Страница 266 - гдз по химии 10-11 класс задачник Еремин, Дроздов

10.99. Что такое химическая связь? Каковы движущие силы её образования?

Химическая связь — это взаимодействие, которое связывает атомы в молекулы, ионы, кристаллы и другие устойчивые химические системы. Это взаимодействие обусловлено силами притяжения между положительно заряженными ядрами атомов и отрицательно заряженными электронами. В результате образования химической связи происходит перераспределение электронной плотности между атомами, что приводит к уменьшению общей энергии системы по сравнению с энергией изолированных атомов.

Движущими силами образования химической связи являются два взаимосвязанных фактора:

1. Стремление системы к минимуму энергии. Это фундаментальный принцип природы. Когда атомы объединяются, образуя химическую связь, общая потенциальная энергия системы понижается. Разница между энергией изолированных атомов и энергией образовавшейся молекулы называется энергией связи. Поскольку система переходит в более стабильное состояние с меньшей энергией ($E_{молекулы} < \sum E_{атомов}$), этот процесс является энергетически выгодным.

2. Стремление атомов к достижению стабильной электронной конфигурации. Атомы (за исключением благородных газов) имеют незавершенные внешние электронные оболочки, что делает их химически активными. Они стремятся приобрести устойчивую электронную конфигурацию, подобную конфигурации атомов благородных газов, у которых внешний электронный слой полностью заполнен (чаще всего 8 электронов — правило октета). Эта цель достигается путем отдачи, принятия или обобществления валентных электронов с другими атомами, что и приводит к образованию ионной, ковалентной или металлической связи.

Таким образом, образование химической связи — это самопроизвольный процесс, движимый стремлением атомов к достижению более устойчивого (с меньшей энергией) состояния за счет завершения своих электронных оболочек.

Ответ: Химическая связь — это взаимодействие, удерживающее атомы вместе в более крупных структурах (молекулах, кристаллах). Её образование обусловлено двумя основными движущими силами: 1) стремлением системы к достижению состояния с минимальной потенциальной энергией; 2) стремлением каждого атома приобрести стабильную электронную конфигурацию (как правило, завершенный внешний электронный слой).

10.100. Чем отличаются между собой химические связи одного и того же типа? Укажите не менее двух свойств.

Химические связи одного и того же типа (например, ковалентные или ионные) могут отличаться друг от друга по ряду ключевых характеристик. Ниже приведены основные из них.

Это равновесное расстояние между ядрами двух химически связанных атомов. Длина связи зависит от радиусов связываемых атомов и кратности связи (одинарная, двойная, тройная). Например, в ряду ковалентных связей между атомами углерода длина уменьшается с увеличением кратности: одинарная связь $C-C$ (длина около 154 пм) длиннее двойной $C=C$ (около 134 пм), а та, в свою очередь, длиннее тройной $C \equiv C$ (около 120 пм). Также, например, связь $C-H$ короче связи $C-Cl$, так как атомный радиус водорода меньше радиуса атома хлора.

Ответ: Химические связи одного типа различаются по длине, которая зависит от природы (размера) связываемых атомов и кратности связи.

Это количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы разорвать 1 моль данных связей в газовой фазе. Энергия связи характеризует ее прочность: чем больше энергия, тем прочнее связь. Как и длина, энергия связи зависит от связываемых атомов и кратности. Например, тройная связь прочнее двойной, а двойная — прочнее одинарной. Для связей углерод-углерод имеем: энергия связи $C-C$ составляет ~348 кДж/моль, $C=C$ — ~614 кДж/моль, а $C \equiv C$ — ~839 кДж/моль. Ионные связи также различаются по прочности; например, связь в $NaCl$ менее прочна, чем в $MgO$, из-за меньших зарядов ионов и большего межатомного расстояния.

Ответ: Химические связи одного типа различаются по энергии (прочности), которая определяется участвующими в связи атомами и ее кратностью.

Эта характеристика относится в первую очередь к ковалентной связи и описывает степень смещения общей электронной пары к одному из связанных атомов. Полярность зависит от разности электроотрицательностей ($Δχ$) атомов. Если атомы одинаковы (например, в молекулах $H_2$, $O_2$), связь является ковалентной неполярной ($Δχ = 0$). Если атомы разные (например, $H-Cl$), связь является полярной. Чем больше разница в электроотрицательностях, тем полярнее связь. Например, ковалентная связь $O-H$ в молекуле воды более полярна, чем связь $N-H$ в молекуле аммиака, так как кислород более электроотрицателен, чем азот.

Ответ: Ковалентные связи различаются по полярности, которая определяется разностью электроотрицательностей связанных атомов.

10.101. Какие из перечисленных веществ имеют молекулярное строение: ${\mathrm{P}}_4,$ ${\mathrm{SO}}_2,$ ${\mathrm{SiO}}_2,$ ${\mathrm{NH}}_3,$ BN, ${\mathrm{POCl}}_3,$ ${\mathrm{Na}}_2{\mathrm{O}}_2,$ ${\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}?$ Для всех веществ определите степени окисления атомов, а для веществ молекулярного строения – валентности всех элементов.

Вещества с молекулярным строением (состоят из отдельных молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными силами): $P_4$ (белый фосфор), $SO_2$ (диоксид серы), $NH_3$ (аммиак), $POCl_3$ (хлорокись фосфора), $CH_3COOH$ (уксусная кислота).

Вещества с немолекулярным строением:

• $SiO_2$ (диоксид кремния) — имеет атомную кристаллическую решетку.
• $BN$ (нитрид бора) — имеет атомную кристаллическую решетку.
• $Na_2O_2$ (пероксид натрия) — имеет ионную кристаллическую решетку.

Ниже приведены степени окисления для всех веществ и валентности для веществ молекулярного строения.

Имеет молекулярное строение. Так как это простое вещество, степень окисления фосфора равна 0. В молекуле белого фосфора $P_4$ (тетраэдр) каждый атом фосфора связан с тремя другими атомами, поэтому валентность фосфора равна III.

Ответ: Степень окисления: $P^0$. Валентность: P(III).

Имеет молекулярное строение. Степень окисления кислорода — -2. Сумма степеней окисления в молекуле равна 0, поэтому для серы: $x + 2 \cdot (-2) = 0$, откуда $x = +4$. Структурная формула $O=S=O$. Сера образует две двойные связи, значит, валентность серы равна IV. Кислород образует одну двойную связь, его валентность равна II.

Ответ: Степени окисления: $S^{+4}$, $O^{-2}$. Валентности: S(IV), O(II).

Имеет немолекулярное (атомное) строение. Степень окисления кислорода — -2. Для кремния: $x + 2 \cdot (-2) = 0$, откуда $x = +4$. Для веществ с атомной решеткой валентность не определяется в рамках данного задания.

Ответ: Степени окисления: $Si^{+4}$, $O^{-2}$.

Имеет молекулярное строение. Степень окисления водорода — +1. Для азота: $x + 3 \cdot (+1) = 0$, откуда $x = -3$. В молекуле аммиака атом азота образует три одинарные связи с атомами водорода, поэтому валентность азота равна III. Валентность водорода равна I.

Ответ: Степени окисления: $N^{-3}$, $H^{+1}$. Валентности: N(III), H(I).

Имеет немолекулярное (атомное) строение. Азот более электроотрицателен, чем бор, поэтому его степень окисления принимается равной -3. Для бора: $x + (-3) = 0$, откуда $x = +3$.

Ответ: Степени окисления: $B^{+3}$, $N^{-3}$.

Имеет молекулярное строение. Степень окисления кислорода — -2, хлора — -1. Для фосфора: $x + (-2) + 3 \cdot (-1) = 0$, откуда $x = +5$. В молекуле атом фосфора связан двойной связью с кислородом и тремя одинарными связями с атомами хлора. Таким образом, валентность фосфора равна V, кислорода — II, хлора — I.

Ответ: Степени окисления: $P^{+5}$, $O^{-2}$, $Cl^{-1}$. Валентности: P(V), O(II), Cl(I).

Имеет немолекулярное (ионное) строение. Это пероксид. Степень окисления натрия (щелочной металл) всегда +1. Для кислорода: $2 \cdot (+1) + 2 \cdot x = 0$, откуда $x = -1$. Состоит из ионов $Na^{+}$ и пероксид-ионов $(O_2)^{2-}$.

Ответ: Степени окисления: $Na^{+1}$, $O^{-1}$.

Имеет молекулярное строение. В органических соединениях степени окисления определяют для каждого атома углерода отдельно. Для атома углерода в метильной группе ($CH_3$): он связан с тремя атомами водорода (менее электроотрицательными) и одним атомом углерода. Степень окисления первого углерода $C^{-3}$. Для атома углерода в карбоксильной группе ($COOH$): он связан с другим углеродом, одним кислородом через двойную связь и одним кислородом через одинарную связь. Степень окисления второго углерода $C^{+3}$. Степень окисления кислорода – -2, водорода – +1. Проверка суммарной степени окисления: $(-3) + 3 \cdot (+1) + (+3) + 2 \cdot (-2) + (+1) = 0$. Структурная формула показывает, что оба атома углерода образуют по 4 связи (валентность IV), атомы кислорода — по 2 связи (валентность II), атомы водорода — по 1 связи (валентность I).

Ответ: Степени окисления: $C^{-3}$ (в $CH_3$), $C^{+3}$ (в $COOH$), $O^{-2}$, $H^{+1}$. Валентности: C(IV), O(II), H(I).

10.102. Какие значения может принимать порядок ковалентной связи? Может ли он быть дробным?

Какие значения может принимать порядок ковалентной связи?

Порядок ковалентной связи — это величина, характеризующая кратность связи, то есть количество электронных пар, связывающих два атома. Порядок связи определяет ее прочность и длину: чем выше порядок связи, тем она прочнее и короче.

В рамках теории валентных связей и структурных формул Льюиса порядок связи обычно принимает целочисленные значения:

• Порядок связи 1 (одинарная связь): одна общая электронная пара. Примеры: связь H-H в молекуле водорода ($H_2$), связь C-H в метане ($CH_4$), связь F-F во фторе ($F_2$).
• Порядок связи 2 (двойная связь): две общие электронные пары. Примеры: связь O=O в молекуле кислорода ($O_2$), связь C=O в диоксиде углерода ($CO_2$).
• Порядок связи 3 (тройная связь): три общие электронные пары. Примеры: связь N≡N в молекуле азота ($N_2$), связь C≡C в ацетилене ($C_2H_2$).

Существуют и более высокие, хотя и редкие, порядки связи, например, четверная связь (порядок 4) в некоторых соединениях переходных металлов.

Также порядок связи может быть равен нулю. Это означает, что устойчивая химическая связь между атомами не образуется (например, как в гипотетической молекуле $He_2$).

Кроме целочисленных, порядок связи может принимать и дробные значения, что будет рассмотрено далее.

Ответ: Порядок ковалентной связи может принимать целочисленные значения (1, 2, 3 и т.д.), нулевое значение, а также дробные значения.

Может ли он быть дробным?

Да, порядок ковалентной связи может быть дробным. Это явление объясняется с помощью концепции резонанса (в методе валентных связей) и методом молекулярных орбиталей (ММО).

1. Резонансные структуры. В молекулах или ионах, где π-связи или неподеленные электронные пары делокализованы (распределены) между несколькими атомами, порядок связи становится усредненным.

• В молекуле бензола ($C_6H_6$) шесть π-электронов равномерно распределены по шести углеродным атомам. Поэтому каждая связь C-C является ни одинарной, ни двойной. Её порядок составляет 1.5.
• В озон-ионе ($O_3$) три атома кислорода связаны связями, порядок которых равен 1.5.
• В карбонат-ионе ($CO_3^{2-}$) одна двойная и две одинарные связи резонируют между тремя атомами кислорода. Всего на 3 связи C-O приходится 4 связывающие электронные пары. Порядок каждой связи C-O равен $4/3 \approx 1.33$.

2. Метод молекулярных орбиталей (ММО). Этот метод дает более строгое определение порядка связи и напрямую приводит к возможности дробных значений. Порядок связи (ПС) вычисляется по формуле:

$ПС = \frac{1}{2}(N_{связ} - N_{разр})$

где $N_{связ}$ — число электронов на связывающих молекулярных орбиталях, а $N_{разр}$ — число электронов на разрыхляющих молекулярных орбиталях.

• Для молекулярного иона водорода $H_2^+$ (1 электрон на связывающей орбитали): $ПС = \frac{1}{2}(1 - 0) = 0.5$.
• Для молекулярного иона гелия $He_2^+$ (2 электрона на связывающей и 1 на разрыхляющей орбитали): $ПС = \frac{1}{2}(2 - 1) = 0.5$.
• Для катиона кислорода $O_2^+$: $ПС = \frac{1}{2}(8 - 3) = 2.5$.
• Для супероксид-аниона $O_2^-$: $ПС = \frac{1}{2}(8 - 5) = 1.5$.

Ответ: Да, порядок ковалентной связи может быть дробным. Это наблюдается в молекулах и ионах с делокализованными электронами (резонансными структурами) или описывается в рамках метода молекулярных орбиталей.

10.103. Какие значения может принимать: а) энергия ковалентной связи; б) длина ковалентной связи; в) валентный угол в молекуле? Приведите диапазоны типичных значений.

а) энергия ковалентной связи

Энергия ковалентной связи — это количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва одного моля ковалентных связей в веществе, находящемся в газообразном состоянии. Это мера прочности химической связи. Поскольку для разрыва связи всегда требуется энергия, ее значение всегда положительно. Энергия связи зависит от множества факторов: природы связываемых атомов, кратности связи (одинарная, двойная, тройная) и молекулярного окружения.

Типичные значения энергии ковалентной связи лежат в диапазоне от 150 до 1000 кДж/моль.

• Одинарные связи: Энергия обычно составляет от 150 до 570 кДж/моль. Например, энергия связи $C–C$ составляет около 348 кДж/моль, $C–H$ — около 413 кДж/моль, а для самой слабой одинарной связи $I–I$ — около 151 кДж/моль. Самые прочные одинарные связи, например $H–F$, имеют энергию около 567 кДж/моль.
• Двойные связи: Значительно прочнее одинарных. Например, энергия связи $C=C$ в этилене составляет около 614 кДж/моль.
• Тройные связи: Являются самыми прочными. Энергия связи $C≡C$ в ацетилене — около 839 кДж/моль, а энергия тройной связи $N≡N$ в молекуле азота достигает 945 кДж/моль, что делает молекулу $N_2$ очень инертной.

Ответ: Энергия ковалентной связи — это положительная величина, обычно измеряемая в кДж/моль. Типичные значения находятся в диапазоне примерно от 150 кДж/моль (для слабых одинарных связей) до 1000 кДж/моль (для прочных тройных связей).

б) длина ковалентной связи

Длина ковалентной связи — это равновесное расстояние между ядрами двух атомов, соединенных ковалентной связью. Она определяется балансом сил притяжения (между ядрами и электронами) и отталкивания (между ядрами и между электронами). Длину связи измеряют в пикометрах (пм, $1 \text{ пм} = 10^{-12} \text{ м}$) или ангстремах (Å, $1 \text{ Å} = 100 \text{ пм}$).

На длину связи влияют два основных фактора:

• Атомные радиусы: Чем больше радиусы связываемых атомов, тем больше длина связи. Например, в ряду $H–F$, $H–Cl$, $H–Br$, $H–I$ длина связи увеличивается.
• Кратность связи: С увеличением кратности связи (от одинарной к двойной и тройной) длина связи уменьшается, так как атомы притягиваются сильнее. Например, длина связи $C–C$ (~154 пм) > $C=C$ (~134 пм) > $C≡C$ (~120 пм).

Типичные значения длины ковалентной связи лежат в диапазоне от 74 до 270 пм.

• Самая короткая связь — в молекуле водорода $H–H$ (74 пм).
• Длина связи $C–H$ составляет около 109 пм.
• Длина связи $I–I$ составляет около 267 пм.

Ответ: Длина ковалентной связи обычно находится в диапазоне от 70 до 270 пм (или 0.7 - 2.7 Å). Она увеличивается с ростом атомных радиусов и уменьшается с увеличением кратности связи.

в) валентный угол в молекуле

Валентный угол — это угол, образованный тремя последовательно связанными атомами, точнее, направлениями двух ковалентных связей, исходящих из одного центрального атома. Геометрия молекул и, следовательно, валентные углы, хорошо описываются теорией отталкивания электронных пар валентной оболочки (ОЭПВО). Согласно этой теории, электронные пары (как связывающие, так и неподеленные) располагаются в пространстве вокруг центрального атома так, чтобы минимизировать взаимное отталкивание.

Диапазон значений валентных углов очень широк, но существуют "идеальные" углы, характерные для определенных типов гибридизации и геометрии:

• $180°$ — для линейных молекул (например, $CO_2$, $BeH_2$).
• $120°$ — для тригонально-планарных молекул (например, $BF_3$, $SO_3$).
• $109.5°$ — для тетраэдрических молекул (например, метан $CH_4$).
• $90°$ — основной угол в октаэдрических молекулах (например, $SF_6$).

Наличие неподеленных электронных пар у центрального атома приводит к уменьшению валентных углов по сравнению с идеальными, так как неподеленная пара отталкивает связывающие пары сильнее.

• В молекуле аммиака ($NH_3$) одна неподеленная пара сжимает угол $H–N–H$ до ~$107°$ (вместо идеального тетраэдрического $109.5°$).
• В молекуле воды ($H_2O$) две неподеленные пары сжимают угол $H–O–H$ еще сильнее, до ~$104.5°$.

В циклических напряженных молекулах углы могут быть сильно искажены. Например, в циклопропане ($C_3H_6$) валентный угол $C–C–C$ составляет $60°$.

Ответ: Валентные углы могут принимать значения в широком диапазоне, но типичные значения соответствуют основным молекулярным геометриям: $180°$ (линейная), $120°$ (тригональная), $109.5°$ (тетраэдрическая), $90°$ (октаэдрическая). Эти значения могут уменьшаться под влиянием неподеленных электронных пар или сильно искажаться в напряженных циклических системах (до $60°$).

10.104. Приведите примеры двух устойчивых молекул, которые не удовлетворяют правилу октета.

Правило октета гласит, что атомы элементов главной подгруппы стремятся к образованию химических связей таким образом, чтобы их валентная электронная оболочка содержала восемь электронов, что соответствует устойчивой конфигурации благородного газа. Однако существует множество устойчивых соединений, которые являются исключениями из этого правила. Такие исключения, как правило, делятся на три категории:

• Молекулы с неполным октетом, где у центрального атома меньше восьми валентных электронов.
• Молекулы с расширенным октетом, где у центрального атома больше восьми валентных электронов (характерно для элементов 3-го периода и ниже).
• Молекулы с нечетным числом валентных электронов (радикалы).

Ниже приведены два примера устойчивых молекул, которые не удовлетворяют правилу октета.

Пример 1: Трифторид бора ($BF_3$)

Трифторид бора является примером молекулы с неполным октетом. Атом бора (B) находится в 13-й группе периодической таблицы и имеет 3 валентных электрона. В молекуле $BF_3$ он образует три одинарные ковалентные связи с тремя атомами фтора (F). Каждый атом фтора предоставляет один электрон для образования связи.

В результате центральный атом бора окружают только шесть валентных электронов ($3$ собственных $+ 3 \times 1$ от атомов фтора). Таким образом, валентная оболочка бора не заполнена до октета. В то же время каждый атом фтора имеет полный октет (2 электрона в связывающей паре и 6 электронов в трех неподеленных парах). Несмотря на электронный дефицит у атома бора, молекула $BF_3$ является химически устойчивым соединением.

Ответ: Молекула трифторида бора ($BF_3$) является устойчивой, но не удовлетворяет правилу октета, так как центральный атом бора имеет на своей валентной оболочке 6 электронов вместо 8.

Пример 2: Гексафторид серы ($SF_6$)

Гексафторид серы — это пример молекулы с расширенным октетом. Атом серы (S) является элементом 3-го периода и имеет 6 валентных электронов. В молекуле $SF_6$ атом серы образует шесть одинарных ковалентных связей с шестью атомами фтора.

В результате вокруг центрального атома серы оказывается 12 валентных электронов ($6$ собственных $+ 6 \times 1$ от атомов фтора). Это превышает октет. Возможность существования таких "гипервалентных" соединений для элементов 3-го периода и ниже объясняется наличием у них свободных d-орбиталей, которые могут быть задействованы в образовании химических связей. Каждый из шести атомов фтора при этом достигает стабильного октета. Молекула $SF_6$ — это чрезвычайно устойчивый и инертный газ.

Ответ: Молекула гексафторида серы ($SF_6$) является устойчивой, но не удовлетворяет правилу октета, так как центральный атом серы имеет на своей валентной оболочке 12 электронов вместо 8.

10.105. Установите формулы молекул или ионов, содержащих указанное число частиц. Заполните таблицу.

Для определения формулы частицы (атома, молекулы или иона) необходимо использовать следующие принципы:

• Число протонов в ядре атома однозначно определяет химический элемент и равно его порядковому номеру (Z) в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.
• Общее число протонов в молекуле или ионе равно сумме протонов всех атомов, входящих в состав частицы.
• В нейтральной частице (атоме или молекуле) число электронов равно общему числу протонов.
• Если число электронов не равно числу протонов, то частица является ионом. Заряд иона равен разности между числом протонов и числом электронов. Если протонов больше, ион положительный (катион), если электронов больше — отрицательный (анион).

Проанализируем каждую строку таблицы:

1. Частица: 1 атом, 1 протон, 2 электрона

Частица состоит из одного атома. Число протонов равно 1, что соответствует атому водорода (H). В частице 2 электрона, что на один больше, чем число протонов. Следовательно, это анион с зарядом $1 - 2 = -1$.

Ответ: $H⁻$.

2. Частица: 1 атом, 2 протона, 2 электрона

Частица состоит из одного атома. Число протонов равно 2, что соответствует атому гелия (He). Число электронов (2) равно числу протонов (2), следовательно, это нейтральный атом.

Ответ: $He$.

3. Частица: 2 атома, 2 протона, 2 электрона

Частица состоит из двух атомов, а общее число протонов равно 2. Единственный способ получить 2 протона из двух атомов — это объединить два атома водорода (H), каждый из которых имеет по 1 протону. Число электронов (2) равно числу протонов (2), значит, это нейтральная молекула.

Ответ: $H₂$.

4. Частица: 3 атома, 10 протонов, 10 электронов

Частица состоит из трех атомов и является электронейтральной (10 протонов, 10 электронов). Необходимо найти комбинацию из трех атомов, дающую в сумме 10 протонов. Распространенной трехатомной молекулой является вода. В молекуле воды ($H₂O$) 2 атома водорода (2 × 1 протон) и 1 атом кислорода (8 протонов). Сумма атомов: $2 + 1 = 3$. Сумма протонов: $2 \cdot 1 + 8 = 10$. Условия выполняются.

Ответ: $H₂O$.

5. Частица: 4 атома, 10 протонов, 10 электронов

Частица состоит из четырех атомов и является электронейтральной (10 протонов, 10 электронов). Ищем комбинацию из четырех атомов с суммарным числом протонов 10. Рассмотрим молекулу аммиака ($NH₃$). В ней 1 атом азота (7 протонов) и 3 атома водорода (3 × 1 протон). Сумма атомов: $1 + 3 = 4$. Сумма протонов: $7 + 3 \cdot 1 = 10$. Условия выполняются.

Ответ: $NH₃$.

6. Частица: 4 атома, 11 протонов, 10 электронов

Частица состоит из четырех атомов. Число протонов (11) на единицу больше числа электронов (10), следовательно, это катион с зарядом $+1$. Ищем комбинацию из четырех атомов с суммарным числом протонов 11. Рассмотрим ион гидроксония ($H₃O⁺$). В нем 3 атома водорода (3 × 1 протон) и 1 атом кислорода (8 протонов). Сумма атомов: $3 + 1 = 4$. Сумма протонов: $3 \cdot 1 + 8 = 11$. Условия выполняются.

Ответ: $H₃O⁺$.

7. Частица: 5 атомов, 10 протонов, 10 электронов

Частица состоит из пяти атомов и является электронейтральной (10 протонов, 10 электронов). Ищем комбинацию из пяти атомов с суммарным числом протонов 10. Рассмотрим молекулу метана ($CH₄$). В ней 1 атом углерода (6 протонов) и 4 атома водорода (4 × 1 протон). Сумма атомов: $1 + 4 = 5$. Сумма протонов: $6 + 4 \cdot 1 = 10$. Условия выполняются.

Ответ: $CH₄$.

8. Частица: 3 атома, 22 протона, 22 электрона

Частица состоит из трех атомов и является электронейтральной (22 протона, 22 электрона). Ищем комбинацию из трех атомов с суммарным числом протонов 22. Рассмотрим молекулу диоксида углерода ($CO₂$). В ней 1 атом углерода (6 протонов) и 2 атома кислорода (2 × 8 протонов). Сумма атомов: $1 + 2 = 3$. Сумма протонов: $6 + 2 \cdot 8 = 6 + 16 = 22$. Условия выполняются.

Ответ: $CO₂$.

9. Частица: 4 атома, 30 протонов, 32 электрона

Частица состоит из четырех атомов. Число электронов (32) на два больше числа протонов (30), следовательно, это анион с зарядом $-2$. Ищем комбинацию из четырех атомов с суммарным числом протонов 30. Рассмотрим карбонат-ион ($CO₃^{2-}$). В нем 1 атом углерода (6 протонов) и 3 атома кислорода (3 × 8 протонов). Сумма атомов: $1 + 3 = 4$. Сумма протонов: $6 + 3 \cdot 8 = 6 + 24 = 30$. Условия выполняются.

Ответ: $CO₃^{2-}$.

10. Частица: 4 атома, 31 протон, 32 электрона

Частица состоит из четырех атомов. Число электронов (32) на один больше числа протонов (31), следовательно, это анион с зарядом $-1$. Ищем комбинацию из четырех атомов с суммарным числом протонов 31. Рассмотрим нитрат-ион ($NO₃^{-}$). В нем 1 атом азота (7 протонов) и 3 атома кислорода (3 × 8 протонов). Сумма атомов: $1 + 3 = 4$. Сумма протонов: $7 + 3 \cdot 8 = 7 + 24 = 31$. Условия выполняются.

Ответ: $NO₃^{-}$.

11. Частица: 5 атомов, 31 протон, 32 электрона

Частица состоит из пяти атомов. Число электронов (32) на один больше числа протонов (31), следовательно, это анион с зарядом $-1$. Ищем комбинацию из пяти атомов с суммарным числом протонов 31. Рассмотрим гидрокарбонат-ион ($HCO₃^{-}$). В нем 1 атом водорода (1 протон), 1 атом углерода (6 протонов) и 3 атома кислорода (3 × 8 протонов). Сумма атомов: $1 + 1 + 3 = 5$. Сумма протонов: $1 + 6 + 3 \cdot 8 = 7 + 24 = 31$. Условия выполняются.

Ответ: $HCO₃^{-}$.

Итоговая заполненная таблица: