Галогениды, оксиды и сульфиды

Атомы галогенов кислорода и серы являются донорными, так как на валентном уровне имеют, соответственно, три и две неподелённые электронные пары. Следовательно, кроме связей, образованных по обменному механизму, в их соединениях могут образовываться ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму, если партнёр по бинарному соединению имеет свободные орбитали. В свою очередь галогены и халькогены необходимо разделить на две части. Так атомы фтора и кислорода, не имеющие свободных орбиталей на валентном уровне могут быть только донорами, а атомы остальных элементов этих подгрупп, имеющие свободные орбитали валентного d-подуровня, могут (в зависимости от строения атома-партнёра) проявлять, как донорные, так и акцепторные свойства.

С точки зрения строения атома, стабильность бинарной фазы предопределяется соотношением суммарного числа валентных орбиталей атомов-партнёров к числу их валентных электронов. С точки зрения ММО ЛКАО, оптимальным в этом случае является соотношение близкое к 1:1, тогда электроны бинарной фазы заполняют все связывающие орбитали, что обеспечивает максимальное значение порядка связи. Очевидно, что, как при росте этого отношения, так и при его уменьшении порядок связи будет снижаться, что приведёт к дестабилизации рассматриваемых фаз.

При равном порядке связи у ряда форм, энергия связи (а также термодинамическая стабильность фазы) будет предопределяться её длинной, т. е. атомным (ионным) радиусом атома-партнёра.

В рамках указанных выводов рассмотрим ряды оксидов, сульфидов и галогенидов элементов третьего периода. В таблицах — 5 представлены значения? G^о₂₉₈ образования этих соединений, представленных в различных формах, для того, чтобы можно было бы их использовать для предсказания возможности протекания различных по характеру процессов.

Таблица ?G^о₂₉₈ образования форм ЭО_х и Э_хО

Zчисло неподелённых электронных пар на 1 атом элемента.

Таблица 4. ?G^о₂₉₈ образования форм ЭS_х и Э_хS

Zчисло неподелённых электронных пар на 1 атом элемента.

Таблица 5. ?G^о₂₉₈ образования форм ЭCl_х и Э_хCl

Из рассматриваемых элементов у атома натрия максимальное значение радиуса, восемь свободных орбиталей валентного уровня и один валентный электрон. В связи с этим в сульфиде и оксиде к.ч. этого атома низкое. ПД катиона натрия (в связи с максимальным значением радиуса, минимальным значением заряда и восьми электронной оболочкой) мало и, следовательно, у этой частицы не высокая акцептирующая способность. Небольшая доля р-дативного взаимодействия в его оксиде и сульфиде предопределяется ещё и тем, что на один атом натрия в этих системах приходится только одна неподелённая электронная пара атома халькогена. Небольшое снижение стабильности формы при переходе от оксида к сульфиду связано, преимущественно, с большим радиусом атома серы, по сравнению с радиусом атома кислорода.

При движении по периоду слева направо радиус атомов и ионов элементов уменьшается, число свободных орбиталей у партнёров кислорода и серы уменьшается, а число атомов халькогенов, приходящих на один атом рассматриваемых элементов возрастает. Следовательно, по ряду слева направо, при неизменном числе орбиталей центрального атома, в системе растёт число неподелённых электронных пар (таб. и 4). На первом этапе это вызывает рост р-дативного взаимодействия в рассматриваемых формах, что будет способствовать увеличению их стабильности. В случае оксидов оптимальное соотношение свободных орбиталей центрального атома и неподелённых пар атомов кислорода (5 на 4) у SiO₂. У последующих оксидных фаз число свободных орбиталей центрального атома меньше числа неподелённых пар кислорода, следовательно, часть его электронной плотности атома кислорода не сможет принять участие в образовании химической связи и будет локализована вблизи него. Это вызовет резкий рост сил отталкивания в системах и снижение их термодинамической стабильности. Согласно же ММО ЛКАО в рассматриваемых оксидах фосфора, серы и хлора часть электронов будет находиться на разрыхляющих орбиталях, что объясняет снижение стабильности форм в указанном ряду, при этом? G^о₂₉₈ образования ClO_3,5 будет уже положительной величиной.

Однако, необходимо помнить, что число связей в системе является только одним из критериев, по которым можно судить о стабильности той или иной фазы. Это связано с тем, что конечный вывод о суммарном изменении энергии в системе невозможно сделать без анализа энергии образующихся в ней химических связей, которая зависит от длины связи и типа орбиталей, участвующих в перекрывании. В частности, при одинаковом порядке связей в ЭО_х и ЭS_х максимум стабильности форм у элементов третьего периода смещается вправо, вопреки возможным прогнозам, основанным на понятии деформируемости и главном квантовом числе взаимодействующих орбиталей (таб. и 4). Напомним, что атомы серы, по сравнению с атомами кислорода, имеют бтльшую деформируемость и электронные пары валентного уровня этого атома находятся на орбиталях, имеющих главное квантовое число равное трём, так же как и акцептирующие орбитали центральных атомов — эти характеристики, при прочих равных условиях, способствуют росту энергии р-дативного взаимодействия.

Указанная «аномалия», преимущественно, связана с размерным фактором. Атом серы имеет орбитальный радиус на? 30% больше, чем радиус кислорода, поэтому быстрое уменьшения радиуса центрального атома по периоду слева направо, приводит к росту отталкивания в системах, что способствует увеличению длины связей (при сохранении к.ч.) и уменьшению их энергии. Этим же объясняется понижение стабильности сульфидов по сравнению с оксидами при движении по периоду слева направо (табл.6).

Таблица 6. Изменение стабильности сульфидов по сравнению с оксидами для элементов третьего периода.

На валентном уровне атомов галогенов, по сравнению с атомами халькогенов, на одну неподелённую пару больше и на один неспаренный электрон меньше. Это не только приводят к изменению соотношения атомов в бинарных соединениях при переходе от халькогенидов к галогенидам, но и способствуют более быстрому электронному насыщению галогенидных форм по периоду, по сравнению с ранее разобранными. Как следует из таблицы 5. стабильность хлорида натрия, при пересчёте на 1 моль катиона, практически в два раза выше, чем у оксида. Это связано с тем, что орбиталей у иона натрия вполне достаточно для аккумулирования электронных пар атомов хлора. Анализ данных таблицы 5 также показывает, что в периоде слева направо стабильность хлоридов в пересчёте на 1 моль ионов хлора снижается, а в пересчёте на 1 моль атомов центрального элемента, она примерно одинакова у хлоридов магния, алюминия и кремния, несмотря на рост числа у-связей у хлоридов в указанном ряду и уменьшение радиуса центральной частицы. Как только число у-связей прекращает увеличиваться (начиная с хлоридов фосфора), силы отталкивания в системе, вызванные избытком электронов, начинают в ней превалировать над силами, способными снижать энергию в системе, за счёт чего стабильность форм в рассматриваемом ряду резко падает при движении слева направо. Аналогичные результаты можно получить и исходя из ММО ЛКАО, — при фиксированном числе атомных орбиталей в системе, полное заполнение связывающих и несвязывающих орбиталей достигается тем быстрее, чем больше число валентных электронов у атомов, образующих систему.

Стабилизация электрон-избыточных галогенидов часто достигается при их полимеризации. Например, TiCl₄ агрегатных состояниях мономерен (12 свободных орбиталей титана и 12 неподелённых пар атомов хлора, тогда как хлорид железа (III) димерен в газообразном и жидком состоянии, а в твёрдом образует псевдо молекулярную структуру, содержащую мостиковые атомы хлора. Аналогична ситуация и для других фаз рассматриваемого типа, при этом степень полимеризации, а также её конкретные формы будут зависеть, как от качественного и количественного состава галогенида, так и от параметров состояния системы (рис.9).

Рис. 9. Структуры электрон избыточных галогенидов: а — (CuCl)₃, b — Au₂Cl₆, c — (MeCl₂)_n (Me = Cu, Pd, X = Cl, Br, I).

При относительно небольшом избытке электронной плотности в системе в твёрдом состоянии происходит формирование слоистых решёток, которые состоят, фактически, из псевдо двумерных полимерных структур (хлориды железа (II), кобальта (II), никеля (II), алюминия (III), иодид кадмия и т. д.).

В структурах многих низших галогенидов d-элементов обнаружены связи — Ме — Ме -. В ряде случаев такие бинарные группировки достаточно устойчивы даже в присутствии полярных растворителей, например — Hg — Hg -, стабильность которой предопределяется высокой деформируемостью орбиталей атомов ртути. В большинстве же случаев образуются группировки из нескольких атомов менее электроотрицательного элемента, связанные между собой ковалентной неполярной связью. Вещества, в состав которых входят группировки — Ме — Ме -, образующиеся, например, за счёт перекрывания d-, dsили dsp-орбиталей атомов переходных элементов называются кластерными. Такие фазы формируются в случае электрон-дефицитных систем, т. е. когда электронов более электроотрицательного атома-партнёра недостаточно для образования у-связей с участием всех валентных электронов металла. Стабилизация фаз данного типа возможна и за счёт образования дополнительных р-связей по донорно-акцепторному механизму, например ниобий и тантал образуют галогениды состава: МеX_1,83, МеХ_2,33, МеХ_2,5 и МеХ_2,67, некоторые из них представлены на рисунках 10, 11 и 12. Указанные фазы состоят из кластерных катионов и внешнесферных анионов галогенов, при этом в зависимости от формальной степени окисления центрального элемента может меняться число внешнесферных анионов, но строение кластера при этом не изменяется. Поэтому сходную структуру катиона имеют фазы МеХ_1,83 (Ме = Nb и Та) и МеХ₂ (Ме = Mo, W, Pt и другие элементы второго и третьего переходного рядов). В рассматриваемых частицах ионы галогенов занимают вершины куба, а атомы переходных элементов — центры граней этого куба, образуя октаэдрический по форме кластер типа Ме₆. Внешнесферные ионы галогенов, например, в [Nb₆X₈]Х₃ и [Mo₆X₈]Х₄, образуют мостики, соединяющие кластеры между собой.

Рис. 11. структура ионов [Ме₆X₁₂ ]²⁺, (где Ме = Nb и Та, Х = Cl, Br, I). Тёмные шары — атомы металла, светлые — атомы галогенов.

В ионе [Ме₆X₁₂ ]²⁺ ионы галогенов занимают центры рёбер куба, в который вписан октаэдрический кластер из атомов Nb или Та. Роль внешнесферных ионов такая же, как в предыдущей форме.

12. Структура МеХ_2,67 (где Ме = Nb и Та, Х = Cl, Br, I). Тёмные шары — атомы металла, светлые — атомы галогенов.

В структуре МеХ_2,67 (где Ме = Nb и Та, Х = Cl, Br, I) экспериментально установлено образование кластеров, состоящих из трёх атомов Nb или Та, расположенных в одной плоскости.

Анализ полученных по кластерным формам данным приводит к выводу, что число атомов в кластере уменьшается с ростом в системе концентрации электроотрицательного атома. Кластеры подобного типа были обнаружены и в структурах низших оксидов переходных элементов, тогда как для сульфидов при низкой степени окисления катионов чаще наблюдается образование кластерных форм серы, которые создают условия для формирования полисульфидов.

Роль неподелённых электронных пар в бинарных соединениях галогенов и халькогенов просматривается, как при анализе стабильности соединений d-элементов в периодах и подгруппах, так и при рассмотрении изменении стабильности однотипных фаз в главных подгруппах (таб.8). Например, для имеющих одинаковую кристаллическую структуру оксидов d-элементов первого переходного ряда, несмотря на тенденцию к уменьшению в ряду радиусов ионов Ме²⁺, ?Н^о₂₉₈ образования их оксидов растёт, а энергия атомизации оксидов снижается (таб.7).

Таблица 7. ?Н^о₂₉₈ образования и энергия атомизации оксидов типа МеО

Очевидно, что выявленные закономерности связаны с ростом числа валентных электронов у атомов d-элементов, при этом резкий рост? Н^о₂₉₈ образования рассматриваемых форм происходит при переходе от оксида марганца к оксиду железа, что связанно с появлением у атома железа неподелённой электронной пары на 3d подуровне. В подгруппах d-элементов наблюдается стабилизация однотипных форм оксидов, в связи с ростом энергии химической связи в системе за чёт увеличения деформируемости электронных орбиталей атомов и повышения к.ч. центрального катиона.

Таблица 8. ?G^о₂₉₈ образования диоксидов элементов подгруппы углерода и к.ч. в них центрального атома

В главных подгруппах, при переходе от первого элемента ко второму, у атома последнего появляются пять орбиталей валентного d-подуровня, что приводит к резкому увеличению доли р-дативного взаимодействия в системе и росту к.ч. центрального атома. Оба эти фактора способствует резкому снижению? G^о₂₉₈ образования однотипных по составу форм в указанном направлении. Строение и заселённость зон в SiO₂ и GeO₂ одинаковы, однако валентными у германия являются орбитали уровня с большим значением главного квантового числа, а его радиус больше радиуса атома кремния. Указанные изменения в системе приводят к снижению суммарной энергии связи в системе и росту значения? G^о₂₉₈ образования. При переходе от GeO₂ к SnO₂ энергия единичной связи Э — О уменьшается за счёт выше указанных причин, но рост числа связей в системе компенсирует рост энергии системы за счёт первых двух факторов. В результате? G^о₂₉₈ образования двух рассматриваемых форм, практически, одинакова. Надеемся, что рост значений? G^о₂₉₈ образования при переходе от SnO₂ к PbO₂, читатель сможет объяснить самостоятельно.

Кроме фактора оптимального соотношения валентных электронов и валентных орбиталей в системе и размеров образующих систему частиц на стабильность бинарных форм оказывает влияние деформируемость орбиталей, принимающих участие в образовании химической связи (или в соответствии с ММО ЛКАО эффект дополнительного снижения энергии МО). Эту зависимость можно рассмотреть на примере высших оксидов d-элементов, с высокой долей ковалентной составляющей химической связи. Известно, что радиусы атомов и ионов (в одной и той же степени окисления) в подгруппах d-элементов изменяются мало за счёт dи f-сжатия. Следовательно, изменение? G^о₂₉₈ образования и энергии атомизации (в первом приближении) в этом случае можно проследить без учёта размерного фактора (таб.9.).

Таблица 9. ?G^о₂₉₈ образования и энергии атомизации триоксидов подгруппы хрома

Как следует из представленных данных, рост деформируемости электронных орбиталей, а также увеличение к.ч. Ме⁶⁺ в подгруппе при переходе от хрома к молибдену, приводит к значительной стабилизации оксидов.

Описанная теоретическая концепция позволяет, не прибегая к сложным расчётам, ориентироваться в материале, относящемуся к бинарным фазам. Рассмотрим возможности данного подхода на нескольких примерах.

1. Оценим термодинамическую возможность самопроизвольного превращения оксидов элементов третьего периода в пероксиды.

Согласно сформулированным выше выводам Na₂O является электрон-дефицитным веществом, при этом у двух ионов натрия только низко лежащих sи p-орбиталей — восемь, а общее число свободных орбиталей валентного уровня — восемнадцать. Число же валентных электронов на формульную единицу — восемь (два электрона атомов натрия и шесть электронов атомов кислорода), следовательно, четыре низко лежащих sp-орбиталей — свободны. Тогда присоединение к системе ещё одного атома кислорода должно привести к её стабилизации: Na₂O + ½O₂ = Na₂O₂. Проверим вывод с помощью расчёта: согласно табличным данным? G^о₂₉₈ этой реакции (-448 + 380 = -68 кДж/моль), т. е. она действительно возможна (и реально протекает) при с.у.

В случае MgO при том же числе электронов валентных уровней, число валентных орбиталей катиона в два раза меньше. Так как в данном случае все низко лежащие sи p-орбитали атома магния уже принимают участие в образовании химических связей с атомом кислорода, то для формирования пероксида этого элемента необходимо дополнительное привлечение ещё четырёх из пяти свободных d-орбиталей центрального катиона. Следовательно, согласно выводам рассматриваемой концепции, образование MgO₂ по реакции: MgO + ½О₂ = MgO₂ теоретически возможно, но менее вероятно чем превращение Na₂O в Na₂O₂. Для анализа воспользуемся термодинамическим расчётом изменения функций состояния для обсуждаемого процесса: ?Н^о₂₉₈ = - 623,0 + 602,2 = - 20,8 кДж/моль; ?S^о₂₉₈ = (85,8 — 26,9 — 102,6)· 10^-3 кДж/моль = - 43,7· 10^-3 кДж/моль, тогда? G^о₂₉₈ этой реакции: — 20,8 — (- 43,7· 10^-3·298) = - 7,77 кДж/моль. Таким образом, с термодинамической точки зрения, этот процесс возможен при с.у. Однако у MgO очень высокая энергия кристаллической решётки и, следовательно, при с.у. Е_ак. данного процесса достигнута не будет. Повышение же температуры системы будет смещать равновесие процесса влево в соответствии с сочетанием изменения энтальпии и энтропии (?Н^о < 0, ?S^о < 0). Таким образом, получение MgO₂ из MgO невозможно в связи с кинетическими ограничениями.

Читателю предлагается самостоятельно доказать, что образование пероксидов алюминия, кремния, фосфора, серы и хлора, в процессе их взаимодействия с кислородом невозможно, в связи с недостаточным числом свободных валентных орбиталей у центральных атомов.

2. Оценим термодинамическую возможность восстановления оксидов представленных в виде ЭхО (таб.) простыми веществами того же ряда элементов:

Э_хмО + yЭммммммммм м = Э_yмммм мО + хЭм В связи с тем, что в данном ряду минимальное значение? G^о₂₉₈ образования имеет MgO, с помощью Mg может быть восстановлен любой из оксидов данного ряда. В промышленности этот способ применяется для получения натрия и кремния: Si_0,5O + Mg = MgO + Si (?G^о₂₉₈ = - 528 + 429 = = -99 кДж/моль. Необходимо напомнить, что в процессах указанного типа протекают последовательные процессы, поэтому получаемое вещество в качестве примесей содержит алюминиды, силициды, фосфиды и сульфиды магния, а в системе Cl₂O₇ процесс развивается со взрывом уже при с.у. и приводит к образованию не только MgO и Cl₂, но и MgCl₂, а также О₂. Читателю предлагается ответить на вопрос о возможности протекания аналогичных процессов при использовании в качестве прекурсоров галогенидных фаз.

Установим, как на основе понятия «термодинамическая стабильность», связанной, как было показано выше с концепцией «неподелённых электронных пар» сделать прогноз возможности синтеза простых веществ галогенов, путём окисления их соединений молекулярным кислородом, исходя из следующих табличных данных: ?G^о₂₉₈ образования в кДж/моль форм Al_0,67O, Al_0,33F и Al_0,33Cl равны, соответственно: -528, -477 и -210. Тогда: 2Al_0,33Cl + ½O₂ = Al_0,67O + Cl₂ (?G^о₂₉₈ реакции = -528 + 2· 210 = -108 кДж) т. е. Cl₂ можно получать окислением хлорида алюминия на воздухе, при этом рост температуры будет способствовать протеканию процесса не только с кинетической, но и с термодинамической точки зрения, так как прямой процесс имеет положительный знак изменения энтропии.

Однако процесс: 2Al_0,33F + ½O₂ = Al_0,67O + F₂ термодинамически невозможен (в чем мы предлагаем убедиться читателям), тогда попытаемся в эту электрон-избыточную систему ввести частицы, имеющие достаточно большое число свободных орбиталей, и тем самым снизим суммарную энергию системы:

• 3Al_0,33F + Al + 3/2O₂ = 3Al_0,67O + 3/2 F₂
• (?G^о₂₉₈ реакции = - 3· 528 + 3· 477 = - 153 кДж), т. е. F₂ можно получать окислением фторида алюминия на воздухе в присутствии алюминия, при этом рост температуры системы с точки зрения термодинамики не будет препятствовать протеканию прямого процесса, т.к. изменение энтропии в этом случае не велико.
• 4. Кислотно-основные свойства бинарных соединений галогенов и халькогенов в значительной степени связаны с дефицитом или избытком электронов в системах, в том понимании, которое придаёт данному термину рассматриваемая концепция. Как уже отмечалось, причина низкой стабильности бинарных фаз может быть связана, как со значительным превышением числа валентных электронов системы над числом валентных орбиталей, так и с малым числом валентных электронов по сравнению с числом валентных орбиталей. Следовательно, энергетически выгодным будет процесс взаимодействия между «электрон-дефицитными» и «электрон-избыточными» фазами. Первые называются — основными, а вторые — кислотными. Очевидно, что фазы, в которых число валентных орбиталей будет близко к числу валентных электронов, называются амфотерными.

Тогда следующий этап организации вещества фактически сводится к устранению недостатков, связанных с избытком или недостатком валентных электронов в системах, при котором обе исходные формы переходят в более стабильное состояние, образуя новый индивид. Рассмотрим несколько процессов, в которых один моль Na₂O взаимодействует с оксидами элементов третьего периода:

Na₂O + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ (?G^о₂₉₈ = - 173 кДж/моль).

Na₂O + SiO₂ = Na₂SiO₃ (?G^о₂₉₈ = -194 кДж/моль).

Na₂O +1/6P₄O₁₀ = 4/6Na₃PO₄ (?G^о₂₉₈ = -387 кДж/моль).

Na₂O + SO₃ = Na₂SO₄ (?G^о₂₉₈ = -552 кДж/моль).

Na₂O + Cl₂O₇ = 2NaClO₄ (?G^о₂₉₈ = -570 кДж/моль) Очевидно, что эффективность процессов в пересчёте на один моль «электрон-дефицитного» оксида Na₂O растёт по мере увеличения числа избыточных неподелённых пар у партнёра.

5. Какие методы позволяют стабилизировать соединения галогенидов?

Стабилизация галогенидных фаз, также как оксидных или сульфидных возможна за счёт введения в систему частиц с достаточно большим числом валентных орбиталей. В результате этого, достаточно часто, происходит увеличение к.ч. исходного катиона, по отношению к ионам галогенов, что свидетельствует о второстепенной роли размерного фактора при формировании форм, в том случае, когда размер катиона соизмерим с размером катиона. Например, ?G^о₂₉₈ образования PbCl₄ больше нуля, т. е. эта фаза самопроизвольно разлагается при с.у. В то же время? G^о₂₉₈ процесса:

PbCl₂ + Cl₂ + 2KCl = K₂[PbCl₆] имеет? G^о₂₉₈ < 0.

и комплексный ион [PbCl₆]^2- достаточно устойчив не только при умеренно высоких температурах, но и в присутствии полярных растворителей; считается, что MoCl₆ не может быть получен из-за размерного фактора, поэтому при окислении молибдена хлором предельной формой является MoCl₅, а при недостатке хлора в системе образуются рассмотренные выше кластерные структуры. В то же время в результате процесса:

Mo + 3KCl + 3/2Cl₂ = K₃[MoCl₆].

образуется устойчивый комплексный анион, с таким же к.ч., как в MoCl₆. Очевидно, что различия между метастабильными и стабильными формами в этих системах заключаются в большем числе свободных орбиталей в последних системах, за счёт наличия в них ионов калия, имеющего большое число валентных орбиталей. Читателю предлагается ответить на вопрос, будет ли столь же эффективным использование в описанных процессах хлоридов натрия и лития?

6. Как галогениды различных элементов будут относиться к воде?

Как отмечалось выше, термодинамическая стабильность по периоду для галогенидных фаз (в пересчёте на 1моль центрального атома) падает быстрее, чем оксидных. Отсюда можно сделать вывод, что галогениды всех ри d-элементов будут гидролизоваться по катиону, а из галогенидов s-элементов — только галогениды бериллия и магния. Очевидно, что чем больше отличается стабильность галогенида от стабильности оксида (гидроксида) тем выше скорость данного процесса и его глубина. Поэтому, если хлориды магния или алюминия гидролизуются (в зависимости от условий проведения процессов) до оксоили гидроксосолей (основные соли), то галогениды кремния или фосфора гидролизуются на 100%. Очевидно, что при переходе от галогенидных форм к оксидным на один атом центрального элемента приходиться в два раза меньше атомов-партнёров и у кислорода на валентном уровне на один валентный электрон меньше, чем у атомов галогенов. Следовательно, замена галогена на кислород энергетически выгодна для большинства галогенидов.

Аналогичный подход позволяет объяснить, почему галогениды магния гидролизуются, а галогениды щелочноземельных элементов нет. Напомним, что при переходе от магния к кальцию, у последнего резко возрастают валентные возможности за счёт появления у его атома пяти свободных орбиталей d-подуровня. В связи с этим стабильность его галогенидов возрастает практически в два раза: ?G^о₂₉₈ образования MgCl₂ составляет -592,2 кДж/моль, а? G^о₂₉₈ образования CaCl₂ = -1011,5 кДж/моль, тогда как изменение? G^о₂₉₈ образования гидроксидов значительно меньше:-834,3 и -899,2 кДж/моль, соответственно. Предлагаем читателю убедиться в правоте выводов, рассчитав? G^о₂₉₈ гидролиза по катиону для ионов магния и кальция.