Строение атома серы кратко
Обновлено: 07.07.2024
Сера (S) – неметалл, относящийся к группе халькогенов. Строение атома серы легко определить, обратившись к периодической таблице Менделеева.
Строение
Сера в периодической таблице находится под 16 номером в третьем периоде, VI группе. Относительная атомная масса элемента – 32.
Рис. 1. Положение в периодической таблице.
Природная сера имеет несколько изотопов:
Кроме этого, искусственно получено 20 радиоактивных изотопов.
Сера – элемент р-семейства. Атом серы включает ядро с положительным зарядом +16 (16 протонов, 16 нейронов) и 16 электронов, расположенных на трёх электронных оболочках. На внешнем энергетическом уровне находится 6 электронов, которые определяют валентность элемента. До завершения внешнего р-уровня не хватает двух электронов, что определяет степень окисления серы как -2.
Атом серы может переходить в возбуждённое состояние за счёт вакантных 3d-орбиталей (всего пять d-орбиталей). Поэтому атом может проявлять степень окисления +4 и +6.
Рис. 2. Строение атома.
Отрицательную степень окисления сера проявляет в составе солей – Al2S3, SiS2, Na2S. Четвёртая степень окисления проявляется в реакциях с галогенами (SCl4, SBr4, SF4) и при взаимодействии с кислородом (SO2). Наивысшая степень окисления (+6) проявляется с наиболее электроотрицательными элементами – H2SO4, SF6, SO3.
Электронное строение атома серы – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 или +16 S)2)8)6.
Физические свойства
Сера – кристаллическое соединение, которое при нагревании приобретает пластичную форму. Цвет неметалла варьирует от ярко-жёлтого до коричневого. Модификации серы зависят от количества атомов серы в молекуле.
Рис. 3. Сера.
Сера – слабый проводник тепла и электрического тока. Не взаимодействует с водой, но хорошо растворяется в органических растворителях – феноле, бензоле, аммиаке, сероуглероде.
В природе сера встречается в виде самородков и в составе руд, минералов, горных пород. Сера находится в сульфидах, сульфатах, каменном угле, нефти, газе. Серу накапливают бактерии, перерабатывающие сероводород.
Химические свойства
Сера – активный элемент, реагирующий при нагревании практически со всеми элементами, кроме инертных газов и N2, I2, Au, Pt. Сера не взаимодействует с соляной кислотой. Основные реакции серы с элементами описаны в таблице.
Сера (S) – неметалл, относящийся к группе халькогенов. Строение атома серы легко определить, обратившись к периодической таблице Менделеева.
Строение
Сера в периодической таблице находится под 16 номером в третьем периоде, VI группе. Относительная атомная масса элемента – 32.
Рис. 1. Положение в периодической таблице.
Природная сера имеет несколько изотопов:
Кроме этого, искусственно получено 20 радиоактивных изотопов.
Сера – элемент р-семейства. Атом серы включает ядро с положительным зарядом +16 (16 протонов, 16 нейронов) и 16 электронов, расположенных на трёх электронных оболочках. На внешнем энергетическом уровне находится 6 электронов, которые определяют валентность элемента. До завершения внешнего р-уровня не хватает двух электронов, что определяет степень окисления серы как -2.
Атом серы может переходить в возбуждённое состояние за счёт вакантных 3d-орбиталей (всего пять d-орбиталей). Поэтому атом может проявлять степень окисления +4 и +6.
Рис. 2. Строение атома.
Отрицательную степень окисления сера проявляет в составе солей – Al2S3, SiS2, Na2S. Четвёртая степень окисления проявляется в реакциях с галогенами (SCl4, SBr4, SF4) и при взаимодействии с кислородом (SO2). Наивысшая степень окисления (+6) проявляется с наиболее электроотрицательными элементами – H2SO4, SF6, SO3.
Электронное строение атома серы – 1s22s22p63s23p4 или +16 S)2)8)6.
Физические свойства
Сера – кристаллическое соединение, которое при нагревании приобретает пластичную форму. Цвет неметалла варьирует от ярко-жёлтого до коричневого. Модификации серы зависят от количества атомов серы в молекуле.
Сера – слабый проводник тепла и электрического тока. Не взаимодействует с водой, но хорошо растворяется в органических растворителях – феноле, бензоле, аммиаке, сероуглероде.
В природе сера встречается в виде самородков и в составе руд, минералов, горных пород. Сера находится в сульфидах, сульфатах, каменном угле, нефти, газе. Серу накапливают бактерии, перерабатывающие сероводород.
Химические свойства
Сера – активный элемент, реагирующий при нагревании практически со всеми элементами, кроме инертных газов и N2, I2, Au, Pt. Сера не взаимодействует с соляной кислотой. Основные реакции серы с элементами описаны в таблице.
S (сера) - элемент с прядковым номером 16 в периодической системе. Находится в III периоде. Температура плавления: 113 ℃. Плотность: 2.06 г/см 3 .
Электронная формула атома серы:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Сокращенная электронная конфигурация S:
[Ne] 3s 2 3p 4
Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме S
1-й уровень (K): 2
2-й уровень (L): 8
3-й уровень (M): 6
Валентные электроны серы
Количество валентных электронов в атоме серы - 6.
Ниже приведены их квантовые числа (N - главное, L - орбитальное, M - магнитное, S - спин)
Сера - элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к группе халькогенов - элементов VIa группы.
Сера - S - простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.
Основное и возбужденное состояние атома серы
Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных электронов отражает количество возможных связей у атома.
В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.
Природные соединения
- FeS2 - пирит, колчедан
- ZnS - цинковая обманка
- PbS - свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 - сурьмяный блеск, Bi2S3 - висмутовый блеск
- HgS - киноварь
- CuFeS2 - халькопирит
- Cu2S - халькозин
- CuS - ковеллин
- BaSO4 - барит, тяжелый шпат
- CaSO4 - гипс
В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.
В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S, SO2.
Серу можно получить разложением пирита
В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.
-
Реакции с неметаллами
На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ - SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания - только со фтором.
При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.
При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.
Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.
Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.
Сероводород - H2S
Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).
Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.
Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит от соотношения основания и кислоты).
KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.
Сероводород - сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S 2- ). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.
Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.
Оксид серы - SO2
Сернистый газ - SO2 - при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички).
В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.
В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота, распадающаяся на сернистый газ и воду.
Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.
С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты - сульфиты.
Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.
В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).
Сернистая кислота
Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.
Диссоциирует в водном растворе ступенчато.
В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли - сульфиты и гидросульфиты.
H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота - основание, 1:1)
С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.
Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.
Оксид серы VI - SO3
Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.
В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия - Pr, V2O5).
В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты - сульфатов.
Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли - сульфаты и гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.
SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке - средняя соль)
SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке - кислая соль)
SO3 - сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Читайте также: