Struktur des Schwefelatoms. Elektronische Struktur des Silberatoms

1640. Wie oft überschreiten die Abmessungen eines Atoms die Abmessungen des Kerns (10 -15 m)?
Die Abmessungen eines Atoms übertreffen die Größe des Kerns um etwa das 10 -10/10 -15 = 10 5-fache.

1641. Wie viele Elektronen enthalten die Atome von Aluminium, Kupfer, Eisen und Silber?
Ein Aluminiumatom enthält 13 Elektronen; Kupfer - 29 Elektronen; Eisen - 26 Elektronen; Silber - 47 Elektronen.

1642. Welche Ladungen haben die Kerne von Stickstoff-, Gold-, Kobalt- und Germaniumatomen?
Die Ladung des Atomkerns entspricht der Nummer des Elements im Periodensystem.
1) N: 7; 2) Au: 79; 3) Co: 27; 4) Ge: 32.

1643. Strahlt oder absorbiert ein Atom beim Übergang vom Grundzustand in den angeregten Zustand Energie?
Absorbiert.

1644. Warum beim Auslaufen elektrischer Strom Gibt der Wolframfaden einer Glühlampe Licht ab?
Wenn Elektronen mit Gitterionen kollidieren, beginnen die Ionen um ihre Gleichgewichtspositionen zu schwingen. Wenn diese Schwingungen eine bestimmte Frequenz erreichen, beginnen sie, sichtbares Licht auszusenden.

1645. Wie stark nimmt die Energie eines Atoms beim Übergang von einem ab? Energiezustand an ein anderes Atom emittiertes Licht mit einer Wellenlänge von 6,56 · 10-7 m?

1646. Warum erhält das resultierende Ion eine positive Ladung, wenn einige Elektronen aus einem Atom entfernt werden?
Nachdem einige Elektronen entfernt wurden, begann die Anzahl der positiv geladenen Teilchen die Anzahl der negativ geladenen zu übersteigen, und daher erhielt das resultierende Ion eine positive Ladung.

1647. Wie hoch sind die Ladungen eines einfach ionisierten Heliumatoms und die Ladung des Kerns eines Heliumatoms?
Die Ladung eines einfach ionisierten Heliumatoms beträgt -1.

1648. Wie viele Elektronen verlor das Stickstoffatom, als es zu einem Ion mit einer Ladung von 3,2 · 10-19 C wurde?

1649. Kann ein Ion eine negative Ladung haben?
Vielleicht, wenn das Atom ein Elektron in eines seiner Orbitale aufnimmt.

1650. Um ein Sauerstoffatom zu ionisieren, ist eine Energie von etwa 14 eV erforderlich. Welche Frequenzstrahlung kann Ionisierung verursachen?

1651. Warum lässt sich der photoelektrische Effekt bei Alkalimetallen wie Cäsium leicht nachweisen?
Denn die Austrittsarbeit A für solche Metalle ist recht klein.

1652. Wie oft ist die Ruhemasse eines Protons? mehr Masse Elektron in Ruhe?

1653. Der Kern welches Elements ist das Proton?
Ein Proton ist der Kern von Wasserstoff.

1654. Wie viel Prozent beträgt der Unterschied der Ruhemassen von Proton und Neutron im Verhältnis zur Ruhemasse des Protons?

1655. Wie viele Nukleonen enthalten die Kerne von Lithium Li, Kupfer Cu, Silber Ag, Blei Pb?

1656. Bestimmen Sie die Nukleonenzusammensetzung der Kerne von Helium He, Sauerstoff O, Selen Se, Quecksilber Hg, Radium Ra, Uran U.

1657. Der Anteil welcher Nukleonen in den Kernen von Elementen nimmt mit zunehmender Ladungszahl zu?
Neuronen.

1658. Name Chemisches Element, V Atomkern welches Nukleonen enthält: a) 7p + 7n; b) 18ð + 22n; c) 33ð + 42n; d) 84p + 126n.
a) Stickstoff N; b) Argon Ag; c) Arsen As; d) Polonium Rho.

1659. Bestimmen Sie die Nukleonenzusammensetzung von Wasserstoffisotopen: Protium, Deuterium, Tritium. Die Ionen welcher dieser Isotope bewegen sich bei der Elektrolyse von Wasser langsamer zur Kathode?

1660. Atommasse Chlor entspricht 35,5 amu. Chlor hat zwei Isotope: 35Cl und 37Cl. Bestimmen Sie ihren Prozentsatz.

1661. Sind Kerne mit den Indizes 18 und 20 Kerne von Isotopen desselben Elements?
Nein.

Silber ist ein Element, das bereits 3000 v. Chr. in Ägypten, Persien und China bekannt war. Grundlegende physikalische Eigenschaften von Silber:

Silber hat ein kubisch-flächenzentriertes Kristallgitter mit einem Parameter a = 4,0772 A (bei 20 °C). Vom Aussehen her ist Silber ein wunderschönes weißes Metall, sehr duktil und leicht zu polieren. Von allen Metallen hat Silber das höchste Reflexionsvermögen, nämlich 95 % im orangeroten Teil des Spektrums, die höchste elektrische Leitfähigkeit und Wärmeleitfähigkeit.

Der Ionenradius von Silber (Ag+) beträgt nach Goldschmidt und Pauling 1,13 bzw. 1,26 A.

Der Silbergehalt Ср999-999,9 sollte Verunreinigungen von nicht mehr als 0,1 % aufweisen. Elektrischer Widerstand ρ=0,015 μOhm·m. Die mechanischen Eigenschaften von Silber sind gering: Zugfestigkeit nicht mehr als 200 MPa, Bruchdehnung ~50 %. Im Vergleich zu Gold und Platin weist es eine geringere chemische Beständigkeit auf. Oft wird die Verwendung von Silber durch seine Fähigkeit, in Substratmaterialien zu diffundieren, eingeschränkt.

4. Elektronische Struktur des Silberatoms

4.1 Elektronische Formel von Silber: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 1

4.2 Silber gehört zur Hauptuntergruppe der ersten Gruppe des Periodensystems der Elemente von D. I. Mendelejew und liegt in der fünften Periode (groß) zwischen Palladium und Cadmium. Die Gruppennummer gibt üblicherweise die Anzahl der Elektronen an, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können (Valenzelektronen). Bei einem Silberatom sind dies die Elektronen der äußeren elektronischen Ebene. Die Periodennummer ist Gesamtzahl mit Elektronen gefüllte Energieniveaus in den Atomen eines Elements – in unserem Fall Silber. Die Seriennummer von Silber ist 47. Die Seriennummer gibt die Ladung des Atomkerns an, für Silber beträgt sie also +47. Nach eigenen Angaben chemische Eigenschaften und unter natürlichen Bedingungen ist Silber ein Edelmetall. Silber gehört zur „B“-Gruppe. Bei Silber ist der Effekt des Elektronenausfalls möglich, weil Ein Elektron von der 5s 2-Unterebene geht zur 4d 9-Unterebene.

Die Atommasse von Silber auf der Kohlenstoffskala beträgt 107,868. Das Element ist eine natürliche Mischung aus zwei stabilen Isotopen mit den Massenzahlen 107 und 109.

4.3 Die Valenz-Unterebene von Silber wird die 5s 1-Unterebene sein, da nur sie in diesem Fall an der Bildung chemischer Bindungen teilnehmen kann (die 5s 1-Unterebene ist unbefüllt; ihr fehlt ein Elektron). Silber gehört zur Art der d-Elemente, da in seinen Atomen die d-Unterebene der zweiten Ebene von außen mit Elektronen gefüllt ist.

4.5 Oxidationsstufen von Silber: 0, +1, +2, +3. Silber weist in seinen Verbindungen überwiegend eine Oxidationsstufe von +1 auf. Die Oxidation zum zweiwertigen Zustand kann durch Einwirkung von Ozon oder Persulfat auf Silber(I)-Salze erfolgen. Silber (S) ist hauptsächlich in komplexen Verbindungen stabil. Für Silber ist auch die Oxidationsstufe +3 bekannt. Silber in der Oxidationsstufe +3 ist in Form der Verbindungen Ag 2 0 3 und KAgF 4 bekannt. Das erste wird durch anodische Oxidation von Silberfluorid erhalten, das zweite durch Fluoridierung einer Mischung aus KCl und AgCl hohe Temperaturen. Durch direkte Fluorierung der Mischung 2CsCl + KCl + AgN0 3 entsteht die Verbindung Cs 2 KagF 6.

Es wurden auch Silberperiodate synthetisiert, zum Beispiel Na 5 H 2 Ag(JO 6) 2 16H 2 0. Silber ist ein Metall.

4
.6

Wertigkeit 5S 1 Unterebene von Silber.

5.1 Mit Wasserstoff:

Ag + H 2 ≠ Reaktion findet nicht statt

Ag 2 O+ H 2 = H 2 O + 2Ag

5.2 Mit Halogen(Br 2):

2Ag + Br 2 = 2AgBr – Silberbromid

5.3 Mit Schwefel:

2Ag + S = Ag 2 S – Silbersulfid

5.4 Mit Stickstoff:

5,5 °C Kohlenstoff:

5.6 Mit Sauerstoff

Ag+O2 = Ag 2 O – Silberoxid

6.1 Silberoxide: Ag 2 O, AgO, Ag 2 O 3, wobei Ag 2 O mehr oder weniger stabil ist. komplexe Verbindungen Silberoxid ist mehr oder weniger stabil:

AgNO 3 + KOH + 2NH 3 H2OKNO 3 + OH

6.2 Silberoxid ist amphoteres Oxid, da Silber ein Metall ist und ausgeprägte metallische Eigenschaften aufweist – es kann daher nicht sauer sein. Alkalimetall Silber ist es auch nicht. Die Elektronegativität von Silber auf der Skala beträgt 1,9.

6.3 Silberhydroxide: AgOH, Ag(OH) 2, Ag(OH) 3. Silberhydroxide sind schwache Elektrolyte, da sie leicht durch Wasser zersetzt werden.

6.4 AgOH – amphoter

2AgOH → Ag 2 O + H 2 O

AgOH + NaOH → Na

AgOH + Na + + OH - → Na + + -

AgOH + OH - → -

AgOH + 2HNO 3 → H + H 2 O

AgOH + 2H + + 2NO - 3 → H + + - + H 2 O

AgOH + 2NO - 3 → - + H 2 O

2AgOH + H 2 SO 4 → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O

2AgOH + 2H + +SO - 4 → 2Ag + + SO - 4 + 2H 2 O

2AgOH + 2H + → 2Ag + + 2H 2 O

2AgOH → Ag 2 O∙H 2 O

7. MIT Holz neigt dazu, komplexe Verbindungen einzugehen.

Viele wasserunlösliche Silberverbindungen (zum Beispiel: Silberoxid(I) - Ag 2 O und Silberchlorid- AgCl), lösen sich leicht in einer wässrigen Ammoniaklösung. Für galvanisches Silber werden komplexe Silbercyanidverbindungen verwendet, da sich bei der Elektrolyse von Lösungen dieser Salze eine dichte Schicht aus feinkristallinem Silber auf der Oberfläche der Produkte ablagert. Alle Silberverbindungen lassen sich leicht reduzieren, um metallisches Silber freizusetzen. Gibt man einer Ammoniaklösung von Silber(I)-oxid in einem Glasbehälter etwas Glucose oder Formalin als Reduktionsmittel zu, so wird metallisches Silber in Form einer dichten glänzenden Spiegelschicht auf der Glasoberfläche freigesetzt. Auf diese Weise werden Spiegel präpariert, und auch die Innenfläche von Glas in Gefäßen wird versilbert, um den Wärmeverlust durch Strahlung zu reduzieren.

Beispiele: Na 3

2 SO 4

Na[Àg(SCN) 2 ]; Na 2; Na 3 [Àg(SСN) 4 ]

(NН 4) 5 [Аg(SСN) 6 ]

Cs 3 Ba 2H 2 O

(NН 4) 9 [Àg(S 2 O 3) 4 Cl 2 ]

AgNO 3 + H 2 O ↔ AgOH + HNO 3

Ag + + NO - 3 + H 2 O ↔ AgOH↓ + H + + NO - 3

Ag + + H 2 O ↔ AgOH↓ + H +

1∙10 -14 /

C(AgNO 3) = 0,01 mol/l = 10 -2

pH = 1/2∙lgKn 2 o∙С Salze/K dis. =12

Eine Erhöhung der Temperatur und eine Verringerung der Salzkonzentration erhöhen die Vollständigkeit der Hydrolyse.

Wenn der pH-Wert von einer sauren zu einer alkalischen Umgebung ansteigt, nehmen die oxidierenden Eigenschaften zu und die reduzierenden Eigenschaften ab, da sich Silber in der Spannungsreihe rechts von Wasserstoff befindet. Je niedriger der algebraische Wert des Elektrodenpotentials eines Metalls ist, desto höher ist die Reduktionsfähigkeit dieses Metalls und desto geringer ist die Oxidationsfähigkeit seiner Ionen.

φ Ag 2 + / Ag + = 1,980B pH ≤ 7

φ Ag + / Ag = 0,799B

Da φ Ag 2 + / Ag + > φ Ag + / Ag ist, ist die Reduktionsfähigkeit von Ag + /Ag-Ionen höher als die von Ag 2+ /Ag +

φ AgO/Ag2O = 0,607B pH ≥ 7

φ AgO / Ag 2 O = 1,398B pH ≤ 7 Silberionen in AgO/Ag 2 O zeigen bei pH ≥ 7 stärker reduzierende Eigenschaften als bei pH ≤ 7.

0 + +7 -2 + -2 + -2 + +5 -2 + -2

1) 2Ag+ K(ClO 4) - + H 2 Ö Ag 2 O + K(ClO 3) - + H 2 O

Redox neutral pH=7

rot 2Ag – 2e +H 2 O  Ag 2 O + 2H + 2 1 Oxidation

7 -2 + -2 +5 -2

Ox (ClO 4) - + 2e + H 2 O  (ClO 3) - + 2OH - 2 1 Reduktion

0 +7 -2 + -2 + -2 +5 -2

2Ag + (ClO 4) - + 2H 2 O  Ag 2 O + (ClO 3) - +2H + + 2OH -

0 +7 -2 + -2 +5 -2

2Ag + (ClO 4) -  Ag 2 O + (ClO 3) -

E 0 ,B = φ Ag/Ag2O – φ (ClO4) - /(ClO3) - = 1,173 – 0,360 = 0,813B

2 0 + -2 + 0 + +4 -2 + -2

2) 2Ag 2 O+ Ti + 2NaOH 4Ag + Na 2 (TiO 3) 2- + H 2 O

Ochsenrot alkalisch pH>7

ox Ag 2 O + 2e + H 2 O  2Ag + 2OH - 4 2 Reduktion

rotes Ti – 4e + 6OH -  (TiO 3) 2- + 3H 2 O 2 1 Oxidation

2 0 + -2 0 +4 -2 + -2

2Ag 2 O + Ti + 2H 2 O + 6OH -  4Ag + (TiO 3) 2- + 4OH - + 3H 2 O

2 0 0 +4 -2 + -2

2Ag 2 O + Ti + 2OH -  4Ag + (TiO 3) 2- + H 2 O

E 0 ,B = φ Ti/(TiO3)2- - φ Ag2O/Ag = -1,250 – 1,173 = -2,423B

0 + +6 -2 + +5 -2 + -2 +3 +5 -2 + -2

3) 6Ag+K 2 CrO 7 + HNO 3  3Ag 2 O + 2Cr(NO 3) 3 + 4H 2 O

rote Ochsensäure pH-Wert<7

rot 2Ag – 2e + H 2 O  Ag 2 O + 2H + 6 3 Oxidation

Ox (Cr 2 O 7) 2- + 6e + 14H +  2Cr 3+ + 7H 2 O 2 1 Reduktion

0 +6 -2 + -2 + -2

0 +6 -2 + -2 + -2

6Ag + (Cr 2 O 7) 2- + 8H +  3Ag 2 O + 2Cr 3+ + 4H 2 O

E 0 ,B = φ Ag / Ag 2 O – φ (Cr 2 O 7)2-/ Cr 3+ = 1,173 – 1,330 = –0,157B

Silber ist ein Metall mit geringer Aktivität. In der Luftatmosphäre oxidiert es weder bei Raumtemperatur noch beim Erhitzen. Die häufig beobachtete Schwärzung von Silbergegenständen ist das Ergebnis der Bildung von schwarzem Silbersulfid – AgS 2 – auf ihrer Oberfläche. Dies geschieht unter dem Einfluss von in der Luft enthaltenem Schwefelwasserstoff sowie bei Kontakt

Silbergegenstände mit schwefelhaltigen Lebensmitteln.

4Ag + 2H 2 S + O 2 → 2Ag 2 S +2H 2 O

In der Spannungsreihe liegt Silber deutlich weiter entfernt als Wasserstoff. Daher löst es sich in Säurelösungen wie HCl, H 2 SO 4 usw. in Abwesenheit von Oxidationsmitteln nicht. In Säuren, die gleichzeitig Oxidationsmittel sind (HNO 3, heißes konzentriertes H 2 SO 4 usw.), löst sich Silber leicht. Selbst bei hohen Temperaturen reagiert Ag nicht mit Wasserstoff, Stickstoff und Kohlenstoff. Unter normalem Sauerstoffdruck reagiert Silber nicht nur praktisch nicht damit, sondern löst es auch nur sehr wenig auf. Im Gegenteil, flüssiges Silber löst Sauerstoff recht gut. Daher wird beim Erstarren von Ag gasförmiger Sauerstoff freigesetzt, manchmal begleitet von Spritzern des Metalls.

Wenn metallisches Silber in einer Atmosphäre und Chlorwasserstoff erhitzt wird, findet eine reversible Reaktion statt:

2 Ag + 2 HCl = 2 AgCl + H 2 + 71 kJ

Bereits bei 200 °C stellt sich schnell ein Gleichgewicht ein. Wird der Prozess in einem geschlossenen Gefäß unter Atmosphärendruck durchgeführt, so enthält das Gasgemisch bei 600 °C 92,8 Vol.-% HCl und 7,2 Vol.-% H2 und bei 700 °C 95 bzw. 5 Vol.-%.

3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

2Ag + NaOH + 2H2O = Na + H2

2Ag + 2NaOH → 2NaAgO + H 2

Es ist unmöglich, das Potenzial einer einzelnen Elektrode (insbesondere Silber) direkt zu messen. Üblicherweise wird eine sogenannte Standard-Wasserstoffelektrode verwendet, deren Potentialwert üblicherweise mit 0 angenommen wird. Eine Silberplatte wird in eine Lösung ihres Salzes (zum Beispiel: AgNO 3) getaucht, die 1 Mol Ag-Ionen pro 1000 g enthält Wasser, angeschlossen an die Wasserstoffelektrode und die EMK wird bei 25°C gemessen. Diese EMF ist das Standardelektrodenpotential.

Ag + + 1e → Ag

ΔE = - ΔC 1 /nF = +0,799

F – Faraday-Konstante = 96493

n – Anzahl der Elektronen

Ag + /Ag ; Zn 2+ /Zn

c| Ag + /Ag || Zn 2+ /Zn|c

EMF = E 0 Ag + /Ag - E 0 AgZn 2+ /Zn = 0,799 – (-0,763) = 1,562

Galvanische Zellen sind Geräte, mit denen die Energie einer chemischen Reaktion direkt in elektrische Energie umgewandelt wird. Die Wirkung einer galvanischen Zelle beruht auf dem Auftreten von Redoxprozessen in ihr. Im einfachsten Fall besteht eine galvanische Zelle aus zwei Platten oder Stäben (Elektroden), die aus unterschiedlichen Metallen (in diesem Fall Ag und Zn) bestehen und in eine Elektrolytlösung eingetaucht sind. Ein solches System ermöglicht die räumliche Trennung von Redoxreaktionen: An einer Elektrode erfolgt die Oxidation, an der anderen die Reduktion (hier werden Elektronen über einen externen Kreislauf vom Oxidationsmittel auf das Reduktionsmittel übertragen).

Dieses galvanische Paar besteht aus einer Silberplatte, die in eine Lösung aus Silbersulfat (Ag 2 SO 4) – Silberelektrode und Zinksulfat (ZnSO 4) – Zinkelektrode getaucht ist. Die Lösungen kommen miteinander in Kontakt, sind jedoch durch eine poröse Trennwand getrennt, um eine Vermischung zu verhindern.

Wenn der äußere Kreislauf geschlossen ist, wird Silber oxidiert und geht in die Ag 2 SO 4 -Lösung über.

Ag – 1e → Ag +

Die Elektrode, an der die Oxidation stattfindet, wird Anode genannt.

An der Zinkkathode werden Zinkionen und ZnSO 4 -Lösung durch Elektronen reduziert, die von der Silberelektrode kommen

Zn – 2e → Zn 2+

Die dabei entstehenden Zinkatome werden als Metall an der Zinkelektrode abgegeben. Die Elektrode, an der die Reduktion stattfindet, wird Kathode genannt. Beim Betrieb einer galvanischen Zelle gelangen Elektronen vom Reduktionsmittel über einen externen Stromkreis zum Oxidationsmittel, und an den Elektroden finden elektrochemische Prozesse statt; Ionen bewegen sich in der Lösung.

Je niedriger der algebraische Wert des Elektrodenpotentials eines Metalls ist, desto höher ist die Reduktionsfähigkeit dieses Metalls und desto geringer ist die Oxidationsfähigkeit seiner Ionen.

E 0 Ag =+0,799; E 0 Zn = -0,763

Daraus folgt, dass Zn ein stärkeres Reduktionsmittel als Ag ist.

Elektrochemische Korrosion:

Beim Ag/Sn-Paar besteht die Kathode aus Silber und die Anode aus Zinn, da das Potenzial von Silber viel höher ist als das von Zinn.

Sn – 2e → Sn 4 2

O 2 + 4e + 2H 2 O → 4OH - 2 1

0 0 + -2 +4 -2 +

2Sn + O2 + 2H 2 O → 2Sn(OH) 2

Ag + + 1e → Ag 2

2H+ +2e → H 2 1

2Ag + 2H + → 2Ag + + H 2

E cor. = 1,23 – 0,059pH + η O 2/ Ag – φ 0 Sn (OH)2 = 1,23 – 0,059∙7 + 0,97 + 0,900 = 2,687

Bei der elektrochemischen Korrosion wird der Elektronenfluss vom aktiveren Metall zum weniger aktiven Metall gelenkt und das aktivere Metall korrodiert. Ein Metall mit einem negativeren Potential wird zerstört – seine Ionen gehen in Lösung und Elektronen gehen zu einem weniger aktiven Metall, auf dem in Wasser reduzierter Wasserstoff oder Sauerstoff reduziert wird. Elektronen wandern vom Zinn zum Silber. Zinn wird zerstört und Silber als weniger aktives Metall setzt Wasserstoff frei.

10.5 Wechselstrom; K-C

AgF (p - c) = Ag + + F - pH=7

2Ag + + 2e → 2Ag 2F - - 2e → F 2

Reduktion Oxidation

2AgF= 2 Ag + F 2

2H 2 O ↔ 2H + + 2OH - 2F - - 2e → F 2

2H + + 2e → 2H

2AgF + 2H2O = H 2 + 2Ag(OH)+ F 2

Schwefel (S) ist ein Nichtmetall, das zur Gruppe der Chalkogene gehört. Die Struktur des Schwefelatoms lässt sich leicht anhand des Periodensystems von Mendelejew bestimmen.

Struktur

Schwefel hat im Periodensystem die Nummer 16 in der dritten Periode, Gruppe VI. Die relative Atommasse des Elements beträgt 32.

Reis. 1. Position im Periodensystem.

Natürlicher Schwefel hat mehrere Isotope:

• 32 S;
• 33 S;
• 34 S;
• 36 S.

Darüber hinaus wurden 20 radioaktive Isotope künstlich gewonnen.

Schwefel ist ein Element der p-Familie. Das Schwefelatom enthält einen Kern mit einer positiven Ladung von +16 (16 Protonen, 16 Neuronen) und 16 Elektronen, die in drei Elektronenschalen angeordnet sind. Das äußere Energieniveau enthält 6 Elektronen, die die Wertigkeit des Elements bestimmen. Zwei Elektronen fehlen, bevor das äußere p-Niveau vervollständigt ist, was den Oxidationszustand von Schwefel als -2 bestimmt.

Ein Schwefelatom kann aufgrund freier 3d-Orbitale (insgesamt fünf d-Orbitale) in einen angeregten Zustand übergehen. Daher kann ein Atom die Oxidationsstufen +4 und +6 aufweisen.

Reis. 2. Die Struktur des Atoms.

Schwefel weist in der Zusammensetzung von Salzen eine negative Oxidationsstufe auf - Al 2 S 3, SiS 2, Na 2 S. Die vierte Oxidationsstufe manifestiert sich bei Reaktionen mit Halogenen (SCl 4, SBr 4, SF 4) und bei Wechselwirkung mit Sauerstoff ( SO 2). Die höchste Oxidationsstufe (+6) tritt bei den elektronegativsten Elementen auf – H 2 SO 4, SF 6, SO 3.

Elektronische Struktur Schwefelatom - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 oder +16 S) 2) 8) 6.

Physikalische Eigenschaften

Schwefel ist eine kristalline Verbindung, die beim Erhitzen eine plastische Form annimmt. Die Farbe des Nichtmetalls variiert von leuchtendem Gelb bis Braun. Schwefelmodifikationen hängen von der Anzahl der Schwefelatome im Molekül ab.

Reis. 3. Schwefel.

Schwefel ist ein schwacher Leiter für Wärme und elektrischen Strom. Interagiert nicht mit Wasser, löst sich aber gut in organischen Lösungsmitteln – Phenol, Benzol, Ammoniak, Schwefelkohlenstoff.

In der Natur kommt Schwefel in Form von Nuggets sowie in Erzen, Mineralien und Gesteinen vor. Schwefel kommt in Sulfiden, Sulfaten, Kohle, Öl und Gas vor. Schwefel wird durch Bakterien angesammelt, die Schwefelwasserstoff verarbeiten.

Chemische Eigenschaften

Schwefel ist ein aktives Element, das beim Erhitzen mit fast allen Elementen außer Inertgasen und N 2, I 2, Au, Pt reagiert. Schwefel reagiert nicht mit Salzsäure. Die Hauptreaktionen von Schwefel mit Elementen sind in der Tabelle beschrieben.

Schwefel ist Bestandteil von Proteinen. Im Haar reichert sich eine große Menge Schwefel an.

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