Deguonis yra gausiausias elementas Žemėje. Jūros vandenyje yra 85,82 % deguonies, atmosferos ore – 23,15 % masės arba 20,93 % tūrio, o žemės plutoje – 47,2 % masės. Ši deguonies koncentracija atmosferoje palaikoma pastovi vykstant fotosintezei. Šiame procese žalieji augalai naudoja saulės šviesą anglies dioksidui ir vandeniui paversti angliavandeniais ir deguonimi. Pagrindinė deguonies masė yra surištoje būsenoje; molekulinio deguonies kiekis atmosferoje sudaro tik 0,01 % viso deguonies kiekio žemės plutoje. Gamtos gyvenime deguonis turi išskirtinę reikšmę. Deguonis ir jo junginiai yra nepakeičiami gyvybei palaikyti. Jie vaidina svarbų vaidmenį medžiagų apykaitos procesuose ir kvėpavime. Deguonis – tai baltymų, riebalų, angliavandenių dalis, iš kurios „statomi“ organizmai; Pavyzdžiui, žmogaus kūne yra apie 65% deguonies. Dauguma organizmų energijos, reikalingos gyvybinėms funkcijoms atlikti, gauna oksiduodami tam tikras medžiagas deguonies pagalba. Deguonies sumažėjimą atmosferoje dėl kvėpavimo, skilimo ir degimo procesų kompensuoja fotosintezės metu išsiskiriantis deguonis. Miškų naikinimas, dirvožemio erozija, įvairūs kasyklų darbai paviršiuje sumažina bendrą fotosintezės masę ir sumažina cirkuliaciją dideliuose plotuose.

Deguonis ne visada buvo žemės atmosferos dalis. Tai atsirado dėl fotosintetinių organizmų gyvybinės veiklos. Veikiamas ultravioletinių spindulių, jis virsta ozonu. Ozonui kaupiantis, viršutiniuose atmosferos sluoksniuose susidarė ozono sluoksnis. Ozono sluoksnis, kaip ekranas, patikimai apsaugo Žemės paviršių nuo ultravioletinės spinduliuotės, kuri yra mirtina gyviems organizmams.

Geocheminis deguonies ciklas jungia dujų ir skysčių apvalkalus su žemės pluta. Pagrindiniai jo punktai: laisvo deguonies išsiskyrimas fotosintezės metu, cheminių elementų oksidacija, itin oksiduotų junginių patekimas į giliąsias žemės plutos zonas ir jų dalinis sumažinimas, įskaitant dėl ​​anglies junginių, anglies monoksido pašalinimas ir vandens patekimas į žemės plutos paviršių ir jų dalyvavimas reakcijos fotosintezėje.

Be aukščiau aprašyto deguonies ciklo nesurištoje formoje, šis elementas taip pat atlieka svarbiausią ciklą, patekdamas į vandens sudėtį (3 pav.). Ciklo metu vanduo išgaruoja nuo vandenyno paviršiaus, vandens garai juda kartu su oro srovėmis, kondensuojasi, o vanduo kritulių pavidalu grįžta į sausumos ir jūros paviršių. Vyksta didelis vandens ciklas, kurio metu sausumoje kritulių pavidalu iškritęs vanduo paviršiniu ir požeminiu nuotėkiu grįžta į jūras; ir mažas vandens ciklas, kurio metu krituliai iškrenta ant vandenyno paviršiaus.

Deguonies ciklą lydi jo atvykimas ir suvartojimas.

Deguonies patekimas apima: 1) išsiskyrimą fotosintezės metu; 2) susidarymas ozono sluoksnyje veikiant UV spinduliuotei (nedideliais kiekiais); 3) vandens molekulių disociacija viršutiniuose atmosferos sluoksniuose veikiant UV spinduliuotei; 4) ozono susidarymas - O3.

Deguonies suvartojimas apima: 1) gyvūnų suvartojimą kvėpuojant; 2) oksidaciniai procesai žemės plutoje; 3) anglies monoksido (CO) oksidacija, išsiskirianti ugnikalnių išsiveržimų metu.

Deguonis yra pagrindinis biogeninis elementas, kuris yra visų svarbiausių medžiagų, užtikrinančių ląstelių struktūrą ir funkcijas – baltymų, nukleorūgščių, angliavandenių, lipidų, taip pat daugelio mažos molekulinės masės junginių, molekulių dalis. Kiekviename augale ar gyvūne deguonies yra daug daugiau nei bet kuriame kitame elemente (vidutiniškai apie 70%). Žmogaus raumenų audinyje yra 16% deguonies, kauliniame audinyje – 28,5%; iš viso vidutinio žmogaus (kūno svoris 70 kg) organizme yra 43 kg deguonies. Deguonis į gyvūnų ir žmonių organizmą patenka daugiausia per kvėpavimo organus (laisvas deguonis) ir su vandeniu (sujungtas deguonis). Organizmo deguonies poreikį lemia medžiagų apykaitos lygis (intensyvumas), kuris priklauso nuo kūno masės ir paviršiaus, amžiaus, lyties, mitybos, išorinių sąlygų ir t.t. Ekologijoje viso kvėpavimo (t. bendri oksidaciniai procesai) yra apibrėžiamas kaip svarbi energetinė charakteristika. organizmus į jos bendrą biomasę.

Nedideli deguonies kiekiai naudojami medicinoje: sunkiai kvėpuojantiems pacientams deguoniui (iš vadinamųjų deguonies pagalvių) skiriama šiek tiek laiko kvėpuoti. Tačiau reikia nepamiršti, kad ilgalaikis deguonimi prisodrinto oro įkvėpimas yra pavojingas žmonių sveikatai. Didelė deguonies koncentracija sukelia laisvųjų radikalų susidarymą audiniuose, kurie sutrikdo biopolimerų struktūrą ir funkcijas. Jonizuojanti spinduliuotė turi panašų poveikį organizmui. Todėl deguonies kiekio sumažėjimas (hipoksija) audiniuose ir ląstelėse, kai organizmas apšvitinamas jonizuojančia spinduliuote, turi apsauginį poveikį – vadinamąjį deguonies efektą. Šis poveikis naudojamas spindulinės terapijos metu: didindami deguonies kiekį navikoje ir mažindami jo kiekį aplinkiniuose audiniuose, jie padidina navikinių ląstelių spinduliuotę, o sveikų – mažina žalą. Sergant kai kuriomis ligomis, naudojamas kūno prisotinimas deguonimi esant aukštam slėgiui – hiperbarinis deguonies prisotinimas.

Pagrindinė (tiesą sakant, vienintelė) deguonies funkcija yra jo, kaip oksidatoriaus, dalyvavimas redokso reakcijose organizme. Dėl deguonies buvimo visų gyvūnų organizmai sugeba panaudoti (iš tikrųjų „sudeginti“) įvairias medžiagas (angliavandenius, riebalus, baltymus), išgaudami tam tikrą „degimo“ energiją savo reikmėms. Ramybės būsenoje suaugusio žmogaus organizmas per minutę suvartoja 1,8–2,4 g deguonies.

Ozonas(iš kitos graikų kalbos ὄζω – aš užuodžiu) – alotropinė deguonies modifikacija, susidedanti iš triatominių O 3 molekulių. Normaliomis sąlygomis – mėlynos dujos. Suskystintas virsta indigo skysčiu. Kietos formos tai tamsiai mėlyni, beveik juodi kristalai.

Klausimas

Siera- 16 grupės elementas (pagal pasenusią klasifikaciją - pagrindinis VI grupės pogrupis), D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinės sistemos trečiasis periodas, kurio atominis skaičius 16. Rodo nemetalines savybes. Nurodomas simboliu S(lot. sieros). Vandenilio ir deguonies junginiuose jis yra įvairių jonų dalis, sudaro daug rūgščių ir druskų. Daugelis sieros turinčių druskų mažai tirpsta vandenyje.

Ore siera dega ir susidaro sieros dioksidas – bespalvės aštraus kvapo dujos:

Naudojant spektrinę analizę buvo nustatyta, kad iš tikrųjų sieros oksidacijos į dioksidą procesas yra grandininė reakcija ir vyksta susidarant daugeliui tarpinių produktų: sieros monoksido S 2 O 2 , molekulinės sieros S 2 , laisvųjų sieros atomų S ir laisvieji sieros monoksido radikalai SO .

Sieros redukcinės savybės pasireiškia sieros reakcijose su kitais nemetalais, tačiau kambario temperatūroje siera reaguoja tik su fluoru:

Sieros lydalas reaguoja su chloru, tuo tarpu gali susidaryti du žemesni chloridai (sieros dichloridas ir ditiodichloridas):

Su sieros pertekliumi taip pat susidaro įvairūs S n Cl 2 tipo poliserdichloridai.

Kaitinant, siera taip pat reaguoja su fosforu, sudarydama fosforo sulfidų mišinį, tarp kurių yra didžiausias sulfidas P 2 S 5:

Be to, kaitinant siera reaguoja su vandeniliu, anglimi, siliciu:

(Vandenilio sulfidas)

(anglies disulfidas)

Kaitinant, siera sąveikauja su daugeliu metalų, dažnai labai smarkiai. Kartais metalo ir sieros mišinys užsiliepsnoja. Šios sąveikos metu susidaro sulfidai:

Šarminių metalų sulfidų tirpalai reaguoja su siera, sudarydami polisulfidus:

Iš sudėtingų medžiagų, visų pirma, reikėtų pažymėti sieros reakciją su išlydytu šarmu, kurioje siera neproporcinga panašiai kaip chloras:

Gautas lydinys vadinamas sieros kepenėlėmis.

Su koncentruotomis oksiduojančiomis rūgštimis (HNO 3, H 2 SO 4) siera reaguoja tik ilgai kaitinant:

Didėjant sieros garų temperatūrai, pasikeičia kiekybinė molekulinė sudėtis. Atomų skaičius molekulėje mažėja:

800–1400 °C temperatūroje garai daugiausia susideda iš dviatomės sieros:

O 1700 ° C temperatūroje siera tampa atominė:

Biologinis vaidmuo: Sieros nuolat yra visuose gyvuose organizmuose, nes ji yra svarbus biogeninis elementas. Jo kiekis augaluose yra 0,3-1,2%, gyvūnuose 0,5-2% (jūrų organizmuose sieros yra daugiau nei sausumos). Sieros biologinę reikšmę pirmiausia lemia tai, kad ji yra aminorūgščių metionino ir cisteino dalis, taigi ir peptidų bei baltymų sudėtyje. Disulfidiniai ryšiai –S–S– polipeptidinėse grandinėse dalyvauja formuojant baltymų erdvinę struktūrą, o sulfhidrilo grupės (–SH) vaidina svarbų vaidmenį aktyviuose fermentų centruose. Be to, siera yra įtraukta į hormonų, svarbių medžiagų, molekules. Daug sieros randama plaukų, kaulų ir nervinio audinio keratine. Neorganiniai sieros junginiai yra būtini mineralinei augalų mitybai. Jie tarnauja kaip substratai oksidacinėms reakcijoms, kurias vykdo natūraliai susidarančios sieros bakterijos.

Vidutinio žmogaus (kūno svoris 70 kg) organizme yra apie 1402 g sieros. Suaugusio žmogaus dienos sieros poreikis yra apie 4.

Tačiau pagal neigiamą poveikį aplinkai ir žmogui siera (tiksliau – jos junginiai) yra viena pirmųjų vietų. Pagrindinis taršos siera šaltinis yra anglies ir kito sieros turinčio kuro deginimas. Tuo pačiu metu apie 96% degaluose esančios sieros patenka į atmosferą sieros dioksido SO 2 pavidalu.

Atmosferoje sieros dioksidas palaipsniui oksiduojasi į sieros oksidą (VI). Abu oksidai – ir sieros oksidas (IV), ir sieros oksidas (VI) – sąveikauja su vandens garais, sudarydami rūgšties tirpalą. Tada šie tirpalai iškrenta kaip rūgštus lietus. Patekę į dirvą rūgštūs vandenys stabdo dirvožemio faunos ir augalų vystymąsi. Dėl to susidaro nepalankios sąlygos augmenijai vystytis, ypač šiauriniuose regionuose, kur prie atšiauraus klimato dar prisideda cheminė tarša. Dėl to nyksta miškai, ardoma žolinė danga, prastėja vandens telkinių būklė. Rūgštūs lietūs ardo paminklus iš marmuro ir kitų medžiagų, be to, sunaikina net akmeninius pastatus, metalo gaminius. Todėl būtina imtis įvairių priemonių, kad sieros junginiai iš kuro į atmosferą nepatektų. Tam nafta ir naftos produktai išvalomi iš sieros junginių, o kuro degimo metu susidarančios dujos.

Pati siera dulkių pavidalu dirgina gleivines, kvėpavimo organus ir gali sukelti sunkias ligas. Sieros MPC ore yra 0,07 mg/m 3 .

Daugelis sieros junginių yra toksiški. Ypatingą dėmesį reikia atkreipti į vandenilio sulfidą, kurio įkvėpimas greitai nublanksta reakcija į nemalonų kvapą ir gali sukelti sunkų apsinuodijimą, net ir mirtiną. Didžiausia leistina vandenilio sulfido koncentracija darbo patalpų ore – 10 mg/m 3 , atmosferos ore – 0,008 mg/m 3 .

Sieros (II) oksidas (sieros monoksidas, sieros monoksidas) yra dvejetainis neorganinis junginys. Įprastomis sąlygomis tai yra bespalvės dujos, turinčios aštrų, nemalonų kvapą. Reaguoja su vandeniu. Žemės atmosferoje jis yra ypač retas. Termodinamiškai nestabilus, egzistuoja kaip dimeras S 2 O 2 . Jis labai aktyviai reaguoja su deguonimi, sudarydamas sieros dioksidą.

Kvitas

Pagrindinis gavimo būdas yra sieros deginimas:

Gaunamas skaidant sieros dioksidą:

Cheminės savybės

Jis ištirpsta vandenyje ir susidaro tiosulfos rūgštis:

Taikymas

Dėl jo retumo ir nestabilumo sieros monoksidas nebuvo naudojamas.

Toksiškumas

Dėl sieros monoksido nestabilumo sunku nustatyti jo toksiškumą, tačiau koncentruotas sieros monoksidas virsta peroksidu, kuris yra toksiškas ir ėsdinantis.

Sieros (IV) oksidas (sieros dioksidas, sieros dioksidas, sieros dioksidas, sieros dioksidas) - sieros ir deguonies junginys, kurio sudėtis yra SO 2. Įprastomis sąlygomis tai yra bespalvės dujos, turinčios būdingą aštrų kvapą (uždegto degtuko kvapas). Esant slėgiui kambario temperatūroje jis suskystėja. Tirpsta vandenyje ir susidaro nestabili sieros rūgštis; tirpumas 11,5 g/100 g vandens esant 20 °C temperatūrai mažėja. Jis taip pat tirpsta etanolyje ir sieros rūgštyje. Vienas iš pagrindinių vulkaninių dujų komponentų.

Kvitas

Pramoninis gavimo būdas yra sieros deginimas arba sulfidų, daugiausia pirito, skrudinimas:

Laboratorinėmis sąlygomis ir gamtoje SO 2 gaunamas stiprioms rūgštims veikiant sulfitus ir hidrosulfitus. Susidariusi sieros rūgštis H 2 SO 3 iš karto suyra į SO 2 ir H 2 O:

Be to, sieros dioksidas gali būti gaunamas koncentruota sieros rūgštimi veikiant mažai aktyvius metalus kaitinant:

Cheminės savybės

SO2 sugerties spektras ultravioletinių spindulių diapazone.

Nurodo rūgštinius oksidus. Jis ištirpsta vandenyje, sudarydamas sieros rūgštį (normaliomis sąlygomis reakcija yra grįžtama):

Su šarmais sudaro sulfitus:

Cheminis SO 2 aktyvumas yra labai didelis. Ryškiausios SO 2 redukuojančios savybės, sieros oksidacijos laipsnis tokiose reakcijose didėja:

Priešpaskutinė reakcija yra kokybinė reakcija į sulfito joną SO 3 2− ir į SO 2 (violetinės spalvos tirpalo spalvos pakitimas).

Esant stiprioms reduktorėms, SO 2 gali turėti oksiduojančių savybių. Pavyzdžiui, norint išgauti sierą iš metalurgijos pramonės išmetamųjų dujų, naudojamas SO 2 redukcija anglies monoksidu (II):

Arba gauti hipofosforo rūgšties:

Taikymas

Didžioji dalis sieros (IV) oksido naudojama sieros rūgščiai gaminti. Jis taip pat naudojamas vyno gamyboje kaip konservantas (maisto priedas E220). Kadangi šios dujos naikina mikroorganizmus, jomis fumiguojamos daržovių parduotuvės ir sandėliai. Sieros (IV) oksidas naudojamas šiaudams, šilkui ir vilnai balinti – medžiagoms, kurių negalima balinti chloru. Jis taip pat naudojamas kaip tirpiklis laboratorijose. Naudojant šią programą, reikia žinoti apie galimą SO 2 priemaišų kiekį SO 3, H 2 O ir, dėl vandens, H 2 SO 4 ir H 2 SO 3 pavidalu. Jie pašalinami per tirpiklį leidžiant koncentruotą H 2 SO 4; geriausia tai daryti vakuume arba kitame uždarame aparate. Sieros oksidas (IV) taip pat naudojamas įvairioms sieros rūgšties druskoms gauti.

Toksiškas veiksmas

SO 2 yra labai toksiškas. Apsinuodijimo sieros dioksidu simptomai yra sloga, kosulys, užkimimas, stiprus gerklės skausmas ir savotiškas poskonis. Įkvėpus didesnės koncentracijos sieros dioksido – galimas dusulys, kalbos sutrikimas, rijimo pasunkėjimas, vėmimas, ūmi plaučių edema.

Trumpalaikis įkvėpimas turi stiprų dirginantį poveikį, sukelia kosulį ir gerklės skausmą.

MPC (didžiausia leistina koncentracija):

· atmosferos ore didžiausias vienkartinis - 0,5 mg/m³, vidutinis paros kiekis - 0,05 mg/m³;

patalpose (darbo zona) - 10 mg/m³

Įdomu tai, kad individų, gyvūnų ir augalų jautrumas SO 2 yra labai skirtingas. Taigi iš augalų sieros dioksidui atspariausi yra beržas ir ąžuolas, mažiausiai – rožė, pušis ir eglė.

Sieros oksidas (VI) (sieros anhidridas, sieros trioksidas, sieros dujos) SO 3 - aukštesnis sieros oksidas, cheminio ryšio tipas: kovalentinis polinis cheminis ryšys. Normaliomis sąlygomis labai lakus, bespalvis skystis, turintis kvapą. Esant žemesnei nei 16,9 ° C temperatūrai, jis sukietėja, kai susidaro įvairių kristalinių kieto SO 3 modifikacijų mišinys.

Kvitas

Gaunamas oksiduojant sieros oksidą (IV) atmosferos deguonimi kaitinant, esant katalizatoriui (V 2 O 5, Pt, NaVO 3 arba geležies oksidui (III) Fe 2 O 3):

Galima gauti termiškai skaidant sulfatus:

arba SO 2 sąveika su ozonu:

SO 2 oksidavimui taip pat naudojamas NO 2:

Ši reakcija yra istoriškai pirmojo azoto metodo sieros rūgšties gamybos pagrindas.

Cheminės savybės

1. Rūgštinė bazė: SO 3 yra tipiškas rūgšties oksidas, sieros anhidridas. Jo cheminis aktyvumas yra gana didelis. Reaguodamas su vandeniu susidaro sieros rūgštis:

Tačiau šioje reakcijoje sieros rūgštis susidaro aerozolio pavidalu, todėl pramonėje sieros oksidas (VI) ištirpinamas sieros rūgštyje, kad susidarytų molekulė, kuri vėliau ištirpinama vandenyje, kad susidarytų sieros rūgštis. norima koncentracija.

Sąveika su bazėmis:

ir oksidai:

SO 3 ištirpsta 100 % sieros rūgštyje, sudarydamas oleumą.

"2" . Redox: SO 3 pasižymi stipriomis oksidacinėmis savybėmis, dažniausiai redukuojama į sieros dioksidą:

3. Sąveikaujant su vandenilio chloridu susidaro chlorosulfoninė rūgštis:

Jis taip pat reaguoja su sieros dichloridu ir chloru, sudarydamas tionilchloridą:

Taikymas

Sieros anhidridas daugiausia naudojamas sieros rūgšties gamyboje.

Sieros anhidridas į orą patenka ir degant sieros tikrintuvams, naudojamiems patalpų dezinfekcijai. Patekęs į šlapius paviršius, sieros anhidridas virsta sieros rūgštimi, kuri jau naikina grybelį ir kitus kenksmingus organizmus.

SIEROS RŪGŠTIES

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - sieros rūgštis - vidutinio stiprumo rūgštis, atitinkanti sieros oksidacijos būseną +4, trapus junginys, egzistuoja tik vandeniniuose tirpaluose (neišskirtas laisvos būsenos), oksiduojamas atmosferos deguonis, virsta sieros rūgštimi H2S04H2S04, geras restauratorius. Kaip dvibazinė rūgštis, ji sudaro dvi druskų serijas: hidrosulfitus (NaHSO3NaHSO3, šarmo perteklius):

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

ir sulfitai (Na2SO3Na2SO3 - su šarmų trūkumu):

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

Kaip ir sieros dioksidas, sieros rūgštis ir jos druskos yra stiprūs reduktorius:

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

Sąveikaujant su dar stipresniais reduktoriais, jis gali atlikti oksidatoriaus vaidmenį:

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

Kokybinė reakcija į sulfito jonus yra aštraus kvapo dujų (SO2SO2) išsiskyrimas sąveikaujant su rūgštimis:

SO2–3+2H+=SO2+H2OSO32–+2H+=SO2+H2O

Be to, sulfito jonų tirpalas pakeičia kalio permanganato tirpalo spalvą:

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

Tačiau ši reakcija retai naudojama kokybiniam sulfito jonų aptikimui.

Sieros rūgštis ir jos druskos naudojamos kaip reduktoriai balinant vilną, šilką ir kitas medžiagas, kurios negali atlaikyti balinimo stipriais oksidatoriais (chloru). Sieros rūgštis naudojama vaisių ir daržovių konservavimui. Kalcio hidrosulfitas (sulfitinis skystis, Ca (HSO3) 2Ca (HSO3) 2) naudojamas medienai perdirbti į vadinamąją sulfitinę celiuliozę (kalcio hidrosulfito tirpalas ištirpina ligniną – medžiagą, jungiančią celiuliozės pluoštus, todėl pluoštai yra suskaidomi. atskirti vienas nuo kito; tokiu būdu apdorota mediena naudojama popieriui gaminti).

SIEROS RŪGŠTIES

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - sieros rūgštis - bespalvis, bekvapis aliejinis skystis, nelakus, kristalizuojasi esant 10.3010.30С, sunkus, aktyviai sugeria vandens garus, stiprus oksidatorius, dvibazinė rūgštis, sudaro dvi druskų serijas: sulfatai ir hidrosulfatai, iš kurių tik BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4 ir SrSO4SrSO4 praktiškai netirpsta.

Specifinės sieros rūgšties savybės išsamiai aptariamos temoje „Sieros rūgšties sąveika su metalais ir nemetalais“.

Dėl gebėjimo pakeisti vandenilio ir sieros atomus ir deguonies „tiltų“ susidarymo siera gali sudaryti daugybę deguonies turinčių rūgščių:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - pirosieros arba disieros rūgštis.

Kai sieros anhidridas S03S03 ištirpinamas sieros rūgštyje, gaunamas oleumas, kurį daugiausia sudaro pirosieros rūgštis. Kai oleumas atšaldomas, rūgštis išsiskiria kaip bespalviai kristalai. Pirosieros rūgštis sudaro druskas – disulfatus arba pirosulfatus (Na2S2O7Na2S2O7), kurios, kaitinamos aukščiau lydymosi temperatūros, suyra, virsdamos sulfatais.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (struktūrinė formulė H-O-S-O-H) sulfoksirūgštis; nėra izoliuotas laisvoje valstybėje.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - peroksisieros, arba persieros, rūgštis, pasižymi stipriomis oksidacinėmis savybėmis, sudaro persulfatines druskas (struktūrą žr. 1 pav.).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - tiosieros rūgštis, susidaro kaip tarpinis produktas įvairiose reakcijose. Tiosieros rūgštis gali būti laikoma sieros rūgštimi, kurioje deguonies atomas yra pakeistas siera. Nei pati rūgštis, nei jos druskos nebuvo išskirtos laisvos būsenos.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - tiosieros rūgštis - nestabili, skyla jau kambario temperatūroje, susidaro druskos - tiosulfatai, kurie yra daug stabilesni už rūgštį ir dažnai naudojami pramonėje kaip reduktorius

H2S204H2S204 (S+4S+4-ditioninė arba sieros rūgštis, egzistuoja tik druskų pavidalu.

Yra grupė politioninių rūgščių, kurios atitinka bendrą formulę H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4, kur x reikšmės yra nuo 2 iki 6. Politioninės rūgštys yra nestabilios ir žinomos tik vandeniniuose tirpaluose. Jų druskos – politionatai stabilesni, kai kurie iš jų gaunami kristalų pavidalu.

Vandenilio sulfidas (vandenilio sulfidas, vandenilio sulfidas, dihidrosulfidas)- bespalvės salsvo skonio dujos, turinčios supuvusių vištų kiaušinių kvapą. Dvejetainis cheminis vandenilio ir sieros junginys. Cheminė formulė - H 2 S. Blogai tirpsta vandenyje, gerai - etanolyje. nuodingas. Esant didelėms koncentracijoms, jis sąveikauja su daugeliu metalų. Degios. Mišinyje su oru užsidegimo ribos yra 4,5-45% vandenilio sulfido. Jis naudojamas chemijos pramonėje tam tikrų junginių sintezei, elementinės sieros, sieros rūgšties ir sulfidų gamybai. Vandenilio sulfidas taip pat naudojamas medicinoje, pavyzdžiui, vandenilio sulfido voniose.

Vidinė skysto vandenilio sulfido jonizacija yra nereikšminga.

Vandenilio sulfidas mažai tirpsta vandenyje, vandeninis H 2 S tirpalas yra labai silpna rūgštis:

K a \u003d 6,9 10 -7 mol / l; p K a = 6,89.l

Reaguoja su šarmais:

(vidutinė druska, su NaOH pertekliumi)

(rūgšties druska, santykiu 1:1)

Vandenilio sulfidas yra stiprus reduktorius. Redokso potencialas:

Ore jis dega mėlyna liepsna:

su deguonies trūkumu:

(Šia reakcija pagrįstas pramoninis sieros gamybos metodas).

Vandenilio sulfidas taip pat reaguoja su daugeliu kitų oksiduojančių medžiagų; oksiduojantis tirpaluose susidaro laisvoji siera arba SO 4 2− jonas, pvz.:

Kokybinė reakcija į vandenilio sulfidą, hidrosulfido rūgštį ir jos druskas yra jų sąveika su švino druskomis, kurios metu susidaro juodos švino sulfido nuosėdos, pavyzdžiui:

Kai per žmogaus kraują patenka vandenilio sulfidas, jis pajuoduoja, nes sunaikinamas hemoglobinas, o jo dalis esanti geležis, suteikianti kraujui raudoną spalvą, reaguoja su vandenilio sulfidu ir susidaro juodasis geležies sulfidas.

Klausimas

Halogenai(iš graikų kalbos ἁλός – „druska“ ir γένος – „gimimas, kilmė“; kartais vartojamas pasenęs pavadinimas halogenidai) - D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinės lentelės 17-osios grupės cheminiai elementai (pagal pasenusią klasifikaciją - VII grupės pagrindinio pogrupio elementai).

Jie reaguoja su beveik visomis paprastomis medžiagomis, išskyrus kai kuriuos nemetalus. Visi halogenai yra energetiniai oksidatoriai, todėl gamtoje randami tik junginių pavidalu. Didėjant eilės numeriui, mažėja halogenų cheminis aktyvumas, mažėja halogenidų jonų F - , Cl - , Br - , I - , At - cheminis aktyvumas.

Halogenai yra fluoras F, chloras Cl, bromas Br, jodas I, astatinas At ir (formaliai) dirbtinis elementas ununseptium Uus.

Visi halogenai pasižymi dideliu oksidaciniu aktyvumu, kuris mažėja pereinant nuo fluoro prie astatino. Fluoras yra aktyviausias iš halogenų, jis reaguoja su visais be išimties metalais, daugelis jų savaime užsiliepsnoja fluoro atmosferoje, išskirdami daug šilumos, pvz.:

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

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

Nekaitinant fluoras taip pat reaguoja su daugeliu nemetalų (H 2 , S, C, Si, P); visos reakcijos yra stipriai egzoterminės, pavyzdžiui:

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

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

Kaitinamas fluoras oksiduoja visus kitus halogenus pagal schemą

Hal 2 + F 2 = 2HalF

kur Hal = Cl, Br, I, At ir HalF junginiuose chloro, bromo, jodo ir astatino oksidacijos laipsniai yra +1.

Galiausiai, apšvitintas fluoras reaguoja net su sunkiomis inertinėmis (tauriosiomis) dujomis:

Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ.

Fluoro sąveika su sudėtingomis medžiagomis taip pat vyksta labai aktyviai. Taigi, jis oksiduoja vandenį, o reakcija yra sprogi:

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

Laisvas chloras taip pat yra labai reaktyvus, nors jo aktyvumas yra mažesnis nei fluoro. Jis tiesiogiai reaguoja su visomis paprastomis medžiagomis, išskyrus deguonį, azotą ir tauriąsias dujas. Palyginimui pateikiame chloro reakcijų su tomis pačiomis paprastomis medžiagomis lygtis kaip ir fluoro:

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

2Fe + ZCl 2 = 2FeCl3 (cr) + 804 kJ,

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

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

Ypač įdomi reakcija su vandeniliu. Taigi, kambario temperatūroje, be apšvietimo, chloras praktiškai nereaguoja su vandeniliu, o kaitinamas ar apšviečiamas (pavyzdžiui, tiesioginiuose saulės spinduliuose), ši reakcija vyksta sprogimu pagal tokį grandinės mechanizmą:

Cl2+ hν → 2Cl,

Cl + H2 → HCl + H,

H + Cl 2 → HCl + Cl,

Cl + H 2 → HCl + H ir kt.

Šios reakcijos sužadinimas vyksta veikiant fotonams ( hν), kurios sukelia Cl 2 molekulių disociaciją į atomus – tokiu atveju vyksta nuoseklių reakcijų grandinė, kurių kiekvienoje atsiranda dalelė, inicijuojanti kito etapo pradžią.

Reakcija tarp H 2 ir Cl 2 buvo vienas iš pirmųjų grandininių fotocheminių reakcijų tyrimo objektų. Didžiausią indėlį plėtojant idėjas apie grandinines reakcijas įnešė rusų mokslininkas, Nobelio premijos laureatas (1956) N. N. Semjonovas.

Chloras reaguoja su daugeliu sudėtingų medžiagų, tokių kaip pakeitimas ir pridėjimas angliavandeniliais:

CH3 -CH3 + Cl2 → CH3 -CH2Cl + HCl,

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

Chloras gali išstumti bromą ar jodą iš junginių su vandeniliu arba metalais, kai kaitinama:

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

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

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

taip pat grįžtamai reaguoja su vandeniu:

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

Chloras, ištirpęs vandenyje ir iš dalies su juo reaguodamas, kaip parodyta aukščiau, sudaro pusiausvyrinį medžiagų mišinį, vadinamą chloro vandeniu.

Taip pat atkreipkite dėmesį, kad kairėje paskutinės lygties pusėje esančio chloro oksidacijos būsena yra 0. Dėl reakcijos kai kurių chloro atomų oksidacijos būsena tapo –1 (HCl), kitų +1 (hipochlorinėje rūgštyje HOCl) . Tokia reakcija yra savaiminio oksidacijos – savaiminio išgydymo, arba disproporcingumo, reakcijos pavyzdys.

Chloras gali reaguoti (neproporcingai) su šarmais taip pat:

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

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

Cheminis bromo aktyvumas yra mažesnis nei fluoro ir chloro, bet vis tiek gana didelis, nes bromas dažniausiai naudojamas skystas, todėl jo pradinės koncentracijos, esant kitoms sąlygoms vienodoms, yra didesnės nei chloro.

Pavyzdžiui, pateikiame bromo sąveikos su siliciu ir vandeniliu reakcijas:

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

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

Būdamas „minkštesnis“ reagentas, bromas plačiai naudojamas organinėje chemijoje.

Atkreipkite dėmesį, kad bromas, kaip ir chloras, ištirpsta vandenyje ir, dalinai su juo reaguodamas, sudaro vadinamąjį „brominį vandenį“.

Jodo tirpumas vandenyje yra 0,3395 gramai litre 25 laipsnių Celsijaus temperatūroje, tai yra mažiau nei bromo. Vandeninis jodo tirpalas vadinamas "jodo vandeniu". Jodas gali ištirpti jodido tirpaluose, sudarydamas sudėtingus anijonus:

I 2 + I − → I − 3 .

Gautas tirpalas vadinamas Lugolio tirpalu.

Jodas cheminiu aktyvumu labai skiriasi nuo kitų halogenų. Jis nereaguoja su daugeliu nemetalų, o su metalais reaguoja lėtai tik kaitinamas. Jodo sąveika su vandeniliu vyksta tik stipriai kaitinant, reakcija yra endoterminė ir labai grįžtama:

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

Taigi halogenų cheminis aktyvumas nuolat mažėja nuo fluoro iki astatino. Kiekvienas F - At serijos halogenas gali išstumti kitą iš jo junginių su vandeniliu arba metalais, tai yra, kiekvienas halogenas paprastos medžiagos pavidalu gali oksiduoti bet kurio paskesnio halogeno halogeno joną.

Astatas yra dar mažiau reaktyvus nei jodas. Bet jis taip pat reaguoja su metalais (pavyzdžiui, su ličiu):

2Li + At 2 = 2LiAt – ličio astatidas.

Disociacijos metu susidaro ne tik anijonai, bet ir katijonai At +: HAt disocijuoja į:

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

(vandenilio halogenidai) – bespalvės aitraus kvapo dujos, rūkančios drėgname ore. Jie gerai tirpsta vandenyje, jų vandeniniai tirpalai yra rūgštys, turinčios bendrą pavadinimą – vandenilio halogeninės rūgštys. Vandenilio halogeninių rūgščių druskos (fluoridai, chloridai, bromidai ir jodidai) gali būti gaunamos tiesiogiai derinant metalus su halogenais. Pagal sudėtį jie yra to paties tipo ir turi panašias savybes. Taigi NaF, NaCl, NaBr, NaJ yra baltos kristalinės medžiagos, lengvai tirpios vandenyje. Be panašumų, halogenai taip pat turi tam tikrų fizikinių ir cheminių savybių skirtumų. Tačiau šios savybės natūraliai keičiasi didėjant halogeno atominei masei.

- Vandenilio halogenidai HF, HC1, HBr ir HI yra bespalvės dujos, gerai tirpstančios vandenyje. Iš jų HF yra silpna rūgštis, o kiti vandenilio halogenidai yra stiprios rūgštys vandeniniame tirpale.

Taigi halogenų vandenilio junginiai stabilesnis už deguonį.

Taigi halogenų vandenilio junginiai stabilesnis už deguonį. Halogenų redoksines savybes ir cheminio elgesio skirtumus lengva suprasti palyginus šias savybes kaip branduolinio krūvio pokyčio funkciją, kai fluoras pereina nuo jodo. Serijose F, C1, Br, I jodas turi didžiausią atominį spindulį (taigi ir mažiausią elektronų afinitetą), todėl jam būdingos ne tokios ryškios oksidacinės savybės nei bromo, chloro ir fluoro.

Dėl leidžiama naudoti tokius pavadinimus: vandenilio fluoridas, vandenilio chloridas, vandenilio bromidas ir vandenilio jodidas. Tipų pavadinimai vandenilio chlorido rūgštis reiškia vandenilio halogenidų tirpalus.

Išsilavinimas halogenų vandenilio junginiai eina su didesniu šilumos išsiskyrimu nei deguonis, todėl vandenilio junginiai yra stabilesni nei deguonis. Iš deguonies junginių deguonies rūgščių druskos yra stabiliausios, o oksidai – mažiausiai stabilūs.

Halogenų deguonies junginiai Visi halogenų deguonies junginiai gaunami netiesiogiai. Druskos yra stabiliausios, oksidai ir rūgštys – mažiausiai stabilios. Halogenams būdingas daugybės oksidų, atitinkančių skirtingas oksidacijos būsenas, susidarymas. Dažniausiai BrO-2 ir IO-2 jonai yra labai nestabilūs. stabilius oksidus sudaro chloras Cl, mažiausiai - jodas I. Iš deguonies junginių su fluoru yra deguonies fluoridas F-12O + 2: Ryšys tarp fluoro ir deguonies atomų yra kovalentinis, labai artimas ne- poliarinis. Tai bespalvės dujos, turinčios aštrų ozono kvapą, blogai tirpios vandenyje, virimo temperatūra = -145°C. Jis buvo atidarytas 1929 m. gaunamas fluorui sąveikaujant su 2 % natrio hidroksido tirpalu: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I Svarbiausius iš likusių halogenų deguonies junginių. Visi oksidai yra nestabilūs, suyra labai išskirdami šilumą. Chloro oksidas (I) Сl2О yra rusvai gelsvos nemalonaus kvapo dujos. Jam būdinga žema virimo temperatūra, santykinis tankis ore lygus 3. Oksido molekulėje esantis ryšys žemo poliškumo kovalentinis. Jis turi šias chemines savybes: 1. Kaitinamas jis lengvai skyla (sprogimu) į chlorą ir deguonį: 2C12O=t2Cl2+O2 2. Būdamas rūgštus oksidas, hidratuojasi ir susidaro hipochloro rūgštis: Cl2O+H2O=2HClO 3. Sąveikauja su šarmais ir baziniais. oksidai: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO Chloro (I) oksidas atitinka hipochlorinę rūgštį. Hipochloro rūgštis HClO ir jos bromo bei jodo atitikmenys yra labai silpnos rūgštys, kurių stiprumas mažėja pereinant nuo HClO prie HIO. Taip yra dėl to, kad chloras turi didesnį elektronegatyvumą ir stipriau traukia elektronų porą, kuri jį suriša su deguonimi, nei jo kolegos. Tai savo ruožtu veda prie elektronų poros, jungiančios vandenilį su deguonimi su deguonimi, poslinkį ir padidina vandenilio gebėjimą atsiskirti. Hipochloro rūgštis yra geltonai žalias tirpalas, turintis būdingą kvapą. Ji ir jos analogai turi visas silpnų lakiųjų rūgščių savybes, yra oksiduojančios rūgštys. Be to, sumažėja oksidacinis aktyvumas serijose HClO, HBrO, HIO. 1. Hipochloro rūgštis skyla šviesoje: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. Skyla veikiant vandenį šalinančioms medžiagoms: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. Kai hipochlorinė rūgštis yra kaitinant susidaro druskos ir chloro rūgštys: 3HCl +1О=2НCl-1+НCl+5O3 oksidatorius Сl++2е- Сl-reduktorius Сl+-4е- Сl+5 Didžiausią reikšmę turi chloro deguoninių rūgščių druskos. Visus juos galima gauti remiantis chloro sąveikos su vandeniu reakcija. HCl + HClO "Cl2 + H2O Šios reakcijos pusiausvyrą galima nesunkiai perkelti link reakcijos produktų į tirpalą pridedant šarmo, kuris reaguoja su dviem susidariusiomis rūgštimis: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I Apibendrinant tai dvi lygtis, gauname: Сl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O Hipochlorido rūgšties druskos vadinamos hipochloritais. Vandeninis tirpalas, kuriame yra hipochlorito ir kalio chlorido, vadinamas ieties vandeniu. Ji, kaip ir chloras (chloro tirpalas vandenyje) vanduo, naudojamas medvilninio audinio ir popieriaus balinimui. Hipochlorido rūgšties ir jos druskų oksidacinio ir dezinfekavimo mechanizmas paaiškinamas chloro, kurio oksidacijos būsena yra +1, buvimu, kuris šiuose procesuose pasižymi aktyviomis oksidacinėmis savybėmis. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- Hipochloritai yra labai stiprūs oksidatoriai. Kai chloras patenka į šarminį tirpalą, įkaitintą iki 100°C, procesas vyksta formuojant chloratus (chloro rūgšties druskos HclO3) ir chloridus: kaitinant iki 400°C, kai nėra katalizatorių, iš chloratų (druskų) susidaro perchloratai. perchloro rūgšties HClO4): su šarmu. Šiuo atveju kambario temperatūroje susidaro hipochloritai, o 100°C – chloratai. Tai yra redokso reakcijos. Chloro rūgštis HClO2 – vidutinio stiprumo. Vandeniniuose tirpaluose jis nestabilus, o bromo ir jodo analogai dar mažiau patvarūs. Chloro deguonies rūgščių stiprumas didėja didėjant centrinio atomo oksidacijos laipsniui: HCl + 1O - silpnas; HCl + 3O2 - šiek tiek stipresnis; HCl + 5O3 yra labai stiprus, o HClO + 74 yra stipriausia iš visų žinomų rūgščių. Jei chloras sąveikauja su kalcio hidroksidu, kuris paimamas miltelių pavidalu - pūkai, tada chloridas, arba balinimas, susidaro kalkės - birūs balti milteliai su chloro kvapu. Jį daugiausia sudaro kalcio hipochloritas Ca(ClO)2, bazinės kalcio druskos ir kalcio chloridas. Apytikslė lygtis: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O Dažnai į ją pridedama Ca (ClO) 2, siekiant pagerinti baliklio kokybę. Chloras yra stiprus oksidatorius. Ji labai reaktyvi. Naudojamas medvilniniams audiniams, popieriui balinti, vandens chloravimui, dezinfekcijai, taip pat patvariomis toksiškomis medžiagomis užterštoms vietoms degazuoti. Baliklio balinimo ir dezinfekavimo savybės yra panašios į durtuvo ir chloro vandens savybes: anglies rūgštis išstumia hipochloro rūgštį iš kalcio hipochlorito; šviesoje suyra, išsiskiriant atominiam deguoniui, kuris turi oksidacinį poveikį.

Klausimas

Jodo funkcijos organizme
Jodas būtinas skydliaukės hormonų susidarymui ir makrofagų funkcionavimui. Makrofagai – tai specialios ląstelės, naikinančios įvairius patogeninius mikrobus, virusus, grybus ir kt.
Kokias ligas sukelia jodo trūkumas. Jodo trūkumo priežastys
Jodo trūkumas žmogaus organizme sukelia rimtas medžiagų apykaitos ligas (skydliaukės ligas), protinį atsilikimą, taip pat gali sukelti chromosomų pažeidimus ir vėžį. Padidėja cholesterolio koncentracija kraujyje, sutrinka visų rūšių medžiagų apykaita. Galbūt kurtumas, nebylumas, paralyžius, sterilumas, įgimti apsigimimai, persileidimas, mieguistumas, edema, sulėtėjęs širdies susitraukimų dažnis.
Jodo trūkumas atsiranda dėl nepakankamo maisto ir vandens suvartojimo, radiacijos arba tam tikrų vaistų vartojimo.

Fluoro vartojimo norma. Vaidmuo žmogaus organizme
Fluoras yra dviprasmiškas elementas. Fluoro perteklius ir trūkumas yra pavojingi žmonių sveikatai. Fluoras randamas kauluose ir dantyse ir yra būtinas kaulinio audinio kūrimo elementas. Žmogui pakankamas fluoro kiekis yra 1-1,5 mg 1 litrui vandens. Pateikiame duomenis vienam litrui vandens, nes fluoro junginiai yra lengvai tirpūs. Fluoras randamas beveik visuose maisto produktuose ir gėrimuose. Iki šiol neįmanoma kalbėti apie fluoro trūkumo vystymąsi, nes beveik visuose dirvožemiuose yra fluoro pertekliaus, kuris kaupiasi pertekliniuose žemės ūkio augaluose.
Kas sukelia fluoro perteklių ir trūkumą?
Labiausiai žinomas fluoro trūkumo organizme poveikis yra dantų ėduonies vystymasis. Fluoro perteklius sukelia osteochondrozę, dantų formos ir spalvos pokyčius (dantų fluorozę), sąnarių sustingimą ir kaulų ataugų formavimąsi. Žymus balso praradimas, sausas uždusęs kosulys, sumažėjęs spaudimas, kraujavimas. Sąlytis su fluoru sukelia odos ligas (niežėjimą, sudirginimą, lupimą) ir gleivines, taip pat smarkiai padidina riziką susirgti virškinamojo trakto vėžiu.
Fluoro pertekliaus šiuolaikiniuose gaminiuose priežastys. Kokiuose maisto produktuose yra daug fluoro
Tokio plačiai paplitusio gėrimo kaip arbata gerbėjai turėtų žinoti, kad kuo stipresnė arbata ir kuo ilgiau ją mirkysite, tuo gėrime daugiau fluoro. 1 litre raudonojo vyno yra 5 mg fluoro – didžiausia paros dozė. Fluoro perteklius turi krilių. Apskritai, dėl nesaikingo neorganinių trąšų naudojimo žemės ūkio gamyboje beveik visuose augaluose susikaupė fluoro junginių.

Klausimas

Geležis- aštuntosios grupės elementas (pagal senąją klasifikaciją - aštuntos grupės šoninis pogrupis) periodinės cheminių elementų sistemos D ketvirtojo periodo elementas. I. Mendelejevas su atominiu numeriu 26. Žymima simboliu Fe(lot. Ferrum). Vienas iš labiausiai paplitusių metalų žemės plutoje (antra vieta po aliuminio).

Paprasta medžiaga geležis yra kalusis sidabro baltumo metalas, pasižymintis dideliu cheminiu reaktyvumu: geležis greitai rūdija esant aukštai temperatūrai arba esant didelei oro drėgmei. Gryname deguonyje geležis dega, o smulkiai išsklaidyta – savaime užsidega ore.

Metabolizmas

deguonies mainai

Deguonis reiškia organogeninius elementus. Jo kiekis sudaro iki 65% žmogaus kūno svorio, ty daugiau nei 40 kg suaugusiam žmogui. Deguonis yra labiausiai paplitęs oksidatorius Žemėje, jis aplinkoje yra dviejų formų – junginių pavidalu (žemės pluta ir vanduo: oksidai, peroksidai, hidroksidai ir kt.) ir laisvos formos (atmosferoje).

Biologinis deguonies vaidmuo

Pagrindinė (tiesą sakant, vienintelė) deguonies funkcija yra jo, kaip oksidatoriaus, dalyvavimas redokso reakcijose organizme. Dėl deguonies buvimo visų gyvūnų organizmai gali panaudoti (iš tikrųjų „sudeginti“) įvairias medžiagas ( , ), išgaudami tam tikrą „degimo“ energiją savo reikmėms. Ramybės būsenoje suaugusio žmogaus organizmas per minutę suvartoja 1,8–2,4 g deguonies.

Deguonies šaltiniai

Pagrindinis deguonies šaltinis žmogui yra Žemės atmosfera, iš kurios kvėpuodamas žmogaus organizmas sugeba išgauti gyvybei būtiną deguonies kiekį.

deguonies trūkumas

Esant trūkumui žmogaus organizme, išsivysto vadinamoji hipoksija.

Deguonies trūkumo priežastys

• nebuvimas arba smarkiai sumažėjęs deguonies kiekis atmosferoje;
• sumažintas dalinis deguonies slėgis įkvepiamame ore (kopiant į didelį aukštį – kalnuose, lėktuvuose);
• nutrūkęs arba sumažėjęs deguonies tiekimas į plaučius asfiksijos metu;
• deguonies transportavimo sutrikimai (širdies ir kraujagyslių sistemos veiklos sutrikimai, reikšmingas hemoglobino kiekio kraujyje sumažėjimas anemijos metu, hemoglobino nesugebėjimas atlikti savo funkcijų – surišti, transportuoti ar duoti deguonį į audinius, pvz. apsinuodijimas anglies monoksidu);
• audinių nesugebėjimas panaudoti deguonies dėl audinių redokso procesų pažeidimo (pavyzdžiui, su)

Deguonies trūkumo pasekmės

Ūminės hipoksijos atveju:

• sąmonės netekimas;
• sutrikimas, negrįžtamas pažeidimas ir greita centrinės nervų sistemos mirtis (tiesiog per kelias minutes)

Dėl lėtinės hipoksijos:

• greitas fizinis ir protinis nuovargis;
• centrinės nervų sistemos sutrikimai;
• tachikardija ir dusulys ramybės būsenoje arba esant nedideliam krūviui

Deguonies perteklius

Dirbtinėmis sąlygomis (pavyzdžiui, hiperbarinėse kamerose, netinkamai parinktuose kvėpavimo mišiniuose nardant vandenyje ir pan.) tai pastebima ypač retai. Tokiu atveju ilgalaikį per daug deguonies prisotinto oro įkvėpimą lydi apsinuodijimas deguonimi - dėl per didelio jo kiekio organuose ir audiniuose susidaro daug laisvųjų radikalų, pradedamas spontaniškas organinių medžiagų, įskaitant lipidų, oksidacijos procesas. peroksidacija.

Planas:

Atradimų istorija

Vardo kilmė

Buvimas gamtoje

Kvitas

Fizinės savybės

Cheminės savybės

Taikymas

Biologinis deguonies vaidmuo

Toksiški deguonies dariniai

10. Izotopai

Deguonis

Deguonis- 16-osios grupės elementas (pagal pasenusią klasifikaciją - pagrindinis VI grupės pogrupis), D. I. Mendelejevo periodinės cheminių elementų sistemos antrasis periodas, kurio atominis skaičius 8. Jis žymimas simboliu O (lat. . Deguonis). Deguonis yra reaktyvus nemetalas ir yra lengviausias chalkogeno grupės elementas. paprasta medžiaga deguonies(CAS Nr.: 7782-44-7) normaliomis sąlygomis - bespalvės, skonio ir kvapo dujos, kurių molekulė susideda iš dviejų deguonies atomų (formulė O 2), todėl dar vadinama dioksidu. Skystas deguonis turi šviesiai mėlyna, o kieta medžiaga yra šviesiai mėlyni kristalai.

Yra ir kitų alotropinių deguonies formų, pavyzdžiui, ozonas (CAS numeris: 10028-15-6) – normaliomis sąlygomis mėlynos specifinio kvapo dujos, kurių molekulė susideda iš trijų deguonies atomų (formulė O 3).

1. Atradimų istorija

Oficialiai manoma, kad deguonį 1774 metų rugpjūčio 1 dieną atrado anglų chemikas Josephas Priestley, suardydamas gyvsidabrio oksidą hermetiškai uždarytame inde (Priestley nukreipė saulės spindulius į šį junginį, naudodamas galingą lęšį).

Tačiau Priestley iš pradžių nesuvokė, kad atrado naują paprastą medžiagą, jis tikėjo, kad išskyrė vieną iš oro sudedamųjų dalių (ir pavadino šias dujas „deflogistuotu oru“). Priestley apie savo atradimą pranešė puikiam prancūzų chemikui Antoine'ui Lavoisier. 1775 metais A. Lavoisier nustatė, kad deguonis yra neatsiejama oro, rūgščių dalis ir yra daugelyje medžiagų.

Prieš keletą metų (1771 m.) švedų chemikas Carl Scheele gavo deguonies. Jis kalcinavo salietrą su sieros rūgštimi, o tada suskaidė susidariusį azoto oksidą. Scheele šias dujas pavadino „ugniniu oru“ ir aprašė savo atradimą knygoje, išleistoje 1777 m. (būtent todėl, kad knyga buvo išleista vėliau nei Priestley paskelbė apie savo atradimą, pastarasis laikomas deguonies atradėju). Scheele taip pat pranešė apie savo patirtį Lavoisier.

Svarbus etapas, prisidėjęs prie deguonies atradimo, buvo prancūzų chemiko Pierre'o Bayeno darbas, kuris paskelbė gyvsidabrio oksidacijos ir vėlesnio jo oksido skaidymo darbus.

Galiausiai A. Lavoisier pagaliau išsiaiškino susidariusių dujų prigimtį, naudodamasis Priestley ir Scheele informacija. Jo kūryba turėjo didelę reikšmę, nes jos dėka buvo sugriauta tuo metu vyravusi ir chemijos raidą stabdžiusi flogistono teorija. Lavoisier atliko įvairių medžiagų degimo eksperimentą ir paneigė flogistono teoriją, paskelbdamas rezultatus apie sudegusių elementų svorį. Pelenų svoris viršijo pradinį elemento svorį, o tai suteikė Lavoisier teisę teigti, kad degimo metu vyksta cheminė medžiagos reakcija (oksidacija), dėl to padidėja pradinės medžiagos masė, o tai paneigia flogistono teorija.

Taigi deguonies atradimo nuopelnus iš tikrųjų dalijasi Priestley, Scheele ir Lavoisier.

1. vardo kilmė

Žodis deguonis (XIX a. pradžioje dar buvo vadinamas „rūgštimi“), jo atsiradimas rusų kalboje tam tikru mastu lėmė M. V. Lomonosovą, kuris kartu su kitais naujadarais įvedė žodį „rūgštis“; taigi žodis „deguonis“, savo ruožtu, buvo A. Lavoisier pasiūlyto termino „deguonis“ (pranc. oxygène) atsekamasis popierius (iš kitų graikų ὀξύς – „rūgštus“ ir γεννάω – „aš pagimdu“), verčiama kaip „generuojanti rūgštį“, kuri siejama su pradine jos reikšme – „rūgštis“, kuri anksčiau reiškė medžiagas, vadinamas oksidais pagal šiuolaikinę tarptautinę nomenklatūrą.

1. Buvimas gamtoje

Deguonis yra labiausiai paplitęs elementas Žemėje, jo dalis (kaip įvairių junginių, daugiausia silikatų, dalis) sudaro apie 47,4% kietos žemės plutos masės. Jūroje ir gėluose vandenyse yra didžiulis surišto deguonies kiekis - 88,8% (masės), atmosferoje laisvo deguonies kiekis yra 20,95% tūrio ir 23,12% masės. Daugiau nei 1500 žemės plutos junginių sudėtyje yra deguonies.

Deguonis yra daugelio organinių medžiagų sudedamoji dalis ir yra visose gyvose ląstelėse. Kalbant apie atomų skaičių gyvose ląstelėse, tai yra apie 25%, pagal masės dalį - apie 65%.