Кислородът е най-разпространеният елемент на Земята. Морската вода съдържа 85,82% кислород, атмосферният въздух 23,15% от теглото или 20,93% по обем и 47,2% от теглото в земната кора. Тази концентрация на кислород в атмосферата се поддържа постоянна чрез процеса на фотосинтеза. В този процес зелените растения използват слънчева светлина, за да преобразуват въглеродния диоксид и водата във въглехидрати и кислород. Основната маса кислород е в свързано състояние; количеството на молекулния кислород в атмосферата е само 0,01% от общото съдържание на кислород в земната кора. В живота на природата кислородът е от изключително значение. Кислородът и неговите съединения са незаменими за поддържане на живота. Те играят важна роля в метаболитните процеси и дишането. Кислородът е част от протеини, мазнини, въглехидрати, от които са „изградени” организмите; човешкото тяло, например, съдържа около 65% кислород. Повечето организми получават енергията, от която се нуждаят, за да изпълняват жизнените си функции, като окисляват определени вещества с помощта на кислород. Намаляването на кислорода в атмосферата в резултат на процесите на дишане, гниене и горене се компенсира с кислород, освободен при фотосинтезата. Обезлесяването, ерозията на почвата, различни минни работи на повърхността намаляват общата маса на фотосинтезата и намаляват циркулацията на големи площи.

Кислородът не винаги е бил част от земната атмосфера. Появи се в резултат на жизнената дейност на фотосинтезиращите организми. Под въздействието на ултравиолетовите лъчи се превръща в озон. С натрупването на озона в горната атмосфера се образува озонов слой. Озоновият слой, като екран, надеждно защитава земната повърхност от ултравиолетова радиация, която е фатална за живите организми.

Геохимичен кислороден цикълсвързва газовите и течните черупки със земната кора. Основните му точки са: освобождаването на свободен кислород по време на фотосинтезата, окисляването на химичните елементи, навлизането на изключително окислени съединения в дълбоките зони на земната кора и частичното им редуциране, включително поради въглеродни съединения, отстраняване на въглеродния оксид и вода до повърхността на земната кора и тяхното участие в реакцията фотосинтеза.

В допълнение към кислородния цикъл, описан по-горе в несвързана форма, този елемент извършва и най-важния цикъл, влизайки в състава на водата (фиг. 3). По време на цикъла водата се изпарява от повърхността на океана, водната пара се движи заедно с въздушните течения, кондензира и водата се връща под формата на валежи на повърхността на сушата и морето. Има голям воден цикъл, при който водата, паднала под формата на валежи на сушата, се връща в моретата чрез повърхностен и подземен отток; и малкият воден цикъл, при който валежите падат на повърхността на океана.

Цикълът на кислорода е придружен от неговото пристигане и консумация.

Пристигането на кислород включва: 1) освобождаване по време на фотосинтезата; 2) образуване в озоновия слой под въздействието на UV лъчение (в малко количество); 3) дисоциация на водни молекули в горните слоеве на атмосферата под въздействието на UV лъчение; 4) образуване на озон - О3.

Консумацията на кислород включва: 1) консумация от животни по време на дишане; 2) окислителни процеси в земната кора; 3) окисление на въглероден оксид (CO), освободен по време на вулканични изригвания.

Кислородът е основният биогенен елемент, който е част от молекулите на всички най-важни вещества, които осигуряват структурата и функциите на клетките – протеини, нуклеинови киселини, въглехидрати, липиди, както и много нискомолекулни съединения. Във всяко растение или животно има много повече кислород от всеки друг елемент (средно около 70%). Човешката мускулна тъкан съдържа 16% кислород, костната тъкан - 28,5%; общо тялото на средния човек (телесно тегло 70 кг) съдържа 43 кг кислород. Кислородът навлиза в тялото на животните и хората главно през дихателните органи (свободен кислород) и с водата (свързан кислород). Нуждата на тялото от кислород се определя от нивото (интензивността) на метаболизма, което зависи от масата и повърхността на тялото, възрастта, пола, храненето, външните условия и др. В екологията съотношението на общото дишане (т.е. общи окислителни процеси) на общността се определя като важна енергийна характеристика.организми към нейната обща биомаса.

Малки количества кислород се използват в медицината: кислородът (от т.нар. кислородни възглавници) се дава известно време за дишане на пациенти, които имат затруднено дишане. Трябва обаче да се има предвид, че продължителното вдишване на обогатен с кислород въздух е опасно за човешкото здраве. Високите концентрации на кислород предизвикват образуването на свободни радикали в тъканите, които нарушават структурата и функциите на биополимерите. Подобен ефект върху тялото има йонизиращи лъчения. Следователно намаляването на съдържанието на кислород (хипоксия) в тъканите и клетките при облъчване на тялото с йонизиращо лъчение има защитен ефект - така нареченият кислороден ефект. Този ефект се използва при лъчетерапията: като увеличават съдържанието на кислород в тумора и намаляват съдържанието му в околните тъкани, те увеличават радиационното увреждане на туморните клетки и намаляват увреждането на здравите. При някои заболявания се използва насищане на организма с кислород под високо налягане – хипербарна оксигенация.

Основната (всъщност единствената) функция на кислорода е участието му като окислител в редокс реакциите в организма. Благодарение на наличието на кислород организмите на всички животни са в състояние да оползотворяват (всъщност „изгарят“) различни вещества (въглехидрати, мазнини, протеини) с извличане на определена „горивна“ енергия за собствени нужди. В покой тялото на възрастен човек консумира 1,8-2,4 g кислород в минута.

озон(от други гръцки ὄζω - мириша) - алотропна модификация на кислорода, състояща се от триатомни O 3 молекули. При нормални условия - син газ. Когато се втечни, се превръща в течност индиго. В твърда форма е тъмносини, почти черни кристали.

Въпрос

сяра- елемент от 16-та група (според остарялата класификация - основната подгрупа от група VI), третият период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 16. Показва неметални свойства. Обозначава се със символа С(лат. сяра). В съединенията на водорода и кислорода той е част от различни йони, образува много киселини и соли. Много сяросъдържащи соли са слабо разтворими във вода.

Във въздуха сярата изгаря, образувайки серен диоксид - безцветен газ с остра миризма:

С помощта на спектрален анализ беше установено, че всъщност процесът на окисление на сяра до диоксид е верижна реакция и протича с образуването на редица междинни продукти: серен монооксид S 2 O 2 , молекулярна сяра S 2 , свободни серни атоми S и свободни радикали на серен оксид SO .

Редуциращите свойства на сярата се проявяват в реакциите на сярата с други неметали, но при стайна температура сярата реагира само с флуор:

Сярната стопилка реагира с хлор, като е възможно образуването на два по-ниски хлорида (серен дихлорид и дитиодихлорид):

При излишък от сяра се образуват и различни полимерни дихлориди от типа S n Cl 2.

При нагряване сярата също реагира с фосфора, образувайки смес от фосфорни сулфиди, сред които е най-високият сулфид P 2 S 5:

Освен това, когато се нагрява, сярата реагира с водород, въглерод, силиций:

(водороден сулфид)

(въглероден дисулфид)

Когато се нагрява, сярата взаимодейства с много метали, често много бурно. Понякога смес от метал със сяра се запалва при запалване. При това взаимодействие се образуват сулфиди:

Разтвори на сулфиди на алкални метали реагират със сяра, за да образуват полисулфиди:

От сложните вещества на първо място трябва да се отбележи реакцията на сяра с разтопена алкали, при която сярата е непропорционална подобно на хлора:

Получената сплав се нарича серен черен дроб.

С концентрирани окисляващи киселини (HNO 3, H 2 SO 4) сярата реагира само при продължително нагряване:

С повишаване на температурата в серните пари настъпват промени в количествения молекулен състав. Броят на атомите в една молекула намалява:

При 800-1400 °C парите се състоят главно от двуатомна сяра:

И при 1700 ° C сярата става атомна:

Биологична роля:Сярата присъства постоянно във всички живи организми, като важен биогенен елемент. Съдържанието му в растенията е 0,3-1,2%, при животните 0,5-2% (морските организми съдържат повече сяра от сухоземните). Биологичното значение на сярата се определя преди всичко от факта, че тя е част от аминокиселините метионин и цистеин и следователно в състава на пептидите и протеините. Дисулфидните връзки –S–S– в полипептидните вериги участват в образуването на пространствената структура на протеините, а сулфхидрилните групи (–SH) играят важна роля в активните центрове на ензимите. Освен това сярата е включена в молекулите на хормоните, важни вещества. Много сяра се намира в кератина на косата, костите и нервната тъкан. Неорганичните серни съединения са от съществено значение за минералното хранене на растенията. Те служат като субстрати за окислителни реакции, осъществявани от естествено срещащи се серни бактерии.

Тялото на средностатистическия човек (телесно тегло 70 кг) съдържа около 1402 g сяра. Дневната нужда от сяра на възрастен е около 4.

Въпреки това, по отрицателно въздействие върху околната среда и хората, сярата (по-точно нейните съединения) е на едно от първите места. Основният източник на замърсяване със сяра е изгарянето на въглища и други горива, съдържащи сяра. В същото време около 96% от сярата, съдържаща се в горивото, влиза в атмосферата под формата на серен диоксид SO 2 .

В атмосферата серен диоксид постепенно се окислява до серен оксид (VI). И двата оксида - както серен оксид (IV), така и серен оксид (VI) - взаимодействат с водна пара, за да образуват киселинен разтвор. След това тези разтвори падат като киселинен дъжд. Веднъж попаднали в почвата, киселинните води възпрепятстват развитието на почвената фауна и растения. В резултат на това се създават неблагоприятни условия за развитието на растителността, особено в северните райони, където към суровия климат се добавя и химическо замърсяване. В резултат на това горите загиват, тревната покривка се нарушава, а състоянието на водните обекти се влошава. Киселинните дъждове унищожават паметници от мрамор и други материали, освен това причиняват разрушаване дори на каменни сгради и метални изделия. Поради това е необходимо да се предприемат различни мерки за предотвратяване на навлизането на серни съединения от горивото в атмосферата. За да направите това, нефтът и нефтопродуктите се пречистват от серни съединения, а газовете, образувани при изгарянето на горивото, се пречистват.

Сама по себе си сярата под формата на прах дразни лигавиците, дихателните органи и може да причини сериозни заболявания. ПДК на сяра във въздуха е 0,07 mg/m 3 .

Много серни съединения са токсични. Особено забележителен е сероводородът, чието вдишване бързо предизвиква притъпяване на реакцията към неприятната му миризма и може да доведе до тежко отравяне, дори с фатален изход. Максимално допустимата концентрация на сероводород във въздуха на работните помещения е 10 mg/m 3 , в атмосферния въздух 0,008 mg/m 3 .

Серен(II) оксид (серен оксид, серен оксид) е бинарно неорганично съединение. При нормални условия това е безцветен газ с остра, неприятна миризма. Реагира с вода. Среща се изключително рядко в земната атмосфера. Термодинамично нестабилен, съществува като димер S 2 O 2 . Той реагира много активно с кислорода, образувайки серен диоксид.

Разписка

Основният метод за получаване е изгарянето на сяра:

Получава се чрез разлагане на серен диоксид:

Химични свойства

Разтваря се във вода, за да образува тиосярна киселина:

Приложение

Поради своята рядкост и нестабилност, серен оксид не е използван.

токсичност

Поради нестабилността на серния оксид е трудно да се определи неговата токсичност, но в концентрирана форма, серният окис се превръща в пероксид, който е токсичен и корозивен.

Серен(IV) оксид (серен диоксид, серен диоксид, серен диоксид, серен диоксид) - съединение на сяра с кислород от състава SO 2. При нормални условия това е безцветен газ с характерна остра миризма (миризма на запален кибрит). Втечнява се под налягане при стайна температура. Разтваря се във вода, за да образува нестабилна сярна киселина; разтворимост 11,5 g/100 g вода при 20 °C, намалява с повишаване на температурата. Освен това се разтваря в етанол и сярна киселина. Един от основните компоненти на вулканичните газове.

Разписка

Индустриалният метод за получаване е изгарянето на сяра или печенето на сулфиди, главно пирит:

В лабораторни условия и в природата SO 2 се получава при действието на силни киселини върху сулфити и хидросулфити. Получената сярна киселина H 2 SO 3 незабавно се разлага на SO 2 и H 2 O:

Също така, серен диоксид може да се получи чрез действието на концентрирана сярна киселина върху нискоактивни метали при нагряване:

Химични свойства

Спектър на абсорбция на SO2 в ултравиолетовия диапазон.

Отнася се до киселинни оксиди. Разтваря се във вода, за да образува сярна киселина (при нормални условия реакцията е обратима):

Образува сулфити с алкали:

Химическата активност на SO 2 е много висока. Най-изразените редуциращи свойства на SO 2, степента на окисление на сярата в такива реакции се увеличава:

Предпоследната реакция е качествена реакция към сулфитния йон SO 3 2− и към SO 2 (обезцветяване на виолетовия разтвор).

В присъствието на силни редуциращи агенти, SO 2 е в състояние да проявява окислителни свойства. Например, за извличане на сяра от отпадъчни газове на металургичната промишленост, се използва редукция на SO 2 с въглероден оксид (II):

Или за получаване на хипофосфорна киселина:

Приложение

По-голямата част от серен(IV) оксид се използва за производство на сярна киселина. Използва се и във винопроизводството като консервант (хранителна добавка Е220). Тъй като този газ убива микроорганизмите, зеленчукови магазини и складове се фумигират с него. Серният(IV) оксид се използва за избелване на слама, коприна и вълна, материали, които не могат да бъдат избелени с хлор. Използва се и като разтворител в лабораториите. При това приложение трябва да се има предвид възможното съдържание на примеси в SO 2 под формата на SO 3, H 2 O и, в резултат на наличието на вода, H 2 SO 4 и H 2 SO 3. Те се отстраняват чрез пропускане на концентрирана H2S04 през разтворител; това се прави най-добре под вакуум или в друг затворен апарат. Серният оксид (IV) също се използва за получаване на различни соли на сярна киселина.

Токсично действие

SO 2 е много токсичен. Симптомите на отравяне със серен диоксид са хрема, кашлица, дрезгав глас, силно възпалено гърло и особен послевкус. При вдишване на серен диоксид в по-висока концентрация - задушаване, нарушение на говора, затруднено преглъщане, повръщане, възможно е остър белодробен оток.

При краткотрайно вдишване има силно дразнещо действие, причинява кашлица и възпалено гърло.

ПДК (максимално допустима концентрация):

· в атмосферния въздух максимално еднократно - 0,5 mg/m³, среднодневно - 0,05 mg/m³;

на закрито (работна зона) - 10 mg/m³

Интересното е, че чувствителността към SO 2 е много различна при индивиди, животни и растения. Така сред растенията бреза и дъб са най-устойчиви на серен диоксид, най-малко устойчиви са розата, борът и смърчът.

серен оксид (VI) (серен анхидрид, серен триоксид, серен газ) SO 3 - висш серен оксид, вид химична връзка: ковалентна полярна химична връзка. При нормални условия, силно летлива, безцветна течност със задушаваща миризма. При температури под 16,9 ° C той се втвърдява с образуването на смес от различни кристални модификации на твърд SO 3.

Разписка

Получава се чрез окисляване на серен оксид (IV) с атмосферен кислород при нагряване, в присъствието на катализатор (V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 или железен оксид (III) Fe 2 O 3):

Може да се получи чрез термично разлагане на сулфати:

или взаимодействието на SO 2 с озона:

За окисляването на SO 2 се използва и NO 2:

Тази реакция е в основата на исторически първия, азотен метод за производство на сярна киселина.

Химични свойства

1. Киселинно-основа: SO 3 е типичен киселинен оксид, серен анхидрид. Химическата му активност е доста висока. Когато реагира с вода, той образува сярна киселина:

При тази реакция обаче сярната киселина се образува под формата на аерозол и следователно в промишлеността серен оксид (VI) се разтваря в сярна киселина, за да образува молеум, който след това се разтваря във вода, за да образува сярна киселина на желаната концентрация.

Взаимодейства с бази:

и оксиди:

SO 3 се разтваря в 100% сярна киселина, образувайки олеум.

"2" . редокс: SO 3 се характеризира със силни окислителни свойства, обикновено се редуцира до серен диоксид:

3. При взаимодействие с хлороводород се образува хлорсулфонова киселина:

Той също така реагира със серен дихлорид и хлор, за да образува тионилхлорид:

Приложение

Серният анхидрид се използва главно при производството на сярна киселина.

Серен анхидрид също се отделя във въздуха при изгаряне на серни пелети, които се използват при дезинфекция на помещения. При контакт с мокри повърхности, серният анхидрид се превръща в сярна киселина, която вече унищожава гъбичките и други вредни организми.

СЯРНА КИСЕЛИНА

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - сярна киселина - киселина със средна сила, съответства на степента на окисление на сярата +4, крехко съединение, съществува само във водни разтвори (не изолирано в свободно състояние), окислено от атмосферни кислород, превръщащ се в сярна киселина H2S04H2S04, добър възстановител. Като двуосновна киселина, тя образува две серии от соли: хидросулфити (NaHSO3NaHSO3, в излишък от алкали):

H2SO3+NaOH=NaHSO3+H2OH2SO3+NaOH=NaHSO3+H2O

и сулфити (Na2SO3Na2SO3 - с липса на алкали):

H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2OH2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O

Подобно на серен диоксид, сярната киселина и нейните соли са силни редуциращи агенти:

H2SO3+Br2+2O=H2SO4+2HBrH2SO3+Br2+2O=H2SO4+2HBr

Когато взаимодейства с още по-силни редуциращи агенти, той може да играе ролята на окислител:

H2SO3+2H2S=3S+3H2OH2SO3+2H2S=3S+3H2O

Качествена реакция към сулфитните йони е отделянето на газ с остър мирис (SO2SO2) при взаимодействие с киселини:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

В допълнение, разтвор на сулфитни йони обезцветява разтвор на калиев перманганат:

5SO2−3+6H++2MnO−4=5SO2−4+2Mn2++3H2O5SO32−+6H++2MnO4−=5SO42−+2Mn2++3H2O

Тази реакция обаче рядко се използва за качествено откриване на сулфитни йони.

Сярната киселина и нейните соли се използват като редуциращи агенти за избелване на вълна, коприна и други материали, които не издържат на избелване със силни окислители (хлор). Сярната киселина се използва за консервиране на плодове и зеленчуци. Калциевият хидросулфит (сулфитен разтвор, Ca (HSO3) 2Ca (HSO3) 2) се използва за преработка на дървесина в така наречената сулфитна целулоза (разтворът на калциевия хидросулфит разтваря лигнин, вещество, което свързва целулозните влакна, в резултат на което влакната са разделени един от друг; обработеното по този начин дърво се използва за направата на хартия).

СЯРНА КИСЕЛИНА

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - сярна киселина - безцветна маслена течност без мирис, нелетлива, кристализираща при 10.3010.30С, тежка, активно абсорбира водна пара, силен окислител, двуосновна киселина, образува две серии соли: сулфати и хидросулфати, от които само BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4 и SrSO4SrSO4 са практически неразтворими.

Специфичните свойства на сярната киселина са разгледани подробно в темата "Взаимодействие на сярната киселина с метали и неметали".

Благодарение на способността да замества водородни и серни атоми и образуването на кислородни "мостове", сярата е в състояние да образува редица кислород-съдържащи киселини:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - пиросярна или дисулфурна киселина.

Когато серен анхидрид S03S03 се разтваря в сярна киселина, се получава олеум, състоящ се главно от пиросярна киселина. Когато олеумът се охлади, киселината се отделя като безцветни кристали. Пиросярната киселина образува соли - дисулфати или пиросулфати (Na2S2O7Na2S2O7), които при нагряване над точката на топене се разлагат, превръщайки се в сулфати.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (структурна формула H-O-S-O-H) сулфоксилова киселина; не са изолирани в свободно състояние.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - пероксисулфурна или персярна киселина, има силни окислителни свойства, образува персулфатни соли (виж структурата на фигура 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - тиосярна киселина, се образува като междинен продукт при различни реакции. Тиосярната киселина може да се разглежда като сярна киселина, в която кислородният атом е заменен със сяра. Нито самата киселина, нито нейните соли са изолирани в свободно състояние.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - тиосярна киселина - нестабилна, разлага се вече при стайна температура, образува соли - тиосулфати, които са много по-стабилни от киселината и често се използват в индустрията като редуциращи агенти

H2S204H2S204 (S+4S+4-дитионова или сярна киселина, съществува само под формата на соли.

Има група политионови киселини, които отговарят на общата формула H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4, където x приема стойности от 2 до 6. Политионовите киселини са нестабилни и са известни само във водни разтвори. Техните соли - политионати - са по-стабилни, някои от тях се получават под формата на кристали.

Водороден сулфид (сероводород, сероводород, дихидросулфид)- безцветен газ със сладникав вкус, с мирис на развалени пилешки яйца. Бинарно химично съединение на водород и сяра. Химическа формула - H 2 S. Слабо разтворим във вода, добре - в етанол. Отровен. При високи концентрации взаимодейства с много метали. Запалими. Границите на концентрация на запалване в смес с въздух са 4,5-45% сероводород. Използва се в химическата промишленост за синтеза на определени съединения, производството на елементарна сяра, сярна киселина и сулфиди. Сероводородът се използва и в медицината, като например в сероводородни вани.

Присъщата йонизация на течния сероводород е незначителна.

Сероводородът е слабо разтворим във вода, водният разтвор на H 2 S е много слаба киселина:

К a \u003d 6,9 10 -7 mol / l; стр Ка = 6.89.l

Реагира с алкали:

(средна сол, с излишък от NaOH)

(киселинна сол, в съотношение 1:1)

Сероводородът е силен редуктор. Редокс потенциали:

Във въздуха гори със син пламък:

с недостиг на кислород:

(Индустриалният метод за производство на сяра се основава на тази реакция).

Сероводородът също реагира с много други окислители; когато се окислява в разтвори, се образува свободна сяра или йон SO 4 2−, например:

Качествена реакция към сероводород, сулфидна киселина и нейните соли е взаимодействието им с оловни соли, при което се образува черна утайка от оловен сулфид, например:

Когато сероводородът преминава през човешката кръв, той става черен, тъй като хемоглобинът се разрушава, а желязото, което е част от него и придава на кръвта червен цвят, реагира със сероводород и образува черен железен сулфид.

Въпрос

халогени(от гръцки ἁλός - "сол" и γένος - "раждане, произход"; понякога се използва остаряло име халогениди) - химични елементи от 17-та група на периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Менделеев (според остарялата класификация - елементи от основната подгрупа на VII група).

Те реагират с почти всички прости вещества, с изключение на някои неметали. Всички халогени са енергийни окислители, поради което се срещат в природата само под формата на съединения. С увеличаване на серийния номер химичната активност на халогените намалява, химичната активност на халогенидните йони F - , Cl - , Br - , I - , At - намалява.

Халогените включват флуор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астатин At и (формално) изкуственият елемент ununseptium Uus.

Всички халогени показват висока окислителна активност, която намалява при преминаване от флуор към астат. Флуорът е най-активният от халогените, той реагира с всички метали без изключение, много от тях спонтанно се запалват в атмосфера на флуор, отделяйки голямо количество топлина, например:

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 + 2989 kJ,

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3 + 1974 kJ.

Без нагряване, флуорът реагира и с много неметали (H 2 , S, C, Si, P); всички реакции са силно екзотермични, например:

H 2 + F 2 = 2HF + 547 kJ,

Si + 2F 2 = SiF 4 (g) + 1615 kJ.

При нагряване флуорът окислява всички останали халогени по схемата

Hal 2 + F 2 = 2HalF

където Hal = Cl, Br, I, At, а в съединенията HalF степените на окисление на хлор, бром, йод и астат са +1.

И накрая, когато е облъчен, флуорът реагира дори с тежки инертни (благородни) газове:

Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ.

Взаимодействието на флуора със сложни вещества също протича много енергично. И така, той окислява водата, докато реакцията е експлозивна:

3F 2 + ZN 2 O \u003d OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Свободният хлор също е много реактивен, въпреки че неговата активност е по-малка от тази на флуора. Той реагира директно с всички прости вещества, с изключение на кислород, азот и благородни газове. За сравнение представяме уравненията за реакциите на хлора със същите прости вещества като за флуора:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (cr) + 1405 kJ,

2Fe + ZCl 2 = 2FeCl 3 (cr) + 804 kJ,

Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (L) + 662 kJ,

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl (g) + 185 kJ.

Особен интерес представлява реакцията с водород. И така, при стайна температура, без осветление, хлорът практически не реагира с водород, докато при нагряване или осветяване (например на пряка слънчева светлина) тази реакция протича с експлозия по следния верижен механизъм:

Cl2+ зν → 2Cl,

Cl + H 2 → HCl + H,

H + Cl 2 → HCl + Cl,

Cl + H 2 → HCl + H и др.

Възбуждането на тази реакция става под действието на фотони ( зν), които причиняват дисоциация на Cl 2 молекули на атоми - в този случай възниква верига от последователни реакции, във всяка от които се появява частица, инициираща началото на следващия етап.

Реакцията между H 2 и Cl 2 служи като един от първите обекти на изследване на верижните фотохимични реакции. Най-голям принос за развитието на идеите за верижните реакции има руският учен, лауреат на Нобелова награда (1956) Н. Н. Семьонов.

Хлорът реагира с много сложни вещества, като заместване и добавяне с въглеводороди:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → CH 3 -CH 2 Cl + HCl,

CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → CH 2 Cl - CH 2 Cl.

Хлорът е способен да измести брома или йода от техните съединения с водород или метали при нагряване:

Cl 2 + 2HBr \u003d 2HCl + Br 2,

Cl 2 + 2HI \u003d 2HCl + I 2,

Cl 2 + 2KBr \u003d 2KCl + Br 2,

и също така реагира обратимо с вода:

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO - 25 kJ.

Хлорът, разтваряйки се във вода и частично реагирайки с нея, както е показано по-горе, образува равновесна смес от вещества, наречена хлорна вода.

Имайте предвид също, че хлорът от лявата страна на последното уравнение има степен на окисление 0. В резултат на реакцията някои хлорни атоми имат степен на окисление от -1 (в HCl), други +1 (в хипохлорна киселина HOCl) . Такава реакция е пример за реакция на самоокисление-самоизлекуване или диспропорциониране.

Хлорът може да реагира (непропорционално) с алкали по същия начин:

Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H 2 O (на студено),

3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (при нагряване).

Химическата активност на брома е по-малка от тази на флуора и хлора, но все пак е доста висока поради факта, че бромът обикновено се използва в течно състояние и следователно началните му концентрации, при равни други условия, са по-големи от тези на хлора.

Например даваме реакциите на взаимодействие на бром със силиций и водород:

Si + 2Br 2 \u003d SiBr 4 (g) + 433 kJ,

H2 + Br2 = 2HBr (g) + 73 kJ.

Като "по-мек" реагент, бромът се използва широко в органичната химия.

Имайте предвид, че бромът, подобно на хлора, се разтваря във вода и, частично реагирайки с него, образува така наречената "бромна вода".

Разтворимостта на йода във вода е 0,3395 грама на литър при 25 градуса по Целзий, което е по-малко от това на брома. Водният разтвор на йод се нарича "йодна вода". Йодът може да се разтваря в йодидни разтвори с образуването на сложни аниони:

I 2 + I − → I − 3 .

Полученият разтвор се нарича разтвор на Лугол.

Йодът се различава значително по химическа активност от другите халогени. Той не реагира с повечето неметали и реагира бавно с метали само при нагряване. Взаимодействието на йода с водорода се случва само при силно нагряване, реакцията е ендотермична и силно обратима:

H 2 + I 2 \u003d 2HI - 53 kJ.

Така химическата активност на халогените постоянно намалява от флуор до астат. Всеки халоген от серията F - At може да измести следващия от своите съединения с водород или метали, тоест всеки халоген под формата на просто вещество е в състояние да окисли халогенния йон на всеки от следващите халогени.

Астатът е дори по-малко реактивен от йода. Но също така реагира с метали (например с литий):

2Li + At 2 = 2LiAt - литиев астатид.

По време на дисоциацията се образуват не само аниони, но и катиони At +: HAt се дисоциира на:

2HAt=H + +At - +H - +At + .

(халогеноводородни) - безцветни газове с остра миризма, димящи във влажен въздух. Те са силно разтворими във вода, водните им разтвори са киселини, носещи общото наименование - халогеноводородни киселини. Солите на халогеноводните киселини (флуориди, хлориди, бромиди и йодиди) могат да бъдат получени чрез директно комбиниране на метали с халогени. По състав те са от един и същи вид и имат сходни свойства. Така NaF, NaCl, NaBr, NaJ са бели кристални вещества, лесно разтворими във вода. Наред с приликите, халогените имат и определени разлики както във физическите, така и във химичните свойства. Тези свойства обаче се променят естествено с увеличаване на атомното тегло на халогена.

- Халогеноводородите HF, HC1, HBr и HI са безцветни газове, които се разтварят добре във вода. От тях HF е слаба киселина, а останалите халогеноводороди са силни киселини във воден разтвор.

Така водородни съединения на халогенитепо-стабилен от кислорода.

Така водородни съединения на халогенитепо-стабилен от кислорода. Редокс свойствата и разликите в химичното поведение на халогените могат лесно да бъдат разбрани чрез сравняване на тези свойства като функция на промяната в ядрения заряд при преминаване от флуор към йод. В серията F, C1, Br, I йодът има най-голям атомен радиус (и следователно най-нисък електронен афинитет), така че се характеризира с по-слабо изразени окислителни свойства от брома, хлора и флуора.

За разрешено да се използват следните имена: флуороводород, хлороводород, бромоводород и йодид. Имената на видовете солна киселина се отнасят до водни разтвори на халогеноводороди.

Образование водородни съединения на халогенитепротича с по-голямо отделяне на топлина от кислорода, така че водородните съединения са по-стабилни от кислорода. От кислородните съединения най-стабилни са солите на кислородните киселини, а най-малко стабилни са оксидите.

Кислородни съединения на халогените Всички кислородни съединения на халогените се получават индиректно. Солите са най-стабилни, оксидите и киселините са най-малко стабилни. Халогените се характеризират с образуването на голям брой оксиди, съответстващи на различни степени на окисление. Най-вече йоните BrO-2 и IO-2 са много нестабилни. стабилните оксиди се образуват от хлор Cl, най-малко - йод I. От съединенията на кислорода с флуора има кислороден флуорид F-12O + 2: Връзката между атомите на флуора и кислорода е ковалентна, много близка до не- полярни. Това е безцветен газ с остра миризма на озон, слабо разтворим във вода, точка на кипене = -145°C. Открит е през 1929 г. получен при взаимодействието на флуор с 2% разтвор на натриев хидроксид: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I Помислете за най-важните от кислородните съединения на останалите халогени. Всички оксиди са нестабилни, разлагат се с голямо отделяне на топлина. Хлорният оксид (I) Сl2О е кафяво-жълт газ с неприятна миризма. Характеризира се с ниска точка на кипене, относителната плътност във въздуха е 3. Връзката в оксидната молекула е нискополярна ковалентна. Има следните химични свойства: 1. При нагряване лесно се разлага (с експлозия) на хлор и кислород: 2C12O=t2Cl2+O2 2. Тъй като е кисел оксид, той се хидратира, за да образува хипохлорна киселина: Cl2O+H2O=2HClO 3. Взаимодейства с алкали и основни оксиди: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO Хлорният (I) оксид съответства на хипохлорна киселина. Хипохлорната киселина HClO и нейните бром и йод са много слаби киселини и силата им намалява при преминаване от HClO към HIO. Това се дължи на факта, че хлорът има по-голяма електроотрицателност и привлича електронната двойка, която го свързва с кислорода по-силно от неговите колеги. Това от своя страна води до изместване на електронната двойка, която свързва водорода с кислорода към кислорода и увеличаване на способността на водорода да се отделя. Хипохлорната киселина е жълто-зелен разтвор с характерна миризма. Тя и нейните аналози притежават всички свойства на слаби летливи киселини, са окислителни киселини. Освен това окислителната активност в серията HClO, HBrO, HIO намалява. 1. Хипохлорната киселина се разлага на светлина: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. Разлага се под действието на агенти за отстраняване на вода: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. Когато е хипохлорна киселина при нагряване се образуват солна и хлорна киселини: 3HCl +1О=2НCl-1+НCl+5O3 окислител Сl++2е- Сl-редуциращ агент Сl+-4е- Сl+5 Най-голямо значение имат солите на кислородните киселини на хлора. Всички те могат да бъдат получени въз основа на реакцията на взаимодействие на хлор с вода. HCl + HClO "Cl2 + H2O Равновесието на тази реакция може лесно да се измести към реакционните продукти чрез добавяне на алкали към разтвора, който реагира с две образувани киселини: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I Обобщавайки тези две уравнения получаваме: Сl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- = Cl- + ClO- + H2O Солите на хипохлорната киселина се наричат ​​хипохлорити. Воден разтвор, съдържащ хипохлорит и калиев хлорид, се нарича вода с копие. Тя, като хлор (разтвор на хлор във вода) вода, се използва за избелване на памучен плат и хартия. Механизмът на окислителното и дезинфекциращото действие на хипохлорната киселина и нейните соли се обяснява с наличието на хлор със степен на окисление +1, който проявява активни окислителни свойства в тези процеси. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- Хипохлоритиса много силни окислители. Когато хлорът се прехвърли в алкален разтвор, загрят до 100°C, процесът протича с образуването на хлорати (соли на хлорната киселина HclO3) и хлориди: нагряване до 400°C при липса на катализатори, перхлорати се образуват от хлорати (соли на перхлорна киселина HClO4): с луга. В този случай хипохлоритите се образуват при стайна температура, а хлоратите се образуват при 100°C. Това са редокс реакции. Хлорна киселина HClO2 - средна сила. Той е нестабилен във водни разтвори, а аналозите му на бром и йод са още по-малко издръжливи. Силата на хлорните кислородни киселини се увеличава с увеличаване на степента на окисление на централния атом: HCl + 1O - слаб; HCl + 3O2 - малко по-силен; HCl + 5O3 е много силна, а HClO + 74 е най-силната от всички известни киселини. Ако хлорът взаимодейства с калциев хидроксид, който се приема под формата на прах - пух, след това хлорид или варос, се образува вар - насипен бял прах с миризма на хлор. Състои се основно от калциев хипохлорит Ca(ClO)2, основни калциеви соли и калциев хлорид. Приблизително уравнение: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O Често към него се добавя Ca (ClO) 2, за да се подобри качеството на белина. Хлорът е силен окислител. Тя е много реактивна. Използва се за избелване на памучни тъкани, хартия, за хлориране на вода, дезинфекция, а също и за дегазиране на зони, замърсени с устойчиви токсични вещества. Избелващите и дезинфекциращите свойства на белина са подобни на свойствата на вода с копчета и хлор: въглеродната киселина измества хипохлорната киселина от калциевия хипохлорит; на светлина се разлага с отделянето на атомен кислород, който има окислителен ефект.

Въпрос

Функции на йода в организма
Йодът е от съществено значение за образуването на хормони на щитовидната жлеза и за функционирането на макрофагите. Макрофагите са специални клетки, които унищожават различни патогенни микроби, вируси, гъбички и др.
Какви заболявания се причиняват от йоден дефицит. Причини за йоден дефицит
Липсата на йод в човешкото тяло причинява сериозни метаболитни заболявания (заболяване на щитовидната жлеза), умствена изостаналост, а също така може да доведе до увреждане на хромозомите и рак. Концентрацията на холестерол в кръвта се увеличава, всички видове метаболизъм се нарушават. Може би развитието на глухота, тъпота, парализа, стерилитет, вродени малформации, спонтанен аборт, сънливост, оток, забавяне на сърдечната честота.
Дефицитът на йод се развива поради неадекватен прием с храна и вода, излагане на радиация или поради прием на определени лекарства.

Нормата на консумация на флуор. Роля в човешкото тяло
Флуорът е двусмислен елемент. И излишъкът, и дефицитът на флуор са опасни за човешкото здраве. Флуорът се намира в костите и зъбите и е основен елемент за изграждането на костната тъкан. За човек достатъчното количество флуор е 1-1,5 mg на 1 литър вода. Даваме данни за литър вода, тъй като флуорните съединения са лесно разтворими. Флуорът се намира в почти всички храни и напитки. Към днешна дата не е възможно да се говори за развитие на дефицит на флуор, тъй като почти всички почви съдържат излишък от флуор, който се натрупва в излишък в селскостопанските култури.
Какво причинява излишък и недостиг на флуорид?
Най-известният ефект от липсата на флуор в организма е развитието на зъбен кариес. Излишъкът от флуор причинява остеохондроза, промени във формата и цвета на зъбите (зъбна флуороза), скованост на ставите и образуване на костни израстъци. Изразена загуба на глас, суха задавяща кашлица, понижено налягане, кръвоизлив. Контактът с флуор причинява заболявания на кожата (сърбеж, дразнене, десквамация) и лигавиците, а също така драстично увеличава риска от развитие на рак на стомашно-чревния тракт.
Причини за излишък на флуор в съвременните продукти. Кои храни са с високо съдържание на флуор
Почитателите на такава широко разпространена напитка като чаят трябва да знаят, че колкото по-силен е чаят и колкото по-дълго го накисвате, толкова повече флуорид съдържа напитката. 1 литър червено вино съдържа 5 mg флуор – максималната дневна доза. Излишният флуорид съдържа крил. Като цяло прекомерното използване на неорганични торове в селскостопанското производство е довело до натрупване на флуорни съединения в почти всички растения.

Въпрос

Желязо- елемент от осма група (според старата класификация - странична подгрупа от осма група) от четвъртия период на периодичната система от химични елементи D. И. Менделеев с атомен номер 26. Обозначава се със символа Fe(лат. Ferrum). Един от най-разпространените метали в земната кора (второ място след алуминия).

Простото вещество желязо е ковък сребристо-бял метал с висока химическа реактивност: желязото бързо корозира при високи температури или висока влажност на въздуха. В чист кислород желязото гори, а във фино диспергирано състояние се запалва спонтанно във въздуха.

Метаболизъм

кислороден обмен

Кислородсе отнася до органогенни елементи. Съдържанието му е до 65% от телесното тегло на човека, тоест повече от 40 кг при възрастен. Кислородът е най-разпространеният окислител на Земята, той присъства в околната среда в две форми - под формата на съединения (земната кора и вода: оксиди, пероксиди, хидроксиди и др.) и в свободна форма (атмосфера).

Биологичната роля на кислорода

Основната (всъщност единствената) функция на кислорода е участието му като окислител в редокс реакциите в организма. Поради наличието на кислород организмите на всички животни са в състояние да използват (всъщност „изгарят“) различни вещества ( , ) с извличане на определена „горивна“ енергия за собствени нужди. В покой тялото на възрастен човек консумира 1,8-2,4 g кислород в минута.

Източници на кислород

Основният източник на кислород за хората е атмосферата на Земята, откъдето чрез дишането човешкото тяло е в състояние да извлече необходимото за живота количество кислород.

недостиг на кислород

При дефицит в човешкото тяло се развива така наречената хипоксия.

Причини за недостиг на кислород

• липса или рязко намалено съдържание на кислород в атмосферата;
• намалено парциално налягане на кислорода във вдишвания въздух (при изкачване на големи височини - в планините, самолети);
• спиране или намаляване на доставката на кислород към белите дробове по време на асфиксия;
• нарушения на транспорта на кислород (нарушения в дейността на сърдечно-съдовата система, значително намаляване на хемоглобина в кръвта по време на анемия, неспособност на хемоглобина да изпълнява функциите си - да свързва, транспортира или дава кислород на тъканите, например в случай на отравяне с въглероден окис);
• неспособността на тъканите да използват кислород поради нарушение на редокс процесите в тъканите (например с)

Последици от недостиг на кислород

За остра хипоксия:

• загуба на съзнание;
• разстройство, необратими увреждания и бърза смърт на централната нервна система (буквално за минути)

За хронична хипоксия:

• бърза физическа и умствена умора;
• нарушения на централната нервна система;
• тахикардия и задух в покой или при малко усилие

Излишък от кислород

Наблюдава се изключително рядко, като правило, в изкуствени условия (например хипербарни камери, неправилно подбрани дихателни смеси при гмуркане във вода и др.). В този случай продължителното вдишване на прекомерно наситен с кислород въздух е придружено от отравяне с кислород - в резултат на прекомерното му количество се образуват голямо количество свободни радикали в органите и тъканите, започва процесът на спонтанно окисление на органични вещества, включително липиди пероксидация.

План:

История на откритията

Произход на името

Да бъдеш сред природата

Разписка

Физически свойства

Химични свойства

Приложение

Биологичната роля на кислорода

Токсични кислородни производни

10. Изотопи

Кислород

Кислород- елемент от 16-та група (според остарялата класификация - основната подгрупа от група VI), вторият период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 8. Означава се със символа O (лат. Кислород). Кислородът е реактивен неметал и е най-лекият елемент от халкогеновата група. проста субстанция кислород(CAS номер: 7782-44-7) при нормални условия - газ без цвят, вкус и мирис, чиято молекула се състои от два кислородни атома (формула O 2), поради което се нарича още диоксид. Течният кислород има светло синьо, а твърдото вещество е светлосини кристали.

Съществуват и други алотропни форми на кислород, например озон (CAS номер: 10028-15-6) - при нормални условия, син газ със специфична миризма, чиято молекула се състои от три кислородни атома (формула O 3).

1. История на откритията

Официално се смята, че кислородът е открит от английския химик Джоузеф Пристли на 1 август 1774 г. чрез разлагане на живачен оксид в херметически затворен съд (Пристли насочва слънчевите лъчи към това съединение с помощта на мощна леща).

Първоначално обаче Пристли не осъзнава, че е открил нова проста субстанция, той вярваше, че изолира една от съставните части на въздуха (и нарече този газ „дефлогистичен въздух“). Пристли съобщава за откритието си на изключителния френски химик Антоан Лавоазие. През 1775 г. А. Лавоазие установява, че кислородът е неразделна част от въздуха, киселините и се намира в много вещества.

Няколко години по-рано (през 1771 г.) шведският химик Карл Шееле е получил кислород. Той калцинира селитра със сярна киселина и след това разлага получения азотен оксид. Шийл нарича този газ „огнен въздух“ и описва откритието си в книга, публикувана през 1777 г. (именно защото книгата е публикувана по-късно, отколкото Пристли е обявил откритието си, последният се смята за откривател на кислорода). Шееле също съобщава за своя опит на Лавоазие.

Важен етап, допринесъл за откриването на кислорода, е работата на френския химик Пиер Байен, който публикува работа за окисляването на живака и последващото разлагане на неговия оксид.

Най-накрая А. Лавоазие най-накрая разбра естеството на получения газ, използвайки информация от Пристли и Шеле. Работата му беше от голямо значение, тъй като благодарение на нея теорията на флогистона, която доминираше по това време и пречеше развитието на химията, беше свалена. Лавоазие провежда експеримент за изгаряне на различни вещества и опровергава теорията за флогистона, като публикува резултатите за теглото на изгорените елементи. Теглото на пепелта надвишава първоначалното тегло на елемента, което дава на Лавоазие правото да твърди, че по време на горенето настъпва химическа реакция (окисляване) на веществото, във връзка с това масата на оригиналното вещество се увеличава, което опровергава теория на флогистона.

Така заслугата за откриването на кислорода всъщност се споделя от Пристли, Шееле и Лавоазие.

1. произход на името

Думата кислород (в началото на 19 век тя все още се нарича "киселина"), появата й в руския език до известна степен се дължи на М. В. Ломоносов, който въвежда, наред с други неологизми, думата "киселина"; така думата "кислород" от своя страна е паус на термина "кислород" (френски oxygène), предложен от А. Лавоазие (от други гръцки ὀξύς - "кисел" и γεννάω - "раждам"), което се превежда като „генерираща киселина“, което се свързва с първоначалното й значение - „киселина“, което преди означаваше вещества, наречени оксиди според съвременната международна номенклатура.

1. Да бъдеш сред природата

Кислородът е най-разпространеният елемент на Земята, неговият дял (като част от различни съединения, главно силикати) представлява около 47,4% от масата на твърдата земна кора. Морските и сладките води съдържат огромно количество свързан кислород - 88,8% (масови), в атмосферата съдържанието на свободен кислород е 20,95% по обем и 23,12% по маса. Повече от 1500 съединения на земната кора съдържат кислород в състава си.

Кислородът е съставна част на много органични вещества и присъства във всички живи клетки. По отношение на броя на атомите в живите клетки той е около 25%, по отношение на масовата част - около 65%.