🗊Кислород

1. Элемент № 8 2. Oxygenium - Кислород 3. Джозеф Пристли 4. Карл Вильгельм Шееле 5. Антуан Лоран Лавуазье 6. Корнелиус Дреббел 7. Распространение элементов в земной коре 8. Нахождение кислорода в природе 9. Состав воздуха 10. Общая характеристика элемента 11. Аллотропия кислорода 12. Озон 13. Способы собирания газа, обнаружение 14. Получение кислорода в лаборатории из перманганата калия 15. Получение кислорода в лаборатории из пероксида водорода (продолжение следует – см. следующий слайд)

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

Кислород занимает 1 место по распространенности элементов на Земле (по массе)

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

Химический знак – О Относительная атомная масса: Ar = 16 Изотопы кислорода – ( 99,75 %), , Строение атома: ( 8p+ + 8n0 ) + 8 Заряд ядра: ( +8) Электронная конфигурация атома: 1s22s2 2p4 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 О2 и озон О3

Условия реакций – нагревание ( t ) 2 КМnО4 = К2МnО4 + МnO2 + О2 ↑ 2КСlО3 = 2КСl + О2 ↑ 2НgO = 2Hg + О2 ↑ 3РbO2 = Рb3O4 + О2 ↑ 2КNO3 = 2КNO2 + О2 ↑ Условия реакции – присутствие катализатора ( K ) 2Н2О2 = 2Н2О + О2 ↑ ( К – МnО2 ) Условия реакции – действие электрического тока ( ) (р. электролиза ) 2Н2О = 2Н2 ↑ + О2 ↑

Кислород получают из воздуха газовой ректификацией Воздух охлаждают примерно до – 200 0С и под давлением сжижают Далее жидкий воздух подвергают перегонке Жидкий азот испаряется при – 196 ОС ( t кип. жидкого азота) Жидкий кислород испаряется при – 183 ОС ( 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

Реакции веществ с кислородом - реакции окисления. Реакции окисления – составная часть окислительно – – восстановительных реакций (ОВР) Преобладающая функция кислорода – окислительная. При комнатной температуре О2 – 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 О2 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 6СО2 + 6 Н2О = С6Н12О6 +6О2 ↑