Oxigenul este cel mai abundent element de pe Pământ. Apa de mare conține 85,82% oxigen, aerul atmosferic 23,15% din greutate sau 20,93% din volum și 47,2% din greutate în scoarța terestră. Această concentrație de oxigen în atmosferă este menținută constantă prin procesul de fotosinteză. În acest proces, plantele verzi folosesc lumina soarelui pentru a transforma dioxidul de carbon și apa în carbohidrați și oxigen. Masa principală de oxigen este în stare legată; cantitatea de oxigen molecular din atmosferă este de numai 0,01% din conținutul total de oxigen din scoarța terestră. În viața naturii, oxigenul are o importanță excepțională. Oxigenul și compușii săi sunt indispensabili pentru menținerea vieții. Ele joacă un rol important în procesele metabolice și în respirație. Oxigenul este o parte a proteinelor, grăsimilor, carbohidraților din care sunt „construite” organismele; corpul uman, de exemplu, conține aproximativ 65% oxigen. Majoritatea organismelor obțin energia de care au nevoie pentru a-și îndeplini funcțiile vitale oxidând anumite substanțe cu ajutorul oxigenului. Scăderea oxigenului din atmosferă ca urmare a proceselor de respirație, descompunere și ardere este compensată de oxigenul eliberat în timpul fotosintezei. Defrișările, eroziunea solului, diferitele lucrări miniere la suprafață reduc masa totală a fotosintezei și reduc circulația pe suprafețe mari.

Oxigenul nu a făcut întotdeauna parte din atmosfera pământului. A apărut ca rezultat al activității vitale a organismelor fotosintetice. Sub influența razelor ultraviolete, se transformă în ozon. Pe măsură ce ozonul s-a acumulat, s-a format un strat de ozon în atmosfera superioară. Stratul de ozon, ca un ecran, protejează în mod fiabil suprafața Pământului de radiațiile ultraviolete, care sunt fatale pentru organismele vii.

Ciclul geochimic al oxigenului conectează învelișurile de gaz și lichid cu scoarța terestră. Principalele sale puncte sunt: ​​eliberarea de oxigen liber în timpul fotosintezei, oxidarea elementelor chimice, intrarea compușilor extrem de oxidați în zonele profunde ale scoarței terestre și reducerea parțială a acestora, inclusiv datorită compușilor de carbon, îndepărtarea monoxidului de carbon și apa la suprafata scoartei terestre si implicarea lor in reactia de fotosinteza.

Pe lângă ciclul oxigenului descris mai sus sub formă nelegată, acest element realizează și cel mai important ciclu, intrând în compoziția apei (Fig. 3). În timpul ciclului, apa se evaporă de la suprafața oceanului, vaporii de apă se mișcă împreună cu curenții de aer, se condensează, iar apa se întoarce sub formă de precipitații la suprafața pământului și a mării. Există un ciclu mare al apei, în care apa care a căzut sub formă de precipitații pe uscat revine în mări prin scurgeri de suprafață și subterane; și ciclul mic al apei, în care precipitațiile cad la suprafața oceanului.

Ciclul oxigenului este însoțit de sosirea și consumul acestuia.

Sosirea oxigenului include: 1) eliberarea în timpul fotosintezei; 2) formarea în stratul de ozon sub influența radiațiilor UV (în cantitate mică); 3) disocierea moleculelor de apă din straturile superioare ale atmosferei sub influența radiațiilor UV; 4) formarea ozonului - O3.

Consumul de oxigen include: 1) consumul de către animale în timpul respirației; 2) procese oxidative din scoarța terestră; 3) oxidarea monoxidului de carbon (CO) eliberat în timpul erupțiilor vulcanice.

Oxigenul este principalul element biogen care face parte din moleculele tuturor celor mai importante substanțe care asigură structura și funcțiile celulelor - proteine, acizi nucleici, carbohidrați, lipide, precum și mulți compuși cu greutate moleculară mică. În fiecare plantă sau animal, există mult mai mult oxigen decât orice alt element (aproximativ 70% în medie). Țesutul muscular uman conține 16% oxigen, țesutul osos - 28,5%; în total, corpul unei persoane medii (greutate corporală 70 kg) conține 43 kg de oxigen. Oxigenul pătrunde în corpul animalelor și al oamenilor în principal prin organele respiratorii (oxigen liber) și cu apă (oxigen legat). Nevoia de oxigen a organismului este determinată de nivelul (intensitatea) metabolismului, care depinde de masa și suprafața corpului, vârstă, sex, alimentație, condiții externe etc. În ecologie, raportul dintre respirația totală (adică, procesele oxidative totale) ale comunităţii este determinată ca o caracteristică energetică importantă.organisme la biomasa sa totală.

În medicină se folosesc cantități mici de oxigen: oxigenului (din așa-numitele perne cu oxigen) i se acordă ceva timp pentru a respira pacienților care au dificultăți de respirație. Cu toate acestea, trebuie avut în vedere faptul că inhalarea prelungită a aerului îmbogățit cu oxigen este periculoasă pentru sănătatea umană. Concentrațiile mari de oxigen provoacă formarea de radicali liberi în țesuturi care perturbă structura și funcțiile biopolimerilor. Radiațiile ionizante au un efect similar asupra organismului. Prin urmare, o scădere a conținutului de oxigen (hipoxie) în țesuturi și celule atunci când organismul este iradiat cu radiații ionizante are un efect protector - așa-numitul efect de oxigen. Acest efect este utilizat în radioterapie: prin creșterea conținutului de oxigen din tumoră și scăderea conținutului acestuia în țesuturile înconjurătoare, acestea cresc daunele radiațiilor asupra celulelor tumorale și reduc deteriorarea celor sănătoase. În unele boli, se folosește saturarea corpului cu oxigen la presiune ridicată - oxigenare hiperbară.

Funcția principală (de fapt, singura) a oxigenului este participarea sa ca agent oxidant la reacțiile redox din organism. Datorită prezenței oxigenului, organismele tuturor animalelor sunt capabile să utilizeze (de fapt „arde”) diferite substanțe (carbohidrați, grăsimi, proteine) cu extragerea unei anumite energii de „combustie” pentru propriile nevoi. În repaus, corpul unui adult consumă 1,8-2,4 g de oxigen pe minut.

Ozon(din altă greacă ὄζω - miros) - o modificare alotropică a oxigenului constând din molecule triatomice de O 3. În condiții normale - gaz albastru. Când este lichefiat, se transformă într-un lichid indigo. În formă solidă, este albastru închis, cristale aproape negre.

Întrebare

Sulf- un element din grupa a 16-a (conform clasificării învechite - subgrupa principală a grupei VI), a treia perioadă a sistemului periodic de elemente chimice al lui D. I. Mendeleev, cu număr atomic 16. Prezintă proprietăți nemetalice. Indicat prin simbol S(lat. sulf). În compușii cu hidrogen și oxigen, face parte din diverși ioni, formează mulți acizi și săruri. Multe săruri care conțin sulf sunt puțin solubile în apă.

În aer, sulful arde, formând dioxid de sulf - un gaz incolor cu un miros înțepător:

Folosind analiza spectrală, s-a constatat că de fapt procesul de oxidare a sulfului în dioxid este o reacție în lanț și are loc cu formarea unui număr de produse intermediare: monoxid de sulf S 2 O 2 , sulf molecular S 2 , atomi de sulf liber S . și radicalii liberi ai monoxidului de sulf SO .

Proprietățile reducătoare ale sulfului se manifestă în reacțiile sulfului cu alte nemetale, totuși, la temperatura camerei, sulful reacționează numai cu fluor:

Topitura de sulf reacționează cu clorul, în timp ce formarea a două cloruri inferioare (diclorura de sulf și ditiodiclorura) este posibilă:

Cu un exces de sulf se formează și diverse dicloruri de poliser de tip S n Cl 2 .

Când este încălzit, sulful reacționează și cu fosforul, formând un amestec de sulfuri de fosfor, printre care se află cea mai mare sulfură P 2 S 5:

În plus, atunci când este încălzit, sulful reacționează cu hidrogenul, carbonul, siliciul:

(sulfat de hidrogen)

(disulfură de carbon)

Când este încălzit, sulful interacționează cu multe metale, adesea foarte violent. Uneori, un amestec de metal cu sulf se aprinde atunci când este aprins. În această interacțiune, se formează sulfuri:

Soluțiile de sulfuri de metale alcaline reacţionează cu sulful pentru a forma polisulfuri:

Dintre substanțele complexe, în primul rând, trebuie remarcată reacția sulfului cu alcalii topit, în care sulful este disproporționat similar cu clorul:

Aliajul rezultat se numește ficat de sulf.

Cu acizi oxidanți concentrați (HNO 3, H 2 SO 4), sulful reacționează numai la încălzire prelungită:

Odată cu creșterea temperaturii vaporilor de sulf, apar modificări în compoziția moleculară cantitativă. Numărul de atomi dintr-o moleculă scade:

La 800-1400 °C, vaporii constau în principal din sulf biatomic:

Și la 1700 ° C, sulful devine atomic:

Rolul biologic: Sulful este prezent în mod constant în toate organismele vii, fiind un element biogen important. Conținutul său în plante este de 0,3-1,2%, la animale 0,5-2% (organismele marine conțin mai mult sulf decât cele terestre). Semnificația biologică a sulfului este determinată în primul rând de faptul că face parte din aminoacizii metionină și cisteină și, în consecință, în compoziția peptidelor și proteinelor. Legăturile disulfurice –S–S– din lanțurile polipeptidice sunt implicate în formarea structurii spațiale a proteinelor, iar grupările sulfhidril (–SH) joacă un rol important în centrii activi ai enzimelor. În plus, sulful este inclus în moleculele de hormoni, substanțe importante. O mulțime de sulf se găsește în keratina părului, a oaselor și a țesutului nervos. Compușii anorganici ai sulfului sunt esențiali pentru nutriția minerală a plantelor. Ele servesc ca substrat pentru reacțiile oxidative desfășurate de bacteriile cu sulf naturale.

Corpul unei persoane medii (greutate corporală 70 kg) conține aproximativ 1402 g de sulf. Necesarul zilnic de sulf al unui adult este de aproximativ 4.

Cu toate acestea, în ceea ce privește impactul negativ asupra mediului și asupra oamenilor, sulful (mai precis, compușii săi) este unul dintre primele locuri. Principala sursă de poluare cu sulf este arderea cărbunelui și a altor combustibili care conțin sulf. În același timp, aproximativ 96% din sulful conținut în combustibil pătrunde în atmosferă sub formă de dioxid de sulf SO 2 .

În atmosferă, dioxidul de sulf se oxidează treptat la oxid de sulf (VI). Ambii oxizi - atât oxidul de sulf (IV) cât și oxidul de sulf (VI) - interacționează cu vaporii de apă pentru a forma o soluție acidă. Aceste soluții cad apoi sub formă de ploaie acidă. Odată ajunse în sol, apele acide inhibă dezvoltarea faunei și a plantelor din sol. Ca urmare, se creează condiții nefavorabile pentru dezvoltarea vegetației, în special în regiunile nordice, unde la clima aspră se adaugă poluarea chimică. Ca urmare, pădurile mor, stratul de iarbă este perturbat, iar starea corpurilor de apă se deteriorează. Ploile acide distrug monumentele din marmură și alte materiale, în plus, provoacă distrugerea chiar și a clădirilor din piatră și a produselor metalice. Prin urmare, este necesar să se ia diferite măsuri pentru a preveni pătrunderea compușilor de sulf din combustibil în atmosferă. Pentru a face acest lucru, petrolul și produsele petroliere sunt purificate din compușii sulfului, iar gazele formate în timpul arderii combustibilului sunt purificate.

În sine, sulful sub formă de praf irită mucoasele, organele respiratorii și poate provoca boli grave. MPC al sulfului din aer este de 0,07 mg/m 3 .

Mulți compuși ai sulfului sunt toxici. De remarcat mai ales este hidrogenul sulfurat, a cărei inhalare provoacă rapid o slăbire a reacției la mirosul său neplăcut și poate duce la otrăvire severă, chiar și cu un rezultat fatal. Concentrația maximă admisă de hidrogen sulfurat în aerul spațiilor de lucru este de 10 mg/m 3 , în aerul atmosferic de 0,008 mg/m 3 .

Oxid de sulf(II). (monoxid de sulf, monoxid de sulf) este un compus anorganic binar. În condiții normale, este un gaz incolor cu miros înțepător, neplăcut. Reactioneaza cu apa. Este extrem de rar în atmosfera Pământului. Termodinamic instabil, există ca dimer S 2 O 2 . Reacționează foarte activ cu oxigenul, formând dioxid de sulf.

chitanta

Principala metodă de obținere este arderea sulfului:

Obținut prin descompunerea dioxidului de sulf:

Proprietăți chimice

Se dizolvă în apă pentru a forma acid tiosulfuric:

Aplicație

Din cauza rarității și instabilității sale, monoxidul de sulf nu a fost folosit.

Toxicitate

Din cauza instabilității monoxidului de sulf, este dificil să se determine toxicitatea acestuia, dar în formă concentrată, monoxidul de sulf se transformă în peroxid, care este toxic și coroziv.

Oxid de sulf (IV). (dioxid de sulf, dioxid de sulf, dioxid de sulf, dioxid de sulf) - un compus de sulf cu oxigen din compoziția SO2. În condiții normale, este un gaz incolor cu un miros înțepător caracteristic (miros de chibrit aprins). Se lichefiază sub presiune la temperatura camerei. Se dizolvă în apă pentru a forma acid sulfuros instabil; solubilitate 11,5 g/100 g apă la 20 °C, scade odată cu creșterea temperaturii. De asemenea, se dizolvă în etanol și acid sulfuric. Una dintre componentele principale ale gazelor vulcanice.

chitanta

Metoda industrială de obținere este arderea sulfului sau prăjirea sulfurilor, în principal a piritei:

În condiţii de laborator şi în natură, SO 2 se obţine prin acţiunea acizilor tari asupra sulfiţilor şi hidrosulfiţilor. Acidul sulfuros rezultat H2SO3 se descompune imediat în SO2 și H2O:

De asemenea, dioxidul de sulf poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra metalelor slab active atunci când este încălzit:

Proprietăți chimice

Spectrul de absorbție a SO2 în domeniul ultraviolet.

Se referă la oxizi acizi. Se dizolvă în apă pentru a forma acid sulfuros (în condiții normale, reacția este reversibilă):

Formează sulfiți cu alcalii:

Activitatea chimică a SO 2 este foarte mare. Cele mai pronunțate proprietăți reducătoare ale SO 2, gradul de oxidare a sulfului în astfel de reacții crește:

Penultima reacție este o reacție calitativă la ionul sulfit SO 3 2− și la SO 2 (decolorarea soluției violete).

În prezența agenților reducători puternici, SO2 este capabil să prezinte proprietăți oxidante. De exemplu, pentru extragerea sulfului din gazele reziduale ale industriei metalurgice, se utilizează reducerea SO 2 cu monoxid de carbon (II):

Sau pentru a obține acid hipofosforic:

Aplicație

Majoritatea oxidului de sulf (IV) este folosit pentru a produce acid sulfuros. Se folosește și în vinificație ca conservant (aditiv alimentar E220). Deoarece acest gaz ucide microorganismele, magazinele de legume și depozitele sunt fumigate cu el. Oxidul de sulf(IV) este folosit pentru a înălbi paiele, mătasea și lâna, materiale care nu pot fi albite cu clor. De asemenea, este folosit ca solvent în laboratoare. Cu această aplicație, ar trebui să fiți conștienți de posibilul conținut de impurități în SO 2 sub formă de SO 3 , H 2 O și, ca urmare a prezenței apei, H 2 SO 4 și H 2 SO 3. Ele sunt îndepărtate prin trecerea H2S04 concentrată printr-un solvent; acest lucru se face cel mai bine sub vid sau în alte aparate închise. Oxidul de sulf (IV) este, de asemenea, utilizat pentru a obține diferite săruri ale acidului sulfuros.

Acțiune toxică

SO 2 este foarte toxic. Simptomele intoxicației cu dioxid de sulf sunt curgerea nasului, tuse, răgușeală, durere severă în gât și un gust deosebit. La inhalarea dioxidului de sulf la o concentrație mai mare - este posibilă sufocare, tulburări de vorbire, dificultăți la înghițire, vărsături, edem pulmonar acut.

La inhalare pe termen scurt, are un efect iritant puternic, provoacă tuse și dureri în gât.

MPC (concentrație maximă admisă):

· în aerul atmosferic maxim o singură dată - 0,5 mg/m³, medie zilnică - 0,05 mg/m³;

în interior (zona de lucru) - 10 mg/m³

Interesant este că sensibilitatea la SO 2 este foarte diferită la indivizi, animale și plante. Astfel, dintre plante, mesteacanul si stejarul sunt cei mai rezistenti la dioxidul de sulf, cei mai putin rezistenti sunt trandafirul, pinul si molidul.

Oxid de sulf (VI) (anhidrida sulfurica, trioxid de sulf, gaz sulfuric) SO 3 - oxid de sulf superior, tip de legătură chimică: legătură chimică polară covalentă. În condiții normale, un lichid foarte volatil, incolor, cu miros sufocant. La temperaturi sub 16,9 ° C, se solidifică cu formarea unui amestec de diferite modificări cristaline de SO 3 solid.

chitanta

Obținut prin oxidarea oxidului de sulf (IV) cu oxigenul atmosferic la încălzire, în prezența unui catalizator (V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 sau oxid de fier (III) Fe 2 O 3):

Poate fi obținut prin descompunerea termică a sulfaților:

sau interacțiunea SO 2 cu ozonul:

Pentru oxidarea SO 2 se mai folosește NO 2:

Această reacție stă la baza primei metode istorice, azotată, pentru producerea acidului sulfuric.

Proprietăți chimice

1. Acido-bazic: SO3 este un oxid acid tipic, anhidridă sulfuric. Activitatea sa chimică este destul de mare. Când reacţionează cu apa, formează acid sulfuric:

Cu toate acestea, în această reacție, acidul sulfuric se formează sub formă de aerosol și, prin urmare, în industrie, oxidul de sulf (VI) este dizolvat în acid sulfuric pentru a forma un moleum, care este apoi dizolvat în apă pentru a forma acidul sulfuric al concentrația dorită.

Interacționează cu bazele:

si oxizi:

SO 3 se dizolvă în acid sulfuric 100%, formând oleum.

"2" . Redox: SO 3 se caracterizează prin proprietăți oxidante puternice, de obicei este redus la dioxid de sulf:

3. Când interacționează cu clorura de hidrogen, se formează acid clorosulfonic:

De asemenea, reacţionează cu clorură de sulf şi clor pentru a forma clorură de tionil:

Aplicație

Anhidrida sulfurica este folosita in principal in producerea acidului sulfuric.

Anhidrida sulfurică este, de asemenea, eliberată în aer atunci când sunt arse granule de sulf, care sunt folosite la dezinfecția spațiilor. La contactul cu suprafețele umede, anhidrida sulfuric se transformă în acid sulfuric, care distruge deja ciupercile și alte organisme dăunătoare.

ACID SULFURIC

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - acid sulfuros - un acid de tărie medie, corespunde stării de oxidare a sulfului +4, un compus fragil, există numai în soluții apoase (neizolate în stare liberă), oxidate de atmosferă. oxigen, transformându-se în acid sulfuric H2S04H2S04, bun restaurator. Ca acid dibazic, formează două serii de săruri: hidrosulfiți (NaHSO3NaHSO3, în exces de alcali):

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

și sulfiți (Na2SO3Na2SO3 - cu lipsă de alcali):

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

La fel ca dioxidul de sulf, acidul sulfuros și sărurile sale sunt agenți reducători puternici:

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

Atunci când interacționează cu agenți reducători și mai puternici, poate juca rolul unui agent oxidant:

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

O reacție calitativă la ionii sulfit este degajarea unui gaz cu miros înțepător (SO2SO2) atunci când interacționează cu acizi:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

În plus, o soluție de ioni de sulfit decolorează o soluție de permanganat de potasiu:

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

Cu toate acestea, această reacție este rar utilizată pentru detectarea calitativă a ionilor sulfit.

Acidul sulfuric și sărurile sale sunt utilizate ca agenți reducători pentru albirea lânii, mătăsii și a altor materiale care nu pot rezista la albirea cu agenți oxidanți puternici (clorul). Acidul sulfuric este folosit în conservarea fructelor și legumelor. Hidrosulfitul de calciu (soluția de sulfit, Ca (HSO3) 2Ca (HSO3) 2) este utilizat pentru a prelucra lemnul în așa-numita celuloză sulfit (soluția de hidrosulfit de calciu dizolvă lignina, o substanță care leagă fibrele celulozice, ca urmare a căreia fibrele sunt separate unul de celălalt; lemnul astfel tratat este folosit la fabricarea hârtiei).

ACID SULFURIC

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - acid sulfuric - un lichid uleios incolor, inodor, nevolatil, care cristalizează la 10.3010.30С, greu, absoarbe în mod activ vaporii de apă, un agent oxidant puternic, acidul dibazic, formează două serii de săruri: sulfați și hidrosulfați, dintre care doar BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4 și SrSO4SrSO4 sunt practic insolubili.

Proprietățile specifice ale acidului sulfuric sunt discutate în detaliu în subiectul „Interacțiunea acidului sulfuric cu metale și nemetale”.

Datorită capacității de a înlocui atomii de hidrogen și sulf și de formare a „punților” de oxigen, sulful este capabil să formeze o serie de acizi care conțin oxigen:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - acid pirosulfuric sau disulfuric.

Când anhidrida sulfuric S03S03 este dizolvată în acid sulfuric, se obține oleum, constând în principal din acid pirosulfuric. Când oleum-ul este răcit, acidul se separă sub formă de cristale incolore. Acidul pirosulfuric formează săruri - disulfați sau pirosulfați (Na2S2O7Na2S2O7), care, atunci când sunt încălzite peste punctul de topire, se descompun, transformându-se în sulfați.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (formula structurală H-O-S-O-H) acid sulfoxilic; nu izolat în statul liber.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - acid peroxisulfuric, sau persulfuric, are proprietăți oxidante puternice, formează săruri de persulfat (vezi structura din figura 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - acid tiosulfuric, se formează ca produs intermediar în diferite reacții. Acidul tiosulfuric poate fi considerat acid sulfuros în care atomul de oxigen este înlocuit cu sulf. Nici acidul în sine, nici sărurile sale nu au fost izolate în stare liberă.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - acid tiosulfuric - instabil, se descompune deja la temperatura camerei, formează săruri - tiosulfați, care sunt mult mai stabili decât acidul și sunt adesea utilizați în industrie ca agenți reducători

H2S204H2S204 (S+4S+4-ditionic sau acid sulfuros, există numai sub formă de săruri.

Există un grup de acizi politionici care corespund formulei generale H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4, unde x ia valori de la 2 la 6. Acizii politionici sunt instabili și sunt cunoscuți numai în soluții apoase. Sărurile lor - politionați - sunt mai stabile, unele dintre ele sunt obținute sub formă de cristale.

Sulfat de hidrogen (hidrogen sulfurat, hidrogen sulfurat, dihidrosulfură)- un gaz incolor cu gust dulceag, cu miros de ouă de pui putrezite. Compus chimic binar de hidrogen și sulf. Formula chimică - H 2 S. Puțin solubil în apă, bine - în etanol. Otrăvitoare. La concentrații mari, interacționează cu multe metale. Inflamabil. Limitele de concentrație de aprindere într-un amestec cu aer sunt 4,5-45% hidrogen sulfurat. Este folosit în industria chimică pentru sinteza anumitor compuși, producerea de sulf elementar, acid sulfuric și sulfuri. Hidrogenul sulfurat este, de asemenea, utilizat în scopuri medicinale, cum ar fi în băile cu hidrogen sulfurat.

Ionizarea intrinsecă a hidrogenului sulfurat lichid este neglijabilă.

Hidrogenul sulfurat este ușor solubil în apă, o soluție apoasă de H 2 S este un acid foarte slab:

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

Reacţionează cu alcalii:

(sare medie, cu exces de NaOH)

(sare acidă, în raport de 1:1)

Hidrogenul sulfurat este un agent reducător puternic. Potențiale redox:

În aer arde cu o flacără albastră:

cu lipsa de oxigen:

(Metoda industrială de producere a sulfului se bazează pe această reacție).

Hidrogenul sulfurat reacționează și cu mulți alți agenți oxidanți; atunci când este oxidat în soluții, se formează sulf liber sau un ion SO 4 2−, de exemplu:

O reacție calitativă la hidrogenul sulfurat, acidul hidrosulfurat și sărurile sale este interacțiunea lor cu sărurile de plumb, în ​​care se formează un precipitat negru de sulfură de plumb, de exemplu:

Când hidrogenul sulfurat trece prin sângele uman, acesta devine negru, deoarece hemoglobina este distrusă, iar fierul, care face parte din ea și dă sângelui o culoare roșie, reacționează cu hidrogenul sulfurat și formează sulfură de fier neagră.

Întrebare

Halogeni(din grecescul ἁλός - „sare” și γένος - „naștere, origine”; uneori este folosit un nume învechit halogenuri) - elemente chimice din grupa a 17-a din tabelul periodic al elementelor chimice a lui D. I. Mendeleev (conform clasificării învechite - elemente ale subgrupului principal al grupului VII).

Reacţionează cu aproape toate substanţele simple, cu excepţia unor nemetale. Toți halogenii sunt agenți oxidanți energetici, prin urmare ei apar în natură numai sub formă de compuși. Odată cu creșterea numărului de serie, activitatea chimică a halogenilor scade, activitatea chimică a ionilor de halogenură F - , Cl - , Br - , I - , At - scade.

Halogenii includ fluor F, clor Cl, brom Br, iod I, astatin At și (formal) elementul artificial ununseptium Uus.

Toți halogenii prezintă activitate oxidativă ridicată, care scade la trecerea de la fluor la astatin. Fluorul este cel mai activ dintre halogeni, reacționează cu toate metalele fără excepție, multe dintre ele se aprind spontan într-o atmosferă de fluor, eliberând o cantitate mare de căldură, de exemplu:

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

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

Fără încălzire, fluorul reacționează și cu multe nemetale (H2, S, C, Si, P); toate reacțiile sunt puternic exoterme, de exemplu:

H2 + F2 = 2HF + 547 kJ,

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

Când este încălzit, fluorul oxidează toți ceilalți halogeni conform schemei

Hal 2 + F 2 = 2HalF

unde Hal = Cl, Br, I, At, iar în compușii HalF, stările de oxidare ale clorului, bromului, iodului și astatinului sunt +1.

În cele din urmă, când este iradiat, fluorul reacționează chiar și cu gaze grele inerte (nobile):

Xe + F2 = XeF2 + 152 kJ.

Interacțiunea fluorului cu substanțe complexe decurge, de asemenea, foarte viguros. Deci, oxidează apa, în timp ce reacția este explozivă:

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

Clorul liber este, de asemenea, foarte reactiv, deși activitatea sa este mai mică decât cea a fluorului. Reacționează direct cu toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului și gazelor nobile. Pentru comparație, prezentăm ecuațiile pentru reacțiile clorului cu aceleași substanțe simple ca și pentru fluor:

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

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

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

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

De interes deosebit este reacția cu hidrogenul. Deci, la temperatura camerei, fără iluminare, clorul practic nu reacționează cu hidrogenul, în timp ce atunci când este încălzit sau iluminat (de exemplu, în lumina directă a soarelui), această reacție are loc cu o explozie conform următorului mecanism în lanț:

Cl2+ hν → 2Cl,

CI + H2 → HCI + H,

H + Cl 2 → HCI + Cl,

Cl + H 2 → HCl + H etc.

Excitația acestei reacții are loc sub acțiunea fotonilor ( hν), care determină disocierea moleculelor de Cl 2 în atomi - în acest caz are loc un lanț de reacții succesive, în fiecare dintre care apare câte o particulă, inițiind începutul etapei următoare.

Reacția dintre H 2 și Cl 2 a servit ca unul dintre primele obiecte de studiu ale reacțiilor fotochimice în lanț. Cea mai mare contribuție la dezvoltarea ideilor despre reacțiile în lanț a avut-o omul de știință rus, câștigătorul Premiului Nobel (1956) N. N. Semyonov.

Clorul reacționează cu multe substanțe complexe, cum ar fi înlocuirea și adăugarea cu hidrocarburi:

CH3-CH3 + CI2 → CH3-CH2CI + HCI,

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

Clorul este capabil să înlocuiască bromul sau iodul din compușii lor cu hidrogen sau metale atunci când este încălzit:

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

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

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

și, de asemenea, reacționează reversibil cu apa:

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

Clorul, dizolvându-se în apă și reacționând parțial cu acesta, așa cum se arată mai sus, formează un amestec de echilibru de substanțe numit apă clorură.

De asemenea, rețineți că clorul din partea stângă a ultimei ecuații are o stare de oxidare de 0. Ca urmare a reacției, starea de oxidare a unor atomi de clor a devenit -1 (în HCl), alții +1 (în acid hipocloros HOCl) . O astfel de reacție este un exemplu de reacție de auto-oxidare-auto-vindecare sau de disproporționare.

Clorul poate reacționa (disproporționat) cu alcalii în același mod:

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

3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (când este încălzit).

Activitatea chimică a bromului este mai mică decât cea a fluorului și a clorului, dar totuși destul de ridicată datorită faptului că bromul este de obicei folosit în stare lichidă și de aceea concentrațiile sale inițiale, celelalte lucruri fiind egale, sunt mai mari decât cele ale clorului.

De exemplu, dăm reacțiile de interacțiune a bromului cu siliciul și hidrogenul:

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

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

Fiind un reactiv „mai moale”, bromul este utilizat pe scară largă în chimia organică.

Rețineți că bromul, la fel ca și clorul, se dizolvă în apă și, reacționând parțial cu acesta, formează așa-numita „apă cu brom”.

Solubilitatea iodului în apă este de 0,3395 grame pe litru la 25 de grade Celsius, ceea ce este mai mică decât cea a bromului. O soluție apoasă de iod se numește „apă cu iod”. Iodul este capabil să se dizolve în soluții de iodură cu formarea de anioni complecși:

I 2 + I − → I − 3 .

Soluția rezultată se numește soluție Lugol.

Iodul diferă semnificativ în activitatea chimică de alți halogeni. Nu reacționează cu majoritatea nemetalelor și reacționează lent cu metalele numai atunci când este încălzit. Interacțiunea iodului cu hidrogenul are loc numai cu încălzire puternică, reacția este endotermă și foarte reversibilă:

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

Astfel, activitatea chimică a halogenilor scade constant de la fluor la astatin. Fiecare halogen din seria F - At îl poate înlocui pe următorul din compușii săi cu hidrogen sau metale, adică fiecare halogen sub formă de substanță simplă este capabil să oxideze ionul halogenură al oricăruia dintre halogenii următori.

Astatina este chiar mai puțin reactivă decât iodul. Dar reacționează și cu metale (de exemplu, cu litiu):

2Li + At 2 = 2LiAt - astatide de litiu.

În timpul disocierii, nu se formează numai anioni, ci și cationi At +: HAt se disociază în:

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

(halogenuri de hidrogen) - gaze incolore cu miros înțepător, fumând în aer umed. Sunt foarte solubili în apă, soluțiile lor apoase sunt acizi, purtând denumirea comună - acizi hidrohalici. Sărurile acizilor halohidric (fluoruri, cloruri, bromuri și ioduri) pot fi obținute prin combinarea directă a metalelor cu halogeni. În compoziție, sunt de același tip și au proprietăți similare. Deci NaF, NaCl, NaBr, NaJ sunt substanțe cristaline albe, ușor solubile în apă. Alături de asemănări, halogenii au și anumite diferențe atât în ​​ceea ce privește proprietățile fizice, cât și chimice. Cu toate acestea, aceste proprietăți se modifică în mod natural odată cu creșterea greutății atomice a halogenului.

- Halogenurile de hidrogen HF, HC1, HBr si HI sunt gaze incolore care se dizolva bine in apa. Dintre aceștia, HF este un acid slab, iar restul halogenurilor de hidrogen sunt acizi puternici în soluție apoasă.

De aceea compuși de hidrogen ai halogenilor mai stabil decât oxigenul.

De aceea compuși de hidrogen ai halogenilor mai stabil decât oxigenul. Proprietățile redox și diferențele în comportamentul chimic al halogenilor pot fi ușor de înțeles prin compararea acestor proprietăți în funcție de schimbarea sarcinii nucleare atunci când trece de la fluor la iod. În seria F, C1, Br, I, iodul are cea mai mare rază atomică (și, în consecință, cea mai mică afinitate electronică), deci se caracterizează prin proprietăți oxidante mai puțin pronunțate decât bromul, clorul și fluorul.

Pentru este permis să utilizeze următoarele denumiri: acid fluorhidric, acid clorhidric, bromură de hidrogen și iodură de hidrogen. Denumirile de tip acid clorhidric se referă la soluții apoase de halogenuri de hidrogen.

Educaţie compuși de hidrogen ai halogenilor merge cu o eliberare mai mare de căldură decât oxigenul, astfel încât compușii cu hidrogen sunt mai stabili decât oxigenul. Dintre compușii oxigenului, sărurile acizilor oxigenați sunt cele mai stabile, iar oxizii sunt cei mai puțin stabili.

Compușii oxigenați ai halogenilor Toți compușii oxigenați ai halogenilor se obțin indirect. Sărurile sunt cele mai stabile, oxizii și acizii sunt cei mai puțin stabili. Halogenii se caracterizează prin formarea unui număr mare de oxizi corespunzători diferitelor stări de oxidare. Cel mai mult, ionii BrO-2 și IO-2 sunt foarte instabili. oxizii stabili sunt formați din clor Cl, cel mai puțin - iod I. Dintre compușii oxigenului cu fluor, există fluorura de oxigen F-12O + 2: Legătura dintre atomii de fluor și oxigen este covalentă, foarte apropiată de non- polar. Este un gaz incolor cu miros înțepător de ozon, slab solubil în apă, punct de fierbere=-145°C. A fost deschis în 1929. obţinut prin interacţiunea fluorului cu o soluţie 2% de hidroxid de sodiu: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I Se consideră cei mai importanţi dintre compuşii oxigenaţi ai halogenilor rămaşi. Toți oxizii sunt instabili, se descompun cu o eliberare mare de căldură. Oxidul de clor (I) Сl2О este un gaz brun-gălbui cu miros neplăcut. Se caracterizează printr-un punct de fierbere scăzut, densitatea relativă în aer este de 3. Legătura din molecula de oxid este covalentă cu polar scăzut. Are următoarele proprietăți chimice: 1. La incalzire se descompune usor (cu explozie) in clor si oxigen: 2C12O=t2Cl2+O2 2. Fiind un oxid acid, se hidrateaza pentru a forma acid hipocloros: Cl2O+H2O=2HClO 3. Interactioneaza cu alcalii si bazici. oxizi: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO Oxidul de clor (I) corespunde acidului hipocloros. Acidul hipocloros HClO și omologii săi de brom și iod sunt acizi foarte slabi, iar puterea lor scade la trecerea de la HClO la HIO. Acest lucru se datorează faptului că clorul are o electronegativitate mai mare și atrage perechea de electroni care îl leagă de oxigen mai puternic decât omologii săi. Aceasta, la rândul său, duce la o schimbare a perechii de electroni care leagă hidrogenul cu oxigenul de oxigen și o creștere a capacității hidrogenului de a se desprinde. Acidul hipocloros este o soluție galben-verzuie cu un miros caracteristic. Ea și analogii ei au toate proprietățile acizilor volatili slabi, sunt acizi oxidanți. Mai mult, activitatea oxidativă în seriile HClO, HBrO, HIO scade. 1. Acidul hipocloros se descompune la lumină: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. Se descompune sub acțiunea agenților de eliminare a apei: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. Când acidul hipocloros este încălzite, se formează acizi clorhidric și clor: 3HCl +1О=2НCl-1+НCl+5O3 agent oxidant Сl++2е- Сl-reductor Сl+-4е- Сl+5 De cea mai mare importanță sunt sărurile acizilor oxigenați ai clorului. Toate acestea pot fi obținute pe baza reacției interacțiunii clorului cu apa. HCl + HClO "Cl2 + H2O Echilibrul acestei reacții poate fi deplasat cu ușurință către produșii de reacție prin adăugarea de alcali la soluție, care reacționează cu doi acizi formați: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I Rezumând acestea două ecuații, obținem: Сl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O Sărurile acidului hipocloros se numesc hipocloriți. O soluție apoasă care conține hipoclorit și clorură de potasiu se numește apă de javelină. Ea, ca și apa cu clor (o soluție de clor în apă), este folosită pentru albirea țesăturilor și hârtiei de bumbac. Mecanismul acțiunii de oxidare și dezinfectare a acidului hipocloros și a sărurilor sale se explică prin prezența clorului cu o stare de oxidare de +1, care prezintă proprietăți oxidante active în aceste procese. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- hipocloriți sunt agenți oxidanți foarte puternici. Când clorul este trecut într-o soluție alcalină încălzită la 100°C, procesul continuă cu formarea de clorați (săruri ale acidului cloric HclO3) și cloruri: încălzire la 400 ° C în absența catalizatorilor, perclorații se formează din clorați (săruri). de acid percloric HclO4): cu leşie. În acest caz, hipocloriții se formează la temperatura camerei, iar clorații se formează la 100°C. Acestea sunt reacții redox. Acid cloric HClO2 - putere medie. Este instabil în soluții apoase, iar analogii săi de brom și iod sunt și mai puțin durabili. Puterea acizilor clor oxigenați crește odată cu creșterea gradului de oxidare a atomului central: HCl + 1O - slab; HCl + 3O2 - ceva mai puternic; HCl + 5O3 este foarte puternic și HClO + 74 este cel mai puternic dintre toți acizii cunoscuți. Dacă clorul interacționează cu hidroxidul de calciu, care este luat sub formă de pulbere - puf, apoi clorură sau var, se formează var - o pulbere albă liberă cu miros de clor. Se compune în principal din hipoclorit de calciu Ca(ClO)2, săruri bazice de calciu și clorură de calciu. Ecuația aproximativă: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O Adesea, se adaugă Ca (ClO) 2 pentru a îmbunătăți calitatea înălbitorului. Clorul este un agent oxidant puternic. Este foarte reactivă. Este folosit pentru albirea țesăturilor de bumbac, hârtie, pentru clorurarea apei, dezinfecție, precum și pentru degazarea zonelor contaminate cu substanțe toxice persistente. Proprietățile de înălbire și dezinfectare ale înălbitorului sunt similare cu proprietățile apei de javel și clor: acidul carbonic înlocuiește acidul hipocloros din hipocloritul de calciu; la lumină, se descompune cu eliberarea de oxigen atomic, care are efect oxidant.

Întrebare

Funcțiile iodului în organism
Iodul este esențial pentru formarea hormonilor tiroidieni și pentru funcționarea macrofagelor. Macrofagele sunt celule speciale care distrug diverși microbi patogeni, viruși, ciuperci etc.
Ce boli sunt cauzate de deficitul de iod. Cauzele deficitului de iod
Lipsa iodului din corpul uman provoacă boli metabolice grave (boală tiroidiană), retard mintal și poate duce, de asemenea, la deteriorarea cromozomilor și cancer. Concentrația de colesterol din sânge crește, toate tipurile de metabolism sunt perturbate. Poate dezvoltarea surdității, muții, paralizii, sterilitate, malformații congenitale, avort spontan, somnolență, edem, încetinirea ritmului cardiac.
Deficiența de iod se dezvoltă din cauza aportului inadecvat de alimente și apă, a expunerii la radiații sau din cauza consumului de anumite medicamente.

Norma de consum de fluor. Rolul în corpul uman
Fluorul este un element ambiguu. Atât excesul, cât și deficiența de fluor sunt periculoase pentru sănătatea umană. Fluorul se găsește în oase și dinți și este un element esențial pentru construirea țesutului osos. Pentru o persoană, o cantitate suficientă de fluor este de 1-1,5 mg la 1 litru de apă. Oferim date pe litru de apă deoarece compușii cu fluor sunt ușor solubili. Fluorul se găsește în aproape toate alimentele și băuturile. Până în prezent, este imposibil să vorbim despre dezvoltarea deficienței de fluor, deoarece aproape toate solurile conțin un exces de fluor, care se acumulează în exces în culturile agricole.
Ce cauzează excesul și deficiența de fluor?
Cel mai cunoscut efect al lipsei de fluor în organism este dezvoltarea cariilor dentare. Excesul de fluor provoacă osteocondroză, modificări ale formei și culorii dinților (fluoroza dentară), rigiditatea articulațiilor și formarea excrescentelor osoase. Pierderea marcată a vocii, tuse uscată sufocată, scăderea presiunii, hemoragie. Contactul cu fluor provoacă boli ale pielii (mâncărime, iritație, descuamare) și ale membranelor mucoase și, de asemenea, crește dramatic riscul de a dezvolta cancer la nivelul tractului gastrointestinal.
Cauzele excesului de fluor în produsele moderne. Ce alimente sunt bogate în fluor
Fanii unei băuturi atât de răspândite precum ceaiul ar trebui să știe că, cu cât ceaiul este mai puternic și cu cât îl înmuiați mai mult, cu atât băutura conține mai mult fluor. 1 litru de vin roșu conține 5 mg de fluor - doza zilnică maximă. Excesul de fluor conține krill. În general, utilizarea excesivă a îngrășămintelor anorganice în producția agricolă a dus la acumularea de compuși cu fluor în aproape toate plantele.

Întrebare

Fier- un element din a opta grupă (conform vechii clasificări - o subgrupă laterală a celui de-al optulea grup) din a patra perioadă a sistemului periodic de elemente chimice D. I. Mendeleev cu număr atomic 26. Notat cu simbolul Fe(lat. Ferrum). Unul dintre cele mai comune metale din scoarța terestră (locul al doilea după aluminiu).

O substanță simplă fierul este un metal alb-argintiu maleabil, cu o reactivitate chimică ridicată: fierul se corodează rapid la temperaturi ridicate sau umiditate ridicată în aer. În oxigen pur, fierul arde, iar în stare fin dispersată, se aprinde spontan în aer.

Metabolism

schimb de oxigen

Oxigen se referă la elemente organogenice. Conținutul său este de până la 65% din greutatea corpului uman, adică mai mult de 40 kg la un adult. Oxigenul este cel mai răspândit agent oxidant de pe Pământ, este prezent în mediu sub două forme - sub formă de compuși (crusta terestră și apă: oxizi, peroxizi, hidroxizi etc.) și sub formă liberă (atmosfera).

Rolul biologic al oxigenului

Funcția principală (de fapt, singura) a oxigenului este participarea sa ca agent oxidant la reacțiile redox din organism. Datorită prezenței oxigenului, organismele tuturor animalelor sunt capabile să utilizeze (de fapt „arde”) diferite substanțe ( , ) cu extragerea unei anumite energie de „combustie” pentru propriile nevoi. În repaus, corpul unui adult consumă 1,8-2,4 g de oxigen pe minut.

Surse de oxigen

Principala sursă de oxigen pentru oameni este atmosfera Pământului, de unde, prin respirație, corpul uman este capabil să extragă cantitatea de oxigen necesară vieții.

deficit de oxigen

Cu o deficiență a corpului uman, se dezvoltă așa-numita hipoxie.

Cauzele deficitului de oxigen

• absența sau conținutul de oxigen redus brusc din atmosferă;
• presiune parțială redusă a oxigenului în aerul inhalat (la urcarea la altitudini mari - la munte, avioane);
• încetarea sau scăderea furnizării de oxigen a plămânilor în timpul asfixiei;
• încălcări ale transportului de oxigen (tulburări în activitatea sistemului cardiovascular, o scădere semnificativă a hemoglobinei din sânge în timpul anemiei, incapacitatea hemoglobinei de a-și îndeplini funcțiile - de a lega, transporta sau da oxigen la țesuturi, de exemplu, în cazul intoxicare cu monoxid de carbon);
• incapacitatea țesuturilor de a utiliza oxigen din cauza unei încălcări a proceselor redox în țesuturi (de exemplu, cu)

Consecințele deficienței de oxigen

Pentru hipoxie acută:

• pierderea conștienței;
• tulburare, leziuni ireversibile și moarte rapidă a sistemului nervos central (literal în câteva minute)

Pentru hipoxia cronică:

• oboseală fizică și psihică rapidă;
• tulburări ale sistemului nervos central;
• tahicardie și dificultăți de respirație în repaus sau cu efort redus

Excesul de oxigen

Se observă extrem de rar, de regulă, în condiții artificiale (de exemplu, camere hiperbare, amestecuri de respirație selectate necorespunzător la scufundarea în apă etc.). În acest caz, inhalarea prelungită a aerului excesiv de oxigenat este însoțită de otrăvire cu oxigen - ca urmare a cantității sale excesive, se formează o cantitate mare de radicali liberi în organe și țesuturi, este inițiat procesul de oxidare spontană a substanțelor organice, inclusiv lipide. peroxidare.

Plan:

Istoria descoperirilor

Originea numelui

Fiind în natură

chitanta

Proprietăți fizice

Proprietăți chimice

Aplicație

Rolul biologic al oxigenului

Derivați toxici ai oxigenului

10. Izotopi

Oxigen

Oxigen- un element din grupa a 16-a (conform clasificării învechite - subgrupul principal al grupului VI), a doua perioadă a sistemului periodic de elemente chimice al lui DI Mendeleev, cu număr atomic 8. Este desemnat prin simbolul O (lat . Oxigeniu). Oxigenul este un nemetal reactiv și este cel mai ușor element al grupului de calcogen. substanță simplă oxigen(număr CAS: 7782-44-7) în condiții normale - un gaz fără culoare, gust și miros, a cărui moleculă este formată din doi atomi de oxigen (formula O 2), și de aceea se numește și dioxigen.Oxigenul lichid are o albastru deschis, iar solidul este cristale albastru deschis.

Există și alte forme alotropice de oxigen, de exemplu, ozonul (număr CAS: 10028-15-6) - în condiții normale, un gaz albastru cu un miros specific, a cărui moleculă este formată din trei atomi de oxigen (formula O 3).

1. Istoria descoperirilor

Se crede oficial că oxigenul a fost descoperit de chimistul englez Joseph Priestley la 1 august 1774 prin descompunerea oxidului de mercur într-un vas închis ermetic (Priestley a direcționat razele solare către acest compus folosind o lentilă puternică).

Cu toate acestea, Priestley nu și-a dat seama inițial că a descoperit o nouă substanță simplă, el a crezut că a izolat una dintre părțile constitutive ale aerului (și a numit acest gaz „aer deflogistic”). Priestley a raportat descoperirea sa remarcabilului chimist francez Antoine Lavoisier. În 1775, A. Lavoisier a stabilit că oxigenul este parte integrantă a aerului, acizilor și se găsește în multe substanțe.

Cu câțiva ani mai devreme (în 1771), chimistul suedez Carl Scheele obținuse oxigen. A calcinat salitrul cu acid sulfuric și apoi a descompus oxidul de azot rezultat. Scheele a numit acest gaz „aer de foc” și a descris descoperirea sa într-o carte publicată în 1777 (tocmai pentru că cartea a fost publicată mai târziu decât Priestley și-a anunțat descoperirea, acesta din urmă fiind considerat descoperitorul oxigenului). Scheele a raportat și lui Lavoisier experiența sa.

O etapă importantă care a contribuit la descoperirea oxigenului a fost lucrarea chimistului francez Pierre Bayen, care a publicat lucrări despre oxidarea mercurului și descompunerea ulterioară a oxidului acestuia.

În cele din urmă, A. Lavoisier și-a dat seama în cele din urmă natura gazului rezultat, folosind informații de la Priestley și Scheele. Opera sa a avut o mare importanță, deoarece datorită ei, teoria flogistului care domina la acea vreme și împiedica dezvoltarea chimiei a fost răsturnată. Lavoisier a efectuat un experiment privind arderea diferitelor substanțe și a infirmat teoria flogistului publicând rezultatele privind greutatea elementelor arse. Greutatea cenușii a depășit greutatea inițială a elementului, ceea ce i-a dat lui Lavoisier dreptul de a afirma că în timpul arderii are loc o reacție chimică (oxidare) a substanței, în legătură cu aceasta, masa substanței inițiale crește, ceea ce infirmă teoria flogistului.

Astfel, meritul pentru descoperirea oxigenului este de fapt împărțit de Priestley, Scheele și Lavoisier.

1. originea numelui

Cuvântul oxigen (la începutul secolului al XIX-lea se mai numea „acid”), apariția lui în limba rusă se datorează într-o oarecare măsură lui M.V.Lomonosov, care a introdus, alături de alte neologisme, cuvântul „acid”; astfel, cuvântul „oxigen”, la rândul său, a fost o hârtie de calc al termenului „oxigen” (franceză oxygène), propus de A. Lavoisier (din altă greacă ὀξύς - „acru” și γεννάω - „eu nasc”), care se traduce prin „acid generator”, care este asociat cu sensul său original - „acid”, care anterior însemna substanțe numite oxizi conform nomenclaturii internaționale moderne.

1. Fiind în natură

Oxigenul este cel mai comun element de pe Pământ, ponderea sa (ca parte a diferiților compuși, în principal silicați) reprezintă aproximativ 47,4% din masa scoarței terestre solide. Apele maritime și dulci conțin o cantitate imensă de oxigen legat - 88,8% (în masă), în atmosferă conținutul de oxigen liber este de 20,95% în volum și 23,12% în masă. Peste 1500 de compuși ai scoarței terestre conțin oxigen în compoziția lor.

Oxigenul este un constituent al multor substanțe organice și este prezent în toate celulele vii. În ceea ce privește numărul de atomi din celulele vii, acesta este de aproximativ 25%, în ceea ce privește fracția de masă - aproximativ 65%.