Химия (стр. 7 )

Таблица 4.3 − Кварки

Название частицы (Аромат)	Обозначение	Масса покоя, МэВ	Эл. заряд
Up (Верхний) Down (Нижний)	u d	310 310	+2/3 -1/3
Charm (Очарованный) Strang (Странный)	c s	1500 505	+2/3 -1/3
Top Truth (Истинный) Beauty (Красивый)	t b	(Гипотическая частица), >2250 около 5000	+2/3 -1/3

Заряды кварков дробные (от минус 1/3 до плюс 2/3 заряда электрона). Кварки во Вселенной существуют только в связных состояниях – только в составе ядер атомов.

4.9.2 Взаимодействия между элементарными частицами

Элементарные частицы участвуют во всех видах известных взаимодействий. Различают четыре вида фундаментальных взаимодействий в природе: сильное, электромагнитное, слабое и гравитационное.

Сильное взаимодействие происходит на уровне атомных ядер и представляет собой взаимное притяжение и отталкивание их составных частей. Оно действует на расстоянии порядка 10-13 см. При определенных условиях сильное взаимодействие очень прочно связывает частицы, в результате чего образуются материальные системы с высокой энергией связи − атомные ядра. Именно по этой причине ядра атомов являются весьма устойчивыми, их трудно разрушить.

Электромагнитное взаимодействие примерно в тысячу раз слабее сильного, но значительно более дальнодействующее. Взаимодействие такого типа свойственно электрически заряженным частицам. В процессе электромагнитного взаимодействия электроны и атомные ядра соединяются в атомы, атомы − в молекулы. В определенном смысле это взаимодействие является основным в химии и биологии.

Слабое взаимодействие возможно между различными частицами. Оно простирается на расстояние порядка 10-15 − 10-22 см и связано главным образом с распадом частиц, например, с происходящими в атомном ядре превращениями нейтрона в протон. В соответствии с современным уровнем знаний большинство частиц нестабильны именно благодаря слабому взаимодействию.

Гравитационное взаимодействие − самое слабое, не учитываемое в теории элементарных частиц, поскольку на характерных для них расстояниях порядка 10-13 см оно дает чрезвычайно малые эффекты. Однако на ультрамалых расстояниях (порядка 10-33 см) и при ультрабольших энергиях гравитация вновь приобретает существенное значение. Здесь начинают проявляться необычные свойства физического вакуума. Сверхтяжелые виртуальные частицы создают вокруг себя заметное гравитационное поле, которое начинает искажать геометрию пространства. В космических масштабах гравитационное взаимодействие имеет решающее значение. Радиус его действия не ограничен.

Каким же образом осуществляются эти взаимодействия? Механизм взаимодействия один: за счёт обмена другими частицами – переносчиками взаимодействия.

Переносчиком электромагнитного взаимодействия является фотон.

Переносчиком гравитационного взаимодействия являются кванты поля тяготения гравитоны.

И фотоны, и гравитоны не имеют массы (массы покоя) и всегда движутся со скоростью света.

Переносчиком слабого взаимодействия являются векторные бозоны.

Существенным отличием переносчиков слабого взаимодействия от фотона и гравитона является их массивность.

Переносчики сильных взаимодействий являются глюоны (от английского слова glue клей), с массой покоя равной нулю.

Все четыре взаимодействия необходимы и достаточны для построения разнообразного мира.

Без сильных взаимодействий не существовали бы атомные ядра, а звезды и Солнце не могли бы генерировать за счет ядерной энергии теплоту и свет.

Без электромагнитных взаимодействий не было бы ни атомов, ни молекул, ни макроскопических объектов, а также тепла и света.

Без слабых взаимодействий не были бы возможны ядерные реакции в недрах Солнца и звезд, не происходили бы вспышки сверхновых звезд и необходимые для жизни тяжелые элементы не могли бы распространиться во Вселенной.

Без гравитационного взаимодействия не только не было бы галактик, звезд, планет, но и вся Вселенная не могла бы эволюционировать, поскольку гравитация является объединяющим фактором, обеспечивающим единство Вселенной как целого и ее эволюцию.

4.9.3 Кварковая модель строения атома

Достижения в области исследования элементарных частиц способствовали дальнейшему развитию концепции атомизма. В настоящее время считают, что среди множества элементарных частиц можно выделить 12 фундаментальных частиц и столько же античастиц. Шесть частиц − это кварки с экзотическими названиями «верхний», «нижний», «очарованный», «странный», «истинный», «прелестный». Остальные шесть − лептоны: электрон, мюон, тау-частица и соответствующие им нейтрино (электронное, мюонное, тау-нейтрино).

Эти 12 частиц группируют в три поколения, каждое из которых состоит из четырех членов.

В первом поколении − «верхний» и «нижний» кварки, электрон и электронное нейтрино.

Во втором поколении − «очарованный» и «странный» кварки, мюон и мюонное нейтрино.

В третьем поколении − «истинный» и «прелестный» кварки и тау-частицы со своим нейтрино.

Все обычное вещество состоит из частиц первого поколения.

Предполагается, что остальные поколения можно создать искусственно на ускорителях заряженных частиц.

На основе кварковой модели физики разработали простое и изящное решение проблемы строения атомов.

Каждый атом состоит из тяжелого ядра (сильно связанных глюонными полями протонов и нейтронов) и электронной оболочки. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента в периодической таблице химических элементов . Протон имеет положительный электрический заряд, массу в 1836 раз больше массы электрона, размеры порядка 10-13 см. Электрический заряд нейтрона равен нулю.

Протоны и нейтроны распределены равномерно по объему ядра. Между образующими ядро частицами действуют два вида сил: электростатические силы отталкивания, вызываемые присутствием одноименных зарядов положительно заряженных протонов, и силы притяжения между всеми частицами, входящими в состав ядра. Это сильное взаимодействие (ядерные силы). Энергия связи в ядре, приходящаяся на один нуклон, имеет максимальное значение при средних атомных массах. Поэтому средние по массе ядра стабильнее, чем ядра более легкие и более тяжелые. При Z > 84 ядра нестабильные.

Ядра с четным значением Z и N встречаются гораздо чаще. При этом наиболее устойчивы ядра с количеством нуклонов 2, 8, 14, 20, 28, 50, 82, 126. Это магические числа, которым соответствуют устойчивые конфигурации заполнения ядерных слоев, подобно заполнению электронных слоев в атомах.

Протон, согласно кварковой гипотезе, состоит из двух «верхних» кварков и одного «нижнего», а нейтрон − из одного «верхнего» и двух «нижних» кварков. Их нельзя представить в виде твердого шарика, скорее, они напоминают облако с размытыми границами, состоящее из рождающихся и исчезающих виртуальных частиц.

Современная модель строения атома – это шесть кварков, электрон, мюон, тау-лептон, нейтрино, мюонное нейтрино, тау-нейтрино – 12 элементарных частиц, составляющих видимую нами материю, и частицы, «переносящие» взаимодействия: фотон, глюон, гравитон и слабые калибровочные бозоны.

Все частицы к настоящему моменту достаточно хорошо изучены, кроме гравитона – его пока не обнаружили.

Самой известной современной теорией строения вещества является теория Суперструн. По этой теории все «элементарные» частицы состоят из крошечных фундаментальных одномерных образований, называемых струнами. Наблюдаемые различия в свойствах частиц обусловлены различными модами колебаний этих струн. Струны колеблются в десятимерном пространстве, тремя «развёрнутыми» измерениями которого являются три наблюдаемых нами пространственных измерения. Остальные семь измерений «свёрнуты» в многомерные «петли». Структура такого десятимерного пространства очень сложна, но именно она определяет, почему мы наблюдаем только определённые моды колебаний, т. е. наши элементарные частицы. Математика теории струн ещё не разработана, поэтому точные уравнения теории пока не получены. Однако уже удалось получить важные результаты. Например, показано, что теория суперструн позволяет объединить квантовую механику и общую теорию относительности в рамках одной теории, чего в других теориях сделать не удалось.

4.10 Вопросы для самоконтроля

1. Что означает понятие «квант»?

2. Связан ли принцип неопределенности с точностью измерительных приборов?

3. Какие эксперименты подтверждают а) корпускулярную, б) волновую природу электрона?

4. Что такое электронная оболочка атома?

5. Каков характер движения электрона в атоме?

6. Что называется атомной орбиталью?

7. Что характеризует главное квантовое число?

8. Какие значения принимает главное квантовое число?

9. Что характеризует орбитальное квантовое число?

10. Что такое энергетический уровень?

11. Что такое энергетический подуровень?

12. Чему равно число подуровней на энергетическом уровне?

13. Какие значения принимает магнитное квантовое число?

14. Что характеризует спиновое квантовое число, и какие значения оно принимает?

15. Как формулируется принцип Паули?

16. Укажите, какие атомные орбитали в многоэлектронном атоме будут заполняться в первую очередь: 5s- или 4d-орбитали? Какое правило вы использовали для ответа на этот вопрос?

Глава пятая. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ЗАКОН

Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

5.1 Цели изучения главы

Успешное изучение учебного материала позволит:

− освоить периодический закон , закономерности в изменении физических и химических свойств элементов в периодической таблице, связанных с периодичностью изменения электронных конфигураций атомов химических элементов;

− овладеть ключевыми понятиями: период, группа, главная, побочные подгруппы, четные и нечетные ряды, потенциал ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, атомный радиус, внутренняя и вторичная периодичность.

5.2 Методические рекомендации по изучению материала

Структурно-логическая схема изучения главы «Периодический закон » представлена на рисунке 4.1.

Рисунок 5.1 − Структурно-логическая схема к главе «Периодический закон »

При изучении главы обратите внимание на причины периодического изменения физико-химических свойств и других энергетических характеристик элементов. Постарайтесь запомнить формулировку периодического закона, предложенного , и современную формулировку. Уясните, в чем их сходство и различие. Постарайтесь, зная только порядковый номер химического элемента, самостоятельно написать электронные конфигурации элементов I−IV периодов. Выучите определения ключевых понятий данной темы.

5.3 История открытия периодического закона

Первые попытки систематизации химических элементов относятся к концу XVIII в., когда Антуан Лоран Лавуазье, основываясь на отчетливо выраженных химических свойствах, предложил деление на металлы и неметаллы.

Успешную попытку систематизации химических элементов предпринял немецкий химик Иеремия Виниамн Рихтер. Он обратил внимание, что для классификации элементов может служить такое постоянное свойство простых веществ, как атомная масса. В книге «Начала стехиометрии или способ измерения химических элементов», опубликованной в 1793 г., он расположил металлы, обладающие близкими свойствами (натрий и калий; магний, кальций, стронций и барий) в ряд по возрастанию их атомных масс.

Более детальную систематизацию удалось провести Иоганну-Вольфгангу Дёберейнеру в 1817 г. Он сумел объединить некоторые элементы по сходным химическим свойствам в триады: Li–Nа–K, а также Са–Sr–Ва и Сl–Вr–I. Кроме того, он заметил, что атомная масса среднего элемента триады равна полусумме двух крайних.

В изданном в 1849 г. учебнике «Основания чистой химии» русский химик Герман Иванович Гесс, получивший известность как основатель термохимии, рассмотрел четыре группы известных тогда элементов-неметаллов, имевших большое сходство в химических свойствах: углерод − бор − кремний; азот − фосфор − мышьяк; сера − селен − теллур и хлор − бром − иод. Считается, что именно Гесс впервые ввел в употребление понятие «группа элементов». Он правильно определил состав большинства групп неметаллов, которые почти без изменения вошли в периодическую систему .

Один из важных шагов к созданию Периодической системы − спираль Шанкуртуа. Она стала первой попыткой упорядочить в виде таблицы известное к тому времени множество химических элементов. Пытаясь, как и другие химики, найти основу для их классификации, французский ученый Александр-Эмиль Бегие де Шанкуртуа высказал предположение, что «свойства элементов являются функцией чисел». В 1862 году он предложил для систематизации химических элементов оригинальную пространственную схему. Шанкуртуа выдвинул идею спирального расположения элементов в зависимости от их атомных масс. В своем сочинении «Земная спираль» он сгруппировал элементы по спирали вокруг цилиндра в порядке возрастания их масс. Оказалось, что через 16 единиц атомной массы появляются близкие по химическим свойствам элементы. В спирали Шанкуртуа они находятся на одной вертикальной линии, образующей цилиндр, на который навертывается эта спираль.

Лотер Юлиус Мейер, немецкий физик-химик, занимаясь систематизацией химических элементов, расположил их по группам и рассмотрел соотношения атомных весов родственных элементов. Составленную таблицу он опубликовал в 1864 г. Основным свойством он считал степень окисления, а не атомную массу.

В 1866 г. американский химик расположил известные в то время химические элементы в порядке возрастания атомных масс и обнаружил периодичность их свойств. Дж. Ньюлендс, унаследовавший от матери-итальянки любовь к музыке, романтически назвал найденную закономерность «правилом октав» и доложил о ней на заседании Лондонского королевского общества. Доклад не вызвал интереса.

В 1869 г. Дмитрий Иванович Менделеев создал свой вариант системы независимо от работ предшественников. В качестве основной характеристики он выбрал атомный вес, но не строго формально, а с учетом химических свойств. В результате ему удалось объединить в стройную систему все известные к тому времени элементы. Самое важное – созданный закон обладал «предсказательной силой», что вскоре блестяще подтвердилось.

В сравнении с тем, что создал , работа, проделанная Л. Мейером и Дж. Ньюлендсом, была, по существу, формальной классификацией элементов, авторы не нашли объединяющего закона.

Широчайшее признание, которое получила работа , привело к тому, что Л. Мейер в 1880 г. опубликовал статью, где написал, что именно ему принадлежит приоритет в открытии закона. В итоге вопрос об истинном авторстве долгое время был спорным, ситуация осложнялась тем, что в 1884 г. с претензиями на приоритет выступил и Дж. Ньюлендс. В результате Лондонское королевское общество, чувствуя вину за прошлое свое ироническое отношение к его работе, присудило ему в 1887 г. золотую медаль им. Дэви (спустя пять лет после того, как такую же медаль получил ).

5.4 Периодический закон

Исследуя изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительной атомной массы (атомного веса), открыл закон периодичности этих свойств: Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от их атомного веса.

Заслуги :

− рассматривал периодичность не одного какого-либо свойства, а всех свойств − химических и физических (в отличие от предшественников);

− ввел длинные ряды и периоды − таблица не представляет собой аккуратный прямоугольник, что предусматривает возможности дальнейшего развития (1895 г. были открыты инертные газы);

− оставил пустые клетки в таблице, которые позднее были заполнены вновь открытыми элементами. Причем их свойства с большой точностью совпали с предсказанными свойствами еще не открытых элементов (экабор − скандий, 1879 г., Нильсен; экаалюминий − галлий, 1875 г., Лекок де Буабодран; экасилиций − германий, 1885 г., Винклер);

− исправил атомные веса некоторых элементов, что потом было подтверждено экспериментально (Cr, In, Pt, Au, U);

− переставил некоторые элементы местами вопреки некоторой немонотонности в изменении атомных масс (никто еще не подозревал тогда о существовании изотопов). А открытый гораздо позднее аргон (39.94) поставил в группу инертных газов перед калием (39.1).

Каждому элементу в Периодической системе был присвоен порядковый номер, исходя из увеличения атомной массы. С развитием теории строения атома был выявлен физический смысл порядкового номера. После того, как Э. Резерфорд предложил ядерную модель строения атома, юрист из Голландии ден Брук (1870−1926), всю жизнь интересовавшийся проблемами физики и радиохимии, предположил, что «каждому элементу должен соответствовать внутренний заряд, соответствующий его порядковому номеру». В том же 1913 г. гипотеза Ван ден Брука была подтверждена английским физиком Г. Мозли (1887−1915) на основе рентгеноспектральных исследований. А в 1920 г. ученик Резерфорда Дж. Чедвик (1891−1974) экспериментально определил заряды ядер атомов меди, серебра и платины. Так было показано, что порядковый номер элемента совпадает с зарядом его ядра.

Физическая основа периодического закона была установлена в 1922 г. Н. Бором. Поскольку химические свойства обусловлены строением электронных оболочек атома, периодическая система Менделеева – это естественная классификация элементов по электронным структурам их атомов. Простейшая основа такой классификации – число электронов в нейтральном атоме, которое равно заряду ядра. Но при образовании химической связи электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд ядра остается неизменным, поэтому современная формулировка периодического закона гласит: Физические и химические свойства простых веществ, а также формы и свойства сложных соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома.

Какие конкретно свойства зависят от величины заряда? Все. Для атомов − атомный радиус и объем, ионный радиус, ионизационный потенциал, электроотрицательность, степени окисления… Для простых веществ и соединений − ковкость, твердость, коэффициент расширения, преломления, плотность; металлические, неметаллические, формулы оксидов, гидридов, галогенидов; реакционная способность, теплоты образования соединений, сольватации и т. д.

5.5 Структура периодической системы химических элементов и ее связь с электронной структурой атомов

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра. Периодическая таблица − графическое изображение периодического закона. Число элементов в современной Периодической системе почти вдвое больше, чем было известно 60-х годах XIX в. (на сегодняшний день 118), однако ее структура со времен Менделеева почти не изменилась. За всю историю Периодической системы было опубликовано более 50 различных вариантов ее изображения, наиболее популярными являются предложенные Менделеевым короткопериодная и длиннопериодная формы.

Главный принцип построения Периодической системы − выделение в ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов.

Период − это горизонтальный, последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, имеющий одинаковое число электронных слоев, номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего уровня (слоя). Современная Периодическая система состоит из 7 периодов.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой и седьмой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. C первого по третий периоды называют малыми, с шестого по седьмой периоды − большими.

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические − присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s - подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p-подуровня − на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p-подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2np6) химически инертны.

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т. к. происходит формирование внутреннего (n-1)d-подуровня при сохранении внешнего ns2-слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое ns2-электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np-подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп. Группы − вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы.

Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство (электронные аналоги).

В группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-подуровней − это s-элементы (IA - и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенных буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни − это d-элементы. Поскольку в каждом большом периоде должно находиться по 10 d-элементов (у которых заполняются пять d-орбиталей), то Периодическая система должна содержать 10 соответствующих групп. Однако традиционно используется нумерация групп лишь до восьми, поэтому число групп d-элементов расширяется за счет введения дополнительных цифр − это IБ-VIIБ, VIIIБ0, VIIIБ1 и VIIIБ2-группы. Для f-элементов номеров групп не предусмотрено. Обычно их условно помещают в ячейки Периодической системы, отвечающие лантану (лантаноиды) и актинию (актиноиды). Символы лантаноидов и актиноидов выносятся за пределы Периодической системы в виде отдельных рядов.

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I−III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII − кислотные.

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I−III групп образуют твердые вещества − гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV−VII групп − газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) − нейтральны, V группы (ЭН3) − основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) – кислоты (таблица 5.1).

Таблица 5.1 − Формулы оксидов и водородных соединений в группах периодической таблицы

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII (кроме инерт-ных газов)
Высший оксид	Э2О	ЭО	Э2О3	ЭО2	Э2О5	ЭО3	Э2О7	ЭО4
Гидрат высшего оксида	ЭОН	Э(ОН)2	Э(ОН)3	Н2ЭО3	Н3ЭО4	Н2ЭО4	НЭО4	Н4ЭО4

Сходство элементов внутри каждой группы – наиболее важная закономерность в периодической системе. Следует, кроме того, отметить такую закономерность, как диагональное сходство у пар элементов Li и Mg, Be и Al, B и Si и др. Эта закономерность обусловлена тенденцией смены свойств по вертикали (в группах) и их изменением по горизонтали (в периодах).

5.6 Основные понятия, необходимые для изучения реакционной способности химических соединений

5.6.1 Магнитные характеристики атомов

Магнитные свойства атомов характеризует их поведение во внешнем магнитном поле. Если вещество выталкивается из внешнего неоднородного магнитного поля, то атомы этого вещества называют диамагнитными. Если вещество втягивается во внешнее неоднородное магнитное поле, то атомы этого вещества получают название парамагнитные.

Диамагнитные свойства вызваны движением спаренных электронов, а парамагнитные движением неспаренных электронов. Чем больше у атома неспаренных электронов, тем в большей степени проявляется парамагнетизм у вещества.

Особенности электронной структуры атомов различных элементов находят отражение в таких энергетических характеристиках атомов, как энергия ионизации Ii и сродство к электрону Еср., атомный радиус.

5.6.2 Потенциал ионизации.

Потенциал ионизации, Ii − мера подвижности электронов в атоме; энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от невозбужденного атома или иона. Потенциал ионизации Ii возрастает по мере увеличения i, поскольку последующие электроны удаляются с положительно заряженного иона. Первый потенциал ионизации соответствует положению последней занятой орбитали на шкале энергии. Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электроновольтах (эВ/атом):

Э0 + Ii = Э+ + е-

I1<I2<I3

Примеры: Li − 1s22s1, I1 = 5.39 эВ/атом, I2 = 75,62 эВ/атом;

Be − 1s22s2, I1 = 9,32 эВ/атом, I2 = 18,21 эВ/атом, I3 = 153,85 эВ/атом.

Потенциал ионизации определяет характер и прочность химической связи и восстановительные свойства элементов (таблица 5.2).

Таблица 5.2 − Потенциалы ионизации

Элемент	I1, эВ	Элемент	I1, эВ
H	13,6	Na	5,1
He	24,6	Mg	7,6
Li	5,4	Al	6,0
Be	9,3	Si	8,1
B	8,3	P	10,5
C	11,3	S	10,4
N	14,5	Cl	13,0
O	13,6	Ar	15,8
F	17,4	K	4,3
Ne	21,6	Ca	6,1

5.6.3 Сродство к электрону, Eср