Химические свойства кислорода. оксиды. применение. круговорот кислорода в природе

Электронная конфигурация и валентные состояния

Все халькогены имеют одинаковую электронную конфигурацию: нс.2нп4. Таким образом, они имеют шесть валентных электронов. Находясь в блоке p, на правой стороне таблицы Менделеева, они больше склонны приобретать электроны, чем терять их; следовательно, они получают два электрона для завершения своего октета валентности и, следовательно, приобретают валентность -2.

Точно так же они могут потерять все шесть своих валентных электронов, оставив их в состоянии +6.

Возможные валентные состояния для халькогенов варьируются от -2 до +6, причем эти два являются наиболее распространенными. По мере продвижения по группе (от кислорода к полонию) тенденция элементов принимать состояния с положительной валентностью возрастает; что равносильно усилению металлического характера.

Кислород, например, приобретает валентное состояние -2 почти во всех своих соединениях, за исключением тех случаев, когда он образует связи с фтором, вынуждая его терять электроны из-за его более высокой электроотрицательности, принимая валентное состояние +2 (OF₂). Пероксиды также являются примером соединений, в которых кислород имеет валентность -1, а не -2.

Общая характеристика подгруппы кислорода.

Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделле-ва, включающая следующие элементы:

1) кислород – О;

2) сера – S;

3) селен – Sе;

4) теллур – Те;

5) полоний – Ро (радиоактивный элемент).

Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула халькогенов: ns2nр4– на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает химическое сходство халькогенов. Характерные степени окисления: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислород проявляет только -1 – в пероксидах; -2 – в оксидах; 0 – в свободном состоянии; +1 и +2 – во фторидах – О2F2, ОF2 т. к. у него нет d-под-уровня и электроны разъединяться не могут, и валентность всегда – 2; S – все, кроме +1 и -1. У серы появляется d-подуровень и электроны с 3р и с 3s в возбужденном состоянии могут разъединиться и уйти на d-подуровень. В невозбужденном состоянии валентность серы – 2 – в SО, 4 – в SО2, 6 – в SОЗ. Sе +2; +4; +6, Те +4; +6, Ро +2; -2. Валентности у селена, теллура и полония также 2, 4, 6. Значения степеней окисления отражены в электронном строении элементов: О – 2s22р4; S – 3s23р4; Sе – 4s24р4; Те – 5s25р4; Ро – 6s26р4. Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: Н2R: Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те – хальководороды. Водород в этих соединениях может быть замещен на ионы металлов. Степень окисления всех халькогенов в соединении с водородом -2 и валентность тоже 2. При растворении хальководородов в воде образуются соответствующие кислоты. Эти кислоты – восстановители. Сила этих кислот сверху вниз возрастает, т. к. уменьшается энергия связи и способствует активной диссоциации. Кислородные соединения халькогенов отвечают формуле: RО2 и RОЗ – кислотные оксиды. При растворении этих оксидов в воде они образуют соответствующие кислоты: Н2RОЗ и Н2RО4. В направлении сверху вниз сила этих кислот убывает. Н2RОЗ – кислоты-восстановители, Н2RО4 – окислители.

7. Применение

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

7.1. В металлургии

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

7.3. Ракетное топливо

В качестве окислителя для ракетного топлива 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).

7.4. В медицине

Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, декомпрессионной болезни, профилактики гипоксии в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек.

7.5. В пищевой промышленности

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент и упаковочный газ.

Висмут

Обычно это выглядит так:

nexmetal.com

Но при правильных условиях это может выглядеть так:

Wikipedia

Мы рекомендуем воспользоваться поиском картинок на Яндексе или в Google по запросу «Кристаллы висмута», чтобы увидеть все чудеса, которые может произвести висмут.

Некоторые другие интересные факты о висмуте:

Висмут (висмут-209, самый распространенный изотоп) радиоактивен, но имеет один из самых длинных периодов полураспада из когда-либо измеренных. Его период полураспада составляет 1,9×10 ^ 19 лет, или примерно в миллиард раз дольше, чем существует Вселенная.
Висмут — самый сильный природный диамагнитный металл из известных. Диамагнитные материалы при воздействии магнитного поля создают в ответ отталкивающее поле. Итак, с некоторыми сильными магнитами вы можете заставить висмут подниматься.
Висмут обладает необычайно низкой токсичностью для тяжелых металлов. Его соседи по периодической диаграмме – полоний, сурьма и свинец – довольно токсичны, но висмут относительно безвреден. Из-за этого висмут исследуется как альтернатива свинцу для некоторых применений.
Большинство людей употребляют висмут в своей жизни. Активным ингредиентом пепто-висмола является субсалицилат висмута.

Слайд 5оксюс – «кислый»генао – «рождаю»Современное название кислороду дал Антуан Лоран ЛавуазьеТретий

ученый, которого по праву тоже можно считать открывателем O2, считается А. Л. Лавуазье. Проанализировав все исследования своих коллег, он решил сам провести эксперимент по получению чудо газа. Проделав опыт, подобный Пристли, он доказал, что в воздухе присутствует O2 и N2. Так же, он научно объяснил процессы горения веществ в O2.

В 1777 году А. Лавуазье сделал выводы, что этот газ является одним из составляющих элементом атмосферы. Теория о флогистоне была, наконец, то разрушена. В дальнейшем А. Лавуазье посвятил не один год на изучение кислорода, в 1779 году дав ему название – охуgenium, в переводе означающий – рождающий кислоту.

Химические свойства кислорода

Кислород поддерживает горение.

Горение — б

ыстрый 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

2s

2

2p

4

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.

Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга. Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет

отрицательную

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.

Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:

4Li + O
₂
→ 2Li
₂
O,

2K + O
₂
→ K
₂
O
₂
,

2Ca + O
₂
→ 2CaO,

2Na + O
₂
→ Na
₂
O
₂
,

2K + 2O
₂
→ K
₂
O
₄

Мелкий порошок железа ( так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe
₂
O
₃
, а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

3 Fe + 2O
₂
→ Fe
₃
O
₄

2Mg + O
₂
→ 2MgO

2Cu + O
₂
→ 2CuO

С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:

S + O
₂
→ SO
₂
,

C + O
₂
→ CO
₂
,

2H
₂
+ O
₂
→ H
₂
O,

4P + 5O
₂
→ 2P
₂
O
₅
,

Si + O
₂
→ SiO
₂
, и т.д

Почти все реакции с участием кислорода O
₂
экзотермичны, за редким исключением, например:

N
₂
+ O
₂
→

2NO – Q

Эта реакция протекает при температуре выше 1200

C или в электрическом разряде.

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H
₂
S + 3O
₂
→ 2SO
₂
+ 2H
₂
O (избыток кислорода),

2H
₂
S + O
₂
→ 2S + 2H
₂
O (недостаток кислорода),

4NH
₃
+ 3O
₂
→ 2N
₂
+ 6H
₂
O (без катализатора),

4NH
₃
+ 5O
₂
→ 4NO + 6H
₂
O (в присутствии катализатора Pt ),

CH
_{4 (метан)}
+ 2O
₂
→ CO
₂
+ 2H
₂
O,

4FeS
_{2 (}_пирит₎
+ 11O
₂
→ 2Fe
₂
O
₃
+ 8SO
₂
.

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O
₂
+

, например, O
₂
+

[PtF
₆
]

—

(успешный синтез этого соединения побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон

Озон химически более активен, чем кислород O
₂
. Так, озон окисляет иодид — ионы I

—

в растворе Kl:

O
₃
+ 2Kl + H
₂
O = I
₂
+ O
₂
+ 2KOH

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 O

₂
: 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 О
₃
:

для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.

Изотопы

Основная статья: Изотопы кислорода

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16O, 17O и 18O, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759 %, 0,037 % и 0,204 % от общего числа атомов кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого из них 16O связано с тем, что ядро атома 16O состоит из 8 протонов и 8 нейтронов (дважды магическое ядро с заполненными нейтронной и протонной оболочками). А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

Также известны радиоактивные изотопы кислорода с массовыми числами от 12O до 28O. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, наиболее долгоживущий из них 15O с периодом полураспада ~120 секунд. Наиболее краткоживущий изотоп 12O имеет период полураспада 5,8⋅10−22 секунд.

Кислород: химические свойства

Ключевые слова конспекта: химические свойства простых веществ-неметаллов, характеристика элемента? простое вещество — кислород O₂, получение кислорода.

Характеристика элемента кислорода

Кислород О – элемент № 8, 2-й период, VIA группа. Электронная конфигурация атома кислорода 1s22s22p4.

Валентные возможности кислорода – II и III (с учётом возможности образования связи по донорно–акцепторному механизму, например в ионе гидроксония Н₃О+). Возможные степени окисления кислорода:

+2 – в соединении со фтором OF₂;+1 – в соединении со фтором О₂F₂; – в простых веществах O₂ (кислород), O₃ (озон);–1 – в пероксидах (Н₂O₂, Na₂O₂);–2 – во всех остальных соединениях кислорода (кроме супероксидов).

Кислород – самый распространённый элемент в земной коре. Кислороду присуща аллотропия, элемент кислород образует два простых вещества – киcлород O₂ и озон O₃.

Кислород – простое вещество O₂

Кислород является молекулярным веществом, молекула двухатомна. В молекуле кислорода связь ковалентная неполярная.

При обычных условиях кислoрoд – газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха, плохо растворим в воде (несколько лучше, чем азот). В жидком состоянии кислород светло-голубого, в твёрдом – синего цвета.

Кислород является хорошим окислителем. Реагирует практически со всеми простыми веществами (кроме инертных газов, галогенов, благородных металлов). Так, например, киcлород окисляет металлы:

O₂ + 2Zn = 2ZnO3O₂ + 4Al = 2Al₂O₃O₂ + 2Cu = 2CuO2O₂ + 3Fe = Fe₃O₄

Кислорoд является также окислителем многих неметаллов. В некоторых случаях, для того чтобы началась реакция, требуется нагревание:

O₂ + C = CO₂O₂ + S = SO₂5O₂ + 4Р = 2Р₂O₅O₂ + 2Н₂ = 2Н₂O

Кислoрод реагирует с азотом в электрической дуге (реакция обратима, идёт с небольшим выходом NO):

В кислороде сгорают многие горючие вещества, практически все органические вещества:

2O₂ + СН₄ = СO₂ + 2Н₂02Н₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2Н₂0

Кислoрoд окисляет многие сложные вещества – как неорганические, так и органические:

O₂ + 4Fe(OH)₂ + 2Н₂0 = 4Fe(OH)₃O₂ + 2СН₃СНО = СН₃СООН.

В промышленности кислород получают перегонкой воздуха. Способ основан на том, что у азота и кислорода разные температуры кипения. В лаборатории киcлорoд получают:

а) электролизом воды:

б) разложением пероксида водорода под действием катализатора:

в) разложением перманганата калия при нагревании:

г) разложением хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:

д) разложением нитратов щелочных металлов при нагревании:

Как был открыт кислород

Истоиия открытия такого химического элемента как кислород довольно запутанная. Первые эксперименты о взаимосвязи горения и кислорода были описаны еще во II веке до нашей эры. Греческий писатель, называемый Филоном из Византии, в своей работе заметил, что переворачивание сосуда над горящей свечой и окружение шеи сосуда водой приводит к тому, что в шею поднимается немного воды. Спустя много веков Леонардо Да Винчи повторяя опыты Филона заметил, что при горении и дыхании расходуется значительная часть воздуха и пламя через какое-то время гаснет.

В конце XVII века Роберт Бойл доказал, что воздух необходим для горения. В период с 1641 по 1679 год английский химик Джон Мейоу усовершенствовал работу Бойла. Он доказал, что для горения нужна только часть воздуха, которую он назвал spiritus nitroaereus. В одном эксперименте он обнаружил, что размещение мыши или зажженной свечи в закрытом контейнере над водой вызывает подъем воды и заменяет одну четырнадцатую объема воздуха перед тем, как погасить огонь. Исходя из этого он предположил, что nitroaereus необходимо как для горения, так и для дыхания.

Читайте: Азот или Нитроген как химический элемент таблицы Менделеева

Официальное открытие

Такие великие ученые как Михаил Ломоносов, Роберт Гук, Пьер Байен в своих экспериментах в XVII – XVIII веках получали кислород во время опытов, но никто из них не обозначил его как отдельный элемент.

Михаил Сендивогиус

Возможным первооткрывателем кислорода можно считать польского алхимика, философа и врача Михаила Сендивогиуса. В своей работе 1604 года под названием «De Lapide Philosophorum Tractatus duodecim e naturae fonte et manuali experiencetia depromti» он описал вещество содержащееся в воздухе. Сендивогиус открыл его в ходе опытов окисления нитрата калия, как газообразный продукт разложения. Новое вещество он назвал «cibus vitae», что в переводе означает пища жизни. Признания это эткрытие так и не получило.

Карл Вильгельм Шееле

На сегодняшний день, открытие кислорода присуждено шведскому фармацевту Карлу Вильгельму Шееле. В период с 1771 по 1772 год Карл получал кислород путем нагревания оксида ртути и оксидов нитратов. Шееле называл полученный в ходе опытов газ «Огненным воздухом». Такое название кислород получил потому, что на тот момент он был единственным известным реагентом поддерживающим горение. В 1777 году было опубликовано издание с опытами Шееле с названием «Трактат о воздухе и огне».

Джозеф Пристли

Еще одним возможным первооткрывателем можно считать Джозефа Пристли. 1 августа 1774 года британский священнослужитель сфокусировал солнечный свет на все том же оксиде ртути в стекляной трубке. При достаточном нагревании высвобождался газ, который Пристли назвал «дефлогистизированный воздух». Он отметил, что в этом газе свечи горели ярче и пламя было более активно. Британский священнослужитель даже вдохнул этот газ и отметил что он почти ничем не отличается от воздуха. Единственным отличием он установил, что дышалось ему гораздо легче чем обычным воздухом. Свои наработки он опубликовал в 1775 году под названием «Отчет о дальнейших открытиях в воздухе». Некоторая часть ученого мира утверждает именно Пристли первооткрывателем кислорода.

Антуан Лавуазье

Еще одним представителем первооткрывателей кислорода является французский химик Антуан Лавуазье. Он утверждал, что он так же, независимо от других ученых открыл новый элемент. Интересным является тот момент, что Шееле отправил письмо Лавуазье в котором описал свой опыт. Последний получение письма так и не подтвердил. В тоже время, только в октябре, Джозеф Пристли встречался с Лавуазье лично. При встрече Пристли поведал Лавуазье о своих опытах и новом газе который выделился при опыте. На самом деле, вклад Лавуазье в открытие достаточно велик. Он лично провел качественные опыты и подтвердил наличие отдельного химического элемента. Именно он дал название этому элементу Oxygen, который используется и по сей день. В переводе с греческого означает «жизненный воздух». Кто из этих ученых является первооткрывателем кислорода непонятно, но подытожил работу именно Антуан Лавуазье.

Читайте: Углерод как химический элемент таблицы Менделеева

Водород

Многие химические элементы каждый по-своему удивителен и уникален. Например, уран способен к массовому разрушению, цезий (читайте о нем выше) имеет крутой эффект взрыва при контакте с водой, а галлий обладает очень низкой температурой плавления и не такой вредный, как ртуть.

Но это всего лишь цветочки по сравнению с настоящим безумным элементом периодической таблицы Менделеева. Один элемент намного, намного более удивительный, чем любой в этой таблице, – речь идет о невероятном водороде. Вот лишь некоторые из уникальных свойств водорода.

Это основной компонент звезд во Вселенной – солнечных гигантских огненных шаров с невероятным количеством энергии. Вы только вдумайтесь: 0,0000066% энергии нашего Солнца питает всю Землю.

thoughtco.com

Водород стоит за созданием всех других элементов. Этот элемент самый распространенный во Вселенной. От всей барионной массы водород во Вселенной составляет 75 процентов. Звезды чаще всего состоят из водородной плазмы. По сути, без водорода не было бы ничего.

Вы наверняка еще со школы помните, что водород является компонентом воды. А вода именно та вещь, из чего состоят практически большинство всех живых существ на нашей планете.

Также некоторые спирты в значительной степени зависят от водорода. Да-да, речь идет о знакомом нам этаноле (алкоголе), который может затуманить нам мозг на какой-нибудь вечеринке.

На самом деле есть безумное количество вещей, за которыми стоит водород. Включая каждого из нас. То есть без водорода не было бы и нас.

Хотите узнать, на что способен чистый водород? Тогда посмотрите на аварию дирижабля Гинденбург. Это была настоящая трагедия, виной которой был безумный водород.

Водород особняком стоит в периодической таблице химических элементов. Он изолирован от любого другого элемента и является единственным элементом, который не имеет ни одного нейтрона.

Если вы хотите игрушку, тогда используйте галлий. Это очень весело. Но если вы хотите почувствовать вкус настоящего безумия, ни один элемент не может быть более безумным, чем всем знакомый водород. Да, для всех нас водород – знакомый всем элемент, но это не меняет его свойства.

Свойства

Наиболее активным элементом группы халькогенов является кислород. Это мощный окислитель, который проявляет четыре степени окисления – -2, -1, +1, +2.

Элемент	Физические свойства	Химические свойства
Кислород (О)	Газ. Образует две модификации – О₂ и О₃ (озон). О₂не имеет запаха и вкуса, плохо растворим в воде. Озон – голубоватый газ с запахом, хорошо растворимый в воде	Реагирует с металлами, неметаллами
Сера (S)	Типичный неметалл. Твёрдое вещество с температурой плавления 115°С. Нерастворима в воде. Встречается три модификации – ромбическая, моноклинная, пластическая. Степень окисления – -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6	Реагирует с кислородом, галогенами, неметаллами, металлами
Селен (Se)	Хрупкое твёрдое вещество. Полупроводник. Имеет три модификации – серый, красный, чёрный селен. Степень окисления – -2, +2, +4, +6	Реагирует со щелочными металлами, кислородом, водой
Теллур (Te)	Внешне похож на металл. Полупроводник. Степень окисления – -2, +2, +4, +6	Реагирует с кислородом, щелочами, кислотами, водой, металлами, неметаллами, галогенами
Полоний (Po)	Радиоактивный металл серебристого цвета. Степень окисления – +2, +4, +6	Реагирует с кислородом, галогенами, кислотами

К халькогенам также причисляют искусственно созданный ливерморий (Lv) или унунгексий (Uuh). Это 116 элемент периодической таблицы. Проявляет сильные металлические свойства.

Рис. 3. Ливерморий.

Что мы узнали?

Халькогены – элементы шестой группы периодической таблицы Менделеева. В группе находятся три неметалла (кислород, сера, селен), металл (полоний) и полуметалл (теллур). Поэтому халькогены являются как окислителями, так и восстановителями. Металлические свойства усиливаются в группе сверху вниз: кислород – газ, полоний – твёрдый металл. К халькогенам также относится искусственно синтезированный ливерморий с сильными металлическими свойствами.

/5

Вопрос 1 из 5

Как меняются свойства в группе халькогенов сверху вниз?
- Металлические свойства усиливаются, электроотрицательность уменьшается
- Неметаллические свойства усиливаются, электроотрицательность уменьшается
- Металлические свойства и электроотрицательность увеличиваются
- Неметаллические свойства и электроотрицательность увеличиваются

Биологическая роль халькогенов

В этой группе есть как элементы, жизненно необходимые, так и те, биологическую роль которых не обнаружили. К первым относится сера, селен и, как ни странно, кислород; ко вторым — теллур и полоний.

Представители первой группы имеют место в составе биомолекул организма человека. Главное значение здесь по праву принадлежит кислороду.

Он окисляет питательные вещества, в результате чего выделяется энергия, необходимая для жизнедеятельности, принимает участие в защитных свойствах организма, также в медицине огромную роль играет его применение при различных заболеваниях, по причине которых у человека нарушаются дыхательные функции.

Другая форма кислорода — озон — используется для обеззараживания воздуха и дезинфекции помещений. Ещё его применяют для очистки питьевой воды. В природе его можно обнаружить в воздухе из-за характерного чувства приятной свежести и некоего запаха.

Теперь поговорим о сере. Она также, как и предыдущий элемент, относится по содержанию в организме к макроэлементам. Чтобы понять её большое значение, достаточно сказать, что она входит в состав таких биомолекул как белки, аминокислоты, гормоны, витамины.

Также её обнаружили в составе костей, в нервной ткани и в каротине волос. Кроме всего этого она некоторым образом участвует и в защитной системе организма, обезвреживая ядовитые соединения.

И последний представитель «полезных» элементов — селен. Хотя его относят к микроэлементам, но для организма он жизненно необходимым.

Селен может выступать в различных соединениях в роли аналога серы, замещая её. Его также обнаружили в составе некоторых ферментов.

Находясь в активном центре одного из них — он участвует в защите клеток от действия пероксида водорода и органических пероксидов. Физиологическая роль этого элемента в процессе жизнедеятельности доказывается его способностью предохранять ткани от некроза. Ещё одна из функций селена — предохранение от отравления кадмием и ртутью.

Поэтому, если обобщить: сера и кислород — жизненно необходимые, селен — физиологически активен, а роль полония и теллура не обнаружена.

Интересные факты

Интересных фактов связанных с кислородом очегь много. Стоит начать с незапамятных времен. Около 2.5 миллиардов лет назад случилась так называемая кислородная катастрофа. Изначально на нашей планете обитали лишь анаэробные организмы, в то время как аэробы проживали лишь в кислородных карманах. Чтобы было понятнее, изначально на Земле жили организмы которые могли обходится без кислорода, а организмы которым необходим кислород обитали исключительго в кислородных карманах. Само понятие «кислородная катастрофа» подразумевает собой резкое изменение содержания атмосферы Земли. Т.е. значительное увеличение процента кислорода на Земле и резкое изменение климата. Результатом этого стало массовое вымирание анаэробных организмов и значительное увеличение аэробных. Т.е это событие вызвало расширение атмосферы Земли и ,грубо говоря, дало нам жизнь.

Еще одним интересным фактом является то, что человек в среднем вдыхает более 6 миллиардов тонн кислорода в год. Промышленный кислород транспортируют обычно в жидком состоянии из экономических соображений. Потому что 1 литр жидкого кислорода равен 840 литрам газообразного кислорода в эквиваленте. Кислород в жидком виде при температуре -183°C имеет голубой цвет. Аллотроп кислорода O₃ (озон) в верхних слоях атмосферы образует так называемый озоновый слой который защищает людей и животных от ультрафиолетового излучения.

Презентация 8 класса на тему: «Применение кислорода Ученик 8 А класса Кириллов Филипп.». Скачать бесплатно и без регистрации. — Транскрипт:

Применение кислорода Ученик 8 А класса Кириллов Филипп

Общая характеристика Кислород – самый распространённый химический элемент в земной коре. Воздух содержит 0,209 объёмных долей, или 20,9% кислорода, что составляет примерно 1/5 по объёму. Кислород входит в состав почти всех окружающих нас веществ ( вода, минералы, песок… ).

Кислород самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4% массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % (по объему). Элемент кислород входит в состав более 1500 соединений земной коры. Нахождение в природе

История открытия. История открытия кислорода, как и азота, связана с продолжавшимся несколько веков изучением атмосферного воздуха. О том, что воздух по своей природе не однороден, а включает части, одна из которых поддерживает горение и дыхание, а другая нет, знали еще в 8 веке китайский алхимик Мао Хоа, а позднее в Европе Леонардо да Винчи. В 1665 английский естествоиспытатель Р. Гук писал, что воздух состоит из газа, содержащегося в селитре, а также из неактивного газа, составляющего большую часть воздуха. История открытия кислорода, как и азота, связана с продолжавшимся несколько веков изучением атмосферного воздуха. О том, что воздух по своей природе не однороден, а включает части, одна из которых поддерживает горение и дыхание, а другая нет, знали еще в 8 веке китайский алхимик Мао Хоа, а позднее в Европе Леонардо да Винчи. В 1665 английский естествоиспытатель Р. Гук писал, что воздух состоит из газа, содержащегося в селитре, а также из неактивного газа, составляющего большую часть воздуха. История открытия

Корнелиус Дреббель Интересным фактом является то, что впервые кислород выделили не химики. Это сделал изобретатель подводной лодки К. Дреббель в начале XVII в. Этот газ он использовал для дыхания в лодке, при погружении в воду. Но работы изобретателя были засекречены. Поэтому работы К. Дреббеля не сыграли большой работы для развития химии.

Первооткрыватели кислорода Джозеф Пристли Карл Шееле Антуан Лавуазье

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине ХХ века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения. Применение кислорода весьма разнообразно и основано на его химических свойствах. Химическая и нефтьехимическая промышленность. Кислород используется для окисления исходных реагентов, образуя азотную кислоту, этиленоксид, пропиленоксид, винилхлорид и другие основные соединения. Помимо этого он может использоваться для увеличения производительности мусоросжигательных печей. Промышленное применение

Нефтегазовая промышленность. Увеличение производительности процессов крекинга нефтьи, переработки высокооктановых соединений, закачка в пласт для повышения энергии вытеснения. Промышленное применение

Кислород используется при конвертерном производстве стали, кислородном дутье в доменных печах, извлечении золота из руд, производстве ферросплавов, выплавке никеля, цинка, свинца, циркония и других цветных металлов,прямое восстановление железа, огневая зачистка слябов в литейном производстве, огневое бурение твердых пород. Металлургия и горнодобывающая промышленность.

Кислород в баллонах широко используется для газопламенной резки и сварки металлов, для плазменного высокоточного раскроя металлов. Сварка и резка металлов.

Применение кислорода Военная техника. В барокамерах, для работы дизельных двигателей под водой, топливо для ракетных двигателей. Используют в водолазном, космическом и пожарном снаряжении.

Применение кислорода Стекольная промышленность. В стекловаренных печах кислород используется для улучшения горения. Кроме этого он применяется для уменьшения выбросов оксидов азота до безопасных уровней. Целлюлозно-бумажная промышленность. Кислород используется при делигнификации, спиртовании и других процессах.

Применение кислорода Медицина. В оксибарокамерах, заправка оксигенераторов (кислородных масок, подушек и т.д.),в палатах со специальным микроклиматом, изготовление кислородных коктейлей, при выращивании микроорганизмов на парафинах нефть