Фтор, электронная конфигурация атома

Приведем один пример использования табл. 27 для определения формы молекулы. Дано соединение ЗРе. Сера расположена в 3-м периоде системы, следовательно, ее атом имеет три электронных уровня. На внешнем третьем уровне содержится в нормальном состоянии шесть электронов, из которых два непарных (конфигурация Чтобы повысить валентность, необходимо два электрона, по одному из 5-и р-подуровня, перевести на подуровень тогда все шесть электронов становятся непарными, участвующими в химической связи с шестью атомами фтора. Электронной конфигурации в возбужденном состоянии отвечает октаэдрическая форма молекулы, что и было доказано экспериментально. [c.114]

Атом кислорода имеет электронную конфигурацию [Не]25 2р . Поскольку этот элемент по своей электроотрицательности уступает лишь фтору, он почти всегда имеет в соединениях отрицательную степень окисления. Единственными соединениями, где кислород имеет положительную степень окисления, являются фторсодержащие соединения Ор2 и О Р . [c.301]

Справа выписано число неспаренных внешних электронов и формулы соответствующих водородных соединений. Валентность, согласно изложенному, должна равняться этому числу неспаренных электронов. Мы видим, что в полном соответствии с опытными данными водород, литий, фтор и натрий — одновалентны, кислород — двухвалентен, азот — трехвалентен. Атомы инертных газов гелия и неона не образуют молекул, так как все их электроны спарены, поэтому их валентность равна нулю. Противоречие мы наблюдаем лишь для атомов Ве, В, С, для которых возможны и другие валентности (указанные в скобках). Но это противоречие только кажущееся и объясняется тем, что мы привыкли считать, что свободные атомы, образуя химическую связь, обязательно сохраняют строение своих электронных оболочек. Но не существует никаких причин, по которым это должно быть только так атом, образуя связь, уже не является свободным, и его электронная конфигурация может и должна — в большей или меньшей степени) измениться. Поэтому необходимо принимать во снимание те изменения энергии, которые могут возникнуть при образовании химической связи. [c.71]

Р. Атом фтора в основном состоянии имеет электронную конфигурацию 8 25 2р . Энергии перехода в возбужденные электронные состояния атома фтора из его основного Р-состояния превышают 100 ООО см , поэтому эти состояния в Справочнике не рассматриваются. В табл. 50 приведены энергии возбуждения и статистические веса двух компонентов основного состояния атома фтора, принятые по справочнику Мур [2941]. [c.238]

Парахор ВРз найденный 87,3, вычисленный для электронной конфигурации, в которой атом бора связан с тремя атомами фтора обычными ординарными ковалентными связями, 87,8 [13]. Теплота образования фтористого бора из элементов равна 273,5 ккал/моль скрытая теплота парообразования 4,680 ккал/моль [6].Теплоемкость при 5° равна 11,7 кал/моль [14]. [c.21]

Согласно вышеприведенным представлениям, гомеополярная связь характеризуется тем, что оба связывающих электрона принадлежат одновременно обоим атомам, образующим связь. Таким образом, когда атом фтора, обладающий приведенной в табл. 2 электронной конфигурацией, образует молекулу фтора с другим атомом фтора, то валентный электрон этого последнего должен иметь возможность попасть на Йр -орбиту первого атома фтора. Как видно из табл. 1, для этого он должен обладать спином, противоположным спину валентного электрона первого атома. В противном случае был бы нарушен запрет Паули. Так же можно сформулировать образование молекул азота и кислорода ), хотя в этих случаях связь будет соответственно тройной и двойной. [c.20]

Молекула Рг. Теперь рассмотрим диаграмму энергетических уровней для двухатомных молекул. Как будет видно из дальнейшего, проще начать такое рассмотрение не с Li2, а с молекулы Рг. Каждый атом фтора имеет конфигурацию 15-Электроны [c.79]

В случае кислорода к атому добавляется четвертый 2р-электрон и он должен вступить на уже занятую 2р-орбиталь. В таком случае его квантовые числа п, I и будут такими же, как и квантовые числа электрона, уже занимающего эту орбиталь, так что эти два электрона должны иметь противоположно направленные спины. Следовательно, атому кислорода присущ парамагнетизм, соответствующий двум неспаренным спинам. Атом фтора имеет конфигурацию ls 2s 2p и только один неспаренный электронный спин. Неон имеет конфигурацию ls 2s 2p , и его атом не парамагнитен. Теперь все орбитали первого и второго электронных слоев заполнены. [c.36]

В основу второго объяснения полярности толуола положено весьма оригинальное предположение [25] о том, что метильную группу можно рассматривать как единичный атом с электронной конфигурацией атома фтора 15 25 2р , но с деформированными орбиталями. Теоретическое рассмотрение такой модели толуола, аналогом которой служит молекула фторбензола, приводит к выводу, что полярность толуола в основном обусловлена смещением я-электронов от метильной группы в бензольное кольцо. [c.177]

Атом фтора в основном состоянии имеет один неспаренный электрон, что очевидно из его электронной конфигурации. .......и льюисовской формулы..... [c.58]

Любой атом согласно теории Косселя имеет тенденцию принять наиболее устойчивую электронную конфигурацию во внешнем слое, встречающуюся у инертных газов. Это достигается или отдачей электрона или восприятием электрона. В результате этого процесса нарушается электронейтральность атома. В первом случае он получает положительный заряд благодаря преобладанию числа зарядов ядра, во втором атом заряжается отрицательно, ибо он воспринимает электроны. Так, у наиболее электроположительных атомов, например у лития, на внешней оболочке имеется один электрон, у наиболее электроотрицательного—фтора — внешняя оболочка содержит семь электронов. [c.67]

Электронная конфигурация каждого из четырех галогенов — фтора, хлора, брома и иода — стабилизируется за счет того, что либо атом галогена приобретает электрон (тем самым полностью заполняется высший р-под-уровень) и превраш,ается в анион Х , либо атом галогена образует одинарную связь. Поскольку электроотрицательность первых трех галогенов выше электроотрицательности углерода (в любой из имеющихся шкал), [c.312]

По Косселю, атомы неметаллических элементов, стремясь к октетной конфигурации, принимая недостающее до 8 число электронов, превращаются в отрицательный ион. Например, атом фтора, имея семь внешних электронов, приобретает один электрон [c.86]

Атом кислорода в основном состоянии имеет конфигурацию 28 р с двумя неспаренными р-электронами и двумя неподеленными парами. По своей электроотрицательности (3,5) кислород занимает второе место после фтора. Это означает, что во всех своих соединениях (кроме фторидов) кислород может находиться только в состоянии с отрицательной степенью окисления. [c.251]

В основном состоянии атом азота имеет конфигурацию 2з 2р с тремя неспаренными р-электронами и с 2з -парой. В атоме азота отсутствуют остовные р-электроны и вакантные -орбитали. По своей электроотрицательности (3.1) азот занимает третье место после фтора и кислорода и только в соединениях с этими двумя элементами азот находится в положительных степенях окисления. Во всех остальных соединениях ему следует приписывать отрицательные степени окисления. В природе азот сосредоточен в атмосфере, где его объемная доля составляет 78 %. Азот - бесцветный газ без запаха и вкуса с низкими температурами плавления (-210 С) и кипения (-196 С). Получают азот фракционной перегонкой жидкого воздуха. [c.287]

Так как атомы фтора расположены в плоскости по вершинам треугольника, в центре которого лежит атом бора, очевидно, что один из электронов последнего возбужден и имеет место зр -гиб-ридизация. Именно в этом случае, как нам известно, и образуется плоская треугольная конфигурация [c.313]

Химические свойства алюминия. Электроны в атоме алюминия размещаются в три слоя — из 2, 8 и 3 электронов. Лишаясь трех внешних (валентных) электронов, атом алюминия обращается в положительно трехзарядный ион с конфигурацией атома неона. Химическое сродство алюминия к неметаллам, особенно к кислороду и фтору, очень велико. Тем более удивительна чрезвычайно малая склонность алюминия к коррозии в условиях соприкосновения с воздухом и водой. Следующий опыт разъясняет это недоумение. [c.659]

Более поздние исследования электронной дифракции [21, 51, 52] привели к модели С4 для молекулы JFg. Авторы изучили спектр комбинационного рассеяния JFg в жидком состоянии при комнатной температуре и при более низкой. Полученный ими четкий спектр позволил определить состояние поляризации всех, кроме одной, линий, соответствующих основным частотам. Эти же авторы получили инфракрасные спектры поглощения JFg в области 250—330 см- . К сожалению, ИК-спектры пентафторида не полны, так как для жидкого состояния они не были изучены, в паровой же фазе спектры получены лишь при относительно низких давлениях пара, и по крайней мере две основных частоты лежат ниже предела спектрометра. Интерпретация спектров показала, что молекула JFg имеет конфигурацию тетрагональной пирамиды с симметрией с четырьмя атомами фтора по углам основного квадрата и атомом иода в центре, пятый же атом фтора [c.266]

Теперь рассмотрим образование молекулы фтора Ра из двух атомов фтора. Как видно из табл. 1.1 электронных конфигураций, атом фтора имеет два электрона на Ь-орбитали, два электрона на 25-орбитали и по два электрона на каждой из двух 2р-орбиталей. На третьей 2р-орбитали находится единст- [c.17]

Соединения I I и I I3 играют определенную роль в количественном анализе. Эти полярные молекулярные вещества построены таким образом, что более тяжелый атом координирует вокруг себя более легкие атомы. Всегда нечетное число атомов в молекуле увеличивается при увеличении соотнощения радиусов НболЩмлл- Так, атом иода может соединяться с семью атомами фтора, но лишь с одним атомом брома. Бром может координировать самое больщое пять атомов другого галогена. Данные по устойчивости межгалогенных соединений, представленные на рис. В.27, дают информацию и о прочности связей в их молекулах. Геометрию молекул можно предсказать исходя из ее электронной конфигурации и типа связей. [c.501]

Отдавая или принимая электроны, атомы взаимодействующих элементов превращаются в положительные или отрицательные ионы, которые затем притягиваются электростатически, согласно закону Кулона, образуя ионную связь. На-ример, атом лития, образуя ионную связь с атомом фтора, теряет один электрон и приобретает электронную конфигурацию благородного газа — гелия. Одновременно фтор, приобретая электрон, достраивает свою электронную оболочку до электронной конфигурации другого б.лагородного газа — неона. Образовавшиеся катион лития и анион фтора притягиваются друг к другу и образуют ионную связь [c.143]

Следует отметить, что направление связей в метане не предсказано в методе валентных связей, как иногда говорят-Здесь исходят из установленной на опыте конфигурации молекулы и постулируют сушествование отвечающих ей четырех равноценных орби--талей, направленных под углом 109°28, которые затем выражают через линейные комбинации орбиталей свободного атома. Аналогично рассматривают и соединения типа BF3. Молекула ВРз плоская, с атомом бора в центре. Угол между связями В—F, имеющими одинаковую длину, равен 120°. Электронная конфигурация атома бора в возбужденном состоянии (15 2л% 2/7) не удовлетворяет в методе ВС трем равноценным связям. Поэтому допускается существование у атома бора в поле трех атомов фтора трех гибридных ( -орбиталей, описываемых смешением одной s- и двух р- орбиталей. Эти три гибридные орбитали, называемые лр -гибридами, аналогичны по форме орбиталям, представленным на рис. 73. Их оси направлены в плоскости от центра под углом 120°. Перекрывание их ср -орбиталями трех атомов фтора отвечает образованию плоской симметричной молекулы BF3 (рис. 74). Таким же образом атом Ве, имеющий в возбужденном состоянии конфигурацию l5 2s2p, образует при вступлении в соединение две гибридные 5р-орбитали, расположенные под углом 180°, отвечающие линейной конфигурации молекулы BeF 2. [c.186]

Наиболее характерной степенью окисления для хлора, брома и йода также является (1 ). однако вследствие свободных =орбиталей на внешней орбите они могут проявлять в отличие от фтора и другие степени окисления. Например, электронную конфигурацию хлора см. на етр. 379. Стрелками показаны возможные распаривания электронов в различных возбужденных со- стояниях хлора. Такое распаривание возможно потому,1 что атом хлора имеет свободные квантовые ячейки на Зй- подуровне. При частичном или полном распарива- НИИ электронов хлор может проявлять переменную сте- пень окисления I, 3, 5, 7. Аналогичные степени окисле-j ния могут проявлять в своих соединениях бром и йод., ij [c.264]

Галогены воспроизводят электронные оболочки благородных газов путем привлечения одного электрона от какого-либо другого атома с образованием соответствующего иона. Например, фтор в соединениях воспроизводит электронную конфигурацию неона (152252р ) при этом атом, вступающий в реакцию с галогеном, превращается в катион. Система из семи периферических электронов атомов галогенов з р ру р/) обеспечивает возможность образования электронного октета. В этом случае два атома, взаимно обменивающиеся электронами, образуют систему, воспроизводящую простую ковалентную связь. Примерами такой связи могут служить молекулы самих двухатомных галогенов межгалоидных соединений, в том числе галоидофторидов и галоидоводородов. [c.14]

Образование многих соединений металлов с неметаллами можно представить как полный перенос электронов от металла к неметаллу. Упрощенно можно сказать, что движущей силой является тенденция всех атомов к достижению такой же электронной конфигурации, как у ближайшего инертного газа. Инертные газы, как предполагалось раньше, не обладают способностью к образованию химических связей. Это обстоятельство, как уже указывалось выше, связывали с тем, что у таких атомов все электроны находятся в полностью заполненных оболочках. У натрия имеется на один электрон больше, чем у неона, а у фтора — на один электрон меньше. Поэтому псрскос электрона от г атрия к фтору приводит к тому, что у обоих атомов становится столько же электронов (10), сколько у неона, но поскольку перенос не затрагивает ядер, атом натрия превращается при этом в Ма , а фтор — в Р. Электростатическое притяжение между ионами обусловливает образование соединения. [c.68]

Каждый ион меди окружен октаэдрически шестью ионами фтора, четырьмя —на расстоянии 1,93 и двумя — на расстоянии 2,27 А, Такое образование шести связей, две из которых значительно длиннее остальных, весьма характерно для стереохимии двухвалентной меди. Оно совместимо с представлением о том, что для электронной конфигурации 3d 3dy один из Электро-нов находится в плоскости четырех ближайших лигандов, на орбите dx -yi,3. два других — на с 2-орбите, перпендикулярной данной плоскости, и обусловливают большее отталкивание в этом направлении. Дигидрат состоит из гранс-молекул Сир2-2Н20, упакованных таким образом , что каждый атом меди удерживает два атома фтора на расстоянии 1,89 А, два [c.119]

Для приобретения конфигурации атома весна атом фтора должен присоединить один недостающий электрон, а атом натрия потерять свой внешний электрон. При переходе электронов атом фтора становится отрицательным ионом, а атом натрия — положительньш. Затем эти противоположно заряженные ионы под действием кулоновских (электростатических) сил притягиваются друг к другу с образованием ионной молекулы. Взаимодействие натрия с фтором может быть передано следующей схемой [c.119]

Характеристика элемента. У кислорода по сравнению с атомом азота падает величина энергии ионизации, что вызвано спариванием электронов. В атоме азота пять электронов второго уровня занимают 2s2- и 2/ з-орбитали. При этом каждый из трех 2р-электронов располагается на одной из трех2р-орбиталей. В атоме кислорода на этом втором уровне появляется шестой электрон, так как уже нет свободной 2р-орбитали, то этот электрон вынужден располагаться на одной из тех 2р-орбиталей, где уже есть электрон. Межэлектронное отталкивание резко возрастает и перекрывает эффект действия заряда ядра. Кислород ионизируется легче, чем азот. Этим, между прочим, объясняется содержание ионосферы Земли, где много озона и ионов кислорода. Атом О имеет электронную конфигурацию ls 2s 2pJ2py 2p в которой находятся два неспаренных электрона. Иначе говоря, этот атом — бирадикал, а радикальные частицы — одни из самых активных. Действительно, кислород реагирует со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. Он предопределяет форму существования всех остальных элементов. В свободном состоянии кислород — двухатомный парамагнитный газ. Его парамагнетизм обусловлен тем, что при образовании связей между двумя атомами у каждого из них остается неспаренным один электрон O = d . Кислород — электроотрицательный элемент и по величине электроотрицательности уступает только фтору. В подавляющем большинстве случаев ему приписывают степень окисления —2, хотя известны для него и другие степени окисления —1, О, -fl, 4-2, +4. [c.229]

В согласии с изложенными выше представлениями гомеополяр-ная (ковалентная) связь характеризуется тем, что оба связующих электрона обобщены — принадлежат одновременно обоим партнерам связи. Если, нанример, атом фтора, имеющий изображенную в табл. 1.2 электронную конфигурацию, встречается со вторым аналогичным атомом и образует молекулу фтора, то каждый из атомов должен принять на свою 2рг-орбиту электрон от своего партнера. Табл. 1.1 показывает, что этот электрон должен иметь спин, противоположный спину уже имеющегося 2рг-электрона только в этом случае образуется связь — иначе был бы нарушен запрет Паули. Аналогично можно построить молекулы азота и кислорода, причем здесь необходимо создать тройную либо соответственно двойную связь (сравни, однако, стр. И). [c.16]

Нейтральный атом радона имеет электронную конфигурацию 5 / ° 65 6р . Оптический спектр радона похож на спектры атомов других благородных газов. Первый потенциал ионизации радона равен 10,745 эв. До недавнего времени (1962 г.) радон и другие благородные газы считались инертными, т. е. не образующими химических соединений. Однако ученым Англии и США удалось получить соединение ксенона с гексафторидом платины Хе(Р1Рб)2 и тетрафторид ксенона Хер4 [55]. При нагревании микроколичеств радона в смеси со фтором при 400° С в никелевом сосуде в течение 30 мин получается соединение радона со фтором, состав которого не установлен. Соединение весьма устойчиво и перегоняется в вакууме 10 —10 " мм рт. ст. при 230— 250° С. Полученное соединение можно восстановить до радона водородом при 500° С [55]. [c.217]

Молекула, в которой центральный атом образует пять связей и имеет одну неподеленную пару, может характеризоваться октаэдрическим строением, и в этом случав связи должны быть направлены к пяти вершинам квадратной пирамиды, а неподеленная пара должна занимать шестз о верпшну октаэдра. Было показано, что молекула ВгРа имеет именно такую конфигурацию. Атом брома лежит приблизительно на 0,15 А ниже основания пирамиды, так что углы между связями Г—Вг—Р составляют около 86° (между атомом фтора, находящимся на вершине, и атомами основания). Отсюда следует, что вокруг атома брома неподеленная электронная пара занимает несколько большее пространство по сравнению с пространством, занимаемым поделенными парами. Аналогичным образом в аммиаке, воде и близких им по строению молекулах каждая неподеленная пара занимает больший телесный угол, чем поделенная пара. [c.578]

С увеличением молекулярного веса в каждом переходном ряду окислительная способность фторидов переходных металлов повышается, а термическая устойчивость понижается. Так, PtFe [2] и RhFe [6] —наименее устойчивые соединения, обладающие наиболее сильными окислительными свойствами из всех членов этого ряда. Такое. положение связано с электронной конфигурацией атомов переходных металлов в этих молекулах. Для фторидов переходных металлов, за исключением молибдена и вольфрама, центральный атом имеет -электроны, которые не принимают участия в связывании и которые локаливованы на ге-орбитах. Так как эти орбиты не экранируют лиганды от действия заряда центрального атома, эффективный ядерный заряд (Z — 5) увеличивается с повышением атомного номера (Z). Атомы фтора около атома платины в гексафториде, таким образом, более сильно поляризованы, и, как следует из диссоциации [2] этой молекулы на фтор и менее насыщенное фтором соединение платины, они могут отдавать электроны платине. Ясно, что захват одного электрона от постороннего источника должен стабилизовать шестифтористую ячейку. [c.48]

Следующий слой это -оболочка, состоящая из четырех орбит. 25, 2р , 2р , 2р . Из этих орбит 2з несколько стабильнее, чем орбита 2р. В атомах, начиная с лития и до неона, электроны заполняют эти орбиты. Два электрона на одной и той же орбите имеют противоположные спины. Неон с заполненной -оболочкой с восемью электронами имеет электронную конфигурацию 1з 28 2р 2р 2р ,, или 1 28 2р . Верхний индекс указывает число электронов на данной орбите. В этих символах числа 1 и 2 (соответственно для К- и -оболочек) дают значения главного квантового числа п и буквы 8 и р выражают значение азимутального квантового числа 2 / буквы 8, р, (1, соответствуют 1 = 0, 1, 2, 3,... с максимальным значением 1 = п— 1. В атоме или одноатомном ионе электроны стремятся занять попарно наиболее стабильные орбиты если имеется несколько орбит с одной 1 т0й же нергией, 4сак /1 2д , то электроны не стремятся образовать пары друг с другом, а занимают разные орбиты (по одному электрону на орбите), сохраняя параллельные спины. Например, атом азота в основном состоянии имеет конфигурацию 18 2 2р 2р 2р, с тремя неспаренншми р-электронами. В кислороде восьмой электрон -оболочки должен образовать пару с одним из трех р-электронов, так что остается только два неспаренных электрона. Тот же процесс приводит к одному холостому электрону у фтора и отсутствию неспаренных электронов у неона. В оболочке с главным квантовым числом п имеется орбит.- 1 в К-о6о-лочке, 4 в , 9 в М, 16 в и т. д. Число электронов, занимающих заполненную оболочку, равно 2пР. [c.34]

Эти заключения в известной мере подтверждаются опытом. В атоме кислорода в невозбуждепном состоянии имеются две р-орбитали, каждая из которых занята только одним электроном, и никакое перераспределение электронов в -обо.лочке не может привести к увеличению числа та хих орбиталей (табл. 2). Следовательно, атом кислорода и другие атомы с аналогичной электронной конфигурацией (например, сера) могут образовывать две ковалентные связи с атомами типа водорода или фтора, каждый из которых имеет одну орбиталь, занятую одним электроном. Известно, что связи в молекулах, образующихся из таких атомов, расположены всегда под некоторым углом друг к другу, и эти углы почти всегда нес олъко больше прямого. Так, в воде угол составляет 105,0° (1,832 рад), в окиси фтора 101,5° (1,771 рад) и в сероводороде 92,3° (1,611 рад). Имеется несколько причин, обусловливающих образование валентшзхх углов, превышающих 90° (1,571 рад). Одна [c.29]

В атоме азота в невозбужденном состоянии каждая из трех р-орбиталей занята одним электроном (табл. 2), и, следовательно, атом азота, как и другие атомы с подобной электронной конфигурацией, может образовать три ковалентные связи с одновалентными атомами. Известно, что молекулы, образованные таким образом, всегда имеют пирамидальную структуру в этом случае углы между связями также больше прямых например, в аммиаке 106,8° (1,864 рад), в трехфтористом азоте 102,5° (1,789 рад) и в тригало-генидах фосфора, мышьяка и сурьмы 96. . . 104° (1,675. . . 1,815 рад). Атомы бериллия, бора и углерода с одновалентными атомами типа водорода или фтора могут образовывать больше связей, чем это можно предположить, исходя из их обычной электронной конфигурации (табл. 2). Причиной этого является наличие у этих атомов в -оболочке как незанятых орбиталей, так и орбиталей, занятых двумя электронами. Последнее обстоятельство определяет возможность перераспределения -электронов, что приводит к возбужденным атомным состояниям с электронной конфигурацией, показанной в табл. 3. Можно считать, что такое возбуждение возникает при образовании связей в тех случаях, когда энергия возбуждения меньше дополнительной энергии, выделяюш,ейся за счет возникновения большего числа связей. В этих примерах энергия, освобождаюш,аяся при связывании, дополнительно увеличивается за счет процесса гибридизации, который и следует рассмотреть. [c.30]

Рассмотрим вначале структуру, которую можно ожидать для соединения водорода с фтором — самым легким элементом седьмой группы. Атом водорода имеет одну орбиталь и один электрон. Следовательно, он может достигнуть конфигурации гелия в результате образования одной ковалентной связи с другим элементом. Фтор имеет семь электронов на внешней оболочке ( -оболочке). Эти семь электронов занимают четыре орбитали -оболочки. Они соответственно образуют три пары электронов на трех орбиталях, а на четвертой орбитали имеется один электрон. Отсюда следует, что атом фтора также может достигнуть аргоноидной конфигурации путем образования одной ковалентной связи с использованием одного своего электрона. Таким образом, приходим к выводу, что фтористый водород имеет молекулу следующего строения [c.131]

ГАЛОГЕНЫ (от греч. hals, род. падеж halos-соль и -genes-рождающий, рождённый) (галоиды), хим. элементы главной подгруппы VTI гр. периодич. системы фтор, хлор, бром, иод и астат. Молекулы двухатомны. Внеш. электронная оболочка атомов имеет конфигурацию s p . С увеличением ат. массы Г. возрастают их ионный и ковалентный радиусы, уменьшаются энергии ионизации и электроотрицательность (см. табл.). [c.497]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология