Гематит представляет собой наиболее распространенный вариант железной руды. За характерный внешний вид эту породу также называют красным железняком (а в прошлом веке широко применялось наименование «железный блеск»). Формула красного железняка постоянная – оксид железа (III), т.е. Fe 2 O 3 .

Химическая формула гематита показывает, что эта руда богата железом, поэтому в основном металл получают именно из красного железняка. По внешнему виду порода имеет серые, темные, металлические, стальные оттенки, нередко с вкраплениями бурого. Поэтому и слово «гематит» с древнегреческого переводится как «кроваво-красный».

Формула и морфологические признаки гематита

Приведенная выше химическая формула гематита отражает содержание основного вещества. На самом деле присутствуют и примеси – оксид титана, оксид алюминия. Также в состав железняка входит до 8% воды (в химически связанном состоянии).

Устойчивая химическая формула гематита связана с тем, что основной компонент руды (Fe 2 O 3) представляет собой продукт превращения окисленного железа. Металл соединен с кислородом, поэтому он и не подвергается дальнейшей коррозии.

К важнейшим морфологическим признакам красного железняка относят:

форма кристалла пластинчатая или таблитчатая;
преобладают очертания в виде ромбических многогранников – ромбоэдров;
нередко кристаллы срастаются по плоскостям и образуют подобие лепестков, насевших друг на друга («железная роза»).

Красные пески Марса преимущественно состоят из маггемита – минерала того же химического состава, что и гематит. Интересно, что маггемит переходит в красный железняк уже при небольшом нагревании (+200 о С). Однако он имеет отличия в строении – повторяет кристаллическую структуру магнетита , ближайшего «родственника» красного железняка.

Свойства гематита (видео)

Разновидности

В зависимости от внешнего вида и особенностей структуры выделяют несколько разновидностей гематита:

Железная слюда – минерал состоит из чешуек, имеющих отчетливый металлический блеск.
Спекулярит также хорошо блестит на свету, по цвету ближе к серебристым и серым оттенкам.
Красная стеклянная голова, которую также называют кровавиком, представляет собой камни бурого, кровавого оттенков.
Железная роза действительно напоминает этот цветок благодаря своей необычной структуре.
Красный железняк окрашен только в бурые тона. Кристалл достаточно тяжелый из-за высокой плотности.

Физические свойства

Физические свойства красного железняка:

цвета – преимущественно темные, металлических оттенков, серые, стальные, серебристые, красные, бурые, кирпичные;
блеск – металлический или приглушенный (матовый);
твердость по шкале Мооса – порядка 5,5-6,5;
плотность – порядка 5,0-5,3 г/см 3 ;
сингония – тригональная.

Гематит обладает слабыми магнетическими свойствами, так как основной компонент – минеральное вещество Fe 2 O 3 не намагничивается. Таким образом, минерал реагирует только на наиболее сильные магниты.

Мы вам предлагаем .

Диагностические признаки

Под этим термином понимают набор внешних признаков, а также физических свойств (плотность, способность реагировать на действие магнита), по которым один минерал можно отличить от другого. В случае с красным железняком к таким признакам относят следующие:

По внешнему виду похож на черный кремень, вулканическое стекло (обсидиан), гагат. Однако отличается от них более высокой плотностью. Даже небольшой кусок гематита обладает ощутимым весом.
Порода твердая, но в то же время довольно хрупкая. Если провести кусочком кровавого железняка по фарфору, останется красный след.
Цвет черты – красный. Под этим названием имеется в виду тот цвет, который оставит минерал, если провести его острым краем по керамической пластине (бисквиту). Определение цвета подобным способом необходимо потому, что в обычном состоянии оттенки минерала часто зависит от его примесей. То есть цвет черты дает представление об истинном окрасе камня (или породы).
От схожего по внешнему виду магнетита красный железняк можно отличить действием магнита. Магнетит будет притягиваться очень хорошо, гематит – слабо (или вообще не отреагирует).

Опытные минералоги легко отличат гематит от схожих камней. Несмотря на то, что в ювелирном деле минерал подделывают редко (руда достаточно распространена), полезно знать, что гематит обладает большой плотностью, а его ближайшие аналоги весят мало. Поэтому можно просто подержать кусочек в руках – он будет как гирька.

Месторождения и особенности добычи

В природе железняк распространен довольно широко. Например, в России известно такое месторождение, как Курская магнитная аномалия, в котором доказанных запасов руды обнаружено порядка 30 миллиардов тон. А еще известны такие месторождения:

Гренгесберг (Швеция).
Альгарробо (Чили).
Снарум (Норвегия).
Шеперд (Миссури, США).
Азегур (Марокко).
Сан-Кристоф (Саксония, Германия) и другие.

Руду добывают открытым (карьерным) способом . Технология включает в себя такие основные этапы

К месторождению подводят технику, монтируют необходимые установки.
Снимают верхний часть пород (в глубину до 0,5 км).
Затем с помощью взрывных работ эти породы размельчают и перевозят на обрабатывающие предприятия.

Если же руда залегает достаточно глубоко (более 0,6 км), ее добывают шахтным методом. В остальном технология точно такая же – обработку породы, получение сырья из нее осуществляют не в месте добычи, а на специальных обрабатывающих предприятиях.

История исследований и промышленной эксплуатации рудника

Интересно, что в России активная добыча гематита началась еще на рубеже 18-19 веков. В Карелии, на левом берегу реки Колласйоки, местным крестьянами были обнаружены залежи породы. Впоследствии здесь появился Рогозерский гематитовый рудник. Долгое время власти затруднялись сказать, насколько выгодно организовывать здесь полномасштабную добычу.

Окончательное решение о началах работ было принято только в 1896 году. Однако революция помешала планам дальнейшего развития. В итоге к месторождению вернулись уже в 1930-е годы. В это время там пробурили порядка 20 глубоких скважин, но геологи оценили запасы гематита не более 900 тысяч тонн. В итоге месторождение законсервировали. Сегодня рудник остался горнопромышленным памятником Республики Карелия.

Внешние особенности гематита (видео)

Обработка и область применения

Породы красного железняка обрабатывают с помощью разных методов:

струями воды под давлением;
флотацией – вынос компонентов железа вверх, с помощью пузырьков воздуха;
отделение ценных компонентов с помощью мощных электромагнитов;
перевод смеси в суспензию и отделение с помощью осаждения (за счет разницы в плотностях).

Благодаря этим методам обогащения руды удается разделить ее на составные компоненты. Выбор конкретного способа зависит от генезиса (происхождения) породы и ее химического состава. Применяют гематит как источник железа – из него выплавляют чугун. Используют его как натуральный краситель, а также в производстве ювелирных украшений.

Гематит – одна из основных разновидностей железных руд. Этот минерал известен уже несколько тысяч лет. Используется он и в наше время.

Fe 2 O 3 (a-Fe 2 O 3)

Греч, «гэматос» - кровь (минерал якобы останавливает кровь) Синонимы: железный блеск, спеку-лярит, железная слюдка, красный железняк

Химический состав. Железо (Fe) 70%, кислород (О) 30%; в титаногематите присутствует примесь титана; в несущественных количествах в химический состав может входить также вода (гидрогематит).

Цвет. Грубокристаллические разности железно-черные до стально-серых, а плотные разности (красная стеклянная голова) стально-серые до ярко-красных.

Блеск. Металлический, полуметаллический, реже тусклый, землистый.

Прозрачность. В тонких пластинках просвечивает темно-красным.

Черта. Вишнево-красная, буро-красная. Твердость. 6,5.

Плотнесть. |,9-5,3.

Излом. Расслаивается на чешуйки.

Сингония. Тригопальная.

Форма кристаллов. Часто пластинчатые, ромбоэдрические и таблитчатые кристаллы.

Кристаллографическая структура. Аналогична структуре корунда.

Класс симметрии. Дитригоналыю-скаленоэдрический.

Отношение осей, с/а =1,366.

Спайность. Отсутствует.

Агрегаты. Листоватые, зернистые, чешуйчатые, плотные, скрытокристаллйческие, натечные, .почковидные (крас-иая стеклянная голова), землистые (гидрогематит), оолитовые (икряной камень, гороховая |руда - железные оолиты). П. тр. Не плавится.

Поведение в кислотах. Медленно разлагается в НС1.

Сопутствующие минералы. Кварц, пирит, магнетит, мартит, карбонаты, хлорит.

Сходные минералы. Ильменит, магнетит, хромиты, франклинит, киноварь.

Практическое значение. Гематитовые руды являются важнейшими рудами железа, мировые запасы которых исчисляются миллиардами тонн.

Происхождение. Разновидности гематита образуются в различных условиях: 1) пневматолитовым путем - чешуйчатый железный блеск, часто встречающийся в оловорудных месторождениях; 2) как продукт вулканических возгонов в кратерах вулканов и в лавах - в виде таблитчатых выделений; 3) пневматолитово-гидротер-мальным или контактово-метасоматическим путем - в виде друз или плотных масс; 4) гидротермальным путем - в виде друз; 5) при морских извержениях - в виде плотных сплошных масс красного железняка; 6) .региональный метаморфизм приводит к образованию гематитовых кварцитов, магнетит-гематитовых кварцитов, гематитовых сланцев.

Месторождения. Зльбингероде, Браунезумпф и другие месторождения в Гарце, Шлейз и другие месторождения в Тюрингенском Лесу, многочисленные месторождения Рудных гор, землистые руды, сложенные красным железняком (комплексные руды), содержащие также минералы никеля и хрома возле Хоэнштейн-Эрнстталя, Вальдгейма, Бёригена, и другие месторождения в саксонских Гранулитовых горах (ГДР). Всемирно известные месторождения о. Эльба; гематит-магнетитовые руды Кривого Рога, Курской магнитной аномалии и др. (СССР); оз. Верхнее (США, Канада); гематитовые сланцы (итабириты) в шт. Минас-Жерайс (Бразилия); крупные месторождения, расположенные в различных районах Африки, и другие месторождения различных районов мира.

Fe 2 O 3 (a-Fe 2 O 3)

Блеск. Металлический, полуметаллический, реже тусклый, землистый.

Прозрачность. В тонких пластинках просвечивает темно-красным.

Черта. Вишнево-красная, буро-красная. Твердость. 6,5.

Плотнесть. |,9-5,3.

Излом. Расслаивается на чешуйки.

Сингония. Тригопальная.

Форма кристаллов. Часто пластинчатые, ромбоэдрические и таблитчатые кристаллы.

Кристаллографическая структура. Аналогична структуре корунда.

Класс симметрии. Дитригоналыю-скаленоэдрический.

Отношение осей, с/а =1,366.

Спайность. Отсутствует.

Поведение в кислотах. Медленно разлагается в НС1.

Сопутствующие минералы. Кварц, пирит, магнетит, мартит, карбонаты, хлорит.

Сходные минералы. Ильменит, магнетит, хромиты, франклинит, киноварь.

Кислород О имеет атомный номер 8, расположен в главной подгруппе (подгруппе а) VI группе, во втором периоде. В атомах кислорода валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s — и p -орбитали. Это исключает возможность перехода атомов О в возбуждённое состояние, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную валентность, равную II. Имея высокую электроотрицательность, атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о. = -2 или -1). Исключение – фториды OF 2 и O 2 F 2 .

Для кислорода известны степени окисления -2, -1, +1, +2

Общая характеристика элемента

Кислород – самый распространенный элемент на Земле, на его долю приходится чуть меньше половины, 49 % от общей массы земной коры. Природный кислород состоит из 3 стабильных изотопов 16 О, 17 О и 18 О (преобладает 16 О). Кислород входит в состав атмосферы (20,9 % по объему, 23,2 по массе), в состав воды и более 1400 минералов: кремнезема, силикатов и алюмосиликатов, мраморов, базальтов, гематита и других минералов и горных пород. Кислород составляет 50-85% массы тканей растений и животных, т.к содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы. Общеизвестна роль кислорода для дыхания, для процессов окисления.

Кислород сравнительно мало растворим в воде – 5 объемов в 100 объемах воды. Однако, если бы весь растворенный в воде кислород перешел в атмосферу, то он занял бы огромный объем – 10 млн км 3 (н.у). Это равно примерно 1% всего кислорода в атмосфере. Образование на земле кислородной атмосферы обусловлено процессами фотосинтеза.

Открыт шведом К. Шееле (1771 – 1772 г.г) и англичанином Дж. Пристли (1774г.). Первый использовал нагревание селитры, второй – оксида ртути (+2). Название дал А.Лавуазье («оксигениум» - «рождающий кислоты»).

В свободном виде существует в двух аллотропных модификациях – «обыкновенного» кислорода О 2 и озона О 3 .

Строение молекулы озона

3О 2 = 2О 3 – 285 кДж
Озон в стратосфере образует тонкий слой, который поглощает большую часть биологически вредного ультрафиолетового излучения.
При хранении озон самопроизвольно превращается в кислород. Химически кислород О 2 менее активен, чем озон. Электроотрицательность кислорода 3,5.

Физические свойства кислорода

O 2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 °С, т.кип. –182,96 °С, парамагнитен.

Жидкий O 2 голубого, твердый – синего цвета. O 2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород).

Получение кислорода

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

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na 2 SO 4 и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетовой соли KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (катализатор MnO 2)

Оксида марганца (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Пероксид бария BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Разложением пероксида водорода:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

4. Разложение нитратов:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K 2 O 2 и K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Суммарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Когда используют K 2 O 2 , то суммарная реакция выглядит так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Если смешать K 2 O 2 и K 2 O 4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного СО 2 выделится один моль О 2.

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 o 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 + — (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.

Общая характеристика халькогенов. Кислород

Цель: изучить особенности строения атомов халькогенов, свойства и применение кислорода.

Задачи:

сформировать представления об особенностях строение элементов VIA группы;

развитие умений записывать уравнения реакций, отражающих химические свойства кислорода;

изучить способы получения кислорода, его аллотропные модификации.

Организационный момент.

2. Изучение нового материала.

Халькогены – это элементы VIA группы. Родоначальником этой группы является кислород. Кроме кислорода в эту группу входят S, Se, Te, Po. Название халькогены означает «рождающие руды». Вам уже известны руды, содержащие серу, это – пирит, или железный колчедан – FeS 2 , киноварь – HgS, цинковая обманка – ZnS. Кислород входит в состав таких руд, как корунд – Al 2 O 3 , магнитный железняк, или магнетит – Fe 3 O 4 , красный железняк, или гематит – Fe 2 O 3 , бурый железняк, или лимонит – 2Fe 2 O 3 · 3H 2 O, а также в состав других руд.

На внешнем энергетическом уровне у халькогенов 6 электронов. До завершения внешнего энергетического уровня атомам не хватает 2 электрона, поэтому они присоединяют электроны и проявляют в своих соединениях степень окисления -2. Кислород в соединении с фтором – OF 2 проявляет степень окисления +2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.

Кислород – самый распространенный элемент на Земле. Он входит в состав воды, которая покрывает поверхность земного шара, образуя его водную оболочку – гидросферу. Кислород входит в состав атмосферы, где на его долю приходится 21%. Кроме этого, он ещё входит в состав многих органических соединений.

Существует несколько способов получения кислорода. В промышленности кислород получают из жидкого воздуха.

Еще в 1774 г. Дж. Пристли, используя стеклянную двояковыпуклую линзу, направил сконцентрированный ею пучок солнечных лучей на оксид ртути (II) и получил кислород.

Одновременно с Пристли кислород получил К. Шееле путём нагревания селитры.

Название кислороду – oxygenium, т.е. «рождающий кислоты», или «кислород», этому элементу дал Лавуазье.

Кислород можно получить и при разложении воды в специальном устройстве – электролизёре. Таким образом, можно получить сразу два газа: кислород и водород.

В лаборатории для получения кислорода используют пероксид водорода (Н 2 О 2). Эта реакция идёт в присутствии катализатора – оксида марганца IV.

Для получения кислорода в лаборатории ещё используют реакцию разложения перманганата калия – KMnO 4 – «марганцовки».

Вы уже знаете, что кислород существует в виде двух аллотропных модификаций –O 2 и О 3 . Аллотропия кислорода и озона обусловлена различным числом кислорода в молекулах веществ.

Вещество

Агрегатное состояние при обычных условиях

Цвет

Запах

Температура плавления, 0 С

Температура кипения, 0 С

Кислород

О 2

Газ

Бесцветный, в жидком состоянии – голубой

Без запаха

218,2

182,8

Озон

О 3

Газ

Бесцветный, в жидком состоянии – синий

Резкий, характерный запах

251

112

Кислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных газов, золота и платины.

Кислород энергично реагирует с металлами. Например, в реакции с литием, образуется оксид лития, в реакции с медью – оксид меди (II).

4Li + O 2 = 2Li 2 O

2Cu + O 2 = 2CuO

Кислород реагирует с неметаллами. Так в реакции с cерой образуется оксид серы (IV), в реакции с фосфором – оксид фосфора (V).

S + O 2 = SO 2

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Почти все реакции с кислородом экзотермические (то есть сопровождаются выделением теплоты). Исключение составляет реакция азота с кислородом, которая является эндотермической.

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q

Кислород окисляет не только простые, но и сложные вещества. Например, в реакции горения метана образуется вода и углекислый газ, в результате горения сероводорода образуется сернистый газ и вода.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

Эта окислительная способность кислорода лежит в основе горения всех видов топлива. Кислород в этих реакциях выступает в роли окислителя.

Кислород участвует в процессах дыхания, медленного окисления различных веществ при обычной температуре. Например, медленное окисление пищи в нашем организме является источником энергии, за счёт которой живет организм. Так гемоглобин, соединенный с кислородом, оксигемоглобин доставляет во все ткани и клетки организма кислород, который окисляет белки, жиры и углеводы, образуя при этом углекислый газ и воду и освобождая при этом энергию, необходимую для деятельности организма.

Велика роль кислорода в процессах дыхания человека и животных. У растений в процессе фотосинтеза из углекислого газа и воды образуется глюкоза и кислород. За счет этого процесса сохраняется содержание свободного кислорода.

В природе постоянно осуществляется круговорот кислорода.

Проведём эксперимент: нальём два стаканчика перекиси водорода. В первый стаканчик добавим оксида марганца (IV), у нас наблюдается бурное выделение кислорода. Оксид марганца (IV) в данном случае катализатор, он ускоряет процесс разложения перекиси водорода. Если поднести к стаканчику тлеющую лучинку, то она вспыхнет из-за скопившегося кислорода.

В другой стаканчик добавим натёртую морковь, здесь тоже происходит бурное выделение кислорода, и если поднести тлеющую лучинку, то она вспыхнет. В данном случае фермент каталаза, который содержится в моркови, тоже способствует разложению перекиси водорода.

Кислород применяется в металлургической и химической промышленности для ускорения производственных процессов. Чистый кислород применяют при газовой сварке и резке металлов. Его используют и для жизнеобеспечения на подводных и космических кораблях, при работе водолазов и пожарных.

В медицине кислород применяют в случаях временного затруднения дыхания и различных заболеваниях. Кислород применяют в космической технике, как окислитель ракетного топлива, в производстве взрывчатых смесей.

Кислорол хранят в стальных баллонах, окрашенных в голубой цвет, под высоким давлением, а в лаборатории – в специальных приборах – газометрах.

Таким образом, халькогены – это элементы VIA группы. На внешнем энергетическом уровне у них 6 электронов. Они входят в состав многих руд. Кислород первый представитель группы. В реакциях он проявляет окислительные свойства. Кислород получают реакцией разложения перекиси водорода, марганцовки, воды, а в промышленности – из воздуха. Кислород участвует в круговороте веществ и применяется в химической и металлургической промышленности.

3. Закрепление.

1. С какими веществами вы познакомились сегодня на уроке?

2. Какие физические свойства характерны для кислорода?

3. Как получают кислород в промышленности?

4. Как получают кислород в лаборатории?

5. Что такое катализаторы, для чего их применяют?

6. Как осуществляется круговорот кислорода в природе?

7. Где применяют кислород?

4. Рефлексия.

«Плюс-минус»: таблица состоит из трёх граф, в графу «П» - «плюс» записывается всё, что понравилось на уроке, в графу «М» - «минус», что не понравилось.

5. Домашнее задание.