Бодис дахь хүхрийн исэлдэлтийн зэрэг. Байгальд байх

Исэлдэлтийн төлөв нь нэгдэл дэх атомын нөхцөлт цэнэгийг зөвхөн ионуудаас бүрддэг гэсэн таамаглалаар тооцдог. Энэхүү ойлголтыг тодорхойлохдоо бондын (валент) электронууд нь илүү электрон сөрөг атомууд руу шилждэг гэж үздэг (Цахилгаан сөрөг чанарыг үзнэ үү) тул нэгдлүүд нь эерэг ба сөрөг цэнэгтэй ионуудаас бүрддэг. Исэлдэлтийн тоо нь тэг, сөрөг, эерэг утгатай байж болох бөгөөд эдгээрийг ихэвчлэн элементийн тэмдгийн дээр байрлуулна: .

Чөлөөт төлөвт байгаа элементүүдийн атомуудад исэлдэлтийн тэг төлөвийг өгдөг, жишээлбэл: . Холбогч электрон үүл (электрон хос) шилжиж байгаа атомууд нь сөрөг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг. Фторын хувьд түүний бүх нэгдлүүд нь -1-тэй тэнцүү байна. Бусад атомуудад валентийн электроныг өгдөг атомууд эерэг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг. Жишээлбэл, шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын хувьд энэ нь К-тэй тэнцүү бөгөөд энгийн ионуудад К-тэй тэнцүү байна. Ихэнх нэгдлүүдийн хувьд устөрөгчийн атомын исэлдэлтийн төлөв нь тэнцүү, харин металл гидрид (тэдгээрийн устөрөгчтэй нэгдлүүд) - болон бусад нь -1-тэй тэнцүү байна. Хүчилтөрөгч нь исэлдэлтийн төлөвөөр тодорхойлогддог -2, гэхдээ жишээлбэл, фтортой хослуулан, хэт ислийн нэгдлүүд гэх мэт) -1. Зарим тохиолдолд энэ утгыг бутархай хэлбэрээр илэрхийлж болно: төмрийн (II, III) исэл дэх төмрийн хувьд энэ нь тэнцүү байна.

Нэгдлийн атомын исэлдэлтийн төлөвийн алгебрийн нийлбэр нь тэг, нийлмэл ионы хувьд энэ нь ионы цэнэг юм. Энэ дүрмийг ашиглан бид жишээлбэл, ортофосфорын хүчил дэх фосфорын исэлдэлтийн төлөвийг тооцоолно. Үүнийг тэмдэглэж, устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөвийг нэгдэл дэх атомын тоогоор нь үржүүлснээр бид тэгшитгэлийг олж авна: хаанаас . Үүнтэй адилаар бид - ион дахь хромын исэлдэлтийн төлөвийг тооцоолно.

Нэгдлүүдийн хувьд марганецын исэлдэлтийн төлөвт тохирсон байх болно.

Хамгийн их исэлдэлтийн төлөв нь түүний хамгийн их эерэг утга юм. Ихэнх элементүүдийн хувьд энэ нь үечилсэн систем дэх бүлгийн дугаартай тэнцүү бөгөөд түүний нэгдлүүд дэх элементийн чухал тоон шинж чанар юм. Түүний нэгдлүүдэд тохиолддог элементийн исэлдэлтийн төлөвийн хамгийн бага утгыг ихэвчлэн хамгийн бага исэлдэлтийн төлөв гэж нэрлэдэг; бусад нь дунд зэрэг. Тэгэхээр хүхрийн хувьд хамгийн их исэлдэлтийн түвшин нь , хамгийн бага нь 2, завсрын түвшин нь .

Элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг үечилсэн хүснэгтийн бүлгээр өөрчлөх нь атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр тэдгээрийн химийн шинж чанар дахь өөрчлөлтийн үечилсэн байдлыг илэрхийлдэг.

Элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийн тухай ойлголтыг бодисыг ангилах, тэдгээрийн шинж чанарыг тодорхойлох, нэгдлүүдийн томъёо, тэдгээрийн олон улсын нэрсийг эмхэтгэх зэрэгт ашигладаг. Гэхдээ энэ нь ялангуяа исэлдэлтийн урвалыг судлахад өргөн хэрэглэгддэг. "Исэлдлийн төлөв" гэсэн ойлголтыг органик бус химид "валент" гэсэн ойлголтын оронд ихэвчлэн ашигладаг (Валентийг үзнэ үү).

Химийн элементийн атомын бусад шинж чанаруудын нэгэн адил электрон сөрөг чанар нь элементийн атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр үе үе өөрчлөгддөг.

Дээрх график нь элементийн атомын дугаараас хамааран үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийн электрон сөрөг байдлын өөрчлөлтийн үечилсэн байдлыг харуулж байна.

Үелэх системийн дэд бүлгийг доошлуулах үед химийн элементүүдийн электрон сөрөг чанар буурч, хугацааны дагуу баруун тийш шилжих үед нэмэгддэг.

Цахилгаан сөрөг чанар нь элементүүдийн металл бус байдлыг илэрхийлдэг: цахилгаан сөрөг чанар өндөр байх тусам элемент нь металл бус шинж чанартай байдаг.

Исэлдэлтийн төлөв

Нэгдлийн элементийн исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тооцоолох вэ?

1) Энгийн бодис дахь химийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв үргэлж тэг байна.

2) Нарийн төвөгтэй бодисуудад тогтмол исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг элементүүд байдаг.

3) Нэгдлүүдийн дийлэнх хэсэгт тогтмол исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг химийн элементүүд байдаг. Эдгээр элементүүдэд:

4) Молекул дахь бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн алгебрийн нийлбэр үргэлж тэг байна. Ионы бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн алгебрийн нийлбэр нь ионы цэнэгтэй тэнцүү байна.

5) Хамгийн их (хамгийн их) исэлдэлтийн төлөв нь бүлгийн дугаартай тэнцүү байна. Энэ дүрэмд хамаарахгүй үл хамаарах зүйлүүд нь I бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүд, VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүд, түүнчлэн хүчилтөрөгч, фтор юм.

Бүлгийн дугаар нь исэлдэлтийн хамгийн өндөр төлөвтэй давхцдаггүй химийн элементүүд (заавал санах хэрэгтэй)

6) Металлын хамгийн бага исэлдэлтийн төлөв үргэлж тэг байх ба металл бус исэлдэлтийн хамгийн бага төлөвийг дараах томъёогоор тооцоолно.

металл бус исэлдэлтийн хамгийн бага төлөв = бүлгийн дугаар − 8

Дээр дурдсан дүрмүүдэд үндэслэн та ямар ч бодис дахь химийн элементийн исэлдэлтийн төлөвийг тогтоож болно.

Төрөл бүрийн нэгдлүүдийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг олох

Жишээ 1

Хүхрийн хүчлийн бүх элементийн исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлно.

Шийдэл:

Хүхрийн хүчлийн томъёог бичье.

Бүх нарийн төвөгтэй бодис дахь устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь +1 (металл гидридээс бусад).

Бүх нийлмэл бодис дахь хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь -2 (хэт исэл ба хүчилтөрөгчийн фторид OF 2-аас бусад). Мэдэгдэж буй исэлдэлтийн төлөвүүдийг цэгцэлье.

Хүхрийн исэлдэлтийн төлөвийг гэж тэмдэглэе x:

Хүхрийн хүчлийн молекул нь аливаа бодисын молекулын нэгэн адил ерөнхийдөө цахилгаан саармаг байдаг, учир нь молекул дахь бүх атомын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь тэг байна. Схемийн хувьд үүнийг дараах байдлаар дүрсэлж болно.

Тэдгээр. Бид дараах тэгшитгэлийг авсан.

Үүнийг шийдье:

Тиймээс хүхрийн хүчил дэх хүхрийн исэлдэлтийн түвшин +6 байна.

Жишээ 2

Аммонийн бихромат дахь бүх элементийн исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлно.

Шийдэл:

Аммонийн бихроматын томъёог бичье.

Өмнөх тохиолдлын нэгэн адил бид устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөвийг зохион байгуулж болно.

Гэсэн хэдий ч азот ба хром гэсэн хоёр химийн элементийн исэлдэлтийн төлөв нь тодорхойгүй байгааг бид харж байна. Тиймээс бид өмнөх жишээтэй адил исэлдэлтийн төлөвийг олж чадахгүй байна (хоёр хувьсагчтай нэг тэгшитгэлд нэг шийдэл байхгүй).

Энэ бодис нь давсны ангилалд багтдаг бөгөөд үүний дагуу ионы бүтэцтэй болохыг анхаарна уу. Дараа нь аммонийн бихромат найрлагад NH 4 + катионууд орно гэж бид зөв хэлж чадна (энэ катионы цэнэгийг уусах чадварын хүснэгтээс харж болно). Үүний үр дүнд аммонийн бихромат томъёоны нэгж нь хоёр эерэг дан цэнэгтэй NH 4 + катионыг агуулдаг тул бодис бүхэлдээ цахилгаан саармаг байдаг тул бихромат ионы цэнэг -2-тэй тэнцүү байна. Тэдгээр. бодис нь NH 4 + катионууд ба Cr 2 O 7 2- анионуудаар үүсгэгддэг.

Устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөвийг бид мэднэ. Ионы бүх элементийн атомын исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр цэнэгтэй тэнцүү гэдгийг мэдэж, азот, хромын исэлдэлтийн төлөвийг дараах байдлаар тэмдэглэнэ. xТэгээд yҮүний дагуу бид дараахь зүйлийг бичиж болно.

Тэдгээр. Бид хоёр бие даасан тэгшитгэлийг олж авна:

Аль нь шийдвэл бид олдог xТэгээд y:

Ийнхүү аммонийн бихромат дахь азотын исэлдэлтийн төлөв нь -3, устөрөгч +1, хром +6, хүчилтөрөгч -2 байна.

Органик бодис дахь элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тодорхойлох талаар уншиж болно.

Валент

Атомын валентыг Ромын тоогоор илэрхийлнэ: I, II, III гэх мэт.

Атомын валентийн чадвар нь тоо хэмжээнээс хамаарна.

1) хосгүй электронууд

2) валентын түвшний тойрог замд дан электрон хосууд

3) валентын түвшний хоосон электрон орбиталууд

Устөрөгчийн атомын валентийн боломжууд

Устөрөгчийн атомын электрон график томьёог дүрсэлцгээе.

Хослогдоогүй электронууд, гаднах түвшинд дан электрон хосууд байх, гаднах түвшинд хоосон (хоосон) орбиталууд байх зэрэг гурван хүчин зүйл нь валентын боломжид нөлөөлдөг гэж үздэг. Бид гадаад (болон цорын ганц) энергийн түвшинд нэг хосгүй электроныг хардаг. Үүний үндсэн дээр устөрөгч нь I-ийн валенттай байх нь гарцаагүй. Гэсэн хэдий ч эхний энергийн түвшинд зөвхөн нэг дэд түвшин байдаг. с,тэдгээр. Гаднах түвшний устөрөгчийн атом нь дан электрон хосгүй, хоосон орбиталгүй.

Тиймээс устөрөгчийн атомын үзүүлж чадах цорын ганц валент нь I юм.

Нүүрстөрөгчийн атомын валентын боломжууд

Нүүрстөрөгчийн атомын электрон бүтцийг авч үзье. Үндсэн төлөвт түүний гаднах түвшний цахим тохиргоо дараах байдалтай байна.

Тэдгээр. үндсэн төлөвт өдөөгдөөгүй нүүрстөрөгчийн атомын гаднах энергийн түвшинд 2 хосгүй электрон байдаг. Энэ төлөвт энэ нь II-ийн валентыг харуулж чадна. Гэсэн хэдий ч нүүрстөрөгчийн атом нь энерги өгөхөд амархан өдөөгдсөн төлөвт ордог бөгөөд энэ тохиолдолд гаднах давхаргын электрон тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна.

Нүүрстөрөгчийн атомыг өдөөх үйл явцад тодорхой хэмжээний энерги зарцуулагддаг ч гэсэн дөрвөн ковалент холбоо үүсэхэд зарцуулсан зардлыг нөхдөг. Энэ шалтгааны улмаас IV валент нь нүүрстөрөгчийн атомын онцлог шинж чанартай байдаг. Жишээлбэл, нүүрстөрөгч нь нүүрстөрөгчийн давхар исэл, нүүрстөрөгчийн хүчил ба бүх органик бодисын молекулуудад IV валенттай байдаг.

Хослогдоогүй электрон ба дан электрон хосоос гадна валентийн түвшний хоосон орбитал байгаа нь валентын боломжид нөлөөлдөг. Дүүрсэн түвшинд ийм тойрог замууд байгаа нь атом нь электрон хосыг хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэхэд хүргэдэг, жишээлбэл. донор хүлээн авагч механизмаар дамжуулан нэмэлт ковалент холбоо үүсгэдэг. Жишээлбэл, хүлээлтээс ялгаатай нь нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн CO молекул дахь холбоо нь хоёр дахин биш, харин гурав дахин их байдаг нь дараах зурагт тодорхой харагдаж байна.

Азотын атомын валентийн боломжууд

Азотын атомын гадаад энергийн түвшний электрон график томьёог бичье.

Дээрх зургаас харахад азотын атом нь хэвийн төлөвт байгаа 3 хосгүй электронтой тул III валентыг харуулах чадвартай гэж үзэх нь логик юм. Үнэн хэрэгтээ аммиак (NH 3), азотын хүчил (HNO 2), азотын трихлорид (NCl 3) гэх мэт молекулуудад гурвын валент ажиглагддаг.

Химийн элементийн атомын валент нь хосгүй электронуудын тооноос гадна дан электрон хосууд байгаа эсэхээс хамаарна гэж дээр хэлсэн. Энэ нь ковалент химийн холбоо нь зөвхөн хоёр атом бие биенээ нэг электроноор хангаад зогсохгүй нэг атом нь дан хос электронтой - донор () үүнийг сул орон зайтай өөр атомд өгөх үед үүсдэгтэй холбоотой юм. ) тойрог замын валентын түвшин (хүлээн авагч). Тэдгээр. Азотын атомын хувьд IV валент нь донор-хүлээн авагч механизмын дагуу үүссэн нэмэлт ковалент холбооноос болж бас боломжтой юм. Жишээлбэл, аммонийн катион үүсэх үед нэг нь донор хүлээн авагч механизмаар үүсдэг дөрвөн ковалент холбоо ажиглагддаг.

Ковалентын бондуудын аль нэг нь донор-хүлээн авагч механизмын дагуу үүсдэг боловч аммонийн катион дахь бүх N-H бондууд нь туйлын ижил бөгөөд бие биенээсээ ялгаатай байдаггүй.

Азотын атом нь V-тэй тэнцэх валентыг харуулах чадваргүй. Энэ нь азотын атом нь энергийн түвшинд хамгийн ойрхон чөлөөт тойрог замд шилжихэд хоёр электрон хосолсон өдөөгдсөн төлөвт шилжих боломжгүй байдагтай холбоотой юм. Азотын атом нь үгүй г-дэд түвшний, мөн 3s тойрог замд шилжих нь эрчим хүчний хувьд маш өндөр өртөгтэй тул эрчим хүчний зардлыг шинэ холбоо үүсэх замаар нөхдөггүй. Жишээлбэл, азотын хүчил HNO 3 эсвэл азотын исэл N 2 O 5 молекул дахь азотын валент нь юу вэ гэж олон хүн гайхаж магадгүй юм. Хачирхалтай нь, валент нь IV байдаг бөгөөд үүнийг дараах бүтцийн томъёоноос харж болно.

Зураг дээрх тасархай шугам нь гэж нэрлэгддэг зүйлийг харуулж байна нутагшуулахгүй π -холболт. Ийм учраас терминал NO бондыг "нэг хагасын бонд" гэж нэрлэж болно. Үүнтэй төстэй нэг ба хагас холбоо нь озоны O 3, бензол C 6 H 6 гэх мэт молекулуудад байдаг.

Фосфорын валентийн боломжууд

Фосфорын атомын гадаад энергийн түвшний электрон график томьёог дүрсэлцгээе.

Бидний харж байгаагаар үндсэн төлөвт байгаа фосфорын атомын гаднах давхаргын бүтэц, азотын атомын бүтэц ижил байдаг тул фосфорын атом, түүнчлэн азотын атомын хувьд боломжит валентыг 2000-2000 00:00 -тай тэнцүү гэж хүлээх нь логик юм. Практикт ажиглагдсан I, II, III, IV.

Гэсэн хэдий ч азотоос ялгаатай нь фосфорын атом бас байдаг г-5 сул орбитал бүхий дэд түвшин.

Үүнтэй холбогдуулан энэ нь электроныг ууршуулж, өдөөсөн төлөвт шилжих чадвартай с- тойрог замууд:

Иймд азот хүрэх боломжгүй фосфорын атомын V валент боломжтой болно. Жишээлбэл, фосфорын атом нь фосфорын хүчил, фосфорын (V) галогенид, фосфорын (V) исэл гэх мэт нэгдлүүдийн молекулуудад таван валенттай байдаг.

Хүчилтөрөгчийн атомын валентын боломжууд

Хүчилтөрөгчийн атомын гадаад энергийн түвшний электрон график томъёо нь дараах хэлбэртэй байна.

Бид 2-р түвшинд хосгүй хоёр электроныг харж байгаа тул хүчилтөрөгчийн хувьд II валент боломжтой. Хүчилтөрөгчийн атомын энэ валент нь бараг бүх нэгдлүүдэд ажиглагддаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Дээр дурдсан нүүрстөрөгчийн атомын валентын чадварыг авч үзэхдээ бид нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн молекул үүсэх талаар ярилцав. CO молекул дахь холбоо нь гурав дахин их байдаг тул хүчилтөрөгч нь гурван валенттай байдаг (хүчилтөрөгч нь электрон хос донор юм).

Хүчилтөрөгчийн атом нь гаднах элементгүй байдагтай холбоотой г- дэд түвшний, электрон хосолсон байдал сТэгээд p-Орбиталууд боломжгүй байдаг тул хүчилтөрөгчийн атомын валентийн чадвар нь түүний дэд бүлгийн бусад элементүүд, жишээлбэл хүхэртэй харьцуулахад хязгаарлагдмал байдаг.

Хүхрийн атомын валентийн боломжууд

Хүхрийн атомын өдөөгдөөгүй төлөвт байгаа гадаад энергийн түвшин:

Хүхрийн атом нь хүчилтөрөгчийн атом шиг хоёр хосгүй электронтой байдаг тул хүхэр хоёр валенттай байж болно гэж дүгнэж болно. Үнэн хэрэгтээ хүхэр нь жишээлбэл, хүхэрт устөрөгчийн молекул H 2 S-д II валенттай байдаг.

Бидний харж байгаагаар хүхрийн атом гадаад түвшинд гарч ирдэг г- сул тойрог замтай дэд түвшин. Энэ шалтгааны улмаас хүхрийн атом нь өдөөгдсөн төлөвт шилжсэний улмаас хүчилтөрөгчөөс ялгаатай нь валентын чадвараа өргөжүүлж чаддаг. Тиймээс ганц электрон хос хослохдоо 3 х- дэд түвшний хувьд хүхрийн атом нь дараах хэлбэрийн гадаад түвшний электрон тохиргоог олж авдаг.

Энэ төлөвт хүхрийн атом нь 4 хосгүй электронтой бөгөөд энэ нь хүхрийн атомууд IV валентыг харуулж чадна гэдгийг харуулж байна. Үнэн хэрэгтээ хүхэр нь SO 2, SF 4, SOCl 2 гэх мэт молекулуудад IV валенттай байдаг.

3-т байрлах хоёр дахь ганц электрон хосыг хослуулах үед с-дэд түвшний, гадаад энергийн түвшин нь дараах тохиргоог олж авдаг.

Энэ төлөвт VI валентийн илрэл боломжтой болно. VI валентын хүхэртэй нэгдлүүдийн жишээ бол SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 гэх мэт.

Үүнтэй адилаар бид бусад химийн элементүүдийн валентийн боломжуудыг авч үзэж болно.

Валентнарийн төвөгтэй ойлголт юм. Энэ нэр томъёо нь химийн бондын онолыг хөгжүүлэхтэй зэрэгцэн томоохон өөрчлөлтийг хийсэн. Эхэндээ валент нь атомын тодорхой тооны бусад атомууд эсвэл атомын бүлгүүдийг холбож, химийн холбоо үүсгэх чадвар юм.

Элементийн атомын валентийн тоон хэмжигдэхүүн нь EH x томьёоны гидрид эсвэл Е томьёоны исэл үүсгэхийн тулд элементийн хавсаргасан устөрөгч эсвэл хүчилтөрөгчийн атомуудын тоо (эдгээр элементүүдийг нэг ба хоёр валент гэж үздэг) байв. n O m.

Тиймээс аммиакийн NH 3 молекул дахь азотын атомын валент нь гурав, H 2 S молекул дахь хүхрийн атом хоёр, устөрөгчийн атомын валент нь нэгтэй тэнцүү байна.

Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 нэгдлүүдэд натри, бари, цахиурын валент нь 1, 2, 3, 4 тус тус байна.

Валентийн тухай ойлголтыг атомын бүтцийг мэдэхээс өмнө, тухайлбал 1853 онд Английн химич Франкланд химид нэвтрүүлсэн. Атомын дотоод бүрхүүлийн электронууд химийн холбоо үүсэхэд оролцдоггүй тул элементийн валент нь атомуудын гадаад электронуудын тоотой нягт холбоотой болохыг одоо тогтоосон.

Ковалентын бондын цахим онолд үүнийг үздэг атомын валентнь бусад атомын электронуудтай нийтлэг электрон хос үүсгэхэд оролцдог үндсэн эсвэл өдөөгдсөн төлөвт байгаа түүний хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог.

Зарим элементийн хувьд валент нь тогтмол утга юм. Иймээс бүх нэгдлүүд дэх натри эсвэл кали нь нэг валент, кальци, магни, цайр хоёр валент, хөнгөн цагаан гурван валент гэх мэт. Гэвч ихэнх химийн элементүүд нь хувьсах валентыг харуулдаг бөгөөд энэ нь түнш элементийн шинж чанар, үйл явцын нөхцлөөс хамаарна. Тиймээс төмөр нь хлортой хоёр нэгдэл үүсгэж чаддаг - FeCl 2 ба FeCl 3, төмрийн валент нь 2 ба 3 байна.

Исэлдэлтийн төлөв- химийн нэгдэл дэх элементийн төлөв байдал, исэлдэлтийн урвал дахь түүний зан төлөвийг тодорхойлдог ойлголт; тоон хувьд исэлдэлтийн төлөв нь элемент тус бүрийн электронууд илүү электрон сөрөг атом руу шилжсэн гэсэн таамаглал дээр үндэслэн тухайн элементэд оноож болох албан ёсны цэнэгтэй тэнцүү байна.

Цахилгаан сөрөг чанар- химийн холбоо үүсгэх үед атомын сөрөг цэнэг олж авах чадвар эсвэл молекул дахь атомын химийн холбоо үүсэхэд оролцдог валентийн электронуудыг татах чадварын хэмжүүр. Цахилгаан сөрөг чанар нь үнэмлэхүй утга биш бөгөөд янз бүрийн аргаар тооцоологддог. Тиймээс өөр өөр сурах бичиг, лавлах номонд өгөгдсөн электрон сөрөг байдлын утгууд өөр байж болно.

Хүснэгт 2-т зарим химийн элементүүдийн цахилгаан сөрөг чанарыг Сандерсоны хэмжүүрээр, 3-р хүснэгтэд Полингийн хуваарийн дагуу элементүүдийн цахилгаан сөрөг чанарыг харуулав.

Цахилгаан сөрөг утгыг харгалзах элементийн тэмдгийн доор өгөв. Атомын электрон сөрөг чанарын тоон утга өндөр байх тусам тухайн элемент илүү цахилгаан сөрөг байна. Хамгийн электрон сөрөг нь фторын атом, хамгийн бага электрон сөрөг нь рубиди атом юм. Хоёр өөр химийн элементийн атомуудаас үүссэн молекулын хувьд электрон сөрөг чанарын тоон утга нь илүү өндөр атом дээр албан ёсны сөрөг цэнэг байх болно. Тиймээс хүхрийн давхар ислийн SO2 молекулд хүхрийн атомын цахилгаан сөрөг чанар 2.5, хүчилтөрөгчийн атомын цахилгаан сөрөг чанар 3.5-аас их байна. Тиймээс сөрөг цэнэг нь хүчилтөрөгчийн атом дээр, эерэг цэнэг нь хүхрийн атом дээр байх болно.

Аммиакийн молекул NH 3-д азотын атомын цахилгаан сөрөг утга 3.0, устөрөгчийн атомынх 2.1 байна. Тиймээс азотын атом сөрөг цэнэгтэй, устөрөгчийн атом эерэг цэнэгтэй байх болно.

Та цахилгаан сөрөг байдлын өөрчлөлтийн ерөнхий чиг хандлагыг тодорхой мэдэж байх ёстой. Аливаа химийн элементийн атом нь гаднах электрон давхаргын тогтвортой тохиргоог олж авах хандлагатай байдаг - инертийн хийн октет бүрхүүл, тухайн үеийн элементүүдийн цахилгаан сөрөг чанар нэмэгдэж, бүлгийн атомын тоо нэмэгдэх тусам цахилгаан сөрөг чанар нь ерөнхийдөө буурдаг. элемент. Тиймээс, жишээлбэл, хүхэр нь фосфор, цахиуртай харьцуулахад илүү цахилгаан сөрөг, нүүрстөрөгч нь цахиуртай харьцуулахад илүү цахилгаан сөрөг байдаг.

Хоёр металл бус бодисоос бүрдэх нэгдлүүдийн томъёог гаргахдаа тэдгээрийн илүү цахилгаан сөрөгийг үргэлж баруун талд байрлуулна: PCl 3, NO 2. Энэ дүрэмд зарим түүхэн үл хамаарах зүйлүүд байдаг, жишээлбэл NH 3, PH 3 гэх мэт.

Исэлдэлтийн тоог ихэвчлэн элементийн тэмдгийн дээр байрлах араб тоогоор (тооны урд тэмдэгтэй) заадаг, жишээлбэл:

Химийн нэгдлүүдийн атомын исэлдэлтийн түвшинг тодорхойлохын тулд дараахь дүрмийг баримтална.

1. Энгийн бодис дахь элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв 0 байна.
2. Молекул дахь атомуудын исэлдэлтийн төлөвийн алгебрийн нийлбэр нь тэг байна.
3. Нэгдлүүд дэх хүчилтөрөгч нь исэлдэлтийн төлөвийг голчлон харуулдаг -2 (хүчилтөрөгчийн фторид OF 2 + 2, M 2 O 2 -1 зэрэг металлын хэт исэлд).
4. Идэвхтэй металлын гидридийг эс тооцвол нэгдэл дэх устөрөгч нь исэлдэлтийн төлөвийг + 1 харуулдаг, жишээлбэл, устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв нь -1 байдаг шүлтлэг эсвэл шороон шүлтлэг.
5. Моноатом ионуудын хувьд исэлдэлтийн төлөв нь ионы цэнэгтэй тэнцүү байна, жишээлбэл: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br – - –1, S 2– - –2 гэх мэт.
6. Ковалентын туйлын холбоо бүхий нэгдлүүдийн хувьд илүү электрон сөрөг атомын исэлдэлтийн төлөв нь хасах тэмдэгтэй, бага электрон сөрөг атом нь нэмэх тэмдэгтэй байдаг.
7. Органик нэгдлүүдэд устөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв +1 байна.

Дээрх дүрмийг хэд хэдэн жишээгээр тайлбарлая.

Жишээ 1.Калийн K 2 O, селен SeO 3, төмрийн Fe 3 O 4 исэлд орсон элементүүдийн исэлдэлтийн зэргийг тодорхойлно.

Калийн исэл K 2 O.Молекул дахь атомуудын исэлдэлтийн төлөвийн алгебрийн нийлбэр нь тэг байна. Исэлд агуулагдах хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн түвшин -2 байна. Түүний исэл дэх калийн исэлдэлтийн төлөвийг n, дараа нь 2n + (–2) = 0 эсвэл 2n = 2, иймээс n = +1, өөрөөр хэлбэл калийн исэлдэлтийн төлөвийг +1 гэж тэмдэглэе.

Селенийн исэл SeO 3. SeO 3 молекул нь цахилгаан саармаг юм. Хүчилтөрөгчийн гурван атомын нийт сөрөг цэнэг –2×3 = –6 байна. Тиймээс энэ сөрөг цэнэгийг тэг болгохын тулд селенийн исэлдэлтийн төлөв +6 байх ёстой.

Fe3O4 молекулцахилгаан саармаг. Хүчилтөрөгчийн дөрвөн атомын нийт сөрөг цэнэг –2×4 = –8 байна. Энэ сөрөг цэнэгийг тэнцүүлэхийн тулд гурван төмрийн атомын нийт эерэг цэнэг +8 байх ёстой. Тиймээс нэг төмрийн атом 8/3 = +8/3 цэнэгтэй байх ёстой.

Нэгдлийн элементийн исэлдэлтийн төлөв нь бутархай тоо байж болно гэдгийг онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. Ийм фракцийн исэлдэлтийн төлөв нь химийн нэгдлүүдийн холбоог тайлбарлахад утгагүй боловч исэлдэлтийн урвалын тэгшитгэлийг бий болгоход ашиглаж болно.

Жишээ 2. NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7 нэгдлүүдийн элементүүдийн исэлдэлтийн зэргийг тодорхойлно.

NaClO 3 молекул нь цахилгаан саармаг юм. Натрийн исэлдэлтийн төлөв нь +1, хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн түвшин -2 байна. Хлорын исэлдэлтийн төлөвийг n гэж тэмдэглээд +1 + n + 3 × (–2) = 0, эсвэл +1 + n – 6 = 0, эсвэл n – 5 = 0, иймээс n = +5. Тиймээс хлорын исэлдэлтийн төлөв +5 байна.

K 2 Cr 2 O 7 молекул нь цахилгаан саармаг юм. Калийн исэлдэлтийн төлөв +1, хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн байдал -2 байна. Хромын исэлдэлтийн төлөвийг n гэж тэмдэглээд 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, эсвэл +2 + 2n – 14 = 0, эсвэл 2n – 12 = 0, 2n = 12, иймээс n болно. = +6. Тиймээс хромын исэлдэлтийн төлөв +6 байна.

Жишээ 3. SO 4 2-ийн сульфатын ион дахь хүхрийн исэлдэлтийн зэргийг тодорхойлъё. SO 4 2– ион нь –2 цэнэгтэй. Хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөв -2. Хүхрийн исэлдэлтийн төлөвийг n гэж тэмдэглэе, тэгвэл n + 4 × (–2) = –2, эсвэл n – 8 = –2, эсвэл n = –2 – (–8), иймээс n = +6 болно. Тиймээс хүхрийн исэлдэлтийн төлөв +6 байна.

Исэлдэлтийн төлөв нь заримдаа тухайн элементийн валенттай тэнцүү байдаггүй гэдгийг санах нь зүйтэй.

Жишээлбэл, аммиакийн молекул NH 3 эсвэл гидразин молекул N 2 H 4 дахь азотын атомын исэлдэлтийн төлөв нь тус тус -3 ба -2, харин эдгээр нэгдлүүдийн азотын валент нь гурван байна.

Үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийн хамгийн их эерэг исэлдэлтийн төлөв нь дүрмээр бол бүлгийн дугаартай тэнцүү байна (үл хамаарах зүйл: хүчилтөрөгч, фтор болон бусад зарим элементүүд).

Хамгийн их сөрөг исэлдэлтийн төлөв нь 8 - бүлгийн дугаар.

Сургалтын даалгавар

1. Аль нэгдэлд фосфорын исэлдэлтийн түвшин +5 байх вэ?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 P
4) AlP

2. Аль нэгдэлд фосфорын исэлдэлтийн түвшин –3-тай тэнцүү вэ?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 PO 4
4) AlP

3. Ямар нэгдэлд азотын исэлдэлтийн түвшин +4-тэй тэнцүү вэ?

1) HNO2
2) N 2 O 4
3) N 2 O
4) HNO3

4. Ямар нэгдэлд азотын исэлдэлтийн түвшин –2-тэй тэнцүү вэ?

1) NH 3
2) N 2 H 4
3) N 2 O 5
4) HNO2

5. Аль нэгдэлд хүхрийн исэлдэлтийн түвшин +2 байх вэ?

1) Na 2 SO 3
2) SO2
3) SCl 2
4) H2SO4

6. Аль нэгдэлд хүхрийн исэлдэлтийн түвшин +6 байх вэ?

1) Na 2 SO 3
2) SO 3
3) SCl 2
4) H 2 SO 3

7. Томъёо нь CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4 гэсэн бодисуудад хромын исэлдэлтийн төлөв нь тус тус тэнцүү байна.

1) +2, +3, +6
2) +3, +6, +6
3) +2, +6, +5
4) +2, +6, +6

8. Химийн элементийн хамгийн бага сөрөг исэлдэлтийн төлөв нь ихэвчлэн тэнцүү байдаг

1) хугацааны дугаар
3) гадаад электрон давхаргыг дуусгахад дутагдаж буй электронуудын тоо

9. Үндсэн дэд бүлгүүдэд байрлах химийн элементүүдийн хамгийн их эерэг исэлдэлтийн төлөв нь дүрмээр бол тэнцүү байна

1) хугацааны дугаар
2) химийн элементийн серийн дугаар
3) бүлгийн дугаар
4) элемент дэх электронуудын нийт тоо

10. Фосфор нь нэгдэл дэх хамгийн их эерэг исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca 3 P 2

11. Фосфор нь нэгдэл дэх хамгийн бага исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na 3 PO 4
4) Ca 3 P 2

12. Катион ба анионд байрлах аммонийн нитрит дэх азотын атомууд нь исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг.

1) –3, +3
2) –3, +5
3) +3, –3
4) +3, +5

13. Устөрөгчийн хэт исэл дэх хүчилтөрөгчийн валент ба исэлдэлтийн төлөв нь тэнцүү байна

1) II, -2
2) II, -1
3) би, +4
4) III, -2

14. Пирит FeS2 дахь хүхрийн валент ба исэлдэлтийн зэрэг нь тэнцүү байна

1) IV, +5
2) II, -1
3) II, +6
4) III, +4

15. Аммонийн бромидын азотын атомын валент ба исэлдэлтийн төлөв нь дараахтай тэнцүү байна.

1) IV, -3
2) III, +3
3) IV, -2
4) III, +4

16. Нүүрстөрөгчийн атом нь сөрөг исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг

1) хүчилтөрөгч
2) натри
3) фтор
4) хлор

17. түүний нэгдлүүдэд исэлдэлтийн тогтмол төлөвийг харуулдаг

1) стронций
2) төмөр
3) хүхэр
4) хлор

18. Тэдний нэгдлүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг +3 харуулж болно

1) хлор ба фтор
2) фосфор ба хлор
3) нүүрстөрөгч ба хүхэр
4) хүчилтөрөгч ба устөрөгч

19. Тэдний нэгдлүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг +4 харуулж болно

1) нүүрстөрөгч ба устөрөгч
2) нүүрстөрөгч ба фосфор
3) нүүрстөрөгч ба кальци
4) азот ба хүхэр

20. Исэлдэлтийн төлөв нь түүний нэгдлүүдийн бүлгийн дугаартай тэнцүү байна

1) хлор
2) төмөр
3) хүчилтөрөгч
4) фтор

Нэгдлүүдийн атомын албан ёсны цэнэг нь туслах хэмжигдэхүүн юм. Энэхүү ердийн цахилгаан цэнэг нь исэлдэлтийн төлөв юм. Химийн олон процессын үр дүнд түүний үнэ цэнэ өөрчлөгддөг. Хэдийгээр цэнэг нь албан ёсны боловч энэ нь исэлдэлтийн урвал (ORR) дахь атомуудын шинж чанар, зан үйлийг тодорхой тодорхойлдог.

Исэлдэлт ба бууралт

Өмнө нь химичүүд хүчилтөрөгчийн бусад элементүүдтэй харилцан үйлчлэлийг тодорхойлохдоо "исэлдэлт" гэсэн нэр томъёог ашигладаг байсан. Урвалын нэр нь хүчилтөрөгч гэсэн латин нэрнээс гаралтай - Oxygenium. Хожим нь бусад элементүүд ч исэлддэг болох нь тогтоогдсон. Энэ тохиолдолд тэдгээр нь багасдаг - тэд электрон авдаг. Атом бүр молекул үүсгэхдээ валентын электрон бүрхүүлийн бүтцийг өөрчилдөг. Энэ тохиолдолд албан ёсны цэнэг гарч ирдэг бөгөөд түүний хэмжээ нь ердийн өгөгдсөн эсвэл хүлээн зөвшөөрөгдсөн электронуудын тооноос хамаарна. Энэ утгыг тодорхойлохын тулд "исэлдэлтийн тоо" гэсэн англи химийн нэр томъёог өмнө нь ашигласан бөгөөд орчуулбал "исэлдэлтийн тоо" гэсэн утгатай. Үүнийг ашиглахдаа молекулууд эсвэл ионууд дахь холбох электронууд нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг (EO) утгатай атомд хамаардаг гэсэн таамаглал дээр суурилдаг. Тэдний электроныг хадгалах, бусад атомуудаас татах чадвар нь хүчтэй металл бус (галоген, хүчилтөрөгч) -д сайн илэрхийлэгддэг. Хүчтэй металлууд (натри, кали, лити, кальци, бусад шүлтлэг ба шүлтлэг шороон элементүүд) нь эсрэг шинж чанартай байдаг.

Исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох

Исэлдэлтийн төлөв гэдэг нь холбоо үүсэхэд оролцож буй электронууд илүү электрон сөрөг элемент рүү бүрэн шилжсэн тохиолдолд атом олж авах цэнэгийг хэлнэ. Молекулын бүтэцгүй бодисууд (шүлт металлын галогенид ба бусад нэгдлүүд) байдаг. Эдгээр тохиолдолд исэлдэлтийн төлөв нь ионы цэнэгтэй давхцдаг. Уламжлалт эсвэл бодит цэнэг нь атомууд одоогийн төлөвөө олж авахаас өмнө ямар процесс явагдсаныг харуулдаг. Эерэг исэлдэлтийн тоо нь атомуудаас салсан электронуудын нийт тоо юм. Исэлдэлтийн сөрөг тоо нь авсан электронуудын тоотой тэнцүү байна. Химийн элементийн исэлдэлтийн төлөвийг өөрчилснөөр урвалын явцад түүний атомуудад юу тохиолдохыг (мөн эсрэгээр) дүгнэдэг. Бодисын өнгө нь исэлдэлтийн төлөвт ямар өөрчлөлт гарсаныг тодорхойлдог. Хром, төмөр болон бусад хэд хэдэн элементийн нэгдлүүд нь өөр өөр валентыг харуулдаг бөгөөд өөр өөр өнгөтэй байдаг.

Сөрөг, тэг ба эерэг исэлдэлтийн төлөвийн утгууд

Энгийн бодисууд нь ижил EO утгатай химийн элементүүдээс үүсдэг. Энэ тохиолдолд холболтын электронууд нь бүх бүтцийн хэсгүүдэд адилхан хамаарна. Иймээс энгийн бодисуудад элементүүд нь исэлдэлтийн төлөвөөр тодорхойлогддоггүй (H 0 2, O 0 2, C 0). Атомууд электрон хүлээн авах эсвэл ерөнхий үүл тэдний чиглэлд шилжих үед цэнэгийг ихэвчлэн хасах тэмдгээр бичдэг. Жишээлбэл, F -1, O -2, C -4. Электрон өгснөөр атомууд бодит буюу албан ёсны эерэг цэнэгийг олж авдаг. OF2 исэлд хүчилтөрөгчийн атом нь хоёр фторын атомд тус бүр нэг электрон өгч, O +2 исэлдэлтийн төлөвт байна. Молекул эсвэл олон атомт ион дахь электрон сөрөг атомууд нь бүх холболтын электронуудыг хүлээн авдаг гэж үздэг.

Хүхэр бол өөр өөр валент, исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг элемент юм

Үндсэн дэд бүлгүүдийн химийн элементүүд нь ихэвчлэн VIII-тэй тэнцүү бага валентыг харуулдаг. Жишээлбэл, хүхэрт устөрөгч ба металлын сульфидын хүхрийн валент нь II байна. Элемент нь нэг, хоёр, дөрөв эсвэл бүх зургаан электроноо өгч, I, II, IV, VI валентыг харуулах үед өдөөгдсөн төлөвт завсрын болон хамгийн өндөр валентаар тодорхойлогддог. Зөвхөн хасах эсвэл нэмэх тэмдэгтэй ижил утгууд нь хүхрийн исэлдэлтийн төлөвтэй байна:

• фторын сульфид нь нэг электроныг өгдөг: -1;
• устөрөгчийн сульфидын хувьд хамгийн бага утга: -2;
• давхар ислийн завсрын төлөвт: +4;
• гурвалсан исэл, хүхрийн хүчил, сульфатуудад: +6.

Хүхэр нь хамгийн өндөр исэлдэлтийн төлөвт электроныг хүлээн авдаг бөгөөд энэ нь хүчтэй бууруулагч шинж чанартай байдаг. S+4 атом нь нөхцлөөс хамааран нэгдлүүдэд ангижруулагч эсвэл исэлдүүлэгчийн үүрэг гүйцэтгэдэг.

Химийн урвал дахь электрон дамжуулалт

Натрийн хлоридын талст үүсэх үед натри нь электронуудыг илүү электрон сөрөг хлорт өгдөг. Элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв нь ионуудын цэнэгтэй давхцдаг: Na +1 Cl -1. Электрон хосуудыг илүү электрон сөрөг атом руу шилжүүлэх замаар үүссэн молекулуудын хувьд зөвхөн албан ёсны цэнэгийн тухай ойлголт л хамаарна. Гэхдээ бүх нэгдлүүд нь ионуудаас бүрддэг гэж бид үзэж болно. Дараа нь атомууд электронуудыг татах замаар нөхцөлт сөрөг цэнэгийг олж авдаг бөгөөд тэдгээрийг өөрөөсөө салгаснаар эерэг цэнэг авдаг. Урвалын хувьд тэдгээр нь хэдэн электрон шилжсэнийг харуулдаг. Жишээлбэл, нүүрстөрөгчийн давхар ислийн молекулын C +4 O - 2 2 дахь нүүрстөрөгчийн химийн тэмдгийн баруун дээд буланд заасан индекс нь атомаас ялгарсан электронуудын тоог илэрхийлдэг. Энэ бодис дахь хүчилтөрөгч нь -2-ийн исэлдэлтийн төлөвөөр тодорхойлогддог. Химийн O тэмдгийн харгалзах индекс нь атом дахь нэмсэн электронуудын тоо юм.

Исэлдэлтийн төлөвийг хэрхэн тооцоолох вэ

Атомуудын өгсөн болон олж авсан электронуудын тоог тоолох нь цаг хугацаа их шаарддаг. Дараах дүрмүүд нь энэ ажлыг хөнгөвчлөх болно.

1. Энгийн бодисуудад исэлдэлтийн төлөв 0 байна.
2. Төвийг сахисан бодис дахь бүх атом эсвэл ионуудын исэлдэлтийн нийлбэр нь тэг байна.
3. Нарийн төвөгтэй ионы хувьд бүх элементийн исэлдэлтийн төлөвийн нийлбэр нь бүхэл бөөмийн цэнэгтэй тохирч байх ёстой.
4. Илүү электрон сөрөг атом нь сөрөг исэлдэлтийн төлөвийг олж авдаг бөгөөд энэ нь хасах тэмдгээр бичигдсэн байдаг.
5. Бага электрон сөрөг элементүүд нь эерэг исэлдэлтийн төлөвийг хүлээн авдаг бөгөөд нэмэх тэмдгээр бичдэг.
6. Хүчилтөрөгч нь ерөнхийдөө -2 исэлдэлтийн төлөвийг харуулдаг.
7. Устөрөгчийн хувьд шинж чанар нь: +1 металл гидридэд: H-1;
8. Фтор нь бүх элементүүдээс хамгийн электрон сөрөг нь бөгөөд исэлдэлтийн төлөв нь үргэлж -4 байдаг.
9. Ихэнх металлын хувьд исэлдэлтийн тоо, валент нь ижил байдаг.

Исэлдэлтийн төлөв ба валент байдал

Ихэнх нэгдлүүд нь исэлдэлтийн процессын үр дүнд үүсдэг. Электроныг нэг элементээс нөгөөд шилжүүлэх буюу нүүлгэн шилжүүлэх нь тэдгээрийн исэлдэлтийн төлөв байдал, валентыг өөрчлөхөд хүргэдэг. Ихэнхдээ эдгээр утгууд давхцдаг. "Цахилгаан химийн валент" гэсэн хэллэгийг "исэлдэлтийн төлөв" гэсэн нэр томъёоны синоним болгон ашиглаж болно. Гэхдээ үл хамаарах зүйлүүд байдаг, жишээлбэл, аммонийн ион дахь азот нь дөрвөн валент юм. Үүний зэрэгцээ энэ элементийн атом нь -3 исэлдэлтийн төлөвт байна. Органик бодисын хувьд нүүрстөрөгч нь үргэлж дөрвөн валент байдаг боловч метан CH 4, формацын спирт CH 3 OH ба хүчил HCOOH дахь С атомын исэлдэлтийн төлөвүүд өөр өөр утгатай: -4, -2 ба +2.

Редокс урвалууд

Редокс үйл явц нь үйлдвэрлэл, технологи, амьд ба амьгүй байгалийн олон чухал үйл явц: шаталт, зэврэлт, исгэх, эсийн доторх амьсгал, фотосинтез болон бусад үзэгдлүүд орно.

OVR тэгшитгэлийг бүрдүүлэхдээ коэффициентүүдийг дараах категориудаар ажилладаг цахим балансын аргыг ашиглан сонгоно.

• исэлдэлтийн төлөв;
• бууруулагч бодис нь электроныг өгч, исэлддэг;
• исэлдүүлэгч бодис нь электроныг хүлээн авч, багасдаг;
• өгөгдсөн электронуудын тоо нь нэмсэн электронуудын тоотой тэнцүү байх ёстой.

Атомоор электрон олж авах нь түүний исэлдэлтийн төлөв (буурах) буурахад хүргэдэг. Атомоор нэг буюу хэд хэдэн электрон алдагдах нь урвалын үр дүнд элементийн исэлдэлтийн тоо нэмэгдэхэд дагалддаг. Усан уусмал дахь хүчтэй электролитийн ионуудын хооронд үүсэх исэлдэлтийн урвалын хувьд электрон тэнцвэрийн бус хагас урвалын аргыг ихэвчлэн ашигладаг.