산소는 지구상에서 가장 풍부한 원소입니다. 해수는 85.82%의 산소, 대기 중 23.15% 또는 20.93%의 부피를 포함하며 지각에는 47.2%가 포함되어 있습니다. 이 대기 중의 산소 농도는 광합성 과정을 통해 일정하게 유지됩니다. 이 과정에서 녹색 식물은 햇빛을 사용하여 이산화탄소와 물을 탄수화물과 산소로 전환합니다. 산소의 주요 질량은 결합 상태에 있습니다. 대기 중 분자 산소의 양은 지각의 총 산소 함량의 0.01%에 불과합니다. 자연의 삶에서 산소는 매우 중요합니다. 산소와 그 화합물은 생명을 유지하는 데 필수적입니다. 그들은 대사 과정과 호흡에서 중요한 역할을 합니다. 산소는 유기체가 "구성"되는 단백질, 지방, 탄수화물의 일부입니다. 예를 들어 인체에는 약 65%의 산소가 포함되어 있습니다. 대부분의 유기체는 산소의 도움으로 특정 물질을 산화시켜 중요한 기능을 수행하는 데 필요한 에너지를 얻습니다. 호흡, 붕괴 및 연소 과정의 결과로 대기 중 산소의 감소는 광합성 중에 방출되는 산소에 의해 보상됩니다. 삼림 벌채, 토양 침식, 지표면의 다양한 광산 작업은 광합성의 총량을 감소시키고 넓은 지역의 순환을 감소시킵니다.

산소가 항상 지구 대기의 일부였던 것은 아닙니다. 그것은 광합성 유기체의 중요한 활동의 ​​결과로 나타났습니다. 자외선의 영향으로 오존으로 변합니다. 오존이 축적되면서 상층 대기에 오존층이 형성되었습니다. 스크린과 같은 오존층은 생명체에 치명적인 자외선으로부터 지구 표면을 확실하게 보호합니다.

지구화학적 산소 순환가스 및 액체 껍질을 지각과 연결합니다. 주요 요점은 광합성 중 자유 산소의 방출, 화학 원소의 산화, 극도로 산화된 화합물이 지각의 깊은 영역으로 진입하고 탄소 화합물로 인한 부분적 환원, 일산화탄소 제거 및 지각 표면에 물과 광합성 반응에 관여.

위에서 설명한 결합되지 않은 형태의 산소 순환 외에도 이 원소는 가장 중요한 순환을 수행하여 물의 구성에 진입합니다(그림 3). 사이클 동안 물은 바다 표면에서 증발하고 수증기는 기류와 함께 이동하고 응축되며 물은 강수의 형태로 육지와 바다 표면으로 돌아갑니다. 육지에 강수 형태로 떨어진 물이 지표 및 지하 유출수를 통해 바다로 되돌아오는 큰 물 순환이 있습니다. 강수가 바다 표면에 떨어지는 작은 물 순환.

산소 순환에는 도달 및 소비가 수반됩니다.

산소의 도착은 다음을 포함합니다: 1) 광합성 동안의 방출; 2) UV 복사의 영향으로 오존층에 형성 (소량); 3) UV 복사의 영향으로 대기 상층에서 물 분자의 해리; 4) 오존 형성 - O3.

산소 소비에는 다음이 포함됩니다. 1) 호흡 중 동물의 소비; 2) 지각의 산화 과정; 3) 화산 폭발 시 방출되는 일산화탄소(CO)의 산화.

산소는 단백질, 핵산, 탄수화물, 지질 및 많은 저분자량 화합물과 같은 세포의 구조와 기능을 제공하는 가장 중요한 모든 물질의 분자의 일부인 주요 생물학적 요소입니다. 모든 식물이나 동물에는 다른 어떤 원소보다 훨씬 많은 산소가 있습니다(평균 약 70%). 인간의 근육 조직에는 16%의 산소, 뼈 조직 - 28.5%가 포함되어 있습니다. 전체적으로 평균적인 사람(체중 70kg)의 몸에는 43kg의 산소가 포함되어 있습니다. 산소는 주로 호흡기(유리 산소)와 물(결합 산소)을 통해 동물과 인간의 몸에 들어갑니다. 신체의 산소 필요량은 신체의 질량과 표면, 연령, 성별, 영양, 외부 조건 등에 따라 달라지는 신진대사 수준(강도)에 의해 결정됩니다. 생태학에서 총 호흡의 비율(즉, 총 산화 과정)은 지역 사회의 중요한 에너지 특성으로 결정됩니다.생물체의 총 바이오 매스.

소량의 산소가 의약에 사용됩니다. 산소(소위 산소 베개로부터)는 호흡이 어려운 환자를 위해 호흡할 시간이 주어집니다. 그러나 산소가 풍부한 공기를 장기간 흡입하면 인체 건강에 위험하다는 점을 명심해야 합니다. 높은 산소 농도는 생체 고분자의 구조와 기능을 방해하는 조직에 자유 라디칼을 형성합니다. 전리 방사선은 신체에 유사한 영향을 미칩니다. 따라서 신체가 전리 방사선으로 조사될 때 조직과 세포의 산소 함량(저산소증) 감소는 보호 효과, 이른바 산소 효과가 있습니다. 이 효과는 방사선 요법에 사용됩니다. 종양의 산소 함량을 증가시키고 주변 조직의 산소 함량을 낮추어 종양 세포에 대한 방사선 손상을 증가시키고 건강한 세포에 대한 손상을 줄입니다. 일부 질병에서는 고압 산소로 신체를 포화시키는 고압 산소가 사용됩니다.

산소의 주요(사실상 유일한) 기능은 신체의 산화환원 반응에 산화제로 참여하는 것입니다. 산소의 존재로 인해 모든 동물의 유기체는 자신의 필요에 맞는 특정 "연소" 에너지를 추출하여 다양한 물질(탄수화물, 지방, 단백질)을 활용(실제로는 "연소")할 수 있습니다. 휴식 시 성인의 몸은 분당 1.8-2.4g의 산소를 소비합니다.

오존(다른 그리스어 ὄζω에서 - 나는 냄새가 난다) - 삼원자 O 3 분자로 구성된 산소의 동소체 변형. 정상적인 조건에서 - 청색 가스. 액화되면 인디고 액체로 변합니다. 고체 형태에서는 짙은 파란색이며 거의 검은색 결정입니다.

문제

황- 원자 번호 16을 가진 D.I. Mendeleev의 화학 원소 주기율표의 세 번째 기간인 16번째 그룹의 원소(구식 분류에 따르면 - VI 그룹의 주요 하위 그룹). 비금속 특성을 보여줍니다. 기호로 표시 에스(위도. 황). 수소 및 산소 화합물에서 다양한 이온의 일부이며 많은 산과 염을 형성합니다. 많은 유황 함유 염은 물에 거의 녹지 않습니다.

공기 중에서 유황이 타서 이산화황을 형성합니다 - 매운 냄새가 나는 무색 가스:

스펙트럼 분석을 사용하여 실제로 황의 이산화물로의 산화 과정은 연쇄 반응이며 일산화황 S 2 O 2 , 분자 황 S 2 , 유리 황 원자 S와 같은 여러 중간 생성물의 형성과 함께 발생한다는 것이 밝혀졌습니다. 및 일산화황 SO의 자유 라디칼.

황의 환원 특성은 황과 다른 비금속의 반응에서 나타나지만 실온에서 황은 불소와만 반응합니다.

유황 용융물은 염소와 반응하며 두 가지 저급 염화물(이염화황 및 이티오디클로라이드)이 형성될 수 있습니다.

과량의 황으로 인해 S n Cl 2 유형의 다양한 폴리염화염화물도 형성됩니다.

가열되면 황은 인과도 반응하여 황화인의 혼합물을 형성하며 그 중 가장 높은 황화물 P 2 S 5:

또한 가열하면 황이 수소, 탄소, 규소와 반응합니다.

(황화수소)

(이황화탄소)

가열되면 황은 종종 매우 격렬하게 많은 금속과 상호 작용합니다. 때때로 금속과 황의 혼합물은 점화될 때 점화됩니다. 이 상호 작용에서 황화물이 형성됩니다.

알칼리 금속 황화물 용액은 황과 반응하여 다황화물을 형성합니다.

복합 물질 중에서 우선 황과 용융 알칼리의 반응에 주목해야 합니다. 여기서 황은 염소와 유사하게 불균형합니다.

결과 합금은 유황 간이라고합니다.

농축된 산화성 산(HNO 3, H 2 SO 4)의 경우 황은 장기간 가열할 때만 반응합니다.

유황 증기의 온도가 증가함에 따라 정량적 분자 구성에 변화가 발생합니다. 분자의 원자 수가 감소합니다.

800-1400 °C에서 증기는 주로 이원자 황으로 구성됩니다.

그리고 1700 ° C에서 황은 원자가됩니다.

생물학적 역할:유황은 모든 살아있는 유기체에 끊임없이 존재하며 중요한 생물학적 요소입니다. 식물의 함량은 0.3-1.2%, 동물의 경우 0.5-2%입니다(해양 생물은 육상 생물보다 더 많은 황을 함유함). 유황의 생물학적 중요성은 주로 그것이 아미노산 메티오닌과 시스테인의 일부이며 결과적으로 펩타이드와 단백질의 구성이라는 사실에 의해 결정됩니다. 폴리펩타이드 사슬의 이황화 결합 -S-S-는 단백질의 공간 구조 형성에 관여하며, 설프히드릴기(-SH)는 효소의 활성 중심에서 중요한 역할을 합니다. 또한, 유황은 중요한 물질인 호르몬 분자에 포함되어 있습니다. 머리카락, 뼈 및 신경 조직의 케라틴에서 많은 유황이 발견됩니다. 무기 유황 화합물은 식물의 미네랄 영양에 필수적입니다. 그들은 자연적으로 발생하는 유황 박테리아에 의해 수행되는 산화 반응의 기질 역할을 합니다.

평균적인 사람(체중 70kg)의 몸에는 약 1402g의 유황이 들어 있습니다. 성인의 하루 유황 요구량은 약 4입니다.

그러나 환경과 인간에 대한 부정적인 영향 측면에서 유황(더 정확하게는 그 화합물)은 첫 번째 장소 중 하나입니다. 유황 오염의 주요 원인은 석탄 및 유황을 함유한 기타 연료의 연소입니다. 동시에 연료에 포함된 황의 약 96%가 이산화황 SO 2 형태로 대기로 들어갑니다.

대기에서 이산화황은 점차 산화황(VI)으로 산화됩니다. 두 산화물(황산화물(IV)과 황산화물(VI))은 수증기와 상호작용하여 산성 용액을 형성합니다. 이러한 용액은 산성비로 떨어집니다. 일단 토양에 들어가면 산성수는 토양 동물군과 식물의 발달을 억제합니다. 그 결과, 특히 혹독한 기후에 화학적 오염이 추가되는 북부 지역에서 식생의 발달에 불리한 조건이 만들어집니다. 그 결과 숲이 죽어가고 잔디 덮개가 교란되며 수역의 상태가 악화되고 있습니다. 산성비는 대리석 및 기타 재료로 만든 기념물을 파괴하고 석조 건물과 금속 제품까지 파괴합니다. 따라서 연료에서 대기 중으로 유황화합물이 침입하는 것을 방지하기 위한 다양한 조치가 필요하다. 이를 위해 유황 화합물에서 오일 및 오일 제품을 정제하고 연료 연소 중에 형성된 가스를 정화합니다.

그 자체로 먼지 형태의 유황은 점막, 호흡기를 자극하고 심각한 질병을 유발할 수 있습니다. 공기 중 황의 MPC는 0.07 mg/m 3 입니다.

많은 유황 화합물은 유독합니다. 특히 주목할만한 것은 황화수소로, 흡입하면 불쾌한 냄새에 대한 반응이 빠르게 둔해지고 치명적인 결과를 초래하더라도 심각한 중독을 유발할 수 있습니다. 작업장 공기 중 황화수소의 최대 허용 농도는 10 mg/m 3 , 대기 중 0.008 mg/m 3 입니다.

황(II) 산화물 (일산화황, 일산화황)는 이원 무기 화합물입니다. 정상적인 조건에서 자극적이고 불쾌한 냄새가 나는 무색 기체입니다. 물과 반응함. 지구 대기권에서는 극히 드뭅니다. 열역학적으로 불안정하고 이량체 S 2 O 2 로 존재합니다. 그것은 산소와 매우 적극적으로 반응하여 이산화황을 형성합니다.

영수증

얻는 주요 방법은 유황의 연소입니다.

이산화황 분해에 의해 얻어짐:

화학적 특성

물에 용해되어 티오황산을 형성합니다.

애플리케이션

희소성과 불안정성으로 인해 일산화황은 사용되지 않았습니다.

독성

일산화황의 불안정성으로 인해 독성을 결정하기 어렵지만 농축된 형태에서는 일산화황이 과산화물로 변하여 유독하고 부식성이 있습니다.

황(IV) 산화물 (이산화황, 이산화황, 이산화황, 이산화황) - SO 2 조성의 산소와 황 화합물. 정상적인 조건에서는 특유의 자극적인 냄새(불을 붙인 성냥의 냄새)가 있는 무색 기체입니다. 실온에서 압력을 가해 액화합니다. 물에 용해되어 불안정한 아황산을 형성합니다. 용해도 20 °C에서 11.5 g/100 g 물, 온도가 증가함에 따라 감소합니다. 에탄올과 황산에도 녹는다. 화산 가스의 주성분 중 하나.

영수증

산업적으로 얻는 방법은 황을 태우거나 황화물, 주로 황철광을 로스팅하는 것입니다.

실험실 조건 및 자연에서 SO 2는 아황산염 및 하이드로 아황산염에 대한 강산의 작용에 의해 얻어집니다. 생성 된 아황산 H 2 SO 3는 즉시 SO 2 및 H 2 O로 분해됩니다.

또한, 이산화황은 가열될 때 저활성 금속에 대한 진한 황산의 작용으로 얻을 수 있습니다.

화학적 특성

자외선 범위의 SO2 흡수 스펙트럼.

산성 산화물을 나타냅니다. 그것은 물에 용해되어 아황산을 형성합니다(정상 조건에서 반응은 가역적임):

알칼리와 함께 아황산염을 형성합니다.

SO2의 화학적 활성은 매우 높다. SO 2의 가장 두드러진 환원 특성은 이러한 반응에서 황의 산화 정도가 증가합니다.

끝에서 두 번째 반응은 아황산염 이온 SO 3 2- 및 SO 2(보라색 용액의 변색)에 대한 정성적 반응입니다.

강한 환원제가 존재하면 SO 2 는 산화 특성을 나타낼 수 있습니다. 예를 들어, 야금 산업의 폐가스에서 황을 추출하기 위해 일산화탄소(II)를 사용한 SO 2 환원이 사용됩니다.

또는 차아인산을 얻으려면:

애플리케이션

대부분의 황(IV) 산화물은 아황산을 생산하는 데 사용됩니다. 그것은 또한 방부제(식품 첨가물 E220)로 포도주 양조에 사용됩니다. 이 가스는 미생물을 죽이기 때문에 채소 가게와 창고를 훈증합니다. 유황(IV) 산화물은 염소로 표백할 수 없는 짚, 실크 및 양모를 표백하는 데 사용됩니다. 또한 실험실에서 용매로 사용됩니다. 이 응용 프로그램에서 SO 3, H 2 O 및 물의 존재 결과 H 2 SO 4 및 H 2 SO 3 형태의 SO 2 불순물 함량을 인식해야 합니다. 농축된 H 2 SO 4 를 용매에 통과시켜 제거합니다. 이것은 진공 또는 다른 폐쇄 장치에서 가장 잘 수행됩니다. 산화황(IV)은 또한 다양한 아황산 염을 얻는 데 사용됩니다.

독성 작용

SO 2는 매우 독성이 있습니다. 이산화황 중독의 증상은 콧물, 기침, 쉰 목소리, 심한 인후통 및 독특한 뒷맛입니다. 이산화황을 더 높은 농도로 흡입하면 질식, 언어 장애, 연하 곤란, 구토, 급성 폐부종이 발생할 수 있습니다.

단기간 흡입하면 강한 자극 효과가 있으며 기침과 인후통을 유발합니다.

MPC(최대 허용 농도):

· 대기 중 최대 1회 - 0.5 mg/m³, 일일 평균 - 0.05 mg/m³;

실내(작업 영역) - 10 mg/m³

흥미롭게도 SO 2 에 대한 민감도는 개인, 동물 및 식물에서 매우 다릅니다. 따라서 식물 중에서 자작 나무와 참나무는 이산화황에 가장 저항력이 있고 저항력이 가장 약한 것은 장미, 소나무 및 가문비 나무입니다.

황산화물(VI) (황산 무수물, 삼산화황, 황산 가스) SO 3 - 고급 황산화물, 화학 결합 유형: 공유 극성 화학 결합. 정상적인 조건에서 질식 냄새가 나는 휘발성이 높은 무색 액체. 16.9 ° C 미만의 온도에서는 고체 SO 3의 다양한 결정 변형 혼합물이 형성되면서 응고됩니다.

영수증

촉매(V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 또는 산화철(III) Fe 2 O 3)가 있는 상태에서 가열하면 황산화물(IV)을 대기 중 산소로 산화시켜 얻습니다.

황산염의 열분해로 얻을 수 있습니다.

또는 SO2와 오존의 상호작용:

SO 2 산화를 위해 NO 2도 사용됩니다.

이 반응은 역사적으로 최초의 황산 생산을 위한 아질산 방법의 기초가 됩니다.

화학적 특성

1. 산-염기: SO 3는 전형적인 산성 산화물, 황산 무수물입니다. 그것의 화학적 활성은 상당히 높습니다. 물과 반응하면 황산을 형성합니다.

그러나 이 반응에서는 황산이 에어로졸의 형태로 형성되기 때문에 공업적으로는 산화황(VI)을 황산에 용해시켜 몰륨을 형성한 다음 물에 용해하여 황산의 황산을 형성한다. 원하는 농도.

기지와 상호 작용:

및 산화물:

SO 3는 100% 황산에 용해되어 발연황산을 형성합니다.

"2" . 산화 환원: SO 3는 강한 산화 특성이 특징이며 일반적으로 이산화황으로 환원됩니다.

3. 염화수소와 상호 작용할 때 클로로설폰산이 형성됩니다.

또한 이염화황 및 염소와 반응하여 염화티오닐을 형성합니다.

애플리케이션

황산 무수물은 주로 황산 생산에 사용됩니다.

황산염은 구내 소독에 사용되는 황 알갱이를 태울 때도 공기 중으로 방출됩니다. 젖은 표면과 접촉하면 황산 무수물은 이미 곰팡이 및 기타 유해한 유기체를 파괴하는 황산으로 변합니다.

황산

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - 아황산 - 중간 강도의 산, 황의 산화 상태에 해당함 +4, 깨지기 쉬운 화합물은 수용액에만 존재(자유 상태에서 분리되지 않음), 대기에 의해 산화됨 산소, 황산 H2S04H2S04, 좋은 복원제로 변합니다. 이염기성 산으로서 그것은 두 가지 계열의 염을 형성합니다: 하이드로설파이트(NaHSO3NaHSO3, 알칼리 초과):

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

및 아황산염 (Na2SO3Na2SO3 - 알칼리 부족):

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

이산화황과 마찬가지로 아황산과 그 염은 강력한 환원제입니다.

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

더 강력한 환원제와 상호 작용할 때 산화제의 역할을 할 수 있습니다.

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

아황산염 이온에 대한 정성적 반응은 산과 상호 작용할 때 매운 냄새(SO2SO2)가 있는 가스의 발생입니다.

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

또한 아황산염 이온 용액은 과망간산 칼륨 용액을 변색시킵니다.

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

그러나 이 반응은 아황산염 이온의 정성적 검출에 거의 사용되지 않습니다.

황산 및 그 염은 강한 산화제(염소)로 표백되지 않는 양모, 실크 및 기타 재료를 표백할 때 환원제로 사용됩니다. 황산은 과일과 채소의 보존에 사용됩니다. 칼슘 하이드로설파이트(아황산염 액, Ca(HSO3) 2Ca(HSO3) 2)는 목재를 소위 아황산염 셀룰로오스로 가공하는 데 사용됩니다(칼슘 하이드로설파이트 용액은 셀룰로오스 섬유를 결합하는 물질인 리그닌을 용해시켜 섬유질이 나무는 종이를 만드는 데 사용되는 방식으로 처리됩니다.

황산

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - 황산 - 무색, 무취의 유성 액체, 비휘발성, 10.3010.30С에서 결정화, 무겁고, 수증기를 적극적으로 흡수하고, 강한 산화제인 이염기산은 두 가지 계열의 염을 형성합니다. 황산염 및 황산수소염, 그 중 BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4 및 SrSO4SrSO4만이 실질적으로 불용성입니다.

황산의 특정 특성은 "황산과 금속 및 비금속의 상호 작용" 주제에서 자세히 설명합니다.

수소와 황 원자를 대체하는 능력과 산소 "다리"의 형성으로 인해 황은 다음과 같이 많은 산소 함유 산을 형성할 수 있습니다.

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - 피로황산 또는 이황산.

황산 무수물 S03SO3를 황산에 용해시키면 주로 피로황산으로 구성된 발연황산이 얻어진다. 발연황이 냉각되면 산이 무색 결정으로 분리됩니다. 피로황산은 이황산염 또는 피로황산염(Na2S2O7Na2S2O7)과 같은 염을 형성하며, 이는 융점 이상으로 가열되면 분해되어 황산염으로 변합니다.

H2SO2H2SO2, ($S^(+2)) - (구조식 H-O-S-O-H) 술폭실산; 자유 상태에서 격리되지 않습니다.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - 과산화황 또는 과황산은 강한 산화 특성을 가지며 과황산염을 형성합니다(그림 1의 구조 참조).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - 티오황산은 다양한 반응에서 중간 생성물로 형성됩니다. 티오황산은 산소 원자가 황으로 대체된 아황산으로 간주될 수 있습니다. 산 자체도 그 염도 유리 상태에서 분리되지 않았습니다.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - 티오황산 - 불안정, 실온에서 이미 분해, 염 형성 - 티오황산염, 산보다 훨씬 안정하고 산업계에서 환원제로 자주 사용됨

H2S204H2S204(S+4S+4-디티온산 또는 아황산, 염의 형태로만 존재합니다.

일반식 H2Sx06H2Sx06(S + 4S + 4, 여기서 x는 2에서 6 사이의 값을 취함)에 해당하는 폴리티온산 그룹이 있습니다. 폴리티온산은 불안정하고 수용액에서만 알려져 있습니다. 더 안정적이고 일부는 결정 형태로 얻어집니다.

황화수소 (황화수소, 황화수소, 이황화수소)- 썩은 계란 냄새가 나는 달콤한 맛의 무색 가스. 수소와 황의 이원 화합물. 화학식 - H 2 S. 물에 잘 녹지 않고 에탄올에 잘 녹습니다. 유해한. 고농도에서는 많은 금속과 상호 작용합니다. 가연성. 공기와의 혼합물에서 발화 농도 한계는 4.5-45% 황화수소입니다. 그것은 특정 화합물의 합성, 원소 황, 황산 및 황화물의 생산을 위해 화학 산업에서 사용됩니다. 황화수소는 또한 황화수소 목욕과 같이 의학적으로도 사용됩니다.

액체 황화수소의 고유 이온화는 무시할 수 있습니다.

황화수소는 물에 약간 용해되며 H 2 S 수용액은 매우 약한 산입니다.

케이 a \u003d 6.9 10 -7 mol / l; 피 케이 a = 6.89.l

알칼리와 반응:

(중간 염, 과량의 NaOH 포함)

(산염, 1:1 비율)

황화수소는 강력한 환원제입니다. 산화 환원 전위:

공중에서는 푸른 불꽃으로 타오른다:

산소 부족:

(황을 생산하는 산업적 방법은 이 반응을 기반으로 함).

황화수소는 또한 다른 많은 산화제와 반응합니다: 용액에서 산화될 때 유리 황 또는 SO 4 2- 이온이 형성됩니다.

황화수소, 황화수소산 및 그 염에 대한 정성적 반응은 납 염과의 상호 작용으로, 예를 들어 황화납의 흑색 침전물이 형성됩니다.

황화수소가 사람의 혈액을 통과하면 헤모글로빈이 파괴되어 검게 변하고, 그 구성의 일부이며 혈액을 붉게 만드는 철이 황화수소와 반응하여 흑색 황화철을 형성합니다.

문제

할로겐(그리스어 ἁλός - "소금"과 γένος - "출생, 기원"에서; 때때로 오래된 이름이 사용됨 할로겐화물) - D. I. Mendeleev의 화학 원소 주기율표의 17 번째 그룹의 화학 원소 (구식 분류에 따르면 - 그룹 VII의 주요 하위 그룹의 원소).

그들은 일부 비금속을 제외하고 거의 모든 단순 물질과 반응합니다. 모든 할로겐은 활성 산화제이므로 자연에서 화합물 형태로만 발생합니다. 일련 번호가 증가함에 따라 할로겐의 화학적 활성이 감소하고 할로겐화물 이온 F-, Cl-, Br-, I-, At-의 화학적 활성이 감소합니다.

할로겐에는 플루오르 F, 염소 Cl, 브롬 Br, 요오드 I, 아스타틴 At 및 인공 원소인 ununseptium Uus가 포함됩니다.

모든 할로겐은 높은 산화 활성을 나타내며 불소에서 아스타틴으로 이동할 때 감소합니다. 불소는 할로겐 중에서 가장 활성이 높으며 예외 없이 모든 금속과 반응하며 많은 금속이 불소 분위기에서 자발적으로 발화하여 많은 양의 열을 방출합니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

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

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

가열하지 않으면 불소는 많은 비금속(H 2 , S, C, Si, P)과도 반응합니다. 모든 반응은 강력하게 발열합니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

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

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

가열되면 불소는 계획에 따라 다른 모든 할로겐을 산화시킵니다.

Hal 2 + F 2 = 2HalF

여기서 Hal = Cl, Br, I, At이고 HalF 화합물에서 염소, 브롬, 요오드 및 아스타틴의 산화 상태는 +1입니다.

마지막으로, 조사되면 불소는 무거운 불활성(귀족) 가스와도 반응합니다.

Xe + F2 = XeF2 + 152kJ.

복잡한 물질과 불소의 상호 작용도 매우 활발하게 진행됩니다. 따라서 반응은 폭발적이지만 물을 산화시킵니다.

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

유리 염소는 활성이 불소보다 적지만 반응성이 매우 높습니다. 산소, 질소 및 희가스를 제외한 모든 단순 물질과 직접 반응합니다. 비교를 위해 불소와 동일한 단순 물질과 염소의 반응에 대한 방정식을 제시합니다.

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

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

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

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

특히 흥미로운 것은 수소와의 반응입니다. 따라서 조명이없는 실온에서 염소는 실제로 수소와 반응하지 않지만 가열되거나 조명되면 (예 : 직사광선)이 반응은 다음 연쇄 메커니즘에 따라 폭발로 진행됩니다.

Cl2+ 시간ν → 2Cl,

Cl + H 2 → HCl + H,

H + Cl 2 → HCl + Cl,

Cl + H 2 → HCl + H 등

이 반응의 여기는 광자의 작용으로 발생합니다( 시간ν), Cl 2 분자를 원자로 해리 -이 경우 연속적인 반응 사슬이 발생하고 각 반응에서 입자가 나타나 다음 단계의 시작을 시작합니다.

H 2 와 Cl 2 사이의 반응은 연쇄 광화학 반응의 첫 번째 연구 대상 중 하나였습니다. 연쇄 반응에 대한 아이디어 개발에 가장 큰 공헌을 한 사람은 러시아 과학자인 노벨상 수상자(1956) N. N. Semyonov입니다.

염소는 탄화수소와의 치환 및 첨가와 같은 많은 복잡한 물질과 반응합니다.

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.

염소는 가열될 때 화합물에서 브롬 또는 요오드를 수소 또는 금속으로 대체할 수 있습니다.

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

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

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

또한 물과 가역적으로 반응합니다.

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

물에 용해되어 부분적으로 반응하는 염소는 위에 표시된 것처럼 염소수라고 하는 물질의 평형 혼합물을 형성합니다.

또한 마지막 방정식의 왼쪽에 있는 염소의 산화 상태는 0입니다. 반응 결과 일부 염소 원자는 산화 상태가 -1(HCl)이고 다른 염소 원자는 +1(차아염소산 HOCl)입니다. . 이러한 반응은 자가 산화-자가 치유 또는 불균형 반응의 한 예입니다.

염소는 같은 방식으로 알칼리와 반응(불균형)할 수 있습니다.

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

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

브롬의 화학적 활성은 불소 및 염소보다 적지만 브롬은 일반적으로 액체 상태로 사용되므로 초기 농도(다른 조건이 동일하더라도 염소의 농도보다 높음)로 인해 여전히 상당히 높습니다.

예를 들어, 브롬과 실리콘 및 수소의 상호 작용 반응을 제공합니다.

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

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

"부드러운" 시약이기 때문에 브롬은 유기 화학에서 널리 사용됩니다.

브롬은 염소와 마찬가지로 물에 용해되고 부분적으로 반응하여 소위 "브롬수"를 형성합니다.

물에 대한 요오드의 용해도는 섭씨 25도에서 리터당 0.3395g으로 브롬보다 낮습니다. 요오드 수용액을 "요오드 물"이라고 합니다. 요오드는 복잡한 음이온의 형성과 함께 요오드화물 용액에 용해될 수 있습니다.

나 2 + 나 - → 나 - 3 .

결과 솔루션은 Lugol의 솔루션이라고합니다.

요오드는 다른 할로겐과 화학적 활성이 크게 다릅니다. 대부분의 비금속과 반응하지 않으며 가열될 때만 금속과 천천히 반응합니다. 요오드와 수소의 상호 작용은 강한 가열에서만 발생하며 반응은 흡열이며 매우 가역적입니다.

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

따라서 할로겐의 화학적 활성은 불소에서 아스타틴으로 일관되게 감소합니다. F - At 시리즈의 각 할로겐은 화합물에서 다음 할로겐을 수소 또는 금속으로 대체할 수 있습니다. 즉, 단순 물질 형태의 각 할로겐은 후속 할로겐의 할로겐화물 이온을 산화시킬 수 있습니다.

아스타틴은 요오드보다 반응성이 훨씬 적습니다. 그러나 금속(예: 리튬)과도 반응합니다.

2Li + At 2 = 2LiAt - 리튬 아스타타이드.

해리하는 동안 음이온이 형성될 뿐만 아니라 양이온 At +: HAt도 다음과 같이 해리됩니다.

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

(할로겐화수소) - 습한 공기에서 발연하는 자극적인 냄새가 나는 무색 기체. 그들은 물에 잘 녹고 수용액은 산이며 일반적인 이름 인 할로겐화 수소산입니다. 할로겐화수소산 염(불화물, 염화물, 브롬화물 및 요오드화물)은 금속과 할로겐을 직접 결합하여 얻을 수 있습니다. 구성에서 그들은 동일한 유형이며 유사한 특성을 가지고 있습니다. 따라서 NaF, NaCl, NaBr, NaJ는 백색 결정성 물질로 물에 쉽게 용해됩니다. 유사성과 함께 할로겐은 물리적 및 화학적 특성 모두에서 특정 차이점이 있습니다. 그러나 이러한 특성은 할로겐의 원자량이 증가함에 따라 자연스럽게 변합니다.

- 할로겐화수소 HF, HC1, HBr, HI는 물에 잘 녹는 무색 기체입니다. 이 중 HF는 약산이고 나머지 할로겐화수소는 수용액에서 강산이다.

그래서 할로겐의 수소 화합물산소보다 안정하다.

그래서 할로겐의 수소 화합물산소보다 안정하다. 할로겐의 산화 환원 특성과 화학적 거동의 차이점은 이러한 특성을 불소에서 요오드로 변할 때 핵 전하 변화의 함수로 비교함으로써 이해하기 쉽습니다. F, C1, Br, I 계열에서 요오드는 원자 반경이 가장 크므로(결과적으로 전자 친화도가 가장 낮음) 브롬, 염소 및 불소보다 덜 뚜렷한 산화 특성이 특징입니다.

을 위한 불화수소, 염화수소, 브롬화수소 및 요오드화수소의 이름을 사용할 수 있습니다. 유형 이름 염산은 할로겐화수소 수용액을 나타냅니다.

교육 할로겐의 수소 화합물산소보다 더 많은 열을 방출하므로 수소 화합물이 산소보다 더 안정적입니다. 산소 화합물 중 산소 산의 염이 가장 안정하고 산화물이 가장 불안정합니다.

할로겐의 산소 화합물 할로겐의 모든 산소 화합물은 간접적으로 얻습니다. 염이 가장 안정하고 산화물과 산이 가장 안정하지 않습니다. 할로겐은 다양한 산화 상태에 해당하는 많은 수의 산화물이 형성되는 특징이 있습니다. 무엇보다 BrO-2와 IO-2 이온은 매우 불안정하다. 안정한 산화물은 염소 Cl, 무엇보다도 요오드 I에 의해 형성됩니다. 극선. 자극적인 오존 냄새가 나는 무색 기체이며 물에 잘 녹지 않으며 끓는점 = -145°C입니다. 1929년에 문을 열었습니다. 불소와 2% 수산화나트륨 용액의 상호 작용에 의해 얻어집니다. 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I 나머지 할로겐의 가장 중요한 산소 화합물을 고려하십시오. 모든 산화물은 불안정하며 큰 열 방출로 분해됩니다. 산화염소(I) Сl2О는 불쾌한 냄새가 나는 황갈색 가스입니다. 낮은 끓는점이 특징이며 공기 중 상대 밀도는 3입니다. 산화물 분자의 결합은 저극성 공유입니다. 다음과 같은 화학적 성질을 가지고 있습니다. 1. 가열하면 쉽게 염소와 산소로 분해(폭발): 2C12O=t2Cl2+O2 2. 산성 산화물이므로 수화하여 차아염소산을 형성합니다: Cl2O+H2O=2HClO 3. 알칼리 및 염기성 물질과 상호 작용합니다. 산화물: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO 산화물(I) 산화물은 차아염소산에 해당합니다. 차아염소산 HClO와 브롬 및 요오드 대응 물은 매우 약한 산이며 HClO에서 HIO로 갈 때 강도가 감소합니다. 이것은 염소가 전기 음성도가 더 높고 산소에 더 강하게 결합하는 전자쌍을 그 대응물보다 더 강하게 끌어당기기 때문입니다. 이것은 차례로 수소와 산소를 결합하는 전자쌍의 이동으로 이어지고 수소가 분리되는 능력을 증가시킵니다. 차아염소산은 독특한 냄새가 나는 황록색 용액입니다. 그녀와 그녀의 유사체는 약한 휘발성 산의 모든 특성을 가지며 산화성 산입니다. 또한 HClO, HBrO, HIO 계열의 산화 활성이 감소합니다. 1. 차아염소산은 빛에서 분해됩니다. HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. 수분 제거제의 작용으로 분해됩니다. 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. 차아염소산이 다음과 같을 때 가열된 염산 및 염소산이 형성됩니다. 3HCl +1O=2НCl-1+НCl+5O3 산화제 Сl++2е- Сl-환원제 Сl+-4е- Сl+5 염소의 산소산 염이 가장 중요합니다. 그들 모두는 염소와 물의 상호 작용 반응을 기반으로 얻을 수 있습니다. HCl + HClO "Cl2 + H2O 이 반응의 평형은 용액에 알칼리를 첨가하여 반응 생성물 쪽으로 쉽게 이동할 수 있으며, 이는 2개의 형성된 산과 반응합니다: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I 요약 두 방정식, 우리는 다음을 얻습니다. Сl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O 차아염소산 염을 차아염소산염이라고 합니다. 차아염소산염과 염화칼륨을 함유한 수용액을 창수라고 합니다. 그녀는 염소(염소 용액) 물과 마찬가지로 면직물과 종이를 표백하는 데 사용됩니다. 차아염소산 및 그 염의 산화 및 소독 작용 메커니즘은 산화 상태가 +1인 염소의 존재로 설명되며, 이는 이러한 공정에서 활성 산화 특성을 나타냅니다. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- 차아염소산염매우 강한 산화제. 염소가 100 ° C로 가열 된 알칼리 용액에 통과되면 염소산염 (염소산 HclO3의 염) 및 염화물 형성이 진행됩니다. 촉매가없는 상태에서 400 ° C로 가열하면 과염소산염이 염소산염 (염 과염소산 HclO4): 잿물과 함께. 이 경우 상온에서 차아염소산염이 생성되고 100°C에서 염소산염이 생성됩니다. 이것들은 산화 환원 반응입니다. 염소산 HClO2 - 중간 강도. 수용액에서는 불안정하고 브롬과 요오드의 유사체는 내구성이 훨씬 떨어집니다. 염소 산소 산의 강도는 중심 원자의 산화 정도가 증가함에 따라 증가합니다. HCl + 1O - 약함. HCl + 3O2 - 다소 강함. HCl + 5O3는 매우 강하고 HClO + 74는 알려진 모든 산 중에서 가장 강합니다. 염소가 분말 형태로 취해지는 수산화 칼슘과 상호 작용하면 보풀, 염화물 또는 백색 도료, 석회가 형성됩니다. 염소 냄새가 나는 느슨한 흰색 분말입니다. 주로 차아염소산칼슘 Ca(ClO)2, 염기성 칼슘염 및 염화칼슘으로 구성됩니다. 대략적인 방정식: 2Cl2 + 2Ca(OH) 2 \u003d Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O 표백제의 품질을 향상시키기 위해 Ca(ClO) 2가 첨가되는 경우가 많습니다. 염소는 강력한 산화제입니다. 그녀는 매우 반응적입니다. 면직물, 종이의 표백, 물의 염소화, 소독 및 잔류성 독성 물질로 오염된 지역의 탈기에 사용됩니다. 표백제의 미백 및 소독 특성은 자벨 및 염소수의 특성과 유사합니다. 탄산은 차아염소산 칼슘에서 차아염소산을 대체합니다. 빛에서 그것은 산화 효과가 있는 원자 산소의 방출과 함께 분해됩니다.

문제

체내 요오드의 기능
요오드는 갑상선 호르몬의 형성과 대식세포의 기능에 필수적입니다. 대식세포는 다양한 병원성 미생물, 바이러스, 곰팡이 등을 파괴하는 특수 세포입니다.
요오드 결핍으로 인해 어떤 질병이 발생합니까? 요오드 결핍의 원인
인체에 요오드가 부족하면 심각한 대사질환(갑상선질환), 정신지체, 염색체 손상, 암을 유발할 수 있다. 혈액 내 콜레스테롤 농도가 증가하고 모든 유형의 신진 대사가 방해받습니다. 아마도 난청, 벙어리, 마비, 불임, 선천적 기형, 유산, 졸음, 부종, 심박수 둔화가 나타날 수 있습니다.
요오드 결핍은 음식과 물과 함께 부적절한 섭취, 방사선 노출 또는 특정 약물 섭취로 인해 발생합니다.

불소 소비의 규범. 인체에서의 역할
불소는 모호한 요소입니다. 불소의 과잉과 결핍은 모두 인간의 건강에 위험합니다. 불소는 뼈와 치아에서 발견되며 뼈 조직을 만드는 데 필수적인 요소입니다. 사람의 경우 충분한 양의 불소는 물 1리터당 1-1.5mg입니다. 불소 화합물은 쉽게 용해되기 때문에 물 1리터당 데이터를 제공합니다. 불소는 거의 모든 음식과 음료에서 발견됩니다. 현재까지 거의 모든 토양에 농작물에 과도하게 축적되는 과량의 불소가 포함되어 있기 때문에 불소 결핍증의 발병에 대해 이야기하는 것은 불가능합니다.
불소의 과잉과 결핍의 원인은 무엇입니까?
체내에 불소가 부족할 때 가장 잘 알려진 효과는 충치가 발생한다는 것입니다. 과량의 불소는 골연골증, 치아 모양과 색상의 변화(치아 불소증), 관절 경직 및 뼈 성장을 유발합니다. 현저한 목소리 상실, 마른 질식 기침, 압력 감소, 출혈. 불소와의 접촉은 피부 질환(가려움증, 자극, 박리) 및 점막을 유발하고 또한 위장관 암 발병 위험을 극적으로 증가시킵니다.
현대 제품에서 과도한 불소의 원인. 어떤 음식에 불소가 많이 함유되어 있습니까?
차와 같이 널리 보급된 음료를 좋아하는 사람들은 차의 농도가 강하고 오래 우려낼수록 음료에 더 많은 불소가 포함되어 있다는 것을 알아야 합니다. 적포도주 1리터에는 1일 최대 복용량인 5mg의 불소가 들어 있습니다. 과도한 불소에는 크릴이 포함되어 있습니다. 일반적으로 농업 생산에서 무기 비료를 과도하게 사용하면 거의 모든 식물에 불소 화합물이 축적됩니다.

문제

철- 화학 원소 D의 주기율표의 네 번째 기간의 여덟 번째 그룹의 원소(이전 분류에 따르면 - 여덟 번째 그룹의 측면 하위 그룹). I. 원자 번호 26의 멘델레예프. 기호로 표시 철(위도. 페럼). 지각에서 가장 흔한 금속 중 하나(알루미늄 다음으로 2위).

단순 물질 철은 화학 반응성이 높은 가단성 은백색 금속입니다. 철은 공기 중의 고온 또는 높은 습도에서 빠르게 부식됩니다. 순수한 산소에서 철은 연소하고 미세하게 분산된 상태에서 공기 중에서 자발적으로 발화합니다.

대사

산소 교환

산소유기적 요소를 말합니다. 그 함량은 체중의 최대 65%, 즉 성인의 경우 40kg 이상입니다. 산소는 지구상에서 가장 흔한 산화제이며 두 가지 형태로 환경에 존재합니다. 즉, 화합물의 형태(지각과 물: 산화물, 과산화물, 수산화물 등)와 자유 형태(대기)입니다.

산소의 생물학적 역할

산소의 주요(사실상 유일한) 기능은 신체의 산화환원 반응에 산화제로 참여하는 것입니다. 산소의 존재로 인해 모든 동물의 유기체는 자신의 필요에 따라 특정 "연소" 에너지를 추출하여 다양한 물질( , )을 활용할 수 있습니다(실제로는 "태울 수 있습니다"). 휴식 시 성인의 몸은 분당 1.8-2.4g의 산소를 소비합니다.

산소 공급원

인간의 주요 산소 공급원은 호흡을 통해 인체가 생명에 필요한 양의 산소를 추출할 수 있는 지구 대기입니다.

산소 결핍

인체의 결핍으로 소위 저산소증이 발생합니다.

산소 결핍의 원인

• 대기 중 산소 함량이 없거나 급격히 감소;
• 흡입 된 공기의 산소 부분압 감소 (높은 고도로 올라갈 때 - 산, 항공기);
• 질식 중 폐로의 산소 공급 중단 또는 감소;
• 산소 수송 위반 (심혈 관계 장애, 빈혈 중 혈액 내 헤모글로빈의 현저한 감소, 헤모글로빈이 기능을 수행 할 수 없음 - 예를 들어 다음과 같은 경우 조직에 산소를 결합, 수송 또는 제공 일산화탄소 중독);
• 조직의 산화환원 과정 위반으로 인해 조직이 산소를 사용할 수 없음(예: ~으로)

산소 결핍의 결과

급성 저산소증의 경우:

• 의식 소실;
• 중추신경계의 장애, 돌이킬 수 없는 손상 및 급속한 죽음(문자 그대로 분 단위)

만성 저산소증의 경우:

• 빠른 육체적 정신적 피로;
• 중추 신경계 장애;
• 휴식 시 또는 약간의 운동 시 빈맥 및 숨가쁨

과잉 산소

일반적으로 인공 조건 (예 : 고압 챔버, 물에서 잠수 할 때 부적절하게 선택된 호흡 혼합물 등)에서는 극히 드물게 관찰됩니다. 이 경우 과도하게 산소가 함유 된 공기를 장기간 흡입하면 산소 중독이 동반됩니다. 과도한 양의 결과로 많은 양의 자유 라디칼이 기관과 조직에 형성되고 지질을 포함한 유기 물질의 자발적 산화 과정이 시작됩니다 과산화.

계획:

발견 이력

이름의 유래

자연 속에서

영수증

물리적 특성

화학적 특성

애플리케이션

산소의 생물학적 역할

독성 산소 유도체

10. 동위원소

산소

산소- 16 번째 그룹의 요소 (구식 분류에 따라 - 그룹 VI의 주요 하위 그룹), D. I. Mendeleev의 화학 원소 주기율표의 두 번째 기간, 원자 번호 8. 기호 O (lat .산소). 산소는 반응성 비금속이며 칼코겐 그룹의 가장 가벼운 원소입니다. 단체 산소(CAS 번호: 7782-44-7) 정상 조건에서 - 색, 맛 및 냄새가 없는 기체로 분자가 2개의 산소 원자(식 O 2)로 구성되어 있으므로 이산소라고도 합니다. 액체 산소는 연한 파란색이고 고체는 연한 파란색 결정입니다.

다른 동소체 형태의 산소가 있습니다. 예를 들어 오존(CAS 번호: 10028-15-6) - 정상적인 조건에서 분자가 3개의 산소 원자로 구성되어 있는 특정 냄새가 나는 청색 가스입니다(공식 O 3).

1. 발견 이력

산소는 1774년 8월 1일 영국의 화학자 Joseph Priestley가 밀폐된 용기에서 산화수은을 분해하여 발견했다고 공식적으로 믿어집니다.

그러나 Priestley는 처음에 그가 새로운 단순 물질을 발견했다는 사실을 깨닫지 못했고 공기의 구성 요소 중 하나를 분리했다고 믿었습니다(이 가스를 "dephlogisticated air"라고 부름). Priestley는 그의 발견을 뛰어난 프랑스 화학자 Antoine Lavoisier에게 보고했습니다. 1775년 A. Lavoisier는 산소가 공기, 산의 필수적인 부분이며 많은 물질에서 발견된다는 것을 확립했습니다.

몇 년 전(1771년), 스웨덴의 화학자 Carl Scheele는 산소를 얻었습니다. 그는 초석을 황산으로 소성한 다음 생성된 산화질소를 분해했습니다. Scheele은 이 가스를 "불 같은 공기"라고 부르고 1777년에 출판된 책에서 자신의 발견을 설명했습니다. Scheele은 또한 자신의 경험을 Lavoisier에 보고했습니다.

산소 발견에 기여한 중요한 단계는 수은의 산화와 그 산화물의 분해에 대한 연구를 발표한 프랑스 화학자 Pierre Bayen의 연구였습니다.

마지막으로 A. Lavoisier는 Priestley와 Scheele의 정보를 사용하여 생성된 가스의 특성을 마침내 알아냈습니다. 그의 연구는 그 덕분에 당시 지배적이었고 화학의 발전을 방해했던 플로지스톤 이론이 전복되었기 때문에 매우 중요했습니다. 라부아지에는 다양한 물질의 연소에 대한 실험을 했고, 연소된 원소의 무게에 대한 결과를 발표함으로써 플로지스톤 이론을 반박했다. 재의 무게는 요소의 초기 무게를 초과하여 Lavoisier는 연소 중에 물질의 화학 반응(산화)이 발생한다고 주장할 권리를 주었습니다. 이와 관련하여 원래 물질의 질량이 증가하여 이를 반박합니다. 플로지스톤 이론.

따라서 산소 발견에 대한 공적은 실제로 Priestley, Scheele 및 Lavoisier에 의해 공유됩니다.

1. 이름의 유래

산소라는 단어 (19 세기 초에는 여전히 "산"이라고 불림)는 러시아어로 다른 신조어와 함께 "산"이라는 단어를 도입 한 M.V. Lomonosov 때문입니다. 따라서 "산소"라는 단어는 A. Lavoisier가 제안한 "산소"(프랑스어 oxygène)라는 용어의 추적 용지였습니다. 이것은 원래 의미와 관련된 "산 생성"으로 번역됩니다. "산"은 이전에 현대 국제 명명법에 따라 산화물이라고 불리는 물질을 의미했습니다.

1. 자연 속에서

산소는 지구상에서 가장 흔한 원소이며, 그 몫(다양한 화합물, 주로 규산염의 일부)은 단단한 지각 질량의 약 47.4%를 차지합니다. 바다와 민물에는 엄청난 양의 결합 산소가 포함되어 있습니다. 88.8%(질량 기준), 대기 중 자유 산소 함량은 부피 기준 20.95%, 질량 기준 23.12%입니다. 지각의 1500가지 이상의 화합물은 그 구성에 산소를 함유하고 있습니다.

산소는 많은 유기 물질의 구성 요소이며 모든 살아있는 세포에 존재합니다. 살아있는 세포의 원자 수로 환산하면 약 25%, 질량 분율로 환산하면 약 65%입니다.