1. Элемент 8Элемент 8 2. Oxygenium - Кислород2. Oxygenium - Кислород 3. Джозеф ПристлиДжозеф Пристли 4. Карл Вильгельм ШеелеКарл Вильгельм Шееле 5. Антуан Лоран Лавуазье5. Антуан Лоран Лавуазье 6. Корнелиус Дреббел6. Корнелиус Дреббел 7. Распространение элементов в земной кореРаспространение элементов в земной коре 8. Нахождение кислорода в природеНахождение кислорода в природе 9. Состав воздухаСостав воздуха 10. Общая характеристика элементаОбщая характеристика элемента 11. Аллотропия кислородаАллотропия кислорода 12. ОзонОзон 13. Способы собирания газа, обнаружениеСпособы собирания газа, обнаружение 14. Получение кислорода в лаборатории из перманганата калияПолучение кислорода в лаборатории из перманганата калия 15. Получение кислорода в лаборатории из пероксида водородаПолучение кислорода в лаборатории из пероксида водорода ( продолжение следует – см. следующий слайд)

( продолжение ) 16. Некоторые реакции, идущие с образованием кислородаНекоторые реакции, идущие с образованием кислорода 17. Получение кислорода в промышленностиПолучение кислорода в промышленности 18. Химические свойства кислорода. Отношение к простымХимические свойства кислорода. Отношение к простым веществам 19. Отношение кислорода к сложным веществамОтношение кислорода к сложным веществам 20. Окислительное – восстановительная амфотерностьОкислительное – восстановительная амфотерность кислорода 21. Условия, способствующие возникновению и прекращениюУсловия, способствующие возникновению и прекращению огня 22. Выводы по химическим свойствам кислородаВыводы по химическим свойствам кислорода 23. Кислород – элемент жизниКислород – элемент жизни 24. Самая важная функция кислорода на ЗемлеСамая важная функция кислорода на Земле 25. Применение кислородаПрименение кислорода 26. Круговорот кислорода в природеКруговорот кислорода в природе

C лат. оxygenium – рождающий кислоту С греч. oxygenes – образующий кислоты Название кислороду Oxygenium дал А. Лавуазье

Английский ученый. В 1774 году разложением oксида ртути ( II ) получил кислород и изучил его свойства 2HgO = 2Hg + O

Шведский ученый. В 1771 году провел опыты по разложению оксида ртути ( II ), изучил свойства образующегося газа. Однако результаты его исследований были опубликованы лишь в 1777 году

С целью проверки опытов Шееле и Пристли в 1774 году получил кислород, установил его природу и изучил его способность соединяться с фосфором и серой при горении и металлами при обжиге. Изучил состав атмосферного воздуха. Создал кислородную теорию горения. Совместно с Ж. Менье установил сложный состав воды и получил воду из кислорода и водорода. 2H 2 + O 2 = 2H 2 O Лавуазье показал, что процесс дыхания подобен процессу горения.

Голландский алхимик и технолог. Получил кислород примерно за 150 лет до Пристли и Шееле при нагревании нитрата калия: 2КNO 3 = 2KNO 2 + O 2 Его открытие было засекречено, т.к. использование полученного газа предполагалось для дыхания людей на подводных лодках

Кислород занимает 1 место по распространенности элементов на Земле (по массе) 1 - кислород алюминий железо кальций натрий калий магний водород остальные кремний - 26

В земной коре – 49 % (атмосфера, литосфера, гидросфера) В воздухе – 20,9 % ( по объему ) В воде (в чистой воде – 88,8 %, в морской воде – 85,8 % ) В песке, многих горных породах и минералах В составе органических соединений: белков, жиров, углеводов и др. В организме человека – 62 %

В 1774 г. А. Лавуазье доказал, что воздух – это смесь в основном двух газов - азота и кислорода Сжигание фосфора под колоколом: а – горение фосфора; б – уровень воды поднялся на 1 / 5 объема Примечание К другим газам (1%) относятся: углекислый газ (0,03%); инертные газы ( в основном аргон - 0,93% ); водяные пары Кислород - 21% Азот - 78% Другие газы -1%

Химический знак – О Относительная атомная масса: Ar = 16 Изотопы кислорода – ( 99,75 %),, Строение атома: ( 8p + + 8n 0 ) + 8 Заряд ядра: ( +8) Электронная конфигурация атома: 1s 2 2s 2 2p 4 Типичный неметалл. Сильный окислитель ( по электроотрицательности уступает лишь фтору ) Валентные возможности: в соединениях обычно 2-х валентен, реже – 3-х, (4-х) валентен Возможные степени окисления: - 2, - 1, 0, + 2, (+4) (наиболее характерные степени окисления: 0, - 2)

Химический элемент кислород образует два простых вещества, аллотропа - кислород О 2 и озон О 3 Некоторые сравнительные данные Кислород - О 2 Озон - О 3 Образуются в природе Агрегатное состояние (об.у) Цвет Запах Мr ρ ( в жидк. сост., г/ см 3 ) t пл., o C t кип, o C Отношение к воде Физиологическая активность Биологическая активность Химическая активность(об.у) (окислительная способность) Роль в природе При фотосинтезе Газ Бесцветный (г) Без запаха 32 1, , ,9 Плохо растворим Не токсичен В пределах нормы Малоактивен (=) (Cильный о-ль при t) Дыхание, гниение, горение Из О 2 ( при грозе; возд. УФ-Солнца) Газ Синий (г) Резкий, раздражающий 48 1, , ,9 Растворим в 10 раз лучше Токсичен Сильный антисептик Более сильный окислитель (за счет атомарного кислорода)Более сильный окислитель Защитный экран Земли от УФ - излучения Солнца t, либо УФ- О 3 = О 2 + О 3О 2 2О 3 - Q Свет 6СО 2 + 6Н 2 О = С 6 Н 12 О 6 + 6О 2

Жидкий озон имеет вид индиго Простейший озонатор Внутрь широкой стеклянной трубки вставлена проволока. Снаружи трубка обмотана другой проволокой. Если к концам двух проволок приложить напряжение в несколько тысяч вольт, а через трубку пропустить кислород, то выходящий из нее газ будет соде- ржать несколько процентов озона. Озон образуется в атмосфере на высоте км при действием УФ излучения на воздух и при грозовых разрядах

а – вытеснением воды ( над водой ); б – вытеснением воздуха; 1 – вспыхнувшая тлеющая лучина

2 KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 КМnO 4 – перманганат калия ; 1- стекловата

2 Н 2 O 2 = 2 Н 2 O + O 2 1 – капельная воронка с раствором пероксида водорода 2 – порошок оксида марганца ( IV) – МnO 2 (используется в данной реакции как катализатор) 3 – колба Вюрца

Условия реакций – нагревание ( t ) 2 КМnО 4 = К 2 МnО 4 + МnO 2 + О 2 2КСlО 3 = 2КСl + О 2 2НgO = 2Hg + О 2 3РbO 2 = Рb 3 O 4 + О 2 2КNO 3 = 2КNO 2 + О 2 Условия реакции – присутствие катализатора ( K ) 2Н 2 О 2 = 2Н 2 О + О 2 ( К – МnО 2 ) Условия реакции – действие электрического тока ( ) (р. электролиза ) 2Н 2 О = 2Н 2 + О 2

Кислород получают из воздуха газовой ректификацией Воздух охлаждают примерно до – С и под давлением сжижают Далее жидкий воздух подвергают перегонке Жидкий азот испаряется при – 196 О С ( t кип. жидкого азота) Жидкий кислород испаряется при – 183 О С ( t кип. жидкого кислорода) Газообразный кислород хранят в стальных баллонах, окрашенных в голубой цвет, под давлением 1 - 1,5 МПА

1. Отношение к простым веществам а) металлам б) неметаллам 3Fe + 2О 2 Fe 3 О 4 + Q 2Mg + O 2 2MgO + Q С + О 2 СО 2 + Q S + О 2 SО 2 + Q 4Р + 5О 2 2Р 2 О 5 + Q N 2 + О 2 2 NO Q Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называют горением (вещества при этом воспламеняются) Реакции окисления без горения 2Cu + O 2 2CuO + Q Воспламенения меди не происходит В реакциях окисления, как правило, образуются оксиды t t t t t t ( FeО · Fe 2 О 3 ) t

О - как окислитель : О О –2 (1) ( как правило ) О - как восстановитель : О О +2 (2) ( например, в реакции со F 2 ) 2Mg + O 2 = 2MgO ( 1 ) C + О 2 = CО 2 ( 1 ) 2F 2 + О 2 = 2F 2 О ( 2 )

Условия для возникновения горения Условия для прекращения горения 1.Нагревание горючего вещества до температуры воспламенения 2.Доступ кислорода 1. Прекратить доступ к горючему веществу кислорода 2. Охладить вещество ниже температуры воспламенения

Реакции веществ с кислородом - реакции окисления. Реакции окисления – составная часть окислительно – – восстановительных реакций (ОВР) Преобладающая функция кислорода – окислительная. При комнатной температуре О 2 – малоактивен, при высокой – сильный окислитель В реакциях окисления, как правило, получаются оксиды (ЭО ) Реакции окисления, сопровождающиеся воспламенением вещества, - реакции горения Реакции горения всегда – экзотермические реакции (+ Q ) Медленное окисление - химический процесс медленного взаимодействия вещества с кислородом без воспламенения вещества

Кислород входит в состав воды, которая составляет большую часть массы живых организмов и является внутренней средой жизнедеятельности клеток и тканей Кислород входит в состав биологически важных молекул, образующих живую материю (белки, углеводы, жиры, гормоны, ферменты и др. ) Кислород в виде простого вещества О 2 необходим как окислитель для протекания реакций, дающих клеткам необходимую для жизнедеятельности энергию

Кислород на Земле является окислителем 1, т. к он обеспечивает протекание таких важных процессов, как : дыхание всех живых организмов гниение органических масс ( помимо воздействия грибов и бактерий ) горение веществ

Кислород используют В чистом виде: В металлургии – при получении чугуна, стали, цветных металлов ( для интенсификации окислительных процессов) Во многих химических производствах Как жидкий окислитель для ракет При резке и сварке металлов и сплавов В медицине - для приготовления лечебных водных и воздушных ванн, лечебных коктейлей В медицине - в кислородных подушках В чистом виде и в составе смесей: На космических кораблях, подводных лодках в подводном плавании, на больших высотах В составе воздуха: Для сжигания топлива (в двигателях автомобилей, тепловозов, теплоходов; на тепловых электростанциях, на многих производствах и др.)

Кислород расходуется в природе на процессы окисления (дыхания, гниения, горения) Масса кислорода в воздухе пополняется в ходе процесса фотосинтеза свет 6СО Н 2 О = С 6 Н 12 О 6 +6О 2