Объяснение:
а) В ряду Н2S – Н2Sе – Н2Те кислотные свойства усиливаются, т.к. увеличивается атомный радиус в ряду элементов S-Se-Te, следовательно, длина химической связи в ряду Н -S – Н-Sе – Н-Те увеличивается, что облегчает отрыв атома водорода в виде иона Н+.
Восстановительные свойства усиливаются.
б) В ряду Н2SО4 – Н2SеО4 – Н2ТеО4 кислотные свойства ослабевают, т.к. в ряду S-Se-Te электроотрицательность уменьшается.
А окислительные свойства ухудшаются, т. к. уменьшается элемента в высшей степени окисления принимать электроны. Следовательно, восстановительные свойства усиливаются.
На кожній з оболонок може розташовуватися лише певне число електронів (див. принцип виключення Паулі).
Розрізняють внутрішні й зовнішні (валентні) електронні оболонки.
Внутрішні оболонки відповідають за спектри рентгенівського випромінювання та спектри рентгенівського поглинання атомів. Зовнішні — за хімічні властивості атома.
Оболонки бувають заповненими, незаповненими та частково заповненими.
Основою класифікації електронних оболонок є енергетичний спектр атома водню. В атомі водню, якщо його розглядати, використовуючи нерелятивістську квантову механіку, енергія електронної орбіталі залежить тільки від головного квантового числа. s-, p-, d-орбіталі, що відповідають одному головному квантовому числу мають однакову енергію. При врахуванні релятивістських ефектів, однак, виродження частково знімається, тобто в спектрі з'являється тонка структура.
Електронні оболонки складніших атомів із більшим числом електронів будуються на основі класифікації атомних орбіталей. Проте, на відміну від атома водню, енергії s-, p-, d- та f-орбіталей мають різне значення. Це розщеплення зумовлене різними причинами: врахуванням релятивістських ефектів, зокрема, спін-орбітальною взаємодією, екрануванням ядра внутрішніми оболонками, надтонкою структурою. Тому кожна з електронних оболонок розпадається на підоболонки.
Традиційно для важких елементів оболонку з найменшою енергією називають К-оболонкою, наступну за енергією оболонку — L-оболонкою, і так далі.
2)Высшая валентность атомов по периоду изменяется от I до VII (иногда и до VIII). Так вот у фтора -1, (+1), а у хлора -1, +1, (+2), +3, (+4), +5, +7 (В скобках обозначены более редкие валентности) Т.к у атома фтора есть 9 электронов, а у атома хлора 17
Электронные конфигурации: у фтора 1s2 2s2 2p5, у хлора 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Причина множественности значений валентности заключается в том, что существуют различные их заполнения (т.к до конца заполненные электронами s2, p6, d10)
Атом фтора практически не отдаёт электроны при образовании хим. связей, может только присоединить один электрон. А атом хлора в различных соединениях может и присоединить электрон, и охотно предоставить все свои семь валентных электронов
Числовое значение положительной валентности = числу отданных атомом электронов, а отрицательной валентности = числу электронов, которые атом должен присоединить для завершения внешнего энергетического уровня.