ANORGANIKA

Periodický zákon

- a.) vlastnosti sú periodickou funkciou ich atómovej váhy. b.) podstatou periodicity je opakovanie podobnosti obsadenia valenčných orbitálov elektrónmi v atómoch a iónoch prvkov. Vyjadrením periodického zákona sú peridociké sústavy prvkov. Jednotlivé riadky tejto tabuľky sa nazývajú periódy (v 1. perióde sú dva prvky, vodík a hélium, v 2. perióde je 8 prvkov atď.) Čísla periódy je totožné s maximálnym hlavným kvantovým číslom čiastočne alebo úplne obsadených orbitálov. Zvislé stĺpce v tabuľke sa nazývajú skupiny. Číslo skupiny súvisí s počtom valenčných elektrónov, maximálnym a minimálnym dosiahnuteľným oxidačným číslom atómov prvkov

hlavné kvantové číslo

- n -- je hlavnou mierou energie elektrónu v častici, čím v danej častici má funkcia ψ väčšie číslo n, tým je energia elektrónu vyššia (menej záporná),

Výstavbový princíp

- orbitály sa v časticiach obsadzujú elektrónmi v istom poradí tak, že po úplnom obsadení predchádzajúcich orbitálov sa obsadzujú ďalšie orbitály. Poradie obsadzovania atómových orbitálov: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p atď.

Pauliho vylučovací princíp

- pravidlo, ktoré sa týka možnosti obsadzovania jednotlivých orbitálov elektrónmi. V častici sa nemôžu nachádzať 2 alebo viac elektrónov ktoré by mali všetky 4 kvantové čísla rovnaké. Ak majú rovnaké n, l, ml pre 2 elektróny, musia mať rozdielne ms. Takáto dvojica elektrónov sa nazýva leketrónový prá a označuje sa ↑↓

Hundovov pravidlo maximálnej multiplicity

- stanovuje, že ak niesú orbitály jednej hladiny úplne obsadené, nachádza sa v nich maxiálny počet nespárených elektrónov s rovnakým spinom. Spinová multiplicita m je definovaná vzťahom m = 1+2∑ms. Podľa hodnoty spinovej multiplity sa spinový stav častice nazýva singletový (m=1), dubletový (m=2), tripletový (m=3), kvartetový (m=4)..

Dĺžka väzby

- vzdialenosť medzi jadrami dvoch atómov, viazaných kovalentnou väzbou.

hodnoty ms

-1/2, +1/2

hodnoty mℓ

-l, ....,0, ... +l

hodnoty l

0-(n-1)

hodnoty n

1,2,3...

Fázové premeny látok typy

1. skupenské zmeny skupenského stavu (napr. vyparovanie, topenie), 2. štruktúrne (modifikačné) premeny sa viažu najmä na tuhé skupenstvo, pre ktoré je charakteristická určitá pevná štruktúra prejavu-júca sa nielen vo vzájomných polohách staveb-ných častíc, ale následne aj v ich fyzikálnych, prípadne aj chemických vlastnostiach. enantiotropné premeny - prebiehajú v oboch smeroch monotropná premena - premeny prebiehajú len jedným smerom

typy vazby

1.kovalnetna 2.iónová 3.kovová

samovolnost deja

3. = ENTALPICKY riadeny dej 4. ENTROPICKY riadeny dej

van der Waalsove interakcie

: sily fyzikálnej povahy a v porovnaní s chemickou a vodíkovou väzbou sú podstatne slabšie. Delíme ich na a) Coulombické: interakcie medzi trvalými (permanentnými) nábojmi, resp. dipólmi. Napr. interakcia ión-ión, ión-dipól (napr. Na+ -H2O) a dipól-dipól (E=5-25 KJ/mol, napr. PCl3 -PCl3 ). b) Indukčné: Ióny, resp. dipóly aj v nepolárnych molekulách indukujú dipólový moment a interakcie ión-indukovaný dipól (E=3-15 KJ/mol, napr. OH- -O2 ) a dipól-indukovaný dipól (E=2- 10 KJ/mol, H2O-O2 ). c) Disperzné: sú najslabšie interakcie (E=0,05-40 KJ/mol) medzi indukovanými dipólmi v nepolárnych molekulách

Absolútna štandardná entropia, S

Absolútna štandardná entropia, S° je entropia 1 mólu látky pri štandardných podmienkach. Hodnoty absolútnych entropií rôznych látok by mali byť pri vyšších teplotách iba kladné. Zmenu entropie pri priebehu chemických reakcií možno vypočítať pomocou absolútnych entropií látok v reakcii. Pre výpočet sa zvyčajne používajú absolútne štandardné entropie, ktoré možno získať z tabuliek, vynásobené príslušnými stechiometrickými koeficientmi. ∆rS° = ∑ν i So ii Štandarná reakčná entropia, ∆rS° je zmena entropie spojená s uskutočnením chemickej reakcie v jednotkovom rozsahu za štandardných podmienok.

chemicka rovnovaha

Chemické reakcie sú samovoľné deje, ktoré prebiehajú až do dosiahnutia stabilného stavu - rovnováhy, ktorá je dynamickou rovnováhou. • Dynamická rovnováha je stav, keď sú rýchlosti priamej a protismernej reakcie rovnaké a navonok nepozorujú sa žiadne zmeny. Rovnováha je stabilný stav, ktorý dosiahne každý samovoľný dej. • Rovnováhu chemickej reakcie charakterizuje rovnovážna konštanta K

farebnosť látok?

Fyzikálna podstata farebnosti látok spočíva v čiastočnej, alebo úplnej absorpcii žiarenia s určitou vlnovou dĺžkou látkou v čistom stave, alebo jej roztokom. Keďže každej vlnovej dĺžke elektromagnetického žiarenia (nielen vo viditeľnej oblasti spektra) prislúcha podľa Planckovho vzťahu určitá energia E, tak absorpcia žiarenia predstavuje pohltenie energetického kvanta látkou. Zo základov kvantovania vyplýva, že energetické kvantum sa môže absorbovať len vtedy ak v danej látke existuje možnosť prechodu zo základného stavu (s energiou Ezákl) do excitovaného (vzbudeného) stavu (s energiou Eexc) s práve takýmto rozdielom energií, t. j. ak platí vztah. deltaE = Eexc - Ezákl = h.v ​

Gibbsova energia

G je ďalšia termodynamická veličina, definovaná pomocou už známych termodynamických veličín entalpie a entropie G = H - T S a jej zmena pre p = konšt., T = konšt. a reverzibilný dej sa rovná ∆G = ∆H - T ∆S Gibbsova energia je veličina extenzitná, ktorej veľkosť závisí od množstva látky v sústave. Nepoznáme jej absolútnu hodnotu, tak ako v prípade vnútornej energie a entrópie a je tiež ako spomenuté dve veličiny veličinou stavovou. Porovnaním predchádzajúcich vzťahov dostaneme ∆G = -T∆Scelk . Ak sa pri samovoľných dejoch celková entropia zväčšuje, ∆Scelk. > 0, musí sa Gibbsova energia sústavy zmenšovať, ∆G < 0. Zmena Gibbsovej energie, ∆G predstavuje maximálnu užitočnú (neobjemovú) prácu, ktorú môže sústava pri konštantnom tlaku a teplote vykonať pri reverzibilnom deji. Aký význam má zmena Gibbsovej energie, ∆G zistíme pomocou nasledovných vzťahov. ∆U = q + w = T ∆S - p ∆V + w´ práca w bola rozdelená na: objemovú prácu - (-p ∆V) a prácu neobjemovú - užitočnú prácu w´ ∆U + p ∆V - T ∆S = w´ ∆H - T ∆S = w´ ∆G = w

rovnovaha - gibbsova energia

Hodnota zmeny Gibbsovej energie vyjadruje samovoľnosť alebo nesamovoľnosť dejov. ∆G < 0 Samovoľný (exergonický) dej ∆G > 0 Nesamovoľný (endergonický) dej ∆G = 0 Rovnováha Štandardná tvorná Gibbsova energia, ∆fG° je zmena Gibbsovej energie spojená so vznikom 1 mólu zlúčeniny z prvkov za štandardných podmienok, pričom platí: ∆fG° (prvok, najstabilnejšia modifikácia) = 0 ∆fG° (zlúčenina; prvok, ostatné modifik.) ≠ 0. Ak je ∆fG°(zlúčenina) < 0, zlúčeniny sa označujú ako exergonické zlúčeniny. V opačnom prípade, keď ∆fG°(zlúčenina) > 0 sa zlúčeniny označujú ako endergonické zlúčeniny. Uvedená veličina je intenzitná veličina nezávislá od množstva látky, lebo sa vždy vzťahuje na jednotkové množstvo 1 mól. Štandardná reakčná Gibbsova energia, ∆rG° je zmena Gibbsovej energie spojená s uskutočnením chemickej reakcie v jednotkovom rozsahu za štandardných podmienok. ∆rG° = ∑ ∆ν i Go i f i kde νi je stechiometrický koeficient i-tej látky v chemickej rovnic

ionizačná konštanta zásady

Ionizáciou zásad, B vo vodných roztokoch rozumieme ich protolytickú reakciu s vodou, ktorá má úlohu kyseliny. Protón H+ sa prenáša z vody na zásadu B. B(aq) + H2O(l) ← → BH+(aq) + OH-(aq) Kb = [OH-] [BH+ ]/[B] ] Ak pre ionizačnú konštantu zásady platí, že Kb 1, daná zásada je silná zásada a vo vodnom roztoku je takmer úplne protonizovaná. Ak pre ionizačnú konštantu zásady platí, že Kb 1 daná zásada je slabá zásada. Časť z celkového množstva zásady B, ktorá vo vodnom roztoku ionizovala, vyjadruje zlomok, ktorý sa označuje ako stupeň ionizácie zásady, (B α(B) =(ionizovaná B)/ (celková B) r=[BH+ ]/ cr(B)= [OH- ]/cr(B)

kovalentna vazba

Nepolárna kovalentná väzba - tvoria ju atómy rovnakého (zvyčajne nekovového) prvku alebo atómy prvkov s blízkou hodnotou elektronegativity χ (rozdiel ich Palungovských elektronegativít Δχ≤ 0,4), ktoré sú viazané rovnocenne. Polárna kovalentná väzba - tvoria atómy rôznych nekovových prvkov s rozdielom Palungovských elektronegativít Δχ>0,4. Charakteristickými znakmi kovalentnej väzby sú: a) Nasýtenosť - každý atóm je viazaný obmedzeným a definovaným počtom ďalších atómov b) Smerový charakter - väzbové elektrónové páry majú definovanú priestorovú orientáciu c) Násobnosť - počet elektrónov zabezpečujúcich viazanie je definovaný

Termické vlastnosti látok

Pojem termické vlastnosti látok zahŕňa správanie sa látok pri zahrievaní, t. j. dopady dodávania energie vo forme tepla na zloženie, štruktúru a všetky ostatné vlastnosti látok. Principiálne možno látky z hľadiska ich správania rozdeliť do dvoch základných skupín: 1. látky termicky stále, ktoré sa pri zahrievaní chemicky nemenia a mení sa len ich skupenský stav, prípadne niektoré iné vlastnosti bez zmeny ich zloženia 2. látky termicky málo stále, ktoré sa pri zahrievaní chemicky menia, t. j. podliehajú chemickým (spravidla rozkladným) reakciám .

.Fyzikálna podstata chemickej väzby. Väzba v H2 z

V molekule H2 oba elektróny patria obom jadrám ich kvantové čísla sú rovnaké. Musia mať opačný spin pre dodržanie Pauliho princípu. Ak majú elektróny oboch vodíkových atómov súhlasné spiny, atómy sa odpudzujú a stabilná molekula sa nemôže vytvoriť

LCAO

Väzbová kombinácia opisuje väzbový molekulový orbitál, ktorý má nižšiu energiu než hociktorý východiskový atómový orbitál. Protiväzbová kombinácia určuje protiväzbový molekulový orbitál, s vyššou energiou než hociktorý východiskový atómový orbitál. Neväzbové molekulové orbitály niektoré atómové orbitály nemajú možnosť sa efektívne kombinovať a ich energia sa vznikom molekuly prakticky nemení. Z hľadiska súmernosti v dvojjadrových časticiach možno vytvoriť kombináciou valenčných atómových s, p a d orbitálov, molekulové σ, π, δ orbitály. Počet orbitálov sa lineárnou kombináiou nemení. Koľko atómových orbitálov ψ kombinujeme, toľko molekulových orbitálov Φ musíme vytvoriť. Z hľadiska priemernej orbitálovej energie kombinovaných ψ (súčet energií kombinovaných ψ vydelený ich počtom m) a energie vytvorených Φ môžu vo všeobecnosti nastať tri prípady (pri dvojjadrových molekulách a iónoch): 1. b 1 E E ( ) () Φ< Ψ m ∑ čo nastáva pri kombinácii ΨA + ΨB 2. 1 ( ) () E E Φ> Ψ ∗ m ∑ čo nastáva pri kombinácii ΨA - ΨB, 3. )()( n EE Ψ≅Φ čo nastáva, ak nedochádza ku kombinácii ΨA aΨB

Elektrónová konfigurácia častíc X2 q pre častice kde X = Li, Be, B, C a N

X2 q: σ2s σ * 2s π2px,y σ2pz π * 2px,y σ*2pz

energetické poradie MO Pre molekuly a ióny s X = O, F a Ne

X2 q: σ2s σ * 2s σ2pz π2px,y π *2px,y σ*2pz

s čim suvisi rovnovaha redoxnych reakcii?

Zo všeobecnej podmienky rovnováhy rG = 0 a Nernstovej rovnice vyplýva: RT ln K = nFE° alebo po úprave: log K = n F E/2,303°RT Podobne ako rovnovážna konštanta K, ani rozdiel štandardných elektródových potenciálov E° nezávisí od množstva látky v sústave. Z predchádzajúcich vzťahov vyplýva dôležitý praktický záver: Čím je rozdiel hodnôt E°(Ox1|Red1) a E°(Ox2|Red2) väčší, tým účinnejšie nastáva premena reaktantov Ox1 a Red2 na produkty Red1 a Ox2.

Ionizačná energia

a I častice je daná energiou potrebnou na jej ionizáciu, t.j. na odtrhnutie elektrónu. IE predstavuje väzbovú energiu elektrónu v molekule.

Prechodné prvky -

atómy ktoré majú na n-vrstve len elektróny v orbitáli s a obsadzujú si orbitály d(n-1)-vrstvy. Začínajú prvkami Sc,Y, La a Ac a končia Zn,Cd a Hg.

Neprechodné prvky -

atómy ktorých majú obsadzované orbitály vnútorných vrstiev celkom zaplnené a obsadzujú si orbitály s alebo p n-vrstvy. Patria tu nekovy, polokovy a mnohé kovy

Vzácne plyny -

atómy ktorých majú vo všetkých obsadzovaných orbitáloch úplný počet elektrónov. Vo vrstve najvzdialenejšej od jadra, majú úplne obsadené orbitály s a p, čiže v tejto vrstve majú 8 elektrónov, výnimkou je hélium

Energia väzby -

charakterizuje pevnosť väzby medzi dvoma atómami. Udáva sa v kJ mol-1. V zložitejšej molekule energia väzby je priemerná energia potrebná na rozštiepenie danej väzby.

Chemická väzba -

je elektromagnetická interakcia dvoch alebo viacerých atómov, ktorá podmieňuje tvorbu chemicky stálych viacatómových sústav. Keď vzniká chemická väzba, kinetická energia elektrónov vzrsta, no súčasne potenciálna energia klesá a tým nastáva stabilizácia sústavy.

(magnetické spinové kvantové číslo)

je mierou vnútorného momentu hybnosti

Vodíková väzba

je prížalivá interakcia, charakterom na prieniku chemickej väzby a fyzikálnych interakcií. Je to zvyčajne medzimolekulová príťažlivá sila medzi atómom vodíka jednej molekuly a atómom elektronegatívnejšieho prvku (najmä F, O, N, Cl, S) druhej molekuly.

termodynamika

je vedný odbor študujúci vzájomné premeny energie fyzikálnych a chemických procesov ako aj zákonitosti, ktorými sa tieto premeny riadia

Elektronegativita -

kvantové meradlo schopnosti atómu viazaného v molekule priťahovať k sebe elektróny. Mullikenom zavedená elektronegativita M je definovaná vzťahom M = 0,5(I - A) vyjadruje sa v elektrónvoltoch na časticu (prípadne aj v kJ mol-1 ). Pôvodná Paulingovská elektronegativita P sa vypočítavala z energií väzieb a uvádza sa ako bezrozmerná veličina. Približný vzťah medzi Paulingovskou a Mulikenovou elektronegativitou je M ≈ 3,15P

vedľajšie kvantové číslo,

l (orbiátové) - je mierou orbitálového momentu hybnosti elektrónu a pre viacelektrónové častice aj energie elektrónu. Čílo l určuje tiež „tvar" orbitálu

Metóda LCAO

lineárna kombinácia atómových funkcií, čiže orbitálov. Molekulové orbitály sa konštruujú lineárnou kombináciou funkcií ψ (atómových orbitálov), t.j. spočítavaním a odpočítavaním ψ. S atómovými orbitálmi vhodnými pre efektívnu kombináciu možno uskutočniť 2 kombinácie: väzbovú a protiväzbovú.

magnetické kvantové číslo

m - je magnetické kvantové číslo, určuje možné hodnoty priemetu vektora orbitálového momentu hybnosti do smeru vonkajšieho poľa

Vnútorne prechodné prvky -

majú od jadra najvzdiadelenejšie vrstvy neúplne obsadené a obsadzujúci s orbitály f vrstvy (n-2)

Intenzitné fyzikalne veličiny

nezávisia na množstve látky, napr. molová hmotnosť Mw , hustota ρ, merný objem Vm, koncentrácia c, hmotnostný zlomok w, molová vnútorná energia Um, molová entalpia Hm, molová entropia Sm, molová Gibbsová energia Gm... .

fázová premena prvého druhu

pri ktorých dochádza k zmene väzbových charakteristík viazaných atómov, napr. zmena bieleho fosforu (tvorený molekulami P4) na červený fosfor (polymérna forma), alebo premena tuhy (vrstevnatá modifikácia uhlíka) na diamant (priestorovo polymérna forma). Zmena väzbových charakteristík sa zvyčajne prejavuje v tepelných efektoch, ktoré sú základnou charakteristikou pre fázové premeny prvého druhu.

tvar častice BeCl2 (g), CO2 , N2O, HCN, NCS

sp lineárny (1D), α=180o

BCl3 , NO3 - , SO3 ,

sp2 trigonálny (2D), α=120o

SnCl2 , O3 , NO2 - , SO2

sp2 zalomený (2D), α<120o

CH4 , CCl4 , NH4 +

sp3 tetraéder (3D), α=109,5o

NH3 , PF3 , H3O+

sp3 trigonálne-pyramidálny (3D), α<109,5o

H2O, NH2 - , H2 F + , H2 S, SCl2

sp3 zalomený (2D), α<109,5o

SF6 , PCl6 - , SiF6 2-

sp3d 2 oktaéder (3D), α=90o

trans-PCl4 F2 - , SCl5 F

sp3d 2 štvorcovo-bipyramidálny (3D), α=90o

BrF5 , IF5

sp3d 2 štvorcovo-pyramidálny (3D), α<90o

XeF4

sp3d 2 štvorec (2D), α=90o

I3 - , XeF2 , ICl2 -

sp3d lineárny (1D), α=180o

PCl5 , SbF5 , AsF5

sp3d trigonálne-bipyramidálny (3D), α=90o , β=120 o

SF4

sp3d tvar hojdačky (3D), α<90o , β<120 o

ClF3

sp3d tvar písmena T (2D), α<120o

Molekulové orbitály

sú jednoelektrónová vlnová funkcia, ktorá opisuje stav elektrónu priťahovaného viacerými atómovými jadrami a odpudzovaného ostatnými elektrónmi viazaného systému. Označuje ich Φ (fí)

Iónová väzba

tvoria atómy rôznych (väčšinou) nekovových prvkov s veľkým rozdielom Paulingovských elektronegativít (χ >1,7). Iónová väzba je elektrostatická príťažlivá interakcia medzi katiónmi a aniónmi v tuhých iónových zlúčeninách. Vyznačuje sa stratou smerového charakteru a násobnosti. -Niet dôkazov o jestvovaní 100%-nej iónovej väzby Vlastnosti iónov:iónový polomer r vychádza z predstavy, že ióny sa považujú za tuhé nestlačiteľné gule s celistvým nábojom. V kryštálovej štruktúre sú usporiadané tak, že susediace opačne nabité ióny sa vzájomne dotýkajú a ich medzijadrová vzdialenosť je teda súčtom ich iónových polomerov. V periodickej sústave prvkov vykazujú iónové polomery takéto trendy: iónový polomer izoelektrónových častíc vzrastá so zmenšovaním náboja, ako príklad možno uviesť postupnosť r(Ca2+ ) < r(K+ ) < r(Ar) < r(Cl- ) < r(S2- ) v rámci skupiny iónový polomer vzrastá so zväčšovaním protónového čísla, ako príklad uvedieme r(F- ) < r(Cl- ) < r(Br- ) < r(I- ), prípadne r(Li+ ) < r(Na+ ) << r(K+ ) < r(Rb+ )< r(Cs+ ) v rámci periódy pre katióny prechodných alebo vnútorne prechodných prvkov s rovnakým nábojom iónový polomer klesá s protónovým číslom, príkladom je lantanoidová kontrakcia diskutovaná v kap. 11 pre ióny jedného atómu iónový polomer klesá so zväčšovaním náboja, napr. r(Fe3+ ) < r(Fe2+ ). polarizovateľnosť častice je dipólový moment indukovaný účinkom elektrostatického poľa s jednotkovou intenzitou. Polarizovateľnosť si možno predstaviť ako schopnosť iónu (najčastejšie aniónu), deformovať svoj elektrónový obal vplyvom vonkajšieho elektrického poľa. Preto sa niekedy polarizovateľnosť nahrádza pojmom deformovateľnosť. Schopnosť iónu deformovať tvar inej častice svojím elektrickým poľom sa nazýva polarizačný účinok iónu a uvádza sa takmer výlučne v súvislosti s katiónmi. Všeobecne platí, že polarizačný účinok katiónu je úmerný hustote kladného náboja na povrchu katiónu, čiže vzrastá s veľkosťou náboja a poklesom iónového polomeru.

Entropia

veličina, ktorá charakterizuje mieru neusporiadanosti látky a energie. Entropia sa zväčšuje, ked sa neusporiadanosť látky a energie zväčšuje. Samovoľné deje sú vždy sprevádzané zväčšovaním celkovej entropie. Entropia je veličina extenzitná, ktorej veľkosť závisí od množstva látky v sústave a tiež veličina stavová. Pre túto veličinu poznáme jej absolútnu hodnotu. Platí, že S = 0 (T = 0 K) čo znamená, že hodnota entropie ideálnej kryštalickej látky pri teplote T = 0 K sa rovná nule.

Kovová väzba

viaže atómy kovových prvkov v kovoch a zliatinách. Jej podstatu vystihujú elektrostatické príťažlivé sily medzi trojrozmerne úplne delokalizovanými elektrónmi (nazývanými často aj elektrónové more) a kladne nabitými katiónmi kovu usporiadanými v kryštálovej mriežke. Kovová väzba nemá smerový charakter ani násobnosť energetický rozdiel medzi energeticky najvyšším obsadeným a energeticky najnižším neobsadeným kryštálovým orbitálom zanedbateľný (blízky nule). Ľahký prechod elektrónov z obsadených do neobsadených orbitálov podmieňuje elektrickú vodivosť kovov a zliatin. V prípadoch nekovových tuhých kryštalických látok sa kombináciou atómových orbitálov ich atómov tiež tvoria pásy, ktoré sú však oddelené. Energeticky nižší pás tvorený obsadenými kryštálovými orbitálmi sa nazýva valenčný pás, pásy tvorené neobsadenými orbitálmi sú vodivostné pásy. Energetický rozdiel medzi pásmi sa označuje Eg a nazýva zakázané pásmo. Ak dosahuje Eg niekoľko desatín až jeden eV (napr. v tuhom kremíku Eg = 1,1 eV), látka je polovodič; ak viac eV (napr. v diamante Eg = 5,4 eV,v NaCl je Eg = 7,6 eV), látka je izolátor Keďže v kovoch nemožno vymedziť nezávislé dvojice vzájomne viazaných atómov, pevnosť viazania sa nevyjadruje disociačnou energiou väzby, ale látkovou veličinou, ktorou je atomizačná energia Ua , definovaná ako zmena vnútornej energie spojená s premenou 1 mólu tuhého kovu M(s) na izolované atómy kovového prvku M(g) M(s) = M(g) U = Ua (M)

Elektrónová afinita -

zmena vnútornej energie, spojená s pripojením jedného elektrónu k izolovanému atómu. Závisí od elektrónovej konfigurácie atómu a podľa jej zmeny pri zvyšovaní atómového čísla prejavuje zreteľnú periodicitu.

Schrödingerova rovniaca

základná rovnica kvantovej mechaniky. Formuluje sa Ĥψ = Eψ Ĥ je tzv. Hamiltonov operátor - predstavuje všeobecnú formu kinetickej a potenciálnej energie systému. Táto reakcia sa číta: pôsobenie operátora Ĥ na funkciu ψ dáva súčin tejto funkcie a celkovej energie E

stavove fyz. veličiny

závisia iba od konečného a začiatočného stavu sústavy a nezávisia od spôsobu akým sa sústava dostala zo začiatočného do konečného stavu Teplota je stavová veličina

Extenzitné fyzikalne veliciny

závisia na množstve látky, napr. látkové množstvo n, hmotnosť m, objem V, vnútorná energia U, entalpia H, entropia S, Gibbsová energia G... . I

Procesové veličiny

závisia na spôsobe vykonania zmeny sústavy počas ktorého sa dostala zo začiatočného do konečného stavu. Stavové veličiny sú napríklad vnútorná energia U, entalpia H, entropia S, Gibbsová energia G... . Procesové veličiny sú teplo q a práca w