Химия - Неорганическая химия.

 

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА.

 

  К середине XIX в. – периода завершения второго химико-аналитического этапа развития химии – было открыто уже более 60 элементов, у большинства которых были изучены физические и химические свойства (некоторые из элементов к этому времени не были выделены еще в чистом виде).

  Открытие новых элементов и изучение свойств элементов и их соединений, с одной стороны, позволили накопить большой фактический материал, а с другой – выявили необходимость его систематизации. Первыми попытками систематизации элементов следует, по-видимому, считать установление их общих групповых свойств. Так, наиболее резко выраженный основный характер был обнаружен у соединений элементов, названных щелочными металлами, а способность к проявлению кислотных свойств – у соединений галогенов. Кроме того, для многих элементов были получены количественные характеристики, определяющие их свойства. Среди них наибольший интерес представляли относительная атомная масса элементов и их валентность, т.е. способность к образованию различных форм соединений.

  Ни одна из попыток классифицировать химические элементы не выявила основной закономерности в их расположении и, следовательно, не могла привести к созданию естественной системы, охватывающей все химические элементы и отражающей природу их сходства и различия. Решение этой задачи оказалось доступно лишь нашему соотечественнику Д.И. Менделееву.

  Д.И. Менделеев исходил из убеждения, что в основу классификации должна быть положена фундаментальная количественная характеристика элементов – атомная масса, от которой «должны находиться в зависимости все остальные свойства». Но найти эту зависимость было крайне трудно по двум причинам:

1) далеко не все химические элементы были известны к началу работы Д.И. Менделеева;

2) атомные массы некоторых элементов были установлены неточно, и их формальное сопоставление приводило к недоразумениям.

В отличие от всех своих предшественников русский учёный сопоставил между собой несходные элементы, расположив все известные элементы в порядке возрастания атомных масс. Ниже приведены первые 14 элементов этой последовательности:

   происходит закономерное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических с одновременным увеличением валентности. Переход от фтора  к следующему по значению атомной массы элементу  сопровождается скачкообразным изменением свойств и валентности, причем натрий во многом повторяет свойства лития, будучи типичным одновалентным металлом, хотя и более активным. Следующий за натрием магний Mg  во многом сходен с бериллием  (оба двухвалентны, проявляют металлические свойства, но химическая активность обоих выражена слабее, чем у пары ). Алюминий  , следующий за магнием, напоминает бор B (валентность равна 3). Как близкие родственники похожи кремний Si  и углерод C,  фосфор P и азот N, сера S и кислород O, хлор Cl и фтор F . При переходе к следующему за хлором в последовательности увеличения атомной массы элементу калию K опять происходит скачок в изменении валентности и химических свойств. Калий, подобно литию и натрию, открывает ряд элементов (третий по счёту), представители которого показывают глубокую аналогию с элементами первых двух рядов.

  Таким образом, в естественном ряду элементов (т.е. элементов, расположенных в порядке возрастания атомной массы) их химические свойства изменяются не монотонно, а периодически. Закономерное изменение свойств элементов в пределах одного отрезка естественного ряда   повторяются и у других  . Иначе говоря, сходные в химическом отношении элементы встречаются в естественном ряду через правильные интервалы и, следовательно, повторяются периодически. Эта замечательная закономерность, обнаруженная Д.И. Менделеевым и названная им законом периодичности, была сформулирована следующим образом:

Свойства простых тел, а также форма и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

  Открытый закон периодичности Д.И. Менделеев использовал для создания периодической системы элементов. «Днем рождения» системы Д.И. Менделеева обычно считают 18 февраля 1869 г., когда был составлен первый вариант таблицы. В этой таблице 63 известных Д.И. Менделееву элемента были расположены в порядке возрастания атомных масс. Это расположение отражало также периодичность изменения свойств элементов. В таблице были оставлены пустые места для четырех еще не открытых элементов с атомными массами 45, 68, 70 и 180. Существование их было предсказано Д.И. Менделеевым.

  Закон периодичности и периодическая система элементов сыграли важную конструктивную роль при проверке и уточнении свойств многих элементов. Однако настоящий триумф периодической системы Д.И. Менделеева был связан с открытием предсказанных им элементов. В 1875 г. французский химик П. Лекок де Буабодран, исследуя цинковые руды методами спектрального анализа, обнаружил следы неизвестного элемента. Открытие этого элемента, названного галлием, быть может, прошло бы незаметным, если бы некоторое время спустя автор не получил письмо от русского ученого, в котором утверждалось, что плотность нового элемента должна быть равна не  , как сообщал П. Лекок де Буабодран, а  . Повторные измерения плотности очищенного от примеси галлия дали значение .

  Предсказывая свойства неизвестных элементов, Д.И. Менделеев использовал вытекавшее из периодического закона правило звездности, в соответствии с которым свойства любого химического элемента  находятся в закономерной связи со свойствами соседних элементов, расположенных по горизонтали , вертикали  и диагонали  .

 

 

  Спустя несколько лет шведский ученый Л. Нильсон открыл предсказанный Д.И. Менделеевым экабор, назвав его скандием. Наконец, в 1886 г. немецкий химик К. Винклер открыл новы элемент – германий, свойства которого полностью совпали со свойствами, указанными Д.И. Менделеевым для экасицилия. После этого периодический закон получил всемирное признание, а периодическая система стала неотъемлимой частью любого учебника по химии.

  В настоящее время существует несколько вариантов графического построения периодической системы. Рассмотрим один из них – короткопериодный.

 

Таблица периодической системы Менделеева.

 

  Эта таблица состоит из 10 горизонтальных рядов и 8 вертикальных столбцов, называемых группами. В первом горизонтальном ряду только два элемента – водород H и гелий He. Второй и третий ряды образуют периоды по 8 элементов, причем каждый из периодов начинается щелочным металлом и кончается инертным элементом. Четвертый ряд также начинается щелочным металлом (калий), но в отличие от предыдущих рядов он не заканчивается инертным элементом. В пятом ряду продолжается последовательное изменение свойств, начавшееся в четвертом ряду, так что эти два ряда образуют один так называемый большой период из 18 элементов. Как и предыдущие два, этот период начинается щелочным металлом К и кончается инертным элементом криптоном Kr. Один большой период составляют и последующие два ряда – шестой и седьмой (от  до ).

  В восьмом ряду дополнительное осложнение связано с тем, что после   идут 14 элементов чрезвычайно сходные с ним по свойствам, названные лантаноидами. В приведенной таблице они размещены в виде отдельного ряда. Таким образом, восьмой и девятый ряды образуют большой период, содержащий 32 элемента (от   до  ). Наконец, десятый ряд элементов составляет незавершенный VII период. Он содержит лишь 21 элемент, из которых 14, очень сходные по свойствам с  , выделены в самостоятельный ряд актиноидов. Как мы теперь знаем, такая структура таблицы является отражением фундаментальных свойств химических элементов, связанных с особенностями строения их атомов.

  В вертикальных столбцах таблицы – группах располагаются элементы, обладающие одинаковой валентностью в высших солеобразующих оксидах (она указана римской цифрой). Каждая группа разделена на две подгруппы, одна из которых (главная) включает элементы малых периодов и четных рядов больших периодов, а другая (побочная) образована элементами нечетных рядов больших периодов.

   Различия между главными и побочными подгруппами ярко проявляются в крайних группах таблицы (исключая VIII). Так, главная подгруппа I группы включает очень активные щелочные металлы, энергично разлагающие воду, тогда как побочная подгруппа состоит из ,  и  , малоактивных в химическом отношении. В VII группе главную подгруппу составляют активные неметаллы: ,  ,  ,  и , тогда как у элементов побочной подгруппы -  ,  и   – преобладают металлические свойства. VIII группа элементов, занимающая особое положение, состоит из девяти элементов, разделенных на три триады очень сходных друг с другом элементов, и подгруппы инертных элементов.

  У элементов главных подгрупп при увеличении атомной массы наблюдается усиление металлических свойств и ослабление неметаллических.

  Согласно формулировке закона Д.И. Менделеева периодичность изменения свойств касается не только химических элементов, но и образуемых ими простых и сложных веществ. Периодичность изменения обнаружена для молярных объёмов, температур плавления и кипения, для магнитных и электрических свойств, для теплот образования, теплоемкости и многих других физико-химических свойств, характеризующих простые и сложные вещества.

  Открытие периодического закона и создание системы химических элементов имело огромное значение не только для химии, но и для всего естествознания в целом. Открытие Д.И. Менделеева обогатило человеческое знание одной из фундаментальных закономерностей природы.

  Периодический закон послужил толчком к исследованиям строения атома, которые изменили наши представления о законах микромира и привели к практическому воплощению идеи использования ядерной энергии.

  Однако к моменту открытия периодического закона только лишь стали утверждаться представления о молекулах и атомах. Причем атом считался не только наименьшей, но и элементарной (т.е. неделимой) частицей. Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью. В 1896 г. французский физик А. Беккерель обнаружил, что материалы, содержащие уран, засвечивают в темноте фотопластинку, ионизируют газы, вызывают свечение флюоресцирующих веществ. В дальнейшем выяснилось, что этой способностью обладает не только уран. Титанические усилия, связанные с переработкой огромных масс урановой смоляной руды, позволили П. Кюри и М. Склодовской открыть два новых радиоактивных элемента: полоний и радий.

  Последовавшее за этим установление природы    лучей, образующихся при радиоактивном распаде (Э. Резерфорд, 1899 – 1903 гг.), обнаружение ядер атомов диаметром , занимающих незначительную долю объема атома   (Э. Резерфорд, 1909 – 1911 гг.), определение заряда электрона (Р. Милликен, 1909 – 1914 гг.) и доказательство дискретности его энергии в атоме (Дж. Франк, Г. Герц, 1912 г.), установление заряда ядра, равному номеру элемента (Г. Мозли, 1913 г.), и, наконец, открытие протона (Э. Резерфорд, 1920 г.) и нейтрона (Дж. Чедвик, 1932 г.) позволили предложить следующую модель строения атома:

  1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома (радиус атома водорода 0,046 нм, радиус протона – ядра атома водорода ).

   2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1836 а.е.м.).

  3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название – нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

   4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

  В таблице приведены свойства элементарных частиц, образующих атомы.

  Различные виды атомов имеют общее название – нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров:  ,  , равный числу протонов, и   в ядре, тогда как третье определяется соотношениями:

  Нуклиды с одинаковым Z , но различными A и N называются изотопами, нуклиды с одинаковым A и различными Z и N изобарами, а нуклиды с одинаковыми N и различными Z и A изотонами.

 

Примеры изотопов, изобаров и изотонов среди природных нуклидов (таблица).

 

  Существование изотопов позволяет уточнить смысл важного понятия – моль. Очевидно, что моль – количество вещества, содержащее определенное число структурных единиц, - представляет собой величину, постоянную только для веществ, характеризующихся фиксированным изотопным составом (чаще всего в химии рассматривают вещества, состоящие из природной смеси изотопов).

  Атомные массы элементов в периодической таблице, например, являются средним значением из массовых чисел природных смесей изотопов. Поэтому они не могут, как предполагал Д.И. Менделеев, служить главной характеристикой атома, а следовательно, и элемента. Такой характеристикой является заряд ядра. Он определяет число электронов в нейтральном атоме, которые распределяются вполне определенным образом вокруг ядра. Характер же распределения электронов определяет химические свойства атомов. Указанные соображения позволили дать новое определение химического элемента и уточнить формулировку периодического закона:

Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Свойства элементов, а также свойства и формы их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома элемента.

  Ввиду отсутствия представлений о точном характере сил, действующих в атомном ядре, для предсказания его свойств используют две модели ядра – капельную и оболочечную.

  Капельная модель ядра, описывающая взаимодействие нуклонов в ядре по аналогии со взаимодействием молекул в капле жидкости, наилучшим образом предсказывает поведение возбужденных ядер.

  Оболочечная модель ядра рассматривает поведение ядер, находящихся в основном (невозбужденном) состоянии. В оболочечной модели предполагается, что существуют две системы нуклонных энергетических уровней: одна для нейтронов, другая для протонов, каждая из которых заполняется нуклонами независимо друг от друга. Ядра, имеющие только полностью заполненные нуклонные оболочки, должны обладать повышенной устойчивостью (так же как и атомы, имеющие только полностью заполненные электронные оболочки).

  Такими наиболее устойчивыми по сравнению с соседними ядрами являются ядра со значениями N и Z, равными 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126 и 152. Эти числа называются магическими. Распространенность таких ядер в природе наиболее велика. Другим примером повышенной стабильности ядер, характеризующихся магическими числами, являются значительно большие периоды полураспада радиоактивных ядер с  по сравнению с  .

  Дважды магическими называются ядра, у которых значения N и Z одновременно принадлежат к магическим. Дважды магические ядра   обладают особой устойчивостью; они являются наиболее распространенными в природе изотопами этих элементов.

  Оболочечная модель также предсказывает существование повышенной устойчивости у ядер, состоящих из четного числа протонов и четного числа нейтронов. Меньшей стабильности следует ожидать у ядер с одним четным значением (Z или N) и, наконец, минимальной устойчивости у ядер, характеризующихся нечетными значениями N и Z.

  273 стабильных изотопа, встречающиеся в природе, распределяются в соответствии с правилом четности и нечетности числа протонов и нейтронов следующим образом:

     Z                                  N                           Число изотопов

четное                         четное                                   166

четное                       нечетное                                  47

нечетное                    четное                                     55      

нечетное                 нечетное                                    5

  Открытое А. Беккерелем явление радиоактивности было первым примером ядерных реакций – превращений ядер одного элемента в ядра другого элемента. Сейчас известно очень много ядерных реакций; все они относятся к физическим явлениям и поэтому рассматриваются в курсе физики.

  Рассмотрим закономерности поведения электронов в атоме. Согласно современным представлениям, периодичность изменения свойств элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра (порядкового номера элемента), обусловлена периодичностью изменения в строении электронной оболочки атомов. Поэтому изучение строения этих оболочек – одна из важнейших задач химии. В модели, предложенной Э. Резерфордом, электроны рассматривались как частицы, движущиеся по плоским орбитам вокруг ядра. В дальнейшем было доказано, что такая картина не отвечает действительности. Оказалось, что движение электронов, как и других элементарных частиц, не может быть отражено законами классической механики.

  Самой характерной особенностью электронов является двойственность их поведения, заключающаяся в способности проявлять одновременно как свойства частиц, так и свойства волн: подобно частице, электроны обладают определенной массой и зарядом; движущийся поток электронов проявляет волновые свойства, например характеризуется способностью к дифракции. В отличие от обычных тел для электрона нельзя одновременно определить его координаты в атоме и скорость. Электрон может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова.

   Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называется орбиталью.

  В современной модели атома состояние в нем электрона определяется четырьмя параметрами – квантовыми числами.

   Главное квантовое число   определяет энергию электрона и степень его удаления от ядра; оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 . Исторически энергетическим уровням атомов были приписаны обозначения  .     Эти обозначения используются и в настоящее время параллельно с указанием значений главного квантового числа  . Так,  называют энергетический уровень, для которого  ,  – энергетический уровень с   и т.д.

   Побочное (орбитальное или азимутальное) квантовое число  определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до . Каждому значению  соответствует орбиталь особой формы. При  атомная орбиталь независимо от значения главного квантового числа имеет сферическую форму (s – орбиталь). Значению  соответствует атомная орбиталь, имеющая форму гантели (p – орбиталь). Ещё более сложную имеют орбитали, отвечающие высоким значениям l , равным 2, 3 и 4 (d-, f-, g – орбитали).

  Магнитное квантовое число  определяет положение атомной орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Магнитное квантовое число изменяется не произвольным образом, а скачком и связано с орбитальным квантовым числом, изменяясь от  , включая 0. Следовательно, каждому значению  соответствует  значений магнитного квантового числа.

   Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения:  . Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона.

  Схема распределения электронов по квантовым уровням представлена в таблице.

 

ТАБЛИЦА РАСПРЕДЕЛЕНИЯ ЭЛЕКТРОНОВ ПО КВАНТОВЫМ УРОВНЯМ.

Энергетический

уровень

n

Энергетический 

подуровень

Орбиталь

Суммарное

число

орбиталей

n2

Предельное

число

электронов

на

энергетических

подуровнях

Предельное

число 

электронов

на

энергетических

уровнях

2n2

1 0 1 2 2
2

0

+1, 0, -1

8
3

 

0

+1, 0, -1

+2, +1, 0, -1, -2

18
4

 

 


 

 

0

+1, 0, -1

+2, +1, 0, -1, -2

+3,+2,+1,0,-1,-2,-3

32

 

  Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии. Это достигается при определенном состоянии электронов, т.е. при определенном распределении электронов по орбиталям, которое можно оценить на основе следующих закономерностей:

1. Принцип Паули: в атоме не может быть электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел.

2. Правило Хунда: электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарный спин был максимален.

3. Правило Клечковского: порядок заполнения энергетических состояний определяется стремлением атома к минимальному значению суммы главного и побочного квантовых чисел, причем в пределах фиксированного значения  в первую очередь заполняются состояния, отвечающие минимальным значениям  .

Пример. Рассмотрим применение правила Клечковского для определения распределения электронов по орбиталям для калия  и скандия  .

1) Предшествующий калию элемент аргон  имеет следующее распределение электронов по орбиталям:  .

 При распределении электронов по орбиталям в атоме  в соответствии с правилом Клечковского предпочтение отдается орбитали 4s (сумма квантовых чисел   равна 3+2=5), как орбитали, имеющей минимальное значение  .

  Следовательно, для атома 

 1)  Предшествующий скандию элемент кальций   имеет следующее распределение электронов по орбиталям: 

  Из орбиталей  и  при распределении электронов в атоме   по орбиталям предпочтение следует отдать орбитали  , как орбитали, имеющей минимальное значение   при одинаковых суммах квантовых чисел  , равных 5.

  Скандий характеризуется следующим распределением электронов по орбиталям: 

   В таблице представлены электронные конфигурации атомов первых двадцати элементов периодической системы Д.И. Менделеева.

  Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах (см. таблицу), позволяют рассмотреть периодическую систему Менделеева с фундаментальных физических позиций.

  Из данных о строении ядра следует, что однозначным признаком химического элемента является заряд ядра Z , определяемый числом протонов в ядре и равный порядковому номеру элемента в периодической таблице элементов Д.И. Менделеева. Относительные атомные массы элементов, приводимые в периодической таблице, представляют собой усредненные значения из относительных атомных масс изотопов, составляющих естественную, природную смесь.

  Общее число электронов в электронейтральных атомах равно числу протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента Z . Число энергетических уровней, на которых располагаются электроны в атоме, определяется номером периода. Чем больше номер периода, тем больше энергетических уровней, на которых располагаются электроны, и тем больше внешние энергетические уровни удалены от ядра.

  Число элементов в периоде определяется формулами:

для нечетных периодов

 

для четных периодов

 

где  – число элементов в периоде,  – номер периода.

  Приведенные формулы позволяют легко определить, что в первом периоде должно содержаться 2 элемента, во втором и третьем – по 8, в четвертом и пятом – по 18, в шестом -32, в незавершенном седьмом периоде также должно быть 32 элемента. Итак, число элементов в периодах совпадает с максимальным числом электронов на энергетических уровнях 2 – 8 – 18 – 32 (см. таблицу распределения электронов по квантовым уровням).

  Число главных подгрупп также определяется максимальным числом электронов на энергетическом уровне – 8. Число переходных элементов в четвертом  , пятом   и шестом  периодах равно 10 и определяется разностью между максимальными числами электронов на  энергетических уровнях: 18 – 8 = 10, т.е. равно максимальному числу электронов на  .

  Поскольку в периодической системе Д.И. Менделеева одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента (для каждого из больших периодов), близких по химическим свойствам:

 

то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8.

   По аналогии с переходными элементами число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу периодической системы в виде самостоятельных рядов, должно быть равно разности между максимальными числами электронов на N и M энергетических уровнях: 32 – 18 = 14, т.е. равно максимальному числу электронов на   (см. таблицу распределения электронов по квантовым уровням).

  Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе Д.И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней. Закономерности изменения электронной структуры элементов, впервые предсказанные Н. Бором, еще более укрепили позиции периодического закона. Поводом для этого послужило предсказание свойств 72 – го элемента на основании его электронной структуры. В то время этот элемент не был открыт и химики искали его среди минералов, содержащих редкоземельные элементы, исходя из неправильной предпосылки, что к лантаноидам следует отнести пятнадцать элементов. Однако закономерности изменения электронной структуры элементов свидетельствовали о том, что лантаноидов может быть только четырнадцать, а элемент с  является аналогом циркония. Этот элемент – гафний – к торжеству теории Бора и периодического закона был обнаружен в циркониевых рудах.

  Следующим важнейшим выводом, который следует из анализа данных, приведенных в таблице электронных конфигураций атомов первых двадцати элементов периодической системы Менделеева, является вывод о периодическом изменении характера заполнения электронами внешних энергетических уровней, что и вызывает периодические изменения химических свойств элементов и их соединений.

  Так, второй период состоит из следующих восьми элементов:

 

 

  При переходе от лития к неону заряд ядра постепенно увеличивается  , что вызывает увеличение сил притяжения электронов к ядру. В результате радиусы атомов уменьшаются:

 

 

   Элемент      Li     Be       B       C       N       O       F

   радиус

  атома, нм   

   0,156       0,111      0,083       0,065       0,055       0,047       0,042   

 

 

  Поэтому способность атомов отдавать электроны (типично металлические свойства), ярко выраженная у атомов лития, постепенно ослабевает при переходе от лития к фтору. Последний является уже типичным неметаллом, т.е. элементом, способным присоединять электроны.

  Начиная со следующего элемента – натрия  – электронные структуры элементов повторяются. Поэтому внешние электронные орбитали могут быть представлены в общем виде:

для лития и натрия -  (n – номер периода)

для бериллия и магния - 

для бора и алюминия - 

для углерода и кремния -   и т.д.

  В четвертом периоде появляются переходные элементы, которые принадлежат побочным подгруппам.

  Элементы, принадлежащие одной и той же подгруппе, имеют идентичный характер расположения электронов на внешних электронных уровнях, а принадлежащие разным подгруппам одной и той же группы – сходный.

  Например, галогены (главная подгруппа VII группы) имеют идентичную электронную конфигурацию  , а элементы побочной подгруппы - 

  Сходство указанных элементов заключается в наличии у атомов как главной, так и побочной подгруппы семи валентных электронов, но их расположение по подуровням существенно различается.

  Таким образом, наиболее важным выводом, следующим из сопоставления данных, приведенных в таблице электронной конфигурации атомов, с периодической системой Д.И. Менделеева, является вывод о строгой периодичности изменения электронных конфигураций атомов элементов в их естественном ряду, что отвечает периодичности изменения их свойств.

 

scroll back to top
 
 

Авторизация



Заказать работу