Оксид бария, характеристика, свойства и получение, химические реакции

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов
относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота,
кислорода , фтора — возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали («ячейки») — электронам некуда перескакивать, к тому
же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние
связано с распаривание электронных пар.

Of2, степень окисления кислорода и фтора в нем

Атом и молекула бария. формула бария. строение бария:

Барий (лат. Barium, от др.-греч. βαρύς – «тяжёлый») – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением Ba и атомным номером 56. Расположен в 14-й группе (по старой классификации — главной подгруппе второй группы), шестом периоде периодической системы.

Барий – щёлочноземельный металл.

Барий обозначается символом Ba.

Как простое вещество барий при нормальных условиях представляет собой мягкий, ковкий щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.

Молекула бария одноатомна.

Химическая формула бария Ba.

Электронная конфигурация атома бария 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2. Потенциал ионизации (первый электрон) атома бария равен 502,85 кДж/моль (5,2116646(12) эВ).

Строение атома бария. Атом бария состоит из положительно заряженного ядра ( 56), вокруг которого по шести атомным оболочкам движутся 56 электронов. При этом 54 электрона находятся на внутреннем уровне, а 2 электрона – на внешнем. Поскольку барий расположен в шестом периоде, оболочек всего шесть.

Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. Третья и пятая – внутренние оболочки представлена s-, р- и d-орбиталями. Четвертая – внутренняя оболочка представлена s-, р-, d- и f-орбиталями.

Шестая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома бария – на 6s-орбитали находится два спаренных электрона. Поэтому барий проявляет валентность II и степень окисления 2. В свою очередь ядро атома бария состоит из 56 протонов и 81 нейтрон. Барий относится к элементам s-семейства.

Радиус атома бария (вычисленный) составляет 253 пм.

Атомная масса атома бария составляет 137,327(7) а. е. м.

Барий обладает высокой химической активностью. Ядовит.

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными
формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических
размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная ( 1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов
элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех
химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома —
порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20)
в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило:
порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Барий, свойства атома, химические и физические свойства.

Ba 56  Барий

137,327(7)      1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2

Барий — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 56. Расположен во 2-й группе (по старой классификации — главной подгруппе второй группы), шестом периоде периодической системы.

Атом и молекула бария. Формула бария. Строение бария

Изотопы и модификации бария

Свойства бария (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства бария

Химические свойства бария. Взаимодействие бария. Реакции с барием

Получение бария

Применение бария

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Все тесты

История открытия химического элемента

Официальной датой открытия химического элемента «кислород» является 1 августа 1774 года. Именно в этот день британский химик Дж. Пристли завершил свой эксперимент по разложению оксида ртути, находящегося в герметично закрытом сосуде. По завершении эксперимента ученый получил газ, который поддерживал горение.

Однако это открытие осталось незамеченным даже самим ученым. Мистер Пристли думал, что у него получилось выделить не новый элемент, а составную часть воздуха. Своими результатами Джозеф Пристли поделился с известнейшим французским ученым и химиком Антуаном Лавуазье, который смог понять то, чего не удалось сделать англичанину.

В 1775 году Лавуазье сумел установить, что получившаяся «составная часть воздуха» на самом деле является независимым химическим элементом, и назвал его oxygen, что в переводе с греческого означает «образующий кислоты». Лавуазье тогда считал, что кислород находится во всех кислотах. Впоследствии были выведены формулы кислот, не содержащих атомы кислорода, однако название прижилось.

Какая валентность у кислорода?

На первоначальном этапе накопления знаний о свойствах и строении веществ химики думали, что валентность — это способность связывать определенное количество атомов в молекулу вещества. Многие ученые после открытия элемента пытались понять, какая валентность у кислорода.

Ответ был получен экспериментальным путем: кислород присоединяет в химической реакции два атома одновалентного водорода, значит, двухвалентен. Представления о химической связи менялись по мере накопления знаний о строении вещества. В своей теории валентности Г. Льюис и В.

Коссель раскрывают сущность химического взаимодействия с точки зрения электронного строения. Исследователи объясняли способность атома к образованию определенного числа связей стремлением к наиболее устойчивому энергетическому состоянию. В случае его достижения наименьшая частица вещества становится более стабильной.

Озон и его соединения

Озон – это молекула, имеющая три атома кислорода, связанных друг с другом. В нормальном состоянии является газом голубого цвета. При охлаждении образует жидкость глубокого синего цвета, близкого к индиго. В твердом состоянии являет собой кристаллы темно-синего цвета. Озон обладает резким запахом, в природе его можно ощутить в воздухе после сильной грозы.

Озон, как и обычный кислород, является очень сильным окислителем. По химическим свойствам приближается к сильным кислотам. При воздействии с оксидами озон повышает их степень окисления с выделением кислорода. Но при этом понижается степень окисления кислорода.

В озоне химические связи не столь прочны, как в O2, поэтому в нормальных условиях без приложенных усилий он может распасться на кислород с выделением энергии тепла. При повышении температуры воздействия на молекулу озона и при понижении давления процесс распада на двухатомный кислород с выделением тепла ускоряется. При этом, если в пространстве большое содержание озона, то данный процесс может сопровождаться взрывом.

Так как озон является очень сильным окислителем и практически во всех процессах с его участием выделяется большое количество O2, то озон является чрезвычайно токсичным веществом. Однако в верхних слоях атмосферы слой озона играет роль отражателя от ультрафиолетового излучения солнечных лучей.

Из озона с помощью лабораторных инструментов создают органические и неорганические озониды. Это весьма нестабильные по своей структуре вещества, поэтому их создание в природных условиях невозможно. Хранятся озониды только при низких температурах, так как при обычной температуре они чрезвычайно взрывоопасны и токсичны.

Пероксиды, степень окисления кислорода в пероксиде водорода и других соединениях

Пероксидами называются соединения кислорода со щелочными металлами. Они получаются путем сгорания данных металлов в кислороде. Пероксиды органических соединений чрезвычайно взрывоопасны. Они также могут быть получены путем поглощением оксидами кислорода. Примеры пероксидов:

• пероксид водорода (H₂O₂);
• пероксид бария (BaO₂);
• пероксид натрия (Na₂O₂).

Всех их объединяет то, что в них содержится кислородная группа -O-O-. Вследствие этого степень окисления кислорода в пероксидах равна -1.

Одним из самых известных соединений с группой -O-O- является пероксид водорода. В нормальных условиях это соединение представляет собой жидкость бледно-голубого цвета. По своим химическим свойствам пероксид водорода ближе к слабой кислоте. Так как связь -O-O- в соединении обладает слабой устойчивостью, то даже при комнатной температуре раствор пероксида водорода может быть разложен на воду и кислород.

Другими видами пероксидов являются:

• надпероксиды (супероксиды, в которых кислород имеет окисление -1/2);
• неорганические озониды (крайне неустойчивые соединения, имеющие в своей структуре анион озона);
• органические озониды (соединения, имеющие в своей структуре связь -O-O-O-).

Получение

Основное сырьё для получения бария — баритовый концентрат (80—95 % BaSO4), который, в свою очередь, получают флотацией барита. Сульфат бария в дальнейшем восстанавливают коксом или природным газом:

 BaSO₄ 4C → BaS 4CO 

 BaSO₄ 2CH₄ → BaS 2C 4H₂O

Далее сульфид при нагревании гидролизуют до гидроксида бария Ba(OH)2 или под действием CO2 превращают в нерастворимый карбонат бария BaCO3, который затем переводят в оксид бария BaO (прокаливание при 800 °C для Ba(OH)

 BaS 2H₂O → Ba(OH)₂ H₂S↑ 

 BaS H₂O CO₂ → BaCO₃ H₂S↑ 

 BaCO₃ → BaO CO₂ 

Получают металлический барий электролизом безводного расплава хлорида бария:

 BaCl₂ → Ba Cl₂ 

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

• Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
• На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
• Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются
  еще одним электроном с противоположным направлением
• Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было
бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и
серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил.
А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся
одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

• Углерод — 1s²2s²2p²
• Серы — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Применение

Вакуумные электронные приборы

Металлический барий, часто в сплаве с алюминием используется в качестве газопоглотителя (геттера) в высоковакуумных электронных приборах.

Оксид бария, в составе твёрдого раствора оксидов других щёлочноземельных металлов — кальция и стронция (CaO, SrO), используется в качестве активного слоя катодов косвенного накала.

Антикоррозионный материал

Барий добавляется совместно с цирконием в жидкометаллические теплоносители (сплавы натрия, калия, рубидия, лития, цезия) для уменьшения агрессивности последних к трубопроводам, и в металлургии.

Сегнето- и пьезоэлектрик

Титанат бария используется в качестве диэлектрика при изготовлении керамических конденсаторов, а также в качестве материала для пьезоэлектрических микрофонов и пьезокерамических излучателей.

Оптика

Фторид бария применяется в виде монокристаллов в оптике (линзы, призмы).

Пиротехника

Пероксид бария используется для пиротехники и как окислитель. Нитрат бария и хлорат бария используется в пиротехнике для окрашивания пламени (зелёный огонь).

Атомно-водородная энергетика

Хромат бария применяется при получении водорода и кислорода термохимическим способом (цикл Ок-Ридж, США).

Высокотемпературная сверхпроводимость

Пероксид бария совместно с оксидами меди и редкоземельных металлов, а также купрат бария, применяются для синтеза сверхпроводящей керамики, работающей при температуре жидкого азота и выше.

Ядерная энергетика

Оксид бария применяется для варки специального сорта стекла — применяемого для покрытия урановых стержней. Один из широкораспространённых типов таких стекол имеет следующий состав — (оксид фосфора — 61 %, BaO — 32 %, оксид алюминия — 1,5 %, оксид натрия — 5,5 %). В стекловарении для атомной промышленности применяется также и фосфат бария.

Химические источники тока

Фторид бария используется в твердотельных фторионных аккумуляторных батареях в качестве компонента фторидного электролита.

Оксид бария используется в мощных медноокисных аккумуляторах в качестве компонента активной массы (окись бария-окись меди).

Сульфат бария применяется в качестве расширителя активной массы отрицательного электрода при производстве свинцово-кислотных аккумуляторов.

Применение в медицине

Сульфат бария, нерастворимый и нетоксичный, применяется в качестве рентгеноконтрастного вещества при медицинском обследовании желудочно-кишечного тракта.

Применение бария:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

1. 1. Водород
2. 2. Гелий
3. 3. Литий
4. 4. Бериллий
5. 5. Бор
6. 6. Углерод
7. 7. Азот
8. 8. Кислород
9. 9. Фтор
10. 10. Неон
11. 11. Натрий
12. 12. Магний
13. 13. Алюминий
14. 14. Кремний
15. 15. Фосфор
16. 16. Сера
17. 17. Хлор
18. 18. Аргон
19. 19. Калий
20. 20. Кальций
21. 21. Скандий
22. 22. Титан
23. 23. Ванадий
24. 24. Хром
25. 25. Марганец
26. 26. Железо
27. 27. Кобальт
28. 28. Никель
29. 29. Медь
30. 30. Цинк
31. 31. Галлий
32. 32. Германий
33. 33. Мышьяк
34. 34. Селен
35. 35. Бром
36. 36. Криптон
37. 37. Рубидий
38. 38. Стронций
39. 39. Иттрий
40. 40. Цирконий
41. 41. Ниобий
42. 42. Молибден
43. 43. Технеций
44. 44. Рутений
45. 45. Родий
46. 46. Палладий
47. 47. Серебро
48. 48. Кадмий
49. 49. Индий
50. 50. Олово
51. 51. Сурьма
52. 52. Теллур
53. 53. Йод
54. 54. Ксенон
55. 55. Цезий
56. 56. Барий
57. 57. Лантан
58. 58. Церий
59. 59. Празеодим
60. 60. Неодим
61. 61. Прометий
62. 62. Самарий
63. 63. Европий
64. 64. Гадолиний
65. 65. Тербий
66. 66. Диспрозий
67. 67. Гольмий
68. 68. Эрбий
69. 69. Тулий
70. 70. Иттербий
71. 71. Лютеций
72. 72. Гафний
73. 73. Тантал
74. 74. Вольфрам
75. 75. Рений
76. 76. Осмий
77. 77. Иридий
78. 78. Платина
79. 79. Золото
80. 80. Ртуть
81. 81. Таллий
82. 82. Свинец
83. 83. Висмут
84. 84. Полоний
85. 85. Астат
86. 86. Радон
87. 87. Франций
88. 88. Радий
89. 89. Актиний
90. 90. Торий
91. 91. Протактиний
92. 92. Уран
93. 93. Нептуний
94. 94. Плутоний
95. 95. Америций
96. 96. Кюрий
97. 97. Берклий
98. 98. Калифорний
99. 99. Эйнштейний
100. 100. Фермий
101. 101. Менделеевий
102. 102. Нобелий
103. 103. Лоуренсий
104. 104. Резерфордий
105. 105. Дубний
106. 106. Сиборгий
107. 107. Борий
108. 108. Хассий
109. 109. Мейтнерий
110. 110. Дармштадтий
111. 111. Рентгений
112. 112. Коперниций
113. 113. Нихоний
114. 114. Флеровий
115. 115. Московий
116. 116. Ливерморий
117. 117. Теннессин
118. 118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Применение кислорода и его соединений в промышленности

Благодаря тому, что в свое время ученые узнали, какая степень окисления у кислорода при взаимодействии с другими элементами, он и его соединения получили широкое применение в промышленности. Особенно после того, как в середине двадцатого века были изобретены турбодетандеры – агрегаты, способные преобразовывать потенциальную энергию кислорода в механическую.

Так как кислород — чрезвычайно горючее вещество, то его применяют во всех отраслях промышленности, где необходимо использование огня и тепла. При резке и сварке металлов также используются баллоны со сжатым кислородом для усиления аппарата газопламенной сварки. Широко применение кислорода в сталелитейной промышленности, где с помощью сжатого O

₂

поддерживается высокая температура в домнах. Максимальная степень окисления кислорода равна -2. Эта его характеристика активно используется для изготовления оксидов с целью их дальнейшего горения и выделения тепловой энергии. Жидкий кислород, озон и другие соединения, содержащие большое количество O

_2,

используют как окислители ракетного топлива. Окисленные кислородом некоторые органические соединения применяют в качестве взрывчатки.

В химической промышленности кислород используется как окислитель углеводородов в кислотосодержащих соединениях, таких как спирты, кислоты и т. д. В медицине используется при пониженном давлении для лечения больных с проблемами с легкими, для поддержания жизнедеятельности организма.

Проверь себя

Задание 1.Сколько неспаренных электронов содержит атом кремния в возбужденном электронном состоянии? 

1. 1 электрон;
2. 2 электрона;
3. 3 электрона;
4. 4 электрона.

Задание 2.С каким из следующих простых веществ не реагирует кремний? 

1. Углерод;
2. Бром; 
3. Фосфор; 
4. Кислород.

Задание 3.С каким из перечисленных веществ будет реагировать диоксид кремния? 

1. Карбонат натрия;
2. Сульфат калия; 
3. Хлорид рубидия;
4. Ортофосфат кальция. 

Задание 4.Какое свойство отличает кремниевую кислоту от других кислот? 

1. Она содержит атомы кислорода;
2. При комнатной температуре кремниевая кислота — жидкость;
3. Она нерастворима в воде;
4. Она проявляет амфотерные свойства. 

Задание 5.Как называются бинарные соединения кремния и металлов? 

1. Силаны;
2. Силициды;
3. Силикаты;
4. Силоксаны. 

Ответы: 1. —  4; 2. — 3; 3. — 1; 4. — 3; 5. — 2.

Составьте химические формулы соединений с кислородом

Способы получения и свойства

Кремний используется для создания различных полупроводниковых элементов (включая солнечные батареи), сплавов, восстановления металлов. Способы получения высоких и низких вариантов кремния:

1. Лабораторный метод заключается в восстановлении кремнезема магнием или алюминием. Формула такого процесса: SiO2 2Mg = Si 2MgO и 3SiO2 4Al = 3Si 2Al2O3.
2. В промышленности используют кокс как материал восстановления: SiO2 2C=Si 2CO. Кремний в таком случае содержит примеси, так как он может взаимодействовать прямым образом с углеродом и определить карбид кремния.
3. Если необходимо получение чистого силициума, то используют восстановление водородом тетрахлорида кремния при 1200 градусах или термическое разложение силана.

Кремний является темно-серым веществом. Он хрупкий и тугоплавкий, имеет полупроводниковые свойства. При взаимодействии с металлами образуются силициды вида Ca2Si или Mg2Si. Из-за высокой инертности неметалл взаимодействует только с фтором, проявляя свойства восстановителя. С хлором реакция идет только при нагревании от 400 до 600 градусов.

Создание SiO возможно при нагревании. Когда температура будет равна 2000 °C, образуется карборунд, а если возбудить до 1000 °C, то можно получить нитрид кремния. Непосредственного контакта с водородом не имеется, получение силана возможно только косвенными путями.

Что касается сложных веществ, то силициум очень устойчив к воздействию кислот, в такой среде он может занимать пространство пленкой оксида. Взаимодействие становится возможным только со смесью двух кислот — плавиковой и азотной. Со щелочами идет активная реакция, в которой проявляются слабокислые свойства. Галогеноводородные кислоты помогают образовать галогениды силициума.

Это основные химические свойства, которые наблюдаются у силициума. Он проявляет разные степени валентности, в зависимости от степени окисления и соединений.

Элемент активно используют в полупроводниковых элементах и других областях электроники. Можно добыть как в лабораторных, так и в промышленных условиях с применением высоких температур и катализаторов. Важно внимательно рассмотреть взаимодействие с металлами и кислотами, так как они влияют на степень окисления и валентные электроны.

Таблица валентности химических элементов (1 часть):

Таблица валентности химических элементов (2 часть):

Таблица валентности химических элементов (3 часть):

Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента можно при этом выразить числом атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает один атом этого другого элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью в водородных соединениях или валентностью по водороду: так, в соединениях HCl, H2O, NH3, CH4 валентность по водороду хлора равна единице, кислорода – двум, азота – трём, углерода – четырём.

Валентность кислорода, как правило, равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его валентность как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединять один атом данного элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью элемента в кислородных соединениях или валентностью по кислороду: так, в соединениях K2O, CO, N2O3, SiO2, SO3 валентность по кислороду калия равна единице, углерода – двум, азота – трём, кремния – четырём, серы – шести.

С точки зрения электронной теории валентность определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии.

Известны элементы, которые проявляют постоянную валентность. У большинства химических элементов валентность переменная.

Коэффициент востребованности 5 698

Типы месторождений

По минеральным ассоциациям баритовые руды делятся на мономинеральные и комплексные. Комплексные подразделяются на барито-сульфидные (содержат сульфиды свинца, цинка, иногда меди и железного колчедана, реже Sn, Ni, Au, Ag), барито-кальцитовые (содержат до 75 % кальцита), железо-баритовые (содержат магнетит, гематит, а в верхних зонах гетит и гидрогетит) и барито-флюоритовые (кроме барита и флюорита, обычно содержат кварц и кальцит, а в виде небольших примесей иногда присутствуют сульфиды цинка, свинца, меди и ртути).

С практической точки зрения наибольший интерес представляют гидротермальные жильные мономинеральные, барито-сульфидные и барито-флюоритовые месторождения. Промышленное значение имеют также некоторые метасоматические пластовые месторождения и элювиальные россыпи.

Как правило, баритовые руды содержат другие полезные компоненты (флюорит, галенит, сфалерит, медь, золото в промышленных концентрациях), поэтому они используются комплексно.

Физические свойства оксида бария:

* Примечание:

— нет данных.

Фториды, степень окисления кислорода в of2

Фтор – наиболее активный элемент из всех ныне известных. Поэтому при взаимодействии кислорода с фтором получаются не оксиды, а фториды. Они названы так потому, что в данном соединении не кислород, а фтор является окислителем. Фториды невозможно получить естественным путем. Их только синтезируют, добывая путем ассоциации фтора с водным раствором KOH. Фториды кислорода делятся на:

• дифторид кислорода (OF₂);
• монофторид кислорода (O₂F₂).

Рассмотрим более подробно каждое из соединений. Дифторид кислорода по своей структуре является бесцветным газом с ярко выраженным неприятным запахом. При охлаждении конденсируется в желтоватую жидкость. В жидком состоянии плохо смешивается с водой, зато хорошо с воздухом, фтором и озоном.

По химическим свойствам дифторид кислорода – очень сильный окислитель. Степень окисления кислорода в OF2 равна 1, то есть в этом соединении фтор является окислителем, а кислород – восстановителем. OF2 очень токсичен, по степени токсичности превышает чистый фтор и приближается к фосгену.

Монофторид кислорода в нормальном состоянии является твердым веществом желтоватого цвета. При плавлении образует жидкость красного цвета. Является мощнейшим окислителем, при взаимодействии с органическими соединениями чрезвычайно взрывоопасен. В данном соединении кислород проявляет степени окисления, равные 2, то есть и в этом фторовом соединении кислород выступает восстановителем, а фтор – окислителем.

Химические свойства кислорода

О химических свойствах кислорода можно написать целый талмуд. Самое главное свойство кислорода – это окисление. Данное вещество является очень сильным окислителем. Кислород способен взаимодействовать практически со всеми известными элементами из таблицы Менделеева.

В результате этого взаимодействия образуются оксиды, как говорилось ранее. Степени окисления кислорода в соединениях с другими элементами в основном равны -2. Примером таких соединений является вода (H2O), углекислый газ (CO2), оксид кальция, оксид лития и др.

Но существует определенная категория оксидов, называемая пероксидами или перекисями. Их особенностью является то, что в данных соединениях есть пероксидная группа «-О-О-». Эта группа уменьшает окислительные свойства O2, поэтому степень окисления кислорода в пероксиде равна -1.

В соединении с активными щелочными металлами кислород образует супероксиды или надперекиси. Примером таких образований является:

• супероксид калия (KO₂);
• супероксид рубидия (RbO₂).

Их особенностью является то, что степень окисления кислорода в супероксидах равна -1/2.

В соединении с самым активным химическим элементом – фтором, получаются фториды. О них будет рассказано ниже.

Химические свойства оксида бария. химические реакции оксида бария:

Оксид бария относится к основным оксидам.

Химические свойства оксида бария аналогичны свойствам основных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида бария с бериллием:

BaO Be → Ba BeO (t  = 270 oC).

В результате реакции образуется барий и оксид бериллия. Таким образом, барий восстанавливается из оксида бария бериллием при температуре 270 oC.

2. реакция оксида бария с алюминием:

3BaO 2Al → 3Ba Al2O3 (t  = 1200 oC),

2Al 4BaO → Ba(AlO2)2  3Ba (t  = 1100-1200 oC),

2Al 4BaO  → BaAl2O4  3Ba (t  = 1100-1200 oC).

В результате реакции в первом случае образуется барий и оксид алюминия. Таким образом, барий восстанавливается из оксида бария алюминием при температуре 1200 oC.

Во втором и третьем случаях образуется барий и соль – алюминат бария.

3. реакция оксида бария с кремнием:

3BaO Si → 2Ba BaSiO3 (t  = 1200 oC).

В результате реакции образуется соль – силикат бария и барий.

4. реакция оксида бария с кислородом:

BaO O2 → 2BaO2 (t  = 500 oC).

В результате реакции образуется пероксид бария.

5. реакция оксида бария с водой:

BaO H2O → Ba(OH)2.

В результате реакции образуется гидроксид бария.

6. реакция оксида бария с оксидом цинка:

BaO ZnO → BaZnO2 (t  = 1100 oC).

В результате реакции образуется cоль – цинкат бария.

7. реакция оксида бария с оксидом титана:

BaO TiO2 → BaTiO3.

В результате реакции образуется соль – метатитанат бария.

8. реакция оксида бария с оксидом кадмия:

BaO CdO → BaCdO2 (t  = 1100 oC).

В результате реакции образуется оксид бария-кадмия.

9. реакция оксида бария с оксидом меди:

BaO Cu2O → BaCu2O2 (t  = 500-600 oC).

В результате реакции образуется оксид бария-меди.

10. реакция оксида бария с оксидом германия:

BaO GeO2 → BaGeO3 (t  = 1200 oC).

В результате реакции образуется соль – метагерманат бария.

11. реакция оксида бария с оксидом гафния:

BaO HfO2 → BaHfO3 (t  = 1800-2200 oC).

В результате реакции образуется оксид гафния-бария.

12. реакция оксида бария с оксидом марганца:

BaO MnO → BaMnO2 (t  = 1800 oC),

8BaO MnO2 → Ba8MnO10 (t  = 800 oC).

В результате реакции образуется в первом случае оксид бария-марганца, во втором – оксид марганца-октабария.

13. реакция оксида бария с оксидом никеля:

BaO NiO → BaNiO2 (t  = 1200 oC).

В результате реакции образуется оксид никеля-бария.

14. реакция оксида бария с оксидом циркония:

BaO ZrO2 → BaZrO3 (t  = 1800-2200 oC).

В результате реакции образуется оксид циркония-бария (цирконат бария).

15. реакция оксида бария с оксидом олова:

BaO SnO → BaSnO2 (t  = 1000 oC).

В результате реакции образуется оксид олова-бария.

16. реакция оксида бария с оксидом ванадия: 

2BaО VО2 → Ba2VО4 (t = 1500-1700 oC).

В результате реакции образуется соль – тетраоксованадат бария.

17. реакция оксида бария с оксидом углерода:

BaO CO2 → BaCO3.

В результате реакции образуется соль – карбонат бария.

18. реакция оксида бария с оксидом серы:

BaO SO3 → BaSO4.

В результате реакции образуется соль – сульфат бария.

19. реакция оксида бария с плавиковой кислотой:

BaO 2HF → BaF2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – фторид бария и вода.

20. реакция оксида бария с азотной кислотой:

BaO 2HNO3 → 2Ba(NO3)2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат бария и вода.

21. реакция оксида бария с ортофосфорной кислотой:

3BaO 2H3PO4 → Ba3(PO4)2 3H2O.

В результате химической реакции получается соль – ортофосфат бария и вода.

Аналогично проходят реакции оксида бария и с другими кислотами.  

22. реакция оксида бария с бромистым водородом (бромоводородом):

BaO 2HBr → BaBr2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – бромид бария и вода.

23. реакция оксида бария с йодоводородом:

BaO 2HI → BaI2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – йодид бария и вода.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим
электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

• Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s²)

• Второй уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s²) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p⁶), на которых
помещается 6 электронов

• Третий уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s²), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p⁶) и d-подуровня:
пяти «d» ячеек (3d¹⁰), в которых помещается 10 электронов

• Четвертый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s²), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p⁶), d-подуровня:
пяти «d» ячеек (4d¹⁰) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f¹⁴), на которых помещается 14
электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число
электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а
также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или
атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.