Периодические свойства атомов, ионов и соединений: закономерности и исключения

У натрия и хлора один и тот же номер периода, но разные внешние электронные конфигурации. У фтора и хлора конфигурации внешнего уровня похожи, однако размеры атомов и энергии присоединения электрона различаются. Периодическая система помогает объяснить и сходство, и различие. Чтобы сделать надёжный прогноз, нужно назвать конкретное свойство, частицу и условия.

Основной маршрут, 8–9 классы: группы 1–18, связь с конфигурациями, общие изменения размеров атомов, различие атома и иона, прогноз характера знакомых оксидов. Нужны устройство таблицы и электронные конфигурации. Дополнение, 10–11 классы и углубление: изоэлектронные ряды, энергии ионизации и сродство к электрону, численные графики, энергетические расчёты и ограничения прогноза по семейству.

Периодичность начинается с электронного строения

Периодически повторяются особенности электронного строения атомов. Они создают закономерности свойств элементов и их соединений. Закономерность задаёт направление обоснованного сравнения, но не гарантирует одинаковых свойств всех веществ одной группы.

Например, внешняя конфигурация атомов щелочных металлов имеет вид ns¹. При образовании обычного катиона удаляется один внешний электрон. Общая схема помогает предсказать заряды Li⁺, Na⁺, K⁺ и состав многих солей. Однако температура плавления металла, скорость реакции с водой и стандартный электродный потенциал — разные характеристики; один электронный индекс не определяет их все.

Полезно разделять три уровня: изолированный атом или ион, простое вещество и соединение. Энергия удаления электрона из газообразного Na относится к атому; мягкость металлического натрия — к веществу с металлической связью; растворимость NaCl — к составу и взаимодействиям соли и растворителя. Переход между уровнями требует учитывать образование связей и структуру.

Группы, блоки и валентные конфигурации

В современной нумерации столбцы обозначают числами 1–18. Номер периода связан с последовательностью заполнения оболочек; для обычных s- и p-элементов номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов. У d- и f-элементов важно отдельно смотреть на фактическую конфигурацию.

Блок обозначает область электронной классификации. Он не всегда определяется буквальным «местом последнего добавленного электрона» при переходе от одного реального атома к следующему. Кроме того, d-блок и термин «переходный элемент» не полностью совпадают: IUPAC связывает последний с незавершённым d-подуровнем атома или образуемого им катиона. Например, Zn относят к d-блоку, но у его атома и обычного Zn²⁺ подуровень 3d заполнен.

Пример 1. От конфигурации к положению

У атома фосфора внешняя конфигурация 3s²3p³. Это третий период, p-блок и группа 15: пять внешних электронов соответствуют номеру группы 15 − 10. У хлора 3s²3p⁵ — тот же период, но группа 17. А запись Fe: [Ar]3d⁶4s² относится к d-блоку и группе 8. Два внешних 4s-электрона железа не превращают его в элемент группы 2: в химическом поведении участвует и d-область.

Как переводить старые обозначения A/B

В старых таблицах существовали разные схемы A/B. Ниже приведена распространённая в российских школьных книгах схема: A — главная подгруппа, B — побочная. Она соответствует американской системе CAS. Без такой легенды надпись «IVA» в иностранном историческом источнике может оказаться неоднозначной.

Римское VIII в VIIIB не означает, что у Fe, Co и Ni одинаковое число валентных электронов. У нескольких столбцов была общая историческая метка. Для однозначного ответа используйте современный номер и, при необходимости, символ элемента. Предпочтение нумерации 1–18 объясняется в материале IUPAC о периодической таблице.

Размер атома: сначала выберите, что называют радиусом

Электронное облако не имеет твёрдой внешней стенки. Поэтому радиус определяют по конкретной модели или измеряемым расстояниям. Ковалентный радиус связывают с расстояниями между связанными атомами; в простом случае одинаковых атомов — с половиной длины связи. Металлический получают из межатомных расстояний в металле. Ван-дер-ваальсов характеризует несвязанные контакты. Ионный — эффективный размер иона в определённой структуре, зависящий в том числе от заряда и координации.

Поэтому ряд из разных справочников нельзя сравнивать только по заголовку «радиус». Например, ван-дер-ваальсов радиус благородного газа нельзя без объяснения поставить в один количественный ряд с ковалентными радиусами соседних элементов. В этой статье численные радиусы не смешиваются: качественные сравнения относятся к сопоставимым определениям.

В пределах главной группы при движении вниз появляются более высокие оболочки, и ковалентные радиусы в целом увеличиваются. В одном периоде слева направо они обычно уменьшаются. Заряд ядра растёт, а экранирование другими электронами компенсирует его не полностью. Электроны одного внешнего слоя экранируют друг друга слабее, чем внутренние электроны.

Эффективный заряд ядра описывает притяжение, испытываемое выбранным электроном с учётом других электронов. Его не следует вычислять как Z минус все остальные электроны: экранирование зависит от распределения и проникновения электронных состояний. Объяснение «электронов больше — атом обязательно больше» не учитывает рост притяжения ядра.

Дополнительно: атом, его ионы и изоэлектронный ряд

Изоэлектронный ряд объединяет частицы с одинаковым числом электронов и сопоставимой электронной конфигурацией. При одинаковом электронном счёте увеличение заряда ядра обычно сильнее стягивает оболочку. Сначала сравнивают Z и число электронов, затем проверяют условия определения радиуса.

Для одного элемента при образовании обычного катиона электронная оболочка сжимается: электронов меньше, а число протонов не меняется; иногда исчезает весь внешний слой. При образовании обычного аниона оболочка расширяется вследствие изменения межэлектронного отталкивания. Это качественный смысл сравнений Na⁺ с Na и Cl⁻ с Cl. Для численного сопоставления табличных атомных и ионных радиусов необходимо указать разные способы их определения.

Пример 2. Одинаковые десять электронов, разные ядра

Посчитаем электроны у O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ и Al³⁺. Во всех случаях получается десять, конфигурация — 1s²2s²2p⁶. Числа протонов соответственно 8, 9, 11, 12 и 13. В обычной модели сравнения эффективных ионных радиусов при сопоставимой координации ожидаем:

r(O²⁻) > r(F⁻) > r(Na⁺) > r(Mg²⁺) > r(Al³⁺).

Здесь уменьшение размера связано с ростом Z при одинаковом числе электронов. Это не утверждение, что все перечисленные многозарядные анионы устойчивы как отдельные свободные газообразные частицы: ионы в кристалле находятся в окружении других частиц. И не универсальное правило «любой катион меньше любого аниона»: у ионов разных оболочек нужно учитывать и число электронных слоёв.

Дополнительно: первая и последовательные энергии ионизации

Первая энергия ионизации I₁ — минимальная энергия удаления электрона из нейтрального изолированного газообразного атома в основном состоянии. Для второй ступени исходной частицей является уже однозарядный катион:

X(г) → X⁺(г) + e⁻; I₁ > 0.

X⁺(г) → X²⁺(г) + e⁻; I₂ > 0.

В одной главной группе первая энергия в целом уменьшается вниз, в периоде в целом растёт слева направо. Размер оболочки, проникновение, экранирование, заселённость подуровней и взаимодействие электронов работают совместно. Поэтому общая тенденция не заменяет конкретных данных.

Пример 3. Читаем численный график Li–Ne

У B энергия меньше, чем у Be: у B удаляется электрон 2p, а у Be — 2s. Начало заполнения более высокоэнергетического p-подуровня создаёт понижение на фоне общей тенденции. У O энергия меньше, чем у N: в конфигурации 2p⁴ появляется спаривание, и удаление одного из спаренных электронов уменьшает отталкивание; сравниваются полные энергии исходных и конечных состояний. Выражение «полузаполненный подуровень устойчив» полезно только вместе с таким объяснением.

Открытые статические страницы Handbook выбраны для небольшого воспроизводимого набора. Их данные достаточны для учебного графика; последние знаки не объявляются наиболее новой рекомендацией для всех спектроскопических целей. Для прецизионной работы используют актуальную оценку и неопределённость в специализированной базе.

Большой скачок после первого электрона согласуется с конфигурацией Li: 1s²2s¹. Сначала удаляется внешний 2s-электрон, затем электрон внутреннего заполненного слоя. Для получения Li²⁺ из нейтрального Li нужно оплатить обе ступени. Такая энергия газообразных частиц сама по себе не определяет, какой ион будет устойчив в растворе или кристалле: там добавляются другие энергетические вклады.

Сродство к электрону: два соглашения о знаке

В этой статье сродство к электрону EA означает энергию, выделяющуюся при присоединении первого электрона к нейтральной газообразной частице, то есть E_нач − E_кон. Это соглашение IUPAC/NIST. Изменение энергии самого процесса присоединения, ΔE_прис = E_кон − E_нач, имеет противоположный знак.

X(г) + e⁻ → X⁻(г); ΔE_прис = −EA.

Например, для Cl возьмём округлённое экспериментальное EA ≈ 3,614 эВ из NIST WebBook. Положительное EA соответствует выделению энергии, а ΔE_прис ≈ −3,614 эВ на атом. В некоторых учебниках величиной EA называют именно изменение энергии и приводят отрицательные числа для выгодного присоединения. Перед сравнением всегда читайте определение.

Сродство не обязано возрастать монотонно к правому верхнему углу. В частности, присоединение электрона к Cl сопровождается большим выделением энергии, чем к F, хотя F электроотрицательнее. В компактном внешнем слое F добавленный электрон сильнее взаимодействует с другими электронами. Присоединение электрона к уже отрицательному иону — отдельный процесс; значение для нейтрального атома к нему не применяют.

Электроотрицательность описывает притяжение электронной плотности атомом в химической связи. Она связана с атомными энергетическими характеристиками, но не равна ни первой энергии ионизации, ни EA. Шкала Полинга относительная; разные определения и шкалы нельзя механически смешивать. Полярность связей и значения Полинга разобраны в отдельной статье.

Дополнительно: от энергии одной частицы к энергии порции

Электронвольт — единица энергии, а не электрического напряжения. Для согласования единиц используем:

1 эВ = 1,602176634 × 10⁻¹⁹ Дж;

1 эВ на частицу соответствует приблизительно 96,485 кДж/моль.

Вторая связь получается умножением энергии одной частицы на постоянную Авогадро и переводом Дж в кДж. Если I — табличная энергия в эВ на атом, для количества n минимальная энергия полной заданной ионизации без дополнительных потерь равна:

E = n × (I / 1 эВ) × 96,485 кДж/моль.

В этой записи отношение I / 1 эВ безразмерно, n имеет единицу моль, а множитель 96,485 кДж/моль переводит энергию одной частицы в энергию моля. Поэтому единица результата — кДж. Для нескольких ступеней сначала складывают их энергии. Для присоединения знак изменения энергии выбирают по определению EA. Энергия нагрева, испарения исходного материала и технические потери в эти учебные расчёты не включены.

Пример 4. Ионизация заданного количества лития

Для 0,125 моль изолированных газообразных атомов Li в основном состоянии найдём минимальную энергию удаления ровно одного электрона от каждого атома. Используем I₁ = 5,392 эВ:

E = 0,125 × 5,392 × 96,485 кДж ≈ 65,0 кДж.

Энергия затрачивается, её знак для частиц положителен. Удвоение заряда конечного иона нельзя учесть простым удвоением этого ответа: нужна вторая, намного более дорогая ступень.

Пример 5. Энергия присоединения к атомам хлора

К каждому атому в 0,200 моль изолированного газообразного Cl присоединяется один электрон с пренебрежимо малой начальной кинетической энергией. Для данного учебного расчёта EA = 3,614 эВ. Количество выделяющейся энергии:

E_выд = 0,200 × 3,614 × 96,485 кДж ≈ 69,7 кДж.

Изменение энергии рассматриваемых частиц отрицательно: ΔE_{прис,порция} ≈ −69,7 кДж. Положительное число выделившейся энергии и отрицательное изменение энергии системы описывают один процесс. Образование хлорида из Cl₂ и металла потребовало бы отдельного баланса, включающего разрыв Cl–Cl и образование новой структуры.

От атома к простому веществу: металлические и неметаллические свойства

Для основных групп при движении вниз обычно усиливается металлический характер, а в периоде слева направо — неметаллический. Но металлическое состояние включает коллективное взаимодействие атомов. Например, кремний и германий имеют сетчатые структуры и полупроводниковые свойства; граница на таблице — полезная классификация, а не универсальная линия всех химических реакций.

Скорость реакции металла с раствором зависит от защитной плёнки, температуры, переноса вещества и состава среды. Поэтому низкая I₁ не гарантирует мгновенной реакции. Пассивирование алюминия — важный пример. И стандартный потенциал в воде нельзя получить только из I₁: учитываются также другие ступени ионизации, образование или разрушение металлического вещества и гидратация иона.

Аналогично, окислительную способность молекулы галогена нельзя целиком заменить EA отдельного атома. У F₂ и Cl₂ различаются связи в исходных молекулах и взаимодействия образующихся ионов с растворителем. В каждой задаче сначала уточняют, сравнивается ли атом, молекула простого вещества или частица в растворе.

Как прогнозировать оксиды и гидроксиды

Первый шаг — установить состав и степень окисления, затем использовать тенденцию. Для обычных оксидов кислород принимают в степени −II. Пероксиды и соединения кислорода с фтором требуют отдельного разбора. У многих s- и p-элементов в одном периоде характер выбранных высших оксидов меняется от основного через амфотерный к кислотному.

Пример 6. Сравнение оксидов третьего периода

Основный и кислотный характер подтверждают реакциями. Например:

MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O;

SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O.

Это разные типы взаимодействия, а не сравнение растворимости. Амфотерность означает возможность кислотного и основного поведения в соответствующих реакциях. Связанные гидроксиды также нельзя делить по одной растворимости: щёлочь — растворимое основание, но малорастворимый гидроксид может иметь основные свойства.

У одного элемента повышение степени окисления нередко усиливает кислотный характер оксида. Например, CrO — основной, Cr₂O₃ — амфотерный, CrO₃ — кислотный. Для углерода CO — несолеобразующий оксид, CO₂ — кислотный. Следовательно, фраза «элемент — металл, значит все его оксиды основные» неверна. Конкретные превращения разобраны в темах хрома и алюминия.

Номер группы помогает предположить возможную степень, но не даёт универсальную формулу «высшего оксида» для всех элементов. У кислорода нет аналога SO₃ с кислородом в степени +VI; фтор в обычных соединениях имеет степень −I, а не +VII. Для d-элементов формулу проверяют по реальным степеням окисления; группа 8 не требует FeO₄.

Семейства элементов: что переносится, а что проверяется отдельно

У тяжёлых p-элементов устойчивость степеней на два ниже максимальной часто связывают с эффектом инертной пары. Это углублённое объяснение, а не требование искать у любого элемента одну «обязательную» степень. Для основных задач достаточно проверять выбранную формулу и изученные соединения.

Почему формулы гидридов не определяют их кислотность

В ионных гидридах активных металлов водород представлен H⁻ и способен принимать протон. В NH₃ неподелённая пара азота позволяет присоединять протон; в HF связь H–F и устойчивость продуктов определяют кислотное поведение. Одинаковое наличие H ещё не означает один кислотно-основный класс.

Сравнивая водородные соединения в одном периоде, учитывают полярность связи и устойчивость сопряжённых частиц. При движении вниз в одной группе большое значение приобретает ослабление связи E–H. Поэтому высокая электроотрицательность F не делает HF самой сильной галогеноводородной кислотой. HCl, HBr и HI в разбавленной воде практически полностью передают протон воде: растворитель нивелирует различия их собственной силы.

Для оксокислот отдельный полезный ориентир — сравнение соединений одного центрального элемента с похожим строением: увеличение числа атомов кислорода и степени окисления часто усиливает кислотность, как в ряду HClO/HClO₂/HClO₃/HClO₄. Это связано с электронными эффектами и устойчивостью сопряжённого аниона. Нельзя по одному числу O ранжировать любые кислоты разных элементов. Формула с большим числом OH также не означает, что все эти H одинаково легко отдаются.

Подробные реакции и кислотные свойства: галогеноводороды, фосфор, сера, магний и кальций, натрий и калий.

Алгоритм прогноза

1. Определите, рассматривается атом, ион, простое вещество или соединение.
2. Запишите современную группу, период и подходящую конфигурацию; старую A/B-метку переводите только с легендой.
3. Назовите сравниваемую величину: радиус конкретного типа, I₁, EA, электроотрицательность, кислотность или скорость.
4. Для ряда радиусов согласуйте шкалу, заряд, координацию и электронные слои. Для энергетических величин задайте процесс и знак.
5. Для соединения установите степень окисления, тип связи и условия; затем используйте семейную тенденцию и известные исключения.
6. Сверьте вывод с данными или подтверждающей реакцией. Если информации недостаточно, назовите недостающее условие.

Двенадцать задач для самостоятельного решения

Задачи 1–4 — основная ступень; 5–7 — углублённая энергетическая практика; 8–12 связывают основной курс соединений с углублённой проверкой прогноза. В расчётах используйте приведённые округления NIST и множитель 96,485 кДж/моль на 1 эВ. Изолированные атомы/ионы в энергетических задачах газообразны и первоначально находятся в основных состояниях; технические потери и нагрев не учитываются.

1. В старой российской таблице Si указан как IVA, Ti — как IVB, Fe и Ni — как VIIIB. Переведите эти записи в современную нумерацию. Почему нельзя поставить всем элементам VIIIB современный номер 8? Что нужно уточнить, если надпись IVA взята из иностранной статьи 1950 года?

2. Определите период, группу и блок для внешних конфигураций 3s²3p³ и 4s²4p⁵. Для He с 1s² назовите блок и группу. Объясните исключение в расположении He.

3. Сравните качественно ковалентные радиусы Na, Mg, Cl в одном периоде, затем F и Cl в одной группе. Разрешено ли заменить радиус Cl в этом ряду его ионным радиусом из произвольной соли без пояснения?

4. Посчитайте электроны у F⁻, Na⁺, Mg²⁺ и Al³⁺. Расположите их по ожидаемому уменьшению эффективных ионных радиусов при сопоставимой координации. Отдельно сравните электронную оболочку Na с Na⁺ и Cl с Cl⁻.

5. Используя таблицу Li–Ne, найдите обе пары соседей, для которых I₁ уменьшается при росте Z. Рассчитайте величины понижения в эВ и объясните их разными электронными причинами. Опровергают ли эти пары периодическую закономерность?

6. Какова минимальная суммарная энергия для превращения 0,0100 моль нейтральных атомов Li в Li²⁺, если I₁ = 5,392 эВ, I₂ = 75,640 эВ? Во сколько раз вторая ступень дороже первой? Почему удвоение I₁ ошибочно?

7. К каждому атому 0,0750 моль Cl присоединили один электрон с пренебрежимо малой начальной кинетической энергией. При EA = 3,614 эВ найдите количество выделившейся энергии и изменение энергии частиц. Как изменятся знаки, если рассмотреть обратное отщепление электрона от Cl⁻?

8. Для обычных оксидов, в которых O имеет степень −II, составьте формулы соединений Na(+I), Mg(+II), Al(+III), Si(+IV), S(+VI), Cl(+VII). Укажите характер выбранных оксидов и объясните, почему формула для Na не устанавливает единственный продукт его горения.

9. Распределите MgO, Al₂O₃, SO₃, CO и CrO₃ по кислотно-основному характеру. Приведите одно уравнение для основного и одно для кислотного оксида. Почему слово «металл» недостаточно для классификации оксида хрома?

10. Ученик объединил NaH, NH₃, HF и CH₄ как «кислоты, потому что в формулах есть H». Исправьте вывод для каждого вещества в школьной водной модели. Для NH₃ и HF запишите перенос протона воде или от воды.

11. Объясните три ограничения групповой аналогии: а) BeO и MgO; б) SO₃ и предполагаемый аналог с O в степени +VI; в) степени окисления F и Cl. Почему сумма индексов внешних электронов не даёт универсальную формулу высшего оксида?

12. Оцените утверждения: «у F самая высокая электроотрицательность, следовательно, EA(F) обязательно больше EA(Cl)»; «все благородные газы вообще не образуют соединений»; «низкая I₁ металла гарантирует самую быструю реакцию с водой». Для каждого назовите пропущенную часть объяснения.

Ответы с объяснениями

1. Si — группа 14, Ti — группа 4, Fe — 8, Ni — 10. VIIIB объединяла три соседних столбца 8–10, поэтому её римское VIII не является современным номером каждого из них. Для иностранной записи нужно установить принятую автором схему A/B и хотя бы один указанный элемент: исторические системы расходились.

2. 3s²3p³: третий период, группа 15, p-блок; это внешний уровень P. 4s²4p⁵: четвёртый период, группа 17, p-блок; это Br. He относится к s-блоку по заполненной 1s-оболочке, но помещается в группу 18 как элемент благородного газа с завершённым первым уровнем. Применение формулы ns²np⁶ к He было бы ошибкой.

3. В третьем периоде ожидаем r(Na) > r(Mg) > r(Cl) для сопоставимых ковалентных радиусов. При движении от F к Cl добавляется более высокая оболочка, поэтому r(Cl) > r(F). Ионный радиус относится к другой частице и модели её окружения; произвольная подмена делает численное сравнение неоднозначным.

4. Числа электронов: 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2, 13 − 3 — во всех случаях 10. С ростом числа протонов оболочка стягивается:

   r(F⁻) > r(Na⁺) > r(Mg²⁺) > r(Al³⁺).

   Na⁺ имеет более компактную оболочку, чем Na, поскольку теряет внешний 3s-электрон. У Cl⁻ оболочка расширяется по сравнению с Cl при добавлении электрона. Эти качественные сравнения не отменяют необходимости обозначить шкалу радиусов для конкретных табличных чисел.

5. Первая пара — Be и B:

   9,323 − 8,298 = 1,025 эВ.

   У B удаляется 2p-электрон, у Be — 2s; изменение подуровня нарушает простое монотонное ожидание. Вторая пара — N и O:

   14,534 − 13,618 = 0,916 эВ.

   В 2p⁴ у O есть спаренная пара; удаление одного её электрона уменьшает отталкивание и оставляет 2p³. Числа сравнивают энергии целых атомных/ионных состояний. Общий рост Li–Ne сохраняется; периодичность не требовала строгого роста каждого соседнего числа.

6. Сначала складываем энергии двух разных ступеней:

   I_сум = 5,392 + 75,640 = 81,032 эВ на исходный атом.

   E = 0,0100 × 81,032 × 96,485 кДж ≈ 78,2 кДж.

   Отношение энергий:

   I₂/I₁ = 75,640/5,392 ≈ 14,0.

   Вторая ступень удаляет электрон из Li⁺, а не из ещё одного нейтрального Li. Поэтому одинаковая энергия I₁ дважды не описывает процесс. Указанный результат — затраты энергии в заданной модели, без дополнительных технических расходов.

7. Количество выделившейся энергии положительно:

   E_выд = 0,0750 × 3,614 × 96,485 кДж ≈ 26,2 кДж.

   Для частиц ΔE ≈ −26,2 кДж. При обратном процессе отщепления тех же электронов от основных состояний Cl⁻ требуется около 26,2 кДж, изменение энергии положительно. Само табличное EA в принятом соглашении остаётся положительной характеристикой; меняются направление процесса и соответствующий энергетический баланс.

8. Баланс степеней окисления даёт Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, SO₃, Cl₂O₇. Первые два — основные, Al₂O₃ — амфотерный, оставшиеся — кислотные. Это выбранные обычные оксиды при указанных степенях, а не список обязательных продуктов сгорания. Пероксид Na₂O₂ имеет другое состояние кислорода, −I, и не подчиняется принятому для этой задачи условию O(−II).

9. MgO основной; Al₂O₃ амфотерный; SO₃ и CrO₃ кислотные; CO несолеобразующий. Подтверждающие примеры:

   MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O;

   SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O.

   У хрома характер зависит от степени окисления: +II, +III и +VI дают существенно разные случаи. Металлическое простое вещество Cr не определяет автоматически кислотно-основную роль каждого его оксида.

10. NaH — ионный гидрид: H⁻ принимает протон и проявляет основные свойства, реагируя с водой. NH₃ — слабое основание в воде:

    NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻.

    HF — слабая кислота в воде:

    HF + H₂O ⇌ H₃O⁺ + F⁻.

    CH₄ в обычной школьной водной модели практически не проявляет кислотно-основных свойств. Наличие H в формуле не указывает, в каком направлении и насколько полно пойдёт перенос протона.

11. а) В одной группе 2 BeO амфотерный, а MgO основной: сходство конфигураций не делает характер оксидов совершенно одинаковым. б) Сера образует SO₃ с S(+VI); для кислорода такое значение в обычных соединениях не реализуется. в) F в обычных соединениях имеет −I, тогда как Cl может иметь положительные степени, например +VII в Cl₂O₇. Число внешних электронов — исходная информация о строении; реальные степени и структура ограничивают формулу и устойчивость соединения.

12. Все три вывода чрезмерны. Электроотрицательность относится к электронной плотности в связи, EA — к конкретному присоединению электрона к изолированному атому; у Cl выделение энергии при первом присоединении больше, чем у F. Заполненная оболочка означает обычно низкую реакционную способность, но соединения Xe существуют. Скорость реакции металла с водой определяется также поверхностью, плёнкой, температурой и средой; газовая I₁ не заменяет ни полный энергетический баланс, ни кинетику.

Связанные темы и источники

Переход от конфигураций к связям продолжает тема типов химической связи. Для роли прогноза полезно значение периодического закона, для расчётов — количество вещества. Семейные свойства изучайте вместе со статьями о галогенах, кислороде, сере и металлах, на которые даны ссылки выше.

Численные источники указаны у графиков; для EA выбрана конкретная экспериментальная строка Berzinsh и соавторов, 1995, в NIST WebBook, а не среднее разных измерений и расчётов. Определения: IUPAC, ionization energy, electron affinity, electronegativity. Объяснения тенденций сопоставлены с OpenStax, периодические изменения, сила кислот и оснований и картой прогноза соединений МГУ. В старых источниках соглашения о знаке и группах могут различаться. Текст, графики, условия упражнений и решения составлены для ChemistryInfo.

Выбрать другой маршрут курса