гибридизация, 
  а в CH4, NH3 и H2O - sp3-гибридизация)
Для сравнения, в молекулах NH3 и H2O часть 
гибридных орбиталей не участвует в связыва-
нии (они содержат  несвязывающую  электрон-
ную пару)
Эквивалентности гибридных орбиталей соответствует эквивалентность образующихся химических связей. Например, в случае 4-валентного атома углерода имеется один 2s-  и три 2p-электрона (для объяснения эквивалентности четырех σ-связей, образованных углеродом в молекулах CH4, CF4 и др.), одна атомная s-орбиталь и три р- орбитали заменяют 4-мя эквивалентными гибридными sp3-орбиталями. Процесс гибридизации требует затрат энергии. Все орбитали одного подуровня (l) имеют одинаковую энергию, но по-разному ориентированы друг относительно друг друга. При образовании химических связей орбитали перекрываются и усредняются по форме и энергии (например, гибридизация двух сферических орбиталей может привести к возникновению гантелеобразной формы результирующей орбитали).
В гибридизации могут участвовать как одно- и двухэлектронные, так и свободные (пустые) орбитали:
   * s-, p-, d-орбитали
   * s- и d-орбитали (без p-орбиталей)
   * только p- и d-орбитали (т.е. могут включаться как s- и p-электроны, так и d- и f-электроны), например, sp3d- и sp3d2-гибридизации.
Форма гибридизированных орбиталей может быть самой причудливой:
 []
В зависимости от типа гибридизации гибридные орбитали имеют определенное расположение в пространстве:
    sp - линейное (угол между осями орбиталей 180o)
    sp2 - треугольное (углы между осями орбиталей 120o)
    sp3 - тетраэдрическое (углы между осями орбиталей около 109o)
    sp2d1 - квадратное (углы между осями орбиталей 90o), и др.
За исключением молекулы водорода, две s-орбитали не могут сильно перекрываться вследствие сферического распределения заряда, поэтому образующиеся связи наименее прочны. Молекулы с такими типами связи образуют щелочные металлы.
При гибридизация s- и р-орбиталей происходит смещение электронного облака в направлении образования связи с другими атомами, т.е. область перекрывания s- и р-гибридных орбиталей в этом случае больше, чем для 'чистых' s- и р-орбиталей (прочность образуемых связей увеличивается). Основные виды гибридизации:
sp-гибридизация:
одна атомная s-орбиталь и одна атомная p-орбиталь гибридизируются в две равноценные гибридные sp-орбитали, направленные друг к другу под углом 180o (молекулы c такой гибридизацией имеют линейную геометрию, например, как в молекулах BeCl2: Cl-Be-Cl). Две sp-орбитали могут образовывать две s-связи (например, в молекулах BeH2 или ZnCl2). Еще две p-связи могут образоваться, если на двух p-орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны (как в ацетилене - C2H2). Такая гибридизация характерна для атомов элементов главной подгруппы второй группы Периодической системы
sp2-гибридизация:
одна атомная s-орбиталь и 2 атомные p-орбитали гибридизируются в 3 равноценные sp2-орбитали, лежащие в одной плоскости (с разными углами между орбиталями). При такой гибридизации орбитали могут перекрываться как по условной линии, соединяющей ядра атомов, так и вне ее. Три sp2-орбитали могут образовывать 3 гибридные связи (как в молекуле BF3). Дополнительная связь может образоваться, если на p-орбитали, не участвующей в гибридизации, находится электрон (например, в этилене C2H4). Такую гибридизацию имеют:
- атом азота в азотной кислоте (HNO3)
- связи в мономерной молекуле (AlCl3), образованные одним электроном атома алюминия и одним электроном атома хлора.
Так как на внешнем уровне у Al (AlCl3) нет непо-
деленных электронных пар, все 3 участвующие в образовании 
связей орбитали гибридизируются в sp2-молекулу, а 
орбитали атомов хлора, образующие только одну связь, 
остаются негибридизированными.
В результате координации(см.Химические связи) пустой 
p-орбитали атома алюминия с неподеленными парами  p-
электронов хлора  кратность всех трех связей состав-
ляет 4/3

sp3-гибридизация:
одна атомная s-орбиталь и 3 атомные p-орбитали гибридизируются в 4 симметричные гибридные sp3-орбитали с углом между связями близким (109o). Такая гибридизация возникает если центральный атом молекулы образует менее 4-х связей, но еще имеет неподеленные электронные пары. Молекулы c sp3-гибридизацией имеют тетраэдрическую или близкую к ней форму (как, например, у соединений CH4). Аналогичную гибридизацию имеют, например:
- молекула воды (H2O) - валентный угол (Н-О-Н) равен (105o)
- молекула аммиака (NH3) - валентный угол равен (107o)
- молекула соляной кислоты (HCl) - имеет три неподеленные электронные пары
- комплексный ион (NH4+)
Ковалентные связи в молекуле NH3 образованы за 
счет частично sp3-гибридизированных орбиталей 
(неподеленная пара атома азота пространственно 
ориентирована) 

Примечание.
    Доля s-орбитали составляет: (50%) - при sp-, (34%) - при sp2- и (25%) - при sp3- гибридизациях

Состояние гибридное
особое состояние атома при образовании химических связей в процессе гибридизации. С увеличением разницы в энергиях исходных атомных орбиталей уменьшается устойчивость их гибридного состояния и прочность образуемых атомами химических связей. При переходе атома в гибридное состояние s- и р-электроны обмениваются энергией, а их энергии выравниваются. При изменении гибридного состояния у атома изменяется и длина связи между атомами

Тип гибридизации атома
гибридные орбитали данного атома в молекуле одного типа. Например, молекула соляной кислоты (HСl) имеет sp3-гибридизацию атомных орбиталей, атом углерода ( С ) в молекуле этилена (C2H4) - sp2-гибридизацию, а атом углерода ( С) в молекуле ацетилена (C2H2) - sp-гибридизацию

ХАРАКТEРНЫЕ ЧИСЛА

Числа квантовые
числовые характеристики, однозначно определяющие электронное состояние конкретного электрона в атоме. Этo:
    * главное (радиальное) квантовое число (n)
    * орбитальное квантовое число (l)
    * магнитное квантовое число (ml) - определяет симметрию орбитали
    * спиновое квантовое число (ms) - отражает 'внутреннее' состояние частицы (используется при описании многоэлектронных атомов).
Первые три числа связаны с движением электрона в пространстве (они определяют геометрические особенности атомных орбиталей). Набор квантовых чисел определяет некоторое квантовое состояние, причем (в соответствии с принципом Паули) в любом конкретном квантовом состоянии может находиться не более одного электрона


Орбиталь атомная (часть подуровня) {и см. ОБЛАКА, ОРБИТАЛИ}
пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно (до 90-95)% нахождение электронов (не более двух) с определенными значениями квантовых чисел n, l, ml, при этом (в отличие от орбиты) неизвестно значение точных координат электрона. Каждой орбитали соответствует область пространства определенных размеров, формы и ориентации, эквивалентная термину 'электронное облако'. Общее число орбиталей на одном уровне (общее число облаков в одном слое) равно (n2). С увеличением главного квантового числа (n) энергия орбиталей увеличивается. Энергия электронов зависит не только от номера оболочки, но и от величины заряда ядра. Орбитали в атомах образуют электронные слои (1s-, 2s-, 2p- и др.). Орбитали одного слоя имеют одинаковый диаметр. Подуровень содержит 2l+1  орбиталь. Например, d- подуровень содержит 5 d-орбиталей. Орбитали одного подуровня, имеющие разные числа ml, имеют одинаковую энергию. С увеличением главного квантового числа 'n' размеры орбиталей увеличиваются: наименьшие размеры имеет 1s-орбиталь, 2s- орбиталь больше 1s-, 3s- больше 2s-, и т.д. С возрастанием заряда ядра электронные оболочки элементов все более усложняются:
   s-орбиталь имеет сферическую форму
   p-орбиталь имеет гантелеобразную форму, и т.д.
Примечание.
 Например, у водорода и гелия имеется только одна s-орбиталь, на которой может существовать только один электрон с нескомпенсированным спином. Вследствие этого атомы водорода попарно объединяются в двухатомные молекулы, в которых нескомпенсированный спин электрона одного атома взаимно компенсируется спином электрона другого атома.


Главное квантовое число (n) - определяет:
    - номер электронного уровня (номер орбиты - по Бору)
    - интервал энергии электронов, находящихся на этом уровне
    - размеры орбиталей (расстояние от ядра до орбитали)
    - число подуровней данного электронного уровня
    - значение номера периода в Периодической системы
(т.е. набор и размеры орбиталей, на которых могут располагаться электроны). В многоэлектронных атомах оно определяет только некоторый диапазон энергии, которую может принимать электрон; точное же ее значение зависит от величины орбитального квантового числа (l)
Главное квантовое число может принимать значения {1, 2, 3, 4, 5, 6, 7}, соответствующие электронным уровням (слоям) {К, L, M, N, О, Р, Q}. При этом K соответствует (n = 1), L - (n = 2), и т.д. При (n = 1) атом водорода находится в основном состоянии, а при (n большим 1) - в возбужденном (т.е. чем меньше 'n', тем больше энергия взаимодействия электрона с ядром). По номеру периода можно определить число электронных уровней атома и внешний электронный уровень. С увеличением главного квантового числа различия между энергиями подуровней уменьшаются. Каждому значению квантовому числу соответствует (n) значений орбитального квантового числа (l) и число подуровней данного электронного уровня: первый уровень состоит из одного подуровня, второй - из двух, и т.д.
Например, элемент кадмий (Cd) расположен 
в 5-ом периоде (n=5), следовательно, его  
электроны раcпределены по 5 электронным 
уровням и внешним будет пятый электронный 
уровень  


Орбитальное (побочное, азимутальное, вспомогательное, дополнительное) квантовое число (l)
показывает энергию электрона в пределах данного энергетического уровня 'n' (вид и энергию подуровня). На уровне энергии 'n' могут быть разные подуровни энергии. Квантовое число (l) определяет орбитальный момент количества движения электрона, точное значение его энергии и пространственные формы орбиталей (электронного облака). Каждому значению орбитального квантового числа соответствует определенное буквенное обозначение подуровня: '0' → s (s-электроны), '1' → p (p-электроны), '2' → d (d-электроны), '3' → f (f-электроны),...
Орбитальное квантовое число (l) зависит от числа 'n' и может принимать значения из множества l = {0, 1, ..., (n -1)}, т.е. количество подуровней совпадает со значением главного квантового числа 'n':
    если n = 1, l = {0} (s=0)
    если n = 2, l = {0, 1} (s=0, p=1)
    если n = 3, l = {0, 1, 2} (s=0, p=1, d=2)
    если n = 4, l = {0, 1, 2, 3} (s=0, p=1, d=2, f=3)
    если n = 5, l = {0, 1, 2, 3, 4} (s=0, p=1, d=2, f=3, g=4)   и т.д.
Орбитальное квантовое число полностью характеризует подуровень (подслой).
Все s-орбитали имеют форму сферы (отличаясь размерами), р-орбитали - гантелеобразную форму, d-, f- и т.д. орбитали - еще более сложные пространственные формы. Энергия электронов с различными орбитальными квантовыми числами тем выше, чем больше число (l). Независимо от значения 'n' в s-состоянии может находиться 2 электрона, в p-состоянии - 6, в d-состоянии - 10, в f-состоянии - 14 и в g-состоянии - 18 электронов
Связь между номером электронного уровня и орбитальным квантовым числом - см. 'Электронный уровень'
Каждой паре значений главного(n) и орбитального(l) 
квантовых чисел соответствуют определенные уровни 
энергии, которой может обладать электрон.
Вследствие межэлектронного отталкивания энергия 
электронов,имеющих одно и то же значение (n), но 
разные значения (l), становится различной. 
Вследствие межэлектронного взаимодействия и замет-
ной величины орбитальной энергии при(l ≠ 0) регу-
лярность заполнения электронами атомных уровней 
нарушается.
Этот эффект становится заметным при l = 2 и сильно 
выражен для редкоземельных элементов(у которых l=3)
Ряд элементов (например, -, 6d- и 5f-элементы) 
имеют значение (n + l) равное 8 


Магнитное квантовое число (ml)
указывает конкретную орбиталь и определяет ее пространственную направленность (ориентацию орбитального магнитного момента l в пространстве относительно внешнего магнитного поля). Электроны атома должны располагаться на орбиталях так, чтобы проекции их орбитальных магнитных моментов на направление поля были целыми числами в диапазоне от '-l' до '+l' (включая '0'),   т.е. всего (2l + 1) значений (возможных форм электронных облаков и расположение их в пространстве). Например, если l = 2, то ml = {-2, -1, 0, 1, 2}. Это число не влияет на энергию электрона. Общее число возможных значений ml показывает число способов, которыми можно расположить орбитали данного подуровня в пространстве (т.е. общее число орбиталей на подуровне)
 []
     Напряженность внешнего магнитного поля
     (стрелки показывают допустимые направления
      орбитального момента количества движения)
     Физический смысл магнитного квантового числа
Численное значение проекции магнитного момента и является магнитным квантовым числом
Связь между орбитальным и магнитным квантовыми 
числами выражается правилами (число орбиталей 
на подуровне - в квадратных скобках):
при n = 1, l = 0, ml = 0,  [1] 
	{каждый s-подуровень состоит из одной 
	 орбитали  сферической  формы; число 
	 электронов на орбитали-2}
при n = 2:
	l = 0, ml = 0, [1] 
	l = 1, ml = {-1,0,+1}, [3] 
	{р-подуровень состоит из трех орбита-
	 лей(px,py,pz), имеющих гантелеобраз-
	 ную форму и располагающихся вдоль 
	 осей координат (х,y,z); число элек-
	 тронов на орбиталях данного типа-6}
при n = 3:
	l = 0, ml = 0, [1]
	l = 1, ml = {-1,0,+1}, [3]
	l = 2, ml = {-2,-1,0,+1,+2}, [5] 
	{d-подуровень состоит из 5 простран-
	 ственных орбиталей: dxy, dxz,  dyz, 
	 расположенных между соответствующими 
	 осями; 'лепестки' орбитали dx2-y2 рас-
	 положены вдоль осей 'x' и 'y', а dz2 
	 орбиталь расположена вдоль оси 'z'; 
	 число электронов на орбиталях дан-
	 ного типа-10}
при n = 4:
	l = 0, ml = 0, [1]
	l = 1, ml = {-1,0,+1}, [3]
	l = 2, ml = {-2,-1,0,+1,+2}, [5]
	l = 3, ml = {-3,-2,-1,0,+1,+2,+3}, [7]
	{f-подуровень состоит из 7 орбиталей 
	 достаточно сложных  пространственных 
	 конфигураций; число электронов на ор-
	 биталях данного типа-14} и т.д.
Магнитное квантовое число обозначает соответствующую конкретную орбиталь по осям координат
(x,y,z) по примеру: 2px, 3dxy, 4fz(x2 - y2)
 []
Пространственные конфигурации s-, p- и d-орбиталей
(Угай Я.А. Общая и неорганическая химия, 1997, с.34)



Спиновое квантовое число (ms) (или спин)
(не имеет классического аналога и приближенно соответствует магнитному моменту, возникающему при вращении электрона вокруг своей оси) показывает, какое из двух возможных состояний занимает электрон на данной орбитали: (+1/2) и (-1/2). Eго обычно обозначают как '↑' и '↓'. На каждой орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами. Суммарный спин двух электронов с противоположными его значениями равен нулю:
    (+1/2) + (-1/2) = 0
т.е. как и остальные квантовые числа спин электронов может отличаться только на единицу. Спин присущ и другим элементарным частицам (например, нейтрон имеет спин, равный 1/2). Ядра атомов, состоящие из четного числа протонов и нейтронов (четно-четные ядра), имеют в основном состоянии нулевой спин. Суммарный спин атома равен сумме спинов всех входящих в атом электронов
Для примера, у атома гелия оба электрона находятся 
в разных квантовых состояниях. Один - в состоянии 
n = 1, l = 0, ml = 0, ms = 1/2,а состояние второго 
отличается от первого только спином (ms = -1/2), 
т.е. спины электронов направлены в противоположные 
стороны(создают нулевой спиновый момент количества 
движения). 
Жидкий гелий состоит из сферически симметричных ато-
мов с нулевым спином (s = 0).
При заданном значении 'l' в атоме существуют 2(2l+1) 
состояний с различными  ml и ms 
Элементарные частицы могут иметь целый спин (0,1,
2,...)- это бозоны(например,фотоны),или полуцелый 
спин (1/2, 3/2, 5/2,...)- это фермионы (например, 
электроны). 
Каждый фермион имеет свою собственную античастицу 
(например,  позитрон  является обратным по заряду 
электрону)
Примечания:
  1. Спин полуцелый - спин, имеющий значения 1/2, 3/2, 5/2, ...
Полуцелый спин имеют  четно-нечетные ядра 
(с четным Z и нечетным N или с нечетным Z 
и четным N), например: 
- 1H, 15N, 19F (спин равен 1/2)
- 7Li, 23Na (спин - 3/2)
- 27Al (спин - 5/2)
- 59Co (спин - 7/2)
  2. Изоспин (спин изотопический) - одна из внутренних характеристик, определяющая число зарядовых состояний адронов (т.е всех частиц или системы частиц, участвующих в сильных взаимодействиях). Основное и возбужденное состояние адронов характеризуется изоспином и его проекцией. Нуклоны (протоны и нейтроны) могут различаться значением проекции изоспина, в то время как абсолютные значения их изоспина одинаковы (в частности, изоспин протона равен 1/2)

Четность
квантовое число, характеризующее поведение системы (атома, атомного ядра или элементарной частицы) при зеркальном отражении

Число координационное (валентность координационная / структурная)
число ближайших к данному атому соседних частиц (атомов, молекул или ионов), непосредственно окружающих данную частицу (например, в кристаллах). Например, в молекуле SO3 число соседних атомов кислорода у серы равно 3. Для комплексов координационное число иногда называют координационной валентностью). Координационное число определяют по геометрической структуре вещества. С увеличением степени окисления комплексообразователя координационная валентность тоже увеличивается (для сравнения: [Cu+(NH3)2]+ и [Сu2+(NH3)4]2+)
Примечания:
 1. Соединения координационные - вещества, в кристаллической решетке которых нет отдельных молекул, а каждый атом окружен определенным числом равноудаленных соседних атомов, удерживаемых одинаковым типом химической связи. К ним относят, в частности, алмаз, алюминий, хлорид NaCl
 2. Соединения координационно-насыщенные - соединения с максимальным координационным числом. Например, аммиак (NH3) является только валентно-, но не координационно-насыщенной молекулой. В противоположность ему ион аммония (NH4) как валентно, так и координационно насыщен, так как координационное число азота равно 4. Для сравнения: у углерода как валентное, так и координационное числа равны 4, следовательно, его соединения можно считать валентно- и координационно-насыщенными

Число (постоянная) Лошмидта (NL)
число атомов, молекул или ионов в (1 см3) идеального газа при нормальных условиях. Оно равно (2.68675*1019 см-3) для объема (1 моль) идеального газа при нормальных условиях, равного (22.4 л)

УРОВНИ, ПОДУРОВНИ

Подуровень вырожденный
электронный подуровень, которому соответствуют несколько энергетически равноценных орбиталей в отсутствие магнитного поля. Например, р-подуровень трижды вырожден (или ему отвечают 3 равноценные р-орбитали). Аналогично, d-состояние вырождено 5-кратно, а f-состояние - 7-кратно
Примечание.
Кратность вырождения - число одинаковых значений некоторого параметра состояний системы

Подуровень электронный ('подоболочка электронная')
часть электронной оболочки из орбиталей одного уровня с одинаковыми значениями орбитального квантового числа (l). Подуровни атома обозначаются в зависимости от чисел (n)  и (l), например:
   s (если l = 0)
   p (если l = 1)
   d (если l = 2)
   f  (если l = 3)   и т.д., т.е.
2s- соответствует (п = 2, l = 0),
3d- соответствует (n = 3, l= 2) и т. д.
{т.е. три р-орбитали составляют р-подуровень, пять d-орбиталей составляют d-подуровень и т.д.}
В пределах подуровня у любого атома энергии атомных орбиталей равны. Подуровни данного уровня имеют разную энергию (чем больше l, тем больше энергия Е) и разную форму орбиталей, составляющих эти подуровни
Обозначение подуровня состоит из символа подуровня и номера электронного уровня. Например, 3p2 означает p-подуровень третьего уровня, содержащий 2 электрона на данном подуровне. Число состояний электрона в подуровне равно 2(2l + 1). Подуровень содержит (2l + 1) орбиталь. Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня (n), тогда
   1s-подуровень образует первый электронный уровень
   2s- и -подуровни образуют второй электронный уровень
   3s-, 3p- и 3d-подуровни образуют третий электронный уровень
   3d-, 4p-, 4d- и 4f-подуровни образуют четвертый электронный уровень...
В соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого подуровня различают орбитали s-, р-, d- и f- типов. Число электронов в подуровнях:
    1s → 2,   2s → 2,   2p → 6,   3s → 2,   3p → 6,   3d → 10
или иначе - распределение электронов по слоям и орбиталям в зависимости от значений квантовых чисел (n) и (l):
                Число электронов:
      n__l______s__p__d__f__g___Итого:
      1__0__К__2_______________2
      2__1__L__2__6____________8
      3__2__M__2__6_10________18
      4__3__N__2__6_10_14_____32
      5__4__O__2__6_10_14_18__50
из которого видно, что, например, слой M (n = 3) состоит из одной 3s-орбитали, трех 3p-орбиталей и пяти 3d-орбиталей, и максимальное количество электронов в М-слое равно 18. Это же распределение электронов может быть представлено и в другом виде:
	
Максимальное число электронов на уровнях и 
подуровнях атома (по Н.Л. Глинка)
┌------------------------------------------------------┐
!     !        !           !__________Число:___________!
!     !        ! Магнитное !  орбиталей  ! электронов  !
!Уро- ! Под-   ! квантовое !_____________!_(максим.)___!
!вень ! уровень! число     !в под-!  в   !на под!на    !
!     !        !  (m)      !уровне!уровне!уровне!уровне!
!-----!--------!-----------!------!------!------!------!
!K    !s(l = 0)!{0}        !  1   !  1   !  2   !   2  !
!(n=1)!        !           !      !      !      !      !
!-----!--------!-----------!------!------!------!------!
!L    !s(l = 0)!{0}        !  1   !  4   !  2   !   8  !
!(n=2)!p(l = 1)!{-1,0,+1}  !  3   !      !  6   !      !
!-----!--------!-----------!------!------!------!------!
!M    !s(l = 0)!{0}        !  1   !      !  2   !  18  !
!(n=3)!p(l = 1)!{-1,0,+1}  !  3   !  9   !  6   !  =   !
!     !d(l = 2)!{-2,...,+2}!  5   !=1+3+5!  10  !2+6+10!
!-----!--------!-----------!------!------!------!------!
!N    !s(l = 0)!{0}        !  1   !      !  2   !      !
!(n=4)!p(l = 1)!{-1,0,+1}  !  3   !  16  !  6   !  32  !
!     !d(l = 2)!{-2,...,+2}!  5   !      !  10  !      !
!     !f(l = 3)!{-3,...,+3}!  7   !      !  14  !      !
└------------------------------------------------------┘
Распределение электронов по уровням (например, для натрия) можно представить в виде схемы: 11Na)2)8)1
Последовательность заполнения электронами различных подуровней в атоме определяется тремя критериями: принципом Паули, правилом Хунда и принципом наименьшей энергии (правилом Клечковского)
Примечание.
 Так как подуровни 5d-, 4f-   и   6d-, 5f-   энергетически очень близки между собой, электроны могут свободно переходить между ними

Уровень электронный ('оболочка электронная', 'слой электронный')
совокупность орбиталей атома с одинаковыми значениями главного квантового числа 'n' (находящихся на близких энергетических уровнях). Химические свойства данного химического элемента зависят от строения его электронной оболочки. Число слоев равно номеру периода в Периодической системе. Электронные уровни подразделяются на s-, p-, d-, f-подуровни. Слои располагаются в порядке заполнения подуровней. Формы электронных облаков для 1s-, 2р-, 3d-электронов - см. (http://him.1september.ru/article.php?ID=200501001). Оболочки обозначаются заглавными буквами из набора {K, L, M, N, O, P, Q} или цифрами от 1 до 7.
Максимальное число электронов на каждом уровне (в каждой оболочке) равно (2n2), где n - порядковый номер уровня. Таким образом, на первом уровне не может быть больше двух электронов, на втором - не больше 8, на третьем - 18, на четвертом - 32, на пятом - 50, на шестом - 72 и на седьмом - 98
Число возможных состояний атома для различных значений 'n(оболочка)':
    1(K) → 2,   2(L) → 8,   3(M) → 18,   4(N) → 32,   5(O) → 50
Каждая оболочка состоит из одного или нескольких подуровней (состоящих из атомных орбиталей), которые обозначаются буквами из набора {s, p, d, f, g, h}. Например,
    - первая оболочка (K) состоит из одного подуровня (1s),
    - вторая (L) - из двух подуровней (2s и 2p),
    - третья (М) - из 5 подуровней (3s, 3p, 3d), и т.д.
Например, атом Fe (электронного строения 1s22s22p63s23p63d64s2) имеет 4 электронных слоя: 1s, 2s-2p, 3s-3p-3d и 4s.
Электроны внешних оболочек находятся дальше от ядра и обладают большей энергией по сравнению с электронами внутренних оболочек
Экспериментально обнаружено до 32 электронов на 
всех уровнях, начиная с 4-го подуровня; всего 
может находиться до 14 электронов на семи f-орби-
талях. 
У всех известных химических элементов электроны 
находятся только на первых 7 уровнях, но только 
первые 4 из них могут быть заполнены 
Энергия орбиталей, имеющих разную геометрическую форму, но находящихся на одном электронном уровне, различна и увеличивается в последовательности: Es < Ep < Ed < Ef, поэтому на одном уровне могут быть выделены различные электронные подуровни. Во внешнем магнитном поле происходит расщепление электронного уровня атома, что хорошо фиксируется спектроскопией
Примечания:
1. Вырождение - явление, возникающее если одному и тому же электронному подуровню соответствуют несколько энергетически равноценных орбиталей (т.е. когда значение некоторого параметра, характеризующего систему, одинаково для различных состояний системы). Так как энергия электрона в атоме водорода определяется, в первую очередь, величиной главного квантового числа 'n', возможны несколько вырожденных состояний электрона с одинаковой энергией {такое состояние исчезает под действием внешних (электрического или магнитного) полей}.
2. Дуплет - электронный уровень из двух электронов
3. Оболочки закрытые - 2n электронов, расположенные попарно на n спин-орбиталях
4. Оболочка заполненная (замкнутая) - электронная оболочка, для которой существует единственный способ распределения электронов по орбиталям. Например, для атома Ne - это 1s22s22p6 (1s 2s 2p)
5. Оболочка незаполненная (незамкнутая) - электронная оболочка, для которой существует несколько вариантов распределения электронов на подуровне. Например, для атома 'C' это относится к двум электронам на 2р-подуровне, в атоме Cr - к 5 электронам на 3d-подуровне и одному электрону на 4s-подуровне, в атоме Mn - к 5 электронам на 3d-подуровне и т.д. (window.edu.ru/library/pdf2txt/646/29646/12859/)
6. Уровень электронный внешний - наиболее удаленная от ядра орбиталь. В этом случае число электронов у элементов главных подгрупп равно номеру группы
7. Уровень электронный завершенный - внешний электронный уровень, содержащий максимальное число электронов - (8). Завершенный уровень энергетически выгоднее незавершенного
Электронные оболочки главных и побочных подгрупп 
элементов различны; у главных подгрупп заполнены 
внешние ns-оболочки (у I и II группы) или np-
оболочки (у III...VII групп): первые являются s-
элементами, вторые - р-элементами
Внешние электроны заполняют
     К-оболочку (для Н)
     L-оболочку 
	     (для Li,Be,B,C,N)
     M-оболочку 
	     (для Na,Mg,Al,Si,P)
     N-оболочку 
	     (для K,Ca,Sc,Ti,V,Cu,Zn,Ga,Ge,As)
     O-оболочку 
	     (для Rb,Sr,Y,Zr,Nb,Ag,Cd,In,Sn,Sb)
     P-оболочку 
	     (для Cs,Ba,лантаноидов,Hf,Ta,Au,Hg,
	          Tl,Pb,Bi)
     Q-оболочку 
	     (для Fr,Ra,актиноидов)
Примечание.
   Наилучший  сайт для  просмотра электронного 
   строения элементов- http://www.xumuk.ru/esa 
Уровни энергетические (и см. Слои электронные)
возможные значения энергии атома {иначе - совокупность всех орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа (орбиталей с близкими значениями энергий)}. Каждый уровень характеризуется определенным состоянием системы (или их подмножеством в случае вырождения). Понятие применимо к атомам (электронные уровни), молекулам (уровни, соответствующие колебаниям и вращениям), атомным ядрам (внутриядерные энергетические уровни) и т.д. Термин справедлив для атома водорода, но не отражает характер электронных оболочек многоэлектронных атомов (у них разная энергия атомных орбиталей одного электронного уровня). Количество энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором он расположен (по теории Н.Бора - номер энергетического уровня соответствует номеру электронной оболочки), а количество энергетических подуровней в энергетическом уровне электрона равно номеру этого уровня. В общем случае энергетические уровни атома расщепляются на оболочки, а оболочки - на орбитали (их число соответствует магнитным квантовым числам).
Электроны в атоме обладают только строго определенными значениями энергии (зависящей от значений пары квантовых чисел 'n' и 'l') и могут переходить с одного энергетического уровня на другой только скачком

Уровни метастабильные
уровни энергии, с которых электрон не может перейти спонтанно (после излучения кванта света) ни на основной, ни на один из других (нижележащих) уровней

ПРАВИЛА, ПРИНЦИПЫ и ПОЛОЖЕНИЯ

Теория химического строения (основные положения - по Бутлерову А.М.):
первое: атомы в молекулах соединяются друг с другом в определенном порядке в соответствии с их валентностью (например, углерод в большинстве неорганических и во всех органических соединениях 4-валентен)
второе: свойства веществ зависят не только от их качественного и количественного состава, но и от строения молекул (это положение объясняет явление изомерии)
Свойства веществ зависят от взаимного влияния атомов и их групп в молекулах (по свойствам данного вещества можно определить строение его молекулы, а по строению молекулы - предсказать свойства вещества)

Теория электролитической диссоциации (С. Аррениус, 1887):

* Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы (анионы и катионы)
* Ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (происходит их гидратация)
* Под действием постоянного электрического тока анионы движутся к электроду-аноду, а катионы - к электроду-катоду
* Процесс диссоциации - обратимый
* Степень диссоциации показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул



Правило 18 электронов:
если все s-, p- и d-орбитали металла заполнены электронными парами, то такие соединения являются устойчивыми
Примечания:
1. Например, наличие NO-группы в соединении рутения - 
нитрозамине[RuNO(NO2)2(NH3)2OH] приводит к образованию 
им очень устойчивой 18-электронной конфигурации газа 
криптона. Это приводит к уникальной термической и 
химической  стойкости  подобных  соединений (они  
наиболее перспективны для использования в атомной 
промышленности)  
2. Аналогично,у меди на внешнем уровне имеется один 
электрон, но перед внешним электроном  находится пол-
ностью заполненный 18-электронный уровень: Cu)2)8)18)1  
Это приводит к уменьшению радиуса атома меди из-за 
увеличения силы притяжения между ядром и d-электро-
нами, поэтому медь химически достаточно инертна
3. Палладий (Pd) единственный из элементов имеет на 
внешней оболочке 18 электронов, поэтому он обладает  
самой высокой химической стойкостью и способен энер-
гично  поглощать  водород (до  850 объемов  на один 
объем палладия)


Постулаты Бора (1913):
1-ый. Электроны обращаются вокруг ядра по строго определенным стационарным орбитам, не излучая и не поглощая энергии
2-ой. При переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или испускает квант энергии

Правило Вант-Гоффа Я.Х. (1901):
при повышении температуры на (10 oС) скорость реакции увеличивается в 2-4 раза

Правила Клечковского (1951) определяют порядок заполнения электронных оболочек:
Энергия атомных орбиталей в многоэлектронных атомах возрастает в соответствии с увеличением значения (n+l), а при одинаковом значении суммы - энергия меньше у атомных орбиталей с меньшим значением (n)
1-ое: энергия подуровня определяется по сумме 'n+l'; электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали с меньшим значением энергии (например, энергия электронов на 5s-подуровне [n+l=5+0=5] меньше, чем на 4d-подуровне [n+l=4+2=6])
2-ое: если для нескольких подуровней значение 'n+l' одиноково, в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением 'n', а после его заполнения, насыщается подуровень с большим значением 'n' (т.е. 5d-подуровень заполняется раньше, чем 4f-, а 6d(1-2) - раньше 5f-подуровня).
Также (http://www.knigi.dissers.ru/books/1/4332-6.php) после заполнения электронами 3p-подуровня следующий электрон позиционируется на 4s- (n+l=4+0=4), а не на 3d-орбиталь: (n+l=3+2=5). В случае же равенства сумм (n+l), вначале заполняется 3d- (n+l=4+1=5), а затем 4p-орбиталь (n+l=4+1=5). В то же время из правила Клечковского есть 2 исключения: при переходе к La и Ac один электрон позиционируется (n-1)d-орбиталь прежде, чем начинает заполняться (n-2)f-подуровень. Вследствие этого La и Ac относят к d-элементам в отличие от следующих за ними лантаноидов и актиноидов соответственно, являющихся f-элементами.
К сожалению, правило Клечковского не учитывает, что спаренные электроны имеют бОльшую энергию, чем неспаренные. В общем случае формула распределения электронов по возрастанию энергии на энергетических уровнях и подуровнях (последовательность их заполнения) такова:
 1s2-2s2-2p6-3s2-3p6-4s2-3d10-4p6-5s2-4d10-5p6-6s2-5d1-4f14-5d(2-10)-6p6-7s2-6d1-5f14-6d(2-10)-7p6
{т.е. после заполнения каждого p-подуровня на любом (начиная с третьего) уровне заполняется s-подуровень следующего уровня, а потом заполняется d-подуровень предыдущего уровня}, что демонстрируется рисунком: (см.):
 []

Правило Маделунга (1910):
Из двух оболочек ниже по энергии располагается та, для которой величина (n = l) оказывается наименьшей. Если для двух оболочек значения сумм (n = l) совпадают, то ниже по энергии лежит оболочка с меньшим значением (n)

Правило мультиплетности:
Сумма спинов данного числа электронов на подуровне должна быть максимальной

Правило октета[-дублета] (Г.Н. Льюис, 1916):
При образовании молекул атомы стремятся образовать 8-электронную валентную оболочку, подобную электронной конфигурации благородных газов за счет попарного обобществления своих валентных электронов. Химические элементы (Н, Li, Be и B) стремятся приобрести двухэлектронную (как у атома Не) конфигурацию, так как завершенная электронная оболочка наиболее выгодна (в этом случае электронная конфигурация имеет наименьшую энергию). Акцепторные и донорные свойства атомов тесно связаны с правилом октета

Правило (Хунда / Гунда) (1927) определяет порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня:
Атом в основном (устойчивом) состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня (т.е. энергия электронной системы минимальна, если ее суммарный спин электронов на одинаковых атомных орбиталях максимален, так как спаренные электроны имеют бОльшую энергию, чем неспаренные). Максимальное число электронов на каждом подуровне: 2(s), 6(p), 10(d), 14(f)
	
По этому правилу при заполнении электронами 
орбиталей с одинаковыми значениями главного 
(n) и орбитального(l) квантового числа элек-
троны располагаются,в первую очередь, поо-
диночке на каждой орбитали, и только потом 
начинается заполнение этих орбиталей вторыми 
электронами с противоположными спинами (т.е. 
на подуровне должно быть максимально возмож-
ное число неспаренных электронов). 
Это правило наиболее характерно проявляется 
у атома азота:
  1s22s22p3 [у него на втором электронном 
уровне имеются 3 одинаковые -орбитали 
(2px, 2py и 2pz), и на 
каждой из этих р-
орбиталей оказывается по одному электрону] 
Следовательно,его результирующий спин будет 
равен:
      1/2 + 1/2 + 1/2 = 3/2 
(т.е. внешний электронный уровень заполнен 
не полностью: недостает трех электронов). 
Такое  заполнение  объясняется  тем, что в 
соседних квантовых ячейках электроны меньше 
отталкиваются  друг от друга, чем одинаково 
заряженные отрицательные частицы 
Правило четности:
относительно бОльшей стабильностью обладают соединения р-элементов со степенью окисления центрального атома той же четности, что и четность номера соответствующей группы в Периодической системе. Например, четными являются элементы четных групп: оксиды ксенона, ряд соединений серы (соединения H2S, H23, SO2 и др.), а нечетными - ряд соединений хлора (Cl2O, Cl2O3, HCl, HClO, HClO2 и др.) и фосфора (H3PO2, H3PO3, PH3, P2O3 и др.) - элементов нечетных групп

Правило электронейтральности:
сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю
Принцип детального равновесия:
если сложная система находится в равновесии, то в каждой из элементарных стадий также соблюдается равновесие

Принцип наименьшей энергии:
Суммарная энергия всех электронов атома, находящегося в основном состоянии, минимальна. В первую очередь заполняются ближайшие к ядру уровни и подуровни. В основном состоянии атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (связь его с ядром в этом случае наибольшая).
Основные правила заполнения уровней и подуровней следующие:
а) В первую очередь заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел (n) и (l) является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как:
  - в первом случае (n + l) = 4 + 0 = 4 (s-подуровень, l = 0)
  - во втором (n + l) = 3 + 2 = 5 (d-подуровень, l = 2)
      поэтому сначала заполняется подуровень 4s, а затем 3d
б) В случае равенства значений сумм (n) и (l) сначала заполняются подуровни с минимальным значением (n). Например, на подуровнях 3d, 4p, 5s сумма значений (n) и (l) равна 5, поэтому происходит заполнение подуровней с меньшими значениями (n) в сторону их увеличения, т.е. 3d - 4p - 5s


Принцип Паули или запрета (1925):
В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором их квантовых чисел (иначе - на каждой орбитали может находиться не более двух электронов c противоположными спинами, т.е. электроны обязательно должны различаться одним, двумя или тремя квантовыми числами), в противном случае все электроны занимали бы орбитали с наименьшей энергией. Емкость электронного слоя - N = 2n2

МОМЕНТЫ

Вектор момента количества движения вращающейся частицы направлен вдоль оси ее вращения в сторону, определяемую правилом буравчика

Момент атома магнитный
В многоэлектронном атоме каждый из электронов обладает собственным орбитальным и спиновым механическим и магнитным моментами. Суммарный магнитный момент равен векторной сумме моментов всех атомов
Примечание.
 В многоэлектронных атомах каждый электрон находится не только в поле ядра, но и в поле других электронов атома

Момент атома магнитный орбитальный
геометрическая сумма орбитальных магнитных моментов всех электронов атома

Момент импульса атома орбитальный
геометрическая сумма моментов импульса всех электронов атома

Момент количества движения электрона
равен me*v*r = n*h/2п, где
      me - масса электрона;
      v - скорость электрона;
      r - радиус орбиты электрона;
      n = 1, 2, 3...
      ħ - постоянная Планка (универсальная константа, равная 6.626*10-34 Дж*с)
Энергия электрона может принимать только строго 
определенные значения, характеризуемые величиной 
целочисленного коэффициента (n); не существует 
состояния вещества,при котором энергия его частиц 
была бы равна нулю

Момент электрона магнитный
электрон обладает собственным магнитным моментом, обусловленным его спином. В системах с четным числом электронов полный магнитный дипольный момент может быть равен нулю
При взаимодействии магнитных моментов атома или 
внешнего магнитного поля с магнитным моментом 
электрона происходит расщепление спектральных 
полос на 2, 3 или более тонкие линии. 
В зависимости от взаимной ориентации магнитных 
моментов атома и внешнего магнитного поля энер-
гия электрона данного уровня при их взаимодей-
ствии может как увеличиваться,так и уменьшаться

Момент электрона магнитный орбитальный
При движении вокруг ядра у электрона появляется орбитальный механический момент количества движения, а при движении его как электрического заряда возникает пропорциональный ему орбитальный магнитный момент. Ниже показано направление орбитального магнитного момента электрона (http://ens.tpu.ru/POsOBIE_FIs_KUsN/электромагнетизм/06-1.htm)
 []
Электрон, движущийся воруг ядра, имеет орбитальный момент импульса k*L = m*v-r, противоположный орбитальному магнитному моменту электрона [k - коэффициент пропорциональности, равный k = -(e/2m), где m - масса электрона]


Момент электрона магнитный спиновый (P-ms)
направлен противоположно его спину: P-ms = k*Ls- (где k - коэффициент пропорциональности, равный k = -(e/m)

Спин
собственный момент импульса электрона Ls (внутреннее свойство микрочастицы, определяющее ее магнитные свойства, приблизительно соответствующее угловому моменту микрообъекта, вращающегося вокруг собственного центра масс). Cпином иногда называют полный момент количества движения частицы, равный сумме ее орбитального и собственного моментов. Для разных частиц спин имеет разные значения. Например, для электрона спин равен (+1/2) или (-1/2). Если спины двух электронов противоположны, эти электроны 'обобществляются' (они принадлежат одновременно обоим ядрам атомов) и совершают совместное движение в поле обоих ядер. Спин электрона обусловливает возникновение у электрона собственного магнитного поля, направление которого определяется направлением спина
Спин могут иметь  как элементарные частицы, так 
и ядра атомов.Например,спин электронов,протонов, 
нейтронов и нейтрино равен 1/2, фотона- единице, 
полный электронный спин гелия(в основном состо-
янии) равен нулю,а в первом возбужденном - еди-
нице. 
Спин ядра  может быть  целым или  полуцелым 
(в единицах постоянной  Планка) в зависимости 
от четного или нечетного числа протонов и ней-
тронов в изотопах атомов соответственно:
	(0)   - у кислорода 16О
	(1/2) - у водорода 1Н
	(1)   - у азота 14N
	(3/2) - у бора 11В, гелия 32He
	(2)   - у гелия 42Не
	(5/2) - у кислорода 17О
	(3)   - у бора 10В

ПРОЧИЕ ТЕРМИНЫ:

Агент химический
действующее вещество, выполняющее четко выделенную роль в химическом взаимодействии веществ или их смесей

Агрегация (или агрегирование)
процесс объединения элементов в одну систему (комплекс)
Примечание.
    Агрегат - механическое соединение в целое разнородных частей и объектов

Активность [моль/л]
действующая масса или эффективная концентрация. Она равна произведению коэффициента активности на концентрацию. Примером активности может служить водородный показатель (рН). Активность является основной химической характеристикой вещества. Внешние условия (например, высокие давления) влияют на активность веществ (даже в конденсированном состоянии). Стандартные значения активностей всех реагирующих частиц соблюдаются только в начальный момент процесса (по http://window.edu.ru/resource/720/60720/files/0063593.pdf)
Примечания:
    1. Коэффициент активности - показывает долю относительно свободных частиц (молекул, ионов и др.), не участвующих в отвлекающих взаимодействиях этих частиц
    2. Взаимодействие отвлекающее (постороннее) - взаимодействие активных частиц, не приводящее к осуществлению данной реакции (например, частичное взаимодействие реагентов с продуктами реакции)

Активность вещества химическая
способность вещества вступать в химические взаимодействия. Химическую активность вещества определяют валентные электроны, так как они участвуют в образовании химической связи между атомами. Она увеличивается при измельчении вещества (вследствие увеличения площади поверхности и, соответственно, поверхностной энергии), при нагревании и воздействии других внешних факторов (электромагнитного излучения, высокого давления и др.). Химическая активность (обычно в кинетическом или термодинамическом смысле) рассматривается сравнением ее для различных элементов и веществ. Так, например, кислород и фтор являются активнейшими химическими элементами по отношению к большинству других элементов, но они малоактивны по отношению друг к другу или к азоту

Актиноиды (актиниды)
семейство из 14 химических элементов III-й группы 7-го периода (элементы, у которых электроны находятся на 5f-подуровне). К ним относят
Am, Bk, Cf, Cm, Es, Fm, Lr, Md, No, Np, Pa, Pu, Th, U   (Th  не является f-элементом)
У 7 элементов семейства (Pu, Am и Cf...No) наблюдается эффект провала d-электрона на 5f-подуровень

Амальгама
жидкие или твердые сплавы ртути с другими металлами. Амальгамы используют при золочении металлических изделий, в производстве зеркал, при электролитическом получении редких металлов, при холодной сварке в микроэлектронике, в стоматологии в качестве материала зубных пломб

Анолит
электролит, смежный с анодом при электролитическом процессе
Примечание.
    Католит - электролит, смежный с катодом при электролитическом процессе

АспирАтор
газовый пробоотборник, предназначенный преимущественно для контроля качества воздуха, а также для изучения состава промышленных выбросов (для определения содержания в них вредных веществ, примесей, пыли). В основе принципа аспиратора лежит пропускание заданного объема исследуемого газа через фильтр. По известному значению объема прошедшего через фильтр газа и количества частиц и веществ, осевших на нем, можно косвенно судить о концентрации данных веществ в газе

АспирАция
процесс отбора газа

Ассоциация
свойство однотипных молекул или ионов соединяться между собой в более сложные, не вызывающее изменения химической природы веществ. Например, ионы или молекулы могут объединяться в димеры или полимеры, существующие не только в жидком, но и в газообразном состоянии. Вследствие ассоциации аммиак, вода и фтороводород имеют аномально высокие температуры плавления и кипения

Атмолиз
процесс разделения двух газов, имеющих разную плотность, диффузией через пористую перегородку. Он используется, в частности, для разделения смеси радиоактивных изотопов урана: (0.7%)235U и (99.3%)238U (гексафторид 235UF6 диффундирует в 1.004 раза быстрее гексафторида другого изотопа (т.е. смесь газов, пропущенная через пористую перегородку, оказывается обогащенной изотопом 235U). Для существенного увеличения концентрации выбранного изотопа процедуру повторяют тысячи раз

Атомность
число атомов в одной молекуле ковалентного простого вещества (данного элемента). Например, все инертные газы - одноатомные элементы, а молекулы Cl, H, N, O - двухатомны

Аффинаж
процесс получения высокочистых благородных металлов путем отделения от них загрязняющих примесей. Он может осуществляться химическим способом, рафинированием металлов или электролизом (чистый металл осаждается на катоде)

Величины термодинамические
внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса


Вещества амфипротонные (амфолиты)
вещества, способные присоединять и отщеплять протоны (например, Н2О, СН3ОН и др.)

Вещества амфотерные
соединения, проявляющие в зависимости от условий как основные, так и кислотные свойства [например: оксид (Al2O3), гидроксид Al(OH)3]

Вещества без протонов
апротонные кислоты и кислотоподобные вещества (например, BF3, SnCl4 и др.)

Вещество вредное
вещество, при контакте с которым без использования средств защиты может вызвать у работников производственные травмы, профессиональные заболевания или отклонения в состоянии здоровья настоящего и/или последующего поколений

Вещества водоотнимающие
концентрированная серная кислота (H2SO4), уксусный ангидрид  (CH3CO)2O, гидразин (N2H4), гидроксиламин (NH2OH ), гипофосфиты {Na(PH2O2)} и др.

Вещества дифильные (или двояколюбящие)
вещества, молекулы которых одновременно содержат гидрофильные и гидрофобные группы {состоят из полярной (-OH, -NH2 и др.) и неполярной частей (радикалы -CH3, -C2H5 и др.)}. Обычно это молекулы поверхностно-активных веществ. Вещества большей молекулярной массы сорбируются лучше соединений малой молекулярной массы. Известны дифильные вещества, не способные к мицеллообразованию (при повышении концентрации происходит разделение системы на фазы). Дифильное строение имеют молекулы этилового спирта - C2H5OH

Вещество косное
вещество, образованное без участия жизни (например, горные породы)

Вещества поверхностно-активные (ПАВ)
вещества с дифильным строением, адсорбирующиеся на фазовых границах, и понижающие поверхностное натяжение воды на границе с воздухом практически до поверхностного натяжения углеводородных жидкостей (до 25*10-3 Дж/м2). В водном растворе таких веществ на границе с воздухом образуется адсорбционный мономолекулярный слой с углеводородными радикалами, ориентированными в сторону воздуха (перпендикулярно поверхности, т.е. нормальная ориентация). Концентрация ПАВ в адсорбционном слое на порядки выше, чем в объеме жидкости.
Молекулы многих органических веществ состоят из полярной (гидрофильной) и неполярной (гидрофобной) группировок, т.е. являются поверхностно-активными веществами. Молекулы ПАВ при адсорбции на твердом адсорбенте ориентируются на его поверхности так, что полярная часть молекулы обращена к полярной фазе, а неполярная - к неполярной
В зависимости от условий и химической природы (полярности) растворителя, условно различают:
    - истинно-растворимые (молекулярно - диспергированные) ПАВ
    - коллоидные ПАВ (в зависимости от условий образущие с одним и тем же растворителем истинный и коллоидный растворы)
Коллоидные вещества проявляют объемные свойства, связанные с возникновением коллоидной (или мицеллярной) фазы.
Поверхностно - активные вещества широко используются для образования эмульсий

Вещества промежуточные
вещества, фигурирующие в химических уравнениях стадий сложных реакций, но не в итоговом уравнении процесса

Вещества протогенные
вещества, легко отдающие протоны (например, HF, НNО3 и др.)

Вещества протофильные
вещества, легко присоединяющие протоны (например, NH3, N2H4 и др.)

Взаимодействие межмолекулярное
действие электрически нейтральной молекулы на другую вследствие проявления сил притяжения или отталкивания. Оно характерно для веществ с молекулярным строением. Результатом межмолекулярных взаимодействий обычно является образование ассоциатов определенной структуры. В зависимости от полярности молекул характер взаимодействия может быть различным (ион-ионные, ион-дипольные, диполь-дипольные, гидрофобные и др.), например:
 []
    а) дисперсионное (за счет микродиполей)
    б) индукционное (взаимодействие диполь - не диполь)
    в) ориентационное (взаимодействие диполь - диполь)
Взаимодействие дисперсионное- тип межмолекулярного 
взаимодействия, возникающего между двумя неполярными 
молекулами.В целом дипольные моменты неполярных моле-
кул равны нулю, однако в определенный момент времени 
возможно неравномерное распределение электронов по 
всему объему молекулы, что приводит к возникновению 
мгновенного дипольного момента. При этом мгновенный 
диполь поляризует соседние неполярные молекулы или
взаимодействует с мгновенным диполем другой нейтраль-
ной молекулы. Для большинства молекул(за исключением 
малых полярных молекул типа молекул воды или фторо-
водорода)дисперсионное взаимодействие приблизительно 
в 103 раз слабее ковалентной связи. В некоторых 
молекулах высокой симметрии и валентной насыщенности 
дисперсионные взаимодействия остаются единственными 
межмолекулярными силами. Несмотря на плохую поляри-
зуемость гелия и неона, именно дисперсионное взаимо-
действие молекул позволяет образовывать их конденси-
рованную фазу
	
Взаимодействие индукционное - возникает между одной 
полярной и одной неполярной молекулами или между непо-
лярными молекулами,но способными к поляризации (напри-
мер, СО2). При этом каждый атом, создавая вокруг 
себя электрическое поле, воздействует на ближайший к 
нему атом другой молекулы,которая поляризуется(проис-
ходит смещения связанной электронной оболочки относи-
тельно центра положительного заряда). Образовавшийся 
индуцированный(наведенный) диполь поляризует соседние
молекулы,в результате все молекулы притягиваются друг 
к другу. Индукционное взаимодействие у веществ с 
полярными молекулами значительно слабее ориентацион-
ного. Оно проявляется главным образом в растворах
полярных соединений в неполярных растворителях
Взаимодействие ориентационное- возникает между двумя 
полярными молекулами веществ в конденсированном сос-
тоянии,имеющими собственный дипольный момент.Взаимо-
действие дипольных моментов  определяет результирую-
щую силу притяжения или отталкивания(например, моле-
кулы H2O или HСl притягиваются друг к другу вслед-
ствие взаимной ориентации противоположно заряженных 
полюсов диполей). 
Если дипольные моменты молекул размещаются на одной 
линии, результирующее их взаимодействие будет более 
интенсивным.  С ростом  температуры  ориентационное 
взаимодействие ослабевает вследствие теплового дви-
жения молекул 

Вид химический
совокупность одинаковых элементарных химических частиц

Вода 'связанная' (или 'супервода')
полярные молекулы воды в тонких слоях на поверхности минеральных адсорбентов {здесь молекулы воды утрамбованы до (1.74 г/см3!), хотя в любых других условиях вода практически несжимаема}
Вода тяжелая (Г. Юри и др., 1932) - оксид 
дейтерия(D2O) с кислородом природного изо-
топного состава.Структура молекул тяжелой 
воды  отличается от молекул простой воды 
только в длине связей и углов между ними 
В конденсированном состоянии проявляется 
водородная связь. 
В смеси простой и тяжелой воды с большой 
скоростью протекает изотопный обмен: 
  H2O + D2O = 2HDO
Тяжелая вода-бесцветная жидкость без запаха 
и вкуса с температурой кипения (101.44oC) и 
температурой плавления (3.823oC).
Получается при длительным электролизе 
обычной воды, содержащей долю молекул 
с тяжелым изотопом водорода
Вода химически чистая
может быть получена в реакции взаимодействия растворов, образующих 2 нерастворимых вещества или нерастворимое вещество и соль, например:
        3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca(PO4)2↓ + 6H2O
Примечания:
1. Вода может быть соединена с молекулами 
   других веществ тремя способами:
* адсорбционным(вода гигроскопическая) - 
  присоединяется за счет адсорбции на 
  поверхности вещества некоторого коли-
  чества воды  за счет  межмолекулярных 
  сил  притяжения (фактически  это вода 
  увлажнения, механически примешанная к 
  веществу и при нагревании его свыше
  (100 oС) гигроскопическая вода пол-
  ностью удаляется)	
* ионным или электролитическим  (вода 
  конституционная)-присоединяется к окси-
  дам щелочных,щелочноземельных и редко-
  земельных металлов и кислотным остат-
  кам, например:
	   P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
  Отщепление воды от таких соединений пред-
  ставляет проблемы, например: 
	   2NaOH → Na2O + H2O (при 1388 oС)
* координатным (вода кристаллизационная) - 
  присоединяется к ионам металлов, образуя 
  аквакомплексы, например:
	   CaCl2 + 6H2O = [Ca(H2O)6Cl2]
 (такая вода легче удаляется из соединений 
  по сравнению с конституционной,например, 
  при выветривании)
2. Для сведения: теплоемкость воды в 3100 
   раз больше, чем воздуха

Водород равновесный
равновесная смесь орто- и параводорода при заданной температуре. Молекулярный водород в зависимости от спина частиц может иметь две модификации (т.е. с разными свойствами): ортоводород и параводород.
Примечание.
 Система из двух атомов водорода образует 4 разные спиновые конфигурации. Молекулы воды существуют в форме двух спиновых изомеров: 'орто-вода' (с параллельными спинами атомов водорода) и 'пара-вода' (с антипараллельными спинами атомов водорода)

Восстановитель
вещество, в состав которого входят атомы, отдающее электроны во время химической реакции (иначе - это донор электронов). На катоде катионы восстанавливаются. Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряженный окислитель:
    (восстановитель - ё) ↔ сопряженный окислитель
Несвязанный (свободный) электрон является сильнейшим восстановителем. Примером восстановителя является водород в реакции образования воды:
    2H2 + O2 = 2H2O

Восстановление
процесс присоединения электронов атомом или ионом вещества, при этом его степень окисления понижается (например, восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода и других веществ). Пример реакции восстановления рения:
    2KReO4 + 7H2 = 2Re + 6H2O + 2KOH   (Re7... = Re0...)
Вскрытие
перевод труднорастворимых соединений (обжигом, спеканием, сульфатизацией и т.д.) в легкорастворимые (высших оксидов в низшие, сульфидов в сульфаты и др.). Процесс обычно используется в гидрометаллургии

Вспышка
быстрое сгорание парогазовоздушной смеси над поверхностью горючего вещества, сопровождающееся кратковременным видимым свечением
Газ - вещество, обладающее сжимаемостью, способное заполнять весь объем сосуда, в котором он находится. Условия идеальности:
1) диаметр молекул значительно меньше среднего расстояния между ними
2) средняя кинетическая энергия молекул значительно больше средней потенциальной энергии их взаимодействия
3) молекулы упруго взаимодействуют между собой и со стенками содержащей ее емкости

Газ идеальный
газ, образованный из одноатомных молекул. Например, при температуре ниже (100 oК) водород начинает вести себя как одноатомный газ

Газы благородные (инертные, редкие)
химические элементы XVIII-ой группы Периодической таблицы: Ar, He, Kr, Ne, Rn, Xe. Они отличаются очень низкой химической активностью, бесцветны, не имеют запаха, большинство (кроме гелия и неона) могут образовывать стабильные соединения [например, HArF, HKrCN, XeF2, Xe(OH)4, Na4XeO6 и др.], существующие при комнатной температуре
Например, у атома аргона (Z = 18) оболочки 
'K' и 'L' заполнены  полностью, а в  М-обо-
лочке заполнены только 3s- и 3p-подоболочки 
(у всех благородных газов заполнены р-под-
оболочки)   

Галиды
соединения галогенов с металлами и неметаллами со степенью окисления (-1), например, AgBr, NaCl и др.

Галогены (устар. - галоиды)
химические элементы XVII-ой группы Периодической таблицы: At, Br, Cl, F, I. Они обладают высокой химической активностью, при взаимодействии с металлами образуют бескислородные соли (например, NaCl)

Галургия
раздел химической технологии, включающий изучение состава и свойств природного сырья и разработку способов промышленного получения из него минеральных солей. В качестве сырья используются отложения солей (поваренной, калийной и магниевых), а также минерализованные (океанская и морская) вода и природные рассолы (соляных озер, подземные и также образовавшиеся при испарении морской воды)

Гасители:
* вещества как реагирующие со свободными радикалами, так и дезактивирующие их
* вещества, небольшие примеси которых способны подавлять свечение люминофоров

Гигроскопичность
свойство некоторых веществ поглощать водяные пары из воздуха. Примеры гигроскопических веществ - мед, мета(эта)нол, глицерин, концентрированные серная кислота, безводный хлорид кальция (последний настолько гигроскопичен, что в конце-концов распадается в воде, которую поглощает), силикагель и др. Из-за присутствия водяных паров в атмосфере, гигроскопические материалы должны храниться в запечатанных контейнерах (пример - поглощение сахаром воды при хранении его рядом с открытой емкостью с водой)

Гидратация
связывание частиц (атомов, ионов или молекул вещества) с водой, не сопровождающееся разрушением молекул воды

Гидраты
соединения веществ (имеющих постоянный или переменный состав) с водой, и образующиеся в результате гидратации

Гидролиз
химическое взаимодействие растворимых ионов средних солей с водой, происходящее с разложением исходной молекулы и образованием новых соединений (в частности - к образованию слабого электролита). Гидролиз приводит к присоединению протона (Н+) молекулы воды к аниону кислотного остатка, групп (ОН-) молекулы воды к катиону металла. В результате взаимодействия ее ионов с водой появляется кислотная или щелочная среда (осадок или газ не образуются). Процесс гидролиза состоит из двух этапов:
- необратимой реакции диссоциации соли в растворе (степень диссоциации равна 100%)
- обратимой реакции гидролиза (взаимодействия ионов соли с водой (степень гидролиза меньше 100%)
Примечание.
 Смысл выражения 'гидролиз протекает на 20%' означает, что в гидролизе участвуют 20% соответствующих анионов или катионов. Более подробно гидролиз рассматривается отдельно (http://samlib.ru/a/anemow_e_m/tt_22.shtml)


Гидрометаллургия
извлечение металлов из руд, концентратов и отходов различных производств водными растворами химических реагентов с последующим выделением металлов из растворов. Этапы включают в себя: [кальцинирование,] выщелачивание, очистку растворов от примесей и электролиз металлов в водных растворах (осаждения металла). Процессы проводятся при низких температурах (обычно на границе раздела твердой и жидкой фаз) при получении цветных металлов. Гидрометаллургия требует очень больших расходов воды

Гидрофильность (хорошая смачиваемость), гидрофобность (плохая смачиваемость)
характеристики интенсивности молекулярного взаимодействия поверхности тел с водой. Гидро[фильность / фобность] относится не только к телам, у которых оно является свойством поверхности, но и к отдельным молекулам, их группам, атомам, ионам. Гидрофильностью обладают вещества с ионными кристаллическими решетками (оксиды, гидроксиды, силикаты, сульфаты, фосфаты, глины и т.д.), вещества с полярными группами (ОН, NO2 и др.). Гидрофобностью обладают большинство органических веществ с углеводородными радикалами, металлы, полупроводники и т. д.

Гомолог
член гомологического ряда
Примечания:
 1. Разность гомологическая - остоянная группа атомов (структурных единиц), на которую два или более соединений отличаются друг от друга, например, метан (CH4), этан (C2H6) и пропан (C3H8) структурно отличаются друг от друга на метиленовые звенья (-CH2-)
 2. Ряд гомологический - ряд родственных (преимущественно органических) соединений с однотипной структурой, каждый последующий член которого отличается от предыдущего на гомологическую разность (группу) атомов
	Например, гомологический ряд алканов общей 
	формулы CnH2n+2 может быть представлен в виде:
	 метан  - CH4 (CH4)
	 этан  - CH3CH3 (С2Н6)
	 пропан - CH3CH2CH3 (С3Н8)
	 бутан  - CH3CH2CH2CH3 (С4Н10)
	 пентан - CH3CH2CH2CH2CH3 (С5Н12) и т.д.
Гомология
фундаментальное положение, в соответствии с которым химические и физические свойства вещества определяются структурой его молекул и функциональными группами соединения. Различие физических свойств таких веществ возрастает или изменяется закономерно по мере увеличения разницы в составе, определяемой числом функциональных групп. Такие химически подобные соединения образуют так называемый гомологический ряд, атомный состав всех членов которого возможно выразить общей формулой в зависимости от состава первого члена ряда (например, несколько членов ряда предельных углеводородов: метан СН4, этан C2H6, пропан С3Н8, ...). Все члены таких рядов являются производными от простейшего по составу соединения при последовательном замещении [атомов / функциональных групп], т.е. зная свойства и превращения вещества одного члена ряда, можно предсказать свойства и превращения всех остальных членов этого ряда)

Горение
быстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и, как правило, света

Гуммирование
нанесение резиносодержащих покрытий для защиты химического реактора или изделий от коррозии

Двойственность химическая
способность веществ проявлять различные свойства в зависимости от условий среды {например, амфотерность гидроксида алюминия Al(OH)3}. Окислительно-восстановительной двойственностью обладают вещества, содержашие элементы в промежуточных степенях окисления. Пример ряда соединений по возрастанию степени окисления (в скобках):
    азот:      NH3(-3) - N2H4(-2) - NH2OH(-1) - N2(0) - N2O(+1) - NO(+2) - HNO2(+3) - NO2(+4) - HNO3(+5)
    марганец: MnO(+2)(низш.) - Mn2O3(+3)(промеж.) - MnO2(+4)(промеж., среда нейтр.) - Mn3O4(+8/3)(промеж., среда щел.) - K2MnO4(+6)(промеж.) - KMnO4(+7)(высш.)

Дегидратация
потеря воды веществом (например, в результате нагревания):
М(ОН)2 = МО + Н2O,   где М = {Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni}
Наиболее характерным примером дегидратации является 'осушение' оксидом фосфора(V) P4O10 связанной воды от безводной хлорной кислоты с образованием ангидрида:
4HClO4 (= 2Cl2O7 + 2H2O) + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7

Димеризация
образование нового вещества путем соединения двух структурных элементов (молекул или частиц) в комплекс (димер) со слабыми ковалентными связями. Если в процессе димеризации образуются циклические димеры, процесс называют циклической димеризацией. Димеры неорганических соединений обычно образуются в газовой фазе за счет координационных и водородных связей, например:
2АlСl3 → Аl2Сl6
2HF → H2F2 или (HF)2
2NO2 → N2O4 и др.

Диссоциация
разделение (распад) молекулярных комплексов или молекул на две или большее число частиц или разделение пары ионов на свободные ионы. При растворении солей в воде диэлектрическая проницаемость воды повышается. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы протекает процесс соединения ионов (ассоциация). По степени диссоциации вещества можно разделить на неэлектролиты и электролиты {вещества (кислоты, щелочи и соли), растворы которых обеспечивают прохождение электрического тока вследствие диссоциации их на ионы (анионы и катионы)}. Характер диссоциации (кислотный или оснОвный) зависит от плотности заряда иона. По величине степени диссоциации электролиты обычно подразделяют на три группы:
* сильные (α ≥ 0.7): растворы кислот (HBr, HCl, HClO4, HI, HNO3 и ряд других), растворы солей и гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Ca, Ba, Sr); в водных растворах они диссоциируют полностью
* средней силы (0.3 < α < 0.7): растворы кислот H2CrO4, H3PO4 и др.
* слабые (α ≤ 0.3): растворы ряда неорганических кислот (HCN, H2CO3, H2S и др.), аммиака в воде и растворы всех органических кислот (муравьиной, уксусной и др.)

Единицы структурные
(элементы структурные) - частицы {атомы, группы атомов, молекулы, ионы, электроны и другие реальные и условные частицы (эквиваленты)}, обычно расположенные в узлах кристаллической решетки вещества. Сюда относят также отдельные повторяющиеся фрагменты, состоящие из атомов элементов в определенных соотношениях. Например, кварц представляет собой 'бесконечный' каркас из атомов Si и O, наименьший повторяющийся фрагмент которого содержит атом кремния и два атома кислорода (т.е. реальная формула кварца - SiO2)

Жидкость
промежуточное (между твердым и газообразным) агрегатное состояние вещества. Жидкости текучи (стремятся сохранить свой объем): они способны неограниченно менять форму под воздействием внешних сил и температуры, способны образовывать свободную поверхность. Каждая жидкость при определенном критическом давлении и температуре по свойствам не отличается от газа. Все жидкости можно разделить на чистые жидкости и смеси. Вода может собираться в капли и способна течь

Золь
коллоидная система с жидкой дисперсной средой, в которой частицы дисперсной фазы не связаны между собой в структуру


Зона валентная
энергетическая область разрешенных электронных состояний в твердом теле, которую занимают электроны, участвующие в образовании химической связи (иначе - энергетические зоны, образованные связывающими молекулярными орбиталями)

Зона запрещеная
энергетическая зона, разделяющая валентную зону и зону проводимости. При наличии запрещенной зоны электроны не могут свободно перемещаться из валентной зоны в зону проводимости. Если ширина запрещенной зоны составляет (0.1-3.0) эВ, электроны могут переходить из одной зоны в другую (при этом вещество проявляет полупроводниковые свойства), а при ширине запрещенной зоны больше 3.0 эВ электроны не могут перейти из валентной зоны в зону проводимости (вещество проявляет электроизоляционные свойства). Так как у металлов наблюдается перекрывание валентной зоны и зоны проводимости, запрещенная зона у них практически отсутствует, поэтому они хорошо проводят электрический ток (вследствие преодоления электронами запрещенной зоны - переходом электронов из валентной зоны в зону проводимости)
Примечания:
Ширина запрещенной зоны - ширина энергетического зазора между нижней границей зоны проводимости и верхней границей валентной, в котором отсутствуют разрешенные состояния для электрона.
Зона проводимости - частично заполненная или пустая (при абсолютном нуле температуры) энергетическая зона, расположенная выше валентной зоны (иначе - зона, объединяющая несвязывающие орбитали)


Индикаторы
химические вещества, изменяющие окраску, вызывающие люминесценцию или образующие осадок при изменении концентрации какого-либо вещества в растворе (более подробно - см. http://samlib.ru/a/anemow_e_m/ege-6.shtml)

Иониты (или сорбенты ионообменные)
обычно твердые малорастворимые вещества аморфной или кристаллической структуры, содержащие ионообменные и/или комплексообразующие группы, способные к обмену ионов при контакте с растворами электролитов. Ионит сорбирует положительные или отрицательные ионы из раствора электролита и отдает в раствор ионы того же знака, входящие в его структуру. Ионообменные реакции обычно протекают в гетерогенных системах жидкость-твердое вещество, в которых обмен происходит между ионами, находящимися в растворе и в твердой фазе (ионите или ионообменнике). В зависимости от знака обменивающихся ионов иониты подразделяют на аниониты (проявляющие основные свойства) и катиониты (проявляющие кислотные свойства). В случае одновременного обмена катионами и анионами, иониты называют амфотерными. Иониты могут быть неорганическими и органическими, природными или искусственными (синтетическими). Иониты, избирательно поглощающие ионы определенного размера, называют ионитовыми ситами. В качестве ионитов широко используют алюмосиликаты, гидроокиси, соли поливалентных металлов и ионообменные смолы. Иониты широко используются при очистке или опреснении воды
Примечания:
    1. Аниониты - иониты (полимерные основания), способные обменивать свои отрицательно заряженные ионы (анионы) на ионы внешней среды (полимерные аниониты - анионообменные смолы)
    2. Катиониты - иониты (полимерные кислоты), способные обменивать свои положительные ионы (катионы) на ионы внешней среды (полимерные катиониты - катионообменные смолы)
    3. Емкость обменная (статическая / динамическая) - поглотительная способность ионитов, т.е. число мг-экв ионов, поглощаемых/пропускаемых единицей массы (г) или объема (см3) ионита (динамическая обменная емкость всегда меньше статической). Большинство ионитов имеют обменную емкость в диапазоне (2-10 мг-экв/г)

Калорийность веществ [кДж/г, ккал/г; 1 кал = 4.184 Дж]
энергия, выделяемая при полном окислении (1 г) веществ питания в организме живых существ
Ориентировочная калорийность:
   - белков - 17 кДж/г (4 ккал/г)
   - жиров  - 39 кДж/г (9 ккал/г)
   - углеводов - 17 кДж/г (4 ккал/г)

Кальцинирование
прокаливание мела, извести, соды, руд, металлов и т.п. для удаления из них летучих веществ (воды, углекислоты и др.). При кальцинировании металлов их прокаливают при доступе воздуха с превращением в оксиды

Карбен
химические соединения, содержащие два неспаренных электрона на одном атоме углерода. Обычно это соединение углерода с 6 валентными электронами (два заместителя и электронная пара с двумя несвязывающими электронами) в синглетном или триплетном состоянии. У синглетного карбена два несвязывающих электрона со спаренными (антипараллельными) спинами находятся на одной орбитали (он обладает диамагнитными свойствами). У триплетного - два неспаренных электрона (с параллельными спинами) находятся на двух орбиталях одинаковой энергии (он обладает парамагнитными свойствами). Синглетные и триплетные карбены имеют разную геометрию и разную (высокую) химическую активность. Карбены в обычных условиях неустойчивы, промежуточно образуются во многих химических реакциях, например, при разложении диазометана образуется простейший из них - метилен (:СН2)

Карбин
аллотропная форма углерода на основе sp-гибридизации его атомов. Он может быть линейным или образовывать циклические структуры вида '=С=С=С=С=' или '-СΞС-СΞС-СΞС-' (вследствие совпадения у углерода валентности и координационного числа)

Катализ
изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Он может быть положительным (ускоряющим протекание химической реакции, например, окисление аммиака на платине) или отрицательным (снижающим скорость реакции, например, процессов коррозии). При введении катализатора в систему процесс обычно протекает с участием интермедиата по пути с меньшими значениями энергии активации (хотя может и с бОльшим числом стадий), но скорость реакции в общем случае повышается: это и составляет механизм каталитического действия

Катализатор ионный
обычно состоит из иона, инициирующего цепь, и иона противоположного заряда (например, трехфтористый бор BF3 или хлорид FeCl3 )

Катализаторы
химические вещества, изменяющие скорость протекания реакции, но не входящие в состав продуктов реакции. Катализаторы обладают совокупностью особых свойств: активностью, селективностью и устойчивостью
Примечание.
Промоторы - вещества, добавляемые к катализаторам для повышения их активности, избирательности и устойчивости. Они входят в большинство промышленных катализаторов. Например, губчатое железо, являясь катализатором в процессе синтеза аммиака NH3, содержит оксиды Al2О3 и К2О как промоторы

Катенация
свойство атомов халькогенов (кислорода, S, Se, Te и Po) связываться друг с другом в кольца/цепи (многочисленные линейные и циклические структуры). Например, для кислорода катенация ограничена озоном O3 и оксидом фтора O4F2 (у него атомы кислорода имеют положительный заряд). С катенацией сязаны аллотропия и полиморфизм простых веществ. Катенация может проявляться как у простых веществ, так и у соединений

Квант
неделимая порция какой-либо физической величины в физике (например, квант света)

Кинетика химическая
изучает скорости и механизмы химических процессов. Если образуемые в процессе реакций соединения не изменяются во времени, они являются кинетически устойчивыми (инертными), а противоположные им - неустойчивыми (лабильными)

Когезия
сцепление молекул (ионов) физического тела под действием сил межмолекулярного взаимодействия, водородной и/или иной химической связи, от чего зависит совокупность физических и физико-химических свойств вещества (агрегатное состояние, летучесть, растворимость, механические свойства и т.д.). Силы когезии резко убывают с расстоянием. Наиболее сильно когезия проявляется в твердых телах и жидкостях (т.е. в конденсированных фазах), где малы расстояния между молекулами (ионами) вещества. Так как в газах средние расстояния между молекулами велики по сравнению с их размерами, и поэтому когезия в них незначительна. Мерой интенсивности межмолекулярного взаимодействия служит плотность энергии когезии. Она эквивалентна работе удаления взаимно притягивающихся молекул на бесконечно большое расстояние друг от друга, что практически соответствует испарению или сублимации вещества.

Колебания атомов
изменения положения (движение) атомов относительно друг друга в двух- или многоатомных молекулах. Каждый атом колеблется со своей частотой и амплитудой

Колебания валентные
колебания атомов в двухатомных молекулах вдоль линии связи, приводящие к изменению расстояния между соседними атомами

Колебания деформационные
колебания атомов в многоатомных молекулах, приводящие к изменению углов между соседними связями

Комплекс (соединение комплексное)
химическое соединение, образующее в твердом состоянии кристаллическую решетку, узлы которой содержат комплексные ионы, способные существовать в растворе и расплаве. Комплексные соединения образуют как металлы, например:
4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH
так и неметаллы. При воздействии катализатора могут возникать активированные комплексы (нестойкие промежуточные соединения), при распаде которых образуются продукты реакции. Более подробно комплексы рассматриваются здесь: http://samlib.ru/a/anemow_e_m/cmpl.shtml

Компонент
независимое химически индивидуальное вещество, являющееся составной частью некоторой системы (оно может быть введено в систему или выделено из нее и его количество можно изменять в некоторых пределах независимо от других). В случае независимых компонент масса каждого из них в системе не зависит от массы других. Например, при приготовлении раствора из веществ, вступающих в необратимую химическую реацию, продукт реакции будет компонентом в случае реакции Na с водой
    2Na + 2Н2О= 2NaОН + Н2↑
(полученный раствор рассматривается как раствор гидроксида, а не как раствор Na в воде). Аналогично, для системы
    CaO + CO2 = CaCO3
независимыми компонентами можно считать как CaO и CO2 (а CaCO3 - как продукт реакции), так и CaO и CaCO3 (а CO2 рассматривать как продукт разложения CaCO3).
Число компонент обычно определяется разностью между числом составляющих веществ и числом независимых химических реакций, могущих идти в системе. В зависимости от числа компонент различают одно-, двух-, трех- (иначе - двойные, тройные) и многокомпонентные системы.

Компонента
составная часть чего-либо целого (т.е. составляющие вещества, наименьшее количество которых необходимо для однозначного выражения состава системы). Поскольку свойства системы зависят только от их числа, в роли компоненты могут выступать любые составляющие вещества

Конверсия
обычно процесс переработки газов (например, метана и его гомологов) с целью изменения состава исходной газовой смеси

Конгломерат
механическая соединение (беспорядочная смесь) разнородных веществ

Константы физические
величины, количественно отражающие свойства веществ (например, температура плавления золота)

Концентрация [обычная]
отношение числа частиц компонента системы (смеси, раствора или сплава), его количества (молярная концентрация [моль/м3]) или массы (массовая концентрация [кг/м3]) к объему системы

Концентрации равновесные [Х]
концентрации всех веществ системы, находящейся в состоянии химического равновесия
Примечание.
При изменении концентрации одной из компонент, 
участвующих в равновесии, концентрации всех 
других компонент изменяются так, что значение 
константы химического равновесия сохраняет 
свое значение. 
Смещение химического равновесия наглядно про-
является в изменении  интенсивности  окраски 
раствора Fe(CNS)3 в реакции:
   FeCl3 + 3KCNS ↔ Fe(CNS)3 + 3KCl 
(при увеличении концентрации Fe(CNS)3 интен-
сивность красного цвета возрастает, а при 
уменьшении концентрации раствор бледнеет 
или совершенно обесцвечивается)
Концентрация электронная формальная
отношение числа валентных электронов в молекуле вещества к числу взаимодействующих атомов в формуле. Например, у электронного интерметаллического соединения Na3Sn {при числе валентных электронов равном (3 + 4) и числе атомов в формуле равном 4, формальная электронная концентрация интерметаллида равна 7/4}
Коррозия электрохимическая
процессы взаимодействия металлов с электролитами в виде водных растворов

Коэффициент стехиометрический
коэффициент перед символом или формулой вещества в химическом уравнении, отражающий относительное количество веществ, участвующих в реакции. Коэффициенты в обеих частях химического уравнения можно увеличивать или уменьшать в одно и то же число раз. Например, если уравнять коэффициенты, исходя из (1 моль) гидроксида натрия (NaOH), то уравнение примет вид:
    1/3FeCl3 + NaOH = 1/3Fe(OH)3 + NaCl     Ξ     FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl
(т.е. оно также будет правильным, так как соблюдается закон сохранения массы веществ)
Примечание.
    Количества стехиометрические - количества веществ, соответствующие уравнению реакции или формуле


Кристаллы ионные
кристаллы, полностью состоящие из ионов (анионов и катионов), например, кристаллы поваренной соли NaCl

Лантаноиды (лантаниды)
семейство из 12 химических элементов III-ей группы 6-го периода. Они представляют собой f-элементы, хотя сам лантан - d-элемент. К ним относят
Ce, Dy, Er, Eu, Gd, Ho, Lu, Nd, Pm, Pr, Sm, Tb, Tm, Yb
и вместе с La, Sc, Y они считаются редкоземельными элементами. Кроме Gd и Lu  у остальных элементов семейства наблюдается эффект провала d-электрона на 4f-подуровень

Лигатура
в ювелирном деле обычно сплав из двух и более компонентов, добавляемый к драгоценному металлу для доведения ювелирного сплава до определенной пробы, изменения цвета сплава или придания ему дополнительных полезных свойств (например, для изменения температуры плавления сплава для удобства обработки). В черной металлургии лигатура обычно используется для введения в жидкий металл тугоплавких элементов. Лигатура для золота обычно состоит из Ag и Cu (могут добавляться Ni, Pt, Pd, Zn и др.), а легирующим компонентом серебра традиционно является медь

Магнетохимия
раздел физической химии, в котором изучают зависимость между магнитными свойствами и химическим строением веществ, а также влияние магнитного поля на химические свойства веществ (например, на растворимость и на их реакционную способность)

Масса действующая
синоним современного понятия 'концентрация'

Материалы вяжущие
порошкообразные вещества (гипс, известь, цемент), образующие при смешении с водой пластичную массу, затвердевающую в форме заливки

Материалы полимерные
материалы на основе высокомолекулярных соединений (обычно многокомпонентные и многофазные). Они широко используются во всех отраслях техники, технологии, сельском хозяйстве и быту. Вследствие особенностей строения имеются широкие возможности регулирования их состава, структуры и свойств
Для таких материалов характерны:
   - низкая стоимость
   - сравнительная простота, высокая произво-
     дительность получения,малая энергоемкость 
     и малоотходность получения и переработки
   - низкая плотность
   - высокая стойкость к агрессивным средам, 
     атмосферным и радиационным воздействиям 
     и ударным нагрузкам
   - высокие оптические, радио- и электротех-
     нические свойства
   - низкая теплопроводность, хорошие адге-
     зионные свойства. 
К недостаткам таких материалов следует отнести:
   - низкая тепло- и термостойкость
   - большое тепловое расширение
   - склонность к ползучести 
   - возгораемость большинства из них
Основные типы полимерных материалов:
   - пластмассы
   - композиционные материалы (композиты)
   - резины
   - лакокрасочные материалы
   - клеи, компаунды и герметики
   - полимербетон
   - волокнистые пленочные и листовые 
     материалы (пленки полимерные, стекло-
     пластик, синтетические ткани, кожа 
     искусственная, специальная бумага и т.п.)

Меланж
смесь концентрированных азотной и серной кислот при их соотношении по объему примерно 9:1

Металлиды
металлы в конденсированном состоянии

Металличность
способность атома элемента отдавать электрон. Количественно она характеризуется энергией ионизации. Металлы на внешнем электронном уровне содержат по 1-2 электрона, поэтому в химических реакциях они отдают валентные электроны (т.е. окисляются), проявляя восстановительные свойства. Металличность можно рассматривать как:
* характеристику химического элемента (зависящую от положения элемента в Периодической таблице и его электроотрицательностью)
* свойства химического элемента (наличие металлического блеска, тепло- и электропроводности и др.), зависящие как от природы элемента, так и от условий его получения (например, зернистость металла)

Металлохимия
раздел неорганической химии, изучающий химическое взаимодействие металлов между собой и металлов с неметаллами, если продукты этого взаимодействия сохраняют металлические свойства


Металлы (элементы металлические)
группа твердых химических элементов (кроме ртути), имеющих кристаллическую структуру, обладающие высокой тепло- и электропроводностью, высокой пластичностью. Они обладают высокими восстановительными свойствами. Обычные металлы (Fe, Ni и др.) вытесняют водород из кислот. Металлы можно подразделить на щелочные, щелочноземельные, переходные, полуметаллы, а также актиноиды и лантаноиды. Известно свыше 80 металлов, например: LI, Na, K, Fe, Au и др. Так как у оксидов CuO, Ag2O, NiO и гидроксидов Cu(OH)2, Ni(OH)2 преобладают оснὀвные свойства, простые вещества этих химических элементов обычно относят к металлам
Примечания:
1. У большинства металлов имеются вакантные орбитали 
и небольшое число электронов,принадлежащих всему веще-
ству, что является энергетически выгодным 
2. В узлах кристаллической решетки металлов находятся 
положительно заряженные ионы,которые окружены со всех 
сторон 'электронным газом'-свободными электронами.При 
этом возникает электростатическое взаимодействие заря-
дов,энергия которого является  промежуточной (по абсо-
лютной величине) между энергиями связей в ковалентных 
и молекулярных кристаллах
3. Cамый легкоплавкий металл- ртуть(температура плав-
ления - минус 39 oC), а самый тугоплавкий - вольфрам 
(температура плавления 3390 oC). Металлы с темпера-
турой плавления(выше 1000 oC) считаются тугоплавкими,
а ниже - низкоплавкими
4. При отражении световых лучей от 'электронного газа' 
(за пределами положительно заряженных ионов)возникает 
эффект 'металлического блеска' на изломе металла
5. Металлы  в твердом состоянии являются проводниками 
электричества(образуют динамические связи), неметаллы- 
изоляторами (образуют  статические связи).  Различия в 
типе связей(наряду с электропроводностью)объясняют все 
остальные различия в химических и физических свойствах 
металлов и неметаллов (например, изменение валентности 
металлов  при  переходе  от газообразного  состояния к 
твердому).
По отношению к кислороду металлы можно разделить на 3 
группы:
* взаимодействующие с кислородом при обычных усло-
 виях: 
	2Са + О2= 2СаО 
* взаимодействующие с кислородом только при нагрева-
 нии: 2Сu + O2 = 2CuO 
* не взаимодействующие с кислородом при обычных усло-
 виях (золото, платина)
При воздействии внешнего магнитного поля на металл, 
каждый электрон из сопряженной пары кроме компенса-
ции спина своего двойника стремится скомпенсировать 
своим спином внешнее магнитное поле:внутри электрон-
ной пары электроны поварачиваются на некоторый угол 
по направлению к упомянутому магнитному полю.
В результате  происходит  уменьшение сил магнитного 
притяжения (сил взаимной  компенсации  спинов), что 
вызывает смещение электронов относительно друг друга 
в своих парах(вследствие уменьшения сил  электроста-
тического отталкивания).Сопряженная пара электронов 
переходит  в новое условно-равновесное  состояние с 
увеличенной собственной энергией. 
При выключении внешнего магнитного поля двухэлектрон-
ная система возвращается в первоначальное состояние

Металлы активные
металлы щелочные (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), щелочноземельные (Са, Sr, Ba, Ra), а также Al, реагирующие с водой по реакции замещения:
    Me + H2O = Me(OH)n + H2
Щелочные и щелочноземельные элементы близки по химическим свойствам.

Металлы благородные (инертные или драгоценные)
Ag, Au, Pt, а также Ir, Os, Pd, Rh, Ro, Ru. Они отличаются высокой химической стойкостью и красивым внешним видом в изделиях
Примечание.
    Осмий - самый тяжелый химический элемент (плотность - 22.61 г/см3). Он проявляет валентности {0, 2+, 3+, 4+, 6+ и 8+}. В сильно нагретом состоянии осмий может разлагать водяной пар на водород и кислород. Самый же легкий металл - литий (плотность - 0.534 г/см3)

Металлы легкие
элементы Периодической таблицы XIII-XVI-й групп. К ним относят Al, Bi, Ga, In, Pb, Sn, Tl, иногда Ge, Po, Sb (хотя эти считаются металлоидами). Они менее твердые, а электроотрицательность у них выше по сравнению с переходными металлами. Легкие металлы имеют также отличную от переходных металлов температуры плавления и кипения

Металлы/элементы переходные
элементы побочных подгрупп Периодической таблицы элементов, на ns-орбитали которых находится один или два электрона, а остальные валентные электроны находятся на (n-1)d-орбитали {например, подгруппа железа (Co, Fe, Ni)}. Поскольку число валентных орбиталей у них меньше числа орбиталей, простые вещества, образованные такими элементами, являются металлами. К переходным относят:
   Ag, Au, Cd, Co, Cr, Cu, Fe, Hf, Hg, Ir, Mn, Mo, Nb,
   Ni, Os, Pt, Re, Rh, Ru, Sc, Ta, Tc, Ti, V, W, Y, Zn, Zr
а также лантаноиды и актиноиды. Переходные элементы по своим свойствам являются связывающими четный и нечетный ряды большого периода. Элементы в низшей степени окисления образуют соединения с основными свойствами (например: Mn(OH)3 - слабое основание, Mn(OH)2 - основание средней силы), в высшей степени окисления - кислотные {например: H2MnO4- сильная кислота, HMnO4- очень сильная кислота}, а в промежуточной - амфотерные {например, Mn(OH)4}. Кроме того, переходные элементы склонны к образованию комплексных соединений
Примечания:
1. Ионизация некоторых переходных элементов может 
   происходить не совсем обычно (в скобках указана 
   результирующая электронная конфигурация):
   Ni0 - 2ё = Ni2+ (3d84s23d8)
   Cr0 - 3ё = Cr3+ (3d54s13d3)
   Sc0 - 3ё = Sc3+ (3d14s2[Ar])
   Cu0 - 1ё = Cu1+ (3d104s13d10)
   Cu0 - 2ё = Cu2+ (3d104s13d9)
2. У непереходных элементов (четных и нечетных групп) 
   наиболее устойчивы, соответственно, аналогичные 
   валентности. Например, в молекулах типа PF3, PF5,
   SF2, SF4, SF6, IF, IF3, IF5, IF7 и других типичная 
   валентность атомов Р, S и I изменяется на '2' 

Металлы постпереходные
элементы Периодической таблицы III-XI-й групп, напоминающие по своим свойствам металлы, располагающиеся справа от переходных металлов. К ним относят Cd, Hg, Zn, иногда сюда включают Ge, Po, Sb

Металлы редкие
название группы металлов, использующихся в небольших количествах или относительно новых в технике. Количество редких металлов в земной коре составляет 0.53% по массе (0.41% приходится на титан). К редким металлам относят элементы групп Периодической системы:
    I   (Li, Rb, Cs, Fr)
    II   (Be, Ra)
    III (Ga, In, Tl, Sc, Y, La, Ac, лантаноиды и актиноиды)
    IV (Ti, Zr, Hf)
    V (V, Nb, Ta)
    VI (Mo, W, Po)
    VII (Re, Tc)

Металлы редкоземельные:
Ce, Dy, Er, Eu, Gd, Ho, La, Lu, Nd, Pm, Pr, Sm, Tb, Tm, Yb
Вследствие близости химических свойств для разделения редкоземельных элементов преимущественно используют особые методы: дробную кристаллизацию, ионный обмен и экстракцию

Металлы тяжелые
группа (около 40) металлов, с медицинской и природоохранной точек зрения (биологической активности и токсичности) представляющие опасность для человека, животных и растений, так как они обладают свойством с течением времени накапливаться в организмах. К ним относят Cd, Co, Cu, Hg, Pb, Zn и др.

Металлы щелочные
элементы главной подгруппы I-ой группы Периодической таблицы. Характерной их особенностью является образование щелочей (растворимых гидроксидов) при взаимодействии этих металлов с водой. Они содержат один электрон на внешнем электронном уровне. Все щелочные металлы имеют восстановительные свойства. К ним относят Cs, Fr, K, LI, Na, Rb (цезий является самым активным металлом). Активность щелочных металлов возрастает от Li к Cs. Щелочные металлы образуют соединения со всеми неорганическими кислотами

Металлы щелочноземельные
химические элементы главной подгруппы II-ой группы Периодической таблицы элементов: Ca, Ba, Be, Mg, Ra, Sr (в некоторых источниках бериллий и магний сюда не включают). Внешняя электронная оболочка атомов металлов содержит по два s-электрона, а предшествующая ей оболочка - из двух s-  и шести p-электронов. Активность щелочноземельных металлов возрастает от Ca к Ra. При взаимодействии их оксидов ('земли' - по терминологии алхимиков) с водой сообщают ей щелочные свойства. Кроме радия соли этих металлов широко распространены в виде минералов
............................................................................

Морфотропия
изменение кристаллической структуры химических соединений после замены в его молекуле одного из атомов на соседний по группе в Периодической системе (например, Cl на Br). В общем случае морфотропия противоположна изоморфизму

Навеска
количество вещество, вес которого точно определен взвешиванием

Названия тривиальные (неорганических соединений) или тривиальная номенклатура
названия, исторически закрепившиеся за какими-либо веществами, и не соответствующие никакой номенклатуре (например, аммиачная селитра, бертолетова соль и др.)

Нативный
естественный (натуральный, природный, не повреждённый при исследовании). Например, сера в нативном состоянии существует в виде молекул S8 (представляет собой замкнутую цепочку из 8 атомов; в зависимости же от температуры сера может образовывать формы S6, S4, S2 и даже состоять из одноатомных молекул)

Неметалличность
способность атома присоединять электроны. Количественно она характеризуется энергией сродства к электрону

Неметаллы
химические элементы Периодической таблицы с типично неметаллическими свойствами (плохо проводящие тепло и электричество, хрупкие, не имеющие блеска) или имеющие частично металлические свойства. Характерной их особенностью является большее число электронов на внешнем электронном уровне их атомов по сравнению с металлами. Неметаллы обладают высокой окислительной способностью (по сравнению с металлами). К ним относят (цифры в скобках - 'группа-период'):
    As (V-4), At (VII-6), B (III-2), Br (VII-4), C (IV-2), Cl (VII-3), F (VII-2),
           → (VII-5), N (V-2), O (VI-2), P (V-3), S (VI-3), Se (VI-4), Si (IV-3), Te (VI-5)
а также водород и ряд других (Ar, He, Kr, Ne, Rn, Xe).
Неметаллы делят на:
 активные - взаимодействующие с большинством элементов (F2, O2 и др.)
 благородные - благородные (инертные) газы (Ar, He, Kr и др.)
 обычные - элементы средней активности (N2, Si и др.)
По агрегатному состоянию часть неметаллов в свободном состоянии газы (например: H, F, O, N, Cl, благородные газы), другие - жидкости (Br), третьи - твердые вещества (все остальные). Неметаллы могут иметь кристаллическое строение с:
- атомной (при немолекулярном строении): B, C, Si, и др.
- молекулярной (при молекулярном строении): Br2, Cl2, F2, I2, N2, O2, P4, S2
кристаллической решеткой, вследствие чего их свойства различны. Ряд неметаллов (например, N и S) проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства:
    S + O2 = SO2  (окислительные свойства)
    S + H2 = H2S  (восстановительные свойства)
Оксиды неметаллов образуют газы или жидкости, являющиеся кислотными или нейтральными веществами (обычно они образуют часть аниона в различных соединениях). К группе неметаллов можно также отнести полупроводники
Примечания:
 1. Главным признаком, позволяющим разделить простые вещества на металлы и неметаллы, является тип химической связи
 2. Полуметаллы (металлоиды, металлы амфотерные) - химические элементы, расположенные между металлами и неметаллами в Периодической таблице. Образуя ковалентную кристаллическую решетку обычно они имеют металлическую проводимость. По своим химическим свойствам они являются неметаллами, но по электрическим свойствам занимают промежуточное положение между металлами и полупроводниками. Свойства полуметаллов резко изменяются при изменении внешних воздействий (температуры, магнитного поля и др.). Эти их особенности позволяют практически использовать эти элементы в магнитометрах, при термоэлектрическом и термомагнитном охлаждении, и др. К ним относят As, B, Ge, Po, Sb, Si, Te, а также Bi, P и графит

Пиролиз
разложение химических (преимущественно органических) соединений (нефтяного сырья, древесины, сланцев, торфа и др.) без доступа воздуха под действием высокой температуры, обычно протекающий без разрыва углерод-углеродной цепи). Например, метан CH4 начинает разлагаться при температуре около (800 оС). В таких реакциях первичные продукты необходимо быстрее выводить из зоны реакции во избежание протекания вторичных реакций

Платиноиды
семейство металлов (Ir, Pd, Rh, Ru, Os), обладающих уникальными (особыми) свойствами

Природа ионов
характеризуется их размерами, зарядом, структурными факторами и наличием гидрофильных групп. Она значительно влияет на возможность ионов к адсорбции. Химическая природа ионов детерминирована: водород и металлы несут положительный заряд, а кислород и остальные молекулярные частицы - отрицательный. Природа ионов в разбавленных растворах слабо влияет на значения коэффициентов активности

Природа металла
определяет величину межатомных сил связи, температуру плавления, диффузионную подвижность атомов в металле и играет большую роль в направлении протекания реакции. Например, скорость реагирования металлов (цинк, магний, железо и др.) с соляной кислотой зависит от природы металла и концентрации кислоты


Неэлектролиты
вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток (их молекулы не диссоциируют на ионы). К ним относят кислород, водород, большинство органических веществ (бензол, глюкоза, сахара, эфир диэтиловый, и др.). В молекулах этих веществ существуют неполярные ковалентные или малополярные связи

Номенклатура
явление существования ряда соединений, относящихся к одному классу и типу веществ, но отличающиеся по закономерно изменяющемуся признаку (например, по числу атомов кислорода в молекуле кислоты или по ее основности)

Номенклатура химическая
совокупность названий индивидуальных химических веществ, их классов и групп, а также правила составления этих названий

Нормальные условия:
температура (0 oС) или (273 oК), атмосферное давление - 101.325 кПа (1 атм ≈ 105 Па) или 760 мм ртутного столба. Они отличаются от стандартных

Нуклеофил (частица нуклеофильная)
соединение с двойными углерод-углеродными связями [электроноизбыточный химический реагент, способный взаимодействовать с электронодефицитными соединениями (электрофилами)]. Иначе - частица, имеющая неподеленную пару электронов, которая может быть использована для образования новой ковалентной связи (по донорно-акцепторному механизму). Нуклеофил не обязательно является отрицательным ионом (анионом). Примеры нуклеофилов: анионы (Cl-, Br-, I-, OH-), соединения с неподеленной электронной парой {аммиак :NH3 (молекула имеет при атоме азота неподеленную электронную пару и является нуклеофилом, будучи электронейтральной), вода H2O} и молекулы с неполярными системами π-связей (типа CH2=CH2)

Область гомогенности
составы, укладывающиеся внутри граничных значений нарушения стехиометрического состава. Границы области гомогенности могут быть достаточно разнообразны: от узких (для сульфида свинца Pb0.9995S ... PbS0.9995) до широких (для оксидов титана Ti0.7O ... TiO1.3)

Объем атомный (или удельный)
величина, получаемая при делении относительной атомной массы элемента на его плотность {иначе - объем (1 моль) атомов химического элемента}

Одорация
придание бытовому или технологическому газу специфического запаха за счет различных добавок с целью установления его утечек (во избежание взрывов)

Ожижение
превращение твердого вещества в текучую форму (флюид)


Окисление
процесс отдачи электронов атомом или ионом вещества, при этом его степень окисления повышается. Атомы окисляемого вещества являются донорами электронов, а атомы окислителя - акцепторами электронов. В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может распасться на более стабильные и более мелкие составные части (свободные радикалы), при этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле. Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряженный восстановитель:
    (окислитель + ё) ↔ сопряженный восстановитель
Примеры реакций окисления: горение (выделяется тепло и свет), коррозия металлов
Примечание.
  (Окисление / оксидирование) анодное - создание оксидной пленки на поверхности ряда металлов и сплавов путем их анодной поляризации в проводящей среде. При необходимости пленки можно удалить механически, обработкой поверхности солями ртути или с использованием специальных растворов (с добавками щелочи, растворяющей оксиды и гидроксиды)

Окисленность
неравномерное распределение электронов между атомами в соединениях

Окислитель
вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие электроны во время химической реакции (иначе - это акцептор электронов). В зависимости от фазы реакции (жидкой или газообразной) в качестве окислителя могут быть использованы самые разные вещества. Например, элементарный фтор может быть получен электролизом из расплавов фторидов (Na2NiF4, Na2SiF6 и др.). Электрохимическими методами можно окислять практически любые вещества на аноде, в растворах или расплавах. У анода анионы окисляются. Окислителями являются кислород (O), озон (О3), галогены. Большинство металлов при взаимодействии с окислителями в кислых растворах переходит в катионы. Их заряд определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (например: Na+, Са2+, Fe2+ и Fe3+, Al3+)


Оксоиды
окислительные неметаллы, имеющие большое сродство к электрону и отличающиеся способностью своих атомов образовывать отрицательно заряженные ионы. Они проявляют ярко выраженные окислительные свойства. В природе встречаются в виде солей щелочных и щелочно-земельных элементов, например: CaF2, KI, LiF, NaBr и др.

Олигомер
члены гомологических рядов, занимающие по размеру молекул область между мономерами и полимерами. Олигомер обычно молекула в виде цепочки из небольшого числа одинаковых составных звеньев (этим они отличаются от полимеров с теоретически не ограниченным числом звеньев). Верхний предел молекулярной массы олигомера зависит от его химических свойств. Свойства олигомеров сильно зависят от изменения количества повторяющихся звеньев в молекуле и природы концевых групп (с момента, когда химические свойства перестают изменяться с увеличением длины цепочки, вещество называется полимером). При олигомеризации химический процесс формирования цепочки из мономеров протекает только до достижения определенной степени полимеризации (обычно в пределах от 10 до 100).
Олигомеры можно подразделить на:
- содержащие в молекулах одну или более функциональных групп, которые могут быть расположены не только на концах молекулы (реакционноспособные олигомеры)
- не содержащие функциональных групп (не реакционноспособные олигомеры; их наименование похожи на наименования полимеров, например, не 'полибутадиены', а 'олигобутадиены')
Известны, например, олигомерные ионы, в частности, серы {(SnO3n+1)2-}, где n = {1, 2, 3, ...}

Oртоводород
водород, у которого ядерные спины атомов направлены одинаково, т.е. параллельно (↑↑)

Отношения стехиометрические
отношения количеств реагентов, равные отношениям коэффицентов в стехиометрическом уравнении реакции

Отходы
вещества или их смеси, непригодные для дальнейшего использования в рамках существующих технологий или после бытового использования продукции (например, вещества, улавливаемые при очистке отходящих газов и сточных вод). К отходам относят также побочные и попутные вещества, не находящие применения. Отходы делятся на возвратные и безвозвратные
Примечания.
 1. Отходы безвозвратные - отходы, которые не могут быть использованы в дальнейшем в силу различных технических или организационных причин,т.е. которые невозможно, нецелесообразно(неэффективно)или недопустимо использовать повторно. К безвозвратным отходам относят также остатки материально-производственных запасов,передаваемые в соответствии с технологическим процессом в другие подразделения в качестве полноценного сырья (материалов) для производства других видов товаров (работ, услуг). К ним относят, в частности, технологические потери
 2. Отходы возвратные - остатки сырья, материалов, полуфабрикатов, теплоносителей и других видов материальных ресурсов, образовавшиеся в процессе производства продукции (работ, услуг), утратившие полностью или частично потребительские (химические или физические) свойства. Их использование связано с повышенными затратами (понижением выхода продукции) или они могут совсем не использоваться по прямому назначению. Возвратные отходы не относят к технологическим потерям. Стоимость возвратных отходов уменьшает сумму материальных расходов. Пример возвратных отходов: баковые отстои, кубовые остатки реагентов и др. Они могут быть:
- используемыми - потребляемыми самим предприятием для изготовления продукции основного или вспомогательного производства
- неиспользуемыми - потребляемыми самим предприятием только в качестве материалов, топлива, на другие хозяйственные нужды или реализованными сторонним покупателям
Отходы, не выводимые из процесса производства, а вовлекаемые в него в качестве обычного сырья (которые не требуют повышенных затрат на их переработку), не считаются возвратными (соответственно, не могут уменьшать материальные затраты)
Бракованная продукция возвратными отходами не считается
 3. Потери технологические - испарения в процессе производства, угар, улетучивание, усушка сырья (например, разница между количеством спирта, содержащегося в исходном сырье, и извлеченным его количеством, остатки вещества в сбросовых водах и др.). В ряде случаев они не имеют материально-вещественной формы (например, тепловая энергия, выделяемая в экзотермических реакциях)

Пар
вещество в газообразном состоянии. Пар может быть превращен в жидкость при повышении давления. Паром может быть и газ при температуре ниже критической температуры вещества (при температуре выше критической газообразное вещество не сжижается при любом повышении давления)

Параводород
водород, у которого ядерные спины атомов направлены противоположно друг другу, т.е. антипараллельно (↑↓)

Параметры состояния
физические величины, характеризующие состояние химической системы в условиях термодинамического равновесия. Эти параметры подразделяют на:
* интенсивные (не зависящие от массы системы)
* экстенсивные (пропорциональные массе системы)
Если экстенсивный параметр отнесен к единице массы или (1 моль) вещества, ему присуще свойство интенсивного параметра состояния (в данном случае - удельная или молярная величины соответственно). Интенсивные параметры состояния могут иметь одно и то же значение во всей системе или изменяться от точки к точке ее

Пассивация (или пассивирование)
образование устойчивой оксидной пленки (или нерастворимого или малорастворимого гидроксида) на поверхности металла под действием концентрированных кислот или кислорода, которая после этого не реагирует с кислотой и другими реагентами. Например, в серной кислоте пассивируются Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb, а в азотной - Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th и U. На поверхности алюминия всегда присутствует оксидная пленка

Переходы безызлучательные
переходы между различными стационарными состояниями атомов и молекул, происходящие путем непосредственного обмена энергией между атомами и молекулами

Переходы излучательные
переходы между различными стационарными состояниями атомов и молекул, происходящие с поглощением или испусканием электромагнитного излучения

Пирофорность
способность твердого материала в мелкодисперсном состоянии к самовоспламенению на воздухе при отсутствии нагрева. Она свойственна многим веществам: металлам (Co, Fe, Mn, Th, U, V и др.) и ряду их гидридов, пириту FeS2, сплавам церия и некоторым оксидам (например, OsO2) и связана, как правило, с экзотермическими реакциями окисления веществ на воздухе. Пирофорность может проявляться и как искрение при трении (при растирании веществ в ступке или мельнице) или при ударе

Пирофоры (вещества пирофорные)
самопроизвольно воспламеняющиеся при комнатной температуре вещества, состоящие из очень мелких частиц, окисляющиеся кислородом воздуха гораздо больше, чем состоящие из таких же частиц более крупных размеров. Пример реакции получения пирофорного железа:
    Fе3O4 + Н2С2O4 = FеС2O4 + Н2SO4

Пластификаторы
вещества, вводимые в состав полимерных материалов для придания/повышения эластичности и/или пластичности при их переработке и эксплуатации. Некоторые пластификаторы повышают огне-, свето- и термостойкость полимеров. Например, при добавлении пластификаторов можно устранить хрупкость на холоде капроновых изделий, используемых в автомобилях

Пленка
тонкий слой жидкости, твердого вещества или газа, значительно более толстый по сравнению с поверхностным слоем, рассматриваемый как отдельная фаза. Пленки конденсированные - жидкие и твердые пленки. В случае дифильных молекул происходит растекание жидкости с образованием мономолекулярного слоя

Полимерия
особый вид изомерии, при которой вещества, имеющие одинаковый состав, обладают различной молекулярной массой (например, кислород и озон)

Порция
1. часть чего-либо, что может быть разделено без утраты своих свойств (например, один литр воды может быть разлит по стаканам)
2. (1 моль) количества вещества (т.е. содержащая 6.02*1023 частиц вещества), обладающая массой, характерной только для данного вещества (молярная масса). Например, (1 моль) воды имеет молярную массу (18 г)

Потенциал химический
мольная свободная энергия вещества (иначе - представляет собой энергию добавления одной частицы в систему без совершения работы). Определяет скорость изменения свободной энергии химической системы с переменным числом компонент при изменении концентрации отдельного вещества). Для системы с одним типом частиц химический потенциал равен отношению энергии Гиббса к числу частиц в системе. В состоянии равновесия сумма химических потенциалов всех составных частей смеси минимальна

Потенциал электродный
возникает вследствие переноса заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической или ориентационной (при наличии полярных молекул) адсорбцией ионов. Величина его зависит в первую очередь от природы и состава контактирующих фаз. Электродный потенциал представляет собой разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте раствором или расплавом электролита. Относительные электродные потенциалы представляют собой разность электродных потенциалов рассматриваемого электрода и электрода сравнения (обычно - нормального водородного электрода, электродный потенциал которого для водных систем условно принимается равным нулю).
Примечания:
    Измерить экспериментально или рассчитать теоретически абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах (металл-электролит), невозможно, однако можно измерить разность потенциалов двух различных электродов

Превращения химические
превращения, происходящие только во внешних электронных слоях атомов (не затрагивающие внутренние слои и ядра атомов)

ПрекУрсор
вещество, играющее важную роль в определении токсичных свойств конечного продукта и быстро реагирующее с другими химикатами в бинарной или многокомпонентной системе. Наиболее часто прекУрсоры используются в процессах производства наркотических средств и психотропных веществ

Признаки веществ функциональные
химические свойства (или функции), проявляемые веществами в химических реакциях (например, кислотно-основные, окислительно-восстановительные, и т.д.) или отличительные свойства, общие для какой-либо группы материалов или веществ (например, способность металлов проводить электрический ток)

Проводимость электрическая
способность вещества проводить не изменяющийся во времени электрический ток под действием не изменяющегося во времени электрического поля. Проводимость зависит от вида носителей тока и может быть:
- ионной (в электролитах)
- смешанной электронно-ионной (в плазме)
- электронной (в металлах и полупроводниках)

Продукты побочные
вещества, образующиеся в процессе переработки сырья наряду с целевым продуктом, но не являющееся целью данного производства. Побочным продуктом химических реакций могут быть не только бросовые (например, шлак после сгорания каменного угля), но и широко используемые вещества, например, ацетон в реакции получения пероксида Н2О2:
    (CH3)2CHOH + O2 → H2O2 + (CH3)2CO (ацетон - побочный продукт)

Продукты попутные
побочные продукты, образующиеся при добыче или обогащении сырья (например, медь при извлечении золота из руд)

Продукты реакции
вещества, образующиеся в результате химической реакции (например, газ, выделяющийся при добавлении уксуса к пищевой соде). Для ускорения процессов взаимодействия веществ широко используются смеси и растворы веществ, а также
Примечание.
Полупродукт - промежуточный продукт, полученный в результате химической переработки или неполной обработки исходных веществ и используемый в качестве сырья для получения других веществ

Продукты химические
вещества, выпускаемые химической промышленностью

Процесс [в термодинамике]
последовательность равновесных состояний системы, ведущих от начального набора термодинамических переменных к конечному

Пульпа
смесь тонкоизмельченного (с размерами частиц менее 0.5 мм) твердого полезного ископаемого с водой. Обычно пульпу формируют перед процессом обогащения руд

Равновесие термодинамическое
состояние химической системы, при котором давление, температура, объем и энтропия ее не изменяются (или колеблются возле своих средних значений) с течением времени. Различают механическое, тепловое, радиационное и химическое равновесия, которые могут быть:
* локальными (равновесие достигается в какой-либо части/частях относительно большой по размерам системы)
* частичными (неполное равновесие достигается вследствие разности скоростей процессов, протекающих в системе)
* локальными и частичными одновременно
(в неравновесных системах происходят изменения потоков материи, энергии или фаз)

Радиолиз
разложение химических соединений под действием ионизирующих излучений

Расплав
вещество, находящееся в жидком агрегатном состоянии, существующее в нормальных условиях преимущественно в твердом агрегатном состоянии. Температура расплава обычно находится между температурами плавления и кипения. Расплавы могут быть металлическими, ионными, полупроводниковыми и др., а по типу образуемых химических соединений - солевыми, оксидными и др. Например, стекло является переохлажденным расплавом, а жидкие вода, спирт и сжиженные газы не относятся к расплавам. Некоторые металлы (Bi, Ga, Ge) расширяются при затвердевании расплава

Расстеклование
самопроизвольный переход аморфного вещества в кристаллическое, например, кристаллизация стекла при повышенных температурах, сопровождающаяся разрушением его

Раствор
однофазная двух- или многокомпонентная система переменного состава

Расчеты стехиометрические
нахождение значений количеств (масс и объемов) реагентов и продуктов, участвующих в химических реакциях. Они могут быть проведены:
* по уравнению реакции (с применением формульных величин)
* по закону эквивалентов (с применением эквивалентных величин)

Рафинирование электролитическое
процесс получения чистых (особенно цветных) металлов электролизом водных солевых растворов и расплавов с растворимыми и нерастворимыми анодами. Оно используется для глубокой очистки большинства цветных металлов (Ag, Al, Au, Cu, Ni, Ti, Pb, Zn и др.) с применением анодных пластин, предварительно отлитых из металла, который будет подвергаться очистке. При электролизе металл анода переходит в виде катионов в раствор. Катионы металла разряжаются на катоде, образуя осадок чистого металла {примеси, содержащиеся в аноде, остаются нерастворенными, а сами примесные металлы (Co, Fe, Mn, Sn и др.) накапливаются в электролите (откуда затем экстрагируются) или выпадают в виде шлама в осадок}

Реагенты
исходные вещества, вступающие в химическую реакцию (например, в реакции взаимодействия соды и уксуса оба вещества - реагенты). В начальный момент времени концентрация реагентов наибольшая, а концентрация продуктов реакции равна нулю. В процессе реакции концентрация реагентов уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается

Реактанты
общее название реагентов и продуктов химической реакции

Реактивы (реагенты) химические
химические препараты, предназначенные для химического анализа. В большинстве случаев они представляют собой индивидуальные вещества, а также некоторые смеси веществ и растворы сложного состава специального назначения. В зависимости от степени чистоты и назначения различают и, соответственно, маркируют химические реактивы и продукты:
   * высшей чистоты (в.ч.)
   * особой чистоты (о.ч. или о.с.ч.)
   * спектральной чистоты (с.ч.)
   * химически чистые (х.ч.)
   * чистые для анализа (ч.д.а.)
   * чистые (ч.)
   * очищенные (очищ.)
   * технические продукты в мелкой таре (техн.)

Реактор химический
агрегат для проведения химических реакций. В зависимости от условий протекания реакций и технологических требований реакторы предназначены:
* для реакций в гомогенных или в гетерогенных системах
* для низкого, среднего и высокого давлений
* для низких и высоких температур
* для периодического, полунепрерывного или непрерывного действия

Релаксация
процесс установления в системе термодинамического равновесия после неравновесного состояния

Решетка кристаллическая
пространственный каркас, образованный прямыми линиями, соединяющий узловые частицы в определенных точках пространства кристалла. В зависимости от вида частиц, образующих кристаллическую структуру металлов, решетки делятся на атомные, ионные, металлические и молекулярные (по http://gazoviku.tk/BOOKS/himiya.pdf):
 []
а в зависимости от вида на
 []
  а) объемноцентрированную кубическую (Fe, Mo и др.)
  б) гранецентрированную кубическую (Ag, Al, Au, Cu и др.)
  в) плотнейшую гексагональную (Be, Cd, Ti и др. )
и другие

Ряд изоэлектронный
ряд, состоящий из нейтрального атома и ионов с таким же числом электронов, как и у нейтрального атома (например, простейший водородный изоэлектронный ряд: Н, Не+, Li2+, Be3+, ...)
Члены ряда сходны по физическим свойствам

Ряд напряжений металлов (электрохимический ряд активности)
характеризует химическую активность металлов, иначе - последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электродных (электрохимических) потенциалов (значение и знак потенциала указаны в скобках):
       Li (-3.045), Rb (-2.925), K (-2.924), Cs (-2.923), Ba (-2.905), Sr (-2.888),
       Ca (-2.864), Na (-2.771), Mg (-2.370), Sc (-2.077), Be (-1.847), Al (-1.700),
       Ti (-1.208), Mn (-1.192), Cr (-0.852), Zn (-0.763), Fe (-0.441), Cd (-0.404),
       In (-0.338), Co (-0.277), Ni (0.234), Sn (-0.141), Pb (-0.126),
       H2 (+0), Sb (+0.240), Re (+0.300), Bi (+0.317), Cu (+0.338), Hg (+0.796),
       Ag (+0.799), Rh (+0.800), Pd (+0.915), Pt (0.963), Au (+1.691)
характеризует свойства вещества в водных растворах (т.е. сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях). Последовательность отвечает полуреакции восстановления катиона металла:
      Men+ + nёMe
Чем меньше электродный потенциал металла, тем он легче окисляется и труднее восстанавливается, а металлы, расположенные в ряду левее водорода способны вытеснять его из разбавленных растворов. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей металлы, имеющие более высокий электродный потенциал
Химическая активность элементов уменьшается с увеличением количества валентных электронов. Нагревание способствует проявлению химической активности элементов. Например, хлориды могут проявлять амфотерные, кислотные и основные свойства

Ряд номенклатурный
список данных соединений (например, оксидов)


Связь генетическая
связь между разными классами химических соединений, основанная на их взаимопревращениях (например, оксида в соль: SiO2 → Na2SiO3)

Связи межатомные
различаются не природой взаимодействия, а характером движения атомных частиц и могут возникать в результате взаимодействия атомов/ионов и валентных электронов. Межатомная связь может быть водородной, ван-дер-ваальсовой, ионной, ковалентной (для большинства соединений) или металлической. Для многих твердых соединений характерен смешанный тип химической связи

Связи химические
взаимодействие атомов вследствие перекрытия электронных облаков связывающихся частиц (например, молекулы, комплекса или кристалла), связанное с повышением устойчивости химической системы. Число химических связей, образуемых атомом, определяется числом валентных орбиталей, их доступностью и конечными размерами взаимодействующих атомов. Атомы, связанные двойными и тройными связями, формально рассматриваются как два или три атома соответственно. При образовании химической связи энергия выделяется, а при ее разрыве - поглощается. Более подробно связи рассматриваются здесь: http://samlib.ru/a/anemow_e_m/aa01.shtml

Сжижение
превращение газа в жидкость путем охлаждения

Силы ядерные
силы, удерживающие нуклоны в ядре атома. Ядерные силы очень велики. Например, для двух протонов в ядре они примерно в 100 раз сильнее электростатического отталкивания и не зависят от заряда нуклона (силы взаимодействия двух протонов, двух нейтронов или протона и нейтрона одинаковы при одинаковых спиновых состояниях)

Система
вещество, совокупность веществ или взаимодействующих частиц (атомов, их ядер, электронов), т.е. ограниченная часть физического мира, составляющая предмет исследования (например, колба с реакционной смесью). Макросостояние системы может быть описано с помощью следующих параметров:
* давления (p)
* объема (V)
* температуры (T)
* количества вещества (n) - числа моль

Система бивариантная / поливариантная
система из одной фазы и суммы трех или более независимых компонентов и внешних факторов (например, температуры и давления)

Системы взаимные
физико-химические системы, в которых протекают реакции взаимного обмена или вытеснения

Система номенклатурных правил
система построения химических формул и названий веществ (например, на ее основе построена номенклатура неорганических веществ)

Система физическая
система, вещества которой не реагируют друг с другом, например, бензин-вода (в данном случае число компонент равно числу составляющих веществ)

Система физико-химическая
система, в которой между отдельными ее частями врзможен обмен энергией и веществом. Например, нефтяные шламы - устойчивые многокомпонентные агрегатные физико-химические системы, состоящие из нефтепродуктов, минеральных примесей и воды

Система химическая
совокупность реагирующих веществ. Ее характер зависит как от состава и строения составных элементов, так и от их взаимодействия. Первичной химической системой можно рассматривать молекулу. Любая химическая система является сложной (может быть одно-, двух- или многокомпонентной) и может состоять из нескольких фаз. Стабильность химических систем достигается наличием различных по природе и энергии химических связей и взаимодействий (например, в дисперсных системах присутствуют самые разнообразные системы связей и взаимодействий). Химическая система обычно ограничена стенками реактора, в котором она находится (например, раствор в колбе, смесь газов в баллоне акваланга и т.п.). В зависимости от обмена веществом и энергией с внешней средой химические системы разделяются на:
* бинарные / двойные / двухкомпонентные (состоящие из двух независимых компонент)
* закрытые (обменивающиеся со средой только энергией)
* замкнутые (обменивающиеся с окружением энергией, но не обменивающаяся массой)
* изолированные (не обменивающиеся с окружающей средой ни веществом, ни работой, ни энергией)
* многокомпонентные (состоящие из трех или большего числа независимых компонент)
* моновариантные (в которых две фазы находятся в равновесии)
* невзаимные / простые (в которых не могут протекать реакции обмена или вытеснения)
* нонвариантные (в которых в равновесии находятся три компонента или фазы)
* однокомпонентные (состоящие из одного независимого компонента)
* открытые или незамкнутые (обменивающиеся со средой как веществом, так и энергией)
* стабильные (в которых между веществами, их образующими, существует равновесие)
* термодинамические (системы, между отдельными частями которой возможен обмен энергией)

Смачивание
явление, возникающее на трехфазной границе раздела при соприкосновении жидкости с поверхностью твердого тела. Оно характеризуется величиной краевого угла (угла смачивания) и проявляется в полном или частичном растекании жидкости по поверхности вследствие сильного межмолекулярного взаимодействия поверхности и жидкости

Соединения летучие
химические соединения, способные испаряться и конденсироваться без изменения состава (т.е. с возможностью их возгонки или сублимации). К таким соединениям относят галогениды (мышьяка, ртути, урана), комплексы с монодентатными лигандами, борогидриды (алюминия, гафния, циркония); безводные нитраты и перхлораты, комплексы с лигандами акцепторного типа и др.

Соединения элементов однотипные
соединения, сходные по химическому составу и структуре (например, оснОвные оксиды)

Сорбат (или сорбтив)
поглощаемое вещество, находящееся в среде

Сорбенты
твердые тела или жидкости, избирательно поглощающие из окружающей среды газы, пары или растворенные вещества. В зависимости от характера поглощения различают:
    * абсорбенты (образующие с поглощенным веществом твердый или жидкий раствор)
    * адсорбенты (тела, поглощающие/сгущающие вещество на своей сильно развитой поверхности)
    * химические поглотители (связывающие поглощаемое вещество, вступая с ним в химическое взаимодействие)
    * иониты (поглощающие из растворов ионы одного типа с выделением в раствор эквивалентного количества ионов другого типа).
В качестве сорбентов широко используется активированный уголь, силикагель, оксид алюминия (Al2O3), диоксид кремния (SiO2), ионообменные смолы, и др.

Сорбция
поглощение твердым телом либо жидкостью различных веществ из окружающей среды

Состояния квазистационарные
состояния с энергией, превышающей энергию связи частиц (при переходе в устойчивое состояние ядро может испустить γ-квант или частицу)

Состояние неравновесное
состояние системы, вызванное внешним воздействием

Состояние равновесное
состояние системы, при котором параметры ее не изменяются во времени при постоянных внешних условиях (т.е. при котором протекают только обратимые реации). Состав такой системы называется равновесным

Состояние связанное
состояние системы частиц, при котором относительное их движение осуществляется в ограниченной области пространства в течение длительного времени по сравнению с характерными для данной системы периодами. Иначе - состояние, энергия возбуждения которого меньше энергии связи частиц (или их групп) в данном ядре (возбуждение может быть снято воздействием γ-излучением). В связанном состоянии могут находиться атомные ядра, атомы и молекулы. Для перевода частиц в связанное состояние необходимо, чтобы они притягивались друг к другу (т.е. предварительно необходимо затратить энергию на возбуждение в валентное состояние - осуществить промотирование электронов на гибридные орбитали). Связанные состояния возникают в случае образования молекул из атомов (молекул или атомов и молекул), например, при образовании молекул NaCl из атомов Na и молекул Cl

Состояние системы энергетическое
может быть описано с помощью термодинамических функций состояния (производных от параметров):
G - свободной энергии Гиббса
Н - энтальпии
S - энтропии
U - внутренней энергии

Состояние стандартное
состояние вещества, находящегося в стандартных условиях

Состояние стационарное
состояние системы, не изменяющееся во времени (поддерживающееся какими-либо внешними силами)

Спирт этиловый ректификованный (ректификат)
cпирт высокой степени очистки (до 98%), выработанный промышленным способом из различного зерна, картофеля, сахарной свеклы, сахара-сырца и другого крахмало- и сахаросодержащего сырья (за исключением фруктов и ягод) в перегонных аппаратах непрерывного действия (ректификационных колоннах)

Сплавы
системы, состоящие из двух или большего количества металлов или металлов и неметаллов, обладающие характерными для металлического состояния свойствами. Они образуются при затвердевании расплавленной смеси металлов. Свойства сплава отличны от свойств веществ, входящих в его состав. Примеры сплавов: бронза - сплав меди и олова, латунь - сплав меди и цинка, сталь - сплав железа с углеродом, и др.

Среда внешняя
вещества, окружающие систему (система обычно отделена физически от среды)

Стереохимия
раздел химии, изучающий геометрическую структуру молекул и их пространственное строение

Стехиометрия (И.Рихтер, 1793)
раздел химии, рассматривающий массовые и объемные соотношения реагентов в химических реакциях (т.е. позволяет теоретически вычислять необходимые массы и объемы реагентов в ходе химических превращений)
Все законы стехиометрии базируются на 
атомно-молекулярном строении вещества:
   - закон Авогадро 
   - закон кратных отношений
   - закон постоянства состава
   - закон простых объемных отношений
   - закон сохранения массы
   - закон эквивалентов
на  основании которых можно рассчитать 
необходимые количества веществ для 
осуществления химической реакции
Примечания:
    1. Соединения стехиометрические - соединения, образующиеся в результате стехиометрических реакций. Атомы этих соединений соответствуют простым пропорциям целых чисел, поэтому каждое полученное соединение представляет собой точную химическую формулу
    2. Нестехиометрия - рассматривает отклонение количественных соотношений между компонентами химических соединений от стехиометрических соотношений. Нестехиометрия наиболее характерна для немолекулярных кристаллических соединений (особенно бинарных соединений металл-неметалл) и тройных соединений (соединений внедрения, оксидных бронз и др.), для которых стехиометрия представляет собой частный случай

Субстрат
простейшие структуры или образования, которые остаются неизменными при любых преобразованиях вещества и обусловливают его конкретные свойства (например, атомы при химических реакциях). Иначе - второй (после реагента) участник химической реакции

Сырье
исходные материалы, используемые в производстве промышленной химической продукции

Таутомерия
быстрое обратимое самопроизвольное взаимопревращение структурных изомеров (таутомеров). Например, синильная кислота (HCN) существует в двух таутомерных формах:
    (H-CΞN) ↔ (H-NΞC)
Циановая кислота HOCN также существует в двух таутомерных формах:
    {H-O-CΞN}(циановая)  и  {H-N=C=O}(изоциановая)
(упоминается, что она существует и в трех изомерных формах)
При установившемся равновесии вещество содержит одновременно молекулы всех таутомеров в определенном соотношении
Примечание.
    Таутомеризация - процесс взаимопревращения таутомеров, протекающий с обязательным разрывом одних химических связей и образованием других связей между атомами одной молекулы ('внутримолекулярная таутомерия') или группы молекул ('межмолекулярная таутомерия'). Таутомеризация может происходить в результате миграции анионов (анионотропия), катионов (катионотропия), протонов (прототропия) или металлов (металлотропия) и др. Чаще всего при таутомеризации происходит перемещение атомов водорода от одного атома в молекуле к другому и обратно в одном и том же соединении


Текучесть
свойство жидких веществ занимать предоставленный ей объем (явление используется, например, при отливке деталей из металлов). Разные жидкости обладают разной текучестью (например: моторное масло и вода). В отличие от газов жидкости практически несжимаемы

Температура перехода
температура, при которой одна форма вещества превращается в другую (например, уголь в графит)

Теория кристаллического поля
условная квантохимическая модель, описывающая электронную конфигурацию соединений переходных металлов как состояние атома/иона, находящегося в электростатическом поле, созданном окружающими его атомами, ионами или молекулами. Она позволяет предсказывать и интерпретировать оптические спектры поглощения и спектры электронного парамагнитного резонанса кристаллов и комплексов, энтильпии гидратации и устойчивости в растворах комплексов

Теория направленных валентностей
рассматривает связь между электронным строением элементов, их положением в Периодической системе, зарядом их ионов и числом ковалентных связей в молекулах/ионах

Теплота образования
количество теплоты, которое выделяется при образовании (1 моль) химического соединения из простых веществ. Например, при образовании (18 г) жидкой воды из (2 г) водорода и (16 г) кислорода выделяется (285.5 кДж) тепла

Термолиз
некаталитический процесс разложения химических соединений (разрыва одной или нескольких ковалентных связей) под воздействием повышенной температуры (он не ограничен какими-либо температурными пределами). Любое химическое соединение при определенной (характерной для него и не обязательно высокой) температуре подвергается термолизу (термолиз органических соединений обычно называют пиролизом)

Триболюминесценция
люминесценция, возникающая при механическом разрушении кристаллических веществ вследствие взаимодействия электрических разрядов между наэлектризованными фрагментами кристаллов (свет разряда вызывает фотолюминесценцию кристаллического люминофора). Например, при раскалывании кристаллического (кускового) сахара в темноте возникает вспышка

Тушение флуоресценции
процесс снижения (или полного прекращения) флуоресценции в результате столкновения возбужденной молекулы с другими молекулами с передачей им избыточной энергии


Узлы кристаллической решетки
вершины, центры граней, середины ребер кристаллов, в которых могут располагаться атомы, молекулы или ионы

Условия стандартные (или состояния стандартные)
состояние вещества при 25 oC (298 oК) и 1 атм (1.013*105 Па). Простые вещества в стандартных условиях должны находиться в наиболее устойчивых аллотропных модицикациях (например, для углерода - это графит, а не алмаз). Простые вещества в стандартном состоянии являются точкой отсчета стандартных изменений энтальпии при образовании сложного вещества

Фактор стерический
отражает влияние на скорость химической реакции определенного расположения молекул реагентов в момент соударения. Например, для взаимодействия сложных активных молекул необходима соответствующая их взаимная ориентация. Протеканию химических процессов способствует соприкосновение реакционноспособных связей или неподеленных пар электронов взаимодействующих молекул
Примечание.
    Стереоактивность - активность, обусловленная присутствием в молекуле свободной пары электронов. Чем больше кратность связи, тем выше ее стереоактивность
    (например, в молекуле COCl2 валентные углы при sp2-гибридизации разные, так как кратность связи С=О выше, чем C-Cl)

Физические константы
величины, количественно отражающие свойства веществ (например, температура плавления золота)
Процессы физические (примеры): 
- конденсация - процесс превращения пара в жидость
- замерзание  - процесс превращения жидкости в 
	твердое состояние
- кипение     - процесс перехода вещества из жидкого 
	состояния в газообразное
- сублимация  - процесс перехода вещества из твердого 
	состояния в газообразное, минуя жидкое
Процессы химические - процессы, происходящие на уровне 
	электронных оболочек химических элементов
Флюид (текучая среда)
вещество в текучей форме (жидкость или сжиженный газ)

Фолдамеры
олигомеры, способные формировать устойчивые, строго определенные пространственные структуры

Фононы
элементарные упругие волны в кристалле (элементарные возбуждения кристалла). Они являются результатом коллективного движения атомов кристаллов. Фононы являются квазичастицами (т.е. почти частицами). При низких температурах их число в кристалле незначительно.

Фотовозбуждение
возбуждение электронов за счет механизма поглощения фотона, когда энергия фотона значительно ниже порога фотоионизации. Оно может быть различно по физической природе (инфракрасное или ультрафиолетовое, колебательное, линейное и нелинейное, двух- и многоступенчатое, многофотонное и селективное). Молекулы в возбужденном состоянии имеют отличную (от основного состояния) электронную структуру и (обычно) более высокую реакционную способность. Молекулы с четным числом электронов при фотовозбуждении обычно переходят в возбужденное синглетное состояние (с мультиплетностью, равной 1). Триплетное состояние (с мультиплетностью, равной 3) получается из возбужденного синглетного состояния путем изменения спина одного из электронов

Фотоионизация
отщепление электрона и образование в результате катион-радикала

Фотохимия
раздел химии, изучающий фотохимические превращения

Фотохромизм (или тенебресценция)
обратимое приобретение или изменение окраски некоторыми фотохромными веществами под воздействием видимого света или ультрафиолетового излучения. Атомарная перестройка фотохромных веществ одновременно с изменением их цвета может привести к изменению показателя преломления, растворимости, реакционной способности, электрической проводимости и других химико-физических свойства. Фотохромизм может быть:
- физическим (возникающим в результате воздействия на вещество мощных световых потоков, вызыващих переход атомов/молекул вещества из основного синглетного в возбужденные синглетные и триплетные состояния)
- химическим (обусловленным внутри- и межмолекулярными обратимыми фотохимическими реакциями таутомеризации, диссоциации, димеризации и др.)
Химический фотохромизм органических соединений связан с изменением структуры молекул. Характерным при фотохромизме является то, что обратная реакция (восстановление исходной окраски вещества) может протекать в темноте или при воздействии излучения с другой длиной волны. Известна обратимая фотохромная окислительно-восстановительная реакция:
    Hg2I2(зелен.) + 2AgI(желт.) ↔ 2HgI2(красн.) + 2Ag(черн.порошок)↓   {Hg(I) → Hg(II)}
Примечание.
 Фотохромизм - это и явление обратимого изменения пространственного / электронного строения молекул под действием света, сопровождающееся изменением окраски вещества. На основе фотохромных материалов изготавливаются линзы с переменным светопропусканием (для биноклей) и оконные стекла (не пропускающие тепловое излучение)

Фосфоры (или кристаллофоры)
вещества, обнаруживающие рекомбинационную люминесценцию (т.е. поглощающие ультрафиолетовое и другие коротковолновые излучения и излучающие дневной свет). Наиболее известный фосфор - ZnS

Фотолиз
расщепление одной или нескольких ковалентных связей в молекуле в результате поглощения света или фотохимический процесс, в котором такое расщепление играет решающую роль. Интересно, что при прямом фотолизе метана коротковолновым УФ излучением протекает реакция
  CH4 ↔ CH2 + H2
а в случае возбуждения излучением с другой длиной волны (253.7 нм и при наличии паров ртути) - реакция диссоциации
  CH4 ↔ CH3 + H↑
вследствие передачи энергии возбуждения от молекул ртути на молекулы метана

Фунгициды
химические вещества для борьбы с грибными болезнями растений и для протравливания семян (бордосская жидкость, серный цвет, меркуран, формалин и др.)

Функции системы термодинамические
набор макроскопических физических величин, значения которых однозначно определяют термодинамическое состояние химической системы. К ним относят: абсолютные давление и температуру, удельный объем, энергию (внутреннюю, свободную и Гиббса), энтальпию и энтропию. Если термодинамическое состояние системы не меняется со временем, считается, что она находится в состоянии равновесия

Халькогены
16-я группа (или главная подгруппа VI группы) элементов: O, Po, S, Se, Te

Хроматография
динамический сорбционный метод разделения и анализа смесей веществ. Основан на распределении веществ между двумя фазами:
- неподвижной (твердая фаза или жидкость, связанная на инертном носителе)
- подвижной (газовая или жидкая фаза, элюент)

Хромофоры
ненасыщенные группы атомов (-СН=СН-, -CH=N-, -N=N-, нитрогруппа NO2, нитрозогруппа -N=O и др.), обуславливающие цвет химического соединения и в то же время поглощающие электромагнитное излучение независимо от наличия окраски. Окраска веществ вызывается избирательным поглощением соединением видимой части спектра электромагнитных волн или расщеплением уровней энергии d-электронов в поле лигандов {становится возможным переход (при поглощении квантов света) d-электронов с низшего уровня на высший}. Хромофор - обычно группа, содержащую одну или несколько кратных связей, которая по-разному влияет на цвет веществ. Например, карбонильная группа (=C=O) является хромофором, поглощающим в области ультрафиолетового излучения (280 нм), а кетоны с этой же группой (C=O) - бесцветные вещества. К хромофорам обычно относят азогруппу (-N=N-), нитрогруппу (-NO2), нитрозогруппу (-N=O), сопряженные системы двойных связей и др. Существуют группы атомов, сообщающие окрашенному веществу способность закрепляться на тканях (-ОН, -NH2, -SH и др.), а также функциональные группы атомов, способствующие углублению окраски - ауксохромы (типа -NH2, -OH и др.)
Примечание.
 Интересно, что некоторые элементы имеют совершенно различные цвета в свободном состоянии и в соединениях. Например, золото имеет в свободном состоянии оттенки желтого цвета, а оксид его (Au2O) - фиолетового (в порошке) или синего (в гидрозоли) цвета


Цветность
предполагает связь цвета химических соединений с их строением. При поглощении света всегда происходит возбуждение электронов молекул (в частности, молекул окрашенного вещества). Поглощение света веществом описывается законом Бугера - Ламберта - Бера. Окраску вещества характеризует длина волны {l(макс.)}, при которой поглощение света максимально. Если при изменении строения молекул вещества происходит смещение l(макс.) в сторону длинных волн (изменение цвета от желтого через оранжевый, красный, фиолетовый и далее - к синему и зеленому) - происходит углубление цвета (батохромный эффект). Если же смещение l(макс.) происходит в сторону коротких волн, наблюдается повышение окраски цветов от зеленого к желтому (гипсохромный эффект). Разность энергии основного и возбужденного состояний определяет глубину окраски (причем переход в возбужденное состояние молекул бесцветных веществ происходит при больших значениях энергии, чем в случае молекул окрашенных веществ).
Деформируемость электронных оболочек ионов и многоэлектронных атомов сказывается на оптических свойствах веществ (чем более поляризована частица, тем ниже энергия электронных переходов). В случае сильной поляризации ионов возбуждение электронов происходит при электромагнитном излучении видимой области спектра, поэтому возможна окраска некоторых веществ, образованных бесцветными ионами.
Цветность
* ряда неорганических веществ связана с наличием сильно деформированных электронных орбиталей (основную роль играет поляризация анионов, деформируемость формы которых способствует возникновению цветности)
* других неорганических веществ вызвана наличием в их молекулах атомов с вакантными орбиталями
* комплексов обусловлена наличием в них атомов элементов с незаполненными (d / f) - орбиталями (такие ионы интенсивно поглощают свет вследствие переноса электронов лигандов на вакантные орбитали центрального атома-комплексообразователя)

Частицы реальные
молекулы реально существующих химических соединений, например, HNO3, H2S, NaCl и др.

Частицы условные
фиктивные, со свойствами реальных, частицы (понятие, используемое при расчетах эквивалентов веществ). Обычно это доли реальных частиц, например, 1/2H2S[O4] = 0.5H2S[O4]

Шихта
смесь сырых материалов, подлежащая переработке в химических и других агрегатах

Шлаки
расплав в плавильных процессах, покрывающий поверхность жидкого металла, состоящий из продуктов пустой породы со специальными веществами (флюсами). Обычно это отходы металлургических производств

Шлам
порошкообразная субстанция, выпадающая в осадок при электролизе металлов (Au, Cu, Zn и др.), нерастворимые отложения в паровых котлах, илистый осадок руды (при мокром обогащении), осадок, образующийся при отстаивании или фильтрации жидкости, и т.п.

Шлиф
разъемное соединение в стеклянной лабораторной посуде, состоящее из притертых друг к другу конических керна и муфты (например, стеклянная пробка к стеклянной бутылке). Шлифы могут быть стандартные (взаимозаменяемые, соответствующие стандартной линейке размеров) и нестандартные (невзаимозаменяемые, притертые индивидуально). Для исключения заклинивания и обеспечения герметичности соединения шлифы перед соединением обычно смазывают вазелином или специальной смазкой

Эвтектика
металлические сплавы с минимальной температурой плавления. Она представляет собой смесь разных металлов, взаимно разрыхляющих структуру друг друга. Это приводит к ослаблению связей в кристаллических решетках и понижению температуры плавления смеси по сравнению с чистыми исходными металлами

Эквивалентность
количество вещества, приходящееся на (1 единицу) валентности

Экстрагенты
вещества, способные избирательно извлекать отдельные компоненты из твердых материалов или жидких смесей. Экстрагентами обычно служат водные растворы неорганических кислот и щелочей, спирты, углеводороды и др.

Электродиффузия (или электроперенос)
перемещение компонентов металлических расплавов (например, Cd-Hg, Ga-Bi, K-Na и др.) при пропускании через них постоянного электрического тока. Важнейшим фактором, определяющим электроперенос, является 'электронный ветер' (увлечение ионов и атомов компонентов потоком электронов проводимости). Известен также электроперенос изотопов в металлах (обычно легкий изотоп мигрирует к аноду), причем степень разделения компонентов может быть достаточно большой

Электролиты
вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток вследствие диссоциации, хотя сами исходные вещества ток не проводят. При растворении в воде они диссоциируют на положительные и отрицательные ионы. В качестве электролитов обычно используют растворы кислот, солей и оснований. Электролиты полностью или частично состоят из ионов и обладают ионной проводимостью. Содержание свободных ионов в растворе электролитов определяют по его электрической проводимости. Электролиты являются проводниками второго рода
Электролиты могут быть:
* настоящие - находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор; к ним относят все типичные соли, образующие в твердом состоянии ионную кристаллическую решетку (например NaCl, K2SO4 и др.)
* потенциальные - в индивидуальном состоянии они не содержат ионов, но образуют их при переходе вещества в раствор; к ним относят вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl)

В зависимости от агрегатного состояния электролиты подразделяют на:
* твердые (электропроводность которых определяется перемещением анионов или катионов по свободным позициям в структуре вещества, причем, количество позиций, занимаемых ионами проводимости, намного больше количества самих ионов, например: RbAg4I5, Ag6WO4I4 и др.
* жидкие
* гелеобразные
Растворители электролитов выступают донорами или акцепторами протонов и электронов. К протонным растворителям относят воду, спирты и др., а в качестве электронодонорных - эфиры. Неполярные растворители (например, серо- и углеводороды) не обладают донорно-акцепторными свойствами по отношению к протону или электрону
Примечания:
 1. Одно и то же вещество в одном растворителе может проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого (т.е. нет четкой границы между сильными и слабыми электролитами)
 2. Полиэлектролиты - полимеры, в состав молекул которых входят группы, способные к ионизации в растворе. Они адсорбируют полиионы на поверхности частиц с формированием двойного электрического слоя, позволяющего резко снизить 'трение' между частицами. В зависимости от знака заряда основной ионизированной макромолекулы при диссоциации полиэлектролиты подразделяют на:
    - полиамфолиты (макромолекула содержит как положительные, так и отрицательные заряды); они относятся к гетерополимерам
    - полианионы (заряд основной макромолекулы отрицательный)
    - поликатионы (заряд основной макромолекулы положительный)
Полиэлектролиты широко применяются в качестве коагулянтов для очистки воды и в качестве диспергаторов для снижения вязкости концентрированных дисперсных систем на водной основе (суспензий и паст)
 3. Электролиты [однокислотные/одноосновные] - электролиты, при электролитической диссоциации одной молекулы которых образуется не более одного иона гидроксония или гидроксила (например, HCl, KOH и т. п.)
 4. При возникновении контакта проводников первого рода (с электронной проводимостью) и проводников второго рода (с ионной проводимостью) происходит взаимное превращение химической и электрической форм энергии


Электролиты амфотерные
вещества, молекулы которых содержат кислотные и основные группы. В зависимости от условий амфолиты проявляют кислотные или основные свойства

Электролит посторонний (поддерживающий, фоновый)
электролит, не участвующий в электродных реакциях (добавляемый, например, для устойчивости основного)

Электролиты твердые
вещества, электропроводность которых обусловлена движением ионов одного знака (анионами или катионами), перемещающимися по свободным местам в кристаллической структуре вещества, разделенным невысокими потенциальными барьерами (0.1-0.5 V). Количество мест, которые могут занимать ионы проводимости, значительно больше количества самих ионов. Характерным свойством твердых электролитов является их способность к замещению одних ионов проводимости другими. В зависимости от вида структурного разупорядочивания в подрешетках твердые электролиты разделяют на:
- электролиты с собственным разупорядочиванием - вещества, структура которых уже имеет пути проводимости (в виде каналов, щелей или трехмерных сеток) для ионов определенного вида или приобретает их вследствие фазового перехода
- электролиты с примесным разупорядочиванием - твердые растворы замещения, образующиеся в ионных кристаллах при легировании их ионами с валентностью, отличающейся от валентности основного иона (возникающий заряд компенсируется образованием дефектов с противоположным знаком заряда)
Примеры твердых электролитов с подвижными ионами (Ag+): RbAg4I5, Ag6WO4I4. Твердые электролиты иногда называют супериониками

Электропроводность электролитов
обусловлена наличием в них положительно и отрицательно заряженных ионов (катионов и анионов). Ионы при электролизе за счет сольватации переносят не только электрический заряд, но и растворитель в своих сольватных оболочках. Общее количество электричества, переносимого ионами электролита, характеризуется числами переноса
Примечания:
  1. Электропроводность ионная - электропроводность, обусловленная упорядоченным передвижением ионов в веществе (обычно - электролите). Она сопровождается переносом вещества к электродам с образованием около них новых химических соединений
  2. Электропроводность электронная - электропроводность, обусловленная упорядоченным передвижением в веществе (обычно - металлах и полупроводниках) свободных электронов как основных носителей заряда

Электрофил (частица электрофильная)
любые атом, молекула или ион, способные присоединить пару электронов в процессе образования новой связи (т.е. частица, заряженная положительно - имеющая дефицит электронов хотя бы у одного из фрагментов или атомов группировки). Он имеет вакантную электронную орбиталь на валентном уровне (незаполненные электронные оболочки (АlCl3, ВF3, FeCl3). При взаимодействии с какой-либо частицей, имеющей пару электронов, электрофил может принять эту пару на свою свободную орбиталь, образуя новую связь. Как и в случае нуклеофила, электрофил может быть электронейтральной молекулой (например, ВН3). К электрофилам относят также катионы (H+, Mg2+ и др.), положительные полюса диполей {CH2+)= O-)}, cоединения с карбонильными группами и галогены. Типичным представителем электрон[о]дефицитного соединения является диборан B2H6

Электрофильность
характеризует относительную реакционную способность электрофила по отношению к общему субстрату

Электрофуг
уходящая группа, которая не уносит связывающую электронную пару

Электрохимия
раздел химии, изучающий реакции, протекающие при прохождении электрического тока через растворы. К ней относят производство кислорода, водорода и хлора, металлургию меди и алюминия, нанесение гальванических покрытий, а также производство химических источников тока, топливных элементов и другие направления техники

Электроэкстракция
электролитическое выделение металла из раствора, когда руда или ее концентрат переводятся химическим путем в раствор, подвергающийся электролизу {чистый металл высокой чистоты (обычно кадмий, медь или цинк) осаждается на катоде}:
 2CuSO4 + 2H2O электролиз→ 2Cu + 2H2SO4 + O2↑   (кислота; при графитовых электродах)


Элементы s-, p-, d-, f-:
s-элементы: Ba, Be, Ca, Cs, Fr, H, He, K, Li, Mg, Na, Ra, Rb, Sr
    (т.е. щелочные и щелочноземельные элементы - первые два элемента каждого периода, а также водород и гелий), у которых в атомном состоянии валентный электрон находится на s-орбитали (последним электронами заполняется ns-подуровень)
p-элементы: Al, Ar, As, At, B, Bi, Br, C, Cl, F, Ga, Ge, I, In, Kr,
                         N, Ne, O, P, Pb, Po, Rn, S, Sb, Se, Si, Sn, Te, Tl, Xe
    (т.е. элементы, валентные электроны которых занимают р-орбиталь - элементы III-VIII групп главных подгрупп). К ним относят все неметаллы (за исключением водорода и гелия),
      полуметаллы и ряд металлов (Al, Bi, Ga, In, Pb, Sn, Te). Эти элементы имеют различные физические и механические свойства.
      Например, р-неметаллы являются высокореакционными веществами с сильной электроотрицательностью, а р-металлы - умеренно активные
d-элементы: Ag, Au, Cd, Co, Cr, Cu, Fe, Hf, Hg, Ir, Mn, Mo, Nb, Ni,
                        Os, Pd, Pt, Re, Rh, Ru, Sc, Ta, Tc, Ti, V, W, Y, Zr, Zn (все d-элементы - металлы - элементы побочных подгрупп). К  3d-элементам относят Sc...Zn, к  4d-элементам - Y...Cd, к  5d-элементам - La...Hg, и к  6d-элементам - Ac, Th, Lr...Mt
      (т.е. переходные элементы, у которых валентные электроны занимают d-орбиталь. Исключением из этого правила являются хром
      (электронная оболочка которого s1d5,   а не s2d4)     и вся группа XI имеет конфигурацию
      s1d10,   а не s2d9. Металлы XII-ой группы, имея полностью заполненной d-оболочку, не соответствуют классическому определению d-элементов,
      поэтому их можно считать постпереходными металлами
f-элементы: актиноиды и лантаноиды, т.е. элементы, в которых последним заполняется электронами (n-2)f-подуровень (к  4f-элементам относят Ce...Lu, а к  5f-элементам - Pa...No)

Элементы органогенные
наиболее распространенные элементы в организме человека (C, H, N, O, P, S)

Элементы рассеянные
группа химических элементов, обычно не образующих самостоятельных минералов (присутствуют в виде изоморфных примесей в минералах более распространенных элементов). Наиболее типичные из них - рубидий, галлий, гафний, германий и др.

Элиминирование
отщепление двух атомов или групп атомов от соседних атомов углерода с образованием между ними π-связи, при этом атомы углерода переходят из (3- в sp2-) или из (2- в   sp-) гибридное состояние. Обычно исходными веществами являются представители разных классов органических соединений

Энергия активации
дополнительная энергия, которую надо сообщить химическим частицам для перевода их в активное состояние (т.е. чтобы могла произойти химическая реакция)

Энергия атомизации
энергия перехода твердых простых веществ (в частности, халькогенов) в состояние одноатомного газа

Энергия Гиббса (потенциал термодинамический)
величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реации. Она показывает принципиальную возможность протекания химической реакции. Энергию Гиббса можно понимать и как полную химическую энергию системы (например, жидкости или кристалла)
      G = H - T*S = U + P*V - T*S
где   H - энтальпия
P - давление
S - энтропия
T - абсолютная температура (T*S - энтропийный член)
U - внутренняя энергия
V - объем
Примечания:
1. Правило фаз (Дж. Гиббс, 1875) - позволяет предсказать характер изменения температуры, давления и концентрации компонентов при различных сочетаниях их числа и фаз:
        j + v = k + n
где   j - число фаз (агрегатных состояний вещества)
k - число компонентов системы (минимальное количество веществ, которые составляют каждую фазу системы)
n - число переменных, характеризующих влияние внешних условий на равновесие системы
v - число независимых параметров (температура, давление, концентрация компонентов), которые полностью определяют состояние системы при равновесии и которые можно менять без изменения числа и природы фаз
2. Энергия внутренняя [кДж, кДж/моль] - (термодинамической системы) - сумма энергий теплового движения молекул и межмолекулярных взаимодействий (для адиабатически изолированной системы она равна работе внешних сил при переходе системы из начального состояния в конечное). Внутреннюю энергию невозможно измерить напрямую. Изменение внутренней энергии при переходе системы из одного состояния в другое всегда равно разности между ее значениями в конечном и начальном состояниях, независимо от пути, по которому совершался переход. Альтернативная формулировка - функция состояния, равная приращению количества теплоты, полученной системой в изохорном процессе (V = const)
3. Энергия свободная - свободная часть внутренней энергии U, которую система может превратить в работу (если процессы протекают при постоянных объеме и температуре, эта часть энергии называется энергией Гельмгольца). Проявлением свободной энергии могут служить процессы в электрохимических источниках тока
4. Энергия связанная - часть внутренней энергии, передаваемая системой другим телам в виде тепла. Чем больше энтропия тела, тем меньшую работу оно может совершить при той же внутренней энергии (ее значение определяется энтропийным членом T*S уравнения)
5. Например, полная химическая энергия (энергия Гиббса), которую необходимо затратить на разрушение химических связей между атомами 'Fe' и 'O' у оксида железа (иначе - стали) составляет около 6.7 МДж/кг (ХиЖ, 2013, ?12)

Энергия диссоциации связей
энергия, необходимая для разрыва молекулы на изолированные атомы в их основном состоянии

Энергия связи [ядра]
энергия, выделяющаяся при образовании данного ядра из протонов и нейтронов (иначе - энергия, требуемая для полного разделения ядра на отдельные нуклоны). Чем больше величина выделившейся энергии, тем ядро устойчивее
Примечание.
  Энергия связи сложной частицы равна энергии, эквивалентной дефекту массы, а энергия связи (присоединяемого к ядру)/(отделяемого от ядра) нуклона зависит, в основном, от четности числа имеющихся в ядре протонов/нейтронов

Энергия связи ядра удельная
энергия связи, приходящаяся на один нуклон. Для легких ядер она составляет примерно (0.8 МэВ/нуклон)

Энтальпия (кДж; кДж/моль)
функция, характеризующая энергетическое состояние системы в изобарно-изотермических условиях (р = const, T = const)

Энтальпия реакции (ΔHр.) [кДж]
количество теплоты, выделяемой или поглощаемой при проведении химической реакции в изобарно-изотермических условиях (р = const, T = const)

Энтальпия сродства к электрону [кДж/моль]
энергия, выделяемая при присоединении электрона к нейтральному атому {находящегося в основном (невозбужденном) состоянии} с образованием отрицательно заряженного иона, например, для фтора:
 F(2s22p5) + ё = F(2s22p6) + Q
(ее непосредственно измерить невозможно). В ряде случаев присоединение электрона может привести к распаду молекулы

Энтальпия стандартная:
* молярная - изменение энтальпии при образовании (1 моль) данного вещества из составляющих его элементов в их стандартных состояниях {при температуре (298 oК) и нормальном давлении (1 атм.)}
* сгорания (ΔHсгор.) [кДж/моль] - энтальпия сгорания (окисления) 1 моль вещества до высших оксидов в среде кислорода при стандартных условиях, например:
    C3H8(газ) + 5O2(газ) = 3CO3(газ) + 4H2O(жидк.)  (ΔHсгор. = - 2217 кДж/моль)
* образования простых веществ  (ΔHобр. 298) [кДж/моль] - при стандартных условиях (в наиболее устойчивом агрегатном и аллотропном состоянии) принимается равной нулю
* образования сложных веществ [кДж/моль] - энтальпия реакции образования (1 моль) конкретного вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, например:
    6C(к.) + 6H2(газ) + 3O2(газ) = C6H12O6(к.)  (ΔHобр. = - 1274 кДж/моль)

Энтропия (S) [Дж/(oК*моль) или (Дж/оК)]
функция состояния системы, характеризующая неоднородность расположения и движения ее частиц или иначе - мера беспорядка, которая при переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное возрастает (ΔS больше 0). Любая энергетическая система стремится к увеличению свой потенциальной энергии и уменьшению кинетической (отсюда и родился термин 'тепловая смерть вселенной', подразумевающий прекращение всякого движения молекул по мере рассеяния энергии в космос). Вероятность различных состояний вещества также может быть описана значением энтропии (можно определить не только изменение энтропии, но и ее абсолютное значение). Различают энтропию процесса и энтропию вещества. Энтропия простого вещества не равна нулю. Чем больше различаются реагенты и продукты реакции, тем больше изменение энтропии химической системы. Энтропию, отнесенную к стандартным условиям, называют стандартной энтропией (ее значение приводится в справочниках). Энтропия вещества в газовом состоянии больше чем в жидком, аморфном или кристаллическом (с особо прочной решеткой), причем при данном агрегатном состоянии энтропия выше у веществ, содержащих больше атомов в молекуле
   Стандартная энтропия некоторых веществ:
	- воды - 70.08 Дж/(К*моль)
	- водяного пара - 188.72 Дж/(К*моль)
	- графита - 5.740 Дж/(К*моль)
	- алмаза -    2.368 Дж/(К*моль)
	- озона (О3) - 238.8 Дж/(К*моль)
	- атомарного кислорода- 160.9 Дж/(К*моль)

Эффект индукционный
смещение электронных пар γ-связей от одного атома к другому вследствие их разной электроотрицательности. Для атома (или группы атомов) он может быть:
* отрицательным - если этот атом имеет большую электроотрицательность (галогены, кислород, азот), притягивает к себе электроны γ-связи и приобретает при этом частичный отрицательный заряд
* положительным - если этот атом отталкивает электроны γ-связей (например, некоторые предельные радикалы типа С2H5)
Взаимодействии полярных молекул с неполярными 
протекает через индукционное взаимодействие: 
полярная молекула вызывает в неполярной инду-
цированный дипольный  момент. Взаимодействие 
постоянного диполя одной молекулы снижает 
потенциальную энергию 2-молекулярной системы 
Такое взаимодействие  наиболее характерно про-
является при растворении инертных газов в воде 
и в  растворах  полярных веществ  в неполярных
растворителях
Эффект тепловой (химической реакции) - (Г. Гесс, 1840)
зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути ее протекания (т.е. равен изменению внутренней энергии реагирующих компонент и не зависит от протекания химического превращения в одну или в несколько стадий). Из этого закона вытекает следствие: тепловой эффект химической реакции при (р = const) равен разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и сумм энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов
В зависимости от теплового эффекта химические реакции разделяются на:
* экзотермические {сопровождающиеся выделением теплоты (например, при сгорании газа ацетилена в кислороде выделяется большое количество тепла, используемого при газовой сварке или резке металлов); почти все реакции с участием кислорода относятся к этому типу}
* эндотермические {реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты (например, если размешать на столе в мокром снаружи стакане снег с поваренной солью, то стакан примерзает столу)}
Примечание.
 Ряд солей (например, NaCl, KNO3, NH4NO3, CaCl2*6H2O) растворяются в воде с понижением температуры раствора, а другие (NaOH, Na2CO3, MgSO4, CaCl2) - растворяются с повышением его температуры

Эффект электронный
смещение электронной плотности в молекуле под влиянием внешних воздействий

Эффект ядра экранирующий
взаимодействие электронов между собой в многоэлектронных атомах элементов 'больших' периодов, приводящее к нарушению порядка заполнения подуровней электронами из-за перекрывания по уровням энергии: ядро экранируется орбиталями внутренних, более близких к ядру, оболочек. Степень экранирования зависит от заряда ядра, числа слоев и формы орбиталей.

Яды каталитические
контактные вещества, вызывающие 'отравление', т.е. снижение или прекращение каталитической активности катализаторов вследствие адсорбции яда или продукта его химического превращения на поверхности (обычно гетерогенного) катализатора. Отравление может быть необратимым или обратимым. Например, кислород и его соединения в реакции синтеза аммиака на железном катализаторе отравляют железо обратимо (при воздействии чистой смеси N2 + H2 поверхность катализатора освобождается от кислорода: отравление уменьшается). В то же время соединения серы отравляют железо необратимо (воздействием чистой смеси активность катализатора не восстанавливается), поэтому реагирующую смесь подвергают тщательной очистке для предотвращения отравления. Кислотные катализаторы обычно отравляются примесями оснований, а основные - примесями кислот. Металлические катализаторы обычно отравляют вещества, содержащие кислород (CO, CO2, H2O), серу (CS2, H2S и др.), некоторые химические элементы (As, N, Р, Sb, Se, Te), 2-положительные ионы металлов (Cu, Co, Fe, Hg, Ni, Sn) и др.



АЛФАВИТНЫЙ СПИСОК УПОМЯНУТЫХ ТЕРМИНОВ

А
А.Е.М./атомная единица массы
Агент химический
Агрегат
Агрегация
Агрегирование
Активация
Активность
     вещества химическая
Актиноиды (актиниды)
Аллотропия 
     состава
     формы
Амальгама
Амфигены
Амфолиты
Аналоги
     групповые
     типовые
     электронные
        неполные
        полные
     химические
Аналогия: 
     горизонтальная
     функциональная
Анизотропия
Анион[ы]
    -восстановители
     индифферентные
     многоэлементные
     одноэлементные 
    -окислители
     особые
    -радикал
    -супероксид
Аниониты
Анолит
Аспиратор
Аспирация
Ассоциаты
Ассоциация
Атмолиз
Атом[ы]:
    -акцепторы 
     асимметрический
    -доноры 
     изолированные
     магнитные
     нейтральные
     одиночные
     свободные
     связанные
     эффективный
Атомистика
Атомность 
Атрибут
Ауксохромы
Аффинаж
Аэрогены
Б
Бертоллиды
Бирадикалы
Брутто-формула
В
Вакансии
Валентность: 
     вторичная
     главная
     дополнительная
     ионная
     координационная
     максимальная
     наивысшая 
     ненасыщенная 
     нескомпенсированная
     нестандартная
     неустойчивая
     нулевая 
     обычная
     основная
     остаточная
     отрицательная
     первичная
     переменная
         высшая
         низшая
     по водороду
     по кислороду
     побочная
     положительная
     постоянная
     промежуточная
     реализованная
     свободная
     спиновая
     стехиометрическая
     структурная
     формальная
     электронная
Величины термодинамические
Веществ(а/o)
     аморфные
     амфипротонные
     амфотерные 
     атомарные
     без протонов
     водоотнимающие
     вредное
     высокомолекулярные
     газообразные
     двояколюбящие
     диамагнитные
     дифильные
     жидкие
     изодиморфные
     изоморфные
     изотопно-чистые
     индивидуальные
     ионные
     косное
     кристаллические
     минеральные
     неорганические  
    -неэлектролиты
     низкомолекулярные
     парамагнитные
     пирофорные
     поверхностно-активные:
          истинно-растворимые
          коллоидные
     полярные
     промежуточные
     простое
          многоатомное
          одноатомное
     протогенные
     протофильные
     составляющее
     сложные
          неорганические
          органические
     строение
          молекулярные
          немолекулярные
     таутомерные
     твердые:
          аморфные
          кристаллические
     условно чистые
     ферромагнитные
     чистые 
    -электролиты
Взаимодействи(е/я)
     главные
     валентные
     второстепенные
     дисперсионное
     индукционное
     ион-дипольные
     межмолекулярное
     невалентные 
     обменное 
     ориентационное
     отвлекающее
     постороннее
     сильное
     слабое
     цветное
     ядерное
Вид химический
Вода:
     гигроскопическая
     конституционная
     кристаллизационная
    'связанная' 
     тяжелая 
     химически чистая
Водород равновесный
Возможности атомов валентные
Восстановитель
Восстановление
Вскрытие
Вспышка
Вырождение
Г
Газ(ы): 
     идеальный
     благородные 
     инертные
     редкие 
Галиды
Галогены 
Галоиды
Галургия
Гасители
Гелион
Гетероатом
     _валентность
Гибридизация
     sp-
     sp2-
     sp3-
     атомных орбиталей
Гибриды резонансные
Гигроскопичность
Гидратация
Гидраты
Гидроксиды
     _ксоний
     _лиз
     _металлургия
     _ний
     _фильность
     _фобность
Гомолог
Гомология
Горение
Грамм-атом
Грамм-ион
Граница раздела
Групп(а/ы)
     нейтральные
     функциональная
Группировки
Гуммирование
Д
Дальтониды
Двойственность
     химическая
     окислительно-
         восстановительная
Дебай
Дегидратация
Действие ионов
     поляризующее
Дейтон
Дейтрон
Делокализация электронов
Дельта-электроны
Дефект массы
Диаграмма 
     орбитальная
     электронно-графическая
     энергетическая
Димеры:
     несимметричные
     симметричные
Димеризация
Диморфизм
Дипол(и/ь):
     наведенные
     постоянные
Диоксиген
Дислокации
Диссоциация электролитическая
      кислотного типа
      оснОвного типа
      по месту связи
Длина диполя
Доля вещества массовая 
     компонента объемная
                мольная
Дублет
Дуплет 
Е
Единиц(а/ы)
     валентности
     формульная 
     структурные
Единство мира неоргани-
         ческих веществ
Емкость насыщения
        обменная
Ж
Жидкость
З
Закон
     Авогадро
     изоморфизма
     кратных отношений
     постоянства состава
     сохранения спина
Заместитель
     электроноакцепторный
     электронодонорный
Заряд 
     атома 
         эффективный
         формальный
     иона эффективный
     элементарный
     ядра
Захват:
     нейтронный
     орбитальный
Золь
Зона:
     валентная 
     запрещенная
     проводимости
И
Избыток массы
Изодиаферы
Изомеризация электронная
Изомерия:
     валентная
     зеркальная
     конформационная
     оптическая
     пространственная
     стереоизомерия
     структурная
     энантиомерия
Изомеры:
     изотонические
     изотопные
     изотопические
     конформационные
     структурные
          позиционные
          положения
          скелетные
     ядерные
Изоморфизм:
     полный
     частичный
Изоспин
Изотоны
Изотоп(ы):
     главные
     нестабильные
     стабильные
     четно-четный
Изотопологи
  _топомеры
  _тропия
Индивид химический
Индикаторы
Интерметаллиды
Ион[ы]:
     аномальные
     атомный 
     биполярный
     водорода молекулярный
     возбужденный
     гидратированный
     изоэлектронные 
     кластерные
     ковалентные
     комплексные
     мезомерные
     многоатомные
     многоядерные
     молекулярные
     несольватированный 
     обменные
     одноатомные
     одноядерные
     парамагнитные
     первичный
    -пероксид
     потенциалоопределяющие
     простые
     радикал[ьные]
     разделенные
     свободные
     сложные
     сольватированные
     сопряженные
Ион-дипольные взаимодействия
Ионизация
     поверхностная
     поле(м/вая)
Иониты
Ионогены
Ионофоры
К
Кайносимметрия
Калорийность веществ
Кальцинирование
Карбен
Карбин
Катализ
Катализатор ионный
Катализаторы
Катенация
Катион-радикал
Катиониты
Катионы
Катионы многоэлементные
Католит
Качества
Квадруполь
Квант
Кинетика химическая
Кислоты
     концентрированные
     минеральные
     разбавленные
Ковалентность
Когезия
Коионы
Колебания
     атомов
     валентные
     деформационные
Количество вещества:
     формульное
     стехиометрические
     эквимолярные
Комплекс[ы]:
     активированный
     гидратные
     сольватные
Компонент
Компонента
Конверсия 
     внутренняя
Конгломерат
Констант(а/ы): 
     ассоциации
     диссоциации
     ионизации
     физические 
     экранирования
Контрионы
Конфигурация атома 
     высокоспиновая
     низкоспиновая
     электронная 
Конфигурация молекул 
Конформация
Конформеры
Концентрация:
     обычная
     равновесные
     свободных радикалов
     электронная формальная 
Координация орбитали
Коррозия электрохимическая
Коэффициент(ы): 
     активности
     очистки
     стехиометрические
Кратность вырождения
          связей
Кристаллофоры
Кристаллы ионные
Л
Лантаноиды (лантаниды)
Лиат
Лигатура
Лионий
Льюис
М
Магнетохимия
Макромолекулы
Масса:
     атома
Масса:
        абсолютная
        относительная 
     атомная
     действующая
     молекулярная 
        абсолютная 
        относительная
     молярная 
     формульная
Материалы:
     вяжущие
     полимерные
Материя
Мезомеры
Меланж
Металлиды
      _ичность
      _оиды
      _охимия
Металлы: 
     активные
     амфотерные
     благородные
     драгоценные
     инертные
     легкие
     обычные
     переходные
     постпереходные
     редкие
     редкоземельные
     средней активности
     тяжелые
     щелочноземельные
     щелочные
Миграция
Микродиполи мгновенные
Модель атома:
     квантово-механическая
     планетарная 
Модификации полиморфные
Молекул[а/ы]:
     активные
     амфотерные
     асимметричные
     ассоциированные
     атомная
     валентнонасыщенные
     ван-дер-ваальсовы
     возбужденная
     гетеронуклеарная
     гипервалентные
     гомонуклеарная
     гомоядерные
     двухатомная
     дифильные
    'жесткие'
     изоэлектронные
     ионная
     метастабильные
     многоатомная
     моноатомные
     мономерные
     насыщенные 
    'нежесткие'
     неполярные
     нерадикальная
     одноатомные
     переходные
     парамагнитные
     полиатомные
     полифункциональные
    'полужесткие'
     полярные
     предельные
     радикальная
     реактивные
     с сопряженными связями
     сложные
     топомеры
     устойчивая 
     эксимерные
     электронодефицитные
Молизация
Моль
Момент:
     атома магнитный
              орбитальный
     дипольный
     импульса атома 
     индуцированный
     количества движения
     наведенный
     связи дипольный  
     электрона магнитный 
            орбитальный  
            спиновый
Моноизотопологи
    _меры 
    _радикалы
Морфотропия
Мультиплетность
Мультиплеты
Н
Навеска
Название 
     химическое
     химического элемента 
     тривиальные
Насыщение валентности
Нативный
Нейтрон(ы)
     избыточные
     лишние
     медленные
     свободные
     тепловые
     ядерные
Неметалличность
Неметаллы:
     активные
     благородные
     обычные
Нестехиометрия
Неэлектролиты
Номенклатура химическая
Номер атомный
           нечетный
           четный
Нуклеофил
Нуклид(ы):
     'легкие'
      стабильный
     'тяжелые'
Нуклоны
О
Облако электронное 
Область гомогенности
Обмен: изотопный
       ионный
Оболочка электронная: 
       закрытая
       замкнутая
       заполненная
       незамкнутая
       незаполненная
Объем: атомный
       газа молярный 
       удельный
Одорация
Ожижение
Окиси
Окисление
     анодное
Окисленность
Окислитель
Окислы
Оксидирование анодное
Оксиды 
Оксоанионы
    _катионы
    _иды
    _ний 
Олигомер
Описание
Орбита стационарная 
Орбитал(и/ь):
     атомная
     вакантная
     валентная
     вырожденная
     гибридные 
     граничные
     заполненная 
     локализованная
     многоцентровые
     молекулярная 
         вырожденная
         закрытая
         многоцентровые
         несвязывающие 
         однозаселенная
         открытая
         разрыхляющие 
         результирующая 
         связывающие 
     низкоэнергетические
     подуровней
     пустая
     с неспаренным электроном
     свободная
     частично гибридизированная
     электроотрицательная
Ортоводород
Ортотропия
Основания
Остаток кислотный
Остов атома 
Острова изомерии
Относительная атомная масса
Отношения стехиометрические
Отходы:
     безвозвратные
     возвратные
П
Пар
Пар(а/ы):
     ионная
     контактные
     радикальная
     рыхлые
     сольватно разделенные
     тесные
     электрон(ов/ная)
          изолированная
          неподеленная 
          несвязанная
          несвязывающая
          поделенная
     ядерные
Параводород
Параметры состояния 
Паспорт элемента аналитический
Пассивация
Перегруппировка 
     вырожденная
     молекулярная
Перенос одноэлектронный
Переход[ы]:
     безызлучательные
     второго рода
     излучательные
     первого рода
     полиморфный
     фазовый 
Период полураспада
Периодичность:
     вертикальная
     внутренняя
     вторичная
     горизонтальная
     диагональная
     звездчатая / звездная 
     физико-химическая
     химическая
Пероксид-ион
Пиролиз
    _форность
    _форы
Пластификаторы
Платиноиды
Пленка
Плеяда
Плотность
     заряда иона
     электронная 
Поверхность граничная
Подгруппы:
     главные
     побочные
Подоболочка электронная
Подуровень:
     вырожденный 
     электронный 
Позитрон
Показатель водородный (рН) 
Полиада
    _изотопологи
    _ионы
    _мерия
    _меры
    _морфизм
    _радикалы
    _электролиты:
         полиамфолиты
         полианионы
         поликатионы
Полуметаллы 
    _продукт
Поляризация:
     взаимная
     двухсторонняя
     ионная
     односторонняя
Поляризуемость
     ионная
Полярность 
     связи
     молекулы
Порция
Порядок следования связей
Постоянная
     Авогадро
     Лошмидта
Постулаты Бора
Потенциал:
     выделения  
     ионизации
     ионный
     образования
     разряда ионов
     термодинамический
     химический
     электродный
Потери технологические
Правил(а/о):
     18 электронов
     Вант-Гоффа
     изобаров
     Клечковского
     Маделунга
     мультиплетности
     октета
     Хунда / Гунда 
     фаз
     четности
     электронейтральности
Превращени(е/я)
     полиморфное
     химические
Предиссоциация:
     вращательная
     колебательная
     электронная
Предметы
ПрекУрсор
Признак[и]:
     веществ функциональные
     химических явлений 
Принцип
     детального равновесия
     запрета
     наименьшей энергии
     Паули
Природа ионов
        металла
Проводимость электрическая
Продукты
     побочные
     попутные
     реакции
     химические
Произведение воды ионное 
Промилле
Промотирование
Промоторы
Проникновение к ядру
Проскок электрона 
              двойной
Провал электрона
Противоионы
Протоны:
     свободные
     ядерные
Процессы
     физические 
     химические
Пульпа
Р
Равновеси(е/я)
     метастабильное
     моновариантные
     нонвариантные
     термодинамическое
Радикал[ы]:
     атомные
     вторичные
     свободные 
     парамагнитные
     супероксидный
Радиоактивность
     естественная 
Радиолиз
Радионуклид
Радиус
     атома орбитальный
     атома [эффективный}
     иона / ионный
     ковалентный
Размеры атомов 
Разность гомологическая
Расплав
Расспаривание электронов
Расстеклование
Растворы
Расчеты стехиометрические
Рафинирование 
     электролитическое
Реагенты химические
Реактанты
Реактивы
Реактор химический
Реакции химические:
           экзотермические
           эндотермические
Ректификат
Релаксация
Решетка кристаллическая
Ряд:
     гомологический
     естественный 
        химических элементов 
     изоэлектронный
     напряжений металлов
     номенклатурный
С
Свойств(а/о) веществ 
     магнитные
          диамагнитные
          парамагнитные
          ферромагнитные
     восстановительные
     интенсивное
     металлические
     метрические
     неметаллические
     неметрические
     окислительные
     физические 
     характеристическое
     характерное
     химические 
     экстенсивное
     электрические
     электроноакцепторные
              донорные
     элементов
          неметаллические
          металлические
Связ(ь/и):
     генетическая
     межатомные
     межмолекулярные
     металлические
     полуторная
     химические
Семейства элементов
s-, p-, d-, f-сжатие
Сжатие лантаноидное
Сжижение
Силы
     обменные
     ядерные
Символ
     химического элемента
Симплексы
Синглет
Систем(а/ы):
     бивариантная
     взаимные
     дисперсные 
     молекулярные
     номенклатурных правил
     периодическая
     поливариантная
     физико-химическая
     физическая
     Хилла
     химические
          бинарные
          двойные
          двухкомпонентные
          закрытые
          замкнутые
Системы:
     химические
          изолированные
          многокомпонентные
          моновариантные
          невзаимные
          незамкнутые
          нонвариантные
          однокомпонентные
          открытые
          простые
          стабильные
          термодинамические
Слой квантовый
     электронный 
             внешний 
Смачивание
Смес(ь/и): 
     веществ
     неоднородная
     однородная
     рацемическая
     эквимольная
     эквимолярная
Смещение
     изотопическое
     ионов
Смысл группы физический
Соединения
     бинарные
     изотопнозамещенные
     ионные 
     гетерополярные 
     [интер]металлические
     ковалентные
     комплексные
     координационно-
            насыщенные
     координационные
     летучие
     металлические
     меченые
     многоэлементные
     молекулярные 
       валентноненасыщенные
               насыщенные
                  первого порядка
                  высшего порядка
       электронодефицитные
                достаточные
                избыточные
     нуль-валентные
     стехиометрические
     химические
         неорганические
         органические
         переходные
         простые
         сложные
     элементов однотипные
Соли
Сольваты
Сорбат
Сорбенты
Сорбенты ионообменные
Сорбтив
Сорбция
Состав валовой
Состав вещества:
     качественный
     количественный
     процентный
     равновесный
     химический
Состояни(е/я):
     атомов автоионизационные
     агрегатное
     атома 
         валентное 
         возбужденное 
            синглетное
            триплетное
         гибридное 
         ионизированное
         невозбужденное
         нормальное
         основное 
     валентное
         атома 
         молекулы
     веществ
         агрегатные 
         аморфное
         дисперсное
         компактное
         конденсированное 
         кристаллическое
         стеклообразное
     изомерное 
     ионов автоионизационные
     квазистационарные
     метастабильное
     неравновесное
     нуклида возбужденное
             основное
     переходное
     равновесное
     связанное
     синглетное
     системы энергетическое
     стандартное
     стационарное
     триплетное
     электронов вырожденные
Спаривание электронов
Спин:
     антипараллельный
     атома суммарный
    -валентность
     изотопический
     параллельный
     полный
     полуцелый
     результирующий
Спирт этиловый
Сплавы
Способность: 
     ионов поляризующая
     радикалов реакционная
Среда внешняя
Сродство к электрону
         химическое
Степень
     ионизации
     окисления
         высшая
         низшая
         промежуточная
     полимеризации
     полярности
Стереоактивность
      метрия
      химия
Строение вещества 
            атомное
            молекулярное
         ионное
         химическое
Структуры резонансные
Субстрат
Cупервода
     _ионик
     _оксид-анион 
Схема валентная
      электронная
Сырье
Т
Таутомеризация
Таутомерия
Текучесть
Тело
     однородное
     простое
     составное
Температура критическая
            перехода
Тенебресценция 
Теория
     кристаллического поля
     направленных валентностей
     химического строения
     электролитической 
             диссоциации
Теплота образования
Терм атомный
     дублетный
     синглетный
     триплетный
Термолиз
Тетрамер
Тип гибридизации атома
Точка:
     изоэлектрическая
     критическая
     Кюри
     Нееля
     нулевая
     плавления
     равновесия
Триболюминесценция
Тример
Триплет
Тритоны
Тушение флуоресценции
У
Угол валентный
Узлы кристаллической решетки
Уравнение химическое 
Уров(ень/ни):
     электронный 
         внешний
         завершенный
     энергетические
     метастабильные
     ядерный
Условия нормальные 
        стандартные
Учение атомно-молекулярное 
       молекулярно-кинетическое
Ф
Фаза:
     веществ
     гетерогенная
     гомогенная
     дисперсная
     переменного состава
     равновесная
     сплошная
     стабильная
Фактор стерический
Флюид
Фолдамеры
Фононы
Форма орбитали
Формула:
     вещества химическая
     графическая 
     истинная 
     координационная
     линейная
     молекулярная 
         сокращенная
     простейшая  
     пространственная
     рациональная
     стехиометрическая
     структурная 
         развернутая
         сжатая
         сокращенная
     характеристическая
     электронная 
         сокращенная
     электронно-графическая
     электронно-точечная
     эмпирическая
Фосфоры
Фотовозбуждение
    _ионизация
    _лиз
    _химия
    _хромизм
Фрагментация
Фракция
Фунгициды
Функции системы 
    термодинамические
Х
Халькогены
Характеристика атома главная
Химия:
     неорганическая
     органическая
Хроматография
Хромофоры
Ц
Цветность
Цвиттер-ион
Центр парамагнитный
Ч
Частиц(а/ы): 
     атомные
     индивидуальная
     молекулярная
     нуклеофильная
     реальные
     сложные
     субатомные
     условные
     химическая
     электрофильная
     элементарные 
           составные
Четность
Числ(а/о):
     Авогадро
     атомное
     квантовые 
          азимутальное
          вспомогательное
          главное
          дополнительное
          магнитное
          орбитальное
          побочное
          радиальное
          спиновое 
     валентное
     зарядовое
     изотопическое
     координационное
     магические
     массовое
     нейтронное
     окислительное
     переноса ионов
     протонное
     экранирования
Ш
Ширина запрещенной зоны
Шихта
Шлаки
Шлам
Шлиф
Щ
Щелочи
Э
Эвтектика
Эквивалентность
Эксимеры
Экстрагенты
Электровалентность
Электродиффузия
Электролит(ы):
     амфотерные
     гелеобразные
     жидкие
     сильные
     слабые
     средней силы
     настоящие
     однокислотные
     одноосновные
     посторонний
     потенциальные
     твердые
Электрон(ы)
     антипараллельные
     валентные 
     вторичные
     гидратированный
     локализованные
     неспаренные
     обобществленные
     орбитальный
     параллельные
     свободный 
     связанные 
     связующие
     сольватированный
     спаренные 
     стационарный
     третичные
Электронвольт
Электроотрицательность
     относительная
Электроперенос
       _проводность: 
           ионная
           электролитов
           электронная
       _фил
       _фильность
       _фуг
       _химия
       _экстракция
Элемент[ы]:
     химический
        в свободном виде
        в связанном состоянии
     s-,p-,d-,f-
    -аналоги
    -близнецы
     изотопно-смешанные
             -чистые
     металлические
     непереходные
     нечетные
     органогенные
     переходные
     рассеянные
     свободный
     структурные
     типические
     четные
     электроотрицательные
            положительные
Элиминирование
Энантиомерия
Энергия:
     активации
     атомизации
     атомной орбитали
     внутренняя
     Гиббса
     диссоциации связей
     ионизации
     межмолекулярного 
           взаимодействия
     молярная внутренняя
     свободная
     связанная
     связи ядра
           удельная
     разрыхляющих орбиталей
     связывающих орбиталей
     сродства к электрону
     стабилизации радикала
     электрона 
Энтальпия: 
     реакции
     сродства к электрону
     стандартная: 
         молярная 
         образования 
             простых веществ
             сложных веществ  
         сгорания 
Энтропия
     стандартная
Эффект(ы):
     батохромный
     гипсохромный
     изотопные
          второго рода
          первого рода
     индукционный
     ориентационный
     парности
     тепловой 
     упаковочный
     электронный
     ядра экранирующий
Я
Явления:
     физические 
     химические
Ядр(а/о):
     атома
          нестабильные
          радиоактивные
          стабильные
     атомные изомерные
     дважды магические
     зеркальные
    -изобары
     магические 
          по числу нейтронов
                   протонов
          самосопряженные
     нечетно-нечетные
            -четные
     полумагические
     стабильные
     четно-нечетные
          -четные
Яды каталитические
Ячейка квантовая
       электронная
       энергетическая


Оценка: 5.13*9  Ваша оценка:

Связаться с программистом сайта.

Новые книги авторов СИ, вышедшие из печати:
Ю.Иванович "Раб из нашего времени-7.Возвращение" К.Полянская "И полцарства в придачу..." Е.Азарова "Охотники за Луной.Ловушка" Е.Кароль "Зазеркалье для Евы" Е.Никольская "Чужая невеста" К.Измайлова, А.Орлова "Футарк.Второй атт" А.Левковская "Безумный Сфинкс-2.Салочки с отражением" М.Николаев "Телохранители" А.Алексина "Перехлестье" Е.Щепетнов "Монах.Шанти" Г.Гончарова "Средневековая история-3.Интриги королевского двора" Т.Коростышевская "Мать четырех ветров" Л.Ежова "Ее темные рыцари" И.Георгиева "Ева-3.Колыбельная для Титана" А.Джейн "Мой идеальный смерч-2.Игра с огнем" В.Сафронов "Жди свистка,пацан" А.Быченин "Черный археолог-3.Конец игры" Е.Казакова, А.Харитонова "Жнецы страданий" М.Николаева "Алая тень" А.Черчень "Дипломная работа по обитателям болота" В.Кучеренко "Алебардист" А.Гаврилова, Н.Жильцова "Академия Стихий.Танец огня" В.Чиркова "Тихоня"

Как попасть в этoт список

Сайт - "Художники"
Доска об'явлений "Книги"