С. Т. Жуков Химия 8-9 класс

Глава 13.Важнейшие классы неорганических веществ (2)

13.7. Основания

К основаниям относятся:
а) ионные гидроксиды, соответствующие основным оксидам (см. § 13.4);
б) некоторые не содержащие гидроксидных ионов вещества, молекулы которых способны принимать протон (аммиак NH₃, гидразин N₂H₄ и некоторые другие соединения).
Частицами-основаниями в этих веществах являются или гидроксид-ионы (а), или сами молекулы оснований (б).
Все основания удобно разделить на три группы: I - растворимые ионные основания (щелочи), II - нерастворимые (то есть очень мало растворимые) основания и III - молекулярные основания.
Все растворимые ионные основания (щелочи) являются сильными основаниями. Из нерастворимых гидроксидов слабыми являются только те, которые в той или иной степени проявляют амфотерные свойства. Все молекулярные основания - слабые.
Основания I группы в воде химически растворяются, основания II группы также химически растворяются в воде, но крайне незначительно, а растворение оснований III группы - отчасти физическое, а отчасти химическое (часть растворившихся молекул обратимо реагирует с водой):

.

По той или иной причине в растворах оснований присутствуют гидроксид-ионы, поэтому растворы оснований I и III группы изменяют окраску кислотно-основных индикаторов.
Реакции, характеризующие химические свойства оснований, распадаются на две группы. К первой относятся КОР, связанные с наличием в составе оснований частиц, способных принимать протон (частиц-оснований). Это реакции с веществами, содержащими частицы-кислоты или амфолиты (см. рис. 12.1): с сильными кислотами, со слабыми кислотами (в том числе с катионными) и с кислыми солями.
1) Все основания реагируют с растворами сильных кислот, то есть с растворами, содержащими ионы оксония.
OH + H₃O = 2H₂O, Fe(OH)₂ + 2H₃O = Fe² + 4H₂O, NH₃ + H₃O = NH₄ + H₂O,
NaOH_р + HNO_3р = NaNO_3р + H₂O, Fe(OH)₂ + 2HCl_р = FeCl_2р + 2H₂O, NH₃ + HClO_4р = NH₄ClO_4р.
1а) Сильные основания реагируют и со слабыми кислотами:
OH + HNO₂ = H₂O + NO₂, 2OH + H₂SiO₃ = 2H₂O + SiO₃²,
KOH_p + HNO_2p = H₂O + KNO_2p, 2KOH_p + H₂SiO₃ = 2H₂O + K₂SiO_3p.
Возможность реакции слабого основания со слабой кислотой определяется общим правилом, определяющим направление протекания КОР.
Кислотно-основные реакции между веществами-основаниями и веществами-кислотами могут протекать и в отсутствие воды:
KOH_кр + H₃PO_4ж = KH₂PO_4кр + H₂O; Mg(OH)_2кр + 2HCl_г = MgCl_2кр + 2H₂O; NH_3г + HCl_г = NH₄Cl_кр.
Правда, практическое значение эти реакции имеют только для оснований III группы, так как в остальных случаях вода образуется сразу после начала реакции.
2) Растворимые основания реагируют с растворами кислых солей, содержащими как анионы-амфолиты, так и гидросульфат-ион и подобные ему частицы-кислоты:

OH + HCO₃ = H₂O + CO₃², NH₃ + HSO₄ = NH₄ + SO₄²,
NaOH_р + NaHCO_3р = H₂O + Na₂CO_3р; 2NH₃ + 2NaHSO_4р = Na₂SO_4p + (NH₄)₂SO_4p.
Гидросульфаты, кроме того, реагируют и с нерастворимыми основаниями.
3) Растворимые основания реагируют с растворами солей, в состав которых входят катионные кислоты:

2OH + [Fe(H2O)6]2 = [Fe(H2O)4(OH)2] + 2H2O,

2OH + Fe2aq = Fe(OH)2aq

2NaOHp + FeSO4p = Fe(OH)2 + Na2SO4p

2NH3 + [Mg(H2O)4]2 = [Mg(H2O)2(OH)2] + 2NH4

2NH3 + 2H2O + Mg2aq = Mg(OH)2aq + 2NH4

2NH3 + 2H2O + MgSO4aq = Mg(OH)2 + (NH4)2SO4p

Упрощенно эти реакции можно рассматривать как реакции осаждения из растворов нерастворимых гидроксидов.
Растворы щелочей реагируют с растворами солей, в состав которых входят катионные кислоты и другого типа, иными словами, в том случае, когда при реакции образуется растворимое слабое основание:

OH + NH₄ = H₂O + NH₃,  2KOH + (NH₄)₂SO₄ = K₂SO₄ + 2NH₃ + 2H₂O.

В приведенной реакции из концентрированных растворов или при нагревании аммиак может выделяться в виде газа. Выделение аммиака происходит полнее, если концентрированным раствором щелочи обработать твердый сульфат аммония.
Ко второй группе реакций относятся реакции, не являющиеся кислотно-основными и вызванные стремлением к делокализации заряда. Это реакции с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами.
4) Щелочи (и малорастворимые основания) реагируют с кислотными и амфотерными оксидами, при этом в реакции могут вступать, как твердые щелочи (или расплавы)
2KOH + SO₃ = K₂SO₄ + H₂O, 2NaOH + Cr₂O₃ = 2NaCrO₂ + H₂O­ (при нагревании),
так и их растворы
2OH + CO₂ = CO₃² + H₂O, 2OH + ZnO + H₂O = [Zn(OH)₄]²,
2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O, 2KOH + ZnO + H₂O = K₂[Zn(OH)₄].
Диоксид кремния с заметной скоростью реагирует только с расплавами щелочей:
SiO_2кр + 2NaOH_ж = Na₂SiO₃ + H₂O­ (при нагревании).
5) Щелочи реагируют с амфотерными гидроксидами:
2OH + Zn(OH)₂ = [Zn(OH)₄]²,  3OH + Cr(OH)₃ = [Cr(OH)₆]³,
2NaOH_р + Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄]_р,   3KOH_р + Cr(OH)₃ = K₃[Cr(OH)₆]_р.
В случае, когда гидроксид гидратирован (свежеосажденный и не высушенный), эти реакции относятся к кислотно-основным.
6) Особняком от первых двух групп реакций стоят реакции, в которых с концентрированными растворами щелочей реагируют амфотерные металлы и некоторые неметаллы:
2OH + Be + 2H₂O = [Be(OH)₄]² +H₂ , 2OH + Cl₂ = Cl + ClO + H₂O,
2NaOH_к + Be +2H₂O = Na₂[Be(OH)₄]_р +H₂ , 2KOH_к + Cl₂ = KCl_р + KClO_р + H₂O.
7) Все нерастворимые гидроксиды (в том числе и основания) легко разлагаются при нагревании (примеры см. в § 2.5).
Растворимые и малорастворимые основания можно получить при взаимодействии с водой соответствующих металлов или оксидов, а нерастворимые - осаждением щелочью из растворов солей.

Приведите уравнения реакций, характеризующие химические свойства а) гидроксида калия, б) гидроксида магния, в) аммиака.
2.Составьте схему механизма реакции хлора с раствором щелочи (см. гл. 11.4)
3.Получите двумя способами а) гидроксид натрия, б) гидроксид кальция, в) гидроксид лития. 4.Получите из двух различных веществ а) гидроксид магния, б) гидроксид марганца(II), в) гидроксид меди(II).
5.Осуществите превращения: NiO NiSO₄ Ni(OH)₂ Ni(NO₃)₂.
6.Определите концентрацию гидроксида лития в растворе, 200 мл которого потребовалось для осаждения из раствора соли 1, 427 г гидроксида железа(III).
Химические свойства оснований.

К кислотам относятся:
а) ковалентные гидроксиды, соответствующие кислотным оксидам (см. § 13.5) - кислородсодержащие кислоты;
б) ковалентные гидриды - бескислородные кислоты.(По традиции "кислотами" называют водные растворы ковалентных гидридов, например, раствор хлороводорода называют соляной (хлороводородной) кислотой, раствор сероводорода - сероводородной кислотой и т.п. Соответствующие безводные газообразные соединения "кислотами" не называют)
Кроме того, кислотами также являются некоторые ионные вещества, содержащие ионы оксония. Это устойчивые только при низких температурах " соли оксония" : (H₃O)Cl, (H₃O)Br, (H₃O)₂SO₄ и некоторые другие. По химическим свойствам растворы этих " солей оксония" ничем не отличаются от растворов соответствующих молекулярных кислот - соляной, бромоводородной, серной и т. д.
Большинство кислотных гидроксидов (оксокислот) - молекулярные вещества. Исключение составляет нерастворимая в воде кремниевая кислота (ее состав только упрощенно отражается формулой H₂SiO₃) и некоторые другие кислоты.
Растворение кислот в воде - химическое растворение. При растворении кислоты в воде протекает КОР, необратимая в случае сильной кислоты и обратимая в случае слабой:

HNO₃ + H₂O = H₃O + NO₃
CH₃COOH + H₂O H₃O + CH₃COO
Способность кислот отдавать протоны определяет наиболее характерные химические свойства этих веществ:
1) Все кислоты реагируют с веществами, содержащими очень сильные частицы-основания: O², N³ и т. п. (см. рис. 12.2), то есть прежде всего с основными и амфотерными оксидами (примеры в § 13.4).
2) Все кислоты реагируют с растворами щелочей (примеры в § 13.7).
3) Растворы сильных кислот реагируют с солями и их растворами (содержат анионные основания)
H₃O + NO₂ = HNO₂ + H₂O,
H₃O + CH₃COONa = CH₃COOH + Na + H₂O,
HCl_р + KNO_2р = HNO_2р + KCl_р;
HCl_p + CH₃COONa_кр = CH₃COOH_p + NaCl_p.
Образующаяся слабая кислота может быть еще и нерастворимой или летучей:
2H₃O + SiO₃² = H₂SiO₃ + 2H₂O,
2H₃O + FeS = Fe² + H₂O + H₂S ,
H₂SO₄ + Na₂SiO₃ = H₂SiO₃ + Na₂SO₄,
2HBr + FeS = FeBr₂ + H₂S , что еще более способствует смещению равновесия вправо.
Летучие кислоты выделяются из реакционной смеси и в том случае, когда с безводной солью этой кислоты реагирует нелетучая (точнее, значительно менее летучая) кислота:
H₂SO_4конц + NaCl_кр = NaHSO_4кр + HCl ,
H₃PO_4ж + CH₃COONa_кр = NaH₂PO_4кр + CH₃COOH .
Если образующаяся слабая кислота неустойчива, при реакции выделяется газообразный кислотный оксид. В этом случае растворы сильных кислот реагируют и с нерастворимыми солями:
2H₃O + CaCO₃ = Ca² + CO₂ + 3H₂O,
2HNO_3р + CaCO_3кр = Ca(NO₃)_2р + CO₂ + H₂O.
Реакции между растворами солей и сильных кислот протекают и в тех случаях, когда образуется нерастворимая соль (§ 12.1):
Cl + Ag= AgCl,
HCl + AgNO₃ = AgCl + HNO₃.
4) Растворы сильных кислот реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода (примеры в § 13.2).
5) Многие кислоты при нагревании разлагаются (примеры см. в § 2.5). Некоторые кислоты легко разлагаются даже в водных растворах:
H₂CO₃ = CO₂ + H₂O (при образовании практически полностью разлагается),
H₂SO₃ = SO₂ + H₂O (неустойчива в концентрированных растворах и при нагревании).
Растворимые оксокислоты можно получить при взаимодействии соответствующего кислотного оксида с водой. Слабые кислоты получаются из солей под действием сильных кислот.
Бескислородные кислоты получают, растворяя соответствующие гидриды в воде.

1. Предложите способы получения серной, соляной и фосфорной кислоты.
2.Приведите уравнения реакций, характеризующие химические свойства а) серной кислоты, б) кремниевой кислоты, в) соляной кислоты.
3.Осуществите превращения: Cl₂ HCl CaCl₂ AgCl.
4.Сколько тонн 96 %-ной серной кислоты можно получить из 3 тонн серы при общем выходе продукта, равном 80 %?
Химические свойства кислот.

Как амфотерные оксиды по свойствам близки к основным оксидам, так и амфотерные гидроксиды близки по свойствам к основным гидроксидам (основаниям). Отличие амфотерных гидроксидов - только в том, что они способны реагировать со щелочами.
Непосредственно эти реакции протекают только в растворах:
Zn(OH)₂ + 2OH = [Zn(OH)₄]², Cr(OH)₃ + 3OH = [Cr(OH)₆]3,
Zn(OH)₂ + 2NaOH_р = Na₂[Zn(OH)₄]_р, Cr(OH)₃ + 3KOH_р = K₃[Cr(OH)₆]_р.
Конечно, амфотерные гидроксиды реагируют и с расплавами щелочей, но при этих температурах они разлагаются, и со щелочью реагируют уже соответствующие амфотерные оксиды (см. § 13.6).
Так как все амфотерные гидроксиды - нерастворимые вещества, получить их можно осаждением из растворов солей:

Zn² + 2OH = Zn(OH)₂
[Zn(OH)₄]² + 2H₃O = Zn(OH)₂ + 4H₂O.

Осуществите превращения:
а) Be BeO Na₂BeO₂ BeCl₂ Be(OH)₂ Na₂[Be(OH)₄] BeSO₄;
б) Al Na[Al(H₂O)₂(OH)₄] Al(OH)₃ Na₃[Al(OH)₆] AlCl₃ Al(OH)₃ Al₂O₃ .
Получение и свойства амфотерных гидроксидов.

Как трудно провести границу между веществами с ионными и ковалентными связями, так не менее трудно выделить среди множества соединений те, которые мы называем солями. Тем не менее, все соединения, которые заведомо относятся к солям, представляют собой твердые (обычно кристаллические) вещества. По определению, связь в этих соединениях ионная. При этом не следует забывать, что в сложных катионах и анионах связь между атомами ковалентная.
Химические свойства солей определяются только свойствами ионов, входящих в их состав.
Важнейшие химические свойства средних солей:
1) растворимые соли могут реагировать с металлами (см § 13.2);
2) некоторые соли могут окисляться активными неметаллами:
2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂,
2K₂SO₃ + O₂ = 2K₂SO₄ (в растворе, медленно);
3) растворимые соли могут реагировать с растворами щелочей (см. § 13.7);
4) соли слабых кислот реагируют с сильными кислотами (см § 13.8);
5) в растворе соли могут реагировать между собой:
Ba² + SO₄² = BaSO₄ , Ag + Cl = AgCl ,
BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl,
AgNO₃ + NaCl = AgCl + NaNO₃;
6) некоторые соли при нагревании легко разлагаются
2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ , MgCO₃ = MgO + CO₂ , NH₄Cl = NH₃ + HCl ,
(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O , NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O .
Как видно из приведенных примеров, реакции термического разложения разных солей очень сильно отличаются друг от друга, поэтому подробно с некоторыми типами этих реакций вы познакомитесь при изучении химии отдельных элементов.
Особенности химических свойств кислых и основных солей связаны с наличием в их составе ионов-амфолитов и заключаются в возможности реакций с растворами кислот и оснований:

NaHSO_4р + NaOH_р = Na₂SO_4р + H₂O,
NaHCO_3р + HCl_р = NaCl_р + CO₂ + H₂O,
Mg(OH)Cl + NaOH_р = Mg(OH)₂ + NaCl_р,
Mg(OH)Cl + HCl_р = MgCl_2р + H₂O.

Все кислые и основные соли разлагаются при нагревании. Здесь также много различных типов реакций:

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ ,
NH₄HCO₃ = NH₃ + H₂O + CO₂ ,
2Na₂HPO₄ = Na₄P₂O₇ + H₂O ,
(CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O .

Изучая предыдущие параграфы этой главы, вы убедились в том, что соли образуются при самых разнообразных реакциях. Важнейшие способы получения средних солей в виде схемы представлены на рис. 13.6.
Таким образом, соли можно получить 12 важнейшими способами:
1) при взаимодействии металлов с неметаллами,
2) при взаимодействии металлов с кислотами,
3) при взаимодействии основных оксидов с кислотными оксидами,
4) при взаимодействии основных оксидов с кислотами,
5) при взаимодействии кислотных оксидов с основаниями,
6) при взаимодействии оснований с кислотами,
7) при взаимодействии неметаллов с основаниями,
8) при взаимодействии оснований с солями,
9) при взаимодействии металлов с солями,
10) при взаимодействии кислот с солями,
11) при взаимодействии неметаллов с солями,
12) при взаимодействии солей друг с другом.

Не все эти способы применимы к каждой соли, например: соли бескислородных кислот нельзя получить, используя способы 3 и 5, а соли металлов, стоящих в ряду напряжений правее водорода нельзя получить, используя способ 2. И наоборот, существует множество способов получения отдельных солей, не включенных в этот перечень.

1.Составьте уравнения реакций получения а) сульфата магния (не менее восьми способов), б) карбоната кальция (не менее четырех способов), в) сульфида калия (не менее трех способов).
2.Какими из 12 приведенных в тексте параграфа способами нельзя получить хлорид натрия?
Получение и химические свойства солей.

Вы изучили характерные свойства веществ, относящихся к важнейшим классам простых веществ и соединений. Но как определить, к какому классу относится данное конкретное вещество? Очень часто в этом может помочь естественная система элементов. Кроме того, ЕСЭ может помочь проследить усиление или ослабление тех или иных свойств аналогичных соединений разных элементов.

Где в таблице элементов проходит граница между простыми веществами-металлами и неметаллами, вы знаете (§ 2.5, § 7.14). Основываясь на типе химической связи, уточним эту границу. На рисунке 13.7 светлыми символами показаны элементы, в обычных условиях образующие простые вещества с ковалентными связями между атомами - неметаллы. Такими же символами обозначены элементы благородных газов, связи между атомами в которых - межмолекулярные. В простых веществах остальных элементов - связь металлическая.

По способности реагировать со щелочами среди металлов выделяют амфотерные металлы (символы их элементов набраны курсивом)(Кроме отмеченных в таблице слабо выраженные амфотерные свойства проявляют железо, титан и ниобий.Эти вещества могут реагировать со щелочью, но в очень жестких условиях. Некоторые металлы (например, кобальт) реагируют с расплавами щелочей в присутствии кислорода , то есть окисляются кислородом в шелочной среде, но это свойство уже не имеет отношение к амфотерности). Как видно из рисунка, они находятся на границе между металлами и неметаллами.

Важнейшие свойства металлов - восстановительные. При всей неравномерности изменения этих свойств в системе элементов самые сильные металлы-восстановители образованы элементами, расположенными в левом нижнем углу таблицы (их атомы наиболее склонны отдавать электроны).

Важнейшие свойства неметаллов - окислительные. Исключая VIIIА группу, окислительные свойства неметаллов возрастают снизу вверх и слева направо (в соответствии с возрастанием склонности к присоединению электронов их атомами).

Определение характера оксида по положению элемента в ЕСЭ осложнено тем, что элементы, как правило, образуют несколько оксидов (в разных степенях окисления). Например, хром образует следующие устойчивые оксиды:
CrO, оксид хрома(II) - основный оксид;
Cr₂O₃, оксид хрома(III) - амфотерный оксид;
CrO₃, оксид хрома(VI) - кислотный оксид.
Как видите, с увеличением степени окисления характер оксида меняется, переходя от основного к кислотному. Эта закономерность наблюдается и у других элементов.
Состав высших оксидов (за исключением элементов VIIIВ и IB группы) зависит от номера группы:

Характер высших оксидов s-, p- и d-элементов показан на рисунке 13.8.
Свободные клетки этой таблицы означают отсутствие у данного элемента высшего оксида, аналогичного другим оксидам данной группы элементов и соответствующего номеру группы.
Для s- и p-элементов прослеживается следующие закономерности:
а) кислотный характер высших оксидов усиливается слева направо и снизу вверх;
б) основный характер высших оксидов усиливается в противоположном направлении.

Типичный состав гидроксидов s- и p-элементов следующий:

Независимо от типа химической связи, состав высших гидроксидов выражается формулой Э(ОН)_n, где n равно номеру группы. Например, NaOH, Ca(OH)₂, B(OH)₃ или H₃BO₃, Te(OH)₆ или H₆TeO₆ и т. д.
Эта общая формула справедлива для всех элементов IA, IIA, IIB, IIIA и IIIB групп. Атомы остальных элементов (кроме элементов IB группы), как правило, не могут удержать вокруг себя столько гидроксильных групп, теряют воду и превращаются в оксид-гидроксиды (метагидроксиды). Например, вместо " ортосерной" кислоты S(OH)₆ или H₆SO₆ сера образует обычную серную кислоту H₂SO₄ или SO₂(OH)₂, но для теллура аналогичная ортокислота существует - это уже упомянутая ортотеллуровая кислота H₆TeO₆. Существует ортокислота и у кремния - H₄SiO₄ (ортокремневая), но не существует у углерода. Склонность элементов правого верхнего угла длиннопериодной таблицы образовывать вместо ортогидроксидов метагидроксиды объясняется уменьшением в этом направлении радиусов атомов, что приводит к уменьшению максимально возможного координационного числа (числа ближайших соседей) и возрастанию энергии двойных связей между атомами элемента и атомами кислорода. Обратите внимание, что при переходе от ортогидроксида к метагидроксиду степень окисления центрального атома остается прежней.
Почему же кислоту H₃PO₄ называют ортофосфорной? Исторически сложилось так, что " ортокислотами" называют кислоты не с максимально возможным теоретически числом гидроксильных групп в молекуле, а с практически максимальным. Фосфор не образует гидроксида P(OH)₅ (координационное число 5), максимально возможное число гидроксильных групп у него в кислоте PO(OH)₃ или H₃PO₄ (координационное число 4) - ее и называют ортофосфорной.
Кислотно-основный характер гидроксидов и его изменение в ЕСЭ соответствуют аналогичным характеристикам оксидов. Сила молекулярных оксокислот существеннейшим образом зависит от строения их молекул:

Чем больше в молекуле кислоты атомов кислорода, связанных с центральным атомом двойными связями, тем сильнее эта кислота.
Причины такой зависимости кислотных свойств от строения связаны с различной устойчивостью анионов, образующихся в результате потери молекулами кислот своих протонов. Сравним две кислоты: HClO₂ и HClO₃. В результате реакций нейтрализации из них образуются ионы ClO₂ и ClO₃. Структурные формулы этих ионов:

Экспериментально установлено, что два атома кислорода в хлорит-ионе абсолютно одинаковы. Точно также абсолютно одинаковы и три атома кислорода в хлорат-ионе. Соответственно, одинаковы и заряды этих атомов кислорода. Следовательно, структурные формулы этих ионов должны записываться следующим образом:

Дробные частичные заряды в таких формулах означают, что " лишний" электрон с равной вероятностью можно обнаружить в каждом из атомов кислорода. Иными словами, частичный заряд оказывается рассредоточен (" размазан" , делокализован) по всем атомам кислорода. При прочих равных условиях, чем меньше частичный заряд на каждом из атомов, тем устойчивее данный анион (это непосредственно следует из закона Кулона: меньше заряд меньше силы отталкивания меньше энергия частицы). Отсюда следует, что образование хлорат-иона энергетически более выгодно, чем образование хлорит иона, и, следовательно, кислота HClO₃ сильнее, чем HClO₂.

Закономерное изменение состава водородных соединений в системе элементов можно проследить только для гидридов с ионной или ковалентной связью. Простейшие формулы таких гидридов с максимальным содержанием водорода (" высших гидридов" ) можно определить по номеру группы:

Состав ионных гидридов (IA и IIA группы) зависит от заряда катиона соответствующего элемента, а состав ковалентных гидридов - от максимального числа неспаренных электронов, имеющихся у атома этого элемента (для IVA группы - в возбужденном состоянии).
Ионные гидриды, содержащие ионы Н - сильнейшие анионные основания. Ковалентные гидриды элементов IIIA и IVA групп кислотно-основными свойствами не обладают. Гидриды элементов IIIA группы - слабые основания, а гидриды элементов VIA и VIIA групп - кислоты (кроме воды - амфолита), причем галогеноводородные кислоты (кроме HF) - сильные кислоты. В группах сила этих кислот возрастает с увеличением порядкового номера элемента, что связано с увеличением радиуса атома и, как следствие этого, с уменьшением прочности связи Э- Н, а так же с большей устойчивостью (в этих условиях!) больших анионов.