Положение в периодической системе химических элементов
Кислород расположен в главной подгруппе VI группы (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Соединения кислорода
Основные степени окисления кислород 2, 1, 0, -1 и -2.
Соединения кислорода:
| Степень окисления | Типичные соединения |
| 2 | Фторид кислорода OF2 |
| 1 | Пероксофторид кислорода O2F2 |
| -1 | Пероксид водорода H2O2 Пероксид натрия Na2O2 и др. |
| -2 | Вода H2O Оксиды металлов и неметаллов Na2O, SO2 и др. Кислородсодержащие кислоты Соли кислородсодержащих кислот Кислородсодержащие органические вещества Основания и амфотерные гидроксиды |
Способы получения кислорода
В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.
Лабораторные способы получения кислорода:
- Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:
Разложение перманганата калия:
2KMnO4 → K2MnO4 MnO2 O2
Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2:
2KClO3 → 2KCl 3O2
Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):
2H2O2 → 2H2O O2
2HgO → 2Hg O2
2KNO3 → 2KNO2 O2
Урок по теме "общая характеристика элементов подгруппы кислорода"
Цели урока:
- обучающая: охарактеризовать элементы
подгруппы кислорода на основании их положения в
Периодической системе и строения атомов;
расширить знания учащихся о свойствах элементов
главных подгрупп; познакомиться со свойствами
элементов – простых веществ; - коррекционная: отработка умений фиксации
взора, ориентации в определенном перцептивном
поле, развитие и совершенствование
прослеживающих и констатирующих функций
неполноценного зрения; - воспитательная: формирование навыков
здорового образа жизни, бережного отношения к
природным богатствам, экологически грамотное
поведение в природе и обществе как социально и
личностно значимого компонента образованности
человека.
Задачи урока:
- используя предварительную работу учащихся при
подготовке к уроку, частично – поисковый,
творческий подход к обучению, опираясь на ранее
полученные знания, направлять деятельность
учащихся на установление закономерности в
изменении свойств элементов и их соединений в
зависимости от положения в Периодической
системе и строения атомов; способствовать
приобретению умений учащихся самостоятельно
оценивать свои знания.
Оборудование урока
:
- Периодическая система химических элементов Д.И.
Менделеева; вода, сера кристаллическая, прибор
для нагревания; минералы: пирит, медный блеск,
свинцовый блеск, цинковая обманка.
Форма проведения урока:
- урок по технологии “Развивающее обучение” с
использованием ИКТ.
Тип урока
: объяснительно-поисковый.
Ход урока
I. Организационный этап.
II. Постановка цели урока и актуализация.
Учитель:
Ребята, мы с вами изучили
Периодический закон и Периодическую систему
химических элементов Д.И. Менделеева, можем
охарактеризовать элементы исходя из их
положения в системе, зная строение их атомов. А
теперь мы приступаем к изучению подгрупп
химических элементов. Начинаем с подгруппы
кислорода. Свои ответы я предлагаю вам оценивать
самостоятельно. Для этого вы берете жетон, цвет
которого соответствует отметке: красный – “5”,
зеленый – “4”, желтый – “3”. В конце урока
подведем итоги. Итак, тема нашего урока:
Записать в тетрадь:
Общая характеристика элементов подгруппы
кислорода (слайд №1).
III. Воспроизведение учащимися знаний,
полученных ранее.
Памятка к изучению подгруппы элементов (слайд
№2):
1. Пользуясь Периодической системой, выпишите
символы и названия химических элементов,
относящихся к данной подгруппе.
2
. Составьте схемы строения атомов элементов,
укажите принадлежность к металлам или
неметаллам.
3.
Укажите, окислителями или восстановителями
являются элементы, их возможные степени
окисления.
4
. Приведите формулы высших оксидов,
гидроксидов, летучих водородных соединений
элементов и укажите их характер.
Работа учащихся у доски по плану памятки:
1.
Учащийся выписывает знаки элементов VI
группы главной (А) подгруппы, называет их.
Записать в тетрадь:
VI группа, главная подгруппа: O – кислород, S –
сера, Se – селен, Te – теллур, Po– полоний.
Дополнение учителя:
эти элементы имеют
групповое название “халькогены”, что означает
“образующие руды”.
2
. У
чащийся изображает схемы строения
атомов О, S, Se, Те, Po и объясняет их принадлежность
к металлам или неметаллам.
Записать в тетрадь:
- О 8 2е, 6е
- S 16 2е, 8е,6е
- Sе 34 2е,8е,18е,6е
- Те 52 2е,8е,18е,18е,6е
- Ро 84 2е,8е,18е,32е,18е,6е
Так как на внешнем энергетическом уровне
содержится 6 электронов, до завершения уровня не
хватает 2-х электронов, следовательно элементы
могут присоединять 2 электрона и проявляют
неметаллические свойства (кислород и сера –
неметаллы). Но элементы могут и отдавать
электроны с внешнего энергетического уровня, то
есть, 6 электронов. Способность отдавать
электроны усиливается с увеличением заряда ядра
атома и увеличением радиуса атома элементов, т.е.
сверху вниз. Таким образом, селен и теллур уже
будут проявлять некоторые металлические
свойства, а полоний – это металл.
3.
Учащийся у доски указывает окислители и
восстановители и называет возможные степени
окисления элементов:
Так как на внешнем энергетическом уровне
содержится 6 электронов, до завершения уровня не
хватает 2-х электронов, следовательно элементы
могут присоединять 2 электрона и минимальная
степень окисления элементов будет равна минус
два, а сами элементы будут являться окислителями.
Записать в тетрадь: (слайд №3)
- Э0 2 е— = Э-2 Э0 –
окислитель
Среди этих элементов O — сильный окислитель.
Но так как радиусы атомов увеличиваются сверху
вниз, то способность принимать электроны падает
и нарастает способность к отдаче электронов, то
есть окислительная способность уменьшается, а
восстановительная способность усиливается. На
внешнем энергетическом уровне элементы содержат
6 электронов, следовательно могут отдать все 6
электронов и максимальная степень окисления у
них будет равна плюс 6.
Записать в тетрадь: (слайд №3)
- Э0 — 6е— = Э 6 Э0 –
восстановитель - S, Se, Te – могут быть как восстановителями, так и
окислителями.
Дополнение учителя:
для кислорода не типична
степень окисления, равная 6, он проявляет степень
окисления -2, в соединении со фтором 2. Также эти
элементы могут проявлять степени окисления 2, 4 и
6 в соединениях с кислородом и другими активными
неметаллами, -2 в соединениях с металлами и
водородом.
Записать в тетрадь: (слайд №4)
Степени окисления элементов: О-2; O 2F2;
- с кислородом и активными неметаллами S 2, 4, 6
, Se 4, 6 , Te 4, 6; - с металлами и водородом S-2 , Se-2 , Te-2.
4
.
Учащийся у доски записывает формулы
оксидов и гидроксидов в высшей степени окисления
элементов, их летучие водородные соединения.
Высшие оксиды образуются элементами в
максимальной степени окисления 6 и имеют общую
формулу RО3:
Записать в тетрадь:
Оксиды элементов ( 6):
- SO3 – кислотный оксид
- SeO3 – кислотный оксид
- ТеО3 – кислотный оксид
- РоО3 – неустойчив.
(Помощь учителя в определении характера
оксидов.)
Записать в тетрадь.
Гидроксиды элементов ( 6):
- H2SO4 – серная кислота
- H2SeO4 – селеновая кислота
- Н2ТеО4 – теллуровая кислота
Сила кислот убывает сверху вниз.
Водородные соединения имеют общую формулу Н2R
и образуются элементами в минимальной степени
окисления ( — 2).
Записать в тетрадь.
Водородные соединения элементов:
- Н2О – оксид водорода (вода)
- Н2S – сероводород
- H2Se – селеноводород
- Н2Те – теллуроводород
- Н2Ро – не изучен
Дополнение учителя:
кроме воды, – это
ядовитые газы. Водные растворы этих соединений –
это кислоты, сила которых возрастает от
сероводорода к теллуроводороду, т.е. сверху вниз
в подгруппе.
IV. Введение новых знаний.
Изучение элементов – простых веществ.
Объяснение учителя.
1. Кислород – О2
, газ без цвета, вкуса и запаха,
тяжелее воздуха, малорастворим в воде, при t=-183
0
С
сжижается (светло-голубого цвета), поддерживает
дыхание и горение. Сильный окислитель. Открыт в
1774 году Джозефом Пристли
(слайд №5).
2. Озон – О3,
газ голубого цвета с характерным
запахом свежести, в 1,5 раза тяжелее воздуха, в
жидком состоянии темно-синий, ядовит, разрушает
ткани дыхательных путей. Более сильный
окислитель, чем О
2
(красители
обесцвечиваются, спирт воспламеняется).
Благоприятно влияет на организм человека в
небольшом количестве (аромат свежести во время
грозы).
Записать в тетрадь (слайд №6):
Явление, когда один и тот же элемент образует
несколько простых веществ, называют аллотропией.
О2 и О3 –
аллотропные
видоизменения.
3. Сера
–
S
имеет два аллотропных
видоизменения
: (слайд №7)
S8 ромбическая
– или просто сера —
хрупкое вещество желтого цвета, не растворима в
воде и ею не смачивается, легкоплавка,
неэлектроповодна и теплопроводна. В узлах ее
кристаллической решетки находятся циклические
восьмиатомные молекулы типа “корона”.
пластическая –
темного
цвета, растягивается и сжимается как резина.
Получают из Sобычной нагреванием до t=444 и
последующим охлаждением.
Демонстрации:
1.
сера, ее растворимость в воде;
2
. показ минералов, содержащие серу: PbS –
свинцовый блеск, Cu
2
S – медный блеск, ZnS –
цинковая обманка, FeS
2
– пирит;
3.
получение серы пластической:
кристаллическую нагреть до t
0
= 112,8
0
С,
образуется расплав серы, далее продолжить
нагревание до t
0
= 444,6
0
C (кипение), затем
быстро вылить кипящую серу в холодную воду и
наблюдать образование серы пластической.
4. Селен –
Seоткрыт в 1817 г. Берцеллиусом. В
чистом виде Se — твердое вещество серого цвета с
металлическим отсветом, ядовит. Способен
заменять серу при построении белковых молекул
растений, при употреблении в пищу которых
переходит в организм животных и человека. По
свойствам похож на серу. Используется при
вулканизации каучука (для получения резины), для
изготовления выпрямителей переменного тока, в
стекольной промышленности для обесцвечивания
стекол.
5. Теллур –
Te неметалл, по внешнему виду
напоминает металл, твердое кристаллическое
вещество коричневого цвета с металлическим
блеском, поводит электрический ток. Применяется
в производстве свинцовых кабелей. Соединения
теллура ядовиты, с ужасным непереносимым
запахом. Постепенно нервные окончания носа
работающих с соединениями теллура, парализуются
и перестают чувствовать этот запах, что приводит
к отравлению.
6. Полоний –
Ро открыт в 1898 году Марией Кюри.
Металл, по внешнему виду похожий на никель, в 300
раз радиоактивнее урана. Свойства его почти не
изучены.
Изучение нахождения в природе наиболее
распространенных элементов и их применения.
Сообщения учащихся
(подготовка сообщений
производится учащимися самостоятельно дома):
- Кислород в природе, его применение (слайд №8)
- Озон в природе, его применение.
- Сера в природе, ее применение (слайд №9)
V. Обобщение и систематизация знаний.
Беседа с учащимися по вопросам:
Назовите элементы подгруппы кислорода.
и серы.
видоизменения? Назовите эти видоизменения.
кислорода и серы.
VI. Подведение итогов урока.
VII. Определение и разъяснение домашнего задания
(слайд №10).
Физические свойства и нахождение в природе
Кислород О2 — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183оС.
Озон О3 — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.
Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.
В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.
Химические свойства
При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.
1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.
1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:
O2 2F2 → 2OF2
С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.
1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:
S O2 → SO2
Si O2 → SiO2
1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:
При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):
4P 3O2 → 2P2O3
Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):
4P 5O2 → 2P2O5
1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):
N2 O2→ 2NO
1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:
2Ca O2 → 2CaO
Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:
2Na O2→ Na2O2
А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:
K O2→ KO2
Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.
Цинк окисляется до оксида цинка (II):
2Zn O2→ 2ZnO
Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:
2Fe O2→ 2FeO
4Fe 3O2→ 2Fe2O3
3Fe 2O2→ Fe3O4
1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):
C O2 → CO2
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C O2 → 2CO
Алмаз горит при высоких температурах:
Горение алмаза в жидком кислороде:
Графит также горит:
Графит также горит, например, в жидком кислороде:
Графитовые стержни под напряжением:
2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:
4FeS 7O2→ 2Fe2O3 4SO2
Al4C3 6O2→ 2Al2O3 3CO2
Ca3P2 4O2→ 3CaO P2O5
2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:
- летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды:
2H2S 3O2→ 2H2O 2SO2
Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:
4NH3 3O2→ 2N2 6H2O
Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):
4NH3 5O2→ 4NO 6H2O
- прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):
CS2 3O2→ CO2 2SO2
- некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):
2CO O2→ 2CO2
2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.
Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):
4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3
Кислород окисляет азотистую кислоту:
2HNO2 O2 → 2HNO3
2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:
CH4 2O2→ CO2 2H2O
2CH4 3O2→ 2CO 4H2O
CH4 O2→ C 2H2O
Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)
2CH2=CH2 O2 → 2CH3-CH=O
Электронное строение кислорода
Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии:
😯 1s22s22p4 1s 
2s 2s 2p
Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.