Проект на тему кисень з хімії. Презентація з хімії на тему "кисень"

Презентація зі слайдів

Текст слайду: Презентацію підготувала Учениця 9 класу МОУ «Ліцей м. Відрадне» Смирнова Роксана

Текст слайду: Кисень як елемент. 1. Елемент кисень знаходиться у VI групі, головній підгрупі, II періоді, порядковий номер№8, 2. Будова атома: P11 = 8; n01 = 8; ē = 8 валентність II, ступінь окислення -2 (рідко +2; +1; -1). 3. Входить до складу оксидів, основ, солей, кислот, органічних речовин, зокрема живих організмів- до 65% за масою.

Текст слайду: Кисень як елемент. Кисень є найпоширенішим елементом нашої планети. За вагою його частку припадає приблизно половина загальної масивсіх елементів земної кори. Склад повітря: О2 - 20-21%; N2 – 78%; CO2 – 0,03%, решта посідає інертні гази, пари води, домішки. 4 В земної корийого 49% за масою, у гідросфері – 89% за масою. 5. У складі повітря (у вигляді простої речовини) - 20-21% за обсягом. 6. Входить до складу більшості мінеральних та гірських порід(пісок, глини та ін). У складі повітря (у вигляді простої речовини). 7. Життєво важливий елементдля всіх організмів, що міститься в більшості органічних речовин, бере участь у багатьох біохімічних процесах, що забезпечують розвиток та функціонування життя. 8. Кисень відкритий у 1769-1771 рр. шведським хіміком К.-В. Шеєле

Текст слайду: Фізичні властивості. Кисень – хімічно активний неметал, є найлегшим елементом із групи халькогенів. Проста речовина кисень при нормальних умовах- газ без кольору, смаку та запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню, у зв'язку з чим його також називають дикисень. Рідкий кисень має світло-блакитний колір, а твердий є кристалами світло-синього кольору.

Текст слайду: Хімічні властивості. З неметалами C + O2 CO2 S + O2 SO2 2H2 + O2 2H2O складними речовинами 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O З металами 2Mg + O2 2MgO 2Cu + O2 –t 2CuO Взаємодія речовин з кисл. З киснем реагують всі елементи, крім Au, Pt, He, Ne та Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень - окислювач. 1. Нестійкий: O3 O2 + O 2. Сильний окислювач: 2KI + O3 + H2O 2KOH + I2 + O2 Знебарвлює барвники, відбиває УФ - промені, знищує мікроорганізми.

Текст слайду: Методи отримання. Промисловий метод (перегонка рідкого повітря). Лабораторний спосіб (розкладання деяких кисневмісних речовин) 2KClO3 –t; MnO2 2KCl + 3O2 2H2O2 –MnO2 2H2O + O2

Текст слайду: Перевірка кисню, що зібрався. Отримання 3O2 2O3 Під час грози (в природі), (в лабораторії) в озонаторі калію перманганату при нагріванні: 2KMnO4 –t K2MnO4 + MnO2 + O2 Розкладання цієї солі йде при нагріванні її вище 2000 С.

Текст слайду: Застосування кисню: Знаходить широке застосуванняв медицині та промисловості. При висотних польотах льотчиків постачають спеціальними приладами з киснем. При багатьох легеневих та серцевих захворюваннях, а також при операціях дають вдихати кисень із кисневих подушок. Киснем у балонах постачають підводні човни. Горіння пухкого пального матеріалу, просоченого рідким киснем, супроводжується вибухом, що дозволяє застосовувати кисень при вибухових роботах. Рідкий кисень застосовують у реактивних двигунах, в автогенному зварюванні та різанні металів, навіть під водою.

1. Елемент № 8 2. Oxygenium - Кисень 3. Джозеф Прістлі 4. Карл Вільгельм Шееле 5. Антуан Лоран Лавуазьє 6. Корнеліус Дреббел 7. Поширення елементів у земній корі 8. Знаходження повітря кисню в природі 1. .Міське повітря 12. Загальна характеристикаелемента 13. Алотропія кисню 14. Озон 15. Способи збирання газу, виявлення 16. Отримання кисню в лабораторії перманганату калію 17. Отримання кисню в лабораторії з пероксиду водню (продовження слід – див. наступний слайд). що йдуть з утворенням кисню 19. Отримання кисню у промисловості 20. Хімічні властивості кисню. Ставлення до простих речовин 21. Відношення кисню до складних речовин 22. Окисне - відновна амфотерність кисню 23. Умови, що сприяють виникненню та припиненню вогню 24. Повільне окислення 25. Висновки по хімічним властивостям кисню 2. важлива функціякисню на Землі 28. Застосування кисню 29. Кругообіг кисню в природі 30. Додаток 1 «Запитання до теми «Кисень» 31. Додаток 1 «Запитання до теми «Кисень» (продовження) 32. Додаток 2 «Деякі хімічні. Застосування озону» 33. Автор роботи Назва кисню Oxygenium дав А. Лавуазьє C лат. оxygenium - " Народжує кислоту" З грец. oxygenes - "утворює кислоти" Англійський вчений. В 1774 розкладанням оксиду ртуті (II) отримав кисень і вивчив його властивості 2HgO = 2Hg + O2 1733 - 1804 Шведський учений. У 1771 році провів досліди з розкладання оксиду ртуті (II), вивчив властивості газу, що утворюється. Проте результати його досліджень були опубліковані лише 1777 року. 1742 - 1786 1743 - 1794 З метою перевірки дослідів Шееле і Прістлі в 1774 отримав кисень, встановив його природу і вивчив його здатність з'єднуватися з фосфором і сіркою при горінні і металами при випаленні. Вивчив склад атмосферного повітря. Створив кисневу теорію горіння. Спільно з Ж. Менье встановив складний склад води та отримав воду з кисню та водню. 2H2 + O2 = 2H2O Лавуазьє показав, що процес дихання подібний до процесу горіння. 1572 – 1633 Голландський алхімік і технолог. Отримав кисень приблизно за 150 років до Прістлі та Шееле при нагріванні нітрату калію: 2КNO3 = 2KNO2 + O2 Його відкриття було засекречено, т.к. використання отриманого газу передбачалося для дихання людей на підводних човнах Кисень займає 1 місце за поширеністю елементів на Землі (по масі) 1 - кисень - 49 2 - алюміній - 7 3 - залізо - 5 4 - кальцій - 4 5 - натрій - 2 6 - калій - 2 7 - магній - 2 8 - водень - 1 9 - решта - 2 10 - кремній - 26 У земній корі – 49 % (атмосфера, літосфера, гідросфера) У повітрі – 20,9 % (за обсягом) У воді ( в чистій воді- 88,8%, в морській воді- 85,8%) У піску, багатьох гірських породах і мінералах У складі органічних сполук: білків, жирів, вуглеводів та ін. газів - азоту та кисню Кисень - 21% Азот - 78% Інші гази -1% Спалювання фосфору під дзвоном: а – горіння фосфору; б – рівень води піднявся на 1/5 обсягу Примітка До інших газів (1%) відносяться: вуглекислий газ (0,03%); інертні гази (переважно аргон - 0,93%); водяні пари Видихуване людиною повітря містить (в %, за об'ємом) 1 2 3 1 – Кисень 16% 2 – Вуглекислий газ 4% 3 – Решта: азот, водяні пари та ін. ( від автотранспорту (у Москві - 90% всіх забруднень) від котелень від промислових підприємств Автомашини викидають в атмосферу: вуглекислий газ СО2, сірчистий газ SO2, оксиди азоту NO і NO2 , чадний газ СО, формальдегід НСОН, а також сажу Металургійні підприємства викидають у повітря: сірчистий газ, чадний газ, формальдегід, ціановодень НСN Алюмінієві заводи фтороводород НF Целюлозно – паперові комбінати сірководень, хлор, фенол C6H5OH та формальдегід Хімічний знак – О Відносна атомна маса: Ar = 16 Ізотопи кисню – (99,75 %), Будова атома: (8p+ + 8n0) + 8 Заряд ядра: (+8) Електронна конфігурація атома: 1s22s2 2p4 Типовий неметал. Сильний окислювач (за електронегативністю поступається лише фтору) Валентні можливості: у з'єднаннях зазвичай 2-х валентен, рідше – 3-х, (4-х) валентен Можливі ступеніокислення: - 2, - 1, 0, + 2, (+4) (найбільш характерні ступеніокислення: 0, - 2) Хімічний елемент кисень утворює дві прості речовини, алотропа - кисень О2 та озон О3 Деякі порівняльні дані Кисень - О2 Утворюються в природі При фотосинтезі Світло Агрегатний стан (об.у) Колір Запах Мr ρ (в рідк. ., г/см3) t пл., o C t кіп, o C Ставлення до води Фізіологічна активність Біологічна активність Хімічна активність(об.у) (окислювальна здатність) Роль у природі 6СО2+ 6Н2О = С6Н12О6 + 6О2 Озон - О3 З О2 ( при грозі, повітря УФ-Сонця) 3О2<═>2О3 - Q Газ Безбарвний (г) Без запаху 32 1,118 - 218,8 - 182,9 Погано розчинний Не токсичний У межах норми Газ t, або УФСиній (г) О3 = О2 + О Різкий, дратівливий 48 1,78 - 192, 5 - 111,9 Розчинний в 10 разів краще Токсичний Сильний антисептик Малоактивний (=) (Сильний о-ль при t) Дихання, гниття, горіння Більш сильний окислювач (за рахунок атомарного кисню) Захисний екран Землі від УФ випромінювання Сонця Озон утворюється в атмосфері на висоті 10-30 км при дії УФ випромінювання на повітря і при грозових розрядах Найпростіший озонатор Рідкий озон має вигляд індиго Всередину широкої скляної трубки вставлений дріт. Зовні трубка обмотана іншим дротом. Якщо до кінців двох дротів прикласти напругу в кілька тисяч вольт, а через трубку пропустити кисень, то газ, що виходить з неї, міститиме кілька відсотків озону. а – витісненням води (над водою); б – витіснення повітря; 1 – спалахнула тліюча скіпка 2 KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 КМnO4 – перманганат калію; 1-скловата 2 Н2O2 = 2 Н2O + O2 1 – краплинна вирва з розчином пероксиду водню 2 – порошок оксиду марганцю (IV) – МnO2 (використовується в даній реакції як каталізатор) 3 – колба Вюрца Умови реакцій – нагрівання (t) 2 КМn К2МnО4 + МnO2 + О2 2КСlО3 = 2КСl + О2 2НgO = 2Hg + О2 3РbO2 = Рb3O4 + О2 2КNO3 = 2КNO2 + О2 Умови реакції - присутність каталізатора (K) 2Н2О2 = 2Н2О + електричного струму((р. електролізу) 2Н2О = 2Н2 + О2) Кисень отримують з повітря газовою ректифікацією Повітря охолоджують приблизно до - 200 0С і під тиском зріджують Далі рідке повітря піддають перегонці Рідкий азот випаровується при - 196 ОС (t кип. випаровується при - 183 ОС (t кип. рідкого кисню) Газоподібний кисень зберігають у сталевих балонах, забарвлених у блакитний колір, під тиском 1 - 1,5 МПА 1. Ставлення до простих речовин а) металів б) неметал Реакції окислення, що супроводжуються виділенням теплоти і світла, називають горінням (речовини при цьому займисти) + 5О2 ═ 2Р2О5 + Q Реакції окислення без горіння t 2Cu + O2 ═ 2CuO + Q Запалювання міді не відбувається t N2 + О2<═>2 NO Q У реакціях окислення, як правило, утворюються оксиди 2. Ставлення до складних речовин При повному згорянні вуглеводнів утворюються оксиди - вуглекислий газ і вода: t СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + Q метан t 2С2Н2 + 5О2 = Q ацетилен При неповному згорянні вуглеводнів (наприклад, при нестачі кисню О2) утворюються ще чадний газ СО і сажа С: t 2СН4 + 3О2 = 2СО + 4Н2О + Q t СН4 + О2 = С + 2Н2О + Q Про - як окислювач: О0 + 2 → О-2 (1) (як правило) О - як відновник: О0 - 2 → О+2 (2) (наприклад, у реакції з F2) 2Mg + O2 = 2MgO C + О2 = CО2 2F2 + О2 = 2F2О (1) (1) (2) Умови для Умови для припинення виникнення горіння горіння 1. Нагрівання паливної речовини до температури займання 2. Доступ кисню 1. Припинити доступ до горючої речовини кисню 2. Охолодити речовину нижче температури займання Повільне окислення - хімічний процесповільної взаємодії речовини з киснем без запалення речовини В ході цього процесу теплота виділяється поступово і речовина не нагрівається до температури запалення Приклади: У процесах окислення (аеробного розпаду) деяких речовин їжі та продуктів обміну речовин у клітинах та тканинах живих організмів виділяється енергія, потрібна організмуУ процесі гниття (окислення) гною виділяється теплота та ін. Реакції речовин із киснем - реакції окислення. Реакції окислення – складова частина окислювально – – відновлювальних реакцій(ОВР) Переважна функція кисню – окислювальна. При кімнатній температуріО2 – малоактивний, при високій – сильний окислювач У реакціях окислення, як правило, виходять оксиди (ЕО) екзотермічні реакції(+ Q) Повільне окислення - хімічний процес повільної взаємодії речовини з киснем без запалення речовини Кисень входить до складу води, що становить більшу частинумаси живих організмів і є внутрішнім середовищем життєдіяльності клітин і тканин Кисень входить до складу біологічно важливих молекул, що утворюють живу матерію (білки, вуглеводи, жири, гормони, ферменти та ін) клітинам необхідну для життєдіяльності енергію Кисень на Землі є окислювачем № 1, тому що він забезпечує перебіг таких важливих процесів, як: дихання всіх живих організмів гниття органічних мас (крім впливу грибів і бактерій) чистому вигляді: У металургії – при отриманні чавуну, сталі, кольорових металів (для інтенсифікації окислювальних процесів) У багатьох хімічних виробництвах Як рідкий окислювач для ракет у кисневих подушках У чистому вигляді та у складі сумішей: На космічних кораблях , підводних човнах у підводному плаванні, на великих висотах У складі повітря: Для спалювання палива (у двигунах автомобілів, тепловозів, теплоходів; на теплових електростанціях, на багатьох виробництвах та ін.) Кисень витрачається в природі на процеси окиснення (дихання, гниття, горіння) ) Маса кисню у повітрі поповнюється під час процесу фотосинтезу світло 6СО2 + 6 Н2О = С6Н12О6 +6О2 Додаток 1 «Запитання до теми «Кисень» Назвіть восьмий елемент «Періодичної системи хімічних елементів Д.І.Менделєєва» (слайд № 4) . і коли було відкрито кисень? (слайди №6 – 9) 3. Чому елемент №8 був названий киснем? (слайд № 5) 4. Де й у якому вигляді (вільному чи пов'язаному) кисень зустрічається у природі? (Слайди № 10 - 11) 5. Який склад атмосферного повітря? (слайд № 12) 6. Який склад повітря, що видихається людиною? (слайд №13) 7. Перерахуйте відомі вам забруднювачі повітря? (слайд № 14) 8. Дайте характеристику кисню як хімічному елементу (слайд №15) 9. Які алотропні модифікації кисню вам відомі? (слайд №16) 10. Якими примітними властивостями має озон на відміну кисню? Які властивості озону використовує людина у своїй практичній діяльності? (Слайди № 16-17, 35) 11. На яких фізичних властивостях кисню засновані способи збирання його? Як можна виявити кисень? (Слайд № 18) 1. Додаток 1 «Питання до теми «Кисень» (продовження) 12. Як кисень отримують у лабораторії? (слайди № 19 – 21) 13. Як кисень одержують у промисловості? (Слайд № 22) 14. Перерахуйте найважливіші хімічні властивості кисню. Що таке окиснення? Які продукти, як правило, виходять у реакціях окиснення речовин киснем? (Слайди № 23 - 24) 15. Що розуміється під окислювально-відновними здібностями кисню? Які функції переважають у нього? Наведіть приклади (слайд № 25) 16. Які умови сприяють виникненню та припиненню горіння? Чому швидкість горіння речовин у кисні вища, ніж на повітрі? (слайд № 26) 17. Чим відрізняються процеси горіння та повільного окислення? (Слайд № 27) 18. Які висновки можна зробити за хімічними властивостями кисню? (Слайд № 28) 19. Чому кисень відносять до «елементів життя»? (Слайд № 29) 20. Яка найважливіша функція у кисню на Землі? (слайд № 30) 21. Перерахуйте сфери застосування кисню (слайд № 31) 22. Як ви розумієте сутність круговороту кисню в природі? (Слайд № 32) Додаток 2 «Деякі хімічні властивості озону. Застосування озону Окислювальна активність озону О3 помітно вище, ніж кисню О2. Наприклад, вже за про. у. він окислює багато малоактивних простих речовин (Ag, Hg та ін.): 8Аg + 2О3 = 4Ag2О + О2 При дії на лужні метали і деякі луги утворює озоніди: К + О3 = КО3 4КОН + 4О3 = 4КО3 + О2 + Н2О Якості та кількості озон визначається за допомогою наступної реакції: 2KI + Н2О + О3 = 2КОН + I2 + О2 Відновлений йод виявляють за допомогою крохмального клейстеру. Озон використовується для знезараження води та повітря, дезодорування продуктів харчування, як бактерицидний засіб при лікуванні деяких захворювань людини, відбілювання тканин та олій, у різних хімічних синтезах. Автор роботи Бєляєва Галина Броніславівна вчитель хімії ГОУ ЗОШ №1212 з поглибленим вивченням німецької мови м. Москви

1 слайд

Презентацію підготувала Учениця 9 класу МОУ «Ліцей м. Відрадне» Смирнова Роксана

2 слайд

Кисень як елемент. 1. Елемент кисень знаходиться у VI групі, головній підгрупі, II періоді, порядковий номер №8, 2. Будова атома: P11 = 8; n01 = 8; ē = 8 валентність II, ступінь окислення -2 (рідко +2; +1; -1). 3. Входить до складу оксидів, основ, солей, кислот, органічних речовин, у тому числі живих організмів – до 65% за масою.

3 слайд

Кисень як елемент. Кисень є найпоширенішим елементом нашої планети. За вагою його припадає приблизно половина загальної маси всіх елементів земної кори. Склад повітря: О2 - 20-21%; N2 – 78%; CO2 – 0,03%, решта посідає інертні гази, пари води, домішки. 4. У земній корі його 49% масою, в гідросфері – 89% масою. 5. У складі повітря (у вигляді простої речовини) – 20-21% за обсягом. 6. Входить до складу більшості мінеральних і гірських порід (пісок, глини та ін). У складі повітря (у вигляді простої речовини). 7. Життєво важливий елемент для всіх організмів, що міститься в більшості органічних речовин, бере участь у багатьох біохімічних процесах, що забезпечують розвиток та функціонування життя. 8. Кисень відкритий у 1769-1771 рр. шведським хіміком К.-В. Шеєле

4 слайд

Фізичні властивості. Кисень – хімічно активний неметал, є найлегшим елементом із групи халькогенів. Проста речовина кисень за нормальних умов - газ без кольору, смаку та запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню, у зв'язку з чим його також називають дикисень. Рідкий кисень має світло-блакитний колір, а твердий є кристалами світло-синього кольору.

5 слайд

Хімічні властивості. З неметалами C + O2 CO2 S + O2 SO2 2H2 + O2 2H2O Зі складними речовинами 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O CuO Взаємодія речовин з киснем називається окисленням. З киснем реагують всі елементи, крім Au, Pt, He, Ne та Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень - окислювач. 1. Нестійкий: O3 O2 + O 2. Сильний окислювач: 2KI + O3 + H2O 2KOH + I2 + O2 Знебарвлює барвники, відбиває УФ - промені, знищує мікроорганізми.

6 слайд

Способи одержання. Промисловий метод (перегонка рідкого повітря). Лабораторний спосіб (розкладання деяких кисневмісних речовин) 2KClO3 –t; MnO2 2KCl + 3O2 2H2O2 –MnO2 2H2O + O2

7 слайд

Перевірка кисню, що зібрався. Отримання 3O2 2O3 Під час грози (в природі), (в лабораторії) в озонаторі калію перманганату при нагріванні: 2KMnO4 –t K2MnO4 + MnO2 + O2 Розкладання цієї солі йде при нагріванні її вище 2000 С.

8 слайд

Застосування кисню: Знаходить широке застосування в медицині та промисловості. При висотних польотах льотчиків постачають спеціальними приладами з киснем. При багатьох легеневих та серцевих захворюваннях, а також при операціях дають вдихати кисень із кисневих подушок. Киснем у балонах постачають підводні човни. Горіння пухкого пального матеріалу, просоченого рідким киснем, супроводжується вибухом, що дозволяє застосовувати кисень при вибухових роботах. Рідкий кисень застосовують у реактивних двигунах, в автогенному зварюванні та різанні металів, навіть під водою.

Слайд 2

Кислород - елемет головної підгрупи VI групи, другого періоду періодичної системи хімічних елементівД. І. Менделєєва, з атомним номером 8. Позначається символом O (лат. Oxygenium). Кисень – хімічно активний неметал, є найлегшим елементом із групи халькогенів. Проста речовина кисень за нормальних умов - газ без кольору, смаку та запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню (формула O2), у зв'язку з чим його також називають дикисень. Рідкий кисень має світло-блакитний колір, а твердий є кристалами світло-синього кольору.

Слайд 3

Існують та інші алотропні формикисню, наприклад, озон - за нормальних умов газ блакитного кольорузі специфічним запахом, молекула якого складається із трьох атомів кисню (формула O3).

Слайд 4

Історія відкриття

Офіційно вважається, що кисень було відкрито англійським хімікомДжозефом Прістлі 1 серпня 1774 року шляхом розкладання оксиду ртуті в герметично закритій посудині (Прістлі направляв на це з'єднання). сонячні променіза допомогою потужної лінзи). Однак Прістлі спочатку не зрозумів, що відкрив нову просту речовину, він вважав, що виділив одну з складових частинповітря (і назвав цей газ «дефлогістованим повітрям»). Про своє відкриття Прістлі повідомив видатному французькому хіміку Антуану Лавуазьє. У 1775 році А. Лавуазьє встановив, що кисень є складовоюповітря, кислот і міститься у багатьох речовинах. Декількома роками раніше (1771 року) кисень отримав шведський хімікКарл Шеєль. Він прожарював селітру з сірчаною кислотою і потім розкладав оксид азоту, що вийшов. Шееле назвав цей газ «вогненним повітрям» і описав своє відкриття у виданій у 1777 році книзі (саме тому, що книга опублікована пізніше, ніж повідомив про своє відкриття Прістлі, останній і вважається першовідкривачем кисню). Шееле також повідомив про свій досвід Лавуазьє.

Слайд 5

Важливим етапом, який сприяв відкриттю кисню, були роботи французького хімікаП'єра Байєна, який опублікував роботи з окислення ртуті та подальшого розкладання її оксиду. Нарешті остаточно розібрався в природі отриманого газу А. Лавуазьє, який скористався інформацією від Прістлі та Шееле. Його робота мала величезне значення, тому що завдяки їй була повалена панувала на той час і гальмувала розвиток хімії флогістонна теорія. Лавуазьє провів досвід зі спалювання різних речовинта спростував теорію флогістону, опублікувавши результати за вагою спалених елементів. Вага золи перевищувала початкову вагу елемента, що дало Лавуазьє право стверджувати, що при горінні відбувається хімічна реакція(окислення) речовини, у зв'язку з цим маса вихідної речовинизбільшується, що спростовує теорію флогістону. Флогістон (від грец. - горючий, займистий) - в історії хімії - гіпотетична «надтонка матерія» - «вогненна субстанція», що нібито наповнює всі горючі речовини і вивільняється з них при горінні. Таким чином, заслугу відкриття кисню фактично ділять між собою Прістлі, Шееле та Лавуазьє.

Слайд 6

Джозеф Прістлі Антуан Лоран Лавуазьє Карл Вільгельм Шеєле

Слайд 7

походження назви

Слово кисень своєю появою російською мовою певною мірою зобов'язане М. У. Ломоносову, який увів у вживання, поруч із іншими неологізмами, слово «кислота»; таким чином слово «кисень», у свою чергу, стало калькою терміну «оксиген», запропонованого А. Лавуазьє, який перекладається як «що породжує кислоту», що пов'язано з первісним значенням його – «кислота», що раніше мав на увазі оксиди, іменовані за сучасною міжнародною. номенклатурі оксидами.

Слайд 8

Знаходження у природі

Кисень - найпоширеніший Землі елемент, з його частку (у складі різних з'єднань, переважно силікатів) припадає близько 47 % маси твердої земної кори. Морські та прісні водимістять велика кількістьпов'язаного кисню – 85,82 % (за масою). Понад 1500 сполук земної кори у складі містять кисень. Кисень входить до складу багатьох органічних речовин і є присутнім у всіх живих клітинах. За кількістю атомів у живих клітинах він становить близько 25%, масовій частці- Близько 65%.

Слайд 9

Отримання

Нині у промисловості кисень одержують із повітря. Основним промисловим способом одержання кисню є кріогенна ректифікація. Також добре відомі та успішно застосовуються в промисловості кисневі установки, що працюють на основі мембранної технології. У лабораторіях користуються киснем промислового виробництва, що постачається у сталевих балонах під тиском близько 15 МПа. Невеликі кількості кисню можна отримати нагріванням перманганату калію KMnO4:

Слайд 10

Використовують також реакцію каталітичного розкладання пероксиду водню Н2О2 у присутності оксиду марганцю(IV): Кисень можна отримати каталітичним розкладанням хлорату калію (бертолетової солі) KClO3: До лабораторних способів одержання кисню відноситься метод електролізу водних розчинівлугів, а також розкладання оксиду ртуті(II) (при t = 100 °C): На підводних човнах зазвичай виходить реакцією пероксиду натрію і Вуглекислий газ, що видихається людиною:

Слайд 11

Фізичні властивості

За нормальних умов кисень - це газ без кольору, смаку та запаху. 1 л його має масу 1,429 р. Трохи важче за повітря. Слабо розчиняється у воді (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) та спирті (2,78 мл/100 г при 25 °C). Добре розчиняється у розплавленому сріблі. При нагріванні газоподібного кисню відбувається його оборотна дисоціація на атоми: при 2000 °C – 0,03 %, при 2600 °C – 1 %, 4000 °C – 59 %, 6000 °C – 99,5 %. Рідкий кисень (температура кипіння -182,98 ° C) - це блідо-блакитна рідина. Твердий кисень (температура плавлення -218,35 ° C) - сині кристали.

Слайд 12

Хімічні властивості

Сильний окислювач взаємодіє практично з усіма елементами, утворюючи оксиди. Ступінь окиснення −2. Як правило, реакція окиснення протікає з виділенням тепла та прискорюється при підвищенні температури. Приклад реакцій, що протікають при кімнатній температурі: Окислює сполуки, які містять елементи максимальним ступенемокислення: Окислює більшість органічних сполук: При певних умовможна провести м'яке окиснення органічного з'єднання:

Слайд 13

Кисень реагує безпосередньо (за нормальних умов, при нагріванні та/або у присутності каталізаторів) з усіма простими речовинами, крім Au та інертних газів (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакції з галогенами відбуваються під впливом електричного розрядуабо ультрафіолету. Непрямим шляхом отримано оксиди золота та важких інертних газів (Xe, Rn). У всіх двоелементних сполуках кисню з іншими елементами кисень відіграє роль окислювача, крім сполук з фтором. Кисень утворює пероксиди зі ступенем окислення атома кисню, що формально дорівнює −1. Наприклад, пероксиди виходять при згоранні лужних металівв кисні: Деякі оксиди поглинають кисень:

Слайд 14

Кисень підтримує процеси дихання, горіння, гниття. Горіння сталевого дроту у кисні.

Слайд 15

Застосування

Слайд 16

Широке промислове застосування кисню почалося в середині XX століття, після винаходу турбодетандерів - пристроїв для зрідження та поділу рідкого повітря. 1. У металургії Конвертерний спосіб виробництва сталі чи переробки штейнів пов'язані з застосуванням кисню. У багатьох металургійних агрегатах для ефективнішого спалювання палива замість повітря в пальниках використовують киснево-повітряну суміш. 2.Зварювання та різання металів Кисень у балонах широко використовується для газополум'яного різання та зварювання металів.

Слайд 17

3. Ракетне паливо Як окислювач для ракетного палива застосовується рідкий кисень, пероксид водню, азотна кислотата інші багаті киснем сполуки. Суміш рідкого кисню та рідкого озону - один із найпотужніших окислювачів ракетного палива (питомий імпульс суміші водень - озон перевищує питомий імпульс для пари водень-фтор та водень-фторид кисню). 4. У медицині Кисень використовується для збагачення дихальних газових сумішейпри порушенні дихання для лікування астми, профілактики гіпоксії у вигляді кисневих коктейлів, кисневих подушок. 5.В харчової промисловостіУ харчовій промисловості кисень зареєстрований як харчової добавки E948, як палива та пакувальний газ.

Слайд 18

6. У сільському господарстві: У тепличному господарстві, для виготовлення кисневих коктейлів, для збільшення у вазі у тварин, для збагачення киснем водного середовищау рибництві

Слайд 19

Деякі похідні кисню (реактивні форми кисню), такі як синглетний кисень, перекис водню, супероксид, озон та гідроксильний радикал є високотоксичними продуктами. Вони утворюються у процесі активування чи часткового відновлення кисню. Супероксид (супероксидний радикал), перекис водню та гідроксильний радикал можуть утворюватися в клітинах та тканинах організму людини та тварин та викликають оксидативний стрес.

Слайд 20

Дякую за увагу

Переглянути всі слайди

Cлайд 1

Хімія 8 клас 12.05.2008 * Вчитель хімії ЗОШ №33 «Норільська середня загальноосвітня школа» Завалишина Олена Ніколаєва

Cлайд 2

1. Елемент кисень знаходиться у VI групі, головній підгрупі, II періоді, порядковий номер №8, Ar = 16. 2. Будова атома: P11 = 8; n01 = 8; ē = 8 валентність II, ступінь окислення -2 (рідко +2; +1; -1). 3. Входить до складу оксидів, основ, солей, кислот, органічних речовин, у тому числі живих організмів – до 65% за масою. * *

Cлайд 3

4. У земній корі його 49% масою, в гідросфері – 89% масою. 5. У складі повітря (у вигляді простої речовини) – 20-21% за обсягом. Склад повітря: О2 - 20-21%; N2 – 78%; CO2 – 0,03%, решта посідає інертні гази, пари води, домішки. * * Кисень є найпоширенішим елементом нашої планети. За вагою його припадає приблизно половина загальної маси всіх елементів земної кори.

Cлайд 4

Газ - без кольору, смаку та запаху; в 100V H2O розчиняється 3V O2 (н.у.); t кіп = -183 С; t пл = -219 C; d повітрям = 1,1. При тиску 760 мм. рт.ст. та температурі –183 С кисень зріджується * *

Cлайд 5

З неметалами C + O2 CO2 S + O2 SO2 2H2 + O2 2H2O * 5 Зі складними речовинами 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O CH4 + 2O2 CO2 + 2H2 t 2CuO Взаємодія речовин із киснем називається окисленням. З киснем реагують всі елементи, крім Au, Pt, He, Ne та Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень - окислювач. 1. Нестійкий: O3 O2 + O 2. Сильний окислювач: 2KI + O3 + H2O 2KOH + I2 + O2 Знебарвлює барвники, відбиває УФ - промені, знищує мікроорганізми.

Cлайд 6

Промисловий метод (перегонка рідкого повітря). Лабораторний спосіб (розкладання деяких кисневмісних речовин) 2KClO3 –t; MnO2 2KCl + 3O2 2H2O2 –MnO2 2H2O + O2

Cлайд 7

перманганату калію при нагріванні: 2KMnO4 –t K2MnO4 + MnO2 + O2 Розкладання цієї солі йде при нагріванні її вище 2000 С. Нагрів 2KMnO4 Перевірка кисню, що зібрався * *