Електронна будова атома

Розміщення електронів по рівням і підрівням

	16S	1s22p22p6 3s23p4
Розміщення електронів по орбіталям (останній шар)	Ступінь окиснення
	+2, - 2	H2S
Збуджений стан атома	–hν ® S*	+4	SO2, H2SO3
–hν ® S**	+ 6	SO3, H2SO4

 

Фізичні властивості Сірка – тверда кристалічна речовина жов­то­го кольору. S₈ – циклічні молекули, характерна алотропія.

 

Хімічні властивості

ОКИСНІ ВЛАСТИВОСТІ (S0 + 2ē ®S-2)
1) з лужними металами (без t): 2Na + S ®Na2S (натрій сульфід)
з іншими металами (крім Au, Pt) - при високій t: 2Al + 3S –t ® Al2S3 (алюміній сульфід)
	Zn + S –t ® ZnS (цинк сульфід)
2) з деякими неметалами: H2 + S ® H2S­ (гідроген сульфід, сірководень) 2P + 3S ® P2S3 (фосфор сульфід)
ВІДНОВНІ ВЛАСТИВОСТІ (S0 - 2ē ® S+2; S0 - 4ē ® S+4; S0 - 6ē ® S+6) проявляє в реакціях з сильними окисниками:
3) з оксигеном:	S + O2 –t ® S+4O2 - горіння
4) з галогенами (крім І2):	S + Cl2 ®S+2Cl2
5) з кислотами-окисниками:	S0 + 2H2SO4 (конц) ® 3S+4O2 + 2H2O
РЕАКЦІЇ ДИСПРОПОРЦІОНУВАННЯ:
6) з лугами: 3S0 + 6KOH ® K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O
7) сірка розчиняється в концентрованому розчині сульфіту натрію: S0 + Na2S+4O3 ® Na2S2O3тіосульфат натрію

Найважливіші Сполуки СІРКИ

· сірководень (гідроген сульфід) Н₂S

Розчин H₂S у воді – сульфідна (сірководнева) кислота (слабка дво­хосновна кислота):

солі – сульф ІД и Na₂S – натрій сульф ід

Фізичні властивості	Отруйний газ (N). Має різкий неприємний запах, трохи розчинний у воді, утворює слабку сульфідну кислоту
Одержання	1) H2 + S t ®H2S 2) FeS + 2HCl ®FeCl2 + H2S­
Хімічні властивості	1) Розчин H2S у воді – слабка двоосновна кислота: H2S ®H+ + HS- ® 2H+ + S2- Сірководнева кислота утворює два ряди солей - середні (суль­фіди) і кислі (гідросульфіди)
2) Взаємодіє - з неметалами: H2S-2 + Br2 ® S0 + 2HBr - з розчинами лугів: H2S + 2NaOH ® Na2S + 2H2O - зі сріблом на повітрі (срібло чорніє): 4Ag + 2H2S + O2 ® 2Ag2S¯ + 2H2O
3) H2S є дуже сильним ВІДНОВНИКОМ: H2S-2 + 2FeCl3 ® 2FeCl2 + S0 + 2HCl H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O ® H2S+6O4 + 8HCl 3H2S-2 + 8HNO3(конц) ® 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O H2S-2 + H2S+6O4(конц) ® S0 + S+4O2 + 2H2O
4) Сірководень окиснюється: при недостачі O2: 2H2S-2 + O2 ® 2S0 + 2H2O при надлишку O2: 2H2S-2 + 3O2 ® 2S0+SO2 + 2H2O
þ Якісна реакція на сірководень і розчинні сульфіди - утворення темно-коричневого (майже чорного) осаду PbS: H2S + Pb(NO3)2 ®PbS¯ + 2HNO3

 

·сульфіди - солі сульфідної кислоти (Ме^+хS_x)

Хімічні властивості

1) Розчинні сульфіди гіролізують (середовище лужне, рН> 7): K2S + H2O ® KHS + KOH S2- + H2O ® HS- + OH-

2) Сульфіди металів (у ряді напруг зліва від заліза), розчиняються в сильних кислотах: ZnS + H2SO4 ®ZnSO4 + H2S­

 

 

· оксид сульфуру (IV) (сірчистий ангідрид; сірчистий газ) SO₂

кислотний оксид. При розчиненні у воді утворює слабку і не­стій­ку сір­чисту кислоту H₂SO₃ (існує тільки в водному розчині):

SO₂ + H₂O ® H₂SO₃

солі – сульф ІТ и Na₂SO₃ – барій сульфіт

Хімічні властивості

1) SO2 реагує з основами утворює два ряди солей - середні(сульфіти) і кислі (ГІДРОсульфіти): Ba(OH)2 + SO2 ®BaSO3¯ (сульфіт барію) + H2O Ba(OH)2 + 2SO2 ® Ba(HSO3)2 (гідросульфіт барію)

2) Реакції окиснення (S+4 – 2ē ®S+6): S+4O2 + Br2 + 2H2O ® H2S+6O4 + 2HBr

3) Реакції відновлення (S+4 + 4ē ® S0): S+4O2 + 2H2S ® 3S0 + 2H2O

 

· оксид сульфуру (VI) (сірчаний ангідрид) SO₃

кислотний оксид, СИЛЬНИЙ ОКИСНИК. При розчиненні в воді дає сильну двохосновну сірчану або сульфатну кислоту:

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

солі – сульф АТ и ВаSO₄ – барій сульф ат

Хімічні властивості

1) з основами утворює середні (сульфати) і кислі (ГІДРОсульфати) солі: 2NaOH + SO3 ® Na2SO4 (натрій сульфат) + H2O NaOH + SO3 ® NaHSO4 (натрій гідросульфат) 2) СИЛЬНИЙ ОКИСНИК.

· сірчана (сульфатна) кислота H₂SO₄

сильна двохосновна кислота

Хімічні властивості

1) Взаємодія з металами: · розведена H2SO4 Zn0 + H2+1SO4 (розв) ®Zn+2SO4 + H2­ Cu0 + H2+1SO4 (розв) ¹
· концентрована H2SO4– СИЛЬНИЙ ОКИСНИК 2Ag0 + 2H2+6SO4 ®Ag2+1SO4 + S+4O2­ + 2H2O 8Na0 + 5H2+6SO4 ® 4Na2+1SO4 + H2S-2­ + 4H2O
2) концентрована H2S+6O4 реагує при t° з деякими неметалами: S0 + 2H2S+6O4(конц) ®3S+4O2­ + 2H2O 2P0 + 5H2S+6O4(конц) ® 5S+4O2­ + 2H3P+5O4 + 2H2O
3) з основними оксидами: CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O	(реакції обміну)
4) з гідроксидами: H2SO4 + 2NaOH ® Na2SO4 + 2H2O
5) з солями: СaCl2 + H2SO4 ® СaSO4¯ + 2HCl
þ Якісна реакція на сульфат йони SO42- - утворення білого осаду BaSO4: BaCl2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HCl

§10.5. VII А група – ПІДГРУПА Нітрогену (Азот)

До підгрупи Нітрогену входять п’ять елементів: Нітроген, Фосфор, Арсен, Стибий і Бісмут.

Атоми елементів підгрупи азоту на зовнішньому енергетичному рівні містять по 5 електронів у стані s²p³. Тому найвищий ступінь ок­си­нення цих елементів дорівнює +5, найнижчий -3, характерний також +3. Всі вони р-елементи.

 

Заряд ядра	Елемент	Електронна конфігурація	Ступені окиснення	Атомний радіус	Електро-негатив­-ність	Окисні (неметалічні) властивості
	Нітроген, азот (N)	[He] 2s22p3	-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5	зростає ————	зменшується ————	зменшуються ————
	Фосфор (P)	[Ne] 3s23p3	-3, +1, +3, +5
	Арсен (As)	[Ar] 3d104s24p3	-3, +3, +5
	Стибій (Sb)	[Kr] 4d105s25p3	-3, +3, +4, +5
	Бісмут (Bi)	[Xe] 4f145d106s26p3	+3, +5

 

В ряду N - P – As - Sb - Bi зменшуються неметалічні (ОКИС­НІ) властивості та збільшуються металічні (ВІДНОВНІ) власти­во­сті.

N, P - типові неметали, As, Sb - мають амфотерні властивості, Bi - типовий метал

Хімічні властивості

1. Основний характер оксидів R₂O₅ збільшується, а кислотний – слабшає зі збільшенням заряду ядра елемента.

2. Гідроксиди всіх елементів в п'ятивалентному стані мають кислотний характер.

3. Основний характер гідроксидів R(OH)₃ збільшується, а кислотний – слабшає зі збільшенням заряду ядра елемента.

RO₃^3- + 3H⁺ ® R(OH)₃ ®R³⁺ + 3OH^- (R – елемент)

4. As, Sb, і Bi погано розчинні у воді.

5. Відновні властивості водневих сполук RH₃ посилюються, а стійкість зменшується зі збільшенням заряду ядра елемента.

 

Ø АЗОТ І ЙОГО СПОЛУКИ

АЗОТ (Нітроген) N₂