Порядок уменьшения восстановительных свойств металлов

УМЕНЬШЕНИЕ ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ СВОЙСТВ МЕТАЛЛОВ

Потенциальные восстановители Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Cr Zn Fe H2, OH — Cr 2 + Ni Sn Pb H2 Cu Fe 2+ Hg Ag H2O Hg2 2+ Pd Pt Au
φ° -3.05 -2.93 -2.91 -2.87 -2.71 -2.36 -1.66 -1.18 -0.91 -0.76 -0.44 -0.414 -0.41 -0.23 -0.14 -0.13 0.00 +0.34 +0.77 +0.79 +0.80 +0.82 +0.91 +0.99 1.20 +1.50
Потенциальные окислители Li + K + Ba 2+ Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Cr 2 + Zn 2+ Fe 2+ H2O Cr 3+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Fe 3+ Hg2 2+ Ag + O2, H + Hg 2+ Pd 2+ Pt 2+ Au 3+

(конц) (конц)

УВЕЛИЧЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНЫХ СВОЙСТВ ИОНОВ (ВЕЩЕСТВ)

Некоторые важные выводы:

1. Вода окисляет металлы, расположенные левее её в ряду потенциальных восстановителей при условии отсутствия на их поверхности прочных оксидных пленок (по сути, речь идет о щелочных и щелочно-земельных металлах).

2. Ионы Н + окисляют все металлы, расположенные левее Н2 (оксидные пленки с поверхности металлов растворяются, т.к. обладают основными свойствами).

3. Ионы Fe 3+ окисляют все металлы до Cu включительно (оксидные пленки не препятствуют взаимодействию, т.к. за счет гидролиза в растворе солей Fe(III) кислая среда). Получающиеся при этом ионы Fe 2+ дальше не восстанавливаются, т.к. они уступают по окислительной способности воде и ионам Н + — продуктам своего гидролиза.

4. Молекулярный кислород в кислой среде – потенциально очень сильный окислитель, но реально она заметно понижена по двум причинам: а) парциальное давление кислорода в составе воздуха составляет

0.21атм, что заметно ниже стандартного значения (реальный потенциал восстановления кислорода много меньше 1.23В); б) при низких температурах кислород очень малоактивен и свои потенциальные окислительные способности проявляет крайне медленно.

УМЕНЬШЕНИЕ ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ СВОЙСТВ АНИОНОВ и соответствующих им молекул SO3 2- , S 2- , H2S, SO2, J — , NO2 — , HNO2, Br — , OH — , Cl — , H2O, ионы кислород-, F — , HF содержащих кислот, в составе которых атом центрального элемента имеет высшую положительную ст. окисл.: SO4 2- , NO3 1- , PO4 3- , CO3 2- , …

5. Такие известные потенциальные окислители, как ионы Cr2O7 2- (бихромат) и MnO4 (перманганат) не приведены, т.к.их окислительная способность может сильно меняться в зависимости от рН раствора.

Некоторые важные выводы:

1. Восстановительная способность одноатомных анионов (S 2- , F — ) выше, чем у соответствующих им водород-содержащих молекул, т.к. в случае молекул изменение степени окисления требует в том числе дополнительных затрат энергии на разрыв связей Н‒Э. Этот вывод нельзя подкрепить примерами типа Cl — /HCl, Br — /HBr, J — /HJ, т.к. указанные молекулы в водных растворах полностью ионизированы. Можно утверждать, что, например, Cl — , хоть и очень трудно окислять в растворах, но все же это сделать легче, чем окислять газообразный HCl.

2. Из перечисленных в таблице восстановителей фтороводород и анион F — не могут быть окислены в водном растворе, т.к. более сильным восстановителем является сама вода. Однако окислить воду так же чрезвычайно трудно. Веществ, способных на это очень немного (F2, KBiO3 в сильно кислой среде и несколько других), их принято называть суперокислителями.

3. Ионы Cl — окисляются в кислых растворах перманганата или бихромата калия, очень медленно взаимодействует с HNO3 (конц), но не с H2SO4 (конц). Ионы Br — окисляются еще легче, например, ионами MnO4 в нейтральных растворах, однако с бихромат-ионами в аналогичных условиях реакция не проходит. Ионы J — окисляются перманганатом калия даже в щелочной среде.

4. Сульфит и сульфид-ионы окисляются очень многими веществами в растворах, например, даже йодом (йодная вода при этом обесцвечивается).

5. Ионы Fe 3+ в процессе своего восстановления до Fe 2+ окисляют все восстановители, начиная с J — .

Оценка возможности выполнения ОВР,

используя расширенный вариант ряда напряжений металлов

Ранее (на стр. 14) анализом выражения (III.14)было показано, что при увеличении стандартных потенциалов усиливаются окислительные и уменьшаются восстановительные свойства редокс-равновесий. Применительно к равновесиям, представленным в ряду напряжений, это означает, что слева направо уменьшаются восстановительные свойства металлов (верхняя строка) и усиливаются окислительные свойства соответствующим им катионов (нижняя строка). Таким образом, каждый выбранный окислитель потенциально способен провзаимодействовать с любыми восстановителями, расположенными левее него. Например, для реакции

ε° = -2.93 – (-3.05) = 0.12В, следовательно ΔG° + ):

ε° = -0.414 – (-3.05) = 2.636В,

и эта реакция термодинамически значительно более выгодна. Итак, ионы металлов, расположенные левее воды (до Fe 2+ включительно) в реакции «взаимного вытеснения металлов» вступить не могут, поскольку уступают воде по окислительной способности. Отсюда вытекает еще один важный вывод: вода способна окислять все металлы, стоящие левее ее в ряду потенциальных восстановителей. Исключение составляют металлы, имеющие на своей поверхности прочные оксидные пленки:

То есть реально вода взаимодействует только со щелочными и щелочно-земельными металлами. Защитная способность некоторых оксидов может быть сильно ослаблена или полностью устранена.

· Многие металлы образуют со ртутью жидкие растворы (амальгамы). На амальгамированной (покрытой жидким слоем амальгамы) поверхности металла оксид не образует сплошного слоя и не защищает металл от медленного окисления водой:

· Металлы, имеющие на своей поверхности оксидные пленки, способные растворяться в щелочах, окисляются водой в щелочных средах:

А в растворах солей магния и правее расположенных металлов имеется и еще более сильный окислитель, чем вода – это ионы Н + , которые появляются в растворах в результате гидролиза катионов (Mg 2+ , Al 3+ и последующие – это ионы слабых оснований, создающие в растворах своих солей слабокислую среду). Поэтому в этих растворах окисляются, например, и цинк, и олово (их оксидные пленки не очень устойчивы и сравнительно растворяются даже в слабокислой среде). Расходование протонов приводит к усилению гидролиза соответствующих катионов и может привести к помутнению раствора за счет образования осадка гидроксида М(ОН)2 или М(ОН)3:[7]

.

Ионы металлов, расположенные правее воды уже могут быть восстановлены в растворе, вступить в реакции «взаимного вытеснения металлов». В качестве восстановителей желательно выбирать металлы, которые не окисляются водой из-за оксидных пленок:

+ ; + .

Однако слабое газовыделение возможно и в этих случаях. В растворах же кислот-неокислителей (HCl, H2SO4 (разб), СН3СООН и др.) выделение водорода возможно только в контакте с металлами, которые имеют отрицательные стандартные редокс-потенциалы равновесий М n + + nē ⇄ M. Например, считается хорошо известным, ионы Н + не взаимодействуют с медью:

(ε° = 0 – 0.34 = -0.34В).

Окисление железа в растворах кислот завершается образованием только ионов Fe 2+ :

Концентрированные кислоты-окислители взаимодействуют с большим кругом металлов, при этом не только хром, но и железо, ртуть переводятся в высшие степени окисления, достигаемые в катионных формах (Cr 3+ , Fe 3+ , Hg 2+ ): [8]

.

Окислительная способность ионов Fe 3+ позволяет им взаимодействовать даже с медью (пленка CuO обладает очень слабыми защитными свойствами):

2Fe 3+ + Cu → 2Fe 2+ + Cu 2+ или 2FeCl3 + Cu → 2FeCl2 + CuCl2.

Анализируя возможности протекания окислительно-восстановительных реакций с участием ртути и ее ионов, можно обосновать следующие превращения:

.

Последние два примера позволяют сформулировать поучительный вывод: ионы ртути Hg 2+ способны окислять серебро, а ионы серебра способны окислять ртуть![9]

Источник

Порядок уменьшения восстановительных свойств металлов

Общая характеристика металлов главных подгрупп I – III групп в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов. Характеристика переходных элементов – меди, цинка, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов

1. В порядке увеличения восстановительной способности металлы расположены в ряду:

2) Sn,Cr,Al,Zn
3) Sn,Ca,Al,K

2. Щелочные металлы

1)являются сильными восстановителями

2) проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства

3) легко образуют отрицательно заряженные ионы

4) легко присоединяют электроны в химических реакциях

3. В ряду элементов: натрий —>магний —>алюминий

1) атомный радиус

2) восстановительная способность

3) химическая активность

4. У магния металлические свойства выражены

1) слабее, чем у бериллия

2) сильнее, чем у алюминия

3) сильнее, чем у кальция

4) сильнее, чем у натрия

5. В порядке уменьшения восстановительных свойств металлы расположены в ряду:

2) Al,Na,K
3) Fе,Zn,Mg
4) Fe,Zn,Al

6. Наибольший радиус имеет атом

1) лития 2) натрия 3) кальция 4) калия

7. У элементов II А группы сверху вниз

1) уменьшаются радиусы атомов,

2) увеличивается число валентных электронов в атоме

3) увеличиваются радиусы атомов

4) уменьшается число валентных электронов в атоме

8. Сила оснований возрастает в ряду:

9. У элементов I А группы сверху вниз

1) усиливаются окислительные свойства

2) ослабевают восстановительные свойства

3) увеличиваются радиусы атомов

4) уменьшаются радиусы атомов

10. Валентные электроны наиболее легко отдают атомы

1) алюминия 2) натрия 3) бериллия 4) магния

11. Восстановительные свойства наиболее выражены у

1) алюминия 2) магния 3) натрия 4) калия

12. Для растворения как меди, так и железа, следует использовать

1) концентрированную фосфорную кислоту

2) разбавленную азотную кислоту

3) разбавленную соляную кислоту

4) раствор гидроксида калия

13. К основным гидроксидам относится каждое из двух веществ:

14. При нагревании меди с концентрированной серной кислотой образуется

1) оксид серы (IV)

3) оксид серы (VI)

15. Медь может вступать во взаимодействие с водным раствором

1) гидроксида натрия

2) хлорида кальция

3) нитрата цинка

4) азотной кислоты

16. Основные свойства веществ ослабевают в ряду:

1) NaОН —> КОН —>RbOH

17. Верны ли следующие суждения?

А. И хром, и железо образуют устойчивые оксиды в степени окисления +3.

Б. Оксид хрома (III) является амфотерным.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

18. Верны ли следующие суждения?

А. Только s-элементы содержит IA группа.

Б. Все элементы IA группы взаимодействуют с водой при комнатной температуре.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

19. Медь не взаимодействует с

1) разбавленной серной кислотой

2) концентрированной серной кислотой

3) разбавленной азотной кислотой

4) концентрированной азотной кислотой

20. Верны ли следующие суждения?

А. Магний взаимодействует с кислотами и щелочами.

Б. С концентрированными серной и азотной кислотами магний реагирует только при нагревании.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

21. Оксид хрома (VI) является

22. При обычных условиях практически осуществима реакция между железом и

2) серной кислотой (конц.)

3) нитратом меди (II) (р-р)

4) нитратом цинка (р-р)

23. Только при нагревании с водой реагируют

1) К и Hg 2) Zn и Fe 3) Cs и Ag 4) Sr и Сu

24. Только основные свойства проявляет

25. Сильные окислительные свойства характерны для

1) оксида меди (I)

2) оксида железа (II)

3) оксида хрома (III)

4) оксида хрома (VI)

26. Верны ли следующие суждения об оксидах железа?

А. Степень окисления железа в высшем оксиде равна + 3.

Б. Высший оксид железа относится к основным оксидам.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

27. В ряду оксидов

1) уменьшение степени окисления хрома

2) усиление восстановительных свойств

3) увеличение массовой доли хрома

4) усиление кислотных свойств

28. Оцените справедливость суждений о металлах:

А. Чем сильнее атом удерживает валентные электроны, тем ярче

выражены металлические свойства элемента.

Б. Чем сильнее выражены металлические свойства элемента, тем

более основный характер имеет его гидроксид.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

29. Оцените справедливость суждений о металлах:

А. Для атомов металлов характерно малое число валентных

электронов и слабое их притяжение к ядру.

Б. Чем выше степень окисления металла в его гидроксиде, тем

более основными свойствами обладает гидроксид.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

30. Оцените справедливость суждений о металлах:

А. Атомы металла могут образовывать только ионные связи.

Б. Оксиды и гидроксиды металлов всегда имеют основный

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

Ответы: 1-4, 2-1, 3-4, 4-2, 5-1, 6-4, 7-3, 8-1, 9-3, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-1, 15-4, 16-3, 17-3, 18-3, 19-1, 20-4, 21-2, 22-3, 23-2, 24-2, 25-4, 26-1, 27-4, 28-2, 29-1, 30-4

Источник

Периодический закон

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.

Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 — называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер — сверху вниз «↓». Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается — снизу вверх «↑». Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия — тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны «вручную», располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть то самое «сходство»:

  • B5 — 1s 2 2s 2 2p 1
  • Al13 — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns 2 np 1 . Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s 2 2p 1 , алюминия — 3s 2 3p 1 , галия — 4s 2 4p 1 , индия — 5s 2 5p 1 и таллия — 6s 2 6p 1 . За «n» мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».

Длина связи

Длина связи — расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические — усиливаются (слева направо «→»). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают (сверху вниз «↓»).

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны — у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера — самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева — металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные — возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные — ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые — убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF — самая слабая из этих кислот, а HI — самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные — усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные — с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить 😉

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность — способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус «-«.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева — это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости «синонимичны» также понятия сродства к электрону — энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации — количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы — R2O3. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3, Ga2O3.

На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в «-» отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы — 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы — H2S, H2Se, H2Te, H2Po.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Читайте также:  Как определить заряд иона металла химия
Поделиться с друзьями
Металл