Урок-лекция по теме «Аммиак»

Урок-лекция по теме "Аммиак" Кислород
Содержание
  1. «положение кислорода и серы в периодической системе химических элементов, строение их атомов. озон-аллотропная модификация кислорода»
  2. Гибридизация атомных орбиталей. геометрия молекул
  3. История открытия
  4. Кислород, свойства атома, химические и физические свойства.
  5. Кислород: состав молекулы, физические и химические свойства, аллотропия
  6. Молекулярно-орбитальные диаграммы элементов второго периода
  7. Нахождение в природе
  8. Положение в периодической системе; состав, строение, свойства атома кислорода; состав, строение, свойства молекулы кислорода; нахождение в природе; получение; — презентация
  9. Получение кислорода
  10. Применение кислорода:
  11. Происхождение названия
  12. Ракетное топливо
  13. Свойства кислорода (таблица): температура, плотность, давление и пр
  14. Строение атома
  15. Строение атома кислорода
  16. Строение и свойства кислорода
  17. Токсические производные кислорода
  18. Физические свойства
  19. Химические свойства кислорода

«положение кислорода и серы в периодической системе химических элементов, строение их атомов. озон-аллотропная модификация кислорода»

Технологическая карта урока.

Учитель Дьячук Е.Ю. учитель химии МБОУ СОШ №1 г.Оха Сахалинская область

  • Предмет
  • химия
  • Класс
  • 9
  • Тема урока
  • «Положение кислорода и серы в периодической системе химических элементов, строение их атомов. Озон-аллотропная модификация кислорода»
  • Тип урока
  • Урок «открытия нового знания»
  • Цели
  • Формирование на предметном уровне системы знаний о веществе ( химическом элементе, атоме, молекуле )

УМК

Г.Е. Рудзитис, Ф.Г.Фельдман

  1. Планируемые образовательные результаты
  2. Предметные
  3. Метапредметные
  4. Личностные
  • Использовать умение составлять электронные формулы атомов элементов кислорода и серы; объяснять зависимость и закономерные изменения свойств химических элементов от электронного строения их атомов; анализировать, делать выводы, обобщать полученные знания;
  • самостоятельно использовать материалы учебника и справочные таблицы, применять ранее полученные знания;
  • наблюдать демонстрируемые опыты;
  • делать выводы и умозаключения из наблюдений.
  • грамотно обращаться с веществами в повседневной жизни;
  • понимать смысл и необходимость соблюдения предписаний, предлагаемых в инструкциях по использованию лекарств, средств бытовой химии и др.;
  • регулятивные: следовать определенному алгоритму при составлении электронных формул;
  • применять знания о закономерностях периодической системы химических элементов для объяснения и предвидения свойств конкретных веществ;
  • познавательные: прогнозировать химические свойства веществ на основе их состава и строения;выделять информацию из текста учебника; высказывать суждения, обосновывать и доказывать свой выбор, приводя факты, взятые из материалов учебника; использовать знаки, символы, схемы для выполнения заданий; находить закономерности, устанавливать причинно- следственные связи между реальными объектами и явлениями; осуществлять поиск информации в соответствии с поставленной задачей, используя различные ресурсы информационной среды;
  • коммуникативные: уметь слушать собеседника, понимать и /или принимать его точку зрения; оценивать высказывания и действия партнера, сравнивать их со своими высказываниями; формулировать высказывания, задавать вопросы, адекватные ситуации и учебной задаче;
  • проявлять интерес к предлагаемой деятельности и с учетом собственных интересов;
  • оценивать свою деятельность, определяя по заданным критериям ее успешность или неуспешность и способы ее корректировки, бережно и уважительно относиться к людям и результатам их деятельности;
  • руководствоваться этическими нормами (сотрудничество, взаимопомощь, ответственность) при выполнении групповой работы
  1. Основные понятия, изучаемые на уроке
  2. Аллотропия, аллотропные модификации
  3. Организационная структура урока
  4. № этапа
  5. Этап урока
  6. УУД
  7. Деятельность
  8. ЭОР
  9. Время
  10. учителя
  11. учащихся
  12. 1
  13. Оргмомент
  14. Коммуникативные- планирование учебного сотрудничества с учителем и сверстниками.
  15. 2
  16. Актуализация знаний.
  17. Регулятивные:волевая саморегуляция.Личностные: действие смыслообразования
  1. из каких частей состоит атом любого химического элемента?

  2. От чего зависит величина положительного заряда ядра атома и как определить ее по таблице Д.И.Менделеева?

  3. Количество каких частиц в атоме определяет значение заряда ядра атома?

  4. В какой части атомного пространства располагаются электроны?

  5. Как по таблице Д. И. Менделеева определить количество внешних электронов в атомах элементов главных подгрупп?

Отвечают на вопросы

Выставляют оценку готовности к уроку.

Электронная периодическая таблица Д.И. Менделеева

  • 10
  • 3
  • Самоопределение к деятельности
  • Познавательная-анализ объектов с целью выделения признаков.

Регулятивные: целеполагание как постановка учебной задачи, прогнозирование. Коммуникативные- планирование учебного сотрудничества с учителем и сверстниками.

  1. Положение кислорода и серы в периодической таблице химических элементов, строение их атомов.

  1. Создание проблемной ситуации
  2. Продолжая рассматривать вместе с учащимися особенности строения атомов элементов-халькогенов, точнее, электронное строение их внешнего энергетического уровня, составляем общую формулу: ns2np4
  3. При далее :
  • Какая высшая валентность характерна для элементов семейства халькогенов (подгруппы кислорода)?
  • Для всех ли элементов семейства характерна валентность равная ᴠɪ?
  • Постановка учебной проблемы
  • Почему, в отличие от остальных представителей подгруппы, кислород не может проявлять валентность, равную ᴠɪ?
  • Доказательство и применение найденного решения

Задание. Приведите примеры соединений рассмотренных элементов с наиболее характерными степенями окисления.

  1. Строение простых веществ. Аллотропия.

  1. Создание проблемной ситуации
  2. Задание: сравните два вещества кислород и озон ( состав, физические и химические свойства, получение).
  3. Постановка учебной проблемы
  4. Как вы думаете, чем по отношению друг к другу и к химическому элементу кислороду являются данные простые вещества: кислород и озон?

Поскольку у учащихся нет необходимых опорных знаний, объясняю сущность явления, признаки которого ученики обнаружили на уроке. Формирую представление об аллотропии и аллотропных модификациях. Отмечаю обязательное условие, позволяющее говорить о каких-либо веществах как об аллотропных модификациях одного элемента (возможность превращения этих веществ друг в друга).

  • Доказательство и применение найденного решения
  • Рассказываю о том, что элементам подгруппы кислорода свойственна аллотропия: сера образует кристаллическую и пластическую модификации, селен- серую и красную модификации ( серый и красный селен).
  • Учащиеся ставят цель урока.
  • Строение атома кислорода
  • Строение атома серы
  • O 8)2)6
  • 1s22s22p4
  • P — элемент
  • S 16)2)8)6
  • 1s22s22p63s23p4
  • P — элемент
  • Учащиеся выявляют факт, требующий теоретического обоснования.

Учащиеся выдвигают гипотезу: в 8 классе они знакомились с семейством галогенов. Им помогают знания о том, что фтор в отличие от других галогенов, не проявляет высшей валентности, равной ᴠɪɪ. Опираясь на эти знания, они отвечаю на поставленный вопрос.

Учащиеся заполняют таблицу: сравнение свойств кислорода и озона.

Видеофрагмент CD «Подгруппа кислорода»

Гибридизация атомных орбиталей. геометрия молекул

Этот видеоурок посвящён рассмотрению основных типов гибридизации атомных орбиталей. Приведены примеры веществ с различным типом гибридизации атомных орбиталей и геометрией молекул.

В образовании ковалентных
связей
принимают участие как эс-, так и пэ-электроны,
орбитали которых имеют различную форму и направленность в пространстве.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Связи, которые
образуются между ними
,
являются равноценными и расположены симметрично.

Это явление
объясняется на основе концепции гибридизации атомных валентных орбиталей.
Согласно концепции, в образовании химической связи принимают участие гибридные
орбитали,
то есть это орбитали, усреднённые по форме и размерам, а,
следовательно, и по энергии. Число гибридных орбиталей равно числу исходных.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Гибридные орбитали
более вытянуты в пространстве, а это обеспечивает их более полное перекрывание
с орбиталями соседних атомов.

Из-за своей
симметрии гибридные орбиталине участвуют в образовании пи-связи,
так как не могут обеспечить перекрывание между собой в двух областях
пространства.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Основными
условиями устойчивой гибридизации являются:

Первое, в
гибридизации могут участвовать орбитали с близкими значениями энергий
, то
есть эс-, пэ-орбитали внешнего энергетического уровня и дэ-орбитали внешнего
или предвнешнего уровня;

второе, гибридная
атомная орбиталь должна более плотно перекрываться с орбиталями другого атома
при образовании связи
;

третье, в гибридизации
участвуют орбитали с достаточно высокой электронной плотностью, которыми в
большинстве случаев являются орбитали элементов начальных периодов;

четвёртое, гибридные
орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом, чтобы
обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга.

Ориентация
гибридных орбиталей определяет геометрическую структуру молекулы. При
комбинации одной эс- и одной пэ-орбитали возникает две эс-пэ-гибридные
орбитали, расположенные симметрично под углом сто восемьдесят градусов.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Связи, образованные
с участием электронов этих орбиталей, также располагаются под углом сто
восемьдесят градусов.

Например, у атома
бериллия эс-пэ-гибридизация орбиталей проявляется в молекуле хлорида бериллия,
которая вследствие этого имеет линейную форму.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Комбинация трёх
орбиталей (одной эс- и двух пэ-орбиталей) приводит к образованию трёх эс-пэ-два
гибридных орбиталей, расположенных под углом сто двадцать градусов, как в
молекуле фторида бора.

Комбинация четырёх
орбиталей (одной эс- и трёх пэ-типа) приводит к эс-пэ-три гибридизации, при
которой четыре гибридные орбитали симметрично ориентированы в пространстве к
четырём вершинам тэтраэдра, то есть под углом сто девять градусов двадцать
восемь минут, как в атоме углерода в молекуле метана.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Таким образом, если
исходными орбиталями являются эс- и пэ
-, то образуется две гибридные орбитали,
возникает гибридизация эс-пэ типа, связи при этом расположены под углом сто
восемьдесят градусов, в пространстве молекула имеет линейное строение.

Если исходные
орбитали одна эс и две пэ-орбитали
, то образуется три гибридных орбитали,
тип гибридизации при этом эс-пэ-два, валентный угол равен сто двадцать градусов,
а форма молекулы треугольная.

Если в
гибридизации участвуют одна эс и три пэ-орбитали

то образуется
четыре гибридных орбитали, возникает эс-пэ-три гибридизация, валентный угол при
этом сто девять градусов двадцать восемь минут, а форма молекулы тэтраэдрическая.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Основные
характеристики разных типов гибридизации

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Пространственное
строение молекул или ионов
зависит от типа гибридизации и
взаимного расположения в пространстве гибридизированных орбиталей
.

Часто в молекулах
углы между связями отличаются от углов, соответствующих типу гибридизации.
Почему же так происходит?

Во-первых, геометрическая
конфигурация молекул определяется в основном пространственной направленностью сигма-связей.
Устойчивому состоянию молекулы соответствует такое пространственное
расположение электронных облаков валентного слоя, при котором их взаимное
отталкивание минимально
. Поэтому такие электронные пары стремятся
максимально оттолкнуться друг от друга, располагаясь в пространстве под
возможно большим углом.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Основными
причинами отклонений углов связей от углов, соответствующих типу гибридизации
являются
:

во-первых, не все гибридные
орбитали участвуют в образовании связей, часть из них – несвязывающие.
Электронные пары, находящиеся на этих орбиталях, называются несвязывающими,
или неподелёнными. Так, в молекуле аммиака у атома азота одна
пара электронов – не связывающая, в молекуле воды у атома кислорода две пары
электронов являются несвязывающими.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Связывающая
электронная пара локализована между атомами и поэтому занимает меньше
пространства, чем электронное облако несвязывающей пары. Поэтому отталкивающее
действие несвязывающей пары проявляется в большей мере, чем связывающей. В
молекуле воды и аммиака у атомов азота, и кислорода один и тот же тип
гибридизации атомных орбиталей – эс-пэ-три. Однако из-за наличия одной у азота
и двух у кислорода несвязывающих пар электронов идеальный угол для этого типа
гибридизации, равный сто девять градусов двадцать восемь минут, уменьшается до
ста семи градусов у аммиака и ста четырёх с половиной у воды.

Второй причиной
отклонений углов

связей является наличие пи-связей, которые влияют на величину валентного угла,
но это не сказывается на типе гибридизации и геометрии молекулы.

Предполагают, что
электронные пары кратной связи занимают ту же область пространства, что и
электронная пара простой связи. Суммарное электронное облако кратной связи
занимает больший объём пространства, чем одинарной и поэтому обладает
большим отталкивающим действием
.

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Так, в молекуле
углекислого газа две ковалентные связи одинарные, так как являются сигма-связями,
а две другие связи – это пи-связи. Пи-связи не влияют на геометрию
молекул
, поэтому в пространстве молекула углекислого газа имеет линейное
строение
, и здесь эс-пэ-тип гибридизации.

Виды
геометрических конфигураций

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Молекулы с эс-пэ-гибридизацией
имеют линейное строение
. Валентный угол при этом сто восемьдесят градусов. К
таким молекулам относятся фторид бериллия, молекула углекислого газа, оксида
азота один, синильной кислоты.

В молекулах с эс-пэ-два-гибридизацией
валентный угол сто двадцать градусов, форма молекулы может быть треугольной,
как у фторида алюминия, хлорида бора, так и угловой, как у молекулы оксида серы
четыре.

В молекулах с эс-пэ-три-гибридизацией
валентный угол сто девять градусов двадцать восемь минут. Молекулы могут иметь
тэтраэдрическое строение, как молекула метана, тэтрахлорметана, а также тригонально-пирамидальное
строение, как у хлорида фосфора три, аммиака, или угловое строение, как у фторида
кислорода и воды.

Иногда строение
многих молекул нельзя изобразить такой одной графической формулой, потому что
истинные свойства молекулы оказываются промежуточными между теми, которые
отражаются в каждой отдельной схеме. Так, строение молекулы азотной кислоты
можно изобразить двумя равнозначными графическими формулами. Так как в этой
молекуле два атома кислорода равноценны, строение молекулы лучше отражает
графическая формула с дэлокализованной пи-связью. Пунктирные линии означают,
что одна из общих электронных пар в равной степени распределена между одной и
другой связями. Эта электронная пара принадлежит не двум, а трём атомам,
поэтому образованная таким образом связь является трёхцентровой.

Многоцентровые
связи

Урок-лекция по теме "Аммиак"

Таким образом,
гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом,
чтобы обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга. Гибридные
орбитали участвуют в образовании только сигма-связи.

Геометрия любой
молекулы определяется пространственной направленностью сигма-связью. На
пространственное строение молекулы оказывают влияние несвязывающие пары
электронов, которые уменьшают углы связей между сигма-связями.

История открытия

Файл:Electron shell 008 Oxygen.svg

Схема атома кислорода

Основная статья: открытие кислорода

Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли1 августа1774 путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

2HgO (t) → 2Hg O2↑.

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»).

Несколькими годами ранее (в 1771-м) кислород получил шведский химик Карл Шееле.

Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Петра Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория.

[Лавуазье провел опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теории флогистона.]

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Кислород, свойства атома, химические и физические свойства.

О 8  Кислород

15,99903-15,99977*     1s2 2s2 2p4

Кислород — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 8. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), втором периоде периодической системы.

Атом и молекула кислорода. Формула кислорода. Строение кислорода

Изотопы и модификации кислорода

Свойства кислорода (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства кислорода

Химические свойства кислорода. Взаимодействие кислорода. Реакции с кислородом

Получение кислорода

Применение кислорода

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Кислород: состав молекулы, физические и химические свойства, аллотропия

Молекула кислорода O2 состоит из двух атомов кислорода, связанных ковалентной неполярной связью.

Представление о наличии в молекуле кислорода двух ковалентных связей не соответствует, в частности, её магнитным свойствам (жидкийкислород притягивается магнитом), поэтому лучше не останавливаться на этом моменте. В высшей школе изучается метод Молекулярных орбиталей о наличии в молекуле кислорода двух неспаренных электронов.

Кислород — бесцветный прозрачный газ, без вкуса, без запаха. Немного тяжелее воздуха, сравнительно мало растворим в воде (в 1 литре воды при 20°C растворяется около 0,03 л кислорода).

Химические свойства:

Кислород активный окислитель. Многие вещества взаимодействуют с кислородом с выделением теплоты и света. Такие реакции называютсягорением:

  1. S O2 = SO2 (образуется оксид серы (IV), или серни́стый газ)
  2. C O2 = CO2 (образуется оксид углерода (IV), или углекислый газ)
    Горение в чистом кислороде происходит гораздо энергичнее, чем в воздухе, так как выделяющаяся теплота не тратится на нагревание азота
    воздуха. Температура горения в чистом кислороде значительно выше.

    Галогены, золото и платина не соединяются с кислородом напрямую, но можно получить их оксиды, в которых они проявляют положительную степень окисления, например, оксид хлора (VII) Cl2O7.

    Фторид кислорода O 2F2−1 — соединение, в котором кислород проявляет положительную степень окисления.

  3. Железо горит в кислороде с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe 2O•Fe2 3O3):
    3Fe 2O2 = Fe3O4
  4. При пропускании через воздух электрических разрядов, или во время грозы кислород превращается в озон — аллотропное видоизменение, состоящее из трех атомов кислорода:
    3O2 2O3
  5. Пропитанные жидким кислородом угольный порошок, древесная мука и  другие горючие материалы обладают взрывчатыми свойствами, используются при подрывных работах.
  6. При участии кислорода в природе совершается важнейший процесс — дыхание. Транспорт кислорода из легких человека в ткани осуществляет гемоглобин крови, образующий комплекс с кислородом.

Кислород применяется

  • в медицине при затрудненном дыхании,
  • в металлургии,
  • для газовой сварки и резки металлов и т. д.

Аллотропия — образование одним элементом нескольких простых веществ.

Элемент кислород образует аллотропные видоизменения кислород O2 и озон O3.

Озон — газ, образуется в природе во время грозы и при окислении смолы хвойных деревьев. Придает воздуху запах свежести. Растворяется в воде гораздо лучше кислорода. Сильный окислитель.

Спирт и некоторые другие вещества в озоне самовоспламеняются.

Это связано с самопроизвольным распадом озона на молекулу кислорода и атоммарный кислород, обладающий большой окислительной активностью:O3 O2 O

Молекулярно-орбитальные диаграммы элементов второго периода

Рассмотрим, как взаимодействуют два одинаковых атома второго периода между собой, имеющие набор из s- и p-орбиталей. Следует ожидать, что 2s-орбитали будут соединяться только друг с другом, а 2p-орбитали – только с а 2p-орбиталями.

Т.к. 2p-орбитали могут взаимодействовать друг с другом двумя различными способами, то образуют σ- и π-молекулярные орбитали. Пользуясь обобщенной диаграммой, показанной ниже, можно установить электронные конфигурации двухатомных молекул второго периода, которые приведены в таблице.

Так, образование молекулы, например, фтора F2 из атомов в системе обозначений теории молекулярных орбиталей может быть записано следующим образом:

2F [1s22s22p5] =F2[(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2px)2(π2py)

Т.к. перекрывание 1s-облаков незначительно, то участием электронов на этих орбиталях можно пренебречь. Тогда электронная конфигурация молекулы фтора будет такой:

F2[KK(σs)2(σ*s)2(σx)2(πy)2(πz)2(π*y)2(π*z)2],

где К — электронная конфигурация К-слоя.

В таблице приведены молекулярные орбитали двухатомных молекул элементов второго периода бора (B2), углерода (C2), азота (N2), кислорода (O2), фтора (F2)

Рассмотрим подробнее пример образования молекулы лития Li2, принимая во внимание, что 1s- и 2s-орбитали слишком сильно отличаются по энергии и поэтому между ними не возникает сильного взаимодействия.

Диаграмма энергетических уровней молекулы Li2 показана ниже, где электроны, находящиеся на 1s-связывающих и 1s-разрыхляющих орбиталях не вносят значительного вклада в связывание. Поэтому за образование химической связи в молекуле Li2 отвечают 2s-электроны.

Это действие распространяется и на образование других молекул, в которых заполненные атомные подоболочки (s, p, d) не дают вклада в химическую связь. Таким образом, рассматриваются только валентные электроны.

В итоге, для щелочных металлов, молекулярно-орбитальная диаграмма будет иметь вид подобный рассмотренной нами диаграмме молекулы Li2.

Порядок связи n в молекуле Li2 равен 1

Нахождение в природе

Кислород

Накопление O

2

в атмосфере Земли. Зелёный график — нижняя оценка уровня кислорода, красный — верхняя оценка.

1

. (3,85—2,45 млрд лет назад) — O

2

не производился

2

. (2,45—1,85 млрд лет назад) O

2

производился, но поглощался океаном и породами морского дна

3

. (1,85—0,85 млрд лет назад) O

2

выходит из океана, но расходуется при окислении горных пород на суше и при образовании озонового слоя

4

. (0,85—0,54 млрд лет назад) все горные породы на суше окислены, начинается накопление O

2

в атмосфере

5

. (0,54 млрд лет назад — по настоящее время) современный период, содержание O

2

в атмосфере стабилизировалось

Кислород — самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 1015 тонн). Однако до появления первых фотосинтезирующих микробов в архее 3,5 млрд лет назад, в атмосфере его практически не было. Свободный кислород в больших количествах начал появляться в палеопротерозое (3—2,3 млрд лет назад) в результате глобального изменения состава атмосферы (кислородной катастрофы).

Наличие большого количества растворённого и свободного кислорода в океанах и атмосфере привело к вымиранию большинства анаэробных организмов. Тем не менее, клеточное дыхание с помощью кислорода позволило аэробным организмам производить гораздо больше АТФ, чем анаэробным, сделав их доминирующими.

С начала кембрия 540 млн лет назад содержание кислорода колебалось от 15 % до 30 % по объёму. К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) его уровень достиг максимума в 35 % по объёму, который, возможно, способствовал большому размеру насекомых и земноводных в это время.

Основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами расходуется на процессы гниения и разложения, 80 % кислорода, производимого лесами, уходит на гниение и разложение растительности лесов.

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере. При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

В 2022 году датские учёные доказали, что свободный кислород входил в состав атмосферы уже 3,8 млрд лет назад.

Положение в периодической системе; состав, строение, свойства атома кислорода; состав, строение, свойства молекулы кислорода; нахождение в природе; получение; — презентация

  • 1
  • 2
  • 3 Положение в периодической системе; Состав, строение, свойства атома кислорода; Состав, строение, свойства молекулы кислорода; Нахождение в природе; Получение; Физические свойства простого вещества кислорода; Химические свойства; Применение
  • 4

5 строение атома 8 О s21s2 2s22s2 2 р 4 Электронно-графическая Электронно-графическая Электронная формула- Валентные возможности Мидакова Н.В. 1s21s2 2 р 4 2s22s2 Валентность II

7 6

8 Яковлева О.А.

9 Яковлева О.А.

12 11 1.

В лаборатории: а) 2KMnO 4 t K 2 MnO 4 MnO 2 O 2 б) 2Н 2 О 2 MnO 2 2Н 2 О О 2 в) 2NaNO С 2NaNO 2 О 2 г) 2KClO 3 t 2KCl 3О 2 д) 4К 2 Сr 2 О 7 4К 2 CrO 4 2Сr 2 О 3 O 2 Катализатор вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции В замкнутых помещениях : а)

13 Вытеснением воды Вытеснением воздуха

14 13 2. В промышленности: 1) фракционной перегонкой жидкого воздуха, основанную на разных температурах кипения компонентов воздуха. Воздух охлаждают примерно до -200 °С и затем медленно нагревают.

При достижении температуры -183 °С из жидкого воздуха улетучивается кислород, остальные компоненты сжиженного воздуха при этой температуре остаются в жидком агрегатном состоянии; 2) электролизом воды. Ежегодно во всем мире получают свыше 80 млн. т кислорода 2Н 2 О электролиз 2Н 2 О 2 3.

В атмосфере: Кислород атмосферы имеет биологическое происхождение и образуется в зеленых растениях из воды при фотосинтезе с участием хлорофилла и энзимов: 12Н 2 О 6СО 2 = 6О 2 С 6 Н 12 О 6 6Н 2 О

16 Более сильным окислителем, чем кислород О 2, является озон О 3. Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах ЗО 2 = 2О к Дж 2КI О 3 Н 2 О = I 2 2КОН О 2 Более сильным окислителем, чем кислород О 2, является озон О 3. Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах ЗО 2 = 2О к Дж 2КI О 3 Н 2 О = I 2 2КОН О 2 Мидакова Н.В.

17 Мидакова Н.В.16 Кислород Озон Общие признаки 1. Простые вещества, которые образованы одним и тем же элементом – кислородом, т.е. являются его аллотропными модификациями. 2. При обычных условиях газы. 3. Сильные окислители. Отличительные признаки Молекула состоит из 2 атомов Молекула состоит из 3 атомов При н.у.

без цвета и запаха, жидкий – голубой, твердый – синие кристаллы. Мало растворим в воде. У.Ф. лучи не задерживает. Синий газ, запах резкий. В воде растворяется в 10 раз лучше, чем кислород. У.Ф. лучи задерживает. Не ядовит. Необходим для аэробного дыхания В больших дозах ядовит. Сильно раздражает глаза и дыхательные пути.

Бактерициден.

18 Мидакова Н.В.

19 Мидакова Н.В.18 Реактивное топливо В медицине На взрывных работах В сварке металлов В металлургии В пищевой промышленности

20 Горение –это химическая реакция, при которой происходит окисление веществ с выделением теплоты и света. Оксид – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Изотоп – разновидности атомов (и ядер) одного химического элемента с разным количеством нейтронов в ядре. Катализатор -вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции Мидакова Н.В.

21 Мидакова Н.В.20 Проверка знаний 1. Катализатор – это вещество, ускоряющие реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции. 3. Валентность кислорода равна двум. 4. При нормальных условиях имеет газообразное агрегатное состояние. 5. Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород

22 Мидакова Н.В.21 Проверка знаний Допишите уравнения реакции 2Н 2 О 2 MnO2 2KClO 3 t 2Н 2 О электр-з 2NaNO С

Получение кислорода

1.      Промышленный способ — перегонка жидкого воздуха и электролиз воды:

2О → 2Н2 О2Урок-лекция по теме "Аммиак"

2.  В лаборатории кислород получают: 1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na2SO4 и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO4: 2KMnO4 = K2MnO4 MnO2 O2↑,

Бертолетовой соли  KClO3: 2KClO3 = 2KCl 3O2↑      (катализатор MnO2)

Оксида марганца ( 4) MnO2: 4MnO2 = 2Mn2O3 O2↑      (700 oC),

3MnO2 = 2Mn3O4 O2↑      (1000 oC),

Пероксид бария BaO2 : 2BaO2 = 2BaO O2↑

3. Разложением пероксида водорода: 2H2O2 = H2O O2↑           (катализатор MnO2)

4. Разложение нитратов: 2KNO3 → 2KNO2 O2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K2O2 и K2O4: 2K2O4 2H2O = 4KOH 3O2↑ 4KOH 2CO2 = 2K2CO3 2H2O

Суммарно: 2K2O4 2CO2 = 2K2CO3 3О2 ↑

Когда используют K2O2, то суммарная реакция выглядит так: 2K2O2  2CO2 = 2K2CO3 O2 ↑

Если смешать K2O2 и K2O4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного  СО2  выделится один моль О2.

Применение кислорода:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

  1. 1. Водород
  2. 2. Гелий
  3. 3. Литий
  4. 4. Бериллий
  5. 5. Бор
  6. 6. Углерод
  7. 7. Азот
  8. 8. Кислород
  9. 9. Фтор
  10. 10. Неон
  11. 11. Натрий
  12. 12. Магний
  13. 13. Алюминий
  14. 14. Кремний
  15. 15. Фосфор
  16. 16. Сера
  17. 17. Хлор
  18. 18. Аргон
  19. 19. Калий
  20. 20. Кальций
  21. 21. Скандий
  22. 22. Титан
  23. 23. Ванадий
  24. 24. Хром
  25. 25. Марганец
  26. 26. Железо
  27. 27. Кобальт
  28. 28. Никель
  29. 29. Медь
  30. 30. Цинк
  31. 31. Галлий
  32. 32. Германий
  33. 33. Мышьяк
  34. 34. Селен
  35. 35. Бром
  36. 36. Криптон
  37. 37. Рубидий
  38. 38. Стронций
  39. 39. Иттрий
  40. 40. Цирконий
  41. 41. Ниобий
  42. 42. Молибден
  43. 43. Технеций
  44. 44. Рутений
  45. 45. Родий
  46. 46. Палладий
  47. 47. Серебро
  48. 48. Кадмий
  49. 49. Индий
  50. 50. Олово
  51. 51. Сурьма
  52. 52. Теллур
  53. 53. Йод
  54. 54. Ксенон
  55. 55. Цезий
  56. 56. Барий
  57. 57. Лантан
  58. 58. Церий
  59. 59. Празеодим
  60. 60. Неодим
  61. 61. Прометий
  62. 62. Самарий
  63. 63. Европий
  64. 64. Гадолиний
  65. 65. Тербий
  66. 66. Диспрозий
  67. 67. Гольмий
  68. 68. Эрбий
  69. 69. Тулий
  70. 70. Иттербий
  71. 71. Лютеций
  72. 72. Гафний
  73. 73. Тантал
  74. 74. Вольфрам
  75. 75. Рений
  76. 76. Осмий
  77. 77. Иридий
  78. 78. Платина
  79. 79. Золото
  80. 80. Ртуть
  81. 81. Таллий
  82. 82. Свинец
  83. 83. Висмут
  84. 84. Полоний
  85. 85. Астат
  86. 86. Радон
  87. 87. Франций
  88. 88. Радий
  89. 89. Актиний
  90. 90. Торий
  91. 91. Протактиний
  92. 92. Уран
  93. 93. Нептуний
  94. 94. Плутоний
  95. 95. Америций
  96. 96. Кюрий
  97. 97. Берклий
  98. 98. Калифорний
  99. 99. Эйнштейний
  100. 100. Фермий
  101. 101. Менделеевий
  102. 102. Нобелий
  103. 103. Лоуренсий
  104. 104. Резерфордий
  105. 105. Дубний
  106. 106. Сиборгий
  107. 107. Борий
  108. 108. Хассий
  109. 109. Мейтнерий
  110. 110. Дармштадтий
  111. 111. Рентгений
  112. 112. Коперниций
  113. 113. Нихоний
  114. 114. Флеровий
  115. 115. Московий
  116. 116. Ливерморий
  117. 117. Теннессин
  118. 118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Происхождение названия

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке обязано М. В.

Ломоносову — это калька термина «оксиген» (фр.l’oxygène
), предложенного А.

Лавуазье (греческое όξύγενναω от ὀξύς — «кислый» и γενναω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим окислы, именуемые по современной международной номенклатуреоксидами.

Ракетное топливо

В качестве окислителя для ракетноготоплива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения.

Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей (аэронетики) при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т. д.

Свойства кислорода (таблица): температура, плотность, давление и пр

Общие сведения
НазваниеКислород/ Oxygenium
СимволО
Номер в таблице8
ТипНеметалл
ОткрытДжозеф Пристли, Англия, 1774 г.
Внешний вид и пр.Газ без цвета, запаха и вкуса
Содержание в земной коре46 %
Содержание в океане86 %
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)*15,99903-15,99977 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация1s2 2s2 2p4
Радиус атома60 (48) пм
Химические свойства
Степени окисления-2, −1, 0, 1, 2
Валентность-2
Ковалентный радиус73 пм
Радиус иона132 (-2e) пм
Электроотрицательность3,44 (шкала Полинга)
Энергия ионизации (первый электрон)1313,1 кДж/моль (13,61 эВ)
Электродный потенциал 0
Физические свойства
Плотность (при  0 °C и нормальных условиях)0,00142897 г/см3 (газ); 1,141 г/см³ (жидкость)
Плотность (при  20 °C и нормальных условиях, состояние вещества – газ)0,001429 г/см3
Плотность (при  -183 °C и нормальных условиях, состояние вещества – жидкость)1,14 г/см3
Плотность (при  -183 °C и нормальных условиях, состояние вещества – твердое тело)1,27 г/см3
Температура плавления-218,35 °C (54,8 K)
Температура кипения-182,96°C (90,19 K)
Уд. теплота плавления0,444 кДж/моль
Уд. теплота испарения3,4099 кДж/моль
Молярная теплоёмкость29,4 Дж/(K·моль)
Молярный объём14,0 см³/моль
Критическая температура-118,37 °C
Критическое давление5,08 МПа
Критическая плотность0,41 г/см3
Давление паров1 мм.рт.ст. (при -219 °C),
10 мм.рт.ст. (при -210,7 °C),
100 мм.рт.ст. (при -198,7 °C)
Стандартная энтальпия образования ΔH (при 298 К, для состояния вещества – газ)0 кДж/моль
Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (при 298 К, для состояния вещества – газ)0 кДж/моль
Стандартная энтропия вещества S (при 298 К, для состояния вещества – газ)205,04 Дж/(моль·K)
Удельная теплоемкость при постоянном давлении0,911 Дж/г·K (при 15 °C)
0,9125 Дж/г·K (при 100 °C)
0,915 Дж/г·K (при 200 °C)
0,926 Дж/г·K (при 400 °C)
0,938 Дж/г·K (при 600 °C)
Теплопроводность (при 300 K)0,027 Вт/(м·К)
Диэлектрическая проницаемость1,000486 (при 25°C)
Электропроводность в твердой фазе
Сверхпроводимость при температуре
Твёрдость
Структура решёткимоноклинная
Параметры решёткиa = 5,403 Å, b = 3,429 Å, c = 5,086 Å, β = 135,53 Å
Температура Дебая 155 К

Примечание:

* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

Строение атома

Также по теме:

ВОЗДУХ

Любой природный атом кислорода содержит 8 протонов в ядре, но число нейтронов может быть равно 8, 9 или 10. Наиболее распространенный из трех изотопов кислорода (99,76%) – это 168O (8 протонов и 8 нейтронов). Содержание другого изотопа, 188O (8 протонов и 10 нейтронов), составляет всего 0,2%.

Этот изотоп используется как метка или для идентификации некоторых молекул, а также для проведения биохимических и медико-химических исследований (метод изучения нерадиоактивных следов). Третий нерадиоактивный изотоп кислорода 178O (0,04%)

содержит 9 нейтронов и имеет массовое число 17. После того как в 1961 масса изотопа углерода 126C была принята Международной комиссией за стандартную атомную массу, средневзвешенная атомная масса кислорода стала равна 15,9994. До 1961 стандартной единицей атомной массы химики считали атомную массу кислорода, принятую для смеси трех природных изотопов кислорода равной 16,000.

В атоме кислорода 8 электронов, при этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поэтому в химических реакциях кислород может принимать от доноров до двух электронов, достраивая свою внешнюю оболочку до 8 электронов и образуя избыточный отрицательный заряд (см. также АТОМА СТРОЕНИЕ).

Строение атома кислорода

Кислород (O) – жизненно важный газ, необходимый для дыхания, поддержания горения, окисления. Относится к группе халькогенов. Самый распространённый на Земле элемент. Строение атома кислорода позволяет ему соединяться с металлами и неметаллами, образуя оксиды.
Строение атома кислорода (o), схема и примеры

По положению в периодической таблице Менделеева можно определить строение атома элемента кислорода. Это восьмой элемент, расположенный в VI группе, втором периоде. Относительная атомная масса – 16. Существует три изотопа элемента:

Наиболее распространён 16O.

Рис. 1. Положение кислорода в периодической таблице.

Электронная конфигурация атома кислорода – 1s22s22p4. Ядро атома кислорода имеет заряд 8. Кислород относится к элементам р-семейства. На внешнем энергетическом уровне находится шесть валентных электронов. Два спаренных электрона находится на 2s-орбитали.

Рис. 2. Строение атома.

Молекула кислорода имеет два атома – О2. При присоединении ещё одного атома образуется озон – О3.

Кислород – бесцветный и безвкусный газ, плохо растворимый в воде и спирте. Хорошо растворим в жидком серебре. В сжиженном виде приобретает светло-голубой цвет, в твёрдом – синий. Занимает 21 % атмосферного воздуха.

Рис. 3. Твёрдый кислород.

Кислород поддерживает горение, поэтому его легко обнаружить с помощью тлеющей лучины (вспыхивает).

Благодаря электронному строению обладает высокой степенью окисления. Однако большую активность проявляет при нагревании из-за прочных двойных связей между атомами. При комнатной температуре быстро реагирует с наиболее активными элементами – щелочными и щелочноземельными металлами, некоторыми неметаллами.

Соединяясь с элементами, образует оксиды. Окисляет органические вещества. Примеры реакций с простыми веществами:

  • K O2 → KO2;
  • 3Fe 2O2 → Fe3O4;
  • S O2 → SO2.

С фосфором, серой, углеродом (графитом), водородом кислород реагирует при нагревании:

  • 4Р 5О2 → 2Р2О5;
  • S O2 → SO2;
  • С О2 → СО2;
  • 2Н2 О2 → 2Н2О.

Быстро пропуская фтор через щёлочь, получают реакцию кислорода с фтором:

2F2 2NaOH → 2NaF H2O OF2.

Кислород с фтором непосредственно взаимодействует при электрическом разряде. В этом случае кислород играет роль восстановителя:

Кислород реагирует со сложными веществами, образуя оксиды:

  • 2CuS 3O2 → 2CuO 2SO2;
  • 2H2S 3O2 → 2SO2 2H2O;
  • 2C6H6 15O2 → 12CO2 6H2O;
  • CH4 2O2 → CO2 2H2O.

Кислород не реагирует с золотом и инертными газами. Взаимодействие с галогенами происходит в условиях ультрафиолета или электрического тока.

Кислород – распространённый в природе бесцветный газ. Схема строения атома – 8 О)2)6. Кислород всегда проявляет валентность II за счёт двух неспаренных электронов.

Кислород – сильный окислитель, проявляющий в некоторых реакциях свойства восстановителя. Взаимодействует с металлами и неметаллами, сложными неорганическими и органическими веществами.

Наибольшую активность проявляет при нагревании. Не реагирует с благородными газами и золотом.

Строение и свойства кислорода

Возникновение аэробного метаболизма у древних организмов принесло им не только выгоды в виде более эффективного метаболизма, но и проблемы, связанные с особенностями строения молекулы кислорода. 

Порядковый номер кислорода в таблице Менделеева – 8, заряд ядра – 8, общее число электронов – 8, электронная формула кислорода – 1s22s22p4. На 2р-подуровне атома имеются два неспаренных электрона, обычное для кислорода окислительное число равно -2.

Молекула кислорода в своем обычном состоянии отличается от других газообразных элементов тем, что имеет два неспаренных электрона, т.е.

является бирадикалом.

В целом, общие механизмы восстановления кислорода в биохимических реакциях происходят с участием только одного электрона, а кислород является довольно стабильной молекулой, обладающей свойством сильного окислителя.

Упомянутые неспаренные электроны обладают параллельными спинами. Это, в соответствии с принципом Паули, выдвигает условие, что с кислородом могут взаимодействовать только такие двухвалентные восстановители, которые имеют два неспаренных электрона с параллельными спинами, но спины приносимых электронов должны быть противоположны имеющимся в кислороде.

Поскольку каждая молекула кислорода имеет два неспаренных электрона на внешней орбитали, то в клетке она легко вовлекается в реакции, связанные с захватом «недополученных» электронов, и в итоге восстанавливается до воды, конечного продукта биологического окисления.

В идеальном мире именно так и происходит. Однако в реальности часто образуются продукты неполного восстановления кислорода, называемые активные формы кислорода (АФК). АФК являются нестабильными молекулами, что и определяет их высокие реакционные свойства.

Токсические производные кислорода

Некоторые производные кислорода (т. н. реактивные формы кислорода), такие как синглетный кислород, перекись водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются высокотоксичными продуктами.

Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), перекись водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

Физические свойства

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Хорошо растворяется в перфторированных углеводородах (20-40 об/об %).

Межатомное расстояние — 0,12074 нм. Является парамагнетиком. В жидком виде притягивается магнитом.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35 °C) — синие кристаллы. Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

  • α-O2 — существует при температуре ниже 23,65 K; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.
  • β-O2 — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 K; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°.
  • γ-O2 — существует при температурах от 43,65 до 54,21 K; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å.

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

Химические свойства кислорода

Строение атома кислорода (o), схема и примерыГорение — быстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и света. Чтобы доказать, что в склянке находится кислород, а не какой-то другой газ, надо в склянку опустить тлеющую лучинку. В кислороде тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Горение различных веществ на воздухе – это окислительно-восстановительный процесс, в котором окислителем является кислород. Окислители – это вещества, «отбирающие» электроны у веществ-восстановителей. Хорошие окислительные свойства кислорода можно легко объяснить строением его внешней электронной оболочки.

Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны. На валентной оболочке кислорода 2s2 2p4  находится 6 электронов. Следовательно, до октета недостает двух электронов, которые кислород стремится принять с электронных оболочек других элементов, вступая с ними в реакции в качестве окислителя.

Строение атома кислорода (o), схема и примерыотрицательную степень окисления. Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления.

Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород — окислитель.

  1. Строение атома кислорода (o), схема и примерыКислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:
  2. 4Li O2 → 2Li2O,
  3. 2K O2 → K2O2,
  4. 2Ca O2 → 2CaO,
  5. 2Na O2 → Na2O2,
  6. 2K 2O2 → K2O4
  7. Мелкий порошок железа ( так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe2O3, а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:
  8. 3 Fe 2O2 → Fe3O4
  9. 2Mg O2 → 2MgO
  10. 2Cu O2  → 2CuO
  11. С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:
  12. S O2 → SO2,
  13. C O2 → CO2,
  14. 2H2 O2 → H2O,
  15. 4P 5O2 → 2P2O5,
  16. Si O2 → SiO2, и т.д
  17. Почти все реакции с участием кислорода O2 экзотермичны, за редким исключением, например:
  18. N2 O2  2NO – Q
  19. Эта реакция протекает при температуре выше 1200 oC или в электрическом разряде.
  20. Кислород способен окислить сложные вещества, например:
  21. 2H2S 3O2 → 2SO2 2H2O   (избыток кислорода),
  22. 2H2S O2 → 2S 2H2O   (недостаток кислорода),
  23. 4NH3 3O2 → 2N2 6H2O   (без катализатора),
  24. 4NH3 5O2 → 4NO 6H2O   (в присутствии катализатора Pt ),
  25. CH4 (метан) 2O2 → CO2 2H2O,
  26. 4FeS2 (пирит) 11O2 → 2Fe2O3 8SO2.

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O2 , например, O2 [PtF6]— (успешный синтез этого соединения  побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон сильно ядовит, его ядовитые свойства сильнее, чем, например, у сероводорода. Однако в природе озон, содержащийся в высоких слоях атмосферы, выполняет роль защитника всего живого на Земле от губительного ультрафиолетового излучения солнца.

Тонкий озоновый слой поглощает это излучение, и оно не достигает поверхности Земли. Наблюдаются значительные колебания в толщине и протяженности этого слоя с течением времени (так называемые озоновые дыры) причины таких колебаний пока не выяснены.

Применение кислорода O2: для интенсификации процессов получения чугуна и стали, при выплавке цветных металлов, как окислитель в различных химических производствах, для жизнеобеспечения на подводных кораблях, как окислитель ракетного топлива (жидкий кислород), в медицине, при сварке и резке металлов.

Применение озона О3: для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.Строение атома кислорода (o), схема и примеры

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий