Он всюду и везде: В камне, в воздухе, в воде. Он и в утренней росе, И в небес голубизне. Работа Трубицы Валентины, ученицы 9 класса «Б» МОУ СОШ 23 хутора. - презентация

1 Он всюду и везде: В камне, в воздухе, в воде. Он и в утренней росе, И в небес голубизне. Работа Трубицы Валентины, ученицы 9 класса «Б» МОУ СОШ 23 хутора Братского МО Усть-Лабинский район Краснодарского края Руководитель Воронцова Татьяна Николаевна, учитель химии

2 Цели и задачи реферата Изучить историю открытия кислорода. Описать нахождение кислорода в природе, его получение и физические свойства. Исследовать химические свойства кислорода и его применение. Описать важнейшие соединения кислорода: озон и воду.

3 Массовая доля кислорода в земной коре 47,3%. НАХОЖДЕНИЕ КИСЛОРОДА В ПРИРОДЕ

4 Объемная доля кислорода в атмосфере – 20,95% НАХОЖДЕНИЕ КИСЛОРОДА В ПРИРОДЕ

5 Массовая доля кислорода в живых организмах 65%. НАХОЖДЕНИЕ КИСЛОРОДА В ПРИРОДЕ

6 ОТКРЫТИЕ КИСЛОРОДА Кислород открыли почти одновременно шведский химик Дж. Пристли и Карл Шееле (1774 г.). Название дал французский химик А.Лавуазье (от латинского слова оксигениум - рождающий кислоты). Открытие Пристли кислорода датируется 1 августом 1774 г. Джозеф Пристли исследовал газообразные вещества, выделяющиеся при накаливании различных веществ сфокусированными (с помощью линзы) солнечными лучами. Присли получил газ, в присутствии которого свеча горела ярким пламенем. «Тщетно я пытался найти объяснения этому явлению, - говорил Пристли, - ничто, что я делал до тех пор, меня так не удивило и не дало такого удовольствия».

7 Шведский химик Карл Шееле получил кислород разложением некоторых неорганических соединений. Так, при нагревании селитры с серной кислотой выделились бурые пары (т.е. закись азота), которые при высокой температуре обесцвечивались. Эти пары Шееле назвал огненным воздухом.

8 АЛЛОТРОПИЯ КИСЛОРОДА Как простое вещество кислород существует в виде двух аллотропных видоизменений - газов кислорода О 2 и озона О 3. Озон в природе образуется из кислорода воздуха во время грозовых разрядов, а в лаборатории – пропусканием электрического разряда через кислород: 3О 2 = 2О 3 – 285 кДж Кислород в нормальных условиях – газ без цвета и запаха, озон – газ с характерным резким, но приятным запахом. Кислород О 2 является наиболее распространенной формой этого элемента. Он составляет приблизительно одну пятую часть всего объема земной атмосферы.

9 ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА В ЛАБОРАТОРНЫХ УСЛОВИЯХ получают разложением перманганата калия при нагревании: 2KMnO 4 =K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 Mn e = Mn +6 Mn e = Mn +4 4eвосстановление, Mn +7 - окислитель 2O -2 – 4e = O 2 -2 окисление, O -2 - восстановитель Для этой цели используют также сурик Pb 3 O 4, оксид ртути HgO, бертолетову соль KClO 3, селитру KNO 3. Кислород выделяется при разложение пероксида водорода. Это явление объясняется тем, что в пероксидах имеется связь О-О, поэтому все они легко отщепляют кислород: 2Н 2 О 2 = 2Н 2 О + О 2 Пероксиды используются для обеспечения космонавтов кислородом. Выделяющийся при дыхании оксид углерода (IV) одновременно поглощается щелочью: 4KO +2H 2 O = 4KOH + 3O 2 2КОН + СО 2 = К 2 СО 3 + Н 2 О Суммарный процесс, поддерживающий кислородную атмосферу в кабине космического корабля, выражается уравнением: 4 KO + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 +3O 2 Кислород получают разложением воды под действием электрического тока: 2Н 2 О = 2Н 2 + О 2

10 В ПРОМЫШЛЕННОСТИ кислород получают из воздуха. Для этого воздух под давлением при низких температурах сжижают. Разложение воздуха основано на разных температурах кипения веществ: жидкий азот кипит при более низкой температуре (- 196 С), чем кислород (- 183 С), поэтому азот испаряется, а кислород остается. Хранят кислород под давлением в стальных баллонах голубого цвета под давлением 15 и 20 МПа. В природе кислород образуется в процессе фотосинтеза: 6СО 2 + 6Н 2 О= С 6 Н 12 О 6 + 6О 2

11 ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА Обычный кислород состоит из молекул О 2. Один литр кислорода весит 1,43 г, т.е. кислород тяжелее воздуха. Кислород малорастворим в воде (5 объемов кислорода растворяется в 100 объемах воды при температуре 0 о С, а при 20 о С – 3,1 объема), но все же лучше, чем газы атмосферы, поэтому вода обогащается кислородом. Плотность кислорода при нормальных условиях ρ=1,429 г/л. При – 183 о С кислород конденсируется в бледно–голубую жидкость (ρ = 1,13 г/см 3 ), а при – 218,7 о С образует синие кристаллы, притягивающиеся магнитом.

12 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА Практически во всех соединениях (кроме соединений с фтором и пероксидов) кислород проявляет постоянную валентность 2 и степень окисления – 2. Атом кислорода не имеет возбужденных состояний, т.к. на втором внешнем уровне нет свободных орбиталей. Отрыв электронов требует очень большой энергии; только фтор способен окислять кислород с образованием дифторида кислорода OF 2. Во всех реакциях кислород – окислитель. Скорость реакции с участием кислорода зависит: от природы реагирующих веществ; от доступа и концентрации кислорода; от температуры

13 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА Процессы окисления (горения) идут при одновременном выделении энергии в виде тепла и света. Очень важно использование органических соединений в качестве топлива, т.к. при реакции горения выделяется большое количество тепла: 2О 2 + СН 4 = 2Н 2 О + СО кДж метан Наиболее активно окисляются щелочные и щелочноземельные металлы (цезий и рубидий самовопламеняются), причем в зависимости от условий образуются оксиды и пероксиды.

14 При температуре красного каления (400 о С) железная проволока горит в кислороде: 2О 2 + 3Fe = Fe 3 O 4 (FeO. Fe 2 O 3 ) Fe 0 – 2e = Fe +2 Fe 0 – 3e = Fe +3 5еокисление, Fe 0 - восстановитель О е = 2О -2 восстановление, О окислитель В природных условиях железо окисляется медленно. Некоторые металлы (алюминий) в обычных условиях окисляются лишь на поверхности. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА

15 С неметаллами кислород, как правило, реагирует при нагревании: сера, углеводород и фосфор горят в кислороде. В некоторых случаях для того, чтобы началась реакция, требуется нагревание. В реакции кислорода с водородом (при нагревании до 300 о С) образуется вода: О 2 + 2Н 2 = 2Н 2 О Кислород окисляет многие сложные вещества, как неорганические, так и органические: O 2 + 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 O 2 + 2CH 3 CHO = CH 3 COOH Правда, есть вещество, способное реагировать с кислородом при комнатной температуре – гемоглобин крови.

16 ПРИМЕНЕНИЕ КИСЛОРОДА Обогащение воздуха кислородом делает более эффективными и экономичными многие технологические процессы.

17 Использование кислородных аппаратов в космических кораблях, на подводных судах, при спасательных работах

18 СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА ВОДА – САМОЕ ВАЖНОЕ СОЕДИНЕНИЕ КИСЛОРОДА Вода - больший дефицит, чем энергия. У нас есть альтернативные источники энергии, но альтернативы воды нет. Юджин Одум Вода: обеспечивает мягкий перепад температур зимой и летом, днем и ночью создает условия для жизни обитателей водоемов в зимнее время обеспечивает жизнедеятельность всех живых организмов

19 ОЗОН И ОЗОНОВЫЙ СЛОЙ НАШЕЙ ПЛАНЕТЫ Образование озона наблюдается во всех химических процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, а также при действии на молекулярный кислород быстрых электронов и протонов, рентгеновских и ультрафиолетовых лучей. Озон О 3 является относительно неустойчивым соединением. Одним из самых опасных продуктов в воздухе – озон, находящийся в нижних слоях атмосферы. Однако в стратосфере озон поглощает все жесткое ультрафиолетовое излучение, оберегая все живое.

20 СВОЙСТВА КИСЛОРОДА И ОЗОНА -111,9-183 Температура кипения ( о С) -251,4-218,8 Температура плавления ( о С) Сильный окислитель вследствие выделения при распаде атомарного кислорода: О 3 = О 2 + О Активен: соединяется со всеми элементами, кроме инертных газов Химические свойства В небольших концентрациях полезен (убивает болезнетворные микроорганизмы), в больших – ядовит Обусловливает жизненные процессы Физиологические свойства Голубоватый даже в небольших количествах Бесцветный, в толстых слоях голубоватый Цвет Острый, характерный (озон – «пахнущий»)Без запахаЗапах 4832Молекулярный вес Озон - О 3 Кислород - О 2 Свойства

21 ИСПОЛЬЗОВАНИЕ КИСЛОРОДА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ. ГЛОБАЛЬНЫЕ ПРОБЛЕМЫ Кислород является жизненно важным элементом для всех организмов. Поэтому особо важной экологической проблемой является сохранение и расширение растительного покрова на нашей планете. Главные поставщики кислорода – океан, морские водоросли и растения. Продолжительность одного цикла в круговороте кислорода 2000 лет. За это время весь кислород проходит через живое существо. При фотосинтезе образуется ежегодно 177 млрд т органических веществ, химическая энергия которых в 100 раз больше, чем энергия, вырабатываемая всеми электростанциями мира.

22 Вездесущий, всемогущий и в тоже время невидимый – все три эпитета можно отнести к кислороду. Кислород – вездесущ: из него в значительной степени состоит не только воздух, вода и земля, но и мы с вами. Могущество кислорода проявляется в том, что мы им дышим, а ведь дыхание – синоним жизни. «Dum spiro spero» («Пока дышу, надеюсь»). При обычных условиях кислород не только бесцветен и поэтому невидим, но и никак нами не воспринимается, он не ощутим никакими органами чувств. Правда, недостаток кислорода, а тем более его отсутствие, мы почувствовали бы мгновенно. Поэтому очень важно, чтобы содержание кислорода в атмосфере поддерживалось на оптимальном уровне. ИСПОЛЬЗОВАНИЕ КИСЛОРОДА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ. ГЛОБАЛЬНЫЕ ПРОБЛЕМЫ

23 Соединение кислорода – озон – играет не последнюю роль в существовании жизни на нашей планете. Попадая в результате промышленной деятельности человека в нижние слои атмосферы он загрязняет ее, а находясь в верхних слоях, спасает все живое от облучения. Решить эти проблемы можно только в тесном сотрудничестве между всеми странами нашей планеты. Таким образом, работая над этим рефератом, я открыла для себя новые страницы, связанные с кислородом и его соединениями на нашей планете. Самостоятельная работа с различными источниками была интересной. ИСПОЛЬЗОВАНИЕ КИСЛОРОДА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ. ГЛОБАЛЬНЫЕ ПРОБЛЕМЫ