Tlen jest pierwiastkiem najobficiej występującym na Ziemi. Woda morska zawiera 85,82% tlenu, powietrze atmosferyczne 23,15% wagowo lub 20,93% objętości i 47,2% wagowo w skorupie ziemskiej. To stężenie tlenu w atmosferze jest utrzymywane na stałym poziomie dzięki procesowi fotosyntezy. W tym procesie zielone rośliny wykorzystują światło słoneczne do przekształcania dwutlenku węgla i wody w węglowodany i tlen. Główna masa tlenu jest w stanie związanym; ilość tlenu cząsteczkowego w atmosferze stanowi zaledwie 0,01% całkowitej zawartości tlenu w skorupie ziemskiej. W życiu natury tlen ma wyjątkowe znaczenie. Tlen i jego związki są niezbędne do podtrzymania życia. Odgrywają ważną rolę w procesach metabolicznych i oddychaniu. Tlen jest częścią białek, tłuszczów, węglowodanów, z których „zbudowane” są organizmy; na przykład ludzkie ciało zawiera około 65% tlenu. Większość organizmów pozyskuje energię potrzebną do wykonywania swoich funkcji życiowych poprzez utlenianie pewnych substancji za pomocą tlenu. Ubytek tlenu w atmosferze w wyniku procesów oddychania, gnicia i spalania jest kompensowany tlenem uwalnianym podczas fotosyntezy. Wylesianie, erozja gleby, różne wyrobiska górnicze na powierzchni zmniejszają całkowitą masę fotosyntezy i redukują cykl na dużych obszarach.

Tlen nie zawsze był częścią ziemskiej atmosfery. Pojawił się w wyniku żywotnej aktywności organizmów fotosyntetycznych. Pod wpływem promieni ultrafioletowych zamienia się w ozon. W miarę gromadzenia się ozonu w górnej atmosferze utworzyła się warstwa ozonowa. Warstwa ozonowa, podobnie jak ekran, niezawodnie chroni powierzchnię Ziemi przed promieniowaniem ultrafioletowym, które jest śmiertelne dla żywych organizmów.

Geochemiczny cykl tlenułączy gazowe i płynne muszle ze skorupą ziemską. Jego główne punkty to: uwalnianie wolnego tlenu podczas fotosyntezy, utlenianie pierwiastków chemicznych, wnikanie w głębokie strefy skorupy ziemskiej związków silnie utlenionych oraz ich częściowa redukcja, m.in. dzięki związkom węgla, usuwanie tlenku węgla i wody do powierzchni skorupy ziemskiej i ich udział w reakcji fotosyntezy.

Oprócz opisanego powyżej cyklu tlenowego w postaci niezwiązanej pierwiastek ten realizuje również najważniejszy cykl, wchodząc w skład wody (rys. 3). W trakcie cyklu woda wyparowuje z powierzchni oceanu, para wodna przemieszcza się wraz z prądami powietrza, kondensuje, a woda powraca w postaci opadów na powierzchnię lądu i morza. Istnieje duży obieg wody, w którym woda, która spadła w postaci opadów na lądzie, powraca do mórz poprzez spływ powierzchniowy i podziemny; oraz mały obieg wody, w którym opady spadają na powierzchnię oceanu.

Cyklowi tlenu towarzyszy jego przybycie i zużycie.

Przybycie tlenu obejmuje: 1) uwolnienie podczas fotosyntezy; 2) powstawanie w warstwie ozonowej pod wpływem promieniowania UV (w niewielkiej ilości); 3) dysocjacja cząsteczek wody w górnych warstwach atmosfery pod wpływem promieniowania UV; 4) powstawanie ozonu - O3.

Spożycie tlenu obejmuje: 1) spożycie przez zwierzęta podczas oddychania; 2) procesy oksydacyjne w skorupie ziemskiej; 3) utlenianie tlenku węgla (CO) uwalnianego podczas erupcji wulkanicznych.

Tlen jest głównym pierwiastkiem biogennym, który wchodzi w skład molekuł wszystkich najważniejszych substancji zapewniających strukturę i funkcje komórek – białek, kwasów nukleinowych, węglowodanów, lipidów, a także wielu związków niskocząsteczkowych. W każdej roślinie lub zwierzęciu jest znacznie więcej tlenu niż jakikolwiek inny pierwiastek (średnio około 70%). Ludzka tkanka mięśniowa zawiera 16% tlenu, tkanka kostna - 28,5%; w sumie ciało przeciętnego człowieka (masa ciała 70 kg) zawiera 43 kg tlenu. Tlen przedostaje się do organizmu zwierząt i ludzi głównie przez narządy oddechowe (tlen wolny) oraz z wodą (tlen związany). Zapotrzebowanie organizmu na tlen determinowane jest poziomem (intensywnością) metabolizmu, który zależy od masy i powierzchni ciała, wieku, płci, odżywiania, warunków zewnętrznych itp. W ekologii stosunek oddychania całkowitego (czyli całkowite procesy oksydacyjne) zbiorowiska jest określana jako ważna cecha energetyczna organizmów do jego całkowitej biomasy.

W medycynie wykorzystuje się niewielkie ilości tlenu: tlen (z tak zwanych poduszek tlenowych) daje pacjentom, którzy mają trudności z oddychaniem, trochę czasu na oddychanie. Należy jednak pamiętać, że długotrwałe wdychanie powietrza wzbogaconego tlenem jest niebezpieczne dla zdrowia człowieka. Wysokie stężenia tlenu powodują powstawanie w tkankach wolnych rodników, które zaburzają strukturę i funkcje biopolimerów. Podobny wpływ na organizm ma promieniowanie jonizujące. Dlatego zmniejszenie zawartości tlenu (niedotlenienie) w tkankach i komórkach podczas napromieniania organizmu promieniowaniem jonizującym ma działanie ochronne – tzw. efekt tlenowy. Efekt ten jest wykorzystywany w radioterapii: zwiększając zawartość tlenu w guzie i obniżając jego zawartość w otaczających tkankach, zwiększają uszkodzenia popromienne komórek nowotworowych i zmniejszają uszkodzenia zdrowych. W niektórych schorzeniach stosuje się nasycenie organizmu tlenem pod wysokim ciśnieniem – natlenianie hiperbaryczne.

Główną (a właściwie jedyną) funkcją tlenu jest jego udział jako utleniacza w reakcjach redoks w organizmie. Dzięki obecności tlenu organizmy wszystkich zwierząt są w stanie wykorzystać (a właściwie „spalić”) różne substancje (węglowodany, tłuszcze, białka) z wydobyciem określonej energii „spalania” na własne potrzeby. W spoczynku ciało osoby dorosłej zużywa 1,8-2,4 g tlenu na minutę.

Ozon(z innego greckiego ὄζω - Czuję) - alotropowa modyfikacja tlenu składająca się z trójatomowych cząsteczek O 3 . W normalnych warunkach - niebieski gaz. Po upłynnieniu zamienia się w płyn w kolorze indygo. W postaci stałej to ciemnoniebieskie, prawie czarne kryształy.

Pytanie

Siarka- element 16. grupy (według nieaktualnej klasyfikacji - główna podgrupa grupy VI), trzeci okres układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 16. Wykazuje właściwości niemetaliczne. Oznaczone symbolem S(łac. siarka). W związkach wodoru i tlenu wchodzi w skład różnych jonów, tworzy wiele kwasów i soli. Wiele soli zawierających siarkę jest słabo rozpuszczalnych w wodzie.

W powietrzu siarka płonie, tworząc dwutlenek siarki - bezbarwny gaz o ostrym zapachu:

Na podstawie analizy spektralnej stwierdzono, że w rzeczywistości proces utleniania siarki do dwutlenku jest reakcją łańcuchową i zachodzi z wytworzeniem szeregu produktów pośrednich: tlenku siarki S 2 O 2 , siarki cząsteczkowej S 2 , wolnych atomów siarki S oraz wolne rodniki tlenku siarki SO .

Właściwości redukujące siarki przejawiają się w reakcjach siarki z innymi niemetalami, jednak w temperaturze pokojowej siarka reaguje tylko z fluorem:

Stopiona siarka reaguje z chlorem, przy czym możliwe jest powstanie dwóch niższych chlorków (dichlorku siarki i ditiochlorku):

Przy nadmiarze siarki powstają również różne dichlorki poliserowe typu S n Cl 2 .

Po podgrzaniu siarka reaguje również z fosforem, tworząc mieszaninę siarczków fosforu, wśród których jest najwyższy siarczek P 2 S 5:

Ponadto siarka po podgrzaniu reaguje z wodorem, węglem, krzemem:

(siarkowodór)

(dwusiarczek węgla)

Po podgrzaniu siarka wchodzi w interakcję z wieloma metalami, często bardzo gwałtownie. Czasami po zapaleniu zapala się mieszanina metalu z siarką. W tej interakcji powstają siarczki:

Roztwory siarczków metali alkalicznych reagują z siarką, tworząc polisiarczki:

Spośród substancji złożonych przede wszystkim należy zwrócić uwagę na reakcję siarki ze stopionymi alkaliami, w której siarka dysproporcjonuje podobnie jak chlor:

Powstały stop nazywa się wątrobą siarkową.

Ze stężonymi kwasami utleniającymi (HNO 3, H 2 SO 4) siarka reaguje tylko przy dłuższym ogrzewaniu:

Wraz ze wzrostem temperatury par siarki zachodzą zmiany w ilościowym składzie cząsteczkowym. Liczba atomów w cząsteczce maleje:

W temperaturze 800-1400 °C pary składają się głównie z dwuatomowej siarki:

A w 1700 ° C siarka staje się atomowa:

Rola biologiczna: Siarka jest stale obecna we wszystkich organizmach żywych, będąc ważnym pierwiastkiem biogennym. Jego zawartość w roślinach wynosi 0,3-1,2%, u zwierząt 0,5-2% (organizmy morskie zawierają więcej siarki niż lądowe). O znaczeniu biologicznym siarki decyduje przede wszystkim fakt, że wchodzi ona w skład aminokwasów metioniny i cysteiny, a co za tym idzie, w skład peptydów i białek. Wiązania dwusiarczkowe –S–S– w łańcuchach polipeptydowych biorą udział w tworzeniu przestrzennej struktury białek, a grupy sulfhydrylowe (–SH) odgrywają ważną rolę w centrach aktywnych enzymów. Ponadto siarka jest zawarta w molekułach hormonów, ważnych substancji. Dużo siarki znajduje się w keratynie włosów, kości i tkanki nerwowej. Nieorganiczne związki siarki są niezbędne do mineralnego odżywiania roślin. Służą jako substraty do reakcji oksydacyjnych prowadzonych przez naturalnie występujące bakterie siarkowe.

Ciało przeciętnego człowieka (masa ciała 70 kg) zawiera około 1402 g siarki. Dzienne zapotrzebowanie osoby dorosłej na siarkę wynosi około 4.

Jednak pod względem negatywnego wpływu na środowisko i człowieka siarka (a dokładniej jej związki) zajmuje jedno z pierwszych miejsc. Głównym źródłem zanieczyszczenia siarką jest spalanie węgla i innych paliw zawierających siarkę. Jednocześnie około 96% siarki zawartej w paliwie przedostaje się do atmosfery w postaci dwutlenku siarki SO 2 .

W atmosferze dwutlenek siarki jest stopniowo utleniany do tlenku siarki (VI). Oba tlenki - zarówno tlenek siarki (IV) jak i tlenek siarki (VI) - oddziałują z parą wodną tworząc kwaśny roztwór. Roztwory te następnie wypadają jako kwaśny deszcz. W glebie kwaśne wody hamują rozwój fauny glebowej i roślin. W efekcie powstają niekorzystne warunki do rozwoju roślinności, zwłaszcza w rejonach północnych, gdzie surowy klimat dokłada się do zanieczyszczeń chemicznych. W efekcie obumierają lasy, dochodzi do naruszenia szaty trawiastej, pogarsza się stan zbiorników wodnych. Kwaśne deszcze niszczą zabytki z marmuru i innych materiałów, ponadto powodują zniszczenie nawet kamiennych budynków i wyrobów metalowych. Dlatego konieczne jest podejmowanie różnych działań, aby zapobiec przedostawaniu się związków siarki z paliwa do atmosfery. W tym celu olej i produkty naftowe są oczyszczane ze związków siarki, a gazy powstające podczas spalania paliwa są oczyszczane.

Sama siarka w postaci pyłu podrażnia błony śluzowe, narządy oddechowe i może powodować poważne choroby. MPC siarki w powietrzu wynosi 0,07 mg/m 3 .

Wiele związków siarki jest toksycznych. Na szczególną uwagę zasługuje siarkowodór, którego wdychanie szybko powoduje stłumienie reakcji na jego nieprzyjemny zapach i może prowadzić do ciężkiego zatrucia, nawet ze skutkiem śmiertelnym. Maksymalne dopuszczalne stężenie siarkowodoru w powietrzu pomieszczeń roboczych wynosi 10 mg/m 3 , w powietrzu atmosferycznym 0,008 mg/m 3 .

Tlenek siarki(II) (tlenek siarki, tlenek siarki) jest dwuskładnikowym związkiem nieorganicznym. W normalnych warunkach jest to bezbarwny gaz o ostrym, nieprzyjemnym zapachu. Reaguje z wodą. Jest niezwykle rzadki w ziemskiej atmosferze. Termodynamicznie niestabilny, istnieje jako dimer S 2 O 2 . Bardzo aktywnie reaguje z tlenem, tworząc dwutlenek siarki.

Paragon fiskalny

Główną metodą pozyskiwania jest spalanie siarki:

Otrzymywany przez rozkład dwutlenku siarki:

Właściwości chemiczne

Rozpuszcza się w wodzie tworząc kwas tiosiarkowy:

Wniosek

Ze względu na rzadkość występowania i niestabilność nie zastosowano tlenku siarki.

Toksyczność

Ze względu na niestabilność tlenku siarki trudno jest określić jego toksyczność, ale w postaci stężonej tlenek siarki zamienia się w nadtlenek, który jest toksyczny i żrący.

Tlenek siarki(IV) (dwutlenek siarki, dwutlenek siarki, dwutlenek siarki, dwutlenek siarki) - związek siarki z tlenem o składzie SO 2. W normalnych warunkach jest to bezbarwny gaz o charakterystycznym ostrym zapachu (zapach zapalonej zapałki). Upłynnia się pod ciśnieniem w temperaturze pokojowej. Rozpuszcza się w wodzie tworząc niestabilny kwas siarkowy; rozpuszczalność 11,5 g/100 g wody w 20 °C, spada wraz ze wzrostem temperatury. Rozpuszcza się również w etanolu i kwasie siarkowym. Jeden z głównych składników gazów wulkanicznych.

Paragon fiskalny

Przemysłową metodą otrzymywania jest spalanie siarki lub prażenie siarczków, głównie pirytu:

W warunkach laboratoryjnych i w naturze SO 2 otrzymuje się poprzez działanie silnych kwasów na siarczyny i podsiarczyny. Powstały kwas siarkawy H 2 SO 3 natychmiast rozkłada się na SO 2 i H 2 O:

Ponadto dwutlenek siarki można otrzymać przez działanie stężonego kwasu siarkowego na metale o niskiej aktywności po podgrzaniu:

Właściwości chemiczne

Widmo absorpcji SO2 w zakresie ultrafioletowym.

Odnosi się do tlenków kwasowych. Rozpuszcza się w wodzie tworząc kwas siarkawy (w normalnych warunkach reakcja jest odwracalna):

Tworzy siarczyny z alkaliami:

Aktywność chemiczna SO 2 jest bardzo wysoka. Najbardziej wyraźne właściwości redukujące SO 2, stopień utlenienia siarki w takich reakcjach wzrasta:

Przedostatnia reakcja jest jakościową reakcją na jon siarczynowy SO 3 2- i na SO 2 (odbarwienie fioletowego roztworu).

W obecności silnych środków redukujących SO 2 może wykazywać właściwości utleniające. Na przykład do ekstrakcji siarki z gazów odlotowych przemysłu metalurgicznego stosuje się redukcję SO 2 tlenkiem węgla (II):

Lub po kwas podfosforawy:

Wniosek

Większość tlenku siarki(IV) jest wykorzystywana do produkcji kwasu siarkawego. Jest również stosowany w produkcji wina jako konserwant (dodatek do żywności E220). Ponieważ gaz ten zabija mikroorganizmy, sklepy warzywne i magazyny są nim poddawane fumigacji. Tlenek siarki(IV) służy do bielenia słomy, jedwabiu i wełny, materiałów, których nie można wybielić chlorem. Jest również stosowany jako rozpuszczalnik w laboratoriach. Przy tej aplikacji należy mieć świadomość możliwej zawartości zanieczyszczeń w SO 2 w postaci SO 3, H 2 O, a w wyniku obecności wody H 2 SO 4 i H 2 SO 3. Usuwa się je przepuszczając stężony H2SO4 przez rozpuszczalnik; najlepiej to zrobić w próżni lub w innym zamkniętym aparacie. Tlenek siarki (IV) jest również używany do otrzymywania różnych soli kwasu siarkowego.

Toksyczne działanie

SO 2 jest bardzo toksyczny. Objawy zatrucia dwutlenkiem siarki to katar, kaszel, chrypka, silny ból gardła i specyficzny posmak. W przypadku wdychania dwutlenku siarki w wyższym stężeniu możliwe jest uduszenie, zaburzenia mowy, trudności w połykaniu, wymioty, ostry obrzęk płuc.

Przy krótkotrwałej inhalacji działa silnie drażniąco, powoduje kaszel i ból gardła.

MPC (maksymalne dopuszczalne stężenie):

· w powietrzu atmosferycznym jednorazowo maksymalnie 0,5 mg/m³, średnio dobowo – 0,05 mg/m³;

wewnątrz (obszar roboczy) - 10 mg/m³

Co ciekawe, wrażliwość na SO 2 jest bardzo różna u osobników, zwierząt i roślin. Tak więc spośród roślin najbardziej odporne na dwutlenek siarki są brzoza i dąb, najmniej zaś róża, sosna i świerk.

Tlenek siarki (VI) (bezwodnik siarkowy, trójtlenek siarki, gaz siarkowy) SO 3 - wyższy tlenek siarki, rodzaj wiązania chemicznego: kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne. W normalnych warunkach wysoce lotna, bezbarwna ciecz o duszącym zapachu. W temperaturach poniżej 16,9 ° C krzepnie tworząc mieszaninę różnych krystalicznych modyfikacji stałego SO 3.

Paragon fiskalny

Otrzymywany przez utlenianie tlenku siarki (IV) tlenem atmosferycznym po podgrzaniu, w obecności katalizatora (V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 lub tlenku żelaza (III) Fe 2 O 3):

Można otrzymać przez rozkład termiczny siarczanów:

lub oddziaływanie SO 2 z ozonem:

Do utleniania SO 2 stosuje się również NO 2:

Ta reakcja leży u podstaw historycznie pierwszej, azotowej metody produkcji kwasu siarkowego.

Właściwości chemiczne

1. Kwasowo-zasadowe: SO 3 to typowy tlenek kwasowy, bezwodnik siarkowy. Jego aktywność chemiczna jest dość wysoka. W reakcji z wodą tworzy kwas siarkowy:

Jednak w tej reakcji kwas siarkowy powstaje w postaci aerozolu, a zatem w przemyśle tlenek siarki (VI) rozpuszcza się w kwasie siarkowym, tworząc moleum, które następnie rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas siarkowy pożądane stężenie.

Interakcje z bazami:

i tlenki:

SO 3 rozpuszcza się w 100% kwasie siarkowym, tworząc oleum.

"2" . Redoks: SO 3 charakteryzuje się silnymi właściwościami utleniającymi, zazwyczaj jest redukowany do dwutlenku siarki:

3. Podczas interakcji z chlorowodorem powstaje kwas chlorosulfonowy:

Reaguje również z dichlorkiem siarki i chlorem, tworząc chlorek tionylu:

Wniosek

Bezwodnik siarkowy stosowany jest głównie w produkcji kwasu siarkowego.

Bezwodnik siarkowy uwalniany jest również do powietrza podczas spalania peletów siarkowych, które są wykorzystywane do dezynfekcji pomieszczeń. W kontakcie z mokrymi powierzchniami bezwodnik siarkowy zamienia się w kwas siarkowy, który już niszczy grzyby i inne szkodliwe organizmy.

KWAS SIARKOWY

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - kwas siarkowy - kwas o średniej mocy, odpowiada stopniowi utlenienia siarki +4, związek kruchy, występuje tylko w roztworach wodnych (nie wyizolowany w stanie wolnym), utleniony pod wpływem atmosfery tlen, zamieniający się w kwas siarkowy H2S04H2S04, dobry regenerator. Jako kwas dwuzasadowy tworzy dwie serie soli: podsiarczyny (NaHSO3NaHSO3, w nadmiarze zasad):

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

oraz siarczyny (Na2SO3Na2SO3 - z brakiem alkaliów):

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

Podobnie jak dwutlenek siarki, kwas siarkowy i jego sole są silnymi reduktorami:

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

Wchodząc w interakcje z jeszcze silniejszymi środkami redukującymi może pełnić rolę środka utleniającego:

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

Jakościową reakcją na jony siarczynowe jest wydzielanie gazu o ostrym zapachu (SO2SO2) podczas interakcji z kwasami:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

Ponadto roztwór jonów siarczynowych odbarwia roztwór nadmanganianu potasu:

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

Jednak ta reakcja jest rzadko stosowana do jakościowego wykrywania jonów siarczynowych.

Kwas siarkowy i jego sole stosuje się jako reduktory do bielenia wełny, jedwabiu i innych materiałów, które nie są odporne na bielenie silnymi środkami utleniającymi (chlor). Kwas siarkowy stosuje się w konserwacji owoców i warzyw. Podsiarczyn wapnia (ług siarczynowy, Ca (HSO3) 2Ca (HSO3) 2) służy do przetwarzania drewna na tzw. celulozę siarczynową (roztwór podsiarczynu wapnia rozpuszcza ligninę, substancję wiążącą włókna celulozy, w wyniku czego włókna oddzielone od siebie, obrobione w ten sposób drewno służy do produkcji papieru).

KWAS SIARKOWY

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - kwas siarkowy - bezbarwna, bezwonna oleista ciecz, nielotna, krystalizująca w temperaturze 10.3010,30С, ciężka, aktywnie pochłania parę wodną, ​​silny utleniacz, kwas dwuzasadowy, tworzy dwie serie soli: siarczany i wodorosiarczany, z których tylko BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4 i SrSO4SrSO4 są praktycznie nierozpuszczalne.

Specyficzne właściwości kwasu siarkowego zostały szczegółowo omówione w temacie „Oddziaływanie kwasu siarkowego z metalami i niemetalami”.

Ze względu na zdolność zastępowania atomów wodoru i siarki oraz tworzenia „mostków” tlenowych, siarka może tworzyć szereg kwasów zawierających tlen:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - kwas pirosiarkowy lub dwusiarkowy.

Gdy bezwodnik siarkowy S03S03 rozpuszcza się w kwasie siarkowym, otrzymuje się oleum, składające się głównie z kwasu pirosiarkowego. Gdy oleum jest schładzane, kwas wydziela się w postaci bezbarwnych kryształów. Kwas pirosiarkowy tworzy sole - dwusiarczany lub pirosiarczany (Na2S2O7Na2S2O7), które po podgrzaniu powyżej temperatury topnienia rozkładają się, zamieniając w siarczany.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (wzór strukturalny H-0-S-0-H) kwas sulfoksylowy; nie izolowane w stanie wolnym.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - kwas nadtlenosiarkowy lub nadsiarkowy, ma silne właściwości utleniające, tworzy sole nadsiarczanowe (patrz struktura na rysunku 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - kwas tiosiarkowy, powstaje jako produkt pośredni w różnych reakcjach. Kwas tiosiarkowy można uznać za kwas siarkawy, w którym atom tlenu jest zastąpiony siarką. Ani sam kwas, ani jego sole nie zostały wyizolowane w stanie wolnym.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - kwas tiosiarkowy - niestabilny, rozkłada się już w temperaturze pokojowej, tworzy sole - tiosiarczany, które są znacznie stabilniejsze od kwasów i są często stosowane w przemyśle jako reduktory

H2S204H2S204 (S+4S+4-kwas dwutionowy lub siarkawy występuje tylko w postaci soli.

Istnieje grupa kwasów politionowych, które odpowiadają wzorowi ogólnemu H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4, gdzie x przyjmuje wartości od 2 do 6. Kwasy politionowe są nietrwałe i znane tylko w roztworach wodnych. Ich sole - politioniany - są bardziej stabilne, niektóre z nich otrzymywane są w postaci kryształów.

Siarkowodór (siarkowodór, siarkowodór, dihydrosiarczek)- bezbarwny gaz o słodkawym smaku, o zapachu zgniłych jaj kurzych. Binarny związek chemiczny wodoru i siarki. Wzór chemiczny - H 2 S. Słabo rozpuszczalny w wodzie, dobrze - w etanolu. Trujący. W wysokich stężeniach wchodzi w interakcje z wieloma metalami. Zapalny. Granice stężenia zapłonu w mieszaninie z powietrzem wynoszą 4,5-45% siarkowodoru. Wykorzystywany jest w przemyśle chemicznym do syntezy niektórych związków, produkcji siarki elementarnej, kwasu siarkowego i siarczków. Siarkowodór jest również stosowany w medycynie, np. w kąpielach siarkowodorowych.

Samoistna jonizacja ciekłego siarkowodoru jest znikoma.

Siarkowodór jest słabo rozpuszczalny w wodzie, wodny roztwór H 2 S jest bardzo słabym kwasem:

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

Reaguje z alkaliami:

(średnia sól, z nadmiarem NaOH)

(sól kwasowa w proporcji 1:1)

Siarkowodór jest silnym środkiem redukującym. Potencjały redoks:

W powietrzu płonie niebieskim płomieniem:

z brakiem tlenu:

(Na tej reakcji opiera się przemysłowa metoda produkcji siarki).

Siarkowodór reaguje również z wieloma innymi utleniaczami, podczas utleniania w roztworach powstaje wolna siarka lub jon SO 4 2-, np.:

Jakościową reakcją na siarkowodór, kwas podsiarczkowy i jego sole jest ich oddziaływanie z solami ołowiu, w którym powstaje czarny osad siarczku ołowiu, np.:

Kiedy siarkowodór przechodzi przez ludzką krew, zmienia kolor na czarny, ponieważ hemoglobina ulega zniszczeniu, a żelazo, które jest jej częścią i nadaje krwi czerwony kolor, reaguje z siarkowodorem i tworzy czarny siarczek żelaza.

Pytanie

Halogeny(od greckiego ἁλός – „sól” i γένος – „narodziny, pochodzenie”; czasami używa się przestarzałej nazwy halogenki) - pierwiastki chemiczne 17 grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa (zgodnie z nieaktualną klasyfikacją - elementy głównej podgrupy grupy VII).

Reagują z prawie wszystkimi prostymi substancjami, z wyjątkiem niektórych niemetali. Wszystkie halogeny są utleniaczami energetycznymi, dlatego w przyrodzie występują tylko w postaci związków. Wraz ze wzrostem numeru seryjnego zmniejsza się aktywność chemiczna halogenów, zmniejsza się aktywność chemiczna jonów halogenkowych F - , Cl - , Br - , I - , At -.

Halogeny obejmują fluor F, chlor Cl, brom Br, jod I, astatyn At i (formalnie) sztuczny pierwiastek ununseptium Uus.

Wszystkie halogeny wykazują wysoką aktywność oksydacyjną, która zmniejsza się przy przejściu z fluoru na astat. Fluor jest najbardziej aktywnym z halogenów, reaguje ze wszystkimi metalami bez wyjątku, wiele z nich samoczynnie zapala się w atmosferze fluoru, wydzielając dużą ilość ciepła, np.:

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

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

Bez ogrzewania fluor reaguje również z wieloma niemetalami (H 2 , S, C, Si, P); wszystkie reakcje są silnie egzotermiczne, na przykład:

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

Si + 2F2 = SiF4 (g) + 1615 kJ.

Po podgrzaniu fluor utlenia wszystkie inne halogeny zgodnie ze schematem

Hal 2 + F 2 = 2HalF

gdzie Hal = Cl, Br, I, At, a w związkach HalF stopnie utlenienia chloru, bromu, jodu i astatynu wynoszą +1.

Wreszcie, po napromieniowaniu fluor reaguje nawet z ciężkimi gazami obojętnymi (szlachetnymi):

Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ.

Bardzo energicznie przebiega również interakcja fluoru z substancjami złożonymi. Tak więc utlenia wodę, podczas gdy reakcja jest wybuchowa:

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

Wolny chlor jest również bardzo reaktywny, chociaż jego aktywność jest mniejsza niż fluoru. Reaguje bezpośrednio ze wszystkimi prostymi substancjami z wyjątkiem tlenu, azotu i gazów szlachetnych. Dla porównania przedstawiamy równania reakcji chloru z takimi samymi prostymi substancjami jak dla fluoru:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (cr) + 1405 kJ,

2Fe + ZCl2 = 2FeCl3 (cr) + 804 kJ,

Si + 2Cl2 = SiCl4 (L) + 662 kJ,

H2 + Cl2 \u003d 2HCl (g) + 185 kJ.

Szczególnie interesująca jest reakcja z wodorem. Tak więc w temperaturze pokojowej, bez oświetlenia, chlor praktycznie nie reaguje z wodorem, podczas gdy po podgrzaniu lub oświetleniu (na przykład w bezpośrednim świetle słonecznym) reakcja ta przebiega z eksplozją zgodnie z następującym mechanizmem łańcuchowym:

Cl2+ h v → 2Cl,

Cl + H2 → HCl + H,

H + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + H2 → HCl + H itp.

Wzbudzenie tej reakcji następuje pod działaniem fotonów ( hν), które powodują dysocjację cząsteczek Cl2 na atomy – w tym przypadku zachodzi łańcuch następujących po sobie reakcji, w każdej z których pojawia się cząsteczka inicjująca początek kolejnego etapu.

Reakcja między H 2 i Cl 2 była jednym z pierwszych obiektów badań łańcuchowych reakcji fotochemicznych. Największy wkład w rozwój idei dotyczących reakcji łańcuchowych wniósł rosyjski naukowiec, laureat Nagrody Nobla (1956) N. N. Siemionow.

Chlor reaguje z wieloma złożonymi substancjami, takimi jak substytucja i addycja z węglowodorami:

CH3 -CH3 + Cl2 → CH3 -CH2Cl + HCl,

CH2 \u003d CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2Cl.

Chlor jest w stanie wyprzeć brom lub jod z ich związków wodorem lub metalami po podgrzaniu:

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

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

Cl2 + 2KBr \u003d 2KCl + Br2,

a także reaguje odwracalnie z wodą:

Cl2 + H2O \u003d HCl + HClO - 25 kJ.

Chlor, rozpuszczając się w wodzie i częściowo reagując z nią, jak pokazano powyżej, tworzy równowagową mieszaninę substancji zwaną wodą chlorową.

Należy również zauważyć, że chlor po lewej stronie ostatniego równania ma stopień utlenienia 0. W wyniku reakcji niektóre atomy chloru mają stopień utlenienia -1 (w HCl), inne +1 (w kwasie podchlorawym HOCl) . Taka reakcja jest przykładem reakcji samoutlenienia-samouzdrawiania lub dysproporcjonowania.

Chlor może reagować (nieproporcjonalnie) z zasadami w taki sam sposób:

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

3Cl2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO3 + 3H2O (po podgrzaniu).

Aktywność chemiczna bromu jest mniejsza niż fluoru i chloru, ale nadal dość wysoka ze względu na fakt, że brom jest zwykle używany w stanie ciekłym, a zatem jego początkowe stężenia, przy innych parametrach jednakowych, są większe niż chloru.

Na przykład podajemy reakcje oddziaływania bromu z krzemem i wodorem:

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

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

Będąc „bardziej miękkim” odczynnikiem, brom jest szeroko stosowany w chemii organicznej.

Należy zauważyć, że brom, podobnie jak chlor, rozpuszcza się w wodzie i częściowo reagując z nim, tworzy tak zwaną „wodę bromową”.

Rozpuszczalność jodu w wodzie wynosi 0,3395 grama na litr w temperaturze 25 stopni Celsjusza, czyli mniej niż bromu. Wodny roztwór jodu nazywa się „wodą jodową”. Jod jest w stanie rozpuszczać się w roztworach jodku z tworzeniem złożonych anionów:

Ja 2 + Ja − → Ja − 3 .

Otrzymane rozwiązanie nazywa się rozwiązaniem Lugola.

Jod różni się znacznie aktywnością chemiczną od innych halogenów. Nie reaguje z większością niemetali i reaguje powoli z metalami dopiero po podgrzaniu. Oddziaływanie jodu z wodorem zachodzi tylko przy silnym ogrzewaniu, reakcja jest endotermiczna i wysoce odwracalna:

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

Tak więc aktywność chemiczna halogenów konsekwentnie spada z fluoru do astatu. Każdy halogen z serii F - At może wypierać następny ze związków z wodorem lub metalami, to znaczy każdy halogen w postaci prostej substancji jest w stanie utlenić jon halogenkowy dowolnego z kolejnych halogenów.

Astatyna jest jeszcze mniej reaktywna niż jod. Ale reaguje również z metalami (na przykład z litem):

2Li + At 2 = 2LiAt - astatyd litu.

Podczas dysocjacji powstają nie tylko aniony, ale także kationy At +: HAt dysocjuje na:

2HAt=H + +O - +H - +O + .

(halogenki wodoru) - bezbarwne gazy o ostrym zapachu, dymiące w wilgotnym powietrzu. Są dobrze rozpuszczalne w wodzie, ich roztwory wodne to kwasy, noszące wspólną nazwę - kwasy halogenowodorowe. Sole kwasów halogenowodorowych (fluorki, chlorki, bromki i jodki) można otrzymać przez bezpośrednie połączenie metali z halogenami. W składzie są tego samego rodzaju i mają podobne właściwości. Tak więc NaF, NaCl, NaBr, NaJ są białymi substancjami krystalicznymi, łatwo rozpuszczalnymi w wodzie. Oprócz podobieństw, halogeny mają również pewne różnice zarówno we właściwościach fizycznych, jak i chemicznych. Jednak te właściwości zmieniają się naturalnie wraz ze wzrostem masy atomowej halogenu.

- Halogenowodory HF, HC1, HBr i HI to bezbarwne gazy, które dobrze rozpuszczają się w wodzie. Spośród nich HF jest słabym kwasem, a pozostałe halogenowodory to mocne kwasy w roztworze wodnym.

Dlatego związki wodorowe halogenów bardziej stabilny niż tlen.

Dlatego związki wodorowe halogenów bardziej stabilny niż tlen. Właściwości redoks i różnice w zachowaniu chemicznym halogenów można łatwo zrozumieć, porównując te właściwości jako funkcję zmiany ładunku jądrowego podczas przechodzenia z fluoru do jodu. W szeregach F, C1, Br, I jod ma największy promień atomowy (a co za tym idzie najmniejsze powinowactwo elektronowe), dzięki czemu charakteryzuje się mniej wyraźnymi właściwościami utleniającymi niż brom, chlor i fluor.

Do wolno używać następujących nazw: fluorowodór, chlorowodór, bromowodór i jodowodór. Nazwy typu kwas solny odnoszą się do wodnych roztworów halogenków wodoru.

Edukacja związki wodorowe halogenów wiąże się z większym wydzielaniem ciepła niż tlen, więc związki wodoru są bardziej stabilne niż tlen. Spośród związków tlenowych najbardziej trwałe są sole kwasów tlenowych, a najmniej trwałe tlenki.

Związki tlenowe halogenów Wszystkie związki tlenowe halogenów otrzymuje się pośrednio. Sole są najbardziej stabilne, tlenki i kwasy są najmniej stabilne. Halogeny charakteryzują się tworzeniem dużej liczby tlenków odpowiadających różnym stopniom utlenienia. Przede wszystkim jony BrO-2 i IO-2 są bardzo niestabilne. stabilne tlenki tworzy chlor Cl, a najmniej - jod I. Spośród związków tlenu z fluorem jest fluorek tlenu F-12O + 2: Wiązanie między atomami fluoru i tlenu jest kowalencyjne, bardzo zbliżone do nie- polarny. Jest to bezbarwny gaz o ostrym zapachu ozonu, słabo rozpuszczalny w wodzie, temperatura wrzenia = -145°C. Został otwarty w 1929 roku. otrzymany przez oddziaływanie fluoru z 2% roztworem wodorotlenku sodu: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I Rozważ najważniejsze ze związków tlenowych pozostałych halogenów. Wszystkie tlenki są niestabilne, rozkładają się z dużym wydzielaniem ciepła. Tlenek chloru (I) Cl2О to brązowo-żółty gaz o nieprzyjemnym zapachu. Charakteryzuje się niską temperaturą wrzenia, względna gęstość w powietrzu wynosi 3. Wiązanie w cząsteczce tlenku jest niskopolarne kowalencyjne. Posiada następujące właściwości chemiczne: 1. Po podgrzaniu łatwo rozkłada się (z wybuchem) na chlor i tlen: 2C12O=t2Cl2+O2 2. Będąc tlenkiem kwasowym, uwadnia się do kwasu podchlorawego: Cl2O+H2O=2HClO 3. Współdziała z alkaliami i zasadą tlenki: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO Tlenek chloru (I) odpowiada kwasowi podchloranemu. Kwas podchlorawy HClO i jego odpowiedniki bromowo-jodowe są bardzo słabymi kwasami, a ich siła spada wraz z przechodzeniem z HClO do HIO. Wynika to z faktu, że chlor ma wyższą elektroujemność i silniej niż jego odpowiedniki przyciąga parę elektronów, która wiąże go z tlenem. To z kolei prowadzi do przesunięcia pary elektronowej wiążącej wodór z tlenem w tlen i zwiększenia zdolności wodoru do odszczepienia. Kwas podchlorawy to żółto-zielony roztwór o charakterystycznym zapachu. Ona i jej analogi mają wszystkie właściwości słabych lotnych kwasów, są kwasami utleniającymi. Ponadto zmniejsza się aktywność oksydacyjna w seriach HClO, HBrO, HIO. 1. Kwas podchlorawy rozkłada się w świetle: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. Rozkłada się pod działaniem środków do usuwania wody: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. Gdy kwas podchlorawy jest ogrzane powstają kwasy solny i chlorowy: 3HCl +1О=2НCl-1+НCl+5O3 utleniacz Сl++2е- Сl-reduktor Сl+-4е- Сl+5 Największe znaczenie mają sole kwasów tlenowych z chlorem. Wszystkie z nich można uzyskać w oparciu o reakcję oddziaływania chloru z wodą. HCl + HClO „Cl2 + H2O Równowagę tej reakcji można łatwo przesunąć w kierunku produktów reakcji, dodając do roztworu zasadę, która reaguje z dwoma powstałymi kwasami: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I Podsumowując dwa równania, otrzymujemy: Cl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O Sole kwasu podchlorawego nazywane są podchlorynami. Wodny roztwór zawierający podchloryn i chlorek potasu nazywany jest wodą oszczepową. Ona, podobnie jak woda z chlorem (roztwór chloru w wodzie), służy do wybielania tkanin bawełnianych i papieru. Mechanizm działania utleniającego i dezynfekującego kwasu podchlorawego i jego soli tłumaczy się obecnością chloru o stopniu utlenienia +1, który w tych procesach wykazuje aktywne właściwości utleniające. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- Podchloryny są bardzo silnymi utleniaczami. Po przepuszczeniu chloru do roztworu alkalicznego ogrzanego do 100°C proces przebiega z wytworzeniem chloranów (soli kwasu chlorowego HclO3) oraz chlorków: podgrzanie do 400°C przy braku katalizatorów, nadchlorany powstają z chloranów (soli kwasu nadchlorowego HClO4): z ługiem. W tym przypadku podchloryny powstają w temperaturze pokojowej, a chlorany w 100°C. To są reakcje redoks. Kwas chlorowy HClO2 - średniej mocy. Jest niestabilny w roztworach wodnych, a jego analogi bromu i jodu są jeszcze mniej trwałe. Siła kwasów chlorowo-tlenowych wzrasta wraz ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego: HCl + 1O - słaby; HCl + 3O2 - nieco silniejszy; HCl + 5O3 jest bardzo silny, a HClO + 74 jest najsilniejszym ze wszystkich znanych kwasów. Jeśli chlor wchodzi w interakcję z wodorotlenkiem wapnia, który jest przyjmowany w postaci proszku - puchu, a następnie chlorku lub wybielacza, powstaje wapno - luźny biały proszek o zapachu chloru. Składa się głównie z podchlorynu wapnia Ca(ClO)2, zasadowych soli wapnia i chlorku wapnia. Przybliżone równanie: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O Często dodaje się do niego Ca (ClO) 2 w celu poprawy jakości wybielacza. Chlor jest silnym środkiem utleniającym. Jest bardzo reaktywna. Służy do bielenia tkanin bawełnianych, papieru, do chlorowania wody, dezynfekcji, a także do odgazowywania miejsc zanieczyszczonych trwale toksycznymi substancjami. Właściwości wybielające i dezynfekujące wybielacza są podobne do właściwości jarzębiny i wody chlorowej: kwas węglowy wypiera kwas podchlorawy z podchlorynu wapnia; w świetle rozkłada się z uwolnieniem tlenu atomowego, który ma działanie utleniające.

Pytanie

Funkcje jodu w organizmie
Jod jest niezbędny do tworzenia hormonów tarczycy i funkcjonowania makrofagów. Makrofagi to specjalne komórki, które niszczą różne chorobotwórcze drobnoustroje, wirusy, grzyby itp.
Jakie choroby są spowodowane niedoborem jodu. Przyczyny niedoboru jodu
Brak jodu w organizmie człowieka powoduje poważne choroby metaboliczne (choroby tarczycy), upośledzenie umysłowe, a także może prowadzić do uszkodzenia chromosomów i raka. Stężenie cholesterolu we krwi wzrasta, wszystkie rodzaje metabolizmu są zaburzone. Być może rozwój głuchoty, otępienia, paraliżu, bezpłodności, wad wrodzonych, poronienia, senności, obrzęków, spowolnienia akcji serca.
Niedobór jodu rozwija się z powodu niewystarczającego spożycia z pokarmem i wodą, narażenia na promieniowanie lub z powodu przyjmowania niektórych leków.

Norma zużycia fluoru. Rola w ludzkim ciele
Fluor jest pierwiastkiem niejednoznacznym. Zarówno nadmiar jak i niedobór fluoru są niebezpieczne dla zdrowia człowieka. Fluor znajduje się w kościach i zębach i jest niezbędnym pierwiastkiem do budowy tkanki kostnej. Dla osoby wystarczająca ilość fluoru wynosi 1-1,5 mg na 1 litr wody. Podajemy dane na litr wody, ponieważ związki fluoru są łatwo rozpuszczalne. Fluor znajduje się w prawie wszystkich produktach spożywczych i napojach. Do tej pory nie można mówić o rozwoju niedoboru fluoru, ponieważ prawie wszystkie gleby zawierają nadmiar fluoru, który gromadzi się w nadmiarze w uprawach rolnych.
Co powoduje nadmiar i niedobór fluoru?
Najbardziej znanym skutkiem braku fluoru w organizmie jest rozwój próchnicy. Nadmiar fluoru powoduje osteochondrozę, zmiany kształtu i koloru zębów (fluoroza zębów), sztywność stawów i powstawanie narośli kostnych. Wyraźna utrata głosu, suchy, duszący kaszel, obniżone ciśnienie, krwotok. Kontakt z fluorem powoduje choroby skóry (swędzenie, podrażnienie, łuszczenie się) i błon śluzowych, a także dramatycznie zwiększa ryzyko zachorowania na raka przewodu pokarmowego.
Przyczyny nadmiaru fluoru w nowoczesnych produktach. Jakie pokarmy są bogate w fluor?
Miłośnicy tak popularnego napoju jak herbata powinni wiedzieć, że im mocniejsza herbata i im dłużej ją zaparzasz, tym więcej fluoru zawiera napój. 1 litr czerwonego wina zawiera 5 mg fluoru - maksymalna dzienna dawka. Nadmiar fluoru zawiera kryl. Ogólnie rzecz biorąc, nadmierne stosowanie nawozów nieorganicznych w produkcji rolniczej doprowadziło do akumulacji związków fluoru w prawie wszystkich roślinach.

Pytanie

Żelazo- element grupy ósmej (według starej klasyfikacji - podgrupa boczna grupy ósmej) czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejew o liczbie atomowej 26. Oznaczony symbolem Fe(łac. Ferrum). Jeden z najczęściej występujących metali w skorupie ziemskiej (drugie miejsce po aluminium).

Prosta substancja żelazo to plastyczny srebrno-biały metal o wysokiej reaktywności chemicznej: żelazo szybko koroduje w wysokich temperaturach lub dużej wilgotności powietrza. W czystym tlenie żelazo pali się, aw stanie drobno rozproszonym zapala się samorzutnie w powietrzu.

Metabolizm

wymiana tlenu

Tlen odnosi się do elementów organogenicznych. Jego zawartość wynosi do 65% masy ciała człowieka, czyli ponad 40 kg u osoby dorosłej. Tlen jest najpowszechniejszym na Ziemi utleniaczem, występuje w środowisku w dwóch postaciach - w postaci związków (skorupa ziemska i woda: tlenki, nadtlenki, wodorotlenki itp.) oraz w postaci wolnej (atmosfera).

Biologiczna rola tlenu

Główną (a właściwie jedyną) funkcją tlenu jest jego udział jako utleniacza w reakcjach redoks w organizmie. Dzięki obecności tlenu organizmy wszystkich zwierząt są w stanie wykorzystać (a właściwie „spalić”) różne substancje ( , ) z wydobyciem pewnej energii „spalania” na własne potrzeby. W spoczynku ciało osoby dorosłej zużywa 1,8-2,4 g tlenu na minutę.

Źródła tlenu

Głównym źródłem tlenu dla człowieka jest atmosfera Ziemi, skąd poprzez oddychanie organizm ludzki jest w stanie wydobyć niezbędną do życia ilość tlenu.

niedobór tlenu

Wraz z niedoborem w ludzkim ciele rozwija się tak zwana niedotlenienie.

Przyczyny niedoboru tlenu

• brak lub znacznie obniżona zawartość tlenu w atmosferze;
• obniżone ciśnienie parcjalne tlenu we wdychanym powietrzu (podczas wspinaczki na duże wysokości – w górach, samoloty);
• ustanie lub zmniejszenie dopływu tlenu do płuc podczas asfiksji;
• naruszenia transportu tlenu (zaburzenia czynności układu sercowo-naczyniowego, znaczny spadek hemoglobiny we krwi podczas anemii, niezdolność hemoglobiny do wykonywania swoich funkcji - wiązania, transportu lub dostarczania tlenu do tkanek, na przykład w przypadku zatrucie tlenkiem węgla);
• niezdolność tkanek do wykorzystania tlenu z powodu naruszenia procesów redoks w tkankach (na przykład z)

Konsekwencje niedoboru tlenu

W przypadku ostrego niedotlenienia:

• utrata przytomności;
• zaburzenia, nieodwracalne uszkodzenie i szybka śmierć ośrodkowego układu nerwowego (dosłownie w ciągu kilku minut)

W przypadku przewlekłego niedotlenienia:

• szybkie zmęczenie fizyczne i psychiczne;
• zaburzenia ośrodkowego układu nerwowego;
• tachykardia i duszność w spoczynku lub przy niewielkim wysiłku

Nadmiar tlenu

Z reguły obserwuje się go niezwykle rzadko w sztucznych warunkach (np. komory hiperbaryczne, niewłaściwie dobrane mieszaniny oddechowe podczas nurkowania w wodzie itp.). W tym przypadku długotrwałej inhalacji nadmiernie natlenionego powietrza towarzyszy zatrucie tlenem – w wyniku jego nadmiernej ilości w narządach i tkankach powstaje duża ilość wolnych rodników, rozpoczyna się proces samorzutnego utleniania substancji organicznych, w tym lipidów peroksydacja.

Plan:

Historia odkryć

Pochodzenie nazwy

Będąc na łonie natury

Paragon fiskalny

Właściwości fizyczne

Właściwości chemiczne

Wniosek

Biologiczna rola tlenu

Toksyczne pochodne tlenu

10. Izotopy

Tlen

Tlen- element 16. grupy (według nieaktualnej klasyfikacji - główna podgrupa grupy VI), drugi okres układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 8. Jest oznaczony symbolem O (łac. Tlen). Tlen jest reaktywnym niemetalem i jest najlżejszym pierwiastkiem z grupy chalkogenów. prosta substancja tlen(Numer CAS: 7782-44-7) w normalnych warunkach - gaz bez koloru, smaku i zapachu, którego cząsteczka składa się z dwóch atomów tlenu (wzór O 2) i dlatego jest również nazywany tlenem. Ciekły tlen ma jasnoniebieski, a ciało stałe to jasnoniebieskie kryształy.

Istnieją inne alotropowe formy tlenu, na przykład ozon (numer CAS: 10028-15-6) - w normalnych warunkach niebieski gaz o specyficznym zapachu, którego cząsteczka składa się z trzech atomów tlenu (wzór O 3).

1. Historia odkryć

Oficjalnie uważa się, że tlen został odkryty przez angielskiego chemika Josepha Priestleya 1 sierpnia 1774 roku przez rozkład tlenku rtęci w hermetycznie zamkniętym naczyniu (Priestley skierował promienie słoneczne na ten związek za pomocą silnej soczewki).

Jednak Priestley początkowo nie zdawał sobie sprawy, że odkrył nową prostą substancję, wierzył, że wyizolował jedną z części składowych powietrza (i nazwał ten gaz „powietrzem deflogistycznym”). Priestley poinformował o swoim odkryciu wybitny francuski chemik Antoine Lavoisier. W 1775 r. A. Lavoisier ustalił, że tlen jest integralną częścią powietrza, kwasów i znajduje się w wielu substancjach.

Kilka lat wcześniej (w 1771) szwedzki chemik Carl Scheele pozyskał tlen. Kalcynował saletrę kwasem siarkowym, a następnie rozłożył powstały tlenek azotu. Scheele nazwał ten gaz „ognistym powietrzem” i opisał swoje odkrycie w książce opublikowanej w 1777 roku (dokładnie dlatego, że książka została opublikowana później niż Priestley ogłosił swoje odkrycie, ten ostatni jest uważany za odkrywcę tlenu). Scheele również poinformował Lavoisier o swoim doświadczeniu.

Ważnym etapem, który przyczynił się do odkrycia tlenu, była praca francuskiego chemika Pierre'a Bayena, który opublikował prace dotyczące utleniania rtęci i późniejszego rozkładu jej tlenku.

Wreszcie A. Lavoisier w końcu odkrył naturę powstałego gazu, korzystając z informacji od Priestleya i Scheele. Jego praca miała ogromne znaczenie, bo dzięki niej obalona została teoria flogistonu, która dominowała w tym czasie i utrudniała rozwój chemii. Lavoisier przeprowadził eksperyment dotyczący spalania różnych substancji i obalił teorię flogistonu, publikując wyniki dotyczące masy spalanych pierwiastków. Masa popiołu przekroczyła początkową masę pierwiastka, co dało Lavoisier prawo do twierdzenia, że ​​podczas spalania zachodzi reakcja chemiczna (utlenianie) substancji, w związku z czym masa pierwotnej substancji wzrasta, co obala teoria flogistonu.

Tak więc zasługa odkrycia tlenu jest podzielona przez Priestleya, Scheele i Lavoisier.

1. pochodzenie nazwy

Słowo tlen (na początku XIX wieku nadal nazywano go „kwasem”), jego pojawienie się w języku rosyjskim jest w pewnym stopniu spowodowane przez M.V. Łomonosowa, który wprowadził wraz z innymi neologizmami słowo „kwas”; tak więc słowo „tlen” było z kolei kalką od określenia „tlen” (franc. oxygène), zaproponowanego przez A. Lavoisiera (z innej greki ὀξύς – „kwaśny” i γεννάω – „rodzę”), co tłumaczy się jako „generujący kwas”, co wiąże się z jego pierwotnym znaczeniem - „kwas”, co wcześniej oznaczało substancje zwane tlenkami według współczesnej nomenklatury międzynarodowej.

1. Będąc na łonie natury

Tlen jest najpowszechniejszym pierwiastkiem na Ziemi, jego udział (jako część różnych związków, głównie krzemianów) stanowi około 47,4% masy stałej skorupy ziemskiej. Wody morskie i słodkie zawierają ogromną ilość tlenu związanego - 88,8% (m/m), w atmosferze zawartość wolnego tlenu wynosi 20,95% obj. i 23,12% mas. Ponad 1500 związków w skorupie ziemskiej zawiera w swoim składzie tlen.

Tlen jest składnikiem wielu substancji organicznych i jest obecny we wszystkich żywych komórkach. Pod względem liczby atomów w żywych komórkach jest to około 25%, pod względem udziału masowego - około 65%.