Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева – HIMI4KA

История открытия

Основная статья: открытие кислорода

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли1 августа1774 путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

2HgO (t) → 2Hg O₂↑.

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»).

Несколькими годами ранее (в 1771-м) кислород получил шведский химик Карл Шееле.

Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Петра Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория.

[Лавуазье провел опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теории флогистона.]

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Нахождение в природе

Накопление O

₂

в атмосфере Земли. Зелёный график — нижняя оценка уровня кислорода, красный — верхняя оценка.

1

. (3,85—2,45 млрд лет назад) — O

₂

не производился

2

. (2,45—1,85 млрд лет назад) O

₂

производился, но поглощался океаном и породами морского дна

3

. (1,85—0,85 млрд лет назад) O

₂

выходит из океана, но расходуется при окислении горных пород на суше и при образовании озонового слоя

4

. (0,85—0,54 млрд лет назад) все горные породы на суше окислены, начинается накопление O

₂

в атмосфере

5

. (0,54 млрд лет назад — по настоящее время) современный период, содержание O

₂

в атмосфере стабилизировалось

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 1015 тонн). Однако до появления первых фотосинтезирующих микробов в архее 3,5 млрд лет назад, в атмосфере его практически не было. Свободный кислород в больших количествах начал появляться в палеопротерозое (3—2,3 млрд лет назад) в результате глобального изменения состава атмосферы (кислородной катастрофы).

Наличие большого количества растворённого и свободного кислорода в океанах и атмосфере привело к вымиранию большинства анаэробных организмов. Тем не менее, клеточное дыхание с помощью кислорода позволило аэробным организмам производить гораздо больше АТФ, чем анаэробным, сделав их доминирующими.

С начала кембрия 540 млн лет назад содержание кислорода колебалось от 15 % до 30 % по объёму. К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) его уровень достиг максимума в 35 % по объёму, который, возможно, способствовал большому размеру насекомых и земноводных в это время.

Основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами расходуется на процессы гниения и разложения, 80 % кислорода, производимого лесами, уходит на гниение и разложение растительности лесов.

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере. При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

В 2022 году датские учёные доказали, что свободный кислород входил в состав атмосферы уже 3,8 млрд лет назад.

Применение кислорода:

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

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве  хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na         Cl−

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–):     Na   1e  →  Na0      

На аноде окисляются ионы хлора:

A( ):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na         2Cl−    →     2Na º       Cl2º

Суммарное уравнение электролиза  расплава хлорида натрия:

2NaCl   →  2Na       Cl2

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na         Cl−

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–):      2H2O       2e    →    H2°       2OH−      

На аноде окисляются ионы хлора:

A( ):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H2O       2Cl−   →  H2°↑       2OH−      Cl2°↑

Суммарное уравнение электролиза  раствора хлорида натрия:

2NaCl        2H2O   →     H2↑      2NaOH       Cl2↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO2         4HCl     →   MnCl2        Cl2↑       2H2O

Или перманганатом калия:

2KMnO4         16HCl     →   2MnCl2       2KCl          5Cl2↑       8H2O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO3        6HCl     →     KCl          3Cl2↑       3H2O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K2Cr2O7         14HCl     →   2CrCl3       2KCl          3Cl2↑       7H2O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF2  →  2K H2 2F2

3. Получение  брома. 

Бром можно получить окислением ионов Br– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr   Cl2   →   Br2     2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO2      4HBr   →   MnBr2      Br2 2H2O

4.Получение йода.

Йод получают окислением ионов I– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI   Cl2   →   I2     2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI MnO2 2H2SO4   →   I2 K2SO4 MnSO4 2H2O

Строение  электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l 1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Получаем сводную таблицу:

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда.На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: , а не так: 

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

Таким образом,энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p <

5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d …

Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например,энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s22s22p2.

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую  электронную конфигурацию.

Например, электронную формулу азотаможно записать так: 1s22s22p3 или так: [He]2s22p3.

1s2 = [He]

1s22s22p6 = [Ne]

1s22s22p63s23p6 = [Ar] и так далее.

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления 5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.

1. Азотная кислота практически полностью диссоциируетв водном растворе.

 HNO3 → H NO3–

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами. 

Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

CuO     2HNO3   →   Cu(NO3)2     H2O

Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

HNO3      NaOH   →   NaNO3     H2O

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов). 

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

2HNO3     Na2CO3   →  2NaNO3     H2O     CO2

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

4HNO3  →   4NO2      O2      2H2O

5.Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом  никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот 5.

металл HNO3 → нитрат металла вода газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железомна холодуконцентрированная HNO3  не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления 4:

Fe       6HNO3(конц.)  →   Fe(NO3)3      3NO2     3H2O

 Al      6HNO3(конц.)   →  Al(NO3)3      3NO2     3H2O

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 :  3 (по объему):

HNO3         3HCl      Au   →   AuCl3      NO      2H2O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

4HNO3(конц.)        Cu   →    Cu(NO3)2        2NO2      2H2O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

10HNO3          4Ca   →    4Ca(NO3)2        2N2O      5H2O

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

8HNO3 (разб.)          3Cu   →    3Cu(NO3)2        2NO      4H2O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловоми железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

12HNO3(разб)        10Na   →    10NaNO3       N2       6H2O

При взаимодействии кальцияи магнияс азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

10HNO3          4Ca    →   4Ca(NO3)2        2N2O      5H2O

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

10HNO3            4Zn   →    4Zn(NO3)2        NH4NO3      3H2O

Таблица. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO3  обычно восстанавливается до NO  или NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

6HNO3           S     →   H2SO4      6NO2        2H2O

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

5HNO3          P   →    H3PO4        5NO2        H2O

5HNO3          3P         2H2O   →    3H3PO4        5NO

Видеоопытвзаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

4HNO3         C   →   CO2        4NO2        2H2O

Видеоопытвзаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

10HNO3      I2  →   2HIO3      10NO2       4H2O

7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др.

Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

2HNO3        SO2  →   H2SO4        2NO2

Еще пример: азотная кислота окисляет йодоводород:

6HNO3      HI   →  HIO3      6NO2      3H2O

Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.

3С        4HNO3   →    3СО2       4NO       2H2O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты. 

Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

2HNO3        H2S     →  S        2NO2      2H2O

При нагревании до серной кислоты:

2HNO3        H2S     →  H2SO4         2NO2      2H2O

8HNO3         CuS   →   CuSO4       8NO2       4H2O

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

4HNO3         FeS   →   Fe(NO3)3     NO       S       2H2O

8. Азотная кислота окрашивает белкив оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Химические свойства аммиака

1.В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH3      H2O    ⇄    NH4       OH–

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопытрастворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

NH3       H2SO4    →    NH4HSO4

2NH3      H2SO4    →   (NH4)2SO4

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

NH3       H2O    CO2  →    NH4HCO3

2NH3      H2O    CO2    →   (NH4)2CO3

Видеоопытвзаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть  здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония. 

NH3      HCl  →   NH4Cl

Видеоопытвзаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO4   2NH3  2H2O  →  Fe(OH)2  (NH4)2SO4

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH3      CuCl2  →  [Cu(NH3)4]Cl2

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH3       Cu(OH)2   → [Cu(NH3)4](OH)2

5.Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH3        3O2    →  2N2      6H2O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH3        5O2    →    4NO     6H2O

6. За счет атомов водорода в степени окисления 1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH3       2Na   →   2NaNH2     H2

 Также возможно образование Na2NH,  Na3N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH3        2Al   →   2AlN      3H2

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH3        3Cl2    →  N2      6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH3        3H2O2    →  N2      6H2O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH3       3CuO   →    3Cu      N2      3H2O

Химические свойства солей аммония

1. Все соли аммония – сильные электролиты, почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

NH4Cl   ⇄   NH4 Cl–

2.Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.

Например, карбонат аммония  реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:

(NH4)2CO3      2НCl →   2NH4Cl Н2O CO2

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

Например, хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:

NH4Cl        KOH   →   KCl       NH3       H2O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

NH4Cl      Н2O    ↔   NH3 ∙ H2O      HCl

NH4           HOH    ↔   NH3 ∙ H2O         H

4. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

NH4Cl   →    NH3      HCl

NH4HCO3    →   NH3      CO2       H2O

  (NH4)2SO4    →   NH4HSO4     NH3

NH4HS  →   NH3      H2S

Если соль  содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается  изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

NH4NO2   →   N2        2H2O  

190 – 245° C:

NH4NO3  →   N2O      2H2O

При температуре 250 – 300°C:

 2NH4NO3  →   2NO       4H2O

При температуре выше 300°C:

2NH4NO3    →   2N2      O2       4H2O

Разложение бихромата аммония («вулканчик»).Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

(NH4)2Cr2O7  →   Cr2O3       N2      4H2O

Окислитель –  хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду.

Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив.

Видеоопытразложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Химические свойства фтора

Фтор является самым сильным окислителем из всех простых веществ. Непосредственно он не взаимодействует только с N2, Не, Ne, Аr, а при нормальных условиях также и с O2.

Взаимодействие с
простыми веществами

Скислородом

Реакция протекает при электрическом разряде (2100-2400 В, 25-30 мА), температуре от -196°C до -183°C и давлении 12 мм рт.ст. с образованием дифторида трикислорода (триоксодифторид, фторид озона) или фторида кислорода:

3O2 2F2 → 2O3F2

O2 2F2 → 2OF2

С галогенами (Cl, Br, I)

Фтор вступает в
реакции с другими галогенами:

Hal2 F2 = HalFx

Например, Cl2 F2 → 2ClF

С водородом

Взаимодействует с водородом со взрывом даже в темноте:

H2 F2 = 2HF

С серой

Реакция с
серой протекает легко даже при сильном охлажлении:

S 3F2 = SF6

С углеродом

Реакция окисления порошкообразного
углерода сопровождается самовоспламенением последнего:

C 2F2→ CF4

С азотом

При нагревании фтор реагирует и с азотом:

N2 3F2 → 2NF

С фосфором

Фтор взаимодействует с P энергично (со взрывом) на свету и в темноте, даже при охлаждении жидким N2:

2Р 5F2 = 2PF5

С кремнием

Взаимодействует
с кремнием с образованием фторида кремния

Si 2F2→ SiF4

Cинертными газами

Окисляет
ксенон, образуя фторид ксенона:

Xe 3F2 = XeF6

С металлами

При взаимодействии с металлами
образуются фториды:

Ме F2 = Me xF-1x

K F2 = KF

• Mg, Zn, Sn, Al, Ag, Cu и др. загораются на свету при слабом нагревании:

Mg F2 = MgF2

• с малоактивными металлами – Au, Pt реагирует при нагревании до 300-400°С

2Au 3F2=2AuF3.

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Фтор активно разлагает воду с образованием таких соединений, как фториды кислорода OF2, O2F2; пероксид водорода Н2O2; кислород, озон, фтороводород:

2F2 Н2O = OF2 2HF

2F2 2Н2О = O2 4HF

С кислотами

• Взаимодействует с безводной азотной кислотой при комнатной температуре с образованием диоксида-гипофторита азота и фтороводорода:

F2 HNO3 → NO2FO HF

или

F2 HNO3 → FONO2 HF

• С серной кислотой образует гексафторид серы, фтороводород и кислород:

H2SO4 4F2 = 2HF SF6 2O2

Сщелочами и аммиаком

Фтор окисляет щелочи:

2F2 2NaOH = OF2 2NaF H2O

Реагирует с газообразным аммиаком:

2NH3(г) 
3F2(г) = 6HF(г)  N2(г),

2NH3(г) 
6F2(г) = 6HF(г)  2NF3(г)

С солями

Не взаимодействует

Взаимодействие
фтора с водными растворами солей невозможны, т.к. он ступает в реакцию с водой.

С оксидами

Реагирует с оксидом кремния, который загорается в атмосфере F2:

2F2 SiO2 = SiF4 O2

Химические свойства хлора

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, с образованием в устойчивые хлорид-ионы:

Cl20 2e— = 2Cl—

Взаимодействие с простыми веществами

Скислородом

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Хлор взаимодействует с другими галогенами – более активные галогены окисляют менее активные. В зависимости от условий могут получиться различные соединения:

F2  Cl2 = 2ClF

3F2  Cl2 =
2ClF3

Br2  Cl2 =
2BrCl

Br2  5Cl2 
6H2O = 2HBrO3  10HCl

I2  Cl2 =
2ICl

I2  3Cl2 =
2ICl3

I2 
5Cl2  6H2O = 2HIO3  10HCl

С водородом

Реакция с водородом при обычных условиях не протекает. Однако, при нагревании, УФ — освещении или электрическом разряде реакция протекает со взрывом:

Cl2 Н2 =2НСl

С серой

Cl2 2S (расплав) = S2Cl2

С азотом

Непосредственно не взаимодействует

С фосфором

ЗCl2 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)

С углеродом

Непосредственно не взаимодействует

С кремнием

2Cl2 Si = SiCl4 (при нагревании)

С металлами

• Активные металлы самовоспламеняются и горят в атмосфере сухого газообразного хлора:

Cl2
2Na = 2NaCl

3Cl2 2Fe = 2FeCl3

• Окисление малоактивных металлов происходит легче влажным хлором или его водными растворами:

Cl2 Сu = CuCl2

3Cl2 2Аu = 2AuCl3

Взаимодействие со сложными веществами

Окислительно-восстановительные реакции

Окисляет сложные вещества:

ЗСl2 2NH3 = N2 6HCl

Cl2 H2S = S 2HCl

Cl2 H2O Na2SO3 → 2HCl Na2SO4

Cl2 3H2O2 → 2HCl 2H2O O2

2Cl2 2H2O → 4HCl O2 (на свету или кипячении)

Cl2 2HI = I2 2HCl

С водой

При растворении хлора в воде вступает в реакцию диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), с образованием хлорноватистой кислоты:

Cl2 Н2O = HCl НClO

С водными растворами щелочей

При взаимодействии с щелочамихлор диспропорционирует с образованием солей,
состав которых зависит от условий проведения реакции:

• с холоднымраствором щелочи образуются хлорид и гипохлорит:

Сl2 2NaOH (хол.) → NaCl NaClO H2O

• с горячимраствором щелочи образуются хлорид и хлорат:

3Cl2 6NaOH (гор.) → 5NaCl NaClO3 3H2O

• Хлор также растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2 2Са(OH)2(хол.) → СaCl2 Сa(ClO)2 2H2O

Эти реакции
имеют важное практическое значение, приводят к получению гипохлоритов — КClO3 и Са(ClO)2; хлората калия
(бертолетова соль) — КClO3

С солями

Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов:

Cl2 2KBr = Br2 2KCl

Cl2 2KI = I2 2KCl

С органическими соединениями

• замещение атомов водорода в молекулах органических соединений:

• присоединение молекул Cl₂ по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H2C = CH2 Cl2 → Cl — H2C — CH2 — Cl 1,2-дихлорэтан

HC ≡ CH 2Cl2 → Cl2HC — CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Электронные формулы ионов

Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.

Ионы— это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

Если атом отдаётэлектроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный(вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов).

11Na 1s22s22p63s1      -1е =  11Na  1s22s22p63s0

Если атом принимаетэлектроны, то приобретает отрицательныйзаряд. Отрицательно заряженные частицы — это анионы. Например, анион хлора образуется так:

17Cl 1s22s22p63s23p5    1e =  17Cl— 1s22s22p63s23p6

Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень.

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са2

19. Ион S2-

20. Ион Ni2

В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами.

Например, ионы Na и F—.

Электронная формула катиона натрия: Na   1s22s22p6, всего 10 электронов.

Электронная формула аниона фтора: F—   1s22s22p6, всего 10 электронов.

Таким образом, ионы Na и F— — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.

Тренажер по теме «Строение атома» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

3. Массовое число изотопа брома-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.

4. Массовое число изотопа хлораравно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота:

7N 1s²2s²2p³      1s    2s    2s     2p 

6. Электронная формула кислорода:

8О 1s²2s²2p⁴ 1s  2s  2s  2p 

7. Электронная формула фтора:

8. Электронная формула магния:

12Mg 1s²2s²2p⁶3s²      1s    2s    2s     2p      3s      3s

9. Электронная формула алюминия:

13Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p 

10. Электронная формула кремния:

14Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p

11. Электронная формула фосфора:

15P 1s²2s²2p⁶3s²3p³     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p

12. Электронная формула серы:

16S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p

13. Электронная формула хлора:

14. Электронная формула аргона:

18Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p

15. Электронная формула углеродав возбуждённом состоянии:

6C* 1s²2s¹2p³   1s    2s    2s     2p

16. Электронная формула бериллияв возбуждённом состоянии:

4Be 1s²2s¹2p¹      1s    2s    2s    2p 

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са2 :  20Ca2   1s22s22p63s23p6 

19. Электронная формула аниона серы S2-:  16S2- 1s22s22p63s23p6

20. Электронная формула катиона никеля Ni2 :  28Ni2   1s22s22p63s23p63d84s0. Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водородазаполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

1H 1s¹      1s 

У гелия1s-орбиталь полностью заполнена:

2He 1s²      1s  

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у литияначинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

3Li 1s²2s¹      1s     2s    2s 

У бериллия2s-подуровень заполнен:

4Be 1s²2s²      1s    2s    2s 

Далее, у боразаполняется p-подуровень второго уровня:

5B 1s²2s²2p¹      1s    2s    2s     2p 

У следующего элемента, углерода, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:

6C 1s²2s²2p²      1s    2s    2s     2p 

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя  по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня: 

10Ne 1s²2s²2p⁶      1s    2s    2s     2p 

У натрияначинается заполнение третьего энергетического уровня:

11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      1s    2s    2s     2p      3s      3s 

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргонасамостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот начиная с 19-го элемента, калия, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия:

19K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹1s 2s 2s 2p3s3s 3p4s4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

  19K   [Ar]4s¹    [Ar] 4s 

У кальция4s-подуровень заполнен:

20Ca   [Ar]4s²    [Ar] 4s

У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:

21Sc   [Ar]3d¹4s²    [Ar] 4s    3d    3d 

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титанадо ванадия:

22Ti   [Ar]3d²4s²    [Ar] 4s    3d    3d 23V   [Ar]3d³4s²      [Ar] 4s    3d    3d 

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хроматакая:

24Cr   [Ar]3d⁵4s¹      [Ar] 4s  3d   3d 

В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае —

 3d⁴4s²

) ровно одна ячейка в

d

-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически

менее выгодно

. А

более выгодно

, когда

d

-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с

4s

-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с

4s

-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех

3d-

орбиталей. Этот эффект так

и называется

— «провал»

или

«проскок»электрона

. И наблюдается он, когда

d

-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца:

25Mn   [Ar]3d54s2

Аналогично у кобальтаи никеля. А вот у медимы снова наблюдаем провал (проскок) электрона— электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

29Cu   [Ar]3d104s1

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

30Zn   [Ar]3d104s2

У следующих элементов, от галлиядо криптона, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия:

31Ga   [Ar]3d104s24p1

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.

Например, у меди   ([Ar]3d104s1) внешний энергетический уровень — четвёртый.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома ( 24Cr   [Ar]3d54s1) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s1), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.