Oksigen adalah unsur yang paling melimpah di Bumi. Air laut mengandung 85,82% oksigen, udara atmosfer 23,15% berat atau 20,93% volume, dan 47,2% berat di kerak bumi. Konsentrasi oksigen di atmosfer ini dipertahankan konstan melalui proses fotosintesis. Dalam proses ini, tumbuhan hijau menggunakan sinar matahari untuk mengubah karbon dioksida dan air menjadi karbohidrat dan oksigen. Massa utama oksigen berada dalam keadaan terikat; jumlah molekul oksigen di atmosfer hanya 0,01% dari total kandungan oksigen di kerak bumi. Dalam kehidupan alam, oksigen sangat penting. Oksigen dan senyawanya sangat diperlukan untuk menopang kehidupan. Mereka memainkan peran penting dalam proses metabolisme dan respirasi. Oksigen adalah bagian dari protein, lemak, karbohidrat dari mana organisme "dibangun"; tubuh manusia, misalnya, mengandung sekitar 65% oksigen. Sebagian besar organisme memperoleh energi yang mereka butuhkan untuk melakukan fungsi vitalnya dengan mengoksidasi zat tertentu dengan bantuan oksigen. Penurunan oksigen di atmosfer sebagai akibat dari proses respirasi, pembusukan dan pembakaran dikompensasi oleh oksigen yang dilepaskan selama fotosintesis. Deforestasi, erosi tanah, berbagai pekerjaan tambang di permukaan mengurangi massa total fotosintesis dan mengurangi sirkulasi di area yang luas.

Oksigen tidak selalu menjadi bagian dari atmosfer bumi. Itu muncul sebagai hasil dari aktivitas vital organisme fotosintesis. Di bawah pengaruh sinar ultraviolet, itu berubah menjadi ozon. Saat ozon terakumulasi, lapisan ozon terbentuk di bagian atas atmosfer. Lapisan ozon, seperti layar, secara andal melindungi permukaan bumi dari radiasi ultraviolet, yang berakibat fatal bagi organisme hidup.

Siklus oksigen geokimia menghubungkan cangkang gas dan cairan dengan kerak bumi. Poin utamanya adalah: pelepasan oksigen bebas selama fotosintesis, oksidasi unsur kimia, masuknya senyawa yang sangat teroksidasi ke zona dalam kerak bumi dan pengurangan sebagiannya, termasuk karena senyawa karbon, penghilangan karbon monoksida dan air ke permukaan kerak bumi dan keterlibatannya dalam reaksi fotosintesis.

Selain siklus oksigen yang dijelaskan di atas dalam bentuk tidak terikat, elemen ini juga melakukan siklus terpenting, memasuki komposisi air (Gbr. 3). Selama siklus tersebut, air menguap dari permukaan laut, uap air bergerak mengikuti arus udara, mengembun, dan air kembali dalam bentuk presipitasi ke permukaan darat dan laut. Ada siklus air besar, di mana air yang telah jatuh dalam bentuk presipitasi di darat kembali ke laut melalui limpasan permukaan dan bawah tanah; dan siklus air kecil, di mana curah hujan jatuh di permukaan laut.

Siklus oksigen disertai dengan kedatangan dan konsumsinya.

Kedatangan oksigen meliputi: 1) pelepasan selama fotosintesis; 2) pembentukan lapisan ozon di bawah pengaruh radiasi UV (dalam jumlah kecil); 3) disosiasi molekul air di lapisan atas atmosfer di bawah pengaruh radiasi UV; 4) pembentukan ozon - O3.

Konsumsi oksigen meliputi: 1) konsumsi hewan selama respirasi; 2) proses oksidatif di kerak bumi; 3) oksidasi karbon monoksida (CO) yang dilepaskan selama letusan gunung berapi.

Oksigen adalah elemen biogenik utama yang merupakan bagian dari molekul semua zat terpenting yang menyediakan struktur dan fungsi sel - protein, asam nukleat, karbohidrat, lipid, serta banyak senyawa dengan berat molekul rendah. Di setiap tumbuhan atau hewan, ada lebih banyak oksigen daripada elemen lainnya (rata-rata sekitar 70%). Jaringan otot manusia mengandung 16% oksigen, jaringan tulang - 28,5%; secara total, tubuh rata-rata orang (berat badan 70 kg) mengandung 43 kg oksigen. Oksigen masuk ke dalam tubuh hewan dan manusia terutama melalui organ pernapasan (oksigen bebas) dan dengan air (oksigen terikat). Kebutuhan tubuh akan oksigen ditentukan oleh tingkat (intensitas) metabolisme, yang tergantung pada massa dan permukaan tubuh, usia, jenis kelamin, nutrisi, kondisi lingkungan, dll. Dalam ekologi, rasio respirasi total (yaitu, proses oksidatif total) dari komunitas ditentukan sebagai karakteristik energi penting organisme terhadap total biomassanya.

Sejumlah kecil oksigen digunakan dalam pengobatan: oksigen (dari apa yang disebut bantal oksigen) diberikan beberapa waktu untuk bernapas bagi pasien yang mengalami kesulitan bernapas. Namun, harus diingat bahwa menghirup udara yang diperkaya dengan oksigen dalam waktu lama berbahaya bagi kesehatan manusia. Konsentrasi oksigen yang tinggi menyebabkan terbentuknya radikal bebas pada jaringan yang mengganggu struktur dan fungsi biopolimer. Radiasi pengion memiliki efek yang sama pada tubuh. Oleh karena itu, penurunan kandungan oksigen (hipoksia) dalam jaringan dan sel ketika tubuh disinari dengan radiasi pengion memiliki efek perlindungan - yang disebut efek oksigen. Efek ini digunakan dalam terapi radiasi: dengan meningkatkan kandungan oksigen di tumor dan menurunkan kandungannya di jaringan sekitarnya, mereka meningkatkan kerusakan radiasi pada sel tumor dan mengurangi kerusakan pada sel yang sehat. Pada beberapa penyakit, saturasi tubuh dengan oksigen di bawah tekanan tinggi digunakan - oksigenasi hiperbarik.

Fungsi utama (pada kenyataannya, satu-satunya) oksigen adalah partisipasinya sebagai agen pengoksidasi dalam reaksi redoks dalam tubuh. Karena adanya oksigen, organisme semua hewan dapat memanfaatkan (sebenarnya "membakar") berbagai zat (karbohidrat, lemak, protein) dengan ekstraksi energi "pembakaran" tertentu untuk kebutuhan mereka sendiri. Saat istirahat, tubuh orang dewasa mengkonsumsi 1,8-2,4 g oksigen per menit.

Ozon(dari bahasa Yunani lainnya - I bau) - modifikasi alotropik oksigen yang terdiri dari molekul O 3 triatomik. Dalam kondisi normal - gas biru. Ketika dicairkan, itu berubah menjadi cairan nila. Dalam bentuk padat, berwarna biru tua, kristal hampir hitam.

Pertanyaan

Sulfur- unsur dari golongan ke-16 (menurut klasifikasi yang sudah ketinggalan zaman - subkelompok utama golongan VI), periode ketiga dari sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev, dengan nomor atom 16. Menunjukkan sifat non-logam. Ditunjukkan dengan simbol S(lat. sulfur). Dalam senyawa hidrogen dan oksigen, itu adalah bagian dari berbagai ion, membentuk banyak asam dan garam. Banyak garam yang mengandung belerang sedikit larut dalam air.

Di udara, belerang terbakar, membentuk belerang dioksida - gas tidak berwarna dengan bau menyengat:

Menggunakan analisis spektral, ditemukan bahwa sebenarnya proses oksidasi belerang menjadi dioksida adalah reaksi berantai dan terjadi dengan pembentukan sejumlah produk antara: belerang monoksida S 2 O 2 , molekul belerang S 2 , atom belerang bebas S dan radikal bebas belerang monoksida SO .

Sifat pereduksi belerang dimanifestasikan dalam reaksi belerang dengan non-logam lainnya, namun, pada suhu kamar, belerang hanya bereaksi dengan fluor:

Lelehan belerang bereaksi dengan klorin, sedangkan pembentukan dua klorida yang lebih rendah (sulfur diklorida dan ditiodiklorida) dimungkinkan:

Dengan kelebihan belerang, berbagai poliser diklorida tipe S n Cl 2 juga terbentuk.

Ketika dipanaskan, belerang juga bereaksi dengan fosfor, membentuk campuran fosfor sulfida, di antaranya adalah sulfida tertinggi P 2 S 5:

Selain itu, ketika dipanaskan, belerang bereaksi dengan hidrogen, karbon, silikon:

(hidrogen sulfida)

(karbon disulfida)

Ketika dipanaskan, belerang berinteraksi dengan banyak logam, seringkali sangat keras. Terkadang campuran logam dengan belerang menyala saat dinyalakan. Dalam interaksi ini, sulfida terbentuk:

Larutan sulfida logam alkali bereaksi dengan belerang membentuk polisulfida:

Dari zat kompleks, pertama-tama, reaksi belerang dengan alkali cair harus diperhatikan, di mana belerang tidak proporsional mirip dengan klorin:

Paduan yang dihasilkan disebut hati belerang.

Dengan asam pengoksidasi pekat (HNO 3, H 2 SO 4), belerang hanya bereaksi dengan pemanasan yang lama:

Dengan peningkatan suhu uap belerang, perubahan terjadi dalam komposisi molekul kuantitatif. Jumlah atom dalam molekul berkurang:

Pada 800-1400 °C, uap sebagian besar terdiri dari belerang diatomik:

Dan pada 1700 ° C, belerang menjadi atom:

Peran biologis: Sulfur selalu ada di semua organisme hidup, menjadi elemen biogenik yang penting. Kandungannya pada tumbuhan adalah 0,3-1,2%, pada hewan 0,5-2% (organisme laut mengandung lebih banyak belerang daripada yang terestrial). Signifikansi biologis belerang ditentukan terutama oleh fakta bahwa itu adalah bagian dari asam amino metionin dan sistein dan, akibatnya, dalam komposisi peptida dan protein. Ikatan disulfida –S–S– dalam rantai polipeptida terlibat dalam pembentukan struktur spasial protein, dan gugus sulfhidril (–SH) memainkan peran penting dalam pusat aktif enzim. Selain itu, belerang termasuk dalam molekul hormon, zat penting. Belerang banyak ditemukan di keratin rambut, tulang, dan jaringan saraf. Senyawa belerang anorganik sangat penting untuk nutrisi mineral tanaman. Mereka berfungsi sebagai substrat untuk reaksi oksidatif yang dilakukan oleh bakteri sulfur alami.

Tubuh rata-rata orang (berat badan 70 kg) mengandung sekitar 1402 g belerang. Kebutuhan harian orang dewasa untuk belerang adalah sekitar 4.

Namun, dalam hal dampak negatifnya terhadap lingkungan dan manusia, belerang (lebih tepatnya, senyawanya) adalah salah satu tempat pertama. Sumber utama pencemaran belerang adalah pembakaran batu bara dan bahan bakar lain yang mengandung belerang. Pada saat yang sama, sekitar 96% belerang yang terkandung dalam bahan bakar memasuki atmosfer dalam bentuk belerang dioksida SO 2 .

Di atmosfer, belerang dioksida secara bertahap teroksidasi menjadi belerang oksida (VI). Kedua oksida - baik sulfur oksida (IV) dan sulfur oksida (VI) - berinteraksi dengan uap air untuk membentuk larutan asam. Solusi ini kemudian jatuh sebagai hujan asam. Begitu berada di dalam tanah, air asam menghambat perkembangan fauna dan tanaman tanah. Akibatnya, kondisi yang tidak menguntungkan diciptakan untuk pengembangan vegetasi, terutama di wilayah utara, di mana polusi kimia ditambahkan ke iklim yang keras. Akibatnya, hutan mati, tutupan rumput terganggu, dan kondisi badan air memburuk. Hujan asam menghancurkan monumen yang terbuat dari marmer dan bahan lainnya, bahkan merusak bangunan batu dan produk logam. Oleh karena itu, perlu dilakukan berbagai upaya untuk mencegah masuknya senyawa belerang dari bahan bakar ke atmosfer. Untuk melakukan ini, minyak dan produk minyak dimurnikan dari senyawa belerang, dan gas yang terbentuk selama pembakaran bahan bakar dimurnikan.

Dengan sendirinya, belerang dalam bentuk debu mengiritasi selaput lendir, organ pernapasan dan dapat menyebabkan penyakit serius. MPC belerang di udara adalah 0,07 mg/m 3 .

Banyak senyawa belerang yang beracun. Terutama yang patut diperhatikan adalah hidrogen sulfida, yang menghirupnya dengan cepat menyebabkan reaksi tumpul terhadap baunya yang tidak sedap dan dapat menyebabkan keracunan parah, bahkan dengan hasil yang fatal. Konsentrasi maksimum hidrogen sulfida yang diperbolehkan di udara tempat kerja adalah 10 mg/m 3 , di udara atmosfer 0,008 mg/m 3 .

Sulfur(II) oksida (belerang monoksida, belerang monoksida) adalah senyawa anorganik biner. Dalam kondisi normal, itu adalah gas tidak berwarna dengan bau yang menyengat dan tidak menyenangkan. Bereaksi dengan air. Ini sangat langka di atmosfer bumi. Termodinamika tidak stabil, ada sebagai dimer S 2 O 2 . Bereaksi sangat aktif dengan oksigen, membentuk belerang dioksida.

Resi

Metode utama untuk memperolehnya adalah pembakaran belerang:

Diperoleh dengan penguraian belerang dioksida:

Sifat kimia

Ini larut dalam air untuk membentuk asam tiosulfat:

Aplikasi

Karena kelangkaan dan ketidakstabilannya, belerang monoksida belum digunakan.

Toksisitas

Karena ketidakstabilan belerang monoksida, sulit untuk menentukan toksisitasnya, tetapi dalam bentuk pekat, belerang monoksida berubah menjadi peroksida, yang beracun dan korosif.

Sulfur(IV) oksida (sulfur dioksida, sulfur dioksida, sulfur dioksida, sulfur dioksida) - senyawa belerang dengan oksigen dengan komposisi SO 2. Dalam kondisi normal, itu adalah gas tidak berwarna dengan bau menyengat yang khas (bau korek api yang menyala). Ini mencair di bawah tekanan pada suhu kamar. Larut dalam air untuk membentuk asam belerang yang tidak stabil; kelarutan 11,5 g/100 g air pada 20 °C, menurun dengan meningkatnya suhu. Ini juga larut dalam etanol dan asam sulfat. Salah satu komponen utama gas vulkanik.

Resi

Metode industri untuk memperolehnya adalah pembakaran belerang atau pemanggangan sulfida, terutama pirit:

Dalam kondisi laboratorium dan di alam, SO2 diperoleh melalui aksi asam kuat pada sulfit dan hidrosulfit. Asam sulfat yang dihasilkan H 2 SO 3 segera terurai menjadi SO 2 dan H 2 O:

Juga, sulfur dioksida dapat diperoleh dengan aksi asam sulfat pekat pada logam aktif rendah saat dipanaskan:

Sifat kimia

Spektrum serapan SO2 dalam kisaran ultraviolet.

Mengacu pada oksida asam. Ini larut dalam air untuk membentuk asam sulfat (dalam kondisi normal, reaksinya reversibel):

Membentuk sulfit dengan alkali:

Aktivitas kimia SO2 sangat tinggi. Sifat pereduksi SO 2 yang paling menonjol, tingkat oksidasi belerang dalam reaksi tersebut meningkat:

Reaksi kedua dari belakang adalah reaksi kualitatif terhadap ion sulfit SO 3 2− dan SO 2 (perubahan warna larutan ungu).

Dengan adanya zat pereduksi kuat, SO 2 mampu menunjukkan sifat pengoksidasi. Misalnya, untuk mengekstrak belerang dari gas limbah industri metalurgi, digunakan reduksi SO 2 dengan karbon monoksida (II):

Atau untuk mendapatkan asam hipofosfat:

Aplikasi

Sebagian besar belerang(IV) oksida digunakan untuk menghasilkan asam belerang. Ini juga digunakan dalam pembuatan anggur sebagai pengawet (bahan tambahan makanan E220). Karena gas ini membunuh mikroorganisme, toko dan gudang sayuran difumigasi dengannya. Sulfur(IV) oksida digunakan untuk memutihkan jerami, sutra dan wol, bahan yang tidak dapat diputihkan dengan klorin. Ini juga digunakan sebagai pelarut di laboratorium. Dengan aplikasi ini, seseorang harus menyadari kemungkinan kandungan pengotor dalam SO 2 dalam bentuk SO 3, H 2 O, dan, sebagai akibat dari adanya air, H 2 SO 4 dan H 2 SO 3. Mereka dihilangkan dengan melewatkan H2SO4 pekat melalui pelarut; ini paling baik dilakukan di bawah vakum atau di peralatan tertutup lainnya. Sulfur oksida (IV) juga digunakan untuk memperoleh berbagai garam asam sulfat.

Tindakan beracun

SO2 sangat beracun. Gejala keracunan belerang dioksida adalah hidung meler, batuk, suara serak, sakit tenggorokan parah dan sisa rasa yang aneh. Saat menghirup sulfur dioksida pada konsentrasi yang lebih tinggi - mati lemas, gangguan bicara, kesulitan menelan, muntah, edema paru akut mungkin terjadi.

Dengan inhalasi jangka pendek, ia memiliki efek iritasi yang kuat, menyebabkan batuk dan sakit tenggorokan.

MPC (konsentrasi maksimum yang diizinkan):

· di udara atmosfer maksimum satu kali - 0,5 mg/m³, rata-rata harian - 0,05 mg/m³;

di dalam ruangan (area kerja) - 10 mg/m³

Menariknya, kepekaan terhadap SO2 sangat berbeda pada individu, hewan dan tumbuhan. Jadi, di antara tanaman, birch dan ek adalah yang paling tahan terhadap sulfur dioksida, yang paling tidak tahan adalah mawar, pinus, dan cemara.

Sulfur oksida (VI) (anhidrida sulfat, belerang trioksida, gas belerang) SO 3 - oksida belerang lebih tinggi, jenis ikatan kimia: ikatan kimia kovalen polar. Dalam kondisi normal, cairan yang sangat mudah menguap, tidak berwarna dengan bau yang menyesakkan. Pada suhu di bawah 16,9 ° C, itu memadat dengan pembentukan campuran berbagai modifikasi kristal SO3 padat.

Resi

Diperoleh dengan mengoksidasi sulfur oksida (IV) dengan oksigen atmosfer ketika dipanaskan, dengan adanya katalis (V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 atau oksida besi (III) Fe 2 O 3):

Dapat diperoleh dengan dekomposisi termal sulfat:

atau interaksi SO 2 dengan ozon:

Untuk oksidasi SO 2, NO 2 juga digunakan:

Reaksi ini mendasari metode nitrous yang pertama secara historis untuk produksi asam sulfat.

Sifat kimia

1. Asam-basa: SO 3 adalah oksida asam khas, anhidrida sulfat. Aktivitas kimianya cukup tinggi. Ketika direaksikan dengan air, ia membentuk asam sulfat:

Namun, dalam reaksi ini, asam sulfat terbentuk dalam bentuk aerosol, oleh karena itu, dalam industri, oksida belerang (VI) dilarutkan dalam asam sulfat untuk membentuk molekul, yang kemudian dilarutkan dalam air untuk membentuk asam sulfat. konsentrasi yang diinginkan.

Berinteraksi dengan basis:

dan oksida:

SO3 larut dalam asam sulfat 100%, membentuk oleum.

"2" . Redoks: SO 3 dicirikan oleh sifat pengoksidasi yang kuat, biasanya direduksi menjadi sulfur dioksida:

3. Saat berinteraksi dengan hidrogen klorida, asam klorosulfonat terbentuk:

Ia juga bereaksi dengan sulfur diklorida dan klorin untuk membentuk tionil klorida:

Aplikasi

Sulfat anhidrida digunakan terutama dalam produksi asam sulfat.

Sulfur anhidrida juga dilepaskan ke udara ketika pelet belerang dibakar, yang digunakan dalam desinfeksi tempat. Setelah kontak dengan permukaan basah, anhidrida sulfat berubah menjadi asam sulfat, yang sudah menghancurkan jamur dan organisme berbahaya lainnya.

ASAM SULFAT

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - asam belerang - asam dengan kekuatan sedang, sesuai dengan keadaan oksidasi belerang +4, senyawa rapuh, hanya ada dalam larutan berair (tidak diisolasi dalam keadaan bebas), dioksidasi oleh atmosfer oksigen, berubah menjadi asam sulfat H2S04H2S04, pemulih yang baik. Sebagai asam dibasa, ia membentuk dua seri garam: hidrosulfit (NaHSO3NaHSO3, melebihi alkali):

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

dan sulfit (Na2SO3Na2SO3 - dengan kekurangan alkali):

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

Seperti belerang dioksida, asam belerang dan garamnya adalah zat pereduksi kuat:

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

Ketika berinteraksi dengan zat pereduksi yang lebih kuat, ia dapat memainkan peran sebagai zat pengoksidasi:

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

Reaksi kualitatif terhadap ion sulfit adalah evolusi gas dengan bau menyengat (SO2SO2) saat berinteraksi dengan asam:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

Selain itu, larutan ion sulfit menghitamkan larutan kalium permanganat:

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

Namun, reaksi ini jarang digunakan untuk deteksi kualitatif ion sulfit.

Asam sulfat dan garamnya digunakan sebagai zat pereduksi untuk pemutihan wol, sutra dan bahan lain yang tidak tahan terhadap pemutihan dengan zat pengoksidasi kuat (klorin). Asam sulfat digunakan dalam pengawetan buah-buahan dan sayuran. Kalsium hidrosulfit (larutan sulfit, Ca (HSO3) 2Ca (HSO3) 2) digunakan untuk mengolah kayu menjadi apa yang disebut selulosa sulfit (larutan kalsium hidrosulfit melarutkan lignin, zat yang mengikat serat selulosa, akibatnya serat dipisahkan satu sama lain; diperlakukan dengan cara ini kayu digunakan untuk membuat kertas).

ASAM SULFUR

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - asam sulfat - cairan berminyak tidak berwarna, tidak berbau, tidak mudah menguap, mengkristal pada 10.3010.30С, berat, aktif menyerap uap air, zat pengoksidasi kuat, asam dibasa, membentuk dua seri garam: sulfat dan hidrosulfat, yang hanya BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4, dan SrSO4SrSO4 yang praktis tidak larut.

Sifat spesifik asam sulfat dibahas secara rinci dalam topik "Interaksi asam sulfat dengan logam dan non-logam".

Karena kemampuan untuk menggantikan atom hidrogen dan belerang dan pembentukan "jembatan" oksigen, belerang mampu membentuk sejumlah asam yang mengandung oksigen:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - pirosulfat, atau asam disulfat.

Ketika anhidrida sulfat S03S03 dilarutkan dalam asam sulfat, oleum diperoleh, terutama terdiri dari asam pirosulfat. Ketika oleum didinginkan, asam memisahkan sebagai kristal tidak berwarna. Asam pirosulfat membentuk garam - disulfat atau pirosulfat (Na2S2O7Na2S2O7), yang, ketika dipanaskan di atas titik leleh, terurai, berubah menjadi sulfat.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (rumus struktur H-O-S-O-H) asam sulfoxylic; tidak terisolasi dalam keadaan bebas.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - asam peroksisulfat, atau persulfat, memiliki sifat pengoksidasi kuat, membentuk garam persulfat (lihat struktur pada Gambar 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - asam tiosulfat, dibentuk sebagai produk antara dalam berbagai reaksi. Asam tiosulfat dapat dianggap sebagai asam belerang di mana atom oksigen digantikan oleh belerang. Baik asam itu sendiri maupun garamnya telah diisolasi dalam keadaan bebas.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - asam tiosulfat - tidak stabil, sudah terurai pada suhu kamar, membentuk garam - tiosulfat, yang jauh lebih stabil daripada asam dan sering digunakan dalam industri sebagai zat pereduksi

H2S204H2S204 (S+4S+4-dithionic atau asam belerang, hanya ada dalam bentuk garam.

Ada sekelompok asam polithionat yang sesuai dengan rumus umum H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4, di mana x mengambil nilai dari 2 hingga 6. Asam polithionat tidak stabil dan hanya diketahui dalam larutan berair. Garamnya - politionat - adalah lebih stabil, beberapa di antaranya diperoleh dalam bentuk kristal.

Hidrogen sulfida (hidrogen sulfida, hidrogen sulfida, dihidrosulfida)- gas tidak berwarna dengan rasa manis, berbau telur ayam busuk. Senyawa kimia biner hidrogen dan belerang. Rumus kimia - H 2 S. Sedikit larut dalam air, baik - dalam etanol. Beracun. Pada konsentrasi tinggi, ia berinteraksi dengan banyak logam. Mudah terbakar. Batas konsentrasi penyalaan dalam campuran dengan udara adalah 4,5-45% hidrogen sulfida. Ini digunakan dalam industri kimia untuk sintesis senyawa tertentu, produksi unsur belerang, asam sulfat, dan sulfida. Hidrogen sulfida juga digunakan secara medis, seperti dalam rendaman hidrogen sulfida.

Ionisasi intrinsik hidrogen sulfida cair dapat diabaikan.

Hidrogen sulfida sedikit larut dalam air, larutan berair H 2 S adalah asam yang sangat lemah:

K a \u003d 6,9 10 -7 mol / l; p K a = 6.89.l

Bereaksi dengan alkali:

(garam sedang, dengan kelebihan NaOH)

(garam asam, dengan perbandingan 1:1)

Hidrogen sulfida adalah agen pereduksi kuat. Potensial redoks:

Di udara ia terbakar dengan nyala biru:

dengan kekurangan oksigen:

(Metode industri untuk memproduksi belerang didasarkan pada reaksi ini).

Hidrogen sulfida juga bereaksi dengan banyak oksidator lain; ketika dioksidasi dalam larutan, belerang bebas atau ion SO 4 2− terbentuk, misalnya:

Reaksi kualitatif terhadap hidrogen sulfida, asam hidrosulfida dan garamnya adalah interaksinya dengan garam timbal, di mana endapan hitam timbal sulfida terbentuk, misalnya:

Ketika hidrogen sulfida melewati darah manusia, warnanya menjadi hitam, karena hemoglobin dihancurkan, dan besi, yang merupakan bagian darinya dan memberi warna merah pada darah, bereaksi dengan hidrogen sulfida dan membentuk besi sulfida hitam.

Pertanyaan

halogen(dari bahasa Yunani - "garam" dan - "kelahiran, asal"; terkadang nama yang sudah ketinggalan zaman digunakan halida) - unsur-unsur kimia dari kelompok ke-17 dari tabel periodik unsur-unsur kimia D. I. Mendeleev (menurut klasifikasi yang sudah ketinggalan zaman - unsur-unsur dari subkelompok utama kelompok VII).

Mereka bereaksi dengan hampir semua zat sederhana, kecuali beberapa non-logam. Semua halogen adalah oksidator energik, oleh karena itu mereka hanya terjadi di alam dalam bentuk senyawa. Dengan peningkatan nomor seri, aktivitas kimia halogen menurun, aktivitas kimia ion halida F - , Cl - , Br - , I - , At - menurun.

Halogen termasuk fluor F, klorin Cl, bromin Br, yodium I, astatin At, dan (secara resmi) elemen buatan ununseptium Uus.

Semua halogen menunjukkan aktivitas oksidatif yang tinggi, yang menurun ketika berpindah dari fluor ke astatin. Fluor adalah yang paling aktif dari halogen, bereaksi dengan semua logam tanpa kecuali, banyak dari mereka secara spontan menyala di atmosfer fluor, melepaskan sejumlah besar panas, misalnya:

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

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

Tanpa pemanasan, fluor juga bereaksi dengan banyak non-logam (H 2 , S, C, Si, P); semua reaksi adalah sangat eksotermik, misalnya:

H2 + F2 = 2HF + 547 kJ,

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

Saat dipanaskan, fluor mengoksidasi semua halogen lainnya sesuai dengan skema

Hal 2 + F 2 = 2HalF

di mana Hal = Cl, Br, I, At, dan dalam senyawa HalF, bilangan oksidasi klorin, brom, iodin, dan astatin adalah +1.

Akhirnya, ketika disinari, fluor bereaksi bahkan dengan gas inert (mulia) yang berat:

Xe + F2 = XeF2 + 152 kJ.

Interaksi fluor dengan zat kompleks juga berlangsung sangat kuat. Jadi, ia mengoksidasi air, sedangkan reaksinya eksplosif:

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

Klorin bebas juga sangat reaktif, meskipun aktivitasnya kurang dari fluor. Bereaksi langsung dengan semua zat sederhana kecuali oksigen, nitrogen, dan gas mulia. Sebagai perbandingan, kami menyajikan persamaan untuk reaksi klorin dengan zat sederhana yang sama seperti untuk fluor:

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.

Yang menarik adalah reaksi dengan hidrogen. Jadi, pada suhu kamar, tanpa penerangan, klorin praktis tidak bereaksi dengan hidrogen, sedangkan ketika dipanaskan atau disinari (misalnya, di bawah sinar matahari langsung), reaksi ini berlangsung dengan ledakan sesuai dengan mekanisme rantai berikut:

Cl2+ h→ 2Cl,

Cl + H 2 → HCl + H,

H + Cl 2 → HCl + Cl,

Cl + H 2 → HCl + H, dll.

Eksitasi reaksi ini terjadi di bawah aksi foton ( h), yang menyebabkan disosiasi molekul Cl 2 menjadi atom - dalam hal ini, rantai reaksi berturut-turut terjadi, di mana masing-masing partikel muncul, memulai awal dari tahap berikutnya.

Reaksi antara H2 dan Cl2 menjadi salah satu objek studi pertama reaksi fotokimia berantai. Kontribusi terbesar untuk pengembangan gagasan tentang reaksi berantai dibuat oleh ilmuwan Rusia, pemenang Hadiah Nobel (1956) N. N. Semyonov.

Klorin bereaksi dengan banyak zat kompleks, seperti substitusi dan adisi dengan hidrokarbon:

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.

Klorin mampu menggantikan bromin atau yodium dari senyawanya dengan hidrogen atau logam ketika dipanaskan:

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

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

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

dan juga bereaksi secara reversibel dengan air:

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

Klorin, larut dalam air dan sebagian bereaksi dengannya, seperti yang ditunjukkan di atas, membentuk campuran kesetimbangan zat yang disebut air klorin.

Perhatikan juga bahwa klor di sisi kiri persamaan terakhir memiliki bilangan oksidasi 0. Sebagai hasil dari reaksi, beberapa atom klor memiliki bilangan oksidasi -1 (dalam HCl), yang lain +1 (dalam asam hipoklorit HOCl) . Reaksi semacam itu adalah contoh dari reaksi oksidasi-diri-penyembuhan-diri, atau disproporsionasi.

Klorin dapat bereaksi (tidak proporsional) dengan alkali dengan cara yang sama:

Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H 2 O (dalam keadaan dingin),

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

Aktivitas kimia brom kurang dari fluor dan klorin, tetapi masih cukup tinggi karena fakta bahwa brom biasanya digunakan dalam keadaan cair dan oleh karena itu konsentrasi awalnya, hal-hal lain dianggap sama, lebih besar daripada klorin.

Sebagai contoh, kami memberikan reaksi interaksi bromin dengan silikon dan hidrogen:

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

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

Menjadi reagen "lebih lembut", bromin banyak digunakan dalam kimia organik.

Perhatikan bahwa brom, seperti klorin, larut dalam air, dan, sebagian bereaksi dengannya, membentuk apa yang disebut "air brom".

Kelarutan yodium dalam air adalah 0,3395 gram per liter pada 25 derajat Celcius, yang kurang dari brom. Larutan yodium dalam air disebut "air yodium". Yodium mampu larut dalam larutan iodida dengan pembentukan anion kompleks:

Saya 2 + Saya → Saya 3 .

Solusi yang dihasilkan disebut solusi Lugol.

Yodium berbeda secara signifikan dalam aktivitas kimia dari halogen lainnya. Itu tidak bereaksi dengan sebagian besar non-logam, dan bereaksi lambat dengan logam hanya ketika dipanaskan. Interaksi yodium dengan hidrogen hanya terjadi dengan pemanasan yang kuat, reaksinya endotermik dan sangat reversibel:

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

Dengan demikian, aktivitas kimia halogen secara konsisten menurun dari fluor menjadi astatin. Setiap halogen dalam deret F - At dapat menggantikan yang berikutnya dari senyawanya dengan hidrogen atau logam, yaitu, setiap halogen dalam bentuk zat sederhana mampu mengoksidasi ion halida dari setiap halogen berikutnya.

Astatin bahkan kurang reaktif dibandingkan yodium. Tetapi juga bereaksi dengan logam (misalnya, dengan lithium):

2Li + Pada 2 = 2LiAt - litium astatida.

Selama disosiasi, tidak hanya anion yang terbentuk, tetapi juga kation At +: HAt berdisosiasi menjadi:

2HAt=H + +Pada - +H - +Pada + .

(hidrogen halida) - gas tidak berwarna dengan bau menyengat, berasap di udara lembab. Mereka sangat larut dalam air, larutan berairnya adalah asam, dengan nama umum - asam hidrohalat. Garam dari asam hidrohalat (fluorida, klorida, bromida dan iodida) dapat diperoleh dengan kombinasi langsung logam dengan halogen. Dalam komposisi, mereka dari jenis yang sama dan memiliki sifat yang serupa. Jadi NaF, NaCl, NaBr, NaJ adalah zat kristal putih, mudah larut dalam air. Seiring dengan persamaan, halogen juga memiliki perbedaan tertentu baik dalam sifat fisik maupun kimia. Namun, sifat-sifat ini berubah secara alami dengan peningkatan berat atom halogen.

- Hidrogen halida HF, HC1, HBr dan HI adalah gas tidak berwarna yang larut dengan baik dalam air. Dari jumlah tersebut, HF adalah asam lemah dan sisa hidrogen halida adalah asam kuat dalam larutan berair.

Itu sebabnya senyawa hidrogen dari halogen lebih stabil dari oksigen.

Itu sebabnya senyawa hidrogen dari halogen lebih stabil dari oksigen. Sifat redoks dan perbedaan perilaku kimia halogen mudah dipahami dengan membandingkan sifat-sifat ini sebagai fungsi dari perubahan muatan inti ketika berpindah dari fluor ke yodium. Dalam deret F, C1, Br, I, yodium memiliki jari-jari atom terbesar (dan, akibatnya, afinitas elektron terendah), sehingga dicirikan oleh sifat pengoksidasi yang kurang menonjol daripada brom, klor, dan fluor.

Untuk diperbolehkan menggunakan nama-nama berikut: hidrogen fluorida, hidrogen klorida, hidrogen bromida, dan hidrogen iodida. Nama jenis asam klorida mengacu pada larutan berair hidrogen halida.

Pendidikan senyawa hidrogen dari halogen terjadi dengan pelepasan panas yang lebih besar daripada oksigen, sehingga senyawa hidrogen lebih stabil daripada oksigen. Dari senyawa oksigen, garam dari asam oksigen adalah yang paling stabil dan oksida yang paling tidak stabil.

Senyawa oksigen halogen Semua senyawa oksigen halogen diperoleh secara tidak langsung. Garam adalah yang paling stabil, oksida dan asam adalah yang paling tidak stabil. Halogen dicirikan oleh pembentukan sejumlah besar oksida yang sesuai dengan keadaan oksidasi yang berbeda. Yang terpenting, ion BrO-2 dan IO-2 sangat tidak stabil. oksida stabil dibentuk oleh klorin Cl, paling tidak - yodium I. Dari senyawa oksigen dengan fluor, ada oksigen fluorida F-12O + 2: Ikatan antara atom fluor dan oksigen adalah kovalen, sangat dekat dengan non- kutub. Ini adalah gas tidak berwarna dengan bau ozon yang menyengat, sukar larut dalam air, titik didih = -145 °C. Dibuka pada tahun 1929. diperoleh dengan interaksi fluor dengan larutan natrium hidroksida 2%: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I Pertimbangkan senyawa oksigen terpenting dari halogen yang tersisa. Semua oksida tidak stabil, terurai dengan pelepasan panas yang besar. Klorin oksida (I) l2О adalah gas berwarna kuning kecoklatan dengan bau yang tidak sedap. Hal ini ditandai dengan titik didih yang rendah, kerapatan relatif di udara adalah 3. Ikatan dalam molekul oksida adalah kovalen polar rendah. Ini memiliki sifat kimia berikut: 1. Saat dipanaskan, mudah terurai (dengan ledakan) menjadi klorin dan oksigen: 2C12O=t2Cl2+O2 2. Menjadi oksida asam, terhidrasi membentuk asam hipoklorit: Cl2O+H2O=2HClO 3. Berinteraksi dengan basa dan basa oksida: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO Klorin (I) oksida sesuai dengan asam hipoklorit. Asam hipoklorit HClO dan rekan bromin dan yodiumnya adalah asam yang sangat lemah, dan kekuatannya menurun ketika berpindah dari HClO ke HIO. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa klorin memiliki elektronegativitas yang lebih besar dan menarik pasangan elektron yang mengikatnya ke oksigen lebih kuat daripada rekan-rekannya. Hal ini, pada gilirannya, menyebabkan pergeseran pasangan elektron yang mengikat hidrogen dengan oksigen menjadi oksigen dan peningkatan kemampuan hidrogen untuk berpisah. Asam hipoklorit adalah larutan kuning-hijau dengan bau yang khas. Dia dan analognya memiliki semua sifat asam volatil lemah, adalah asam pengoksidasi. Selain itu, aktivitas oksidatif dalam rangkaian HClO, HBrO, HIO menurun. 1. Asam hipoklorit terurai dalam cahaya: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. Terurai di bawah aksi zat penghilang air: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. Ketika asam hipoklorit dipanaskan, asam klorida dan asam klorida terbentuk: 3HCl +1О=2НCl-1+НCl+5O3 zat pengoksidasi l++2е- l-reduktor l+-4е- l+5 Garam asam oksigen klorin adalah yang paling penting. Semuanya dapat diperoleh berdasarkan reaksi interaksi klorin dengan air. HCl + HClO "Cl2 + H2O Kesetimbangan reaksi ini dapat dengan mudah digeser ke arah produk reaksi dengan menambahkan alkali ke dalam larutan, yang bereaksi dengan dua asam yang terbentuk: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I Menyimpulkan ini dua persamaan, kita mendapatkan: l2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O Garam dari asam hipoklorit disebut hipoklorit. Suatu larutan berair yang mengandung hipoklorit dan kalium klorida disebut air lembing. Dia, seperti air klorin (larutan klorin dalam air), digunakan untuk memutihkan kain katun dan kertas. Mekanisme aksi oksidasi dan desinfektan asam hipoklorit dan garamnya dijelaskan oleh adanya klorin dengan keadaan oksidasi +1, yang menunjukkan sifat pengoksidasi aktif dalam proses ini. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- Hipoklorit merupakan oksidator yang sangat kuat. Ketika klorin dilewatkan ke dalam larutan alkali yang dipanaskan hingga 100 ° C, prosesnya berlanjut dengan pembentukan klorat (garam asam klorida HclO3) dan klorida: pemanasan hingga 400 ° C tanpa adanya katalis, perklorat terbentuk dari klorat (garam asam perklorat HClO4): dengan alkali. Dalam hal ini, hipoklorit terbentuk pada suhu kamar, dan klorat terbentuk pada 100 ° C. Ini adalah reaksi redoks. Asam klorida HClO2 - kekuatan sedang. Ini tidak stabil dalam larutan berair, dan analognya dengan bromin dan yodium bahkan kurang tahan lama. Kekuatan asam oksigen klorin meningkat dengan peningkatan derajat oksidasi atom pusat: HCl + 1O - lemah; HCl + 3O2 - agak lebih kuat; HCl + 5O3 sangat kuat dan HClO + 74 adalah yang terkuat dari semua asam yang diketahui. Jika klorin berinteraksi dengan kalsium hidroksida, yang diambil dalam bentuk bubuk - bulu, kemudian klorida, atau kapur, kapur terbentuk - bubuk putih longgar dengan bau klorin. Ini terutama terdiri dari kalsium hipoklorit Ca(ClO)2, garam kalsium dasar dan kalsium klorida. Persamaan perkiraan: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O Seringkali, Ca (ClO) 2 ditambahkan ke dalamnya untuk meningkatkan kualitas pemutih. Klorin adalah oksidator kuat. Dia sangat reaktif. Ini digunakan untuk memutihkan kain katun, kertas, untuk klorinasi air, desinfeksi, dan juga untuk menghilangkan gas di area yang terkontaminasi dengan zat beracun yang persisten. Sifat pemutih dan desinfektan pemutih mirip dengan sifat air lembing dan klorin: asam karbonat menggantikan asam hipoklorit dari kalsium hipoklorit; dalam cahaya, ia terurai dengan pelepasan oksigen atom, yang memiliki efek pengoksidasi.

Pertanyaan

Fungsi yodium dalam tubuh
Yodium sangat penting untuk pembentukan hormon tiroid dan untuk fungsi makrofag. Makrofag adalah sel khusus yang menghancurkan berbagai mikroba patogen, virus, jamur, dll.
Penyakit apa yang disebabkan oleh kekurangan yodium. Penyebab kekurangan yodium
Kekurangan yodium dalam tubuh manusia menyebabkan penyakit metabolisme yang serius (penyakit tiroid), keterbelakangan mental, dan juga dapat menyebabkan kerusakan kromosom dan kanker. Konsentrasi kolesterol dalam darah meningkat, semua jenis metabolisme terganggu. Mungkin perkembangan tuli, bisu, kelumpuhan, kemandulan, cacat bawaan, keguguran, kantuk, edema, perlambatan detak jantung.
Kekurangan yodium berkembang karena asupan yang tidak memadai dengan makanan dan air, paparan radiasi, atau karena asupan obat-obatan tertentu.

Norma konsumsi fluor. Peran dalam tubuh manusia
Fluor adalah elemen yang ambigu. Kelebihan dan kekurangan fluor berbahaya bagi kesehatan manusia. Fluor ditemukan dalam tulang dan gigi dan merupakan elemen penting untuk membangun jaringan tulang. Untuk seseorang, jumlah fluor yang cukup adalah 1-1,5 mg per 1 liter air. Kami memberikan data per liter air karena senyawa fluor mudah larut. Fluoride ditemukan di hampir semua makanan dan minuman. Sampai saat ini, tidak mungkin untuk berbicara tentang perkembangan kekurangan fluor, karena hampir semua tanah mengandung kelebihan fluor, yang terakumulasi secara berlebihan di tanaman pertanian.
Apa yang menyebabkan kelebihan dan kekurangan fluoride?
Efek paling terkenal dari kekurangan fluoride dalam tubuh adalah perkembangan karies gigi. Kelebihan fluor menyebabkan osteochondrosis, perubahan bentuk dan warna gigi (dental fluorosis), kekakuan sendi dan pembentukan pertumbuhan tulang. Kehilangan suara yang nyata, batuk kering tercekik, penurunan tekanan, perdarahan. Kontak dengan fluor menyebabkan penyakit kulit (gatal, iritasi, deskuamasi) dan selaput lendir, dan juga secara dramatis meningkatkan risiko kanker saluran pencernaan.
Penyebab kelebihan fluoride dalam produk modern. Makanan apa yang mengandung fluoride tinggi?
Penggemar minuman yang tersebar luas seperti teh harus tahu bahwa semakin kuat tehnya, dan semakin lama Anda menyeduhnya, semakin banyak fluoride yang terkandung dalam minuman tersebut. 1 liter anggur merah mengandung 5 mg fluor - dosis harian maksimum. Kelebihan fluoride mengandung krill. Secara umum, penggunaan pupuk anorganik yang berlebihan dalam produksi pertanian telah menyebabkan akumulasi senyawa fluor di hampir semua tanaman.

Pertanyaan

Besi- elemen dari kelompok kedelapan (menurut klasifikasi lama - subkelompok samping dari kelompok kedelapan) dari periode keempat sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev dengan nomor atom 26. Dilambangkan dengan simbol Fe(lat. besi). Salah satu logam yang paling umum di kerak bumi (tempat kedua setelah aluminium).

Zat besi sederhana adalah logam putih-perak yang dapat ditempa dengan reaktivitas kimia yang tinggi: besi cepat terkorosi pada suhu tinggi atau kelembaban tinggi di udara. Dalam oksigen murni, besi terbakar, dan dalam keadaan terdispersi halus, ia menyala secara spontan di udara.

Metabolisme

pertukaran oksigen

Oksigen mengacu pada unsur-unsur organogenik. Kandungannya hingga 65% dari berat badan manusia, yaitu lebih dari 40 kg pada orang dewasa. Oksigen adalah zat pengoksidasi paling umum di Bumi, ia hadir di lingkungan dalam dua bentuk - dalam bentuk senyawa (kerak bumi dan air: oksida, peroksida, hidroksida, dll.) Dan dalam bentuk bebas (atmosfer).

Peran biologis oksigen

Fungsi utama (pada kenyataannya, satu-satunya) oksigen adalah partisipasinya sebagai agen pengoksidasi dalam reaksi redoks dalam tubuh. Karena adanya oksigen, organisme semua hewan dapat memanfaatkan (sebenarnya "membakar") berbagai zat ( , ) dengan ekstraksi energi "pembakaran" tertentu untuk kebutuhan mereka sendiri. Saat istirahat, tubuh orang dewasa mengkonsumsi 1,8-2,4 g oksigen per menit.

Sumber oksigen

Sumber utama oksigen bagi manusia adalah atmosfer Bumi, dari mana, melalui pernapasan, tubuh manusia dapat mengekstraksi jumlah oksigen yang diperlukan untuk kehidupan.

kekurangan oksigen

Dengan kekurangan dalam tubuh manusia, yang disebut hipoksia berkembang.

Penyebab kekurangan oksigen

• tidak adanya atau penurunan tajam kandungan oksigen di atmosfer;
• pengurangan tekanan parsial oksigen di udara yang dihirup (saat mendaki ke ketinggian - di pegunungan, pesawat terbang);
• penghentian atau penurunan suplai oksigen ke paru-paru selama asfiksia;
• pelanggaran transportasi oksigen (gangguan dalam aktivitas sistem kardiovaskular, penurunan hemoglobin yang signifikan dalam darah selama anemia, ketidakmampuan hemoglobin untuk melakukan fungsinya - untuk mengikat, mengangkut atau memberikan oksigen ke jaringan, misalnya, dalam kasus keracunan karbon monoksida);
• ketidakmampuan jaringan untuk memanfaatkan oksigen karena pelanggaran proses redoks dalam jaringan (misalnya, dengan)

Akibat kekurangan oksigen

Untuk hipoksia akut:

• penurunan kesadaran;
• gangguan, kerusakan ireversibel dan kematian yang cepat dari sistem saraf pusat (secara harfiah dalam hitungan menit)

Untuk hipoksia kronis:

• kelelahan fisik dan mental yang cepat;
• gangguan pada sistem saraf pusat;
• takikardia dan sesak napas saat istirahat atau dengan sedikit aktivitas

Kelebihan oksigen

Ini diamati sangat jarang, sebagai suatu peraturan, dalam kondisi buatan (misalnya, ruang hiperbarik, campuran pernapasan yang dipilih secara tidak tepat saat menyelam di air, dll.). Dalam hal ini, menghirup udara beroksigen berlebihan yang berkepanjangan disertai dengan keracunan oksigen - sebagai akibat dari jumlah yang berlebihan, sejumlah besar radikal bebas terbentuk di organ dan jaringan, proses oksidasi spontan zat organik dimulai, termasuk lipid peroksidasi.

Rencana:

Sejarah penemuan

Asal nama

Berada di alam

Resi

Properti fisik

Sifat kimia

Aplikasi

Peran biologis oksigen

Turunan oksigen beracun

10. Isotop

Oksigen

Oksigen- elemen dari kelompok ke-16 (menurut klasifikasi yang sudah ketinggalan zaman - subkelompok utama kelompok VI), periode kedua dari sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev, dengan nomor atom 8. Ini ditunjuk oleh simbol O (lat .Oksigenium). Oksigen adalah non-logam reaktif dan merupakan unsur paling ringan dari kelompok kalkogen. bahan sederhana oksigen(Nomor CAS: 7782-44-7) dalam kondisi normal - gas tidak berwarna, tidak berasa dan tidak berbau, yang molekulnya terdiri dari dua atom oksigen (rumus O 2), sehubungan dengan itu ia juga disebut dioksigen. Oksigen cair memiliki biru muda, dan padatannya adalah kristal biru muda.

Ada bentuk oksigen alotropik lainnya, misalnya, ozon (nomor CAS: 10028-15-6) - dalam kondisi normal, gas biru dengan bau tertentu, molekulnya terdiri dari tiga atom oksigen (rumus O 3).

1. Sejarah penemuan

Secara resmi diyakini bahwa oksigen ditemukan oleh ahli kimia Inggris Joseph Priestley pada 1 Agustus 1774 dengan menguraikan merkuri oksida dalam wadah tertutup rapat (Priestley mengarahkan sinar matahari ke senyawa ini menggunakan lensa yang kuat).

Namun, Priestley awalnya tidak menyadari bahwa dia telah menemukan zat sederhana yang baru, dia percaya bahwa dia mengisolasi salah satu bagian penyusun udara (dan menyebut gas ini "udara terdephlogisticated"). Priestley melaporkan penemuannya kepada ahli kimia Prancis terkemuka Antoine Lavoisier. Pada tahun 1775, A. Lavoisier menetapkan bahwa oksigen merupakan bagian integral dari udara, asam dan ditemukan dalam banyak zat.

Beberapa tahun sebelumnya (tahun 1771), ahli kimia Swedia Carl Scheele telah memperoleh oksigen. Dia dikalsinasi sendawa dengan asam sulfat dan kemudian terurai oksida nitrat yang dihasilkan. Scheele menyebut gas ini "udara yang berapi-api" dan menggambarkan penemuannya dalam sebuah buku yang diterbitkan pada tahun 1777 (tepatnya karena buku itu diterbitkan lebih lambat daripada Priestley mengumumkan penemuannya, yang terakhir dianggap sebagai penemu oksigen). Scheele juga melaporkan pengalamannya ke Lavoisier.

Tahap penting yang berkontribusi pada penemuan oksigen adalah karya kimiawan Prancis Pierre Bayen, yang menerbitkan karya tentang oksidasi merkuri dan dekomposisi oksida selanjutnya.

Akhirnya, A. Lavoisier akhirnya menemukan sifat gas yang dihasilkan, menggunakan informasi dari Priestley dan Scheele. Karyanya sangat penting, karena berkat itu, teori flogiston yang mendominasi pada waktu itu dan menghambat perkembangan kimia digulingkan. Lavoisier melakukan percobaan pembakaran berbagai zat dan menyangkal teori phlogiston dengan mempublikasikan hasil berat elemen yang terbakar. Berat abu melebihi berat awal elemen, yang memberi Lavoisier hak untuk menyatakan bahwa selama pembakaran terjadi reaksi kimia (oksidasi) zat, sehubungan dengan ini, massa zat asli meningkat, yang menyangkal teori flogiston.

Jadi, penghargaan atas penemuan oksigen sebenarnya dimiliki oleh Priestley, Scheele, dan Lavoisier.

1. asal nama

Kata oksigen (pada awal abad ke-19 masih disebut "asam"), kemunculannya dalam bahasa Rusia sampai batas tertentu disebabkan oleh M.V. Lomonosov, yang memperkenalkan, bersama dengan neologisme lain, kata "asam"; dengan demikian kata "oksigen", pada gilirannya, adalah kertas kalkir dari istilah "oksigen" (oxygène Prancis), diusulkan oleh A. Lavoisier (dari bahasa Yunani lainnya - "asam" dan - "Saya melahirkan"), yang diterjemahkan sebagai "asam penghasil", yang dikaitkan dengan makna aslinya - "asam", yang sebelumnya berarti zat yang disebut oksida menurut nomenklatur internasional modern.

1. Berada di alam

Oksigen adalah elemen paling umum di Bumi, bagiannya (sebagai bagian dari berbagai senyawa, terutama silikat) menyumbang sekitar 47,4% dari massa kerak bumi yang padat. Laut dan air tawar mengandung sejumlah besar oksigen terikat - 88,8% (berdasarkan massa), di atmosfer kandungan oksigen bebas adalah 20,95% volume dan 23,12% massa. Lebih dari 1500 senyawa kerak bumi mengandung oksigen dalam komposisinya.

Oksigen adalah konstituen dari banyak zat organik dan hadir di semua sel hidup. Dalam hal jumlah atom dalam sel hidup, sekitar 25%, dalam hal fraksi massa - sekitar 65%.