Благородные радиусы

У электронов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают. Иллюстрацией этой закономерности могут служить первые потенциалы ионизации элементов второго и третьего периодов (табл. б). [c.102]

Атомные радиусы подразделяют на радиусы атомов металлов, ковалентные радиусы неметаллических элементов и радиусы атомов благородных газов. [c.46]

Больщая часть перечисленных в табл. 21.4 свойств закономерно изменяется в зависимости от атомного номера элемента. В пределах каждого периода соответствующий галоген имеет почти самую высокую энергию ионизации, уступая только следующему за ним благородному газу. Точно так же каждый галоген в пределах своего периода имеет самую больщую электроотрицательность. В группе галогенов атомные и ионные радиусы увеличиваются с возрастанием атомного номера. Соответственно энергия ионизации и электроотрицательность уменьшаются в направлении от легких к тяжелым галогенам. При обычных условиях галогены существуют, как уже сказано выще, в виде двухатомных молекул. При комнатной температуре и давлении I атм 12 представляет собой твердое вещество, Вг2-жвдкость, а С12 и Р -газы. Высокая реакционная способность р2 очень затрудняет обращение с ним. Хранить Р2 можно в металлических сосудах, например медных или никелевых, так как на их поверхности образуется защитное покрытие из фторида соответствующего металла. Обращение с хлором тоже требует особой осторожности. Поскольку хлор путем сжатия при комнатной температуре можно превратить в жидкость, обычно его хранят и транспортируют в жидкой форме в стальных емкостях. Хлор и более тяжелые галогены обладают большой реакционной способностью, хотя и не такой высокой, как фтор. Они непосредственно соединяются с большинством элементов, за исключением благородных газов. [c.290]

У элементов одного периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра увеличивается, а радиусы атомов и ионов в малых и больших периодах уменьшаются, потенциалы ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность увеличиваются. В итоге изменяются химические свойства и термодинамические характеристики. Это общая закономерность изменения свойств в малых и больших периодах наиболее ярко она выражена [c.85]

По мере увеличения атомного радиуса и снижения ионизационного потенциала в ряду Не—Rn возрастает склонность к образованию клатратных соединений благородных газов, в которых их атомы внедрены в пустоты кристаллических решеток других веществ. Гелий в неон не образуют клатратов. [c.351]

Строение простых жидкостей. Моноатомные жидкости и расплавленные металлы часто объединяются под названием простые жидкости, поскольку для них истолкование рентгенографических и нейтронографических данных менее затруднено, чем для других классов жидкостей. Атомы сжиженных благородных газов и некоторых жидких металлов имеют сферическую симметрию. К простым жидкостям относятся также и некоторые молекулярные жидкости, состоящие из неполярных молекул со сферической симмет-Рис. 111.46. Радиальная функция распре- рией И характеризующиеся неделания направленными и ненасыщенными силами взаимодействия. Для количественного описания структуры жидкостей в настоящее время широко применяется так называемая радиальная функция распределения (г). Ее типичный вид для одноатомных жидкостей изображен на рис. П1.46, Радиальная функция распределения представляет собой вероятность обнаружения частицы на расстоянии г от некоторой другой частицы, выбранной в качестве объекта наблюдения. Из рис. И1.46 видно, что для области г от г = О до г = Гх величина g (г) = 0 равно эффективному диаметру частиц. Эта величина также называется радиусом первой координационной сферы. В области г, превышающих молекулярный диаметр, радиальная функция испытывает несколько затухающих колебаний относительно единицы за единицу условно принимается значение g (г) при г- оо. Максимуму радиальной функции отвечают расстояния (г , г , Гд), где наблюдается наиболее высокая вероятность встретить частицу, а минимуму — расстояние с наиболее малой вероятностью нахождения частицы. В минимумах величина g (г) не равна нулю, что служит указанием на передвижения молекул от одной координационной сферы к другой, т. е. на наличие трансляционного движения. [c.228]

У ионов, имеющих электронную конфигурацию атомов благородных газов (5- и р-оболочки), радиусы больше, чем у ионов, имеющих во внешнем слое /-электроны. Например, радиус иона К составляет 152 пм, а радиус иона Си равен 91 пм. Это связано с тем, что при переходе от 5- и р-элементов к /-элементам в периодах заряд атомного ядра растет так, 2к 19, а 2си 29. У ионов /-элементов с одинаковым зарядом в пределах одного периода радиусы также уменьшаются с ростом заряда ядра так, л(Ре )-92 пм, а л,(К1 )-83 пм. Эффект уменьшения радиусов ионов (/-элементов называется ( -сжатием. [c.53]

Радиусы атомов благородных газов Не, Ме, Аг, Кг и Хе равны соответственно 1,22 1,60 1,91 2,01 и 2,20 А. Приведенные величины получены из межатомных расстояний в кристаллах данных веществ, которые существуют при низких температурах. Здесь также наблюдается рост Гдт с увеличением порядкового номера. Радиусы атомов благородных газов значительно больше радиусов атомов неметаллов соответствующих периодов (табл. 9). Это обусловлено тем, что в кристаллах благородных газов межатомное взаимодействие очень слабое (см. стр. 241), а в молекулах других неметаллов имеется прочная ковалентная связь. [c.81]

Поляризуемость ионов зависит от типа их электронной структуры, заряда и размера Так как наименее прочно связана о ядром внешняя электронная оболочка, то ради упрощения в первом приближении можно принять, что поляризация иона обусловлена только деформацией этой оболочки, т.е. смещением внешних электронных слоев двух ионов относительно их ядер. При одинаковых зарядах и близких радиусах поляризация минимальна у ионов с конфигурацией благородного газа и максимальна у ионов с 18 внешними электронами а имеет промежуточное значение у ионов переходных элементов с незавершенной ii-оболочкой. большая поляризуемость ионов неблагородно. [c.206]

Поэтому потенциальная энергия межмолекулярного взаимодействия атома адсорбата (например, благородного газа) с цеолитом сильно зависит от направления радиуса-вектора от центра полости к ее стенкам (ребрам каркаса цеолита) или к окну. На рис. 11.3 представлены некоторые потенциальные кривые для межмолекулярного взаимодействия атома аргона с цеолитом NaX. Из рисунка видно, что глубины потенциальных ям для разных направлений изменяются более чем в два раза, причем наибольшие глубины потенциальной ямы получаются прп направлении на места наибольшей плотности расположения ионов кислорода. [c.211]

В табл. 26 указано, что атомы всех -элементов пятого периода имеют близкие по величине радиусы и сравнительно небольшие ионизационные потенциалы (ок. 7 в) для рутения 1 = 7,36 в. Рутений должен окисляться с трудом, так как является слабым восстановителем он благородный металл. [c.103]

В периодической системе элементов Д. И. Менделеева в пределах периодов с увеличением заряда ядра восстановительные свойства уменьшаются от щелочного металла к благородным газам и увеличиваются окислительные свойства. Объясняется это уменьшением радиусов атомов, увеличением сродства к электрону и увеличением электроотрицательности. Из этого следует, что самыми сильными окислителями являются галогены, кислород. [c.139]

Основополагающим понятием современной химии является понятие о химическом элементе , т. е. виде атомов с определенной совокупностью свойств. Под свойствами изолированных атомов подразумеваются заряд ядра и атомная масса, особенности электронного строения, потенциалы ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность, атомные, орбитальные и ионные радиусы н т. д. Однако необходимо иметь в виду, что изолированные атомы как форма организации вещества могут существовать в природе лишь при достаточно высоких температурах в виде моноатомного пара. Единственным исключением являются благородные газы, для которых при любых условиях и в любом агрегатном состоянии структурной единицей является атом. Все остальные элементы существуют в природе в виде более сложных агрегатов молекул и кристаллов. Таким образом, следует строго различать понятия элемента как вида изолированных атомов и простого вещества как формы существования элемента в свободном состоянии. Следует особо подчеркнуть нетождественность этих понятий хотя бы потому, что один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ (аллотропия) . [c.26]

Подобно эффективным радиусам орбитальные радиусы атомов также обнаруживают явную периодичность в зависимости от порядкового номера элемента (рис. 24). В пределах каждого периода наибольшим орбитальным радиусом обладает щелочной металл а наименьшим — атомы благородных газов. В отличие от эффективных радиусов орбитальные радиусы благородных газов хорошо укладываются в общую закономерность уменьшения размеров атомов по мере увеличения заряда ядра внутри данного периода. [c.69]

Поляризуемость же ионов, т. е. деформируемость внешних электронных оболочек, возрастает с понижением их зарядов (от плюса через нуль к минусу) и увеличением радиусов. Деформируемость ионов с 18-электронной оболочкой больше, чем ионов с оболочкой благородного газа с тем же зарядом и близким радиусом. Наиболее легко поляризуются объемистые анионы (I", и др.) и малозарядные катионы с 18-электронной внешней оболочкой (Ag2+, Hg2+ и др.). [c.103]

Энтальпия (теплота) гидратации иона зависит от его заряда и радиуса. Тенденция металлов переходить в раствор выражена тем сильнее, чем меньше потенциал ионизации и чем больше теплота гидратации. Так, наибольшим стандартным потенциалом характеризуется литий — металл с малым потенциалом ионизации. Кроме того, ввиду незначительности радиуса иона лития он имеет сильное электрическое поле и поэтому энергично притягивает дипольные молекулы воды, что сопровождается значительным выделением тепла (гидратации). Литий, таким образом, наименее благородный металл. Наиболее благородные металлы располагаются в конце ряда напряжений. [c.238]

В отличие от атомных масс такие характеристики химических элементов, как радиусы их атомов г, ионизационные потенциалы I, сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность (ЭО) являются периодической функцией заряда ядра. Для элементов главных подгрупп эти параметры изменяются по периоду слева направо в направлении уменьшения радиуса атома и увеличения ионизационного потенциала, сродства к электрону и электроотрицательности, т. е. уменьшения для элементов металлических и усиления неметаллических признаков. Соответственно свойства простых вещеста изменяются от типичного металла — щелочного до типичного неметалла — галогена, после чего период завершается благородным газом. В пределах каждой подгруппы сверху вниз радиусы атомов увеличиваются и соответственно уменьшаются ионизационный потенциал, сродство к электрону и электроотрицательность, т. е. усиливаются металлические свойства простых веществ. Эта общая закономерность нарушается при переходе в III группе от р-элемента 3-го периода (А1) к /7-элементу 4-го периода (Ga). Причиной является уменьшение радиуса атомов в ряду появившихся в 4-м периоде -элементов, которое называют -сжатием . Оно сказывается прежде всего на размере атома первого /7-элемента того же периода Ga. В результате радиус его атома оказывается не больше, а на [c.95]

Первоначально сложилось представление об эффективных радиусах атомов, проявляющихся в их действиях, т.е. в химических соединениях. Эффективные радиусы определяли из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в молекулах и кристаллах. При этом предполагалось, что атомы представляют собой несжимаемые шары, которые соприкасаются своими поверхностями в соединениях. При определении значения эффективного радиуса из межъядерных расстояний в ковалентных молекулах подразумевали ковалентные радиусы, при вычислении их из данных для металлических кристаллов — металлические радиусы. Наконец, эффективные радиусы, рассчитанные для кристаллов с преимущественно ионной связью, назывались ионными радиусам[и. Для этого определяли радиус какого-нибудь иона, а затем вычисляли ионные радиусы других элементов из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в кристаллических решетках. Так, с помощью оптических методов, а затем расчетом был определен радиус аниона фтора, равный 0,11.3 нм. А расстояние между атомами Na и Г в решетке МаГ было установлено равным 0,231 нм. Отсюда радиус иона Ма равен 0,231 — 0,113 = 0,118 нм. Металлические радиусы получены делением пополам расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллических решетках металлов. Ковалентные радиусы неметаллов также вычислены как половина межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ. Для одного и того же элемента эффективные радиусы (ковалентный, ионный, металлический) не совпадают между собой. Это свидетельствует о зависимости эффективных радиусов не только от природы атомов, но и от характера химической связи, координационного числа и других факторов (см. табл. 4). Изменение эффективных радиусов атомов носит периодический характер (рис. 22). В периодах по мере роста заряда ядра эффективные радиусы атомов уменьшаются, так как происходит стягивание электронных слоев к ядру (при постоянстве их числа для данного периода). Наибольшее уменьшение характерно для 5- и р-элементов. В больших периодах для и /-элементов наблюдается более плавное уменьшение эффективных радиусов, называемое соответственно г- и /сжатием. Эффективные радиусы атомов благородных газов, которыми заканчиваются периоды системы, значительно больше эффективных радиусов предшествующих им р-элементов. Значения эффективных радиусов благородных газов (см. табл. 4) получены из межъядерных расстояний в кристаллах этих веществ, существующих при низких температурах. А в кристаллах благородных газов действуют слабые силы Ван-дер-Ваальса в отличие, например, от молекул галогенов, в которых имеются прочные ковалентные связи. [c.52]

Уменьшение молярного объема до середины малого периода, несмотря на монотонное возрастание молярной массы, обусловлено более резким возрастанием плотности. Действительно, в IA — ША-группах располагаются металлы, обладающие плотноупакованными структурами. Вследствие уменьшения атомных радиусов по периоду слева направо наблюдается уменьшение межатомных расстояний, что в совокупности с увеличением атомной массы и приводит к возрастанию плотности, а следовательно, к уменьшению молярного объема. У простых веществ второй половины малых периодов начиная с IVA-группы в соответствии с правилом 8—N реализуются "рыхлые" структуры с малыми координационными числами, что и приводит к резкому уменьшению плотности, несмотря на возрастание атомной массы. Поэтому молярные объемы во второй половине периода возрастают. Следуя этой закономерности, можно было бы ожидать, что наибольшими молярными объемами в пределах каждого периода должны обладать благородные газы (в кристаллическом состоянии). Однако вследствие образования плотноупакованных структур (хотя и обусловленных силами Ван-дер-Ваальса) плотность их кристаллов оказывается несколько выше ожидаемой, что и приводит к некоторому уменьшению молярного объема. У переходных -металлов с близкими по характеру упаковки кристаллическими структурами в пределах одного периода [c.245]

Строение внешних электронных оболочек атомов щелочных металлов пх. Поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменыиаюищеся при переходе по подгруппе элементов сверху вниз. При этом ослабление связн электрона с ядром вызывается ростом радиуса атома (обусловленного увеличением главного квантового числа внешнего электрона) и экранированием заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками. Поэтому данные элементы легко образуют катионы Э+, имеющие конфигурацию атомов благородного газа. [c.300]

Атомные радиусы подразделяют на радиусы атомов металлов, ковалентные радиусы и межмолекулярные (ван-дер-ваальсовы) радиусы, к которым относятся и радиусы атомов благородных газов. [c.49]

Радиусы атомов благородных газов Не, Ке, Аг, Кг и Хе равны соответственно 122, 160, 191, 201 и 220 пм. Приведенные значения получены из межатомных расстояний в кристаллах данных веществ, которые существуют при низких температурах. Для атомов этих элементов также наблюдается рост г, с увеличением порядкового номера. Радиусы атомов благородных газов значительно больше радиусов атомов неметаллов соответствующих периодов, поскольку в кристаллах благородных газов межатомное взаимодействие очень слабое (силы Ван-дер-Ваальса), а для молекул других неметаллов характерна прочная ковалентная связь. Можно считать, что атомные радиусы благородных газов - это радиусы валентно не связанных атомов, т. е. ван-дер-ваальСовы радиусы (которые находят из межатомных расстояний в молекулярных кристаллах). [c.51]

Гидроксид ТЪ(0Н)4 является довольно сильным основанием и неамфотерен (гидроксиды всех ранее рассмотренных Э - кислотные или амфотерные). Это обуслоалено тем, что ион ТН имеет слрсеиие, присущее благородным газям, а также обусловлено его большим радиусом. Поэтому соли четырехвалентного тория мало гидролизуются. [c.575]

Ионы благородногазового типа, т. е. имеющие внешние оболочки атомов благородных газов (s- и р-оболочки), обладают большими радиусами, чем ионы, имеющие во внешнем слое d-электроны. Например, радиусы ионов К и Rb" составляют 1,33 и 1,47 А, а радиус иона Си+ равен 0,96 А. Это связано с тем, что в периодах при переходе от S- и р-элементов к d-элементам заряд ядра растет так, Zi< = 19, а Z u — 29. В периодах у ионов d-элементов одинакового заряда радиусы также уменьшаются с ростом Z так, / мп2+ = 0,80 А, а rN 2+ = 0,69 А. Уменьшение радиусов ионов d-элементов называется d-сжатием-, оно особенно заметно для элементов VIII группы. [c.83]

Вторая группа. Для всех элементов этой группы характерна степень окисления - -2. Атомы элементов главной подгруппы (Ве, Mg, Са, 5г, Ва и На) имеют на внешнем слое два з-электрона. По восстановительной способности элементы этой подгруппы уступают щелочным металлам (атомы последних имеют б6льц1ие размеры), хотя в связи с возрастанием атомных радиусов Са, 8г, Ва и Ка являются сильными восстановителями. Ионы Ве2+, Са +, Зг - , Ва - и Ка - , будучи аналогами ионов подгруппы лития, имеют конфигурацию атомов благородных газов, но отличаются от зарядом и меньшими радиусами. Поэтому их гидроксиды слабее гидроксидов щелочных металлов. Рост радиусов ионов в ряду Ве +—Ка + приводит к тому, что если Ве(ОН)г — амфотерное соединение, а Mg(0H)2 — слабое основание, то Са(ОН)2 — сильное основание, а Ва(0Н)г — очень сильное основание, хорошо растворимое в воде это щелочь, что нашло отражение и в его названии (едкий барит). [c.90]

Третья группа. Для элементов подгруппы бора (за исключением таллия) характерна степень окисления +3. Последней соответствуют соединения Э(ОН)з. Происходит дальнейшее ослабление (от I группы к И, от И к П1) основных свойств. Если LiOH—основание, а Ве(0Н)2 — амфотерное соединение, то В(ОН)з —кислота. Таким.образом, при переходе к третьей группе мы впервые встречаемся с элементом, образуюш,им кислоту (этим бор отличается и от всех элементов И1 группы), и с иэополикислотами, которые также характерны для бора. В соответствии с увеличением радиусов ионов элементов ВН ряду А1(0Н)з —Т1(ОН)д происходит усиление основных свойств. Если 6а(ОН)з отличается практически одинаковой степенью диссоциации с отщеплением ионов 0Н и Н+, то у 1п(0Н)з несколько преобладают основные свойства, а у Т1(0Н)з амфотерные свойства выражены очень слабо. Обращает на себя внимание очень медленное усиление основных свойств в этом ряду соединений. Это объясняется тем, что если атомы элементов третьей главной подгруппы являются электронными аналогами (их внешний электронный слой имеет строение s p), то ионы В + и А1 + сильно отличаются от Ga +, и ТР+. Первые имеют наружные оболочки атомов благородных газов, а вторые — 18-электронные оболочки, содержащие 10 d-электронов. Вследствие этого увеличение радиусов ионов после алюминия становится менее значительным, что и приводит к медленному усилению основного характера соединений. Здесь, так же как и в предыдущей группе, наблюдается диагональное сходство амфотерные гидроксиды А и Ве близки по свойствам. [c.91]

Характерной особенностью неметаллов является то, что у их атомов застройка наружных электронных оболочек близка к максимальрюй, а радиусы атомов стремятся к минимуму (внутри каждого периода слева направо). Чем правее расположен неметалл, тем выше энергия ионизации, тем больше сродство к электрону. Поэтому атомы неметаллов проявляют тенденцию к формированию электронной оболочки с конфигурацией благородного газа, что реализуется возрастающей слева направо способностью к присоединению электронов. Внутри групп эти закономерности проявляются снизу вверх, поэтому наиболее электроотрицательным элементом является фтор, [c.229]

Все устойчивые одноатомные анионы имеют электронное строение соответствующего для данного периода благородного газа, а простейшие катионы имеют электронное строение благородного газа, предшествующего данному периоду (сравните, например, N3" и N6, К- и Аг и т. д.). В от личие от ковалентной иогаая связь не обладает ни направленностью, ни насыщаемостью. Силы притяжения между зарядами пе зависят от направления, по которому эти заряды сближаются (отсутствие направленности). Кроме того, два разноименных иона, связанные силами притяжения, не теряют своей способности взаимодействовать с ионами противоположного знака. В этом и проявляется отсутствие насыщаемости у ионной сэязи. Следствием этой особенности ионной связи является ассоциация всех ионов с образованием ионного кристалла, в котором каждый ион окружен ионами противоположного знака. Число ионов противоположного знака, удерживающихся данным ионом на ближайшем расстоянии, получило название координационного числа данного иона. Ионы могут удерживать также и нейтральные молекулы. При большом размере катиона и малом радиусе аниона (соотношение кат "аи > 0 3) вокруг катиона (аниона) координирует 8 анионов (катионов). В результате образуется кристалл так называемой кубической структуры — 8 ионов одного знака располагаются в вершинах куба, в центре которого находится ион противоположного знака (тип СзС1 рис. 14). [c.82]

Уменьшение молярного объема до середины малого периода, несмотря на монотонное возрастание молярной массы, обусловлено более резким возрастанием плотности. Действительно, в 1А—И1А-группах располагаются металлы, обладаюш,ие плотноупакованны-ми структурами. Вследствие уменьшения атомных радиусов по периоду слева направо наблюдается уменьшение межатомных расстояний, что в совокупности с увеличением атомной массы и приводит к возрастанию плотности, а следовательно, к уменьшению молярных объемов. У простых вепдеств второй половины малых периодов, начиная с 1УА-группы, в соответствии с правилом 8—N реализуются рыхлые структуры с малыми координационными числами, что и приводит к резкому у.меньшению плотности несмотря на возрастание атомной массы. Поэтому молярные объемы во второй половине периода возрастают. Следуя этой закономерности, можно было бы ожидать, что наибольшими молярными объемами в пределах каждого периода должны обладать благородные газы (в кристаллическом состоянии). Однако вследствие образования плот-ноупакованных структур (хотя и обусловленных силами Ван-дер-Ваальса) плотность их кристаллов оказывается несколько выше ожидаемой, что и приводит к некоторому уменьшению молярного объема. У переходных -металлов с близкими по характеру упаковки кристаллическими структурами в пределах одного периода плотность варьирует в сравнительно небольших пределах с общей тенденцией увеличения от начала вставных декад к элементам УИ1В-группы (триады). С учетом монотонного возрастания атомных масс это приводит к относительному постоянству молярного объема. В ряду лантаноидов наблюдается монотонное уменьшение молярного объема, обусловленное возрастанием плотности вследствие уменьшения межатомных расстояний в кристаллах за счет лантаноидной контракции. [c.34]

Атомы инертных и благородных газов характеризуются экстремальными свойствами в своих периодах наибольшими значениями атомных радиусов и наивысшими потенциалами ионизации, причем эти характеристики в УП1А-группе меняются немонотонно. В силу кайносимметричности 1 -орбитали у Не и 2/ -орбитали у Ме их атомные радиусы заметно меньше, а потенциалы ионизации существенно выше, чем у благородных газов. Что касается аргона, то вакантная З -оболочка у него является также кайносимметричной, что отличает аргон от более тяжелых благородных газов. Это является одной из причин отсутствия у аргона валентных соединений, в то время как для остальных благородных газов они известны. [c.389]

Чтобы выявить свойства, характерные для всех неметаллов, надо прежде всего обратить внимание на их расположение в периодической системе элементов Д. И. Менделеева и определить число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов. Неметаллы в основном располагаются в конце малых и больших периодов, а число внешних элек1ронов у их атомов, как и у всех атомов элементов главных подгрупп, равно номеру группы. Как известно, способность присоединять электроны в периоде возрастает по мере приближения к благородному газу, а в группе — по мере уменьшения радиуса атома или, иными словами, снизу вверх. [c.159]

Обращает на себя внимание то, что первый потенциал ионизащ1и в ряду Мп — Тс — Re изменяется немонотонно от марганца к технецию з меньшается, что связано с увеличением атомного радиуса, а от технеция к рению заметно возрастает, хотя атомные радиусы последних двух элементов близки. Это связано с заметным проникновением бв-электронов рения под экран заполненной 4/-оболоч-ки. Увеличение первого потенциала ионизации у рения приводит к возрастанию химической благородности этого металла по сравнению с его более легкими аналогами. Все остальные потенциалы ионизации, а также сумма семи потенциалов ионизации убывают от марганца к рению. При этом соответствующие потенциалы ионизации более близки для технеция и рения и отличаются от таковых для марганца, что и подтверждает большее сходство между двумя последними представителями VIIB-группы. 06 этом же говорят и близкие значения атомных радиусов, и одинаковые значения электроотрицательностей. [c.474]