- Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов
- Радиус атома
- Азот превращается в кислород
- Атом и молекула кислорода. формула кислорода. строение кислорода:
- Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в периодической системе химических элементов д.и. менделеева
- Кислород
- Кислород, свойства атома, химические и физические свойства.
- Период, группа и электронная конфигурация
- Применение кислорода:
- Тренировочные задания
Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов
Периодически меняются не только свойства элементов и простых веществ, но и свойства сложных соединений. Рассмотрим закономерности изменения свойств высших оксидов и гидроксидов химических элементов 3 периода.
| Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 |
основные свойства уменьшаются слева направо кислотные свойства увеличиваются слева направо | ||||||
| NaOH | Mg(OH)2 | Al(OH)3 | H2SiO3 | H3PO4 | H2SO4 | HClO4 |
Легко заметить, что:
основные свойства высших оксидов и гидроксидов химических элементов увеличиваются справа налево в периоде
кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов химических элементов увеличиваются справа налево в периоде
Аналогично изменяются свойства в главных подгруппах.
основные свойства высших оксидов и гидроксидов химических элементов увеличиваются сверху вниз в главных подгруппах
кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов химических элементов увеличиваются снизу вверх в главных подгруппах
Проверьте себя: как меняются по синим стрелкам следующие свойства:
| Свойство | Характер изменения |
| Основные свойства высших оксидов | |
| Кислотные свойства высших оксидов | |
| Основные свойства высших гидроксидов | |
| Кислотные свойства высших гидроксидов |
| Свойство | Характер изменения |
| Основные свойства высших оксидов | увеличиваются |
| Кислотные свойства высших оксидов | уменьшаются |
| Основные свойства высших гидроксидов | увеличиваются |
| Кислотные свойства высших гидроксидов | уменьшаются |
Радиус атома
Рассмотрим, как меняется атомный радиус. Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.
Радиус атома металларавен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.
Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .
Орбитальный радиус– это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления наружных электронов.
Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.
Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.
Например, в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.
Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.
Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.
Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:
Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.
Например, в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.
В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.
В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.
В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.
В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.
Азот превращается в кислород
У ядер тяжелых элементов большой заряд. В опытах Резерфорда, которые привели к созданию ядерной модели, поток α-частиц встречал на своем пути ядра золота — элемента из конца периодической системы. И электростатические силы отталкивания между положительным зарядом α-частиц и ядрами атомов золота были очень велики.
А если взять легкие элементы? Скажем, азот. У его ядра небольшой заряд. Силы, отталкивающие α-частицу от такого ядра, были бы значительно меньше. Быть может, α-частице удалось бы проникнуть в ядро?
…В самом конце первой мировой войны Резерфорд однажды не явился на заседание Британского комитета борьбы с подводными лодками. Когда его упрекнули в невнимании к своим обязанностям, он в весьма резкой форме ответил: «Я был занят экспериментами, из которых следует, что атом можно искусственно разделить. А такая перспектива значительно важнее, чем война!»
Великий ученый нисколько не преувеличивал. В июне 1919 г. он опубликовал результаты своих исследований. С тех пор начался в атомной науке новый этап — эпоха искусственного превращения элементов. В природных радиоактивных процессах элементы превращались друг в друга естественным образом.
Резерфорд обстреливал азот α-частицами и в результате получил какие-то более легкие частицы (рис. 9). Он доказал, что эти частицы— ядра атомов водорода, протоны. Значит, протоны действительно входят в состав атомных ядер. Если протон покидает атомное ядро, то заряд ядра изменяется и рождается ядро нового элемента.
Массовое число у изотопа азота — 14, заряд ядра — 7. В ядро азота влетает α-частица с массой 4 и зарядом 2. Образуется сложная система: ее масса — 18, а заряд — 9. Вылетающий протон уносит одну единицу массы и одну единицу заряда.
(рис. 10). Это превращение можно записать символами ядерной физики:
7N14 2He4→8O17 1H1,
или в сокращенном виде:7N14 (α, р) 8O17, где р — обозначение протона.
Резерфорду удалось расщепить и другие ядра — атомов бора, натрия, фтора, алюминия, фосфора и других элементов. Вот как, например, протекало превращение алюминия:
13Al27 2Не4→14Si30 1H1, или 18Аl27 (α, р) 14Si30.
Эта реакция вошла в историю ядерной физики как ее величайшая веха. На ее примере ученые впервые подсчитали, какая энергия выделяется при искусственном превращении элементов. И оказалось, что при превращении алюминия в кремний выделяется в 700 000 раз больше энергии, чем при химическом сгорании такого же количества углерода.
Но α-частица могла сокрушить лишь ядра легких элементов. Для того чтобы проникнуть в ядра элементов тяжелее калия, ей не хватало быстроты. Вот если бы α-частицу удалось каким-нибудь образом ускорить или найти другой «снаряд», для которого положительный заряд ядра не был бы помехой.
Атом и молекула кислорода. формула кислорода. строение кислорода:
Кислород – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением О и атомным номером 8. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), втором периоде периодической системы.
Кислород самый лёгкий элемент периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева из группы халькогенов.
Кислород – химически активный неметалл.
Кислород обозначается символом О.
Как простое вещество кислород (химическая формула O2) при нормальных условиях представляет собой двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха. В жидком состоянии кислород имеет светло-голубой цвет, а в твёрдом – представляет собой кристаллы светло-синего цвета.
Молекула кислорода двухатомна. Также встречается аллотропная модификация кислорода – озон, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.
Химическая формула кислорода O2 (или O3 – озон).
Электронная конфигурация атома кислорода 1s2 2s2 2p4. Потенциал ионизации (первый электрон) атома кислорода равен 1313,94 кДж/моль (13,618055(7) эВ).
Строение атома кислорода. Атом кислорода (наиболее распространенный из трех изотопов кислорода (99,757 %) – 168О) состоит из положительно заряженного ядра ( 8), вокруг которого по атомным оболочкам движутся восемь электронов.
При этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поскольку кислород расположен во втором периоде, оболочки всего две. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями.
Два спаренных электрона находится на 1s-орбитали, вторая пара электронов – на 2s-орбитали. На 2р-орбитали находится два спаренных и два неспаренных электрона. Поэтому во всех своих соединениях кислород проявляет валентность II. В свою очередь ядро атома кислорода состоит из восьми протонов и восьми нейтронов. Кислород относится к элементам p-семейства.
Радиус атома кислорода (вычисленный) составляет 48 пм.
Атомная масса атома кислорода составляет 15,99903-15,99977 а. е. м.
Кислород – самый распространённый химический элемент на Земле. В земной коре на его долю в составе различных соединений приходится около 46 % массы. Морские и пресные воды содержат по массе 86 % кислорода (если быть точнее – 85,82 %). В человеке его содержание составляет по массе 61 %.
При высокой температуре молекула кислорода О2 обратимо диссоциирует на атомарный кислород. При 2000 °C на атомарный кислород диссоциирует 0,03 % молекулярного кислорода, при 2600 °C – 1 %, при 4000 °C – 59 %, при 6000 °C — 99,5 %.
Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в периодической системе химических элементов д.и. менделеева
Напомним, что группами называют вертикальные ряды в периодической системе и химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.
Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:
- усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические;
- возрастает атомный радиус;
- возрастает сила образованных элементом оснований и бескислородных кислот;
- электроотрицательность падает.
Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения, существует всего восемь форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов:
R2O, RO, R2O3, RO2, R2O5, RO3, R2O7, RO4, где символом R обозначают элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы, кроме исключительных случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы (например, фтор).
Оксиды состава R2O проявляют сильные основные свойства, причём их основность возрастает с увеличением порядкового номера, оксиды состава RO (за исключением BeO) проявляют основные свойства.
Оксиды состава RO2, R2O5, RO3, R2O7 проявляют кислотные свойства, причём их кислотность возрастает с увеличением порядкового номера.
Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения. Существуют четыре формы таких соединений. Их располагают под элементами главных подгрупп и изображают общими формулами в последовательности RH4, RH3, RH2, RH.
Соединения RH4 имеют нейтральный характер; RH3 — слабоосновный; RH2 — слабокислый; RH — сильнокислый характер.
Напомним, что периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров.
В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента:
- электроотрицательность возрастает;
- металлические свойства убывают, неметаллические возрастают;
- атомный радиус падает.
Кислород
Историческая справка
Впервые кислород получил шведский химик К. В. Шееле в 1772 г. Он считал кислород главной составной частью атмосферного воздуха и назвал его «горючим газом». Обычно открытие кислорода приписывают английскому химику Дж. Пристли, так как он опубликовал свои работы раньше, в 1774 г., а первое сообщение Шееле было напечатано в 1777 г.
Изучением свойств кислорода занимался А. Л. Лавуазье, который и дал элементу название кислород.
Кислород — самый распространенный элемент на Земле. В свободном состоянии кислород входит в состав воздуха, где его содержание составляет 20,95% (по объему). Содержание в земной коре составляет 47,2% (по массе).
Кислород — важная составная часть углеводов, жиров, белков, в человеческом организме содержится около 65% кислорода. Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: l680, ^О, !|0. Кислород существует в виде двух аллотропных модификаций — молекулярный кислород, или дикислород, 02 и озон, или трикислород, 03. Наиболее устойчива молекула 02, обладающая парамагнитными свойствами.
Молекула кислорода 02 обладает необычным строением. Представление о структуре 0=0 с двойной связью неверно, поскольку с помощью современных спектроскопических и магнитных исследований установлено, что в 02 имеется два неспаренных электрона. На восемь связывающих электронов приходится четыре разрыхляющих, поэтому порядок связей равен 2. Магнитные поля неспаренных электронов в молекуле 0.; не компенсированы противоположно направленными спинами. Следует напомнить, что ковалентная связь образуется неспаренными электронами, имеющими противоположный спин. Для кислорода связь осуществляется только одной парой электронов, и у каждого атома остается по одному неспаренному электрону. Следовательно, структурная формула кислорода должна иметь вид
В настоящее время принято считать, что молекула кислорода представляет собой бирадикал, в котором атомы связаны одной ковалентной и двумя трехэлектронными связями:
Тремя точками обозначены связи, обусловленные двумя лсв— и одним лразр-электроном, что отвечает порядку связи 0,5. Образование этих связей сопровождается выделением достаточного количества теплоты (около 493,7 кДж/моль), чем и объясняется прочность связи в молекулярном кислороде. Такое своеобразное строение молекулы кислорода и объясняет его парамагнитные свойства во всех трех агрегатных состояниях.
При возбуждении молекул парамагнитные свойства теряются и 02 становится диамагнитным.
Подобно молекуле NO, которая имеет неспаренный электрон на разрыхляющей л-орбитали, молекулы О., очень слабо ассоциируют, поэтому спаривания с образованием симметричных частиц 04 не происходит даже в твердом состоянии.
Молекула 03 имеет симметричную угловую структуру: угол О—О—О равен 117°, длина связи 0—0 равна 0,128 нм, а в О, — 0,121 нм.
В молекуле 03 связи 0=0 имеют двойной характер, что с точки зрения резонанса может быть изображено следующими структурами:
В лабораторных условиях кислород можно получить следующими способами:
а) разложением бертолетовой соли:
б) разложением перманганата калия:
в) нагреванием нитратов щелочных металлов (NaN03, KN03); при этом выделяется в свободном состоянии лишь 1/3 содержащегося в них кислорода:
Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (ГК11П = -195,8°С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, гак как его температура кипения выше (-183°С). Этот процесс экономически выгоден, так как наряду с кислородом получают в больших масштабах и азот, который используется в синтезе аммиака.
Широко распространен способ получения кислорода, основанный на электролизе воды.
Свойства кислорода и его соединений. При нормальных условиях кислород — бесцветный газ без запаха и вкуса, тяжелее воздуха (1 л весит 1,43 г). В 1 л воды при нормальных условиях растворяется 0,04 г кислорода.
Имея на наружной электронной оболочке шесть электронов, атом кислорода может прийти к предельно заполненной 8-электронной оболочке (условие максимальной химической устойчивости) двумя путями: либо присоединив два электрона, либо отдав свои шесть. Второй путь неприемлем. Поэтому в реакциях с атомами других элементов (кроме фтора) кислород проявляет исключительно окислительные свойства. Кислород может достраивать свою электронную оболочку до конфигурации неона следующими путями:
- а) принимать электроны с образованием О2-;
- б) образовывать две простые ковалентные связи —О— или двойную связь 0=;
- в) образовывать одну простую связь и принимать электрон, как в ОН—;
- г) образовывать три или четыре ковалентные связи, как в ионе оксония
H3o .
Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и платины.
Скорость взаимодействия кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы веществ и от температуры. Для развития активной реакции кислорода необходимо нагревание, чтобы преодолеть потенциальный барьер, препятствующий химическому процессу. Энергия активации в разных реакциях различна.
Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кислороде воздуха уже при комнатной температуре:
С фосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60°С, с серой — до 250°С, с водородом — более 300°С, с углеродом (в виде угля и графита) — при 700—800°С.
Реакция горения водорода в кислороде протекает очень бурно (см. параграф 1.3).
Диапазон изменений свойств оксидов определяется прежде всего природой связи (от чисто ионной до чисто ковалентной), что находится в полном соответствии с отрицательной степенью окисления элемента и его положением в периодической системе.
Для образования оксид-иона О2- из молекулярного кислорода затрачивается около 1000 кДж/моль:
При образовании ионных оксидов металлов необходимо затратить энергию на испарение и ионизацию металла. Существование большого числа оксидов этого тина — следствие высоких энергий кристаллических решеток, содержащих двухзарядные ионы О2 . Если энергия решетки недостаточна для обеспечения энергии полной ионизации, то образуются оксиды, обладающие более выраженным ковалентным характером: BeO, Si02, В203 и т.д.
Чисто ковалентные молекулярные оксиды — соединения типа С02, N02 и т.д., для которых характерны кратные связи, хотя ковалентные оксиды могут образовываться и за счет только простых связей (Р4О10). Ионы О2 в виде дискретных частиц существуют во многих оксидах, однако в водных растворах вследствие реакции гидролиза они могут распадаться:
Нерастворимые в воде ионные оксиды в этот процесс не вовлекаются, но зато растворяются в разбавленных кислотах:
Ковалентные оксиды неметаллов в своем большинстве растворяются в воде с образованием кислот, поэтому они относятся к кислотным оксидам:
В оксидах типа R20 ковалентный кислород двухкоординирован и связи образуются за счет $р3-гибридных орбиталей, причем две из них участвуют в ковалентном связывании, а две другие заняты неподеленными электронными парами. Углы R—О—R в молекулах сильно меняются в зависимости от природы R и отличаются от тетраэдрических.
Если связанный с кислородом атом имеет rf-орбитали, которые в той или иной степени могут участвовать в б/л-рл-связывании, то углы могут иметь большие значения.
В соответствии с природой элемента в положительной степени окисления характер оксидов в периодах и группах изменяется закономерно. В периодах с увеличением заряда ядра уменьшается отрицательный эффективный заряд на атоме кислорода и осуществляется переход от основных оксидов к кислотным через амфотерные, что наглядно прослеживается на примере третьего периода:
Na20 | MgO | А1А | SiO, | РА | so3 | с12о7 |
сильно | слабо | амфотерный | слабо | средне | сильно | сильно |
основные свойства | кислотные свойства | |||||
В ряду Na20 — MgO — А1203 способность взаимодействовать с Н20 ослабляется, а в ряду Р205 — S03 — С1207 — наоборот, усиливается.
В гидроксидах наиболее электроположительных элементов содержатся дискретные ионы ОН». При растворении в воде эти ионы распадаются с образованием гидратированных ионов металла и гидроксид-ионов:
Такие вещества представляют собой сильные основания. Если же связь Э—О является чисто ковалентной, то диссоциация в той или иной степени протекает по схеме
Их следует рассматривать как кислоты.
Образование оксониевых ионов происходит так же, как и NHJ:
Кислород менее основен, чем азот, поэтому оксониевый ион менее устойчив. Хотя в НэО остается пеподеленная пара электронов, электростатическое отталкивание между этими ионом и протоном препятствует их соединению.
Пероксиды и сунероксиды (наднероксиды) формально можно рассматривать как производные Of» и Of соответственно. Пероксид водорода Н202 подробно рассматривался в гл. 11. Здесь речь будет идти о пероксидах и надпероксидах, образованных другими элементами. Молекула 02, присоединяя два электрона, превращается в нероксид-ион Of», в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью, поэтому он диамагнитен:
Щелочные металлы, а также Са, Sr и Ва образуют ионные пероксиды, многие из которых — легко кристаллизующиеся гидраты: Na.;Ov*8H20; Ме2 02-8Н20.
Эти пероксиды содержат дискретные ионы Of», которые связаны водородными связями с молекулами воды и образуют цепи типа
Пероксиды проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, что зависит от свойств партнера в данных типах реакций. Так, в кислой среде в присутствии восстановителей пероксиды ведут себя как типичные окислители, а в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства.
Если молекула 02 присоединяет один электрон, то образуется наднерок- сид ион О.;:
Надпсроксиды известны для наиболее активных щелочных металлов и получаются непосредственным взаимодействием кислорода с калием, рубидием или цезием:
Ион 02 имеет один неспаренный электрон и является мощным окислителем:
Вследствие электроположительной поляризации возможно образование иона Of. Этот ион называется оксигенильным катионом.
Простейшим соединением, содержащим этот катион, является OF2, который образуется по уравнению реакции
Молекула OF2 имеет угловую форму:
Оксигенильный катион образуется также при взаимодействии PtF6 с кислородом:
В диоксидифториде 02F2 радикал-ион 0;; ковалентно связан с атомами фтора. Образование этого соединения протекает по уравнению реакции
Комплексы кислорода образуются при взаимодействии молекулярного кислорода с комплексами переходных металлов. Однако в некоторых случаях молекула 02 способна сама быть лигандом. Такое взаимодействие комплексов с кислородом, при которых идет присоединение 02, называется оксигенированием. Эти реакции в своем большинстве обратимые, но уже получены устойчивые комплексы молекулярного кислорода с железом, рутением, родием, иридием, никелем, палладием и платиной. Установлено, что в образовании связи металл — кислород принимают участие как а-, так и тс-орбитали атомов кислорода. Между длиной связи 0—0 и устойчивостью комплекса существует определенная взаимосвязь: соединения с наиболее длинными связями 0—0 образуются необратимо. Строение таких комплексов можно описать набором из трех простых связей: двух Me—О и одной 0—0. Примером образования комплексов с 02 может служить реакция
где Ph — фенильный радикал С6Н5.
Озон, или трикислород, — аллотропическое видоизменение кислорода. Его молекула состоит из трех атомов. При обычных условиях Оэ — газ с характерным запахом. В газообразном состоянии имеет голубой цвет, а в жидком — темно-синий.
Образование озона из кислорода протекает с поглощением энергии. При этом молекула кислорода распадается на свободные атомы, которые далее реагируют с другими молекулами кислорода:
Из этого следует, что молекула озона формируется, когда есть возможность образования свободных атомов кислорода. Так, при пропускании электрического разряда через кислород получается небольшое количество озона. Аналогичный эффект наблюдается при нагревании кислорода (до 2000°С), при действии ультрафиолетового света, при электролизе растворов кислот с применением инертных электродов и т.д.
В химическом отношении озон является весьма реакционноспособным, что объясняется легкостью его разложения:
Поэтому озон обладает сильнейшими окислительными свойствами. Большинство малоактивных металлов уже на холоде легко окисляется озоном:
В окислительное взаимодействие с озоном вступают сульфиды, иодиды:
Обладая значительным сродством к электрону, 03 может переходить в озонид-ион 03, который образуется при взаимодействии, например, щелочных металлов с Оэ:
Озониды металлов характеризуются наличием в ионе 03 непарного электрона, обусловливающего парамагнетизм и характерную окраску озонидов.
Биологическая роль кислорода. По содержанию в организме человека кислород относится к макроэлементам. Он незаменим и принадлежит к числу важнейших элементов, составляющих основу живых систем, т.е. является органогеном.
Рассмотрим некоторые препараты, содержащие кислород.
Кислород очень широко используется при лечении заболеваний, сопровождающихся кислородной недостаточностью (гипоксией), при заболеваниях дыхательных путей (пневмония, отек легких), сердечно-сосудистой системы (декомпенсация сердца, коронарная недостаточность), при отравлениях IICN, удушающими газами, а также при других заболеваниях с нарушением функции дыхания и окислительных процессов. Обычно используют смесь (09 — 95% и С09 — 5%), называемую карбогеном.
Пероксид магния (магния пероксид) MgO, в смеси с MgO применяется как комбинированный препарат, оказывающий антисептическое действие и связывающий ЫС1 желудочного сока при повышенной кислотности:
Гидроперит — препарат, содержащий комплексное соединение Н202 с мочевиной:
Его применяют наружно как антисептик вместо Н202.
Надпероксиды также находят широкое применение благодаря их способности поглощать С02 и регенерировать 02 в замкнутых системах, например космических аппаратах, подводных лодках и т.д.:
Кислород, свойства атома, химические и физические свойства.
О 8 Кислород
15,99903-15,99977* 1s2 2s2 2p4
Кислород — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 8. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), втором периоде периодической системы.
Атом и молекула кислорода. Формула кислорода. Строение кислорода
Изотопы и модификации кислорода
Свойства кислорода (таблица): температура, плотность, давление и пр.
Физические свойства кислорода
Химические свойства кислорода. Взаимодействие кислорода. Реакции с кислородом
Получение кислорода
Применение кислорода
Таблица химических элементов Д.И. Менделеева
Период, группа и электронная конфигурация
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны
«вручную», располагая их на электронных орбиталях.
Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое «сходство»:
- B5 — 1s22s22p1
- Al13 — 1s22s22p63s23p1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия — 3s23p1, галия — 4s24p1,
индия — 5s25p1 и таллия — 6s26p1. За «n» мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».
Применение кислорода:
Таблица химических элементов Д.И. Менделеева
- 1. Водород
- 2. Гелий
- 3. Литий
- 4. Бериллий
- 5. Бор
- 6. Углерод
- 7. Азот
- 8. Кислород
- 9. Фтор
- 10. Неон
- 11. Натрий
- 12. Магний
- 13. Алюминий
- 14. Кремний
- 15. Фосфор
- 16. Сера
- 17. Хлор
- 18. Аргон
- 19. Калий
- 20. Кальций
- 21. Скандий
- 22. Титан
- 23. Ванадий
- 24. Хром
- 25. Марганец
- 26. Железо
- 27. Кобальт
- 28. Никель
- 29. Медь
- 30. Цинк
- 31. Галлий
- 32. Германий
- 33. Мышьяк
- 34. Селен
- 35. Бром
- 36. Криптон
- 37. Рубидий
- 38. Стронций
- 39. Иттрий
- 40. Цирконий
- 41. Ниобий
- 42. Молибден
- 43. Технеций
- 44. Рутений
- 45. Родий
- 46. Палладий
- 47. Серебро
- 48. Кадмий
- 49. Индий
- 50. Олово
- 51. Сурьма
- 52. Теллур
- 53. Йод
- 54. Ксенон
- 55. Цезий
- 56. Барий
- 57. Лантан
- 58. Церий
- 59. Празеодим
- 60. Неодим
- 61. Прометий
- 62. Самарий
- 63. Европий
- 64. Гадолиний
- 65. Тербий
- 66. Диспрозий
- 67. Гольмий
- 68. Эрбий
- 69. Тулий
- 70. Иттербий
- 71. Лютеций
- 72. Гафний
- 73. Тантал
- 74. Вольфрам
- 75. Рений
- 76. Осмий
- 77. Иридий
- 78. Платина
- 79. Золото
- 80. Ртуть
- 81. Таллий
- 82. Свинец
- 83. Висмут
- 84. Полоний
- 85. Астат
- 86. Радон
- 87. Франций
- 88. Радий
- 89. Актиний
- 90. Торий
- 91. Протактиний
- 92. Уран
- 93. Нептуний
- 94. Плутоний
- 95. Америций
- 96. Кюрий
- 97. Берклий
- 98. Калифорний
- 99. Эйнштейний
- 100. Фермий
- 101. Менделеевий
- 102. Нобелий
- 103. Лоуренсий
- 104. Резерфордий
- 105. Дубний
- 106. Сиборгий
- 107. Борий
- 108. Хассий
- 109. Мейтнерий
- 110. Дармштадтий
- 111. Рентгений
- 112. Коперниций
- 113. Нихоний
- 114. Флеровий
- 115. Московий
- 116. Ливерморий
- 117. Теннессин
- 118. Оганесон
Таблица химических элементов Д.И. Менделеева
Тренировочные задания
1. Среди перечисленных химический элемент с максимальным радиусом атома — это
1) неон2) алюминий3) калий4) кальций
2. Среди перечисленных химический элемент с минимальным радиусом атома — это
1) алюминий2) бор3) калий4) неон
3. Наиболее ярко металлические свойства выражены у элемента
1) Rb2) Li3) Mg4) Ca
4. Наиболее ярко неметаллические свойства выражены у элемента
1) F2) S3) O4) N
5. Наибольшее число валентных электронов у элемента
1) фтор2) водород3) натрий4) сера
6. Наименьшее число валентных электронов у элемента
1) кислород2) кремний3) водород4) кальций
7. Металлические свойства элементов возрастают в ряду
1) Ba, Li, Cs, Mg2) Al, Mg, Ca, K3) Li, Cs, Mg, Ba4) Na, Mg, Li, Al
8. Неметаллические свойства элементов ослабевают в ряду:
1) N, S, Br, Cl2) O, S, Se, Te3) Se, I, S, O4) N, P, O, F
9. Химические элементы перечислены в порядке возрастания атомного радиуса в ряду
1) углерод, бериллий, магний2) калий, магний, алюминий3) хлор, натрий, фтор4) азот, фосфор, фтор
10. Химические элементы перечислены в порядке убывания атомного радиуса в ряду
1) водород, бор, алюминий2) углерод, кремний, калий3) натрий, хлор, фтор4) сера, кремний, магний
11. Кислотные свойства водородных соединений усиливаются в ряду
1) HI – PH3 – HCl – H2S2) PH3 – H2S – HBr – HI3) H2S – PH3 – HCl – SiH44) HI – HCl – H2S – PH3
12. Кислотные свойства водородных соединений ослабевают в ряду
1) HI – PH3 – HCl – H2S2) PH3 – H2S – HBr – HI3) H2S – PH3 – HCl – SiH44) HI – HBr – HCl – HF
13. Основные свойства соединений усиливаются в ряду
1) LiOH – KOH – RbOH2) LiOH – KOH – Ca(OH)23) Ca(OH)2 – KOH – Mg(OH)24) LiOH – Ca(OH)2 – KOH
14. Основные свойства соединений ослабевают в ряду
1) LiOH – Ba(OH)2 – RbOH2) LiOH – Ba(OH)2 – Ca(OH)23) Ca(OH)2 – KOH – Mg(OH)24) LiOH – Ca(OH)2 – KOH
15. Во втором периоде Периодической системы элементов Д.И. Менделеева с увеличением заряда ядра у химических элементов:
1) возрастает электроотрицательность2) уменьшается заряд ядра3) возрастает атомный радиус4) возрастает степень окисления
16. Наиболее сильной кислотой, образованной элементом второго периода, является
1) угольная2) азотная3) фтороводородная4) азотистая
17. Наиболее сильное основание образует химический элемент
1) магний2) литий3) алюминий4) калий
18. Наиболее сильная бескислородная кислота соответствует элементу
1) селен2) фтор3) йод4) сера
19. В ряду элементов Li → B → N → F
1) убывает атомный радиус2) возрастают металлические свойства3) уменьшается число протонов в атомном ядре4) увеличивается число электронных слоёв
20. В ряду элементов Li → Na → K → Rb
1) убывает атомный радиус2) ослабевают металлические свойства3) уменьшается число протонов в атомном ядре4) увеличивается число электронных слоёв