ऑक्सीजन पृथ्वी पर सबसे प्रचुर मात्रा में पाया जाने वाला तत्व है। समुद्र के पानी में 85.82% ऑक्सीजन, वायुमंडलीय वायु 23.15% वजन या 20.93% मात्रा और 47.2% वजन से पृथ्वी की पपड़ी में होती है। प्रकाश संश्लेषण की प्रक्रिया के माध्यम से वातावरण में ऑक्सीजन की यह सांद्रता स्थिर बनी रहती है। इस प्रक्रिया में, हरे पौधे कार्बन डाइऑक्साइड और पानी को कार्बोहाइड्रेट और ऑक्सीजन में परिवर्तित करने के लिए सूर्य के प्रकाश का उपयोग करते हैं। ऑक्सीजन का मुख्य द्रव्यमान एक बाध्य अवस्था में है; वायुमंडल में आणविक ऑक्सीजन की मात्रा पृथ्वी की पपड़ी में कुल ऑक्सीजन सामग्री का केवल 0.01% है। प्रकृति के जीवन में ऑक्सीजन का असाधारण महत्व है। जीवन को बनाए रखने के लिए ऑक्सीजन और इसके यौगिक अपरिहार्य हैं। वे चयापचय प्रक्रियाओं और श्वसन में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं। ऑक्सीजन प्रोटीन, वसा, कार्बोहाइड्रेट का एक हिस्सा है जिससे जीव "निर्मित" होते हैं; उदाहरण के लिए, मानव शरीर में लगभग 65% ऑक्सीजन होती है। अधिकांश जीव ऑक्सीजन की मदद से कुछ पदार्थों का ऑक्सीकरण करके अपने महत्वपूर्ण कार्यों को करने के लिए आवश्यक ऊर्जा प्राप्त करते हैं। श्वसन, क्षय और दहन की प्रक्रियाओं के परिणामस्वरूप वातावरण में ऑक्सीजन की कमी की भरपाई प्रकाश संश्लेषण के दौरान जारी ऑक्सीजन द्वारा की जाती है। वनों की कटाई, मिट्टी का कटाव, सतह पर विभिन्न खदान कार्य प्रकाश संश्लेषण के कुल द्रव्यमान को कम करते हैं और बड़े क्षेत्रों में चक्र को कम करते हैं।

ऑक्सीजन हमेशा से पृथ्वी के वायुमंडल का हिस्सा नहीं रहा है। यह प्रकाश संश्लेषक जीवों की महत्वपूर्ण गतिविधि के परिणामस्वरूप प्रकट हुआ। पराबैंगनी किरणों के प्रभाव में, यह ओजोन में बदल जाता है। जैसे ही ओजोन जमा हुआ, ऊपरी वायुमंडल में एक ओजोन परत बन गई। ओजोन परत, स्क्रीन की तरह, पृथ्वी की सतह को पराबैंगनी विकिरण से मज़बूती से बचाती है, जो जीवित जीवों के लिए घातक है।

भू-रासायनिक ऑक्सीजन चक्रगैस और तरल गोले को पृथ्वी की पपड़ी से जोड़ता है। इसके मुख्य बिंदु हैं: प्रकाश संश्लेषण के दौरान मुक्त ऑक्सीजन की रिहाई, रासायनिक तत्वों का ऑक्सीकरण, अत्यधिक ऑक्सीकृत यौगिकों का पृथ्वी की पपड़ी के गहरे क्षेत्रों में प्रवेश और उनकी आंशिक कमी, कार्बन यौगिकों के कारण, कार्बन मोनोऑक्साइड को हटाने और पृथ्वी की पपड़ी की सतह पर पानी और प्रतिक्रिया प्रकाश संश्लेषण में उनकी भागीदारी।

एक अनबाउंड रूप में ऊपर वर्णित ऑक्सीजन चक्र के अलावा, यह तत्व पानी की संरचना में प्रवेश करते हुए सबसे महत्वपूर्ण चक्र भी करता है (चित्र 3)। चक्र के दौरान, समुद्र की सतह से पानी का वाष्पीकरण होता है, जल वाष्प हवा की धाराओं के साथ चलता है, संघनित होता है, और पानी वर्षा के रूप में भूमि और समुद्र की सतह पर लौट आता है। एक बड़ा जल चक्र है, जिसमें भूमि पर वर्षा के रूप में गिरा हुआ पानी सतह और भूमिगत अपवाह के माध्यम से समुद्र में लौट आता है; और छोटा जल चक्र, जिसमें महासागर की सतह पर वर्षा होती है।

ऑक्सीजन चक्र इसके आगमन और उपभोग के साथ है।

ऑक्सीजन के आगमन में शामिल हैं: 1) प्रकाश संश्लेषण के दौरान रिलीज; 2) यूवी विकिरण (थोड़ी मात्रा में) के प्रभाव में ओजोन परत में गठन; 3) यूवी विकिरण के प्रभाव में वायुमंडल की ऊपरी परतों में पानी के अणुओं का पृथक्करण; 4) ओजोन का निर्माण - O3।

ऑक्सीजन की खपत में शामिल हैं: 1) श्वसन के दौरान जानवरों द्वारा खपत; 2) पृथ्वी की पपड़ी में ऑक्सीडेटिव प्रक्रियाएं; 3) ज्वालामुखी विस्फोट के दौरान जारी कार्बन मोनोऑक्साइड (CO) का ऑक्सीकरण।

ऑक्सीजन मुख्य बायोजेनिक तत्व है जो सभी सबसे महत्वपूर्ण पदार्थों के अणुओं का हिस्सा है जो कोशिकाओं की संरचना और कार्य प्रदान करते हैं - प्रोटीन, न्यूक्लिक एसिड, कार्बोहाइड्रेट, लिपिड, साथ ही साथ कई कम आणविक भार यौगिक। हर पौधे या जानवर में किसी भी अन्य तत्व (औसतन लगभग 70%) की तुलना में बहुत अधिक ऑक्सीजन होती है। मानव मांसपेशी ऊतक में 16% ऑक्सीजन, अस्थि ऊतक - 28.5% होता है; कुल मिलाकर, एक औसत व्यक्ति (शरीर का वजन 70 किलो) के शरीर में 43 किलो ऑक्सीजन होता है। ऑक्सीजन मुख्य रूप से श्वसन अंगों (मुक्त ऑक्सीजन) और पानी (बाध्य ऑक्सीजन) के माध्यम से जानवरों और मनुष्यों के शरीर में प्रवेश करती है। ऑक्सीजन के लिए शरीर की आवश्यकता चयापचय के स्तर (तीव्रता) से निर्धारित होती है, जो शरीर के द्रव्यमान और सतह, उम्र, लिंग, पोषण, बाहरी स्थितियों आदि पर निर्भर करती है। पारिस्थितिकी में, कुल श्वसन का अनुपात (अर्थात, कुल ऑक्सीडेटिव प्रक्रियाओं) को एक महत्वपूर्ण ऊर्जा विशेषता के रूप में निर्धारित किया जाता है। जीव अपने कुल बायोमास के लिए।

दवा में कम मात्रा में ऑक्सीजन का उपयोग किया जाता है: ऑक्सीजन (तथाकथित ऑक्सीजन तकिए से) को सांस लेने में कठिनाई वाले रोगियों को सांस लेने के लिए कुछ समय दिया जाता है। हालांकि, यह ध्यान में रखना चाहिए कि ऑक्सीजन से समृद्ध हवा में लंबे समय तक साँस लेना मानव स्वास्थ्य के लिए खतरनाक है। उच्च ऑक्सीजन सांद्रता ऊतकों में मुक्त कणों के निर्माण का कारण बनती है जो बायोपॉलिमर की संरचना और कार्यों को बाधित करती है। आयनकारी विकिरण का शरीर पर समान प्रभाव पड़ता है। इसलिए, जब शरीर आयनकारी विकिरण से विकिरणित होता है तो ऊतकों और कोशिकाओं में ऑक्सीजन सामग्री (हाइपोक्सिया) में कमी का सुरक्षात्मक प्रभाव पड़ता है - तथाकथित ऑक्सीजन प्रभाव। इस प्रभाव का उपयोग विकिरण चिकित्सा में किया जाता है: ट्यूमर में ऑक्सीजन सामग्री को बढ़ाकर और आसपास के ऊतकों में इसकी सामग्री को कम करके, वे ट्यूमर कोशिकाओं को विकिरण क्षति को बढ़ाते हैं और स्वस्थ लोगों को नुकसान कम करते हैं। कुछ बीमारियों में, उच्च दबाव में ऑक्सीजन के साथ शरीर की संतृप्ति का उपयोग किया जाता है - हाइपरबेरिक ऑक्सीजन।

ऑक्सीजन का मुख्य (वास्तव में, एकमात्र) कार्य शरीर में रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं में ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में इसकी भागीदारी है। ऑक्सीजन की उपस्थिति के कारण, सभी जानवरों के जीव अपनी जरूरतों के लिए एक निश्चित "दहन" ऊर्जा के निष्कर्षण के साथ (वास्तव में "जला") विभिन्न पदार्थों (कार्बोहाइड्रेट, वसा, प्रोटीन) का उपयोग करने में सक्षम हैं। आराम करने पर, एक वयस्क का शरीर प्रति मिनट 1.8-2.4 ग्राम ऑक्सीजन की खपत करता है।

ओजोन(अन्य ग्रीक ὄζω से - मैं गंध करता हूं) - ऑक्सीजन का एक एलोट्रोपिक संशोधन जिसमें ट्राइएटोमिक ओ 3 अणु होते हैं। सामान्य परिस्थितियों में - नीली गैस। जब द्रवित किया जाता है, तो यह नील द्रव में बदल जाता है। ठोस रूप में, यह गहरा नीला, लगभग काला क्रिस्टल है।

प्रश्न

गंधक- 16 वें समूह का एक तत्व (पुराने वर्गीकरण के अनुसार - समूह VI का मुख्य उपसमूह), परमाणु संख्या 16 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की तीसरी अवधि। गैर-धातु गुण दिखाता है। प्रतीक द्वारा दर्शाया गया एस(अव्य. गंधक) हाइड्रोजन और ऑक्सीजन यौगिकों में, यह विभिन्न आयनों का हिस्सा है, कई एसिड और लवण बनाता है। कई सल्फर युक्त लवण पानी में विरल रूप से घुलनशील होते हैं।

हवा में, सल्फर जलता है, जिससे सल्फर डाइऑक्साइड बनता है - एक तीखी गंध वाली रंगहीन गैस:

वर्णक्रमीय विश्लेषण का उपयोग करते हुए, यह पाया गया कि वास्तव में सल्फर के डाइऑक्साइड के ऑक्सीकरण की प्रक्रिया एक श्रृंखला प्रतिक्रिया है और कई मध्यवर्ती उत्पादों के गठन के साथ होती है: सल्फर मोनोऑक्साइड एस 2 ओ 2, आणविक सल्फर एस 2, मुक्त सल्फर परमाणु एस और सल्फर मोनोऑक्साइड SO के मुक्त कण।

सल्फर के कम करने वाले गुण अन्य गैर-धातुओं के साथ सल्फर की प्रतिक्रियाओं में प्रकट होते हैं, हालांकि, कमरे के तापमान पर, सल्फर केवल फ्लोरीन के साथ प्रतिक्रिया करता है:

सल्फर पिघल क्लोरीन के साथ प्रतिक्रिया करता है, जबकि दो निचले क्लोराइड (सल्फर डाइक्लोराइड और डाइथियोडिक्लोराइड) का निर्माण संभव है:

सल्फर की अधिकता के साथ, S n Cl 2 प्रकार के विभिन्न पॉलीसर डाइक्लोराइड भी बनते हैं।

गर्म होने पर, सल्फर भी फॉस्फोरस के साथ प्रतिक्रिया करता है, फॉस्फोरस सल्फाइड का मिश्रण बनाता है, जिसमें सबसे अधिक सल्फाइड पी 2 एस 5 है:

इसके अलावा, गर्म होने पर, सल्फर हाइड्रोजन, कार्बन, सिलिकॉन के साथ प्रतिक्रिया करता है:

(हाइड्रोजन सल्फाइड)

(कार्बन डाइसल्फ़ाइड)

गर्म होने पर, सल्फर कई धातुओं के साथ परस्पर क्रिया करता है, अक्सर बहुत हिंसक रूप से। कभी-कभी सल्फर के साथ धातु का मिश्रण प्रज्वलित होने पर प्रज्वलित होता है। इस बातचीत में, सल्फाइड बनते हैं:

क्षार धातु सल्फाइड के घोल सल्फर के साथ प्रतिक्रिया करके पॉलीसल्फाइड बनाते हैं:

जटिल पदार्थों में से, सबसे पहले, पिघले हुए क्षार के साथ सल्फर की प्रतिक्रिया पर ध्यान दिया जाना चाहिए, जिसमें सल्फर क्लोरीन के समान अनुपातहीन होता है:

परिणामी मिश्र धातु को सल्फर लीवर कहा जाता है।

केंद्रित ऑक्सीकरण एसिड (HNO 3, H 2 SO 4) के साथ, सल्फर केवल लंबे समय तक गर्म होने पर प्रतिक्रिया करता है:

सल्फर वाष्प में तापमान में वृद्धि के साथ, मात्रात्मक आणविक संरचना में परिवर्तन होते हैं। एक अणु में परमाणुओं की संख्या घटती है:

800-1400 डिग्री सेल्सियस पर, वाष्प में मुख्य रूप से डायटोमिक सल्फर होता है:

और 1700 डिग्री सेल्सियस पर सल्फर परमाणु बन जाता है:

जैविक भूमिका:सल्फर एक महत्वपूर्ण बायोजेनिक तत्व होने के कारण सभी जीवित जीवों में लगातार मौजूद रहता है। पौधों में इसकी सामग्री 0.3-1.2% है, जानवरों में 0.5-2% (समुद्री जीवों में स्थलीय जीवों की तुलना में अधिक सल्फर होता है)। सल्फर का जैविक महत्व मुख्य रूप से इस तथ्य से निर्धारित होता है कि यह अमीनो एसिड मेथियोनीन और सिस्टीन का हिस्सा है और, परिणामस्वरूप, पेप्टाइड्स और प्रोटीन की संरचना में। पॉलीपेप्टाइड श्रृंखलाओं में डाइसल्फ़ाइड बांड-एस-एस- प्रोटीन की स्थानिक संरचना के निर्माण में शामिल होते हैं, और सल्फ़हाइड्रील समूह (-एसएच) एंजाइमों के सक्रिय केंद्रों में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं। इसके अलावा, सल्फर हार्मोन, महत्वपूर्ण पदार्थों के अणुओं में शामिल है। बालों, हड्डियों और तंत्रिका ऊतक के केराटिन में बहुत अधिक सल्फर पाया जाता है। पौधों के खनिज पोषण के लिए अकार्बनिक सल्फर यौगिक आवश्यक हैं। वे प्राकृतिक रूप से पाए जाने वाले सल्फर बैक्टीरिया द्वारा की जाने वाली ऑक्सीडेटिव प्रतिक्रियाओं के लिए सब्सट्रेट के रूप में काम करते हैं।

एक औसत व्यक्ति के शरीर (शरीर का वजन 70 किग्रा) में लगभग 1402 ग्राम सल्फर होता है। सल्फर के लिए एक वयस्क की दैनिक आवश्यकता लगभग 4 है।

हालांकि, पर्यावरण और मनुष्यों पर इसके नकारात्मक प्रभाव के संदर्भ में, सल्फर (अधिक सटीक, इसके यौगिक) पहले स्थानों में से एक है। सल्फर प्रदूषण का मुख्य स्रोत कोयले और सल्फर युक्त अन्य ईंधनों का दहन है। वहीं, ईंधन में निहित लगभग 96% सल्फर सल्फर डाइऑक्साइड SO2 के रूप में वातावरण में प्रवेश करता है।

वातावरण में, सल्फर डाइऑक्साइड धीरे-धीरे सल्फर ऑक्साइड (VI) में ऑक्सीकृत हो जाती है। दोनों ऑक्साइड - दोनों सल्फर ऑक्साइड (IV) और सल्फर ऑक्साइड (VI) - अम्ल घोल बनाने के लिए जल वाष्प के साथ परस्पर क्रिया करते हैं। ये विलयन तब अम्लीय वर्षा के रूप में निकलते हैं। एक बार मिट्टी में, अम्लीय पानी मिट्टी के जीवों और पौधों के विकास को रोकता है। नतीजतन, वनस्पति के विकास के लिए प्रतिकूल परिस्थितियां पैदा होती हैं, खासकर उत्तरी क्षेत्रों में, जहां कठोर जलवायु में रासायनिक प्रदूषण जोड़ा जाता है। नतीजतन, जंगल मर रहे हैं, घास का आवरण भंग हो रहा है, और जलाशयों की स्थिति बिगड़ रही है। अम्लीय वर्षा संगमरमर और अन्य सामग्रियों से बने स्मारकों को नष्ट कर देती है, इसके अलावा, वे पत्थर की इमारतों और धातु उत्पादों को भी नष्ट कर देते हैं। इसलिए, ईंधन से सल्फर यौगिकों के वातावरण में प्रवेश को रोकने के लिए विभिन्न उपाय करना आवश्यक है। ऐसा करने के लिए, तेल और तेल उत्पादों को सल्फर यौगिकों से शुद्ध किया जाता है, और ईंधन के दहन के दौरान बनने वाली गैसों को शुद्ध किया जाता है।

धूल के रूप में सल्फर अपने आप में श्लेष्मा झिल्ली, श्वसन अंगों को परेशान करता है और गंभीर बीमारी का कारण बन सकता है। हवा में सल्फर का MPC 0.07 mg/m 3 है।

कई सल्फर यौगिक जहरीले होते हैं। विशेष रूप से उल्लेखनीय हाइड्रोजन सल्फाइड है, जिसके साँस लेना जल्दी से इसकी अप्रिय गंध की प्रतिक्रिया को कम कर देता है और घातक परिणाम के साथ भी गंभीर विषाक्तता पैदा कर सकता है। काम करने वाले परिसर की हवा में हाइड्रोजन सल्फाइड की अधिकतम स्वीकार्य सांद्रता 10 mg/m 3 है, वायुमंडलीय हवा में 0.008 mg/m 3 है।

सल्फर (द्वितीय) ऑक्साइड (सल्फर मोनोऑक्साइड, सल्फर मोनोऑक्साइड) एक द्विआधारी अकार्बनिक यौगिक है। सामान्य परिस्थितियों में, यह एक तीखी, अप्रिय गंध वाली रंगहीन गैस होती है। जल से अभिक्रिया करता है। यह पृथ्वी के वायुमंडल में अत्यंत दुर्लभ है। थर्मोडायनामिक रूप से अस्थिर, एक डिमर एस 2 ओ 2 के रूप में मौजूद है। यह ऑक्सीजन के साथ बहुत सक्रिय रूप से प्रतिक्रिया करता है, जिससे सल्फर डाइऑक्साइड बनता है।

रसीद

प्राप्त करने की मुख्य विधि सल्फर का दहन है:

सल्फर डाइऑक्साइड के अपघटन द्वारा प्राप्त:

रासायनिक गुण

यह थायोसल्फ्यूरिक एसिड बनाने के लिए पानी में घुल जाता है:

आवेदन

इसकी दुर्लभता और अस्थिरता के कारण, सल्फर मोनोऑक्साइड का उपयोग नहीं किया गया है।

विषाक्तता

सल्फर मोनोऑक्साइड की अस्थिरता के कारण, इसकी विषाक्तता का निर्धारण करना मुश्किल है, लेकिन केंद्रित रूप में सल्फर मोनोऑक्साइड पेरोक्साइड में बदल जाता है, जो विषाक्त और संक्षारक होता है।

सल्फर (चतुर्थ) ऑक्साइड (सल्फर डाइऑक्साइड, सल्फर डाइऑक्साइड, सल्फर डाइऑक्साइड, सल्फर डाइऑक्साइड) - संरचना SO 2 के ऑक्सीजन के साथ सल्फर का एक यौगिक। सामान्य परिस्थितियों में, यह एक रंगहीन गैस होती है जिसमें एक विशिष्ट तीखी गंध (एक जले हुए माचिस की गंध) होती है। यह कमरे के तापमान पर दबाव में द्रवीभूत होता है। अस्थिर सल्फ्यूरस एसिड बनाने के लिए पानी में घुल जाता है; 20 डिग्री सेल्सियस पर 11.5 ग्राम/100 ग्राम पानी की घुलनशीलता, बढ़ते तापमान के साथ घट जाती है। यह इथेनॉल और सल्फ्यूरिक एसिड में भी घुल जाता है। ज्वालामुखी गैसों के मुख्य घटकों में से एक।

रसीद

प्राप्त करने की औद्योगिक विधि सल्फर का जलना या सल्फाइड का भूनना है, मुख्यतः पाइराइट:

प्रयोगशाला स्थितियों और प्रकृति में, एसओ 2 सल्फाइट्स और हाइड्रोसल्फाइट्स पर मजबूत एसिड की क्रिया द्वारा प्राप्त किया जाता है। परिणामस्वरूप सल्फ्यूरस एसिड एच 2 एसओ 3 तुरंत एसओ 2 और एच 2 ओ में विघटित हो जाता है:

इसके अलावा, सल्फर डाइऑक्साइड को गर्म करने पर कम सक्रिय धातुओं पर केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड की क्रिया द्वारा प्राप्त किया जा सकता है:

रासायनिक गुण

पराबैंगनी रेंज में SO2 अवशोषण स्पेक्ट्रम।

अम्लीय ऑक्साइड को संदर्भित करता है। यह सल्फ्यूरस एसिड बनाने के लिए पानी में घुल जाता है (सामान्य परिस्थितियों में, प्रतिक्रिया प्रतिवर्ती होती है):

क्षार के साथ सल्फाइट बनाता है:

SO2 की रासायनिक गतिविधि बहुत अधिक है। SO 2 के सबसे स्पष्ट कम करने वाले गुण, ऐसी प्रतिक्रियाओं में सल्फर के ऑक्सीकरण की डिग्री बढ़ जाती है:

अंतिम प्रतिक्रिया सल्फाइट आयन SO 3 2− और SO 2 (बैंगनी घोल का मलिनकिरण) की गुणात्मक प्रतिक्रिया है।

प्रबल अपचायक की उपस्थिति में, SO2 ऑक्सीकरण गुणों को प्रदर्शित करने में सक्षम है। उदाहरण के लिए, धातुकर्म उद्योग के अपशिष्ट गैसों से सल्फर निकालने के लिए, कार्बन मोनोऑक्साइड (II) के साथ SO 2 की कमी का उपयोग किया जाता है:

या हाइपोफॉस्फोरस एसिड प्राप्त करने के लिए:

आवेदन

अधिकांश सल्फर (IV) ऑक्साइड का उपयोग सल्फ्यूरस एसिड के उत्पादन के लिए किया जाता है। इसका उपयोग वाइनमेकिंग में एक परिरक्षक (खाद्य योज्य E220) के रूप में भी किया जाता है। चूंकि यह गैस सूक्ष्मजीवों को मारती है, इसलिए सब्जी की दुकानों और गोदामों को इससे धूमिल किया जाता है। सल्फर (IV) ऑक्साइड का उपयोग पुआल, रेशम और ऊन को ब्लीच करने के लिए किया जाता है, ऐसी सामग्री जिसे क्लोरीन से ब्लीच नहीं किया जा सकता है। इसका उपयोग प्रयोगशालाओं में विलायक के रूप में भी किया जाता है। इस आवेदन के साथ, किसी को SO 2 में SO 3, H 2 O के रूप में अशुद्धियों की संभावित सामग्री के बारे में पता होना चाहिए, और, पानी की उपस्थिति के परिणामस्वरूप, H 2 SO 4 और H 2 SO 3। उन्हें विलायक के माध्यम से केंद्रित एच 2 एसओ 4 पास करके हटा दिया जाता है; यह सबसे अच्छा वैक्यूम के तहत या अन्य बंद उपकरण में किया जाता है। सल्फर ऑक्साइड (IV) का उपयोग सल्फ्यूरस अम्ल के विभिन्न लवणों को प्राप्त करने के लिए भी किया जाता है।

विषाक्त क्रिया

SO2 बहुत विषैला होता है। सल्फर डाइऑक्साइड विषाक्तता के लक्षण एक बहती नाक, खांसी, स्वर बैठना, गंभीर गले में खराश और एक अजीबोगरीब स्वाद है। यदि सल्फर डाइऑक्साइड को उच्च सांद्रता में लिया जाता है - घुटन, भाषण विकार, निगलने में कठिनाई, उल्टी, तीव्र फुफ्फुसीय एडिमा संभव है।

अल्पकालिक साँस लेना के साथ, इसका एक मजबूत अड़चन प्रभाव होता है, खांसी और गले में खराश का कारण बनता है।

एमपीसी (अधिकतम अनुमेय एकाग्रता):

· वायुमंडलीय हवा में अधिकतम एक बार - 0.5 mg/m³, औसत दैनिक - 0.05 mg/m³;

घर के अंदर (कार्य क्षेत्र) - 10 mg/m³

दिलचस्प बात यह है कि SO 2 के प्रति संवेदनशीलता व्यक्तियों, जानवरों और पौधों में बहुत भिन्न होती है। इस प्रकार, पौधों में, सन्टी और ओक सल्फर डाइऑक्साइड के लिए सबसे अधिक प्रतिरोधी हैं, सबसे कम प्रतिरोधी गुलाब, पाइन और स्प्रूस हैं।

सल्फर ऑक्साइड (VI) (सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड, सल्फर ट्रायऑक्साइड, सल्फ्यूरिक गैस) SO 3 - उच्च सल्फर ऑक्साइड, रासायनिक बंधन का प्रकार: सहसंयोजक ध्रुवीय रासायनिक बंधन। सामान्य परिस्थितियों में, एक अत्यधिक अस्थिर, रंगहीन तरल जिसमें घुटन भरी गंध होती है। 16.9 डिग्री सेल्सियस से नीचे के तापमान पर, यह ठोस SO 3 के विभिन्न क्रिस्टलीय संशोधनों के मिश्रण के निर्माण के साथ जम जाता है।

रसीद

एक उत्प्रेरक (V 2 O 5, Pt, NaVO 3 या आयरन ऑक्साइड (III) Fe 2 O 3) की उपस्थिति में गर्म होने पर वायुमंडलीय ऑक्सीजन के साथ सल्फर ऑक्साइड (IV) को ऑक्सीकरण करके प्राप्त किया जाता है:

सल्फेट्स के थर्मल अपघटन द्वारा प्राप्त किया जा सकता है:

या ओजोन के साथ SO 2 की परस्पर क्रिया:

SO2 के ऑक्सीकरण के लिए NO2 का भी उपयोग किया जाता है:

यह प्रतिक्रिया सल्फ्यूरिक एसिड के उत्पादन के लिए ऐतिहासिक रूप से पहली, नाइट्रस विधि का आधार है।

रासायनिक गुण

1. अम्ल-क्षार: SO3 एक विशिष्ट एसिड ऑक्साइड, सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड है। इसकी रासायनिक गतिविधि काफी अधिक है। पानी के साथ प्रतिक्रिया करने पर, यह सल्फ्यूरिक एसिड बनाता है:

हालांकि, इस प्रतिक्रिया में, सल्फ्यूरिक एसिड एक एरोसोल के रूप में बनता है, और इसलिए, उद्योग में, सल्फर ऑक्साइड (VI) को सल्फ्यूरिक एसिड में घोलकर एक मोलियम बनाया जाता है, जिसे बाद में सल्फ्यूरिक एसिड बनाने के लिए पानी में घोल दिया जाता है। वांछित एकाग्रता।

ठिकानों के साथ बातचीत:

और ऑक्साइड:

SO3 100% सल्फ्यूरिक एसिड में घुल जाता है, जिससे ओलियम बनता है।

"2" . रेडॉक्स: SO 3 को मजबूत ऑक्सीकरण गुणों की विशेषता है, यह आमतौर पर सल्फर डाइऑक्साइड में कम हो जाता है:

3. हाइड्रोजन क्लोराइड के साथ बातचीत करते समय, क्लोरोसल्फोनिक एसिड बनता है:

यह थियोनिल क्लोराइड बनाने के लिए सल्फर डाइक्लोराइड और क्लोरीन के साथ भी प्रतिक्रिया करता है:

आवेदन

सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड का उपयोग मुख्य रूप से सल्फ्यूरिक एसिड के उत्पादन में किया जाता है।

सल्फर छर्रों को जलाने पर सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड भी हवा में छोड़ा जाता है, जिसका उपयोग परिसर की कीटाणुशोधन में किया जाता है। गीली सतहों के संपर्क में आने पर, सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड सल्फ्यूरिक एसिड में बदल जाता है, जो पहले से ही कवक और अन्य हानिकारक जीवों को नष्ट कर देता है।

सल्फ्यूरिक एसिड

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - सल्फ्यूरस एसिड - मध्यम शक्ति का एसिड, सल्फर +4 के ऑक्सीकरण अवस्था से मेल खाता है, एक नाजुक यौगिक, केवल जलीय घोल में मौजूद होता है (मुक्त अवस्था में पृथक नहीं), वायुमंडलीय द्वारा ऑक्सीकृत ऑक्सीजन, सल्फ्यूरिक एसिड H2S04H2S04 में बदलना, अच्छा पुनर्स्थापक। एक डिबासिक एसिड के रूप में, यह लवण की दो श्रृंखला बनाता है: हाइड्रोसल्फाइट्स (NaHSO3NaHSO3, क्षार से अधिक):

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

और सल्फाइट्स (Na2SO3Na2SO3 - क्षार की कमी के साथ):

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

सल्फर डाइऑक्साइड की तरह, सल्फ्यूरस एसिड और इसके लवण प्रबल अपचायक हैं:

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

और भी मजबूत कम करने वाले एजेंटों के साथ बातचीत करते समय, यह ऑक्सीकरण एजेंट की भूमिका निभा सकता है:

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

सल्फाइट आयनों के लिए एक गुणात्मक प्रतिक्रिया एसिड के साथ बातचीत करते समय एक तीखी गंध (SO2SO2) के साथ गैस का विकास है:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

इसके अलावा, सल्फाइट आयनों का एक समाधान पोटेशियम परमैंगनेट के समाधान को विकृत करता है:

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

हालांकि, इस प्रतिक्रिया का उपयोग शायद ही कभी सल्फाइट आयनों के गुणात्मक पता लगाने के लिए किया जाता है।

सल्फ्यूरिक एसिड और उसके लवण का उपयोग ऊन, रेशम और अन्य सामग्रियों को विरंजन करने के लिए कम करने वाले एजेंटों के रूप में किया जाता है जो मजबूत ऑक्सीकरण एजेंटों (क्लोरीन) के साथ विरंजन का सामना नहीं कर सकते। सल्फ्यूरिक एसिड का उपयोग फलों और सब्जियों के संरक्षण में किया जाता है। कैल्शियम हाइड्रोसल्फाइट (सल्फाइट शराब, सीए (एचएसओ 3) 2 सीए (एचएसओ 3) 2) का उपयोग लकड़ी को तथाकथित सल्फाइट सेल्युलोज में संसाधित करने के लिए किया जाता है (कैल्शियम हाइड्रोसल्फाइट समाधान लिग्निन को घोलता है, एक पदार्थ जो सेल्यूलोज फाइबर को बांधता है, जिसके परिणामस्वरूप फाइबर होते हैं एक दूसरे से अलग; इस तरह से इलाज लकड़ी का उपयोग कागज बनाने के लिए किया जाता है)।

गंधक का तेजाब

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - सल्फ्यूरिक एसिड - एक रंगहीन, गंधहीन तैलीय तरल, गैर-वाष्पशील, 10.3010.30С पर क्रिस्टलीकरण, भारी, सक्रिय रूप से जल वाष्प को अवशोषित करता है, एक मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट, डिबासिक एसिड, लवण की दो श्रृंखला बनाता है: सल्फेट्स और हाइड्रोसल्फेट्स, जिनमें से केवल BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4, और SrSO4SrSO4 व्यावहारिक रूप से अघुलनशील हैं।

सल्फ्यूरिक एसिड के विशिष्ट गुणों पर "धातुओं और अधातुओं के साथ सल्फ्यूरिक एसिड की बातचीत" विषय में विस्तार से चर्चा की गई है।

हाइड्रोजन और सल्फर परमाणुओं को बदलने की क्षमता और ऑक्सीजन "पुलों" के निर्माण के कारण, सल्फर कई ऑक्सीजन युक्त एसिड बनाने में सक्षम है:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - पाइरोसल्फ्यूरिक, या डाइसल्फ्यूरिक एसिड।

जब सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड S03S03 सल्फ्यूरिक एसिड में घुल जाता है, तो ओलियम प्राप्त होता है, जिसमें मुख्य रूप से पाइरोसल्फ्यूरिक एसिड होता है। जब ओलियम को ठंडा किया जाता है, तो अम्ल रंगहीन क्रिस्टल के रूप में अलग हो जाता है। पाइरोसल्फ्यूरिक एसिड लवण बनाता है - डाइसल्फ़ेट्स या पाइरोसल्फेट्स (Na2S2O7Na2S2O7), जो पिघलने बिंदु से ऊपर गर्म होने पर विघटित होकर सल्फेट्स में बदल जाता है।

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (संरचनात्मक सूत्र H-O-S-O-H) सल्फ़ोक्सिलिक एसिड; स्वतंत्र अवस्था में पृथक नहीं है।

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - पेरोक्सीसल्फ्यूरिक, या पर्सल्फ्यूरिक, एसिड में मजबूत ऑक्सीकरण गुण होते हैं, पर्सल्फेट लवण बनाते हैं (चित्र 1 में संरचना देखें)।

H2S202H2S202 (S+4S+4) - थायोसल्फ्यूरिक एसिड, विभिन्न प्रतिक्रियाओं में एक मध्यवर्ती उत्पाद के रूप में बनता है। थियोसल्फ्यूरिक एसिड को सल्फ्यूरस एसिड माना जा सकता है जिसमें ऑक्सीजन परमाणु को सल्फर द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है। मुक्त अवस्था में न तो स्वयं अम्ल और न ही उसके लवण पृथक किए गए हैं।

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - थायोसल्फ्यूरिक एसिड - अस्थिर, कमरे के तापमान पर पहले से ही विघटित हो जाता है, लवण बनाता है - थायोसल्फेट्स, जो एसिड की तुलना में बहुत अधिक स्थिर होते हैं और अक्सर उद्योग में कम करने वाले एजेंटों के रूप में उपयोग किए जाते हैं

H2S204H2S204 (S+4S+4-डाइथियोनिक या सल्फ्यूरस एसिड, केवल लवण के रूप में मौजूद है।

पॉलीथियोनिक एसिड का एक समूह है जो सामान्य सूत्र H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4 से मेल खाता है, जहां x 2 से 6 तक मान लेता है। पॉलीथियोनिक एसिड अस्थिर होते हैं और केवल जलीय घोल में जाने जाते हैं। उनके लवण - पॉलीथियोनेट - हैं) अधिक स्थिर, उनमें से कुछ क्रिस्टल के रूप में प्राप्त होते हैं।

हाइड्रोजन सल्फाइड (हाइड्रोजन सल्फाइड, हाइड्रोजन सल्फाइड, डाइहाइड्रोसल्फाइड)- मीठे स्वाद वाली रंगहीन गैस, जिसमें सड़े हुए चिकन अंडे की गंध होती है। हाइड्रोजन और सल्फर का द्विआधारी रासायनिक यौगिक। रासायनिक सूत्र - एच 2 एस। पानी में खराब घुलनशील, अच्छी तरह से - इथेनॉल में। जहरीला। उच्च सांद्रता में, यह कई धातुओं के साथ संपर्क करता है। ज्वलनशील। वायु के साथ मिश्रण में प्रज्वलन की सांद्रता सीमा 4.5-45% हाइड्रोजन सल्फाइड है। इसका उपयोग रासायनिक उद्योग में कुछ यौगिकों के संश्लेषण, मौलिक सल्फर, सल्फ्यूरिक एसिड और सल्फाइड के उत्पादन के लिए किया जाता है। हाइड्रोजन सल्फाइड का उपयोग औषधीय रूप से भी किया जाता है, जैसे हाइड्रोजन सल्फाइड स्नान में।

तरल हाइड्रोजन सल्फाइड का आंतरिक आयनीकरण नगण्य है।

हाइड्रोजन सल्फाइड पानी में थोड़ा घुलनशील है, एच 2 एस का एक जलीय घोल बहुत कमजोर एसिड है:

कए \u003d 6.9 10 -7 मोल / एल; पी कए = 6.89.l

क्षार के साथ प्रतिक्रिया करता है:

(मध्यम नमक, अतिरिक्त NaOH के साथ)

(अम्लीय नमक, 1:1 के अनुपात में)

हाइड्रोजन सल्फाइड एक प्रबल अपचायक है। रेडॉक्स क्षमताएं:

हवा में यह नीली लौ से जलता है:

ऑक्सीजन की कमी के साथ:

(सल्फर के उत्पादन की औद्योगिक विधि इसी प्रतिक्रिया पर आधारित है)।

हाइड्रोजन सल्फाइड कई अन्य ऑक्सीकरण एजेंटों के साथ भी प्रतिक्रिया करता है; जब इसे घोल में ऑक्सीकृत किया जाता है, तो मुक्त सल्फर या SO 4 2− आयन बनता है, उदाहरण के लिए:

हाइड्रोजन सल्फाइड, हाइड्रोसल्फाइड एसिड और उसके लवण के लिए एक गुणात्मक प्रतिक्रिया सीसा लवण के साथ उनकी बातचीत है, जिसमें लेड सल्फाइड का एक काला अवक्षेप बनता है, उदाहरण के लिए:

जब मानव रक्त के माध्यम से हाइड्रोजन सल्फाइड पारित किया जाता है, तो यह काला हो जाता है, क्योंकि हीमोग्लोबिन नष्ट हो जाता है, और लोहा, जो इसका हिस्सा है और रक्त को लाल रंग देता है, हाइड्रोजन सल्फाइड के साथ प्रतिक्रिया करता है और काला लौह सल्फाइड बनाता है।

प्रश्न

हैलोजन(ग्रीक ἁλός - "नमक" और γένος - "जन्म, मूल" से; कभी-कभी एक पुराने नाम का उपयोग किया जाता है हलाइड्स) - डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी के 17 वें समूह के रासायनिक तत्व (पुराने वर्गीकरण के अनुसार - समूह VII के मुख्य उपसमूह के तत्व)।

वे कुछ अधातुओं को छोड़कर लगभग सभी साधारण पदार्थों के साथ अभिक्रिया करते हैं। सभी हैलोजन ऊर्जावान ऑक्सीकरण एजेंट हैं, इसलिए वे केवल यौगिकों के रूप में प्रकृति में पाए जाते हैं। क्रम संख्या में वृद्धि के साथ, हैलोजन की रासायनिक गतिविधि कम हो जाती है, हलाइड आयनों की रासायनिक गतिविधि F - , Cl - , Br - , I - , At - घट जाती है।

हलोजन में फ्लोरीन एफ, क्लोरीन सीएल, ब्रोमीन बीआर, आयोडीन I, एस्टैटिन एट, और (औपचारिक रूप से) कृत्रिम तत्व अननसेप्टियम यूयूएस शामिल हैं।

सभी हैलोजन उच्च ऑक्सीडेटिव गतिविधि दिखाते हैं, जो फ्लोरीन से एस्टैटिन में जाने पर घट जाती है। फ्लोरीन हैलोजन में सबसे अधिक सक्रिय है, यह बिना किसी अपवाद के सभी धातुओं के साथ प्रतिक्रिया करता है, उनमें से कई अनायास फ्लोरीन के वातावरण में प्रज्वलित होते हैं, बड़ी मात्रा में गर्मी छोड़ते हैं, उदाहरण के लिए:

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

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3 + 1974 kJ।

गर्म किए बिना, फ्लोरीन कई गैर-धातुओं (H 2, S, C, Si, P) के साथ भी प्रतिक्रिया करता है; उदाहरण के लिए, सभी प्रतिक्रियाएं अत्यधिक ऊष्माक्षेपी होती हैं:

एच 2 + एफ 2 = 2एचएफ + 547 केजे,

सी + 2 एफ 2 = सीआईएफ 4 (जी) + 1615 केजे।

गर्म होने पर, फ्लोरीन योजना के अनुसार अन्य सभी हैलोजन का ऑक्सीकरण करता है

हाल 2 + एफ 2 = 2 एचएएलएफ

जहां Hal = Cl, Br, I, At, और HalF यौगिकों में क्लोरीन, ब्रोमीन, आयोडीन और एस्टैटिन की ऑक्सीकरण अवस्था +1 होती है।

अंत में, जब विकिरणित होता है, तो फ्लोरीन भारी निष्क्रिय (महान) गैसों के साथ भी प्रतिक्रिया करता है:

Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ।

जटिल पदार्थों के साथ फ्लोरीन की परस्पर क्रिया भी बहुत तेजी से आगे बढ़ती है। तो, यह पानी का ऑक्सीकरण करता है, जबकि प्रतिक्रिया विस्फोटक होती है:

3F 2 + ZN 2 O \u003d 2 + 4HF + H 2 O 2 का।

मुक्त क्लोरीन भी बहुत प्रतिक्रियाशील है, हालांकि इसकी गतिविधि फ्लोरीन की तुलना में कम है। यह ऑक्सीजन, नाइट्रोजन और उत्कृष्ट गैसों को छोड़कर सभी सरल पदार्थों के साथ सीधे प्रतिक्रिया करता है। तुलना के लिए, हम फ्लोरीन के समान सरल पदार्थों के साथ क्लोरीन की प्रतिक्रियाओं के लिए समीकरण प्रस्तुत करते हैं:

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

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

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

एच 2 + सीएल 2 \u003d 2 एचसीएल (जी) + 185 केजे।

विशेष रुचि हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया है। तो, कमरे के तापमान पर, प्रकाश के बिना, क्लोरीन व्यावहारिक रूप से हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है, जबकि गर्म या प्रकाशित होने पर (उदाहरण के लिए, सीधे सूर्य के प्रकाश में), यह प्रतिक्रिया निम्नलिखित श्रृंखला तंत्र के अनुसार विस्फोट के साथ आगे बढ़ती है:

सीएल2+ एच→ 2Cl,

सीएल + एच 2 → एचसीएल + एच,

एच + सीएल 2 → एचसीएल + सीएल,

सीएल + एच 2 → एचसीएल + एच, आदि।

इस प्रतिक्रिया का उत्तेजना फोटॉन की क्रिया के तहत होता है ( एच), जो Cl 2 अणुओं के परमाणुओं में पृथक्करण का कारण बनता है - इस मामले में, क्रमिक प्रतिक्रियाओं की एक श्रृंखला होती है, जिनमें से प्रत्येक में एक कण दिखाई देता है, जो अगले चरण की शुरुआत की शुरुआत करता है।

एच 2 और सीएल 2 के बीच की प्रतिक्रिया ने श्रृंखला फोटोकैमिकल प्रतिक्रियाओं के अध्ययन की पहली वस्तुओं में से एक के रूप में कार्य किया। श्रृंखला प्रतिक्रियाओं के बारे में विचारों के विकास में सबसे बड़ा योगदान रूसी वैज्ञानिक, नोबेल पुरस्कार विजेता (1956) एन.एन. सेम्योनोव द्वारा किया गया था।

क्लोरीन कई जटिल पदार्थों के साथ प्रतिक्रिया करता है, जैसे कि हाइड्रोकार्बन के साथ प्रतिस्थापन और जोड़:

सीएच 3 -सीएच 3 + सीएल 2 → सीएच 3 -सीएच 2 सीएल + एचसीएल,

सीएच 2 \u003d सीएच 2 + सीएल 2 → सीएच 2 सीएल - सीएच 2 सीएल।

क्लोरीन अपने यौगिकों से ब्रोमीन या आयोडीन को गर्म करने पर हाइड्रोजन या धातुओं के साथ विस्थापित करने में सक्षम है:

सीएल 2 + 2एचबीआर \u003d 2एचसीएल + बीआर 2,

सीएल 2 + 2HI \u003d 2HCl + I 2,

सीएल 2 + 2 केबीआर \u003d 2 केसीएल + बीआर 2,

और पानी के साथ विपरीत प्रतिक्रिया भी करता है:

सीएल 2 + एच 2 ओ \u003d एचसीएल + एचसीएलओ - 25 केजे।

क्लोरीन, पानी में घुलकर और इसके साथ आंशिक रूप से प्रतिक्रिया करके, जैसा कि ऊपर दिखाया गया है, क्लोरीन पानी नामक पदार्थों का एक संतुलन मिश्रण बनाता है।

यह भी ध्यान दें कि अंतिम समीकरण के बाईं ओर क्लोरीन की ऑक्सीकरण अवस्था 0 है। प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप, कुछ क्लोरीन परमाणुओं की ऑक्सीकरण अवस्था -1 (HCl में), अन्य +1 (हाइपोक्लोरस एसिड HOCl में) होती है। . ऐसी प्रतिक्रिया स्व-ऑक्सीकरण-स्व-उपचार, या अनुपातहीन प्रतिक्रिया का एक उदाहरण है।

क्लोरीन उसी तरह से क्षार के साथ प्रतिक्रिया कर सकता है:

Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H 2 O (ठंड में),

3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (गर्म होने पर)।

ब्रोमीन की रासायनिक गतिविधि फ्लोरीन और क्लोरीन की तुलना में कम है, लेकिन इस तथ्य के कारण अभी भी काफी अधिक है कि आमतौर पर ब्रोमीन का उपयोग तरल अवस्था में किया जाता है और इसलिए इसकी प्रारंभिक सांद्रता, अन्य चीजें समान होने पर, क्लोरीन की तुलना में अधिक होती हैं।

उदाहरण के लिए, हम सिलिकॉन और हाइड्रोजन के साथ ब्रोमीन की बातचीत की प्रतिक्रिया देते हैं:

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

एच 2 + बीआर 2 = 2 एचबीआर (जी) + 73 केजे।

"नरम" अभिकर्मक होने के कारण, ब्रोमीन का व्यापक रूप से कार्बनिक रसायन विज्ञान में उपयोग किया जाता है।

ध्यान दें कि ब्रोमीन, क्लोरीन की तरह, पानी में घुल जाता है, और इसके साथ आंशिक रूप से प्रतिक्रिया करते हुए, तथाकथित "ब्रोमीन पानी" बनाता है।

पानी में आयोडीन की घुलनशीलता 0.3395 ग्राम प्रति लीटर 25 डिग्री सेल्सियस पर है, जो ब्रोमीन की तुलना में कम है। आयोडीन के जलीय घोल को "आयोडीन वाटर" कहा जाता है। जटिल आयनों के निर्माण के साथ आयोडीन आयोडाइड के घोल में घुलने में सक्षम है:

मैं 2 + मैं − → मैं − 3 ।

परिणामी घोल को लुगोल का घोल कहा जाता है।

आयोडीन अन्य हैलोजन से रासायनिक गतिविधि में महत्वपूर्ण रूप से भिन्न होता है। यह अधिकांश गैर-धातुओं के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है, और गर्म होने पर ही धातुओं के साथ धीरे-धीरे प्रतिक्रिया करता है। हाइड्रोजन के साथ आयोडीन की बातचीत केवल मजबूत हीटिंग के साथ होती है, प्रतिक्रिया एंडोथर्मिक और अत्यधिक प्रतिवर्ती होती है:

एच 2 + आई 2 \u003d 2HI - 53 केजे।

इस प्रकार, हैलोजन की रासायनिक गतिविधि फ्लोरीन से एस्टैटिन तक लगातार घटती जाती है। एफ-एट श्रृंखला में प्रत्येक हैलोजन हाइड्रोजन या धातुओं के साथ अपने यौगिकों से अगले एक को विस्थापित कर सकता है, अर्थात, एक साधारण पदार्थ के रूप में प्रत्येक हैलोजन बाद के किसी भी हैलोजन के हैलाइड आयन को ऑक्सीकरण करने में सक्षम है।

एस्टैटिन आयोडीन से भी कम प्रतिक्रियाशील है। लेकिन यह धातुओं के साथ भी प्रतिक्रिया करता है (उदाहरण के लिए, लिथियम के साथ):

2Li + At 2 = 2LiAt - लिथियम एस्टाटाइड।

वियोजन के दौरान, न केवल आयनों का निर्माण होता है, बल्कि At +: HAt में धनायन भी बनते हैं:

2HAt=H + +At - +H - +At + ।

(हाइड्रोजन हैलाइड) - तीखी गंध वाली रंगहीन गैसें, नम हवा में धूम मचाती हैं। वे पानी में अत्यधिक घुलनशील होते हैं, उनके जलीय घोल एसिड होते हैं, जिनका सामान्य नाम - हाइड्रोहेलिक एसिड होता है। हैलोजन के साथ धातुओं के सीधे संयोजन से हाइड्रोहेलिक एसिड (फ्लोराइड, क्लोराइड, ब्रोमाइड और आयोडाइड) के लवण प्राप्त किए जा सकते हैं। संरचना में, वे एक ही प्रकार के होते हैं और समान गुण होते हैं। तो NaF, NaCl, NaBr, NaJ सफेद क्रिस्टलीय पदार्थ हैं, जो पानी में आसानी से घुलनशील हैं। समानताओं के साथ-साथ हैलोजन के भौतिक और रासायनिक गुणों में भी कुछ अंतर होते हैं। हालांकि, हैलोजन के परमाणु भार में वृद्धि के साथ ये गुण स्वाभाविक रूप से बदलते हैं।

- हाइड्रोजन हैलाइड HF, HC1, HBr और HI रंगहीन गैसें हैं जो पानी में अच्छी तरह घुल जाती हैं। इनमें से HF एक दुर्बल अम्ल है और शेष हाइड्रोजन हैलाइड जलीय विलयन में प्रबल अम्ल हैं।

इसीलिए हैलोजन के हाइड्रोजन यौगिकऑक्सीजन की तुलना में अधिक स्थिर।

इसीलिए हैलोजन के हाइड्रोजन यौगिकऑक्सीजन की तुलना में अधिक स्थिर। रेडॉक्स गुण और हैलोजन के रासायनिक व्यवहार में अंतर को फ्लोरीन से आयोडीन में जाने पर परमाणु आवेश में परिवर्तन के एक कार्य के रूप में इन गुणों की तुलना करके आसानी से समझा जा सकता है। श्रृंखला F, C1, Br, I में, आयोडीन में सबसे बड़ा परमाणु त्रिज्या (और, परिणामस्वरूप, सबसे कम इलेक्ट्रॉन आत्मीयता) है, इसलिए यह ब्रोमीन, क्लोरीन और फ्लोरीन की तुलना में कम स्पष्ट ऑक्सीकरण गुणों की विशेषता है।

के लिये निम्नलिखित नामों का उपयोग करने की अनुमति है: हाइड्रोजन फ्लोराइड, हाइड्रोजन क्लोराइड, हाइड्रोजन ब्रोमाइड और हाइड्रोजन आयोडाइड। हाइड्रोक्लोरिक एसिड प्रकार के नाम हाइड्रोजन हलाइड्स के जलीय घोलों को संदर्भित करते हैं।

शिक्षा हैलोजन के हाइड्रोजन यौगिकऑक्सीजन की तुलना में गर्मी की अधिक रिहाई के साथ जाता है, इसलिए हाइड्रोजन यौगिक ऑक्सीजन की तुलना में अधिक स्थिर होते हैं। ऑक्सीजन यौगिकों में से, ऑक्सीजन अम्लों के लवण सबसे अधिक स्थिर होते हैं और ऑक्साइड सबसे कम स्थिर होते हैं।

हैलोजन के ऑक्सीजन यौगिक हैलोजन के सभी ऑक्सीजन यौगिक अप्रत्यक्ष रूप से प्राप्त होते हैं। लवण सबसे अधिक स्थिर होते हैं, ऑक्साइड और अम्ल सबसे कम स्थिर होते हैं। विभिन्न ऑक्सीकरण अवस्थाओं के अनुरूप बड़ी संख्या में ऑक्साइड के निर्माण से हैलोजन की विशेषता होती है। सबसे बढ़कर, BrO-2 और IO-2 आयन बहुत अस्थिर होते हैं। स्थिर ऑक्साइड क्लोरीन Cl द्वारा बनते हैं, सबसे कम - आयोडीन I। फ्लोरीन के साथ ऑक्सीजन के यौगिकों में, ऑक्सीजन फ्लोराइड F-12O + 2 होता है: फ्लोरीन और ऑक्सीजन के परमाणुओं के बीच का बंधन सहसंयोजक होता है, गैर- के बहुत करीब ध्रुवीय यह एक रंगहीन गैस है जिसमें तीखी ओजोन गंध होती है, पानी में खराब घुलनशील, क्वथनांक = -145 डिग्री सेल्सियस। इसे 1929 में खोला गया था। सोडियम हाइड्रॉक्साइड के 2% घोल के साथ फ्लोरीन की परस्पर क्रिया द्वारा प्राप्त: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I शेष हैलोजन के ऑक्सीजन यौगिकों में सबसे महत्वपूर्ण पर विचार करें। सभी ऑक्साइड अस्थिर होते हैं, गर्मी की एक बड़ी रिहाई के साथ विघटित होते हैं। क्लोरीन ऑक्साइड (I) l2О एक भूरे-पीले रंग की गैस है जिसमें एक अप्रिय गंध होती है। यह कम क्वथनांक की विशेषता है, हवा में सापेक्ष घनत्व 3 है। ऑक्साइड अणु में बंधन कम-ध्रुवीय सहसंयोजक है। इसमें निम्नलिखित रासायनिक गुण हैं: 1. गर्म होने पर, यह आसानी से (विस्फोट के साथ) क्लोरीन और ऑक्सीजन में विघटित हो जाता है: 2C12O=t2Cl2+O2 2. एक अम्लीय ऑक्साइड होने के कारण, यह हाइपोक्लोरस एसिड बनाने के लिए हाइड्रेट करता है: Cl2O+H2O=2HClO 3. यह क्षार और क्षार के साथ परस्पर क्रिया करता है। ऑक्साइड: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO क्लोरीन (I) ऑक्साइड हाइपोक्लोरस एसिड से मेल खाती है। हाइपोक्लोरस एसिड HClO और इसके ब्रोमीन और आयोडीन समकक्ष बहुत कमजोर एसिड होते हैं, और HClO से HIO में जाने पर उनकी ताकत कम हो जाती है। यह इस तथ्य के कारण है कि क्लोरीन में अधिक विद्युतीयता होती है और इलेक्ट्रॉन जोड़े को आकर्षित करती है जो इसे अपने समकक्षों की तुलना में अधिक मजबूती से ऑक्सीजन से बांधती है। यह बदले में, इलेक्ट्रॉन जोड़ी की एक शिफ्ट की ओर जाता है जो ऑक्सीजन के साथ हाइड्रोजन को ऑक्सीजन से बांधता है और हाइड्रोजन को विभाजित करने की क्षमता में वृद्धि करता है। हाइपोक्लोरस एसिड एक विशिष्ट गंध वाला पीला-हरा घोल है। वह और उसके एनालॉग्स में कमजोर वाष्पशील एसिड के सभी गुण हैं, एसिड ऑक्सीकरण कर रहे हैं। इसके अलावा, श्रृंखला HClO, HBrO, HIO में ऑक्सीडेटिव गतिविधि कम हो जाती है। 1. हाइपोक्लोरस एसिड प्रकाश में विघटित होता है: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. पानी निकालने वाले एजेंटों की कार्रवाई के तहत विघटित होता है: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. जब हाइपोक्लोरस एसिड होता है गर्म, हाइड्रोक्लोरिक और क्लोरिक एसिड बनते हैं: 3HCl +1О=2НCl-1+НCl+5O3 ऑक्सीकरण एजेंट Сl++2е- Сl-reducing एजेंट Сl+-4е- Сl+5 क्लोरीन के ऑक्सीजन एसिड के लवण सबसे बड़े महत्व के हैं। ये सभी पानी के साथ क्लोरीन की परस्पर क्रिया की प्रतिक्रिया के आधार पर प्राप्त किए जा सकते हैं। HCl + HClO "Cl2 + H2O इस प्रतिक्रिया के संतुलन को घोल में क्षार जोड़कर आसानी से प्रतिक्रिया उत्पादों की ओर स्थानांतरित किया जा सकता है, जो दो गठित एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I इनका सारांश दो समीकरण, हम प्राप्त करते हैं: l2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O हाइपोक्लोरस अम्ल के लवण हाइपोक्लोराइट कहलाते हैं। हाइपोक्लोराइट और पोटेशियम क्लोराइड युक्त जलीय घोल को भाला पानी कहा जाता है। वह, क्लोरीन (पानी में क्लोरीन का एक घोल) पानी की तरह, सूती कपड़े और कागज को ब्लीच करने के लिए प्रयोग किया जाता है। हाइपोक्लोरस एसिड और उसके लवणों के ऑक्सीकरण और कीटाणुशोधन क्रिया के तंत्र को क्लोरीन की उपस्थिति +1 ऑक्सीकरण अवस्था के साथ समझाया गया है, जो इन प्रक्रियाओं में सक्रिय ऑक्सीकरण गुणों को प्रदर्शित करता है। सीएल++1ई-सीएल° सीएल++2ई-सीएल- हाइपोक्लोराइट्सबहुत मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट हैं। जब क्लोरीन को क्षार के घोल में 100 ° C तक गर्म किया जाता है, तो प्रक्रिया क्लोरेट्स (क्लोरिक एसिड HclO3 के लवण) और क्लोराइड के निर्माण के साथ आगे बढ़ती है: उत्प्रेरक की अनुपस्थिति में 400 ° C तक गर्म करने पर क्लोरेट्स (लवण) से परक्लोरेट बनते हैं। पर्क्लोरिक अम्ल HClO4 का): लाइ के साथ। इस मामले में, हाइपोक्लोराइट कमरे के तापमान पर बनते हैं, और क्लोरेट्स 100 डिग्री सेल्सियस पर बनते हैं। ये रेडॉक्स प्रतिक्रियाएं हैं। क्लोरिक एसिड HClO2 - मध्यम शक्ति। यह जलीय घोलों में अस्थिर है, और ब्रोमीन और आयोडीन के इसके एनालॉग्स और भी कम टिकाऊ हैं। केंद्रीय परमाणु के ऑक्सीकरण की डिग्री में वृद्धि के साथ क्लोरीन ऑक्सीजन एसिड की ताकत बढ़ जाती है: एचसीएल + 1 ओ - कमजोर; एचसीएल + 3O2 - कुछ हद तक मजबूत; HCl + 5O3 बहुत मजबूत है और HClO + 74 सभी ज्ञात अम्लों में सबसे मजबूत है। यदि क्लोरीन कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड के साथ परस्पर क्रिया करता है, जो पाउडर के रूप में लिया जाता है - फुलाना, तो क्लोराइड, या सफेदी, चूना बनता है - क्लोरीन की गंध के साथ एक ढीला सफेद पाउडर। इसमें मुख्य रूप से कैल्शियम हाइपोक्लोराइट Ca(ClO)2, मूल कैल्शियम लवण और कैल्शियम क्लोराइड होता है। अनुमानित समीकरण: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O अक्सर ब्लीच की गुणवत्ता में सुधार के लिए इसमें Ca (ClO) 2 मिलाया जाता है। क्लोरीन एक प्रबल ऑक्सीकारक है। वह बहुत प्रतिक्रियाशील है। इसका उपयोग सूती कपड़े, कागज, पानी के क्लोरीनीकरण, कीटाणुशोधन के लिए, और लगातार विषाक्त पदार्थों से दूषित क्षेत्रों को नष्ट करने के लिए भी किया जाता है। ब्लीच के विरंजन और कीटाणुनाशक गुण भाले और क्लोरीन पानी के गुणों के समान होते हैं: कार्बोनिक एसिड कैल्शियम हाइपोक्लोराइट से हाइपोक्लोरस एसिड को विस्थापित करता है; प्रकाश में, यह परमाणु ऑक्सीजन की रिहाई के साथ विघटित होता है, जिसका ऑक्सीकरण प्रभाव होता है।

प्रश्न

शरीर में आयोडीन के कार्य
थायराइड हार्मोन के निर्माण और मैक्रोफेज के कामकाज के लिए आयोडीन आवश्यक है। मैक्रोफेज विशेष कोशिकाएं हैं जो विभिन्न रोगजनक रोगाणुओं, वायरस, कवक आदि को नष्ट करती हैं।
आयोडीन की कमी से कौन-कौन से रोग होते हैं? आयोडीन की कमी के कारण
मानव शरीर में आयोडीन की कमी से गंभीर चयापचय रोग (थायरॉयड रोग), मानसिक मंदता होती है, और गुणसूत्र क्षति और कैंसर भी हो सकता है। रक्त में कोलेस्ट्रॉल की मात्रा बढ़ जाती है, सभी प्रकार के चयापचय गड़बड़ा जाते हैं। शायद बहरापन, गूंगापन, पक्षाघात, बाँझपन, जन्मजात विकृतियों, गर्भपात, उनींदापन, शोफ, हृदय गति का धीमा होना।
आयोडीन की कमी भोजन और पानी के अपर्याप्त सेवन, विकिरण के संपर्क में आने या कुछ दवाओं के सेवन के कारण विकसित होती है।

फ्लोरीन की खपत का मानदंड। मानव शरीर में भूमिका
फ्लोरीन एक अस्पष्ट तत्व है। फ्लोरीन की अधिकता और कमी दोनों ही मानव स्वास्थ्य के लिए खतरनाक हैं। फ्लोरीन हड्डियों और दांतों में पाया जाता है और हड्डी के ऊतकों के निर्माण के लिए एक आवश्यक तत्व है। एक व्यक्ति के लिए, फ्लोरीन की पर्याप्त मात्रा 1-1.5 मिलीग्राम प्रति 1 लीटर पानी है। हम प्रति लीटर पानी में डेटा देते हैं क्योंकि फ्लोरीन यौगिक आसानी से घुलनशील होते हैं। फ्लोराइड लगभग सभी खाद्य पदार्थों और पेय पदार्थों में पाया जाता है। आज तक, फ्लोरीन की कमी के विकास के बारे में बात करना असंभव है, क्योंकि लगभग सभी मिट्टी में फ्लोरीन की अधिकता होती है, जो कृषि फसलों में अधिक मात्रा में जमा होती है।
फ्लोराइड की अधिकता और कमी का क्या कारण है?
शरीर में फ्लोराइड की कमी का सबसे प्रसिद्ध प्रभाव दंत क्षय का विकास है। फ्लोरीन की अधिकता ओस्टियोचोन्ड्रोसिस, दांतों के आकार और रंग में बदलाव (डेंटल फ्लोरोसिस), जोड़ों में अकड़न और हड्डियों के विकास का कारण बनती है। आवाज का स्पष्ट नुकसान, सूखी घुटन वाली खांसी, दबाव में कमी, रक्तस्राव। फ्लोरीन के संपर्क में आने से त्वचा के रोग (खुजली, जलन, उखड़ना) और श्लेष्मा झिल्ली के रोग होते हैं, और यह भी नाटकीय रूप से जठरांत्र संबंधी मार्ग के कैंसर के विकास के जोखिम को बढ़ाता है।
आधुनिक उत्पादों में फ्लोराइड की अधिकता के कारण। फ्लोराइड में कौन से खाद्य पदार्थ अधिक हैं
चाय जैसे व्यापक पेय के प्रशंसकों को पता होना चाहिए कि चाय जितनी मजबूत होती है, और जितनी देर आप इसे पीते हैं, पेय में उतना ही अधिक फ्लोराइड होता है। 1 लीटर रेड वाइन में 5 मिलीग्राम फ्लोरीन होता है - अधिकतम दैनिक खुराक। अतिरिक्त फ्लोराइड में क्रिल होता है। सामान्य तौर पर, कृषि उत्पादन में अकार्बनिक उर्वरकों के अत्यधिक उपयोग से लगभग सभी पौधों में फ्लोरीन यौगिकों का संचय होता है।

प्रश्न

लोहा- आठवें समूह का एक तत्व (पुराने वर्गीकरण के अनुसार - आठवें समूह का एक पार्श्व उपसमूह) रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की चौथी अवधि डी। I. परमाणु क्रमांक 26 के साथ मेंडेलीव। प्रतीक द्वारा निरूपित फ़े(अव्य. फेरम) पृथ्वी की पपड़ी में सबसे आम धातुओं में से एक (एल्यूमीनियम के बाद दूसरा स्थान)।

एक साधारण पदार्थ लोहा एक उच्च रासायनिक प्रतिक्रिया के साथ एक लचीला चांदी-सफेद धातु है: लोहा हवा में उच्च तापमान या उच्च आर्द्रता पर जल्दी से खराब हो जाता है। शुद्ध ऑक्सीजन में, लोहा जलता है, और सूक्ष्म रूप से बिखरी हुई अवस्था में, यह हवा में स्वतः प्रज्वलित होता है।

उपापचय

ऑक्सीजन विनिमय

ऑक्सीजनकार्बनिक तत्वों को संदर्भित करता है। इसकी सामग्री मानव शरीर के वजन का 65% तक है, यानी एक वयस्क में 40 किलो से अधिक। ऑक्सीजन पृथ्वी पर सबसे आम ऑक्सीकरण एजेंट है; यह पर्यावरण में दो रूपों में मौजूद है - यौगिकों के रूप में (पृथ्वी की पपड़ी और पानी: ऑक्साइड, पेरोक्साइड, हाइड्रोक्साइड, आदि) और एक मुक्त रूप (वायुमंडल) में।

ऑक्सीजन की जैविक भूमिका

ऑक्सीजन का मुख्य (वास्तव में, एकमात्र) कार्य शरीर में रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं में ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में इसकी भागीदारी है। ऑक्सीजन की उपस्थिति के कारण, सभी जानवरों के जीव अपनी जरूरतों के लिए एक निश्चित "दहन" ऊर्जा के निष्कर्षण के साथ विभिन्न पदार्थों (वास्तव में "जला") का उपयोग करने में सक्षम हैं। आराम करने पर, एक वयस्क का शरीर प्रति मिनट 1.8-2.4 ग्राम ऑक्सीजन की खपत करता है।

ऑक्सीजन के स्रोत

मनुष्यों के लिए ऑक्सीजन का मुख्य स्रोत पृथ्वी का वातावरण है, जहां से मानव शरीर श्वास के माध्यम से जीवन के लिए आवश्यक ऑक्सीजन की मात्रा निकालने में सक्षम होता है।

ऑक्सीजन की कमी

मानव शरीर में कमी के साथ, तथाकथित हाइपोक्सिया विकसित होता है।

ऑक्सीजन की कमी के कारण

• वातावरण में ऑक्सीजन की मात्रा में कमी या कमी;
• साँस की हवा में ऑक्सीजन का आंशिक दबाव कम होना (जब ऊँचाई पर चढ़ना - पहाड़ों, विमानों में);
• श्वासावरोध के दौरान फेफड़ों को ऑक्सीजन की आपूर्ति में कमी या कमी;
• ऑक्सीजन परिवहन का उल्लंघन (हृदय प्रणाली की गतिविधि में गड़बड़ी, एनीमिया के दौरान रक्त में हीमोग्लोबिन में उल्लेखनीय कमी, हीमोग्लोबिन की अपने कार्यों को करने में असमर्थता - ऊतकों को बांधने, परिवहन या ऑक्सीजन देने के लिए, उदाहरण के लिए, के मामले में कार्बन मोनोऑक्साइड विषाक्तता);
• ऊतकों में रेडॉक्स प्रक्रियाओं के उल्लंघन के कारण ऊतकों की ऑक्सीजन का उपयोग करने में असमर्थता (उदाहरण के लिए, साथ)

ऑक्सीजन की कमी के परिणाम

तीव्र हाइपोक्सिया के लिए:

• बेहोशी;
• विकार, अपरिवर्तनीय क्षति और केंद्रीय तंत्रिका तंत्र की तीव्र मृत्यु (शाब्दिक रूप से मिनटों में)

क्रोनिक हाइपोक्सिया के लिए:

• तेजी से शारीरिक और मानसिक थकान;
• केंद्रीय तंत्रिका तंत्र के विकार;
• क्षिप्रहृदयता और आराम से या थोड़े परिश्रम के साथ सांस की तकलीफ

अतिरिक्त ऑक्सीजन

यह बहुत कम ही देखा जाता है, एक नियम के रूप में, कृत्रिम परिस्थितियों में (उदाहरण के लिए, हाइपरबेरिक कक्ष, पानी में गोता लगाते समय अनुचित रूप से चयनित श्वास मिश्रण, आदि)। इस मामले में, अत्यधिक ऑक्सीजन युक्त हवा में लंबे समय तक साँस लेना ऑक्सीजन विषाक्तता के साथ होता है - इसकी अत्यधिक मात्रा के परिणामस्वरूप, अंगों और ऊतकों में बड़ी मात्रा में मुक्त कण बनते हैं, लिपिड सहित कार्बनिक पदार्थों के सहज ऑक्सीकरण की प्रक्रिया शुरू होती है। पेरोक्सीडेशन

योजना:

डिस्कवरी इतिहास

नाम की उत्पत्ति

प्रकृति में होना

रसीद

भौतिक गुण

रासायनिक गुण

आवेदन

ऑक्सीजन की जैविक भूमिका

विषाक्त ऑक्सीजन डेरिवेटिव

10. समस्थानिक

ऑक्सीजन

ऑक्सीजन- 16 वें समूह का एक तत्व (पुराने वर्गीकरण के अनुसार - समूह VI का मुख्य उपसमूह), परमाणु संख्या 8 के साथ DI मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की दूसरी अवधि। इसे प्रतीक O (lat) द्वारा निर्दिष्ट किया गया है। ऑक्सीजनियम)। ऑक्सीजन एक प्रतिक्रियाशील अधातु है और चाकोजेन समूह का सबसे हल्का तत्व है। सरल पदार्थ ऑक्सीजन(सीएएस संख्या: 7782-44-7) सामान्य परिस्थितियों में - रंग, स्वाद और गंध के बिना एक गैस, जिसके अणु में दो ऑक्सीजन परमाणु होते हैं (सूत्र ओ 2), और इसलिए इसे डाइऑक्सीजन भी कहा जाता है। तरल ऑक्सीजन में एक है हल्का नीला, और ठोस हल्का नीला क्रिस्टल है।

ऑक्सीजन के अन्य एलोट्रोपिक रूप हैं, उदाहरण के लिए, ओजोन (सीएएस संख्या: 10028-15-6) - सामान्य परिस्थितियों में, एक विशिष्ट गंध वाली एक नीली गैस, जिसके अणु में तीन ऑक्सीजन परमाणु होते हैं (सूत्र ओ 3)।

1. डिस्कवरी इतिहास

यह आधिकारिक तौर पर माना जाता है कि ऑक्सीजन की खोज अंग्रेजी रसायनज्ञ जोसेफ प्रीस्टली ने 1 अगस्त, 1774 को एक भली भांति बंद करके सील किए गए बर्तन में पारा ऑक्साइड को विघटित करके की थी (प्रिस्टली ने एक शक्तिशाली लेंस का उपयोग करके इस परिसर में सूर्य की किरणों को निर्देशित किया था)।

हालांकि, प्रीस्टले को शुरू में यह नहीं पता था कि उन्होंने एक नए सरल पदार्थ की खोज की है, उनका मानना ​​​​था कि उन्होंने हवा के एक घटक भागों को अलग कर दिया (और इस गैस को "डिफलास्टिकेटेड एयर" कहा जाता है)। प्रीस्टले ने अपनी खोज की सूचना उत्कृष्ट फ्रांसीसी रसायनज्ञ एंटोनी लवॉज़ियर को दी। 1775 में, ए. लैवोजियर ने स्थापित किया कि ऑक्सीजन वायु, अम्ल का एक अभिन्न अंग है और कई पदार्थों में पाया जाता है।

कुछ साल पहले (1771 में), स्वीडिश रसायनज्ञ कार्ल शीले ने ऑक्सीजन प्राप्त की थी। उन्होंने सल्फ्यूरिक एसिड के साथ सॉल्टपीटर को शांत किया और फिर परिणामस्वरूप नाइट्रिक ऑक्साइड को विघटित कर दिया। शीले ने इस गैस को "उग्र हवा" कहा और 1777 में प्रकाशित एक पुस्तक में अपनी खोज का वर्णन किया (ठीक है क्योंकि प्रीस्टली ने अपनी खोज की घोषणा के बाद पुस्तक को बाद में प्रकाशित किया था, बाद वाले को ऑक्सीजन का खोजकर्ता माना जाता है)। स्कील ने भी अपने अनुभव की सूचना लवॉज़ियर को दी।

ऑक्सीजन की खोज में योगदान देने वाला एक महत्वपूर्ण चरण फ्रांसीसी रसायनज्ञ पियरे बेयन का काम था, जिन्होंने पारा के ऑक्सीकरण और इसके ऑक्साइड के बाद के अपघटन पर काम प्रकाशित किया था।

अंत में, ए। लावोइसियर ने प्रीस्टली और शीले की जानकारी का उपयोग करते हुए, परिणामी गैस की प्रकृति का पता लगाया। उनके काम का बहुत महत्व था, क्योंकि इसके लिए धन्यवाद, उस समय पर हावी और रसायन विज्ञान के विकास में बाधा डालने वाले फ्लॉजिस्टन सिद्धांत को उखाड़ फेंका गया था। लैवोजियर ने विभिन्न पदार्थों के दहन पर एक प्रयोग किया और जले हुए तत्वों के वजन पर परिणाम प्रकाशित करके फ्लॉजिस्टन के सिद्धांत का खंडन किया। राख का वजन तत्व के प्रारंभिक वजन से अधिक हो गया, जिससे लैवोज़ियर को यह दावा करने का अधिकार मिला कि दहन के दौरान पदार्थ की एक रासायनिक प्रतिक्रिया (ऑक्सीकरण) होती है, इस संबंध में, मूल पदार्थ का द्रव्यमान बढ़ जाता है, जो इस बात का खंडन करता है कि फ्लॉजिस्टन का सिद्धांत।

इस प्रकार, ऑक्सीजन की खोज का श्रेय वास्तव में प्रीस्टली, शीले और लवॉज़ियर द्वारा साझा किया जाता है।

1. नाम की उत्पत्ति

ऑक्सीजन शब्द (19 वीं शताब्दी की शुरुआत में इसे अभी भी "एसिड" कहा जाता था), रूसी भाषा में इसकी उपस्थिति कुछ हद तक एम. इस प्रकार शब्द "ऑक्सीजन", बदले में, "ऑक्सीजन" (फ्रेंच ऑक्सीजन) शब्द का एक ट्रेसिंग-पेपर था, जिसे ए। लैवोसियर (अन्य ग्रीक ὀξύς - "खट्टा" और γεννάω - "मैं जन्म देता हूं") द्वारा प्रस्तावित किया गया था। जो "जनरेटिंग एसिड" के रूप में अनुवाद करता है, जो इसके मूल अर्थ से जुड़ा हुआ है - "एसिड", जिसका पहले आधुनिक अंतरराष्ट्रीय नामकरण के अनुसार ऑक्साइड कहा जाता था।

1. प्रकृति में होना

ऑक्सीजन पृथ्वी पर सबसे आम तत्व है; इसका हिस्सा (विभिन्न यौगिकों के हिस्से के रूप में, मुख्य रूप से सिलिकेट) ठोस पृथ्वी की पपड़ी के द्रव्यमान का लगभग 47.4% है। समुद्र और ताजे पानी में बड़ी मात्रा में बाध्य ऑक्सीजन होती है - 88.8% (द्रव्यमान से), वायुमंडल में मुक्त ऑक्सीजन की मात्रा मात्रा से 20.95% और द्रव्यमान से 23.12% होती है। पृथ्वी की पपड़ी के 1500 से अधिक यौगिकों की संरचना में ऑक्सीजन है।

ऑक्सीजन कई कार्बनिक पदार्थों का एक घटक है और सभी जीवित कोशिकाओं में मौजूद है। जीवित कोशिकाओं में परमाणुओं की संख्या के संदर्भ में, द्रव्यमान अंश के संदर्भ में यह लगभग 25% है - लगभग 65%।