Опис презентації з окремих слайдів:
1 слайд
Опис слайду:
Кисень Урок з хімії для 9 класу. Вчитель: Є. А. Гвоздєва. http://linda6035.ucoz.ru/
2 слайд
Опис слайду:
Общая характеристика подгруппы на примере кислорода и серы Характеристики Кислород Сера Химический знак О S Размещение электронов по энергетическим уровням +8О 2е, 6е +16 S 2е, 8е, 6е Размещение электронов по орбиталям в нормальном состоянии 1S22S22P4 1S22S22P63S23P43d0 Возбужденные состояния Нет, т. к. немає незаповнених орбіталей 3S23P33d1 3S13P33d2 Ступені окислення -2 (в OF2 +2, в Н2О2-1) +2, -2, +4, +6 У підгрупі зверху вниз збільшується радіус, збільшується число енергетичних рівнів, посилюються металеві та відновлювальні властивості //linda6035.ucoz.ru/
3 слайд
Опис слайду:
4 слайд
Опис слайду:
У 1750 році М.В.Ломоносов на підставі своїх дослідів довів, що до складу повітря входить речовина, що окислює метал. http://linda6035.ucoz.ru/
5 слайд
Опис слайду:
Кисень був відкритий англійським хіміком Джозефом Прістлі 1 серпня 1774 шляхом розкладання оксиду ртуті в герметично закритій посудині (Прістлі направляв на це з'єднання сонячні промені за допомогою потужної лінзи). 2HgO(t) → 2Hg + O2 Однак Прістлі спочатку не зрозумів, що відкрив нову просту речовину, він вважав, що виділив одну зі складових частин повітря (і назвав цей газ «дефлогістованим повітрям») http://linda6035.ucoz.ru/
6 слайд
Опис слайду:
У 1771 році - ця речовина була отримана шведським хіміком Карлом Вільгельмом Шееле. 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 1777 року (він також повідомив про свій досвід Лавуазьє.) http://linda6035.ucoz.ru/
7 слайд
Опис слайду:
Лавуазьє Антуан Лоран в 1775 встановив, що кисень входить до складу повітря і міститься в багатьох речовинах. Таким чином, заслугу відкриття кисню фактично ділять між собою Прістлі, Шееле та Лавуазьє. http://linda6035.ucoz.ru/
8 слайд
Опис слайду:
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 3. Конфігурація зовнішнього електронного шару нейтрального незбудженого атома кисню 2 s 2 2 р 4. валентність II, ступінь окислення -2 (рідко +2; +1; -1). 4. Входить до складу оксидів, основ, солей, кислот, органічних речовин, у тому числі живих організмів – до 65% за масою. Кисень як елемент. http://linda6035.ucoz.ru/
9 слайд
Опис слайду:
5. У земній корі його 49% масою, в гідросфері – 89% масою. 6. 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 як елемент http://linda6035.ucoz.ru/
10 слайд
Опис слайду:
Поширення елементів у природі (за масою): Кисень є найпоширенішим елементом нашої планети. За вагою його припадає приблизно половина загальної маси всіх елементів земної кори. http://linda6035.ucoz.ru/
11 слайд
Опис слайду:
Способи одержання та збирання кисню. А) У природі: Кисень у природі утворюється у процесі фотосинтезу. 6СО2 +6Н2О С6Н12О6 +6O2 2. Під час грози: 3O2 2O3 http://linda6035.ucoz.ru/
12 слайд
Опис слайду:
Б) У промисловості: Перегонкою зрідженого повітря при t = - 1830 З під тиском. В) У лабораторії: Розкладання деяких кисневмісних речовин: А) перхлорату калію: Б) при сильному (вище 600°C) прожарюванні нітрату натрію: 2NaNO3 =2NaNO2 + О2 В) води під дією електричного струму (електроліз): 2H2O → 2H2 + O2 Г) чистіший кисень отримують розкладанням пероксиду водню H2O2 у присутності каталітичних кількостей твердого діоксиду марганцю MnO2: 2Н2О2 = 2Н2О + О2. Способи одержання та збирання кисню. 2KClO3 –t;MnO2 2KCl + 3O2 http://linda6035.ucoz.ru/
13 слайд
Опис слайду:
Д) деяких вищих оксидів: 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3О2; 2PbO2 = 2PbO + О2; 3MnO2 = Mn3O4 + О2. Способи одержання та збирання кисню. http://linda6035.ucoz.ru/
14 слайд
Опис слайду:
Способи одержання та збирання кисню. ж) 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 http://linda6035.ucoz.
15 слайд
Опис слайду:
16 слайд
Опис слайду:
Фізичні властивості кисню. tкип = -183С; tпл = -219C; d повітрям = 1,1. При тиску 760 мм. рт.ст. та температурі –183 З кисень зріджується http://linda6035.ucoz.ru/
17 слайд
Опис слайду:
Алотропія-існування будь-якого елемента у вигляді кількох простих речовин. Кисень-О2 Озон-О3 Газ без кольору, запаху, легше озону, малорозчинний у воді, бактерицидними властивостями не має, не отруйний. Підтримує процеси дихання, горіння, окиснення, гниття. Хімічно менш активний, ніж озон. Світло-синій газ, з сильним запахом, у невеликих концентраціях з дуже приємним запахом (свіжості), в 1,5 рази важчим за кисень, добре розчинний у воді. Озон хімічно активніший за кисень, має бактерицидні властивості. Отруйний при концентраціях більше 10%. http://linda6035.ucoz.ru/
18 слайд
Опис слайду:
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. З неметалами C + O2 CO2 S + O2 SO2 2H2 + O2 2H2O Хімічні властивості Зі складними речовинами 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 2H2S + 3O2 2 2O З металами 2Mg + O2 2MgO 2Cu + O2 –t 2CuO 4NH3+ 5O2=4NO+6H2O(повне) 4NH3+ 3O2=4N2+6H2O(не повне) http://linda6035.ucoz.ru/
19 слайд
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 характеристика елемента 13. Алотропія кисню 14. Озон 15. Способи збирання газу, виявлення 16. Отримання кисню в лабораторії з перманганату калію 17. Отримання кисню в лабораторії з пероксиду водню (продовж. продовження) 18. Деякі реакції, що йдуть з утворенням кисню 19. Отримання кисню в промисловості 20. Хімічні властивості кисню. Ставлення до простих речовин 21. Відношення кисню до складних речовин 22. Окислювальне - відновна амфотерність кисню 23. Умови, що сприяють виникненню та припиненню вогню 24. Повільне окислення 25. Висновки по хімічним властивостям кисню 2 . 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 властивості оз. 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 ( у чистій воді – 88,8 %, у морській воді – 85,8 %) У піску, багатьох гірських породах та мінералах У складі органічних сполук: білків, жирів, вуглеводів та ін. В організмі людини - 62% У 1774 р. А. Лавуазьє довів, що повітря - це суміш в основному двох 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 у повітря: сірчистий газ, чадний газ, формальдегід, ціановодень НСN Алюмінієві заводи фтороводород НF Целюлозно – паперові комбінати сірководень, хлор, фенол C6H5OH та формальдегід Хімічний знак – Про Відносна атомна маса: Ar = 9 Будова атома: (8p+ + 8n0) + 8 Заряд ядра: (+8) Електронна конфігурація атома: 1s22s2 2p4 Типовий неметал. х, (4-х) валентен Можливі ступені окислення: - 2, - 1, 0, + 2, (+4) (найбільш характерні ступені окислення: 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 (у рідк. сост., г/см3) t пл., o C t кип, 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; пов. 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 + (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. при – 183 ОС (t кип. рідкого кисню) Газоподібний кисень зберігають у сталевих балонах, пофарбованих у блакитний колір, під тиском 1 - 1,5 МПА 1. Ставлення до простих речовин а) металів б) неметаллам Реакції окислення, що супроводжуються виділенням теплоти та світла, називають горінням (речовини при цьому спалахують) t 3Fe + 2О2 ? 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 за температуру займання Повільне окислення - хімічний процес взаємодії речовини з киснем без запалення речовини У ході цього процесу теплота виділяється поступово і речовина не нагрівається до температури займання Приклади: У процесах окислення (аеробного розпаду) деяких речовин їжі та продуктів обміну речовин у клітинах та тканинах живих організмів виділяється енергія, потрібна організму. 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 температурі О2 – малоактивний, при високій – сильний окислювач У реакціях окислення, як правило, виходять оксиди (ЕО) Реакції окислення, що супроводжуються займанням речовини, реакції горіння Реакції горіння завжди – екзотермічні реакції (+ Q) Повільне окислення – хімічний процес повільної взаємодії речовини з киснем без запалення речовини Кисень входить до складу води, яка становить більшу частину маси живих організмів і є внутрішнім середовищем життєдіяльності клітин і тканин. .) Кисень у вигляді простої речовини О2 необхідний як окислювач для перебігу реакцій, що дають 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) горіння речовин Кисень використовують У чистому вигляді: У металургії – при отриманні чавуну, сталі, кольорових металів (для інтенсифікації окислювальних процесів) У багатьох хімічних виробництвах Як рідкий окислювач для ракет При різанні та зварюванні металів і сплавів приготування лікувальних водних та повітряних ванн, лікувальних коктейлів У медицині - 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, тепловоз теплоходів; на теплових електростанціях, багатьох виробництвах та інших. ) Кисень витрачається в природі на процеси окислення (дихання, гниття, горіння) Маса кисню в повітрі поповнюється в ході процесу фотосинтезу світло 6СО2 + 6 Н2О = С6Н12О6 +6О2 Додаток 1 «Запитання до теми «Кисень» Назвіть восьмий елемент Д.І.Менделєєва» (слайд № 4) 2. Ким 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
Кисень. Кисень, та його властивості. Тема: "Кисень". Об'єм повітря в кімнаті. Способи одержання кисню. Активні форми кисню. Презентація на тему: кисень. Застосування кисню. Це Повітря Невидимка. Алотропія кисню. Застосування полімерних матеріалів. Кисень у житті людини. Кисень та його вплив на організм.
Чисте повітря-запорука здоров'я. Загальна характеристика елементів підгрупи кисню. Застосування біогазових установок. Застосування електронних освітніх ресурсів у процесі. Застосування теплоакумуляторів. Тема уроку Хімічні властивості кисню. У форматі тренувальних кімнат. Кисень друг чи ворог. Дитяча кімната – територія щастя.
Термітне та пропано-кисневе зварювання. Отримання кисню, поняття каталізаторів. Ця речовина є другою після кисню за значимістю для життєдіяльності людини. Кисень 7 клас. Хімія 7 клас кисень. Готова рухова терапія. Хімічні властивості кисню. Застосування кисню його біологічна роль.
Ресурси для кисневої та комплексної реанімації. Кисень. Озон – алотропна модифікація кисню. Основні технологічні вимоги під час облицювання гкл гвл. Як і дешевше отримувати кисень у шкільній лабораторії.
Щоб скористатися попереднім переглядом презентацій, створіть собі обліковий запис Google і увійдіть до нього: https://accounts.google.com
Підписи до слайдів:
Кисень
Положення кисню у п.с. Електронна будова. 2 період, 2 ряд, 6-А група Родоначальник головної підгрупи 6 групи. «Халькогени» - руди, що народжують (O, S, Se, Te, Po) O 8 15,9994 2s 2 2p 4 Кисень
Поширення кисню у природі. Кисень – найпоширеніший елемент на планеті.
Перед кисню припадає приблизно половина всієї маси земної кори. У грунтах, грунтових, річкових та морських водах кисень виступає справжнім геохімічним диктатором.
Фізичні властивості кисню. Газ без кольору, запаху та смаку; У рідкому стані має світло-блакитне забарвлення, у твердому – синє; У воді газоподібний кисень розчинний краще, ніж азот та водень.
Хімічні властивості кисню. 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: 4K + O2 → 2K2O 2Sr + O2 → 2SrO Окислює сполуки, які містять елементи з не максимальним ступенем окислення: 2NO + O2 → 2NO2 Окислює більшість органічних сполук: CH3CH2OH + 3O2 → 2CO2 Au та Pt, галогени та інертні гази. З іншими неметалами взаємодіє, утворюючи оксиди: S+O2 →SO2 C+O2 →CO2 Активно взаємодіє зі лужними та лужноземельними металами з утворенням оксидів та пероксидів: 2Na+O2 →Na2O2 З рештою металів реагує при нагріванні, виділяючи велику кількість теплоти та світла: 2 Mg+O2 →2MgO
Отримання кисню у лабораторії. Найчастіше кисень одержують нагріванням таких речовин (до складу яких кисень входить у зв'язаному вигляді), як перманганат калію (марганцівка), хлорат калію (бертолетова сіль), нітрат калію (селітру), пероксид водню: 2 KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 перманганат калію нагрівання манганат калію діоксид марганцю кисень 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2 хлорат калію нагрівання хлорид калію кисень
2 KNO 3 = 2 KNO 2 + O 2 нітрат калію нагрівання нітрит калію кисень 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2 пероксид водню каталізатор кисень
Збирання кисню методами витіснення води та повітря
Кругообіг кисню в природі.
Фотосинтез
Відкриття кисню. Кисень був отриманий ним багатьма способами: прожарюванням оксиду ртуті (як це зробили Прістлі та Лавуазьє), нагріванням карбонату ртуті та карбонату срібла і т.д. Безперечно, Шееле першим (1772) «тримав у руках» чистий кисень.
Сторінка рукопису Шееле
Джозеф Прістлі (Joseph Priestley, 1733-1804) 2 HgO = 2 Hg + O 2 оксид ртуті нагрівання кисню ртуть
Антуан Лавуазьє (Lavoisier, Antoine Laurent, 1743-1794) Повторивши досліди Прістлі, Лавуазьє уклав, що атмосферне повітря складається із суміші «життєвого» (кисень) та «задушливого» (азот) повітря і пояснив процес горіння з'єднанням речовин з киснем. На початку 1775 р. Лавуазьє повідомив, що газ, одержуваний після нагрівання червоного окису ртуті, є «повітря як такої без змін (за винятком того, що)... воно виявляється чистішим, більш придатним для дихання».
Застосування кисню.
Дякую за увагу!
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, у тому числі живих організмів – до 65% за масою.
Текст слайду: 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
Текст слайду: 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.
Текст слайду: Хімічні властивості. З неметалами C + O2 CO2 S + O2 SO2 2H2 + O2 2H2O Зі складними речовинами 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 uO 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.
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 застосування у 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.
