Щелочные металлы, валентность атомов

При образовании сульфидов щелочных металлов валентные электроны этих металлов переходят к атому серы с достройкой его электронной конфигурации в предельном случае до [c.8]

Наличие легко теряемого валентного электрона обусловливает металлические свойства щелочных металлов. Поскольку на каждый атом прихо- [c.433]

С другой стороны, число валентных электронов во внешних оболочках атомов металлов не превышает номера группы и равно, например, для щелочных металлов единице, а для щелочноземельных — двум. Поскольку же оно всегда меньше числа ближайших атомов, с которыми соединен каждый атом (или ион) в кристаллической решетке металла, следует считать, что валентные электроны в этом случае не приурочены к отдельным связям, а делокализованы, т. е. равномерно распределены между всеми связями. Такая связь называется металли- [c.108]

На основе зонной теории легко объяснима электропроводность твердого тела. Чем, например, объясняется электропроводность лития и других щелочных металлов У них валентная зона занята только наполовину, так как N атомов имеют N валентных электронов (по одному я-электрону на атом), а число мест в 5-зоне 2 N. Незаполнен-ность верхней (валентной) зоны порождает электронную проводимость, характерную для металла. Действительно, под влиянием электрического поля валентные электроны должны начать движение к положительному полюсу, т. е. приобретать дополнительную энергию. Такое наращивание этой энергии очень малыми порциями (почти непрерывное) возможно, если в зоне валентных состояний есть уровни, свободные от электронов. Если зона валентных состояний полностью заполнена электронами, то проводимость должна отсутствовать, т. е. тело должно иметь свойства диэлектрика. В полностью заполненной зоне электроны не могут наращивать энергию малыми порциями, так как принцип Паули запрещает переходы внутри заполненной зоны. [c.234]

Чтобы вычислить Ig ki= g p-ri щелочных металлов, нужно брать первый потенциал ионизации, щелочноземельных металлов — второй потенциал ионизации, металлов, образующих полуторные окислы,— третий потенциал ионизации и т. д. (табл. 8). У элементов с переменной валентностью берем соответственно разные потенциалы ионизации. Например, у титана получаем две константы одну для Ti (IV), другую для Ti (П1), у железа одну для Fe (HI), другую — для Fe (II). Для галогенов, аналогов кислорода, азота, образующих отрицательно заряженные ионы, нужно брать вместо потенциала ионизации сродство электрона к атому. [c.25]

Эти понятия очень хорошо можно проиллюстрировать на примере химической связи в соединениях углерода, но в равной мере подошел бы любой другой атом, за исключением водорода и щелочного металла. Наинизшая по энергии конфигурация атома углерода 5 25 2р . В ней неспаренными могут быть лишь два спина 2р-электронов. Исходя из этой конфигурации и метода валентных схем, следует ожидать, что углерод двухвалентен и [c.298]

Термин карбанион используется для обозначения отрицательно заряженных органических частиц, имеющих четное число электронов, отрицательный заряд в которых может быть сконцентрирован на одном или нескольких углеродных атомах, составляющих данную частицу. Индивидуальные карбанионы называют алкил-анионами. Все карбанионы представляют собой производные метил-аниона СНз, формально генерируемого путем отрыва протона от метана, поэтому карбанионы можно рассматривать как сопряженные основания С—Н-кислот. Все карбанионы, при изображении их с помощью валентных структур, содержат трехвалентный атом углерода с неподеленной парой электронов (карбанионный центр). Обычно вместе с карбанионом присутствует противоион (часто катион металла), и в тех случаях, когда необходимо точно указать природу противоиона, соли карбанионов иногда называют алкил-металлами. Катион может быть достаточно сильно ассоциирован с карбанионным центром и изменять его поведение. В связи с этим химия карбанионов и химия мономерных металлорганических соединений, в особенности производных щелочных металлов, очень тесно связаны, и феноменологическое различие между ними не всегда возможно [53]. Особую группу карбанионов образуют илиды— соединения, в которых рядом с карбанионным центром находится положительный ониевый центр, как, например, в (26). Поведение соединений этой группы существенно отличается от поведения обычных карбанионов. [c.545]

Щелочные металлы (элементы I группы периодической таблицы) обладают одной положительной валентностью, потому что их атомы содержат на один электрон больше, чем атомы инертных газов, и этот электрон они легко теряют. Галогены (элементы VII группы периодической таблицы) обладают одной отрицательной валентностью, поскольку каждый их атом содержит на один электрон меньше, чем атом инертного газа, и они легко присоединяют электрон. [c.162]

На внешнем слое атомы элементов подгруппы медн, так же как и атомы щелочных металлов, содержат по одному электрону. В этом их сходство. Так, все элементы подгруппы меди положительно одновалентны и не образуют отрицательно валентных ионов, как и щелочные металлы. Все они способны образовать окислы типа Э О. Но по структуре второго снаружи электронного слоя атомы элементов подгруппы меди отличаются от атомов щелочных металлов. В то время как у последних указанный слой содержит 8 электронов, атомы меди, серебра и золота на предпоследнем слое содержат 18 электронов, причем этот слой еще не вполне стабилизирован и способен к отдаче электронов. Соединения двухвалентной меди более характерны и чаще образуются, чем соединения одновалентной. Так как атом медн на. внешнем слое содержит один электрон, то положительно двухвалентный ион Си может образоваться только путем отдачи одного электрона из второго снаружи слоя. Аналогично золото образует положительно одно- и трехвалентные ионы (ионы Аи+ и Аи +). Соединения трехвалентного золота также более характерны и чаще образуются, чем соединения одновалентного золота. Атом золота на внешнем слое тоже содержит один электрон. Следовательно, положительно трехвалентный ион Аи= + может образоваться путем добавочного выделения двух электронов из ближайшего внутреннего 18-электрон-ного слоя. [c.394]

Но, наряду с большим сходством, элементы группы щелочных металлов проявляют и отличие друг от друга. При сопоставлении индивидуальных особенностей отдельных щелочных металлов выясняется замечательная закономерность. Подобно тому как это наблюдается в группе галогенов, индивидуальные свойства щелочных металлов изменяются от одного элемента к другому последовательно, в зависимости от массы атома, количества электронных оболочек и их структуры (см. таблицу в начале параграфа). Указанная закономерность имеет место в отношении как химических, так и физических свойств. Так, по мере возрастания массы атома (атомного веса) удельный вес щелочных металлов возрастает, температура плавления п температура кипения понижаются, удельные теплоемкости уменьшаются я т, д. (числовые данные—см. таблицу на стр. 350). Даже мягкость металла повышается по мере повышения атомного веса. Чем больше промежуточных электронных слоев, тем легче валентный электрон отрывается с внешнего слоя. Наиболее трудно отдает валентный электрон атом лития, легче всего— атом цезия. Соответственно, наиболее энергичный металл—цезий, наименее энергичный—литий. [c.349]

Металлы получают электролизом расплавленных солей или смеси солей. Так как атом металла имеет только один валентный электрон, энергия образования плотной упаковки решетки металла относительно мала, вследствие этого металлы очень мягкие и имеют низкие точки плавления (Na 97,5° К 63,7 Rb 38,5 s 28,5 ). Известны жидкие сплавы щелочных металлов, наиболее важный из них сплав K-Na. Эвтектическая смесь этой системы содержит 77,2% К и плавится при —12,3 . Этот сплав, существующий в жидком состоянии в широком интервале температур и имеющий высокую удельную теплоемкость, используют в ядерных реакторах в качестве теплоносителя. [c.262]

В табл. 5.12 приведены данные для однократно ионизованных атомов, т. е. атомов, потерявших один электрон. Потенциалы ионизации, соответствующие двух- и трехкратно ионизованным атомам, естественно, большие величины, так как на отрыв электрона от положительно заряженного иона требуется больше энергии, чем на отрыв от нейтр льного атома. Значение потенциала ионизации зависит от величины радиуса атома (табл. 5.13). Чем меньше атомы или чем ближе к ядру расположены валентные электроны, тем труднее их оторвать. Например, в группе щелочных металлов наименьшее значение потенциала ионизации имеет наиболее крупный атом цезия, а наибольшее значение — самый маленький атом лития. [c.153]

Отдавая валентный электрон, атом щелочного металла обращается в однозарядный ион с электронной конфигурацией атома предшествующего ему инертного газа. [c.632]

Водород расположен в I периоде системы Д. И. Менделеева. Имеются основания относить его как к главной подгруппе I группы, так и к главной подгруппе VII группы, так как в первом периоде весь пробег свойств от металлических к неметаллическим можно пронаблюдать у одного водорода. Подобно щелочным металлам, атом водорода имеет один валентный электрон и легко отдает его, проявляя электровалентность +1, т. е. ведет себя в реакциях как активный восстановителе. [c.99]

Водород имеет только валентный элекгрон. Этот леетрои не-спаренный. следовательно, валентность водорода в соединениях всегда I. В соединениях с более ЭО атомами (все неметаллы) атом водорода будет иметь степень окислеиия +1. В соединениях с щелочными металлами, ЭО которых ниже 30 водорода, сгепень [c.72]

Атом водорода имеет электронную конфигурацию is, т. в. он имеет один-единственный валентный электрон, как и все щелочные металлы, и так же, как щелочные металлы, он способен превращаться в положитель- но заряженный ион Н+, отдавая свой электронг [c.282]

Если кристалл поместить в небольшое постоянное электрическое поле, то для того чтобы в нем возник электрический ток, необходимо движение некоторых электронов ускорить, т. е. изменить их энергию. Небольшое изменение энергии, соответствующее слабому полю, может произойти только B том случае, если в кристаллах есть свободный энергетический уровень, близкий к тому, на котором находился электрон до действия поля (кристаллы первого и второго типов). Такие кристаллы обладают свойством проводников. Это, например, щелочные металлы, у которых на каждый атом приходится по одному валентному электрону. Так как энергетических уровней в кристаллах щелочных металлов вдвое больше, чем элементарных ячеек, то половина уровней в зоне свободна (кристаллы первого типа). У щелочноземельных элементов близколежащие s- и р-уровни атомов в кристаллах размываются так, что образуют перекрывающиеся зоны, (кристаллы второго типа). [c.170]

Наиболее известными и распространенными электронодефицитными веществами являются металлы и металлические соединения — металлиды. Речь идет о металлах и металлидах в конденсированном состоянии. В газообразном состоянии металлические молекулы ничем не отличаются от других типичных молекул по природе химической связи. Например, молекулы щелочных металлов Lio, Na2, К2, s2, как и молекула водорода Но, характеризуются парноэлектронной ст., 5-связью. Однако металлы и металлиды в их обычном твердом состоянии коренным образом отличаются от их пара. Возьмем, к примеру, кристаллический литий, объемно-центрированная решетка которого показана на рис. 56. Каждый атом лития окружен восемью другими, и один 2 -электрон атома лития должен обеспечивать связи с 8 ближайшими соседями. Следовательно, в металлическом литии существует большой дефицит валентных электронов против парноэлектронной двухцентровой ковалентной связи. Это означает, что металлы и металлиды нельзя [c.119]

Различия между простыми и переходными металлами проявляются и в отношении электронной концентрации. Электронная концентрация представляет собой общее количество валентных электронов на один атом. Причем часть этих электронов обобществляется с образованием металлической связи, а некоторая их доля может участвовать в образовании ковалентной. Поэтому понятия электронной концентрации и концентрации электронов проводимости не всегда совпадают. У щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование. Поэтому ковалентная составляющая связи как в твердых, так и в л<идких металлах практически отс утствует. У переходных элементов общее число валентных электронов возрастает, но количество электронов, участвующих в образовании металлической связи, колеблется в тех же пределах (в среднем 1—2 электрона на атом). Это и определяет подобие кристаллических структур зр-металлов и -элементов (характерные для металлов плотные упаковки). Однако прочность связи в кристаллах -элементов значительно выше за счет усиления ковалентного взаимодействия, обусловленного возникновением — -связей. Возможность образования этих локализованных связей определяется дефектностью электронной оболочки, наличием вакантных -состояний у переходных [c.371]

Гипотеза Григоровича. По мнению В. К. Григоровича, расположение атомов в твердых и жидких простых веществах определяется, в основном, их электронным строением [8]. В металлической решетке, где внешние электроны положительных ионов сильно возбуждены вследствие возмущающего действия соседних атомов, сравнительно небольшой прирост температуры может быть достаточным для наступления перекрытия и обменного взаимодействия внешних р оболочек ионов, не перекрывающихся при низких температурах ([8], стр. 202). Так, например, объемноцентрированная кубическая структура натрия, область существования которой простирается от 30 К до температуры плавления, по Григоровичу, может быть объяснена с помощью следующих соображений. Из экспериментальных данных (об оптических свойствах, эффекте Холла и т. д.) известно, что натрий в твердом и жидком состоянии имеет один электрон проводимости на атом. Это означает, что его валентный электрон с Зз уровня переходит в электронный газ. Атомы натрия в конденсированном состоянии имеют внешнюю 25 2р оболочку. Взаимодействие ионов с электронным газом приводит к сближению и перекрыванию р-орбиталей внешних р оболочек ионов, в результате чего возникают обменные / вухэлектронные о-связи, направленные по трем осям прямоугольных координат. Образование шести связей каждым атомом со своими соседями приводит к простой кубической ячейке со свободным объемом в центре, который может быть заполнен таким же ионом. Так, из двух простых кубических под-решеток, энергетически невыгодных, а потому редко реализующихся в металлах, образуется ОЦК структура, одна из трех типичных металлических структур. Гипотеза Григоровича иллюстрируется рис. 43. Точно так же обосновывается возникновение ОЦК структур и у других щелочных металлов. Для лития, ионы которого имеют 15 оболочку, возникновение ОЦК структуры связывается с предположением о переходе 8 электронов на р уровни. [c.175]

Наиболее известными и распространенными электронодефицитными веществами являются металлы и металлические соединения — мепгаллиды. Речь идет о металлах в конденсированном состоянии. В газообразном состоянии металлические молекулы ничем не отличаются от других типичных молекул по природе химической связи. Например, молекулы щелочных металлов Ы2, Каг, К2, Сзз, как и молекула водорода Н2, характеризуются парно-электронной гг - -связью. Однако металлы и метгшлиды в их обычном твердом срстоянии коренным образом отличаются от их пара. Возьмем, к примеру, кристаллический литий, объемно центрированнаия решетка которого показана на ршс. 50. Каждый атом лития окружен восемью другими, и один 25-электрон атома лития должен обеспечивать его связи с 8 ближайшими соседями. Следовательно, в металлическом литии существует большой дефицит валентных электронов против парно-электронной двухцентровой ковалентной связи. Это означает, что металлы и металлиды нельзя интерпретировать, оставаясь в рамках МВС. Кроме того, метод локализованных электронных пар не может объяснить такое ярко выраженное свойство металлов и металлидов, как их электрическая проводимость. [c.88]

Мы вынуждены поэтому вновь вернуться к другой полуэмпири-ческой трактовке. Рассмотрим сначада ионную структуру Л-5+. Если В — атом водорода в молекуле галоидоводорода, то 5+ — протон и ион — энергия взаимодействия протона и аниона Л , волновую функцию которого можно записать с помощью правил, изложенных в разделе 2.8. Вычисления такого типа могут быть выполнены с достаточной точностью. Они сравнительно просты, если только не пытаться учесть поляризацию электронного облака атома А. Если В — более тяжелый атом типа щелочного металла (например, Na), а А — галоид (например, С1), то речь идет о вычислении энергии системы Na+ l . В кристалле Na l атомы натрия почти полностью теряют свои валентные электроны, а атомы хлора принимают их (см. гл. 11). Из работ Борна (см., например, [347, 21, 116]) известно, что при предположении такого почти полного переноса заряда удается хорошо описать свойства ионных кристаллов. При этом следует учитывать действующий между ионами потенциал притяжения e jR, обусловленный кулоновским взаимодействием ионов, и потенциал отталкивания 6/i для каждой пары ионов постоянная Ь выбирается из условия минимума полной энергии кристалла и связана с постоянной решетки. Таким способом были найдены значения 6 для различных пар ионов. Тет чпь можно вычислить [c.146]

Ничто не мешает нам осуществить ту же процедуру и получить те же результаты при наличии бесконечной совокупности атомов вместо их конечного числа. Очевидно, все условия делокализации имеются в щелочных металлах, где, как мы видели, каждый центральный атом обладает одним электроном на -орбитали, перекрывающейся заметным образом с орбиталями всех четырнадцати соседних атомов. В этом случае молекулярные орбитали теории валентности становятся орбиталями проводимости в металлах. Все зависит от степени перекрывания, которая, как видно из рис. 12.2 для частного примера Ы, весьма велика. Если орбитали строятся по правилам Слетера (раздел 2.8), то численное значение интеграла перекрывания / г )А(25)г15в(25)с т для соседних атомов равно 0,50. Поэтому следует ожидать полной делокалнзации орбиталей. Эти орбитали, известные как волновые функции Блоха, названы по имени их первого исследователя [20]. Время, к которому относится работа Блоха (1928 г.), указывает на то, что [c.343]

Для атомов щелочных металлов расчеты дисперсионной эиергии в приближении Хартри — Фока могут претендовать лишь на правильный порядок величины. Поскольку поляризуемость щелочных атомов определяется в основном волновой функцией валентного электрона, весьма эффективным при расчетах оптических характеристик оказался метод модельных потенциалов, а также метод квантового дефекта [41—45]. В качестве модельных потенциалов, используемых для вычисления поляризуемостей и других характеристик щелочных атомов, применяются потенциалы Кратцера [46] и Саймонса [47]. Для этих потенциалов найдены аналитические формулы для поляризуемости [48], сумм сил осцилляторов [49], проведены вариационные расчеты [50]. Таблицы постоянных Сб, Сд, Сю для систем атом щелочного металла — атом инертного газа приведены в работе [45]. [c.96]

Характеристика элемента. Электронная конфигурация атома 15225. Появление нового энергетического уровня, на котором у атома лития всего один электрон, определяет весь характер и поведение элемента. У него самый большой во 2-м периоде атомный ради-Л с, что облегчает отрыв валентного электрона (/ = 5,4 эВ) и возникновение иона Ы+ со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия). Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий типичный металлический эле.мент. В виде вещества это щелочной металл. От других членов I группы он отличается малыми размерами и )аименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагопалк от Li элемент П гр ппы - - таг ний. В растворах ион Ь1+ сильно сольватирован его окружают несколько десятков молекул воды. Литий по величине энергии сольватации — присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов. [c.203]

В кристалле какого-нибудь щелочного металла, например калия, атомные орбитали внутренних электронных слоев практически не перекрываются. Можно считать, что в этом случае непрерывная энергетическая зона создается только за счет орбиталей внешнего электронного слоя и заполняется электронами этого слоя. В кристалле, содержащем N атомов, из исходных ато.мных s-орбиталей внешнего слоя образуется энергетическа я зона, состоящая из N уровней. В этой зоне размещаются N внешних s-электронов атомов щелочного металла, которые занимают N/2 энергетических уровней (по два электрона на каждом уровне). Совокупность этих занятых валентными электронами уровней называе-тся валентной зоной. В рассматриваемом случае валентная зона занимает лишь половину имеющихся энергетических уровней. Остальные уровни остаются незаполненными, образуя зону проводимости (рис. 136). Здесь в непосредственной близости от верхних занятых уровней имеются свободные уровни, на которые могут переходить электроны под действием электрического поля. Это и создает возможность переноса тока электронами — обеспечивает электрическую проводимость металла. [c.516]

Если атом щелочного металла придет во взаимодействие с атомом галоида, то электронная потребность каждого из них сможет удовлетвориться путем переноса электрона от металла к галоиду, от перенос будет полным и приведет к образованию двух ионов, которые удерживаются вместе только электростатическими (или кулоновскими ) силами. Такую валентную связь обычно называют электровалентной или гетерополярной связью. Связи такого рода легко разрываются при растворении вещества в растворителе с высокой диэлектрической постоянной. Этот процесс нам хорошо известен, и мы назьшаем его ионизацией. Примером такой реакции является следующий процесс [c.473]

Интересно рассмотреть теперь, какие виды межатомных связей установлены химиками в результате изучения химии элементов. Все атомы, кроме атомов инертных газов, обладают способностью соединяться с атомами других элементов, хотя и не обязательно со всеми элементами. Атом водорода обычно присоединяется только к одному атому в простых молекулах и, следовательно, обладает одной валентностью. Галоиды и щелочные металлы во многих своих соединениях также одновалентны. Первоначальные работы по электролизу расплавленных солей и растворов солей указали на электрическую природу межатомных сил, а также установили возможность разделения атомов на электроположительные и электроотрицательные. Первые, например Н, N3, К и т. д., выделяются при электролизе на отрицательном электроде, а вторые — галоиды, кислород и т. д. — на положительном электроде. Поэтому Берцелиус в 1812 г. предположил, что силы между атомами в их соединениях имеют электростатический характер. Этот взгляд был оставлен к середине XIX столетия, так как он не мог объяснить многие факты из области органической химии. Так, электроположительный атом Н может быть заменен в углеводородной молекуле, например в СН4, электроот ицательным атомом С1 без существенного изменения свойств соединения, что наводит на мысль о том, что связи в таком соединении в большей степени являются неполярными связями, а не электростатическими связями между противоположно заряженными атомами. С появлением теории электроли- [c.56]

Химический знак меди Си. Латинское название — куп-рум. Распределение электронов по слоям 2 8 18 1. Медь Си, серебро Ag и золото Аи входят в состав побочной подгруппы 1 группы периодической системы. Подобно щелочным металлам медь имеет на внешнем электронном слое один электрон и в соединениях выступает как одновалентный элемент. Однако, кроме этого, атом меди способен отдавать еще один электрон с предпоследнего электронного слоя, образуя ряд соединений двухвалентной меди. Эта способность терять электроны с внутреннего электронного слоя объясняется меньшей устойчивостью восемнадцати-электронцого слоя по сравнению с восьмиэлектронным. Именно поэтому переменная валентность характерна для м югих элементов, расположенных в середине больших периодов и имеющих ионы с незавершенным (или только [c.273]

Расплавленные щелочи корродируют П., особенно в присутствии Oj и окисляющих агентов аналогичное действие оказывают расплавленные окислы, цианиды и сульфиды щелочных металлов. П. реагирует с галогенами нри нагревании, с S, Se, Те, Р, As, Si, С при темп-ре красного каления. П., подобно палладию, поглощает водород, но в гораздо меньшей степени так, количество адсорбированного водорода, в компактной П. составляет (ат. %) 0,12-10 (409°) 0,41-10-2 (1033°), 1,64-10-= (1342°). В соединениях П. обычно 2- и 4-валентна, реже 3-валентна. Соединения Pt (IV) гораздо более устойчивы, чем соединения Pd(IV). Известны окислы 2-, 3- и 4-валентной П. Порошкообразная П. может быть окислена до закиси PtO при 500° в кислороде под давлением. PtO— серо-фиолетовый порошок, разлагающийся при нагревании с выделением металлич. П. Соответствующий гидрат закиси Pt(OH)j получают по реакции [c.37]

Наиболее распространенной классификацией гидридов в настоящее время является подразделение их на ионные, металлические и ковалентные [13]. К ионным относятся гидриды щелочных металлов, щелочноземельных (Са, 8г, Ва) и лантаноидов в устойчивом двухвалентном состоянии (Ей, УЬ). Во всех этих случаях атомы водорода за счет валентных электронов металлов приобретают состояние отрицательного гидрид-иона Н (5 ) и типичный ионный характер связи между ионами металла и гидрид-ионом. Интересно, что магний образует гидрид М Н2 промежуточного типа между ионными и ковалентными, что совершенно естественно, так как сам магний занимает промежуточное положение между бериллием, являющимся из-за сильной склонности к образованию 7-конфигурации (за счет одноэлектронного хуо-перехода) типичным 51/7-элементом, и кальцием, представляющим -элемент с частичным участием -состояний из-за 4з -> Зй-перехода. К группе ионных гидридов относятся предположительно тригидриды лантаноидов (МеНз), точнее промежуточные фазы составов от МеНз до МеНз, образуемые, по-видимому, лантаноидами, имеющими М-электроны, способные к 5й- б5-переходу (Ьа, 0(1, Ьи, возможно, ТЬ), однако несомненно, что в этих случаях наряду с ионной компонентой связи появляется некоторая доля металлической связи за счет -электрона. Определенная доля ионной связи имеется в гидридах меди и цинка, где существует возможность передачи части валентных -электронов атому водорода с образованием гидрид-иона. [c.4]