Главная | Обратная связь

Деякі важливі фізичні характеристики p-елементів ІVА групи наведені у таблиці 8.

Таблиця 8

Елемент, Е	C	Si	Ge	Sn	Pb
Радіус атома, нм	0,077	0,118	0,122	0,141	0,154
Радіус іона, нм Е2+ Е4+	- 0,016	- 0,040	0,093 0,053	0,112 0,071	0,119 0,078
Перший потенціал іонізації, еВ	11,260	8,152	7,900	7,344	7,417
Спорідненість до електрону, еВ	1,27	1,36	1,74	1,03	1,03
Електронегативність	2,5	1,74	2,02	1,72	1,55
Ступені окислення Е у сполуках (виділені найбільш характерні)	-4 +2 +4	-4 +2 +4	+2 +4	+2 +4	+2 +4

 

4.2. Прості речовини. Вуглець відомий з давніх часів. Його можна одержати нагріванням деревини без доступу повітря, неповним згорянням органічних сполук. Вуглець утворює декілька алотропних модифікацій: графіт, алмаз тощо. Графіт та алмаз зустрічаються у природі, але їх можна одержати і штучно.

Кремній одержують відновленням SiO₂:

SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO;

SiO₂ + 2C → Si + 2CO.

Ge, Sn, Pb – відновленням їх оксидів:

GeO₂ + 2H₂ → Ge + 2H₂O;

SnO₂ + 2C → SnO + 2CO;

PbO + CO → Pb + CO_2.

За хімічними властивостями вуглець та його сполуки різко відмінні від інших елементів групи та їх похідних. Вуглець є типовим неметалічним елементом. Як проста речовина, а також у сполуках з киснем, азотом, сіркою вуглець здатний утворювати кратні зв’язки типу:

 

–С≡N, >C=S, >C=O, >C=C<, –C≡C–

 

Для кремнію та германію сполук з такими кратними зв’язками не знайдено. Олово і свинець утворюють сполуки, характерні для металів.

За звичайних умов вуглець інертний, інші елементи – достатньо активні і взаємодіють з багатьма речовинами.

 

Реакції з простими речовинами:

З воднем реагує безпосередньо тільки вуглець:

С + 2Н₂ СН_4.

З галогенами взаємодіють всі елементи. Вуглець – тільки з фтором:

C + 2F₂ CF₄;

Ge + 2Г₂ GeГ₄ ( Г = Cl, Br, I );

E + 2Г₂ → EГ₄ ( E=Si, Sn; Г = F, Cl, Br, I ) ;

Pb + Г₂ → Pb Г₂ (Г = F, Cl, Br, I ).

Взаємодіють з киснем, сіркою:

2E + O₂ 2EO абоЕО_2;

E + 2S ES₂(E = C, Si, Ge, Sn );

E + S ES(E = Ge, Sn, Pb ).

З азотом – вуглець і кремній:

2C + N₂ C₂N₂;

2Si + 2N₂ Si₃N_4.

З металами вуглець утворює карбіди, кремній – силіциди, а інші елементи групи – сплави.

Реакції з найважливішими реагентами:

E + H₂O → EO + H₂ ( E=C, Pb );

E + 2H₂O → EO₂ + 2H₂ ( E=Si, Ge, Sn ).

Кремній з кислотами не взаємодіє.

Ge, Sn, Pb реагують з концентрованою H₂SO₄:

Ge + 2H₂SO_4конц→ GeO₂ + 2SO₂ + 2H₂O;

Sn + 4H₂SO_4конц → Sn(SO₄)₂ + 2SO₂ + 4H₂O;

Pb + 2H₂SO_4конц → Pb(SO₄)₂ + SO₂ + 4H₂O.

З розбавленою H₂SO₄ реагує лише олово:

Sn + H₂SO₄ → SnSO₄ + H_2.

З концентрованою HNO₃ реагують C, Ge, Sn:

C + 4HNO_3конц → CO₂ + 2H₂O + 4NO₂;

3Ge + 4HNO_3конц → 3GeO₂ + 4NO + 2H₂O;

3Sn + 4 HNO_3конц → 3SnО₂ + 4NO + 2H₂О.

З розбавленою HNO₃ – Sn, Pb:

4Sn + 10HNO₃р → 4 Sn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O;

3Pb + 8HNO₃ → 3Pb(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂O.

З соляною кислотою – Sn:

Sn + 2HCl → SnCl₂ + H_2.

З розчинами лугів реагують Si, Sn, Pb:

Si + 2NаOH + Н₂О → Na₂SiO₃ + 2H₂;

Sn + 2NaOH + 4H₂O → Na₂[Sn(OH)₆] + 2H₂;

Pb + 2KOH + 2H₂O → K₂[Pb(OH)₄] + H₂.

Ge розчиняється в лугах тільки при наявності окисників, наприклад H₂O₂:

Ge + 2KOH + 2H₂O₂ → K₂[Ge(OH)₆ ].

 

4.3. Бінарні сполуки

4.3.1. Сполуки з воднем

Відомі водневі сполуки типу ЕН₄. Це гази, їх стійкість у ряду СН₄ – PbH₄ зменшується, а здатність відновлювати збільшується. Метан хімічно інертний, інші гази – дуже реакційноздатні, наприклад силан, SiH₄, самозаймається на повітрі:

SiH₄ + 2O₂ → SiO₂ + 2H₂O,

реагує з розчинами лугів, водою при кімнатній температурі:

SiH₄ + 3H₂O → H₂SiO₃ +4H₂;

SiH₄ + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 4H₂.

Метан існує у природі, водневі сполуки кремнію, германію, олова та свинцю утворюються при дії кислот на сплави цих елементів з магнієм, наприклад :

Mg₂Si + 4HCl^‾ → SiH₄ + 2MgCl₂.

4.3.2. Галогеніди

Вуглець та кремній утворюють з усіма галогенами галогеніди тільки одного типу ЕГ₄. Германій, олово, свинець – двох типів: ЕГ₄ та ЕГ₂.

Більшість ЕГ₄ є рідинами або твердими речовинами, як правило, молекулярної будови. Галогеніди вуглецю хімічно інертні. CF₄, CF₂Cl₂, крім того, малотоксичні, їх використовують як фреони в холодильних агрегатах. Галогеніди інших елементів у водному розчині сильно гідролізують:

SiCl₄ + 3H₂O → H₂SiO₃ + 4HCl.

Гідроліз супроводжується утворенням комплексів:

3SnCl₄ + 4H₂O → Sn(OH)₄ + 2H₂[SnCl₆];

EF₄ + 2HF → H₂[EГ₆] ( E= Si, Ge, Sn );

SnCl₄ + 2HCl → H₂[SnCl₆].

H₂[SiF₆] – сильна кислота, не діє на скло, її солі – фторосилікати , розчинні у воді.

Галогеніди германію, олова та свинцю типу ЕГ₂ – солі, окислюються киснем повітря:

2ЕГ₂ + О₂ → ЕГ₄ + ЕО₂

SnCl₂ – один з найпоширеніших відновників:

SnCl₂ + НgCl₂ → SnCl₄ + Нg₂Cl₂;

3SnCl₂ + 2AuCl₃ → 2Au + 3SnCl₄.

4.3.3. Оксиди. Для всіх елементів IVА групи відомі оксиди типу ЕО та ЕО₂. Оксиди СО та СО₂ – гази, решта – тверді речовини.

Кислотно-основні та окисно-відновні властивості оксидів змінюються зі збільшенням номеру елементу:

 

Ступінь окислення елементу	Оксиди
+2	CO SiO	GeO SnO PbO
несолетворні	амфотерні
основні властивості зростають
здатність відновлювати зростає
+4	CO2 SiO2	GeO2 SnO2 PbO2
кислотні	амфотерні
кислотні властивості зростають
здатність окислювати зростає

 

Найбільш сильним відновником є СО при високій температурі. Відновлення оксидів металів за допомогою СО використовують у металургії.

PbO₂ у кислому середовищі – дуже сильний окисник:

5PbO₂ + 2MnSO₄ + 3H₂SO₄ → 5PbSO₄ + 2HMnO₄ + 2H₂O.

СО – отруйний “чадний” газ. Гемоглобін, зв’язаний з СО, втрачає здатність переносити О₂.

В лабораторії СО одержують:

НСООН → СО + Н₂О,

але СО не є ангідридом мурашиної кислоти, бо в СО вуглець має ковалентність три, а в НСООН – чотири.

У промисловості СО одержують:

С + О₂ → СО₂;

СО₂ + С → 2СО або

С + Н₂О → СО + Н₂.

СО проявляє схильність до реакцій приєднання завдяки валентній ненасиченості:

СО + Cl₂ → COCl₂

Фосген

СOCl₂ – дуже отруйний газ, у воді гідролізує:

COCl₂ + 2H₂O → 2HCl + H₂CO₃,

тобто COCl₂ – хлорангідрид вугільної кислоти.

СО є лігандом у комплексних сполуках – карбонілах, наприклад [Fe(CO)₅], [Ni(CO)₄].

SiO утворюється за реакцією:

Si + SiO₂ → 2SiO.

SiO – термодинамічно нестійкий оксид.

GeO, SnO, PbO – оксиди з амфотерними властивостями:

PbO + 2KOH + H₂O=K₂[Pb(OH)₄];

PbO + 2CH₃COOH=Pb(CH₃CОO)₂ + H₂O.

 

SiO₂ одержують:

Si + O₂ → SiO₂.

SiO₂ існує у вигляді кількох модифікацій – звичайною формою є α-кварц.

CO₂ і SiO₂ – кислотні оксиди:

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O;

CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O.

 

SiO₂ реагує з HF:

SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O

SiF₄ + 2HF → H₂[SiF₆].

 

GeO₂, SnO₂, PbO₂ – амфотерні оксиди:

GeO₂ + 4HCl → GeCl₄ + 2H₂O;

EO₂ + 2NaOH → Na₂EO₃ + H₂O ( E=Ge, Sn );

SnO₂ + 6HCl → H₂[SnCl₆] + 2H₂O;

PbO₂ + 4HCl_розв → PbCl₄ + 2H₂O (при низьких температурах);

PbO₂ + 4HCl_конц → PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O;

PbO₂ + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Pb(OH)₆];

PbO₂ + 2CaO → Ca₂PbO₄ (ортоплюмбат кальцію).

 

Pb₃O₄ – зустрічається у природі, отруйний. Реагує з розбавленими H₂SO₄, HNO₃:

Pb₃O₄ + 4HNO_3р= 2Pb(NO₃)₂ + PbO₂ + 2H₂O

Pb₃O₄ + 2H₂SO₄ → 2PbSO₄ + PbO₂ + 2H₂O

 

Pb₃O₄ – окисник:

Pb₃O₄ + H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 3PbSO₄ + 4H₂O + O₂

 

Pb₃O₄ застосовують як оранжево-червоний пігмент при виготовленні фарб, емалей, глазурі, кришталю.

 

4.3.4. Сполуки з іншими елементами

Вуглець та кремній утворюють з менш електронегативними елементами карбіди та силіциди відповідно.

Карбіди ділять на три групи: солеподібні, карбіди проникнення та ковалентні карбіди. До перших відносять карбіди активних металів: Mg₂C₃, CaC₂, Al₄C₃ тощо. При взаємодії з водою утворюються гідроксиди та відповідні вуглеводні:

CaC₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + C₂H₂

Al₄C₃ + 12H₂O → 4Al(OH)₃ + 3CH₄

Карбіди проникнення характеризуються високою твердістю, високими температурами плавлення, хімічною стійкістю. Мають перемінний склад.

Ковалентними карбідами є SiC, B₄C.

Силіциди мають склад, що не відповідає звичайним ступеням окислення елементів: Mg₂Si, FeSi, Cr₃Si тощо. Це тверді тугоплавкі електропровідні сполуки.

Сульфіди відомі для всіх елементів групи. Вони не розчинні у воді та в розбавлених кислотах, крім SiS₂, який руйнується водою:

SiS₂ + 2H₂O → SiO₂ + 2H₂S

Сірковуглець CS₂ – отруйна, нестійка рідина. З сульфідами металів утворює солі – тіокарбонати:

Na₂S + CS₂ → Na₂CS₃

При дії на тіокарбонати кислот виділяється тіовугільна кислота:

Na₂CS₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂CS₃

Вона легко розпадається на H₂S та CS_2.

З азотом вуглець та кремній утворюють при дуже високих температурах сполуки – діціан C₂N₂ та нітрид кремнію (IV) Si₃N₄ відповідно.

C₂N₂ – отруйний газ, дуже реакційноздатний, вступає у реакції, аналогічні реакціям галогенів:

C₂N₂ + H₂ → 2HCN

C2N2 + 2KOH → KCN + KCNO + H2O
Ціанід калію	Ціанат калію

 

Ціанід водню – отруйна рідина. У водному розчині – слабка кислота (синильна). Молекула HCN має лінійну будову, існує у двох таутомерних формах:

 

H-C≡N:DH–N≡C:

 

У промисловості HCN одержують, нагріваючи суміш СО та NH₃ при високому тиску і в присутності каталізатора:

CO + NH₃ → HCN + H₂O

Солі HCN – ціаніди гідролізують у водних розчинах. Іон CN^- входить як ліганд у ціанідні комплекси d-елементів, наприклад K₄[Fe(CN)₆], K₃[Fe(CN)₆], K₂[Cu(CN)₄] тощо.

Ціаніди проявляють відновні властивості:

2CN^- + O₂ → 2CNO‾ ціанат

CN^- + S → CNS‾ роданід (тіоціонат)

HCNS – рідина, розчиняється у воді, утворюючи сильну родановодневу (тіоціонатну) кислоту.

Si₃N₄ – тверда стійка речовина, має напівпровідникові властивості.

4.4. Гідроксиди та їх похідні

Всі гідроксиди, крім H₂CO_3, – тверді, погано розчинні у воді речовини. H₂CO₃ у вільному стані не одержана, відома лише у водних розчинах.

 

Гідроксиди елементів IVА групи одержують непрямим шляхом:

Pb(NO₃)₂ + 2NaOH → Pb(OH)₂ + 2NaNO₃;

SnCl₄ + 4NaOH → Sn(OH)₄ + 4NaCl.

Окислювально-відновні та кислотно-основні властивості гідроксидів наведені нижче:

 

Ступінь окислення елементу	Гідроксиди
+2	Ge(OH)2	Sn(OH)2 Pb(OH)2
амфотерні
основні властивості зростають
здатність відновлювати зростає
+4	H2CO3 H2SiO3	Ge(OH)4 Sn(OH)4 PbO2.4H2O
слабкі кислоти	(GeO2.2H2O) (SnO2.2H2O)
	амфотерні
кислотні властивості зростають
здатність окислювати зростає

 

Амфотерні гідроксиди Е(ОН)₂ здатні реагувати і з лугами, і з кислотами:

E(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[E(OH)₄], де E=Ge, Sn, Pb;

E(OH)₂ + 2HCl → ECl₂ + H₂O, де E=Ge, Sn, Pb.

Солей, до складу яких входить катіон Е²⁺, існує багато, більшість з них під час розчинення у воді гідролізує.

Солі Sn²⁺ та Ge²⁺ – сильні відновники, окислюються у розчинах навіть киснем повітря:

GeCl₂ + 4NaOH + O₂ → Na₂GeO₄ + 2NaCl + 2H₂O

H₂CO₃ – слабка двохосновна кислота, утворює середні та кислі солі.

H₂SiO₃ – умовна формула кремнієвих кислот складу SiO₂∙хH₂O. Ці кислоти слабкіші за вугільну.

Водні розчини GeO₂ та SnO₂ мають слабкокислу реакцію, розчиняються у воді з утворенням колоїдних розчинів, проявляють амфотерні властивості:

SnO₂ ∙ 2H₂O + 2KOH → K₂[Sn(OH)₆];

SnO₂ ∙ 2H₂O + 6HCl → H₂[SnCl₆] + 4Н₂О.

Na₂[Pb(OH)₆], K₂[Pb(OH)₆] гідролізують з утворенням дуже нестійкої H₂[Pb(OH)₆], яка розкладається з утворенням PbO₂∙4H₂O.

Солі кисневмісних кислот з катіоном Е⁴⁺ нехарактерні.

 

Лабораторна робота

 

Дослід 1. Відновлення вугіллям сірчаної кислоти

У пробірку набрати 2 – 4 краплі концентрованої H₂SО₄, вкинути маленький шматочок вугілля. Обережно нагріти. Спостерігати виділення газу. Написати рівняння реакції.

Дослід 2. Одержання малорозчинних солей вугільної кислоти

У дві пробірки набрати по 4 – 6 крапель розчину карбонату натрію та додати по 4 – 6 крапель розчинів: в першу – солі барію, у другу – солі срібла.

Пробірку з осадом карбонату срібла ледь нагріти. Осад темніє внаслідок утворення оксиду срібла.

У пробірку з осадом карбонату барію додати 2 – 3 краплі оцтової кислоти. Осад розчиняється. Написати рівняння реакцій.

Дослід 3. Взаємодія оксиду кремнію(IV) з карбонатом натрію

У тигель набрати два мікрошпателі карбонату натрію, розплавити сіль, додати два мікрошпателі силікагелю і знову нагріти до утворення однорідної маси. Охолодити. Одержану сіль розчинити у 10 – 15 краплях дистильованої води, розмішуючи розчин за допомогою скляної палички. Написати рівняння реакцій.

Дослід 4. Властивості розчинних силікатів

а)вогнестійкість тканин , змочених силікатом натрію

Клаптик тканини( чи фільтрувального паперу ) витримати у насиченому розчині силікату натрію 10 – 15 хв. Висушити і за допомогою пінцету внести у полум’я пальника. Для порівняння внести у полум’я такий самий клаптик тканини чи паперу без попередньої обробки силікатом натрію

б) гідроліз силікату натрію.

У пробірку набрати 4 – 5 крапель розчину силікату натрію, додати 2 – 3 краплі фенолфталеїну. Описати спостереження. Написати іонне та молекулярне рівняння першого ступеню гідролізу силікату натрію.

Дослід 5. Одержання та властивості гідроксиду олова(II)

У дві пробірки з розчином хлориду олова(II) (3 – 5 крапель) додати по 5 – 6 крапель розчину лугу до появи білого осаду.

В одну пробірку додати 3 – 5 крапель соляної кислоти, у другу – стільки ж розчину гідроксиду натрію. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій.

Дослід 6. Взаємодія олова з кислотами

У три пробірки покласти по маленькому шматочку металічного олова. В одну пробірку додати 5 – 10 крапель соляної кислоти, підігріти полум’ям пальника. В другу пробірку додати 5 – 10 крапель розбавленого розчину сірчаної кислоти, у третю – стільки ж розбавленої азотної кислоти. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій.

Дослід 7. Витіснення олова із розчину його солі цинком

У пробірку набрати 5 – 10 крапель розчину хлориду олова (II) , вкинути шматочок металічного цинку. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій.

Дослід 8. Відновні властивості іону Sn²⁺

У дві пробірки набрати 1 – 3 краплі розчинів хлориду заліза (III) і стільки ж розчину K₃[Fe(CN)₆], додати 5 – 10 крапель дистильованої води. Відмітити забарвлення розчину. Одну пробірку зберегти як контроль, в іншу – додати 2 – 4 краплі розчину хлориду олова(II). Порівняти забарвлення розчинів у пробірках. Написати рівняння реакцій:

а) відновлення хлориду заліза(III) оловом(II)

б) взаємодія хлориду заліза(II) і K₃[Fe(CN)₆] з утворенням Fe₃[Fe(CN)₆]₂.

Дослід 9. Одержання та властивості гідроксиду свинцю (II)

У дві пробірки з розчином солі свинцю ( по 2 – 3 краплі у кожній) додавати краплинами розчин гідроксиду натрію до утворення осаду гідроксиду свинцю(II). У першу пробірку додати 4 – 5 крапель розчину оцтової кислоти, у другу – стільки ж розчину гідроксиду натрію. Утворений розчин тетрагідроксоплюмбату(II) натрію зберегти. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій.

Дослід 10. Одержання оксиду свинцю(IV)

До одержаного у досліді 9 розчину тетрагідроксоплюмбату (II) натрію додати кілька крапель розчину пероксиду водню і обережно нагріти до утворення коричневого осаду РbО₂. Написати рівняння реакції.

Дослід 11. Одержання малорозчинних солей свинцю(II)

У дві пробірки набрати по 4 – 5 крапель розчину нітрату свинцю(II). У першу пробірку додати краплями розчин йодиду калію до утворення осаду. Додати 3 – 5 крапель розчину оцтової кислоти і нагріти вміст пробірки полум’ям пальника до розчинення осаду. Спостерігати утворення кристалів йодиду свинцю(II) після охолодження. У другу пробірку додати 5 – 6 крапель розчину хромату калію. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій.

 

Вправи

 

1. Напишіть електронні формули атомів C, Si, Ge, Sn, Pb. Які ступені окислення характерні для цих елементів? Як змінюється стійкість сполук з різними ступенями окислення в ряду C – Pb та чому?

2. Які типи гібридизації характерні для орбіталей атома вуглецю?

3. Назвіть тип гібридизації орбіталей атому вуглецю та його ковалентність у сполуках: CH₄, C₂H₄, C₂H₂, CO₂, CO?

4. Поясніть будову молекули СО з точки зору методів ВЗ і МО.

5. Поясніть високу токсичність СО.

6. Чому СО не можна вважати ангідридом мурашиної кислоти, незважаючи на метод його одержання – термічний розклад НСООН?

7. Чим пояснити велику комплексоутворюючу здатність СО? Що таке карбоніли металів, яка природа хімічного зв’язку у цих сполуках?

8. Напишіть рівняння реакцій:

 

а) СО + Cl₂;

б) CO + Fe₂O₃;

в) C + N₂;

г) C₂N₂ + KOH;

д) KCN + S;

е) CaC₂ + H₂O;

ж) CaCO₃ + С;

з) Al₄C₃ + H₂O.

9. З якими простими та складними речовинами реагує кремній? Напишіть рівняння реакцій.

10. Чому на відміну від вуглецю у кремнію координаційне число у сполуках може бути 6? Чому для кремнію характерні сполуки зі –Si–O–Si– зв’язками на відміну від вуглецю?

11. У яких кислотах можна розчинити германій, олово, свинець? Напишіть рівняння реакцій.

12. Напишіть рівняння реакцій кремнію, германію, олова і свинцю з розчинами лугів.

13. Напишіть рівняння реакцій:

 

а) PbO₂ + CaO;

б) SnCl₂ + HgCl_2;

в) SnCl₂ + FeCl₃;

г) SnCl₂ + H₂O₂ + HCl;

д) PbO₂ + HCl.

14. Напишіть рівняння реакцій таких перетворень:

 

а) Pb(NO₃)₂ → PbO → K₂[Pb(OH)₄] → Pb(NO₃)₂;

б) Sn → SnCl₂ → SnCl₄ → H₂[SnCl₆];

в) C → CO₂ → Na₂CO₃ → Na₂SiO_3.

15. Максимально допустимим вмістом свинцю у повітрі вважають концентрацію 10^-5 мг/л. Cкільки атомів свинцю знаходиться в 1мл такого повітря?

16. Знайдіть масу кремнію та об’єм розчину гідроксиду натрію з ω(NaOH) 32%, щоб одержати 500л водню (н.у.). ρ_р-ну=1,35г/см³.

17. Знайдіть K_д(HCN) , якщо ступінь дисоціації у розчині з C(HCN) 0,1моль/л дорівнює 8,5∙10^-5.

18. Який об’єм СО₂ (н.у.) можна одержати термічним розкладом 12 кг вапняку, що має 5% домішок, якщо ступінь розкладу складає 96%?

19. Чи випаде осад при змішуванні рівних об’ємів розчинів Pb(NO₃)₂ та HCl, молярна концентрація яких 0,04моль/л? ДРPbCl₂= 1,6∙10^-5моль³/м³.

 

 

Елементи VА групи

 

VА групу складають ₇N, ₁₅P, ₃₃As, ₅₁Sb, ₈₃Bi.

Будова зовнішніх електронних рівнів – ns2 np3. Для 7N,	E ###.	;
2s 2p
для решти елементів:	E ### – – – – –	де n (номер періоду ) = 3,4,5,6