L'ossigeno è l'elemento più abbondante sulla Terra. L'acqua di mare contiene l'85,82% di ossigeno, l'aria atmosferica il 23,15% in peso o il 20,93% in volume e il 47,2% in peso nella crosta terrestre. Questa concentrazione di ossigeno nell'atmosfera viene mantenuta costante attraverso il processo di fotosintesi. In questo processo, le piante verdi convertono l'anidride carbonica e l'acqua in carboidrati e ossigeno se esposte alla luce solare. La massa principale di ossigeno è in uno stato legato; la quantità di ossigeno molecolare nell'atmosfera è solo lo 0,01% del contenuto totale di ossigeno nella crosta terrestre. Nella vita della natura, l'ossigeno ha un'importanza eccezionale. L'ossigeno ei suoi composti sono indispensabili per sostenere la vita. Svolgono un ruolo importante nei processi metabolici e nella respirazione. L'ossigeno è una parte di proteine, grassi, carboidrati da cui sono "costruiti" gli organismi; il corpo umano, ad esempio, contiene circa il 65% di ossigeno. La maggior parte degli organismi ottiene l'energia necessaria per svolgere le proprie funzioni vitali ossidando determinate sostanze con l'aiuto dell'ossigeno. La diminuzione dell'ossigeno nell'atmosfera a seguito dei processi di respirazione, decadimento e combustione è compensata dall'ossigeno rilasciato durante la fotosintesi. La deforestazione, l'erosione del suolo, vari lavori minerari in superficie riducono la massa totale della fotosintesi e riducono il ciclo su vaste aree.

L'ossigeno non ha sempre fatto parte dell'atmosfera terrestre. È apparso come risultato dell'attività vitale degli organismi fotosintetici. Sotto l'influenza dei raggi ultravioletti, si trasforma in ozono. Con l'accumulo di ozono, nell'alta atmosfera si è formato uno strato di ozono. Lo strato di ozono, come uno schermo, protegge in modo affidabile la superficie terrestre dalle radiazioni ultraviolette, che sono fatali per gli organismi viventi.

Ciclo geochimico dell'ossigeno collega i gusci di gas e liquido con la crosta terrestre. I suoi punti principali sono: il rilascio di ossigeno libero durante la fotosintesi, l'ossidazione degli elementi chimici, l'ingresso di composti estremamente ossidati nelle zone profonde della crosta terrestre e la loro parziale riduzione, anche dovuta ai composti del carbonio, l'eliminazione del monossido di carbonio e acqua alla superficie della crosta terrestre e il loro coinvolgimento nella fotosintesi di reazione.

Oltre al ciclo dell'ossigeno sopra descritto in forma non legata, questo elemento svolge anche il ciclo più importante, entrando nella composizione dell'acqua (Fig. 3). Durante il ciclo, l'acqua evapora dalla superficie dell'oceano, il vapore acqueo si muove insieme alle correnti d'aria, si condensa e l'acqua ritorna sotto forma di precipitazione sulla superficie della terra e del mare. Esiste un grande ciclo dell'acqua, in cui l'acqua caduta sotto forma di precipitazione sulla terraferma ritorna ai mari attraverso deflussi superficiali e sotterranei; e il piccolo ciclo dell'acqua, in cui le precipitazioni cadono sulla superficie dell'oceano.

Il ciclo dell'ossigeno è accompagnato dal suo arrivo e consumo.

L'arrivo dell'ossigeno comprende: 1) il rilascio durante la fotosintesi; 2) formazione nello strato di ozono sotto l'influenza dei raggi UV (in piccola quantità); 3) dissociazione delle molecole d'acqua negli strati superiori dell'atmosfera sotto l'influenza dei raggi UV; 4) la formazione di ozono - O3.

Il consumo di ossigeno comprende: 1) il consumo degli animali durante la respirazione; 2) processi ossidativi nella crosta terrestre; 3) ossidazione del monossido di carbonio (CO) rilasciato durante le eruzioni vulcaniche.

L'ossigeno è il principale elemento biogenico che fa parte delle molecole di tutte le sostanze più importanti che forniscono la struttura e le funzioni delle cellule: proteine, acidi nucleici, carboidrati, lipidi, oltre a molti composti a basso peso molecolare. In ogni pianta o animale c'è molto più ossigeno di qualsiasi altro elemento (circa il 70% in media). Il tessuto muscolare umano contiene il 16% di ossigeno, il tessuto osseo - il 28,5%; in totale, il corpo di una persona media (peso corporeo 70 kg) contiene 43 kg di ossigeno. L'ossigeno entra nel corpo degli animali e dell'uomo principalmente attraverso gli organi respiratori (ossigeno libero) e con l'acqua (ossigeno legato). Il fabbisogno di ossigeno del corpo è determinato dal livello (intensità) del metabolismo, che dipende dalla massa e dalla superficie del corpo, dall'età, dal sesso, dall'alimentazione, dalle condizioni esterne, ecc. In ecologia, il rapporto tra la respirazione totale (cioè, processi ossidativi totali) della comunità è determinata come un'importante caratteristica energetica degli organismi rispetto alla sua biomassa totale.

Piccole quantità di ossigeno vengono utilizzate in medicina: l'ossigeno (dai cosiddetti cuscini di ossigeno) viene concesso un po' di tempo per respirare ai pazienti che hanno difficoltà a respirare. Tuttavia, va tenuto presente che l'inalazione prolungata di aria arricchita con ossigeno è pericolosa per la salute umana. Alte concentrazioni di ossigeno provocano la formazione di radicali liberi nei tessuti che interrompono la struttura e le funzioni dei biopolimeri. Le radiazioni ionizzanti hanno un effetto simile sul corpo. Pertanto, una diminuzione del contenuto di ossigeno (ipossia) nei tessuti e nelle cellule quando il corpo viene irradiato con radiazioni ionizzanti ha un effetto protettivo - il cosiddetto effetto ossigeno. Questo effetto viene utilizzato nella radioterapia: aumentando il contenuto di ossigeno nel tumore e abbassandone il contenuto nei tessuti circostanti, aumentano il danno da radiazioni alle cellule tumorali e riducono il danno a quelle sane. In alcune malattie viene utilizzata la saturazione del corpo con ossigeno ad alta pressione: l'ossigenazione iperbarica.

La funzione principale (in effetti, l'unica) dell'ossigeno è la sua partecipazione come agente ossidante alle reazioni redox nel corpo. Per la presenza dell'ossigeno, gli organismi di tutti gli animali sono in grado di utilizzare (anzi "bruciare") varie sostanze (carboidrati, grassi, proteine) con l'estrazione di una certa energia "di combustione" per i propri bisogni. A riposo, il corpo di un adulto consuma 1,8-2,4 g di ossigeno al minuto.

Ozono(dall'altro greco ὄζω - odoro) - una modifica allotropica dell'ossigeno costituita da molecole triatomiche di O 3. In condizioni normali - gas blu. Una volta liquefatto, si trasforma in un liquido indaco. In forma solida, è blu scuro, cristalli quasi neri.

Domanda

Zolfo- un elemento del sedicesimo gruppo (secondo la classificazione obsoleta - il sottogruppo principale del gruppo VI), il terzo periodo del sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev, con numero atomico 16. Mostra proprietà non metalliche. Indicato dal simbolo S(lat. zolfo). Nei composti di idrogeno e ossigeno, fa parte di vari ioni, forma molti acidi e sali. Molti sali contenenti zolfo sono scarsamente solubili in acqua.

Nell'aria, lo zolfo brucia, formando anidride solforosa, un gas incolore dall'odore pungente:

Utilizzando l'analisi spettrale, si è riscontrato che in realtà il processo di ossidazione dello zolfo ad anidride è una reazione a catena e avviene con la formazione di una serie di prodotti intermedi: monossido di zolfo S 2 O 2 , zolfo molecolare S 2 , atomi di zolfo liberi S e radicali liberi del monossido di zolfo SO .

Le proprietà riducenti dello zolfo si manifestano nelle reazioni dello zolfo con altri non metalli, tuttavia, a temperatura ambiente, lo zolfo reagisce solo con il fluoro:

Lo zolfo fuso reagisce con il cloro, mentre è possibile la formazione di due cloruri inferiori (dicloruro di zolfo e ditiodicloruro):

Con un eccesso di zolfo si formano anche vari dicloruri di polimero del tipo S n Cl 2.

Quando riscaldato, lo zolfo reagisce anche con il fosforo, formando una miscela di solfuri di fosforo, tra cui il solfuro più alto P 2 S 5:

Inoltre, quando riscaldato, lo zolfo reagisce con idrogeno, carbonio, silicio:

(idrogeno solforato)

(solfuro di carbonio)

Quando riscaldato, lo zolfo interagisce con molti metalli, spesso in modo molto violento. A volte una miscela di metallo con zolfo si accende quando viene accesa. In questa interazione, si formano solfuri:

Le soluzioni di solfuri di metalli alcalini reagiscono con lo zolfo per formare polisolfuri:

Tra le sostanze complesse, prima di tutto, va notata la reazione dello zolfo con alcali fusi, in cui lo zolfo è sproporzionato in modo simile al cloro:

La lega risultante è chiamata fegato di zolfo.

Con acidi ossidanti concentrati (HNO 3, H 2 SO 4), lo zolfo reagisce solo con riscaldamento prolungato:

Con un aumento della temperatura nel vapore di zolfo, si verificano cambiamenti nella composizione molecolare quantitativa. Il numero di atomi in una molecola diminuisce:

A 800-1400 °C i vapori sono costituiti principalmente da zolfo biatomico:

E a 1700°C lo zolfo diventa atomico:

Ruolo biologico: Lo zolfo è costantemente presente in tutti gli organismi viventi, essendo un importante elemento biogenico. Il suo contenuto nelle piante è dello 0,3-1,2%, negli animali dello 0,5-2% (gli organismi marini contengono più zolfo di quelli terrestri). Il significato biologico dello zolfo è determinato principalmente dal fatto che fa parte degli aminoacidi metionina e cisteina e, di conseguenza, nella composizione di peptidi e proteine. I legami disolfuro –S–S– nelle catene polipeptidiche sono coinvolti nella formazione della struttura spaziale delle proteine ​​e i gruppi sulfidrilici (–SH) svolgono un ruolo importante nei centri attivi degli enzimi. Inoltre, lo zolfo è incluso nelle molecole degli ormoni, sostanze importanti. Molto zolfo si trova nella cheratina di capelli, ossa e tessuto nervoso. I composti inorganici dello zolfo sono essenziali per la nutrizione minerale delle piante. Servono come substrati per le reazioni ossidative svolte dai batteri dello zolfo presenti in natura.

Il corpo di una persona media (peso corporeo 70 kg) contiene circa 1402 g di zolfo. Il fabbisogno giornaliero di zolfo di un adulto è di circa 4.

Tuttavia, in termini di impatto negativo sull'ambiente e sull'uomo, lo zolfo (più precisamente, i suoi composti) è uno dei primi posti. La principale fonte di inquinamento da zolfo è la combustione di carbone e altri combustibili contenenti zolfo. Allo stesso tempo, circa il 96% dello zolfo contenuto nel combustibile entra nell'atmosfera sotto forma di anidride solforosa SO 2 .

Nell'atmosfera, l'anidride solforosa viene gradualmente ossidata in ossido di zolfo (VI). Entrambi gli ossidi - sia l'ossido di zolfo (IV) che l'ossido di zolfo (VI) - interagiscono con il vapore acqueo per formare una soluzione acida. Queste soluzioni poi cadono sotto forma di pioggia acida. Una volta nel terreno, le acque acide inibiscono lo sviluppo della fauna e delle piante del suolo. Di conseguenza, si creano condizioni sfavorevoli per lo sviluppo della vegetazione, soprattutto nelle regioni settentrionali, dove al clima rigido si aggiunge l'inquinamento chimico. Di conseguenza, le foreste stanno morendo, il manto erboso viene disturbato e le condizioni dei corpi idrici si stanno deteriorando. Le piogge acide distruggono i monumenti in marmo e altri materiali, inoltre provocano la distruzione anche di edifici in pietra e prodotti in metallo. Pertanto, è necessario adottare varie misure per impedire l'ingresso di composti di zolfo dal combustibile nell'atmosfera. Per fare ciò, il petrolio e i prodotti petroliferi vengono purificati dai composti dello zolfo e i gas formati durante la combustione del carburante vengono purificati.

Di per sé, lo zolfo sotto forma di polvere irrita le mucose, gli organi respiratori e può causare gravi malattie. L'MPC dello zolfo nell'aria è 0,07 mg/m 3 .

Molti composti dello zolfo sono tossici. Particolarmente degno di nota è l'acido solfidrico, la cui inalazione provoca rapidamente un offuscamento della reazione al suo odore sgradevole e può portare a un grave avvelenamento, anche con esito fatale. La concentrazione massima ammissibile di acido solfidrico nell'aria dei locali di lavoro è 10 mg/m 3 , nell'aria atmosferica 0,008 mg/m 3 .

Ossido di zolfo (II). (monossido di zolfo, monossido di zolfo) è un composto inorganico binario. In condizioni normali è un gas incolore con un odore pungente e sgradevole. Reagisce con l'acqua. È estremamente raro nell'atmosfera terrestre. Termodinamicamente instabile, esiste come dimero S 2 O 2 . Reagisce molto attivamente con l'ossigeno, formando anidride solforosa.

Ricevuta

Il metodo principale per ottenerlo è la combustione dello zolfo:

Ottenuto dalla decomposizione dell'anidride solforosa:

Proprietà chimiche

Si scioglie in acqua per formare acido tiosolforico:

Applicazione

A causa della sua rarità e instabilità, il monossido di zolfo non è stato utilizzato.

Tossicità

A causa dell'instabilità del monossido di zolfo, è difficile determinarne la tossicità, ma in forma concentrata, il monossido di zolfo si trasforma in perossido, che è tossico e corrosivo.

Ossido di zolfo (IV). (diossido di zolfo, diossido di zolfo, diossido di zolfo, diossido di zolfo) - un composto di zolfo con ossigeno della composizione SO 2. In condizioni normali è un gas incolore con un caratteristico odore pungente (l'odore di un fiammifero acceso). Si liquefa sotto pressione a temperatura ambiente. Si dissolve in acqua per formare acido solforoso instabile; solubilità 11,5 g/100 g di acqua a 20 °C, diminuisce all'aumentare della temperatura. Si dissolve anche in etanolo e acido solforico. Uno dei componenti principali dei gas vulcanici.

Ricevuta

Il metodo industriale per ottenerlo è la combustione dello zolfo o la tostatura dei solfuri, principalmente pirite:

In laboratorio e in natura, SO 2 si ottiene per azione di acidi forti su solfiti e idrosolfiti. L'acido solforoso risultante H 2 SO 3 si decompone immediatamente in SO 2 e H 2 O:

Inoltre, l'anidride solforosa può essere ottenuta dall'azione dell'acido solforico concentrato su metalli a bassa attività quando riscaldato:

Proprietà chimiche

Spettro di assorbimento di SO2 nel campo dell'ultravioletto.

Si riferisce agli ossidi acidi. Si dissolve in acqua formando acido solforoso (in condizioni normali la reazione è reversibile):

Forma solfiti con alcali:

L'attività chimica di SO 2 è molto elevata. Le proprietà riducenti più pronunciate di SO 2, il grado di ossidazione dello zolfo in tali reazioni aumenta:

La penultima reazione è una reazione qualitativa allo ione solfito SO 3 2− ea SO 2 (scolorimento della soluzione viola).

In presenza di forti agenti riducenti, SO 2 è in grado di esibire proprietà ossidanti. Ad esempio, per estrarre lo zolfo dai gas di scarico dell'industria metallurgica, viene utilizzata la riduzione di SO 2 con monossido di carbonio (II):

O per ottenere acido ipofosforoso:

Applicazione

La maggior parte dell'ossido di zolfo (IV) viene utilizzata per produrre acido solforoso. Viene utilizzato anche nella vinificazione come conservante (additivo alimentare E220). Poiché questo gas uccide i microrganismi, i negozi di ortaggi e i magazzini vengono sottoposti a fumigazione. L'ossido di zolfo (IV) viene utilizzato per candeggiare paglia, seta e lana, materiali che non possono essere sbiancati con il cloro. Viene anche usato come solvente nei laboratori. Con questa applicazione, si dovrebbe essere consapevoli del possibile contenuto di impurità in SO 2 sotto forma di SO 3, H 2 O e, come risultato della presenza di acqua, H 2 SO 4 e H 2 SO 3. Si eliminano facendo passare H 2 SO 4 concentrato attraverso un solvente; questo è meglio farlo sotto vuoto o in un altro apparato chiuso. L'ossido di zolfo (IV) viene utilizzato anche per ottenere vari sali di acido solforoso.

Azione tossica

SO 2 è molto tossico. I sintomi dell'avvelenamento da anidride solforosa sono naso che cola, tosse, raucedine, forte mal di gola e un retrogusto particolare. Quando si inala anidride solforosa a una concentrazione più elevata, sono possibili soffocamento, disturbi del linguaggio, difficoltà a deglutire, vomito, edema polmonare acuto.

Con inalazione a breve termine, ha un forte effetto irritante, provoca tosse e mal di gola.

MPC (concentrazione massima consentita):

· nell'aria atmosferica massima una volta - 0,5 mg/m³, media giornaliera - 0,05 mg/m³;

indoor (area di lavoro) - 10 mg/m³

È interessante notare che la sensibilità a SO 2 è molto diversa negli individui, negli animali e nelle piante. Così, tra le piante, la betulla e la quercia sono le più resistenti all'anidride solforosa, le meno resistenti sono la rosa, il pino e l'abete rosso.

Ossido di zolfo (VI) (anidride solforica, anidride solforosa, gas solforico) SO 3 - ossido di zolfo superiore, tipo di legame chimico: legame chimico polare covalente. In condizioni normali, un liquido altamente volatile, incolore con un odore soffocante. A temperature inferiori a 16,9 ° C, solidifica con la formazione di una miscela di varie modificazioni cristalline di SO 3 solido.

Ricevuta

Ottenuto ossidando l'ossido di zolfo (IV) con ossigeno atmosferico quando riscaldato, in presenza di un catalizzatore (V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 o ossido di ferro (III) Fe 2 O 3):

Può essere ottenuto per decomposizione termica dei solfati:

o l'interazione di SO 2 con l'ozono:

Per l'ossidazione di SO 2 si usa anche NO 2:

Questa reazione è alla base del metodo nitroso storicamente primo per la produzione di acido solforico.

Proprietà chimiche

1. Acido-base: SO 3 è un tipico ossido acido, anidride solforica. La sua attività chimica è piuttosto elevata. Quando reagito con acqua, forma acido solforico:

Tuttavia, in questa reazione, l'acido solforico si forma sotto forma di aerosol, e quindi, nell'industria, l'ossido di zolfo (VI) viene sciolto in acido solforico per formare un moleo, che viene poi sciolto in acqua per formare acido solforico del concentrazione desiderata.

Interagisce con le basi:

e ossidi:

SO 3 si dissolve in acido solforico al 100%, formando oleum.

"2" . Redox: L'SO 3 è caratterizzato da forti proprietà ossidanti, di solito è ridotto ad anidride solforosa:

3. Quando si interagisce con acido cloridrico, si forma acido clorosolfonico:

Reagisce anche con dicloruro di zolfo e cloro per formare cloruro di tionile:

Applicazione

L'anidride solforica viene utilizzata principalmente nella produzione di acido solforico.

L'anidride solforica viene rilasciata nell'aria anche quando vengono bruciati i pellet di zolfo, che vengono utilizzati nella disinfezione dei locali. Al contatto con superfici bagnate, l'anidride solforica si trasforma in acido solforico, che già distrugge funghi e altri organismi nocivi.

ACIDO SOLFORICO

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - acido solforoso - un acido di media forza, corrisponde allo stato di ossidazione dello zolfo +4, un composto fragile, esiste solo in soluzioni acquose (non isolate allo stato libero), ossidato dall'atmosfera ossigeno, trasformandosi in acido solforico H2S04H2S04, buon restauratore. Come acido dibasico, forma due serie di sali: idrosolfiti (NaHSO3NaHSO3, in eccesso di alcali):

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

e solfiti (Na2SO3Na2SO3 - con mancanza di alcali):

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

Come l'anidride solforosa, l'acido solforoso e i suoi sali sono forti agenti riducenti:

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

Quando interagisce con agenti riducenti ancora più forti, può svolgere il ruolo di agente ossidante:

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

Una reazione qualitativa agli ioni solfito è l'evoluzione di un gas dall'odore pungente (SO2SO2) quando interagisce con gli acidi:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

Inoltre, una soluzione di ioni solfito scolorisce una soluzione di permanganato di potassio:

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

Tuttavia, questa reazione è usata raramente per la rilevazione qualitativa degli ioni solfito.

L'acido solforico ei suoi sali sono usati come agenti riducenti per lo sbiancamento di lana, seta e altri materiali che non possono resistere allo sbiancamento con agenti ossidanti forti (cloro). L'acido solforico è usato nella conservazione di frutta e verdura. L'idrosolfito di calcio (liquore di solfito, Ca (HSO3) 2Ca (HSO3) 2) viene utilizzato per trasformare il legno nella cosiddetta cellulosa di solfito (la soluzione di idrosolfito di calcio dissolve la lignina, una sostanza che lega le fibre di cellulosa, per cui le fibre sono separati l'uno dall'altro; così trattato il legno viene utilizzato per fare la carta).

ACIDO SOLFORICO

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - acido solforico - un liquido oleoso incolore, inodore, non volatile, che cristallizza a 10.3010.30С, pesante, assorbe attivamente il vapore acqueo, un forte agente ossidante, l'acido bibasico, forma due serie di sali: solfati e idrosolfati, di cui solo BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4 e SrSO4SrSO4 sono praticamente insolubili.

Le proprietà specifiche dell'acido solforico sono discusse in dettaglio nell'argomento "Interazione dell'acido solforico con metalli e non metalli".

A causa della capacità di sostituire gli atomi di idrogeno e zolfo e della formazione di "ponti" di ossigeno, lo zolfo è in grado di formare una serie di acidi contenenti ossigeno:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - acido pirosolforico o disolforico.

Quando l'anidride solforica S03S03 viene disciolta in acido solforico, si ottiene l'oleum, costituito principalmente da acido pirosolforico. Quando l'oleum si è raffreddato, l'acido si separa sotto forma di cristalli incolori. L'acido pirosolforico forma sali - disolfati o pirosolfati (Na2S2O7Na2S2O7), che, quando riscaldati sopra il punto di fusione, si decompongono trasformandosi in solfati.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (formula strutturale H-O-S-O-H) acido solfossilico; non isolato nello stato libero.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - acido perossisolforico, o persolforico, ha forti proprietà ossidanti, forma sali di persolfato (vedere la struttura nella Figura 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - acido tiosolforico, si forma come prodotto intermedio in varie reazioni. L'acido tiosolforico può essere considerato come acido solforoso in cui l'atomo di ossigeno è sostituito da zolfo. Né l'acido stesso né i suoi sali sono stati isolati allo stato libero.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - acido tiosolforico - instabile, si decompone già a temperatura ambiente, forma sali - tiosolfati, che sono molto più stabili dell'acido e sono spesso usati nell'industria come agenti riducenti

H2S204H2S204 (acido S+4S+4-ditionico o solforoso, esiste solo sotto forma di sali.

Esiste un gruppo di acidi politionici che corrispondono alla formula generale H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4, dove x assume valori da 2 a 6. Gli acidi politionici sono instabili e sono noti solo in soluzioni acquose. I loro sali - politionati - sono più stabili, alcuni di essi sono ottenuti sotto forma di cristalli.

Idrogeno solforato (acido solfidrico, acido solfidrico, diidrosolfuro)- un gas incolore dal sapore dolciastro, dall'odore di uova di gallina marce. Composto chimico binario di idrogeno e zolfo. Formula chimica - H 2 S. Poco solubile in acqua, bene - in etanolo. Velenoso. Ad alte concentrazioni, interagisce con molti metalli. Infiammabile. I limiti di concentrazione di accensione in una miscela con aria sono 4,5-45% di acido solfidrico. Viene utilizzato nell'industria chimica per la sintesi di alcuni composti, la produzione di zolfo elementare, acido solforico e solfuri. L'idrogeno solforato è anche usato in medicina, come nei bagni di idrogeno solforato.

La ionizzazione intrinseca dell'idrogeno solforato liquido è trascurabile.

L'idrogeno solforato è leggermente solubile in acqua, una soluzione acquosa di H 2 S è un acido molto debole:

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

Reagisce con alcali:

(sale medio, con eccesso di NaOH)

(sale acido, in rapporto 1:1)

Il solfuro di idrogeno è un forte agente riducente. Potenziali redox:

Nell'aria brucia con una fiamma azzurra:

con mancanza di ossigeno:

(Il metodo industriale per la produzione di zolfo si basa su questa reazione).

L'idrogeno solforato reagisce anche con molti altri agenti ossidanti; quando viene ossidato in soluzioni, si forma zolfo libero o uno ione SO 4 2−, ad esempio:

Una reazione qualitativa all'idrogeno solforato, all'acido idrosolfuro e ai suoi sali è la loro interazione con i sali di piombo, in cui si forma un precipitato nero di solfuro di piombo, ad esempio:

Quando l'idrogeno solforato viene fatto passare attraverso il sangue umano, diventa nero, perché l'emoglobina viene distrutta e il ferro, che ne fa parte e conferisce al sangue un colore rosso, reagisce con l'idrogeno solforato e forma solfuro di ferro nero.

Domanda

alogeni(dal greco ἁλός - "sale" e γένος - "nascita, origine"; a volte si usa un nome obsoleto alogenuri) - elementi chimici del 17° gruppo della tavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev (secondo la classificazione obsoleta - elementi del sottogruppo principale del gruppo VII).

Reagiscono con quasi tutte le sostanze semplici, ad eccezione di alcuni non metalli. Tutti gli alogeni sono agenti ossidanti energetici, quindi si trovano in natura solo sotto forma di composti. Con un aumento del numero di serie, l'attività chimica degli alogeni diminuisce, l'attività chimica degli ioni alogenuri F - , Cl - , Br - , I - , At - diminuisce.

Gli alogeni includono fluoro F, cloro Cl, bromo Br, iodio I, astato At e (formalmente) l'elemento artificiale ununseptium Uus.

Tutti gli alogeni mostrano un'elevata attività ossidativa, che diminuisce quando si passa dal fluoro all'astato. Il fluoro è il più attivo degli alogeni, reagisce con tutti i metalli senza eccezioni, molti di essi si accendono spontaneamente in atmosfera di fluoro, rilasciando una grande quantità di calore, ad esempio:

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

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

Senza riscaldamento, il fluoro reagisce anche con molti non metalli (H 2 , S, C, Si, P); tutte le reazioni sono fortemente esotermiche, ad esempio:

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

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

Quando riscaldato, il fluoro ossida tutti gli altri alogeni secondo lo schema

Hal 2 + F 2 = 2halF

dove Hal = Cl, Br, I, At e nei composti HalF, gli stati di ossidazione di cloro, bromo, iodio e astato sono +1.

Infine, quando irradiato, il fluoro reagisce anche con gas inerti (nobili) pesanti:

Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ.

Anche l'interazione del fluoro con sostanze complesse procede molto vigorosamente. Quindi, ossida l'acqua, mentre la reazione è esplosiva:

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

Anche il cloro libero è molto reattivo, sebbene la sua attività sia inferiore a quella del fluoro. Reagisce direttamente con tutte le sostanze semplici eccetto ossigeno, azoto e gas nobili. Per confronto, presentiamo le equazioni per le reazioni del cloro con le stesse sostanze semplici del fluoro:

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.

Di particolare interesse è la reazione con l'idrogeno. Quindi, a temperatura ambiente, senza illuminazione, il cloro praticamente non reagisce con l'idrogeno, mentre quando riscaldato o illuminato (ad esempio alla luce solare diretta), questa reazione procede con un'esplosione secondo il seguente meccanismo a catena:

Cl2+ hν → 2Cl,

Cl + H 2 → HCl + H,

H + Cl 2 → HCl + Cl,

Cl + H 2 → HCl + H, ecc.

L'eccitazione di questa reazione avviene sotto l'azione dei fotoni ( hν), che causano la dissociazione delle molecole di Cl 2 in atomi - in questo caso si verifica una catena di reazioni successive, in ognuna delle quali appare una particella, che dà inizio alla fase successiva.

La reazione tra H 2 e Cl 2 è servita come uno dei primi oggetti di studio delle reazioni fotochimiche a catena. Il più grande contributo allo sviluppo di idee sulle reazioni a catena è stato dato dallo scienziato russo, vincitore del premio Nobel (1956) N. N. Semyonov.

Il cloro reagisce con molte sostanze complesse, come la sostituzione e l'aggiunta con idrocarburi:

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.

Il cloro è in grado di spostare il bromo o lo iodio dai loro composti con idrogeno o metalli quando riscaldato:

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

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

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

e reagisce anche in modo reversibile con l'acqua:

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

Il cloro, dissolvendosi in acqua e reagendo parzialmente con essa, come mostrato sopra, forma una miscela di equilibrio di sostanze chiamata acqua di cloro.

Si noti inoltre che il cloro sul lato sinistro dell'ultima equazione ha uno stato di ossidazione di 0. Come risultato della reazione, alcuni atomi di cloro hanno uno stato di ossidazione di -1 (in HCl), altri +1 (in acido ipocloroso HOCl) . Tale reazione è un esempio di una reazione di auto-ossidazione-autoguarigione, o sproporzione.

Il cloro può reagire (sproporzionatamente) con gli alcali allo stesso modo:

Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H 2 O (al freddo),

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

L'attività chimica del bromo è inferiore a quella del fluoro e del cloro, ma comunque piuttosto elevata per il fatto che il bromo viene solitamente utilizzato allo stato liquido e quindi le sue concentrazioni iniziali, a parità di condizioni, sono maggiori di quella del cloro.

Ad esempio, diamo le reazioni di interazione del bromo con silicio e idrogeno:

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

H 2 + Br 2 = 2HBr (g) + 73 kJ.

Essendo un reagente "più morbido", il bromo è ampiamente utilizzato in chimica organica.

Si noti che il bromo, come il cloro, si dissolve in acqua e, reagendo parzialmente con esso, forma la cosiddetta "acqua di bromo".

La solubilità dello iodio in acqua è di 0,3395 grammi per litro a 25 gradi Celsius, che è inferiore a quella del bromo. Una soluzione acquosa di iodio è chiamata "acqua di iodio". Lo iodio è in grado di dissolversi in soluzioni di ioduro con la formazione di anioni complessi:

Io 2 + Io − → Io − 3 .

La soluzione risultante è chiamata soluzione di Lugol.

Lo iodio differisce significativamente nell'attività chimica dagli altri alogeni. Non reagisce con la maggior parte dei non metalli e reagisce lentamente con i metalli solo quando riscaldato. L'interazione dello iodio con l'idrogeno avviene solo con un forte riscaldamento, la reazione è endotermica e altamente reversibile:

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

Pertanto, l'attività chimica degli alogeni diminuisce costantemente dal fluoro all'astato. Ogni alogeno della serie F - At può sostituire il successivo dai suoi composti con idrogeno o metalli, ovvero ogni alogeno sotto forma di sostanza semplice è in grado di ossidare lo ione alogenuro di uno qualsiasi degli alogeni successivi.

L'astato è anche meno reattivo dello iodio. Ma reagisce anche con i metalli (ad esempio con il litio):

2Li + At 2 = 2LiAt - astato di litio.

Durante la dissociazione, non si formano solo anioni, ma anche cationi At +: HAt si dissocia in:

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

(alogenuri di idrogeno) - gas incolori con un odore pungente, fumanti nell'aria umida. Sono altamente solubili in acqua, le loro soluzioni acquose sono acidi, che portano il nome comune: acidi idroalici. I sali degli acidi idroalici (fluoruri, cloruri, bromuri e ioduri) possono essere ottenuti dalla combinazione diretta di metalli con alogeni. Nella composizione, sono dello stesso tipo e hanno proprietà simili. Quindi NaF, NaCl, NaBr, NaJ sono sostanze cristalline bianche, prontamente solubili in acqua. Insieme alle somiglianze, gli alogeni hanno anche alcune differenze nelle proprietà fisiche e chimiche. Tuttavia, queste proprietà cambiano naturalmente con un aumento del peso atomico dell'alogeno.

- Gli alogenuri di idrogeno HF, HC1, HBr e HI sono gas incolori che si dissolvono bene in acqua. Di questi, HF è un acido debole e il resto degli alogenuri di idrogeno sono acidi forti in soluzione acquosa.

Così composti di idrogeno degli alogeni più stabile dell'ossigeno.

Così composti di idrogeno degli alogeni più stabile dell'ossigeno. Le proprietà redox e le differenze nel comportamento chimico degli alogeni possono essere facilmente comprese confrontando queste proprietà in funzione della variazione della carica nucleare quando si passa dal fluoro allo iodio. Nella serie F, C1, Br, I, lo iodio ha il raggio atomico più grande (e, di conseguenza, l'affinità elettronica più bassa), quindi è caratterizzato da proprietà ossidanti meno pronunciate rispetto a bromo, cloro e fluoro.

Per autorizzato a utilizzare i seguenti nomi: acido fluoridrico, acido cloridrico, acido bromidrico e acido ioduro. I nomi dei tipi acido cloridrico si riferiscono a soluzioni acquose di alogenuri di idrogeno.

Formazione scolastica composti di idrogeno degli alogeni va con un rilascio di calore maggiore dell'ossigeno, quindi i composti dell'idrogeno sono più stabili dell'ossigeno. Tra i composti dell'ossigeno, i sali degli acidi dell'ossigeno sono i più stabili e gli ossidi sono i meno stabili.

Composti ossigenati degli alogeni Tutti i composti ossigenati degli alogeni si ottengono indirettamente. I sali sono i più stabili, gli ossidi e gli acidi sono i meno stabili. Gli alogeni sono caratterizzati dalla formazione di un gran numero di ossidi corrispondenti a diversi stati di ossidazione. Soprattutto, gli ioni BrO-2 e IO-2 sono molto instabili. gli ossidi stabili sono formati da cloro Cl, soprattutto - iodio I. Tra i composti dell'ossigeno con il fluoro, c'è il fluoruro di ossigeno F-12O + 2: il legame tra gli atomi di fluoro e ossigeno è covalente, molto vicino a non- polare. È un gas incolore con odore pungente di ozono, poco solubile in acqua, punto di ebollizione = -145°C. Fu aperto nel 1929. ottenuto dall'interazione del fluoro con una soluzione al 2% di idrossido di sodio: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I Consideriamo il più importante dei composti dell'ossigeno degli alogeni rimanenti. Tutti gli ossidi sono instabili, si decompongono con un grande rilascio di calore. L'ossido di cloro (I) Сl2О è un gas giallo-marrone con un odore sgradevole. È caratterizzato da un basso punto di ebollizione, la densità relativa nell'aria è 3. Il legame nella molecola di ossido è covalente a bassa polarità. Ha le seguenti proprietà chimiche: 1. Quando riscaldato si decompone facilmente (con esplosione) in cloro e ossigeno: 2C12O=t2Cl2+O2 2. Essendo un ossido acido, si idrata formando acido ipocloroso: Cl2O+H2O=2HClO 3. Interagisce con alcali e basi ossidi: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO L'ossido di cloro (I) corrisponde all'acido ipocloroso. L'acido ipocloroso HClO e le sue controparti bromo e iodio sono acidi molto deboli e la loro forza diminuisce quando si passa da HClO a HIO. Ciò è dovuto al fatto che il cloro ha una maggiore elettronegatività e attrae la coppia di elettroni che lo lega all'ossigeno più fortemente delle sue controparti. Questo, a sua volta, porta a uno spostamento della coppia di elettroni che lega l'idrogeno con l'ossigeno all'ossigeno e un aumento della capacità dell'idrogeno di scindersi. L'acido ipocloroso è una soluzione giallo-verde con un odore caratteristico. Lei e i suoi analoghi hanno tutte le proprietà degli acidi volatili deboli, sono acidi ossidanti. Inoltre, l'attività ossidativa nelle serie HClO, HBrO, HIO diminuisce. 1. L'acido ipocloroso si decompone alla luce: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. Si decompone sotto l'azione di agenti di rimozione dell'acqua: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. Quando l'acido ipocloroso è si formano acidi riscaldati, cloridrico e cloridrico: 3HCl +1О=2НCl-1+НCl+5O3 agente ossidante Сl++2е- Сl-agente riducente Сl+-4е- Сl+5 I sali degli acidi dell'ossigeno del cloro sono della massima importanza. Tutti possono essere ottenuti in base alla reazione dell'interazione del cloro con l'acqua. HCl + HClO "Cl2 + H2O L'equilibrio di questa reazione può essere facilmente spostato verso i prodotti di reazione aggiungendo alcali alla soluzione, che reagisce con due acidi formati: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I Riassumendo questi due equazioni, otteniamo: Сl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O I sali dell'acido ipocloroso sono chiamati ipocloriti. Una soluzione acquosa contenente ipoclorito e cloruro di potassio è chiamata acqua del giavellotto. Lei, come l'acqua di cloro (una soluzione di cloro in acqua), viene utilizzata per sbiancare tessuti di cotone e carta. Il meccanismo dell'azione ossidante e disinfettante dell'acido ipocloroso e dei suoi sali è spiegato dalla presenza di cloro con uno stato di ossidazione di +1, che esibisce proprietà ossidanti attive in questi processi. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- Ipocloriti sono agenti ossidanti molto forti. Quando il cloro viene fatto passare in una soluzione alcalina riscaldata a 100°C, il processo procede con la formazione di clorati (sali dell'acido cloridrico HclO3) e cloruri: riscaldando a 400°C in assenza di catalizzatori si formano perclorati (sali di acido perclorico HClO4): con liscivia. In questo caso si formano ipocloriti a temperatura ambiente e clorati a 100°C. Queste sono reazioni redox. Acido clorico HClO2 - forza media. È instabile in soluzioni acquose e i suoi analoghi di bromo e iodio sono ancora meno durevoli. La forza degli acidi dell'ossigeno del cloro aumenta con un aumento del grado di ossidazione dell'atomo centrale: HCl + 1O - debole; HCl + 3O2 - un po' più forte; HCl + 5O3 è molto forte e HClO + 74 è il più forte di tutti gli acidi conosciuti. Se il cloro interagisce con l'idrossido di calcio, che viene assunto sotto forma di polvere - lanugine, quindi cloruro o calce, si forma la calce - una polvere bianca sciolta con odore di cloro. È costituito principalmente da ipoclorito di calcio Ca(ClO)2, sali di calcio basici e cloruro di calcio. Equazione approssimativa: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O Spesso viene aggiunto Ca (ClO) 2 per migliorare la qualità della candeggina. Il cloro è un forte agente ossidante. È molto reattiva. Viene utilizzato per lo sbiancamento di tessuti di cotone, carta, per la clorazione dell'acqua, la disinfezione e anche per il degasaggio di aree contaminate da sostanze tossiche persistenti. Le proprietà sbiancanti e disinfettanti della candeggina sono simili alle proprietà del giavellotto e dell'acqua di cloro: l'acido carbonico sostituisce l'acido ipocloroso dall'ipoclorito di calcio; alla luce si decompone con il rilascio di ossigeno atomico, che ha un effetto ossidante.

Domanda

Funzioni dello iodio nel corpo
Lo iodio è essenziale per la formazione degli ormoni tiroidei e per il funzionamento dei macrofagi. I macrofagi sono cellule speciali che distruggono vari microbi patogeni, virus, funghi, ecc.
Quali malattie sono causate dalla carenza di iodio. Cause di carenza di iodio
La mancanza di iodio nel corpo umano provoca gravi malattie metaboliche (malattie della tiroide), ritardo mentale e può anche portare a danni ai cromosomi e cancro. La concentrazione di colesterolo nel sangue aumenta, tutti i tipi di metabolismo sono disturbati. Forse lo sviluppo di sordità, torpore, paralisi, sterilità, malformazioni congenite, aborto spontaneo, sonnolenza, edema, rallentamento della frequenza cardiaca.
La carenza di iodio si sviluppa a causa dell'assunzione inadeguata di cibo e acqua, dell'esposizione alle radiazioni o dell'assunzione di determinati farmaci.

La norma del consumo di fluoro. Ruolo nel corpo umano
Il fluoro è un elemento ambiguo. Sia l'eccesso che la carenza di fluoro sono pericolosi per la salute umana. Il fluoro si trova nelle ossa e nei denti ed è un elemento essenziale per la costruzione del tessuto osseo. Per una persona, una quantità sufficiente di fluoro è 1-1,5 mg per 1 litro d'acqua. Forniamo dati per litro d'acqua perché i composti del fluoro sono facilmente solubili. Il fluoro si trova in quasi tutti i cibi e le bevande. Ad oggi, è impossibile parlare dello sviluppo della carenza di fluoro, poiché quasi tutti i terreni contengono un eccesso di fluoro, che si accumula in eccesso nelle colture agricole.
Quali sono le cause dell'eccesso e della carenza di fluoro?
L'effetto più noto della mancanza di fluoro nel corpo è lo sviluppo della carie dentale. Un eccesso di fluoro provoca osteocondrosi, alterazioni della forma e del colore dei denti (fluorosi dentale), rigidità articolare e formazione di escrescenze ossee. Marcata perdita della voce, tosse soffocante secca, diminuzione della pressione, emorragia. Il contatto con il fluoro provoca malattie della pelle (prurito, irritazione, desquamazione) e delle mucose e aumenta anche notevolmente il rischio di sviluppare il cancro del tratto gastrointestinale.
Cause dell'eccesso di fluoro nei prodotti moderni. Quali alimenti sono ricchi di fluoro
I fan di una bevanda così diffusa come il tè dovrebbero sapere che più forte è il tè e più a lungo lo metti in infusione, più fluoro contiene la bevanda. 1 litro di vino rosso contiene 5 mg di fluoro, la dose massima giornaliera. Il fluoro in eccesso contiene krill. In generale, l'uso eccessivo di fertilizzanti inorganici nella produzione agricola ha portato all'accumulo di composti del fluoro in quasi tutte le piante.

Domanda

Ferro da stiro- un elemento dell'ottavo gruppo (secondo la vecchia classificazione - un sottogruppo laterale dell'ottavo gruppo) del quarto periodo del sistema periodico di elementi chimici D. I. Mendeleev con numero atomico 26. Indicato dal simbolo Fe(lat. Ferrum). Uno dei metalli più comuni nella crosta terrestre (secondo posto dopo l'alluminio).

Una sostanza semplice il ferro è un metallo malleabile bianco-argento con un'elevata reattività chimica: il ferro si corrode rapidamente alle alte temperature o all'elevata umidità dell'aria. In ossigeno puro, il ferro brucia e, in uno stato finemente disperso, si accende spontaneamente nell'aria.

Metabolismo

scambio di ossigeno

Ossigeno si riferisce a elementi organogeni. Il suo contenuto raggiunge il 65% del peso corporeo umano, ovvero più di 40 kg in un adulto. L'ossigeno è l'agente ossidante più comune sulla Terra; è presente nell'ambiente in due forme: sotto forma di composti (crosta terrestre e acqua: ossidi, perossidi, idrossidi, ecc.) e in forma libera (atmosfera).

Il ruolo biologico dell'ossigeno

La funzione principale (in effetti, l'unica) dell'ossigeno è la sua partecipazione come agente ossidante alle reazioni redox nel corpo. Per la presenza di ossigeno, gli organismi di tutti gli animali sono in grado di utilizzare (anzi “bruciare”) varie sostanze ( , ) con l'estrazione di una certa energia di “combustione” per i propri bisogni. A riposo, il corpo di un adulto consuma 1,8-2,4 g di ossigeno al minuto.

Fonti di ossigeno

La principale fonte di ossigeno per l'uomo è l'atmosfera terrestre, da dove, attraverso la respirazione, il corpo umano è in grado di estrarre la quantità di ossigeno necessaria alla vita.

carenza di ossigeno

Con una carenza nel corpo umano, si sviluppa la cosiddetta ipossia.

Cause di carenza di ossigeno

• assenza o contenuto di ossigeno nell'atmosfera fortemente ridotto;
• ridotta pressione parziale dell'ossigeno nell'aria inalata (quando si sale ad alta quota - in montagna, aerei);
• cessazione o diminuzione dell'apporto di ossigeno ai polmoni durante l'asfissia;
• violazioni del trasporto di ossigeno (disturbi nell'attività del sistema cardiovascolare, una significativa diminuzione dell'emoglobina nel sangue durante l'anemia, l'incapacità dell'emoglobina di svolgere le sue funzioni - legare, trasportare o fornire ossigeno ai tessuti, ad esempio, in caso di avvelenamento da monossido di carbonio);
• l'incapacità dei tessuti di utilizzare l'ossigeno a causa di una violazione dei processi redox nei tessuti (ad esempio, con)

Conseguenze della carenza di ossigeno

Per l'ipossia acuta:

• perdita di conoscenza;
• disturbo, danno irreversibile e rapida morte del sistema nervoso centrale (letteralmente in pochi minuti)

Per l'ipossia cronica:

• rapido affaticamento fisico e mentale;
• disturbi del sistema nervoso centrale;
• tachicardia e mancanza di respiro a riposo o con poco sforzo

Ossigeno in eccesso

Si osserva molto raramente, di regola, in condizioni artificiali (ad esempio camere iperbariche, miscele respiratorie selezionate in modo improprio durante le immersioni in acqua, ecc.). In questo caso, l'inalazione prolungata di aria eccessivamente ossigenata è accompagnata da avvelenamento da ossigeno - a causa della sua quantità eccessiva, si forma una grande quantità di radicali liberi negli organi e nei tessuti, viene avviato il processo di ossidazione spontanea delle sostanze organiche, compresi i lipidi perossidazione.

Piano:

Storia della scoperta

Origine del nome

Essere nella natura

Ricevuta

Proprietà fisiche

Proprietà chimiche

Applicazione

Il ruolo biologico dell'ossigeno

Derivati ​​tossici dell'ossigeno

10. Isotopi

Ossigeno

Ossigeno- un elemento del sedicesimo gruppo (secondo la classificazione obsoleta - il sottogruppo principale del gruppo VI), il secondo periodo del sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev, con numero atomico 8. È designato dal simbolo O (lat .Ossigenio). L'ossigeno è un non metallo reattivo ed è l'elemento più leggero del gruppo calcogeno. sostanza semplice ossigeno(Numero CAS: 7782-44-7) in condizioni normali - un gas incolore, insapore e inodore, la cui molecola è costituita da due atomi di ossigeno (formula O 2), in relazione al quale è anche chiamato diossigeno L'ossigeno liquido ha un azzurro, e il solido è cristalli azzurri.

Esistono altre forme allotropiche di ossigeno, ad esempio l'ozono (numero CAS: 10028-15-6) - in condizioni normali, un gas blu con un odore specifico, la cui molecola è costituita da tre atomi di ossigeno (formula O 3).

1. Storia della scoperta

Si ritiene ufficialmente che l'ossigeno sia stato scoperto dal chimico inglese Joseph Priestley il 1 agosto 1774 decomponendo l'ossido di mercurio in un recipiente ermeticamente sigillato (Priestley dirigeva i raggi solari verso questo composto usando una potente lente).

Tuttavia, Priestley inizialmente non si rese conto di aver scoperto una nuova sostanza semplice, credeva di aver isolato una delle parti costituenti dell'aria (e chiamava questo gas "aria deflogistica"). Priestley riferì la sua scoperta all'eccezionale chimico francese Antoine Lavoisier. Nel 1775 A. Lavoisier stabilì che l'ossigeno è parte integrante dell'aria, degli acidi ed è contenuto in molte sostanze.

Alcuni anni prima (nel 1771), il chimico svedese Carl Scheele aveva ottenuto l'ossigeno. Ha calcinato il salnitro con acido solforico e quindi ha decomposto l'ossido nitrico risultante. Scheele chiamò questo gas "aria di fuoco" e descrisse la sua scoperta in un libro pubblicato nel 1777 (proprio perché il libro fu pubblicato dopo che Priestley annunciò la sua scoperta, quest'ultimo è considerato lo scopritore dell'ossigeno). Scheele ha anche riferito la sua esperienza a Lavoisier.

Una tappa importante che contribuì alla scoperta dell'ossigeno fu il lavoro del chimico francese Pierre Bayen, che pubblicò un lavoro sull'ossidazione del mercurio e la successiva decomposizione del suo ossido.

Infine, A. Lavoisier ha finalmente capito la natura del gas risultante, utilizzando le informazioni di Priestley e Scheele. Il suo lavoro fu di grande importanza, perché grazie ad esso fu rovesciata la teoria del flogisto che dominava in quel momento e ostacolava lo sviluppo della chimica. Lavoisier condusse un esperimento sulla combustione di varie sostanze e confutò la teoria del flogisto pubblicando i risultati sul peso degli elementi bruciati. Il peso della cenere ha superato il peso iniziale dell'elemento, il che ha dato a Lavoisier il diritto di affermare che durante la combustione si verifica una reazione chimica (ossidazione) della sostanza, in relazione a ciò aumenta la massa della sostanza originale, il che confuta il teoria del flogisto.

Pertanto, il merito della scoperta dell'ossigeno è in realtà condiviso da Priestley, Scheele e Lavoisier.

1. origine del nome

La parola ossigeno (all'inizio del XIX secolo era ancora chiamata "acido"), la sua apparizione in lingua russa è in parte dovuta a M.V. Lomonosov, che introdusse, insieme ad altri neologismi, la parola "acido"; quindi la parola "ossigeno", a sua volta, era una carta da lucido del termine "ossigeno" (francese oxygène), proposto da A. Lavoisier (dall'altro greco ὀξύς - "aspro" e γεννάω - "io partorisci"), che si traduce come "generazione di acido", che è associato al suo significato originale - "acido", che in precedenza significava sostanze chiamate ossidi secondo la moderna nomenclatura internazionale.

1. Essere nella natura

L'ossigeno è l'elemento più comune sulla Terra; la sua quota (come parte di vari composti, principalmente silicati) rappresenta circa il 47,4% della massa della crosta terrestre solida. Il mare e le acque dolci contengono un'enorme quantità di ossigeno legato - 88,8% (in massa), nell'atmosfera il contenuto di ossigeno libero è del 20,95% in volume e del 23,12% in massa. Più di 1500 composti della crosta terrestre contengono ossigeno nella loro composizione.

L'ossigeno è un costituente di molte sostanze organiche ed è presente in tutte le cellule viventi. In termini di numero di atomi nelle cellule viventi, è di circa il 25%, in termini di frazione di massa - circa il 65%.