Syre är det vanligaste grundämnet på jorden. Havsvatten innehåller 85,82 % syre, atmosfärisk luft 23,15 viktprocent eller 20,93 % i volym och 47,2 viktprocent i jordskorpan. Denna koncentration av syre i atmosfären hålls konstant genom fotosyntesprocessen. I denna process använder gröna växter solljus för att omvandla koldioxid och vatten till kolhydrater och syre. Huvudmassan av syre är i bundet tillstånd; mängden molekylärt syre i atmosfären är bara 0,01 % av den totala syrehalten i jordskorpan. I naturens liv är syre av exceptionell betydelse. Syre och dess föreningar är oumbärliga för att upprätthålla liv. De spelar en viktig roll i metaboliska processer och andning. Syre är en del av proteiner, fetter, kolhydrater som organismer är "byggda" av; människokroppen, till exempel, innehåller cirka 65 % syre. De flesta organismer får den energi de behöver för att utföra sina vitala funktioner genom att oxidera vissa ämnen med hjälp av syre. Minskningen av syre i atmosfären till följd av andningsprocesser, sönderfall och förbränning kompenseras av syre som frigörs under fotosyntesen. Avskogning, jorderosion, olika gruvdrift på ytan minskar den totala massan av fotosyntes och minskar cirkulationen över stora ytor.

Syre har inte alltid varit en del av jordens atmosfär. Det dök upp som ett resultat av den vitala aktiviteten hos fotosyntetiska organismer. Under påverkan av ultravioletta strålar förvandlas det till ozon. När ozon ackumulerades bildades ett ozonskikt i den övre atmosfären. Ozonskiktet, som en skärm, skyddar på ett tillförlitligt sätt jordens yta från ultraviolett strålning, som är dödlig för levande organismer.

Geokemisk syrecykel förbinder gas- och vätskeskalen med jordskorpan. Dess huvudpunkter är: frigörandet av fritt syre under fotosyntesen, oxidationen av kemiska grundämnen, inträdet av extremt oxiderade föreningar i jordskorpans djupa zoner och deras partiella reduktion, inklusive på grund av kolföreningar, avlägsnande av kolmonoxid och vatten till ytan av jordskorpan och deras inblandning i reaktionens fotosyntes.

Förutom syrecykeln som beskrivs ovan i en obunden form, utför detta element också den viktigaste cykeln och går in i vattensammansättningen (fig. 3). Under cykeln avdunstar vatten från havets yta, vattenånga rör sig tillsammans med luftströmmar, kondenserar och vatten återvänder i form av nederbörd till ytan av land och hav. Det finns ett stort vattenkretslopp, där vatten som fallit i form av nederbörd på land återvänder till haven genom yt- och underjordsavrinning; och det lilla vattnets kretslopp, där nederbörd faller på havets yta.

Syrecykeln åtföljs av dess ankomst och konsumtion.

Ankomsten av syre inkluderar: 1) frisättning under fotosyntes; 2) bildning i ozonskiktet under påverkan av UV-strålning (i en liten mängd); 3) dissociation av vattenmolekyler i de övre skikten av atmosfären under påverkan av UV-strålning; 4) bildandet av ozon - O3.

Syrekonsumtion inkluderar: 1) konsumtion av djur under andning; 2) oxidativa processer i jordskorpan; 3) oxidation av kolmonoxid (CO) som frigörs vid vulkanutbrott.

Syre är det huvudsakliga biogena elementet som är en del av molekylerna av alla de viktigaste substanserna som tillhandahåller strukturen och funktionerna hos celler - proteiner, nukleinsyror, kolhydrater, lipider, såväl som många lågmolekylära föreningar. I varje växt eller djur finns det mycket mer syre än något annat element (cirka 70 % i genomsnitt). Mänsklig muskelvävnad innehåller 16% syre, benvävnad - 28,5%; totalt innehåller kroppen hos en genomsnittlig person (kroppsvikt 70 kg) 43 kg syre. Syre kommer in i djurs och människors kropp huvudsakligen genom andningsorganen (fritt syre) och med vatten (bundet syre). Kroppens behov av syre bestäms av nivån (intensiteten) av ämnesomsättningen, som beror på kroppens massa och yta, ålder, kön, näring, yttre förhållanden etc. Inom ekologi är förhållandet mellan total andning (dvs. totala oxidativa processer) i samhället bestäms som en viktig energiegenskap. organismer till dess totala biomassa.

Små mängder syre används inom medicinen: syre (från de så kallade syrgaskuddarna) får lite tid att andas för patienter som har svårt att andas. Man måste dock komma ihåg att långvarig inandning av luft berikad med syre är farligt för människors hälsa. Höga syrekoncentrationer orsakar bildandet av fria radikaler i vävnader som stör strukturen och funktionerna hos biopolymerer. Joniserande strålning har en liknande effekt på kroppen. Därför har en minskning av syrehalten (hypoxi) i vävnader och celler när kroppen bestrålas med joniserande strålning en skyddande effekt - den så kallade syreeffekten. Denna effekt används i strålbehandling: genom att öka syrehalten i tumören och sänka dess innehåll i de omgivande vävnaderna ökar de strålskadorna på tumörcellerna och minskar skadorna på friska. I vissa sjukdomar används mättnad av kroppen med syre under högt tryck - hyperbar syresättning.

Syrets huvudsakliga (i själva verket den enda) funktionen är dess deltagande som ett oxidationsmedel i redoxreaktioner i kroppen. På grund av närvaron av syre kan alla djurs organismer utnyttja (faktiskt "bränna") olika ämnen (kolhydrater, fetter, proteiner) med utvinning av en viss "förbränningsenergi" för sina egna behov. I vila förbrukar en vuxens kropp 1,8-2,4 g syre per minut.

Ozon(från annan grekisk ὄζω - jag luktar) - en allotrop modifiering av syre som består av triatomära O 3 -molekyler. Under normala förhållanden - blå gas. När den är flytande förvandlas den till en indigovätska. I fast form är det mörkblå, nästan svarta kristaller.

Fråga

Svavel- ett element i den 16: e gruppen (enligt den föråldrade klassificeringen - den huvudsakliga undergruppen av grupp VI), den tredje perioden av det periodiska systemet av kemiska element av D. I. Mendeleev, med atomnummer 16. Visar icke-metalliska egenskaper. Indikeras av symbolen S(lat. svavel). I väte- och syreföreningar är det en del av olika joner, bildar många syror och salter. Många svavelhaltiga salter är svårlösliga i vatten.

I luften brinner svavel och bildar svaveldioxid - en färglös gas med en stickande lukt:

Med hjälp av spektralanalys fann man att processen för oxidation av svavel till dioxid i själva verket är en kedjereaktion och sker med bildning av ett antal mellanprodukter: svavelmonoxid S 2 O 2, molekylärt svavel S 2 , fria svavelatomer S och fria radikaler av svavelmonoxid SO .

De reducerande egenskaperna hos svavel manifesteras i reaktionerna av svavel med andra icke-metaller, men vid rumstemperatur reagerar svavel endast med fluor:

Svavelsmältan reagerar med klor, medan bildningen av två lägre klorider (svaveldiklorid och ditiodiklorid) är möjlig:

Med ett överskott av svavel bildas också olika polyserdiklorider av typen S n Cl 2.

Vid upphettning reagerar svavel också med fosfor och bildar en blandning av fosforsulfider, bland vilka är den högsta sulfiden P 2 S 5:

Dessutom, vid uppvärmning, reagerar svavel med väte, kol, kisel:

(vätesulfid)

(koldisulfid)

Vid upphettning interagerar svavel med många metaller, ofta mycket våldsamt. Ibland antänds en blandning av metall med svavel vid antändning. I denna interaktion bildas sulfider:

Lösningar av alkalimetallsulfider reagerar med svavel för att bilda polysulfider:

Av de komplexa ämnena bör först och främst reaktionen av svavel med smält alkali noteras, där svavel är oproportionerligt på samma sätt som klor:

Den resulterande legeringen kallas svavellever.

Med koncentrerade oxiderande syror (HNO 3, H 2 SO 4) reagerar svavel endast vid långvarig uppvärmning:

Med en ökning av temperaturen i svavelångan sker förändringar i den kvantitativa molekylära sammansättningen. Antalet atomer i en molekyl minskar:

Vid 800-1400 °C består ångorna huvudsakligen av diatomiskt svavel:

Och vid 1700 ° C blir svavel atomär:

Biologisk roll: Svavel är ständigt närvarande i alla levande organismer och är ett viktigt biogent element. Dess innehåll i växter är 0,3-1,2%, hos djur 0,5-2% (marina organismer innehåller mer svavel än landlevande). Den biologiska betydelsen av svavel bestäms främst av det faktum att det är en del av aminosyrorna metionin och cystein och följaktligen i sammansättningen av peptider och proteiner. Disulfidbindningar –S–S– i polypeptidkedjor är involverade i bildandet av den rumsliga strukturen hos proteiner, och sulfhydrylgrupper (–SH) spelar en viktig roll i enzymernas aktiva centra. Dessutom ingår svavel i molekylerna av hormoner, viktiga ämnen. Mycket svavel finns i keratinet i hår, ben och nervvävnad. Oorganiska svavelföreningar är viktiga för växternas mineralnäring. De fungerar som substrat för oxidativa reaktioner utförda av naturligt förekommande svavelbakterier.

En genomsnittlig persons kropp (kroppsvikt 70 kg) innehåller cirka 1402 g svavel. En vuxens dagliga behov av svavel är cirka 4.

Men när det gäller dess negativa inverkan på miljön och människor är svavel (mer exakt dess föreningar) en av de första platserna. Den huvudsakliga källan till svavelförorening är förbränning av kol och andra bränslen som innehåller svavel. Samtidigt kommer cirka 96 % av svavlet i bränslet ut i atmosfären i form av svaveldioxid SO 2 .

I atmosfären oxideras svaveldioxid gradvis till svaveloxid (VI). Båda oxiderna - både svaveloxid (IV) och svaveloxid (VI) - interagerar med vattenånga för att bilda en sur lösning. Dessa lösningar faller sedan ut som surt regn. Väl i jorden hämmar sura vatten utvecklingen av jordens fauna och växter. Som ett resultat skapas ogynnsamma förutsättningar för utveckling av vegetation, särskilt i de norra regionerna, där kemiska föroreningar tillförs det hårda klimatet. Som ett resultat dör skogarna, grästäcket rubbas och vattenförekomsternas tillstånd försämras. Surt regn förstör monument gjorda av marmor och andra material, dessutom orsakar de förstörelse av även stenbyggnader och metallprodukter. Därför är det nödvändigt att vidta olika åtgärder för att förhindra inträngning av svavelföreningar från bränslet till atmosfären. För att göra detta renas olja och oljeprodukter från svavelföreningar, och gaserna som bildas vid förbränning av bränsle renas.

I sig självt irriterar svavel i form av damm slemhinnor, andningsorgan och kan orsaka allvarlig sjukdom. MPC för svavel i luften är 0,07 mg/m 3 .

Många svavelföreningar är giftiga. Särskilt anmärkningsvärt är vätesulfid, vars inandning snabbt orsakar en mattning av reaktionen på dess obehagliga lukt och kan leda till allvarlig förgiftning, även med dödlig utgång. Högsta tillåtna koncentration av svavelväte i luften i arbetslokaler är 10 mg/m 3 , i den atmosfäriska luften 0,008 mg/m 3 .

Svavel(II)oxid (svavelmonoxid, svavelmonoxid) är en binär oorganisk förening. Under normala förhållanden är det en färglös gas med en stickande, obehaglig lukt. Reagerar med vatten. Det är extremt sällsynt i jordens atmosfär. Termodynamiskt instabil, existerar som en dimer S2O2. Det reagerar mycket aktivt med syre och bildar svaveldioxid.

Mottagande

Den huvudsakliga metoden för att erhålla är förbränning av svavel:

Erhålls genom nedbrytning av svaveldioxid:

Kemiska egenskaper

Det löses i vatten för att bilda tiosvavelsyra:

Ansökan

På grund av dess sällsynthet och instabilitet har svavelmonoxid inte använts.

Giftighet

På grund av svavelmonoxidens instabilitet är det svårt att bestämma dess toxicitet, men i koncentrerad form förvandlas svavelmonoxid till peroxid, som är giftig och frätande.

Svavel(IV)oxid (svaveldioxid, svaveldioxid, Svaveldioxid, svaveldioxid) - en förening av svavel med syre av sammansättningen SO 2. Under normala förhållanden är det en färglös gas med en karakteristisk stickande lukt (lukten av en tänd tändsticka). Det blir flytande under tryck vid rumstemperatur. Löser sig i vatten för att bilda instabil svavelsyra; löslighet 11,5 g/100 g vatten vid 20 °C, minskar med stigande temperatur. Det löser sig också i etanol och svavelsyra. En av huvudkomponenterna i vulkaniska gaser.

Mottagande

Den industriella metoden för att erhålla är förbränning av svavel eller rostning av sulfider, främst pyrit:

Under laboratorieförhållanden och i naturen erhålls SO 2 genom inverkan av starka syror på sulfiter och hydrosulfiter. Den resulterande svavelsyran H 2 SO 3 sönderdelas omedelbart till SO 2 och H 2 O:

Dessutom kan svaveldioxid erhållas genom inverkan av koncentrerad svavelsyra på lågaktiva metaller vid upphettning:

Kemiska egenskaper

SO2-absorptionsspektrum i det ultravioletta området.

Avser sura oxider. Det löses i vatten för att bilda svavelsyra (under normala förhållanden är reaktionen reversibel):

Bildar sulfiter med alkalier:

Den kemiska aktiviteten av SO 2 är mycket hög. De mest uttalade reducerande egenskaperna hos SO 2, graden av oxidation av svavel i sådana reaktioner ökar:

Den näst sista reaktionen är en kvalitativ reaktion på sulfitjonen SO 3 2− och till SO 2 (missfärgning av den violetta lösningen).

I närvaro av starka reduktionsmedel kan SO 2 uppvisa oxiderande egenskaper. Till exempel, för att extrahera svavel från avfallsgaser från den metallurgiska industrin, används SO 2 -reduktion med kolmonoxid (II):

Eller för att få hypofosforsyra:

Ansökan

Det mesta av svavel(IV)oxiden används för att producera svavelsyra. Det används också vid vinframställning som konserveringsmedel (livsmedelstillsats E220). Eftersom denna gas dödar mikroorganismer, desinficeras grönsaksbutiker och lager med den. Svavel(IV)oxid används för att bleka halm, siden och ull, material som inte kan blekas med klor. Det används också som lösningsmedel i laboratorier. Med denna ansökan bör man vara medveten om det möjliga innehållet av föroreningar i SO 2 i form av SO 3, H 2 O, och, som ett resultat av närvaron av vatten, H 2 SO 4 och H 2 SO 3. De avlägsnas genom att leda koncentrerad H2SO4 genom ett lösningsmedel; detta görs bäst under vakuum eller i annan sluten apparat. Svaveloxid (IV) används också för att erhålla olika salter av svavelsyra.

Giftig verkan

SO 2 är mycket giftigt. Symtom på svaveldioxidförgiftning är rinnande näsa, hosta, heshet, kraftig halsont och en märklig eftersmak. Vid inandning av svaveldioxid i en högre koncentration - kvävning, talstörning, svårigheter att svälja, kräkningar, akut lungödem är möjlig.

Vid kortvarig inandning har den en stark irriterande effekt, orsakar hosta och ont i halsen.

MPC (högsta tillåtna koncentrationen):

· i den atmosfäriska luften maximalt en gång - 0,5 mg/m³, genomsnittligt dagligt - 0,05 mg/m³;

inomhus (arbetsområde) - 10 mg/m³

Intressant nog är känsligheten för SO 2 väldigt olika hos individer, djur och växter. Bland växterna är alltså björk och ek mest motståndskraftiga mot svaveldioxid, de minst motståndskraftiga är ros, tall och gran.

Svaveloxid (VI) (svavelsyraanhydrid, svaveltrioxid, svavelhaltig gas) SO 3 - högre svaveloxid, typ av kemisk bindning: kovalent polär kemisk bindning. Under normala förhållanden en mycket flyktig, färglös vätska med en kvävande lukt. Vid temperaturer under 16,9 ° C stelnar den med bildandet av en blandning av olika kristallina modifieringar av fast SO 3.

Mottagande

Erhålls genom att oxidera svaveloxid (IV) med atmosfäriskt syre vid upphettning, i närvaro av en katalysator (V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 eller järnoxid (III) Fe 2 O 3):

Kan erhållas genom termisk nedbrytning av sulfater:

eller växelverkan mellan SO 2 och ozon:

För oxidation av SO 2 används även NO 2:

Denna reaktion ligger till grund för den historiskt första nitrösa metoden för framställning av svavelsyra.

Kemiska egenskaper

1. Syra-bas: SO3 är en typisk syraoxid, svavelsyraanhydrid. Dess kemiska aktivitet är ganska hög. När det reagerar med vatten, bildar det svavelsyra:

Men i denna reaktion bildas svavelsyra i form av en aerosol, och därför löses svaveloxid (VI) i industrin i svavelsyra för att bilda ett moleum, som sedan löses i vatten för att bilda svavelsyra av önskad koncentration.

Interagerar med baser:

och oxider:

SO 3 löses i 100 % svavelsyra och bildar oleum.

"2" . Redox: SO 3 kännetecknas av starka oxiderande egenskaper, det reduceras vanligtvis till svaveldioxid:

3. Vid interaktion med väteklorid bildas klorsulfonsyra:

Det reagerar också med svaveldiklorid och klor för att bilda tionylklorid:

Ansökan

Svavelsyraanhydrid används främst vid framställning av svavelsyra.

Svavelsyra släpps även ut i luften när svavelpellets förbränns, som används vid desinfektion av lokaler. Vid kontakt med våta ytor förvandlas svavelsyraanhydrid till svavelsyra, som redan förstör svamp och andra skadliga organismer.

SVAVELSYRA

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - svavelsyra - en syra med medelstark, motsvarar oxidationstillståndet för svavel +4, en ömtålig förening, finns endast i vattenlösningar (ej isolerade i fritt tillstånd), oxiderad av atmosfären syre, förvandlas till svavelsyra H2S04H2S04, bra återställare. Som en tvåbasisk syra bildar den två serier av salter: hydrosulfiter (NaHSO3NaHSO3, i överskott av alkali):

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

och sulfiter (Na2SO3Na2SO3 - med brist på alkali):

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

Liksom svaveldioxid är svavelsyra och dess salter starka reduktionsmedel:

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

När det interagerar med ännu starkare reduktionsmedel kan det spela rollen som ett oxidationsmedel:

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

En kvalitativ reaktion på sulfitjoner är utvecklingen av en gas med en stickande lukt (SO2SO2) när den interagerar med syror:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

Dessutom missfärgar en lösning av sulfitjoner en lösning av kaliumpermanganat:

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

Denna reaktion används dock sällan för kvalitativ detektering av sulfitjoner.

Svavelsyra och dess salter används som reduktionsmedel för blekning av ull, siden och andra material som inte tål blekning med starka oxidationsmedel (klor). Svavelsyra används för konservering av frukt och grönsaker. Kalciumhydrosulfit (sulfitlut, Ca (HSO3) 2Ca (HSO3) 2) används för att förädla trä till den så kallade sulfitcellulosan (kalciumhydrosulfitlösning löser lignin, ett ämne som binder cellulosafibrer, vilket gör att fibrerna är separerade från varandra; behandlat på detta sätt används trä för att göra papper).

SVAVELSYRA

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - svavelsyra - en färglös, luktfri oljig vätska, icke-flyktig, kristalliserad vid 10.3010.30C, tung, aktivt absorberar vattenånga, ett starkt oxidationsmedel, dibasisk syra, bildar två serier av salter: sulfater och hydrosulfater, av vilka endast BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4 och SrSO4SrSO4 är praktiskt taget olösliga.

De specifika egenskaperna hos svavelsyra diskuteras i detalj i ämnet "Interaktion av svavelsyra med metaller och icke-metaller".

På grund av förmågan att ersätta väte- och svavelatomer och bildandet av syre-"broar" kan svavel bilda ett antal syrehaltiga syror:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - pyrosvavelsyra eller disulfuric syra.

När svavelsyraanhydrid S03S03 löses i svavelsyra erhålls oleum, huvudsakligen bestående av pyrosvavelsyra. När oleumet kyls separeras syran som färglösa kristaller. Pyrosvavelsyra bildar salter - disulfater eller pyrosulfater (Na2S2O7Na2S2O7), som, när de värms upp över smältpunkten, sönderdelas och förvandlas till sulfater.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (strukturformel H-O-S-O-H) sulfoxylsyra; inte isolerad i den fria staten.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - peroxisvavelsyra, eller svavelsyra, har starka oxiderande egenskaper, bildar persulfatsalter (se strukturen i figur 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - tiosvavelsyra, bildas som en mellanprodukt i olika reaktioner. Tiosvavelsyra kan betraktas som svavelsyra där syreatomen är ersatt av svavel. Varken själva syran eller dess salter har isolerats i fritt tillstånd.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - tiosvavelsyra - instabil, sönderdelas redan vid rumstemperatur, bildar salter - tiosulfater, som är mycket mer stabila än syra och används ofta inom industrin som reduktionsmedel

H2S204H2S204 (S+4S+4-dition- eller svavelsyra, finns endast i form av salter.

Det finns en grupp polytionsyror som motsvarar den allmänna formeln H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4, där x tar värden från 2 till 6. Polytionsyror är instabila och är endast kända i vattenlösningar. Deras salter - polytionater - är mer stabila, några av dem erhålls i form av kristaller.

Vätesulfid (vätesulfid, vätesulfid, dihydrosulfid)- en färglös gas med en sötaktig smak som luktar ruttna kycklingägg. Binär kemisk förening av väte och svavel. Kemisk formel - H 2 S. Låglöslig i vatten, brunn - i etanol. Giftig. Vid höga koncentrationer interagerar det med många metaller. Brandfarlig. Koncentrationsgränserna för antändning i en blandning med luft är 4,5-45 % svavelväte. Det används i den kemiska industrin för syntes av vissa föreningar, produktion av elementärt svavel, svavelsyra och sulfider. Svavelväte används också medicinskt, till exempel i svavelvätebad.

Den inneboende joniseringen av flytande svavelväte är försumbar.

Svavelväte är svagt lösligt i vatten, en vattenlösning av H 2 S är en mycket svag syra:

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

Reagerar med alkalier:

(medium salt, med överskott av NaOH)

(syrasalt, i förhållandet 1:1)

Svavelväte är ett starkt reduktionsmedel. Redox potential:

I luften brinner det med en blå låga:

med syrebrist:

(Den industriella metoden för att framställa svavel är baserad på denna reaktion).

Svavelväte reagerar också med många andra oxidationsmedel; när det oxideras i lösningar bildas fritt svavel eller en SO 4 2−-jon, till exempel:

En kvalitativ reaktion på vätesulfid, hydrosulfidsyra och dess salter är deras interaktion med blysalter, där en svart fällning av blysulfid bildas, till exempel:

När svavelväte passerar genom mänskligt blod blir det svart, eftersom hemoglobin förstörs, och järn, som är en del av det och ger blodet en röd färg, reagerar med vätesulfid och bildar svart järnsulfid.

Fråga

Halogener(från grekiskan ἁλός - "salt" och γένος - "födelse, ursprung"; ibland används ett föråldrat namn halogenider) - kemiska element i den 17:e gruppen i det periodiska systemet för kemiska element i D. I. Mendeleev (enligt den föråldrade klassificeringen - element i huvudundergruppen i grupp VII).

De reagerar med nästan alla enkla ämnen, förutom vissa icke-metaller. Alla halogener är energiska oxidationsmedel, därför förekommer de i naturen endast i form av föreningar. Med en ökning av serienumret minskar den kemiska aktiviteten av halogener, den kemiska aktiviteten av halogenidjoner F - , Cl - , Br - , I - , At - minskar.

Halogener inkluderar fluor F, klor Cl, brom Br, jod I, astatin At och (formellt) det konstgjorda grundämnet ununseptium Uus.

Alla halogener uppvisar hög oxidativ aktivitet, som minskar vid övergång från fluor till astatin. Fluor är den mest aktiva av halogenerna, den reagerar med alla metaller utan undantag, många av dem antänds spontant i en atmosfär av fluor och frigör en stor mängd värme, till exempel:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 kJ,

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 kJ.

Utan upphettning reagerar fluor också med många icke-metaller (H 2 , S, C, Si, P); alla reaktioner är starkt exotermiska, till exempel:

H2 + F2 = 2HF + 547 kJ,

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

Vid uppvärmning oxiderar fluor alla andra halogener enligt schemat

Hal2 + F2 = 2HalF

där Hal = Cl, Br, I, At och i HalF-föreningar är oxidationstillstånden för klor, brom, jod och astatin +1.

Slutligen, när det bestrålas, reagerar fluor även med tunga inerta (ädel) gaser:

Xe + F2 = XeF2 + 152 kJ.

Interaktionen av fluor med komplexa ämnen fortskrider också mycket kraftigt. Så det oxiderar vatten, medan reaktionen är explosiv:

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

Fritt klor är också mycket reaktivt, även om dess aktivitet är mindre än fluors. Den reagerar direkt med alla enkla ämnen utom syre, kväve och ädelgaser. Som jämförelse presenterar vi ekvationerna för reaktionerna av klor med samma enkla ämnen som för fluor:

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.

Av särskilt intresse är reaktionen med väte. Så vid rumstemperatur, utan belysning, reagerar klor praktiskt taget inte med väte, medan när den värms upp eller lyser (till exempel i direkt solljus), fortsätter denna reaktion med en explosion enligt följande kedjemekanism:

Cl2+ hν → 2Cl,

Cl + H2 → HCl + H,

H + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + H2 → HCl + H, etc.

Excitationen av denna reaktion sker under inverkan av fotoner ( hν), som orsakar dissociationen av Cl 2-molekyler till atomer - i detta fall sker en kedja av successiva reaktioner, i var och en av vilka en partikel uppträder, vilket initierar början av nästa steg.

Reaktionen mellan H 2 och Cl 2 fungerade som ett av de första studieobjekten av fotokemiska kedjereaktioner. Det största bidraget till utvecklingen av idéer om kedjereaktioner gjordes av den ryske vetenskapsmannen, Nobelpristagaren (1956) N. N. Semyonov.

Klor reagerar med många komplexa ämnen, såsom substitution och addition med kolväten:

CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HCl,

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

Klor kan ersätta brom eller jod från deras föreningar med väte eller metaller vid upphettning:

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

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

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

och reagerar även reversibelt med vatten:

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

Klor, som löses i vatten och delvis reagerar med det, som visas ovan, bildar en jämviktsblandning av ämnen som kallas klorvatten.

Observera också att klor på vänster sida av den sista ekvationen har ett oxidationstillstånd på 0. Som ett resultat av reaktionen blev oxidationstillståndet för vissa kloratomer −1 (i HCl), andra +1 (i hypoklorsyra HOCl) . En sådan reaktion är ett exempel på en självoxidation-självläkande, eller disproportionering, reaktion.

Klor kan reagera (oproportionerligt) med alkalier på samma sätt:

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

3Cl2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO3 + 3H2O (vid upphettning).

Den kemiska aktiviteten hos brom är mindre än hos fluor och klor, men ändå ganska hög på grund av att brom vanligtvis används i flytande tillstånd och därför dess initiala koncentrationer, allt annat lika, är större än klor.

Till exempel ger vi reaktionerna av interaktion av brom med kisel och väte:

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

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

Eftersom brom är ett "mjukare" reagens används det i stor utsträckning inom organisk kemi.

Observera att brom, liksom klor, löser sig i vatten och, delvis reagerar med det, bildar det så kallade "bromvattnet".

Lösligheten av jod i vatten är 0,3395 gram per liter vid 25 grader Celsius, vilket är mindre än broms. En vattenlösning av jod kallas "jodvatten". Jod kan lösas i jodidlösningar med bildning av komplexa anjoner:

I 2 + I − → I − 3 .

Den resulterande lösningen kallas Lugols lösning.

Jod skiljer sig väsentligt i kemisk aktivitet från andra halogener. Det reagerar inte med de flesta icke-metaller, och reagerar långsamt med metaller endast när det värms upp. Interaktionen mellan jod och väte sker endast med stark uppvärmning, reaktionen är endoterm och mycket reversibel:

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

Således minskar den kemiska aktiviteten av halogener konsekvent från fluor till astatin. Varje halogen i F - At-serien kan ersätta nästa från sina föreningar med väte eller metaller, det vill säga varje halogen i form av ett enkelt ämne kan oxidera halogenidjonen av någon av de efterföljande halogenerna.

Astatin är ännu mindre reaktivt än jod. Men det reagerar också med metaller (till exempel med litium):

2Li + At 2 = 2LiAt - litiumastatid.

Under dissociation bildas inte bara anjoner utan även katjoner At +: HAt dissocierar till:

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

(vätehalogenider) - färglösa gaser med en stickande lukt, rykande i fuktig luft. De är mycket lösliga i vatten, deras vattenlösningar är syror, som bär det vanliga namnet - halogenvätesyror. Salter av halogenvätesyror (fluorider, klorider, bromider och jodider) kan erhållas genom direkt kombination av metaller med halogener. I sammansättning är de av samma typ och har liknande egenskaper. Så NaF, NaCl, NaBr, NaJ är vita kristallina ämnen, lättlösliga i vatten. Tillsammans med likheter har halogener också vissa skillnader i både fysikaliska och kemiska egenskaper. Dessa egenskaper förändras emellertid naturligt med en ökning av halogenens atomvikt.

- Vätehalogenider HF, HC1, HBr och HI är färglösa gaser som löser sig bra i vatten. Av dessa är HF en svag syra och resten av vätehalogeniderna är starka syror i vattenlösning.

Så väteföreningar av halogener mer stabil än syre.

Så väteföreningar av halogener mer stabil än syre. Redoxegenskaperna och skillnaderna i det kemiska beteendet hos halogener är lätta att förstå genom att jämföra dessa egenskaper som en funktion av förändringen i kärnladdningen när man går från fluor till jod. I serierna F, C1, Br, I har jod den största atomradien (och följaktligen den lägsta elektronaffiniteten), så det kännetecknas av mindre uttalade oxiderande egenskaper än brom, klor och fluor.

För får använda följande namn: vätefluorid, väteklorid, vätebromid och vätejodid. Typnamn saltsyra hänvisar till vattenhaltiga lösningar av vätehalogenider.

Utbildning väteföreningar av halogener går med en större frisättning av värme än syre, så väteföreningar är mer stabila än syre. Av syreföreningarna är salterna av syresyror de mest stabila och oxiderna är minst stabila.

Syreföreningar av halogener Alla syreföreningar av halogener erhålls indirekt. Salter är mest stabila, oxider och syror är minst stabila. Halogener kännetecknas av bildandet av ett stort antal oxider som motsvarar olika oxidationstillstånd. Mest av allt är BrO-2- och IO-2-joner mycket instabila. stabila oxider bildas av klor Cl, minst av allt - jod I. Av föreningarna av syre med fluor finns syrefluorid F-12O + 2: Bindningen mellan atomerna av fluor och syre är kovalent, mycket nära icke- polär. Det är en färglös gas med en stickande ozonlukt, svårlöslig i vatten, kokpunkt = -145°C. Det öppnades 1929. erhålls genom interaktion av fluor med en 2% lösning av natriumhydroxid: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I Betrakta de viktigaste av syreföreningarna i de återstående halogenerna. Alla oxider är instabila, sönderfaller med en stor frigöring av värme. Kloroxid (I) Сl2О är en brun-gul gas med en obehaglig lukt. Den kännetecknas av en låg kokpunkt, den relativa densiteten i luft är 3. Bindningen i oxidmolekylen är lågpolär kovalent. Det har följande kemiska egenskaper: 1. Vid upphettning sönderdelas den lätt (med en explosion) till klor och syre: 2C12O=t2Cl2+O2 2. Eftersom den är en sur oxid, hydratiserar den och bildar underklorsyra: Cl2O+H2O=2HClO 3. Den interagerar med alkalier och basisk oxider: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO Klor(I)oxid motsvarar underklorsyrlighet. Hypoklorsyra HClO och dess brom- och jodmotsvarigheter är mycket svaga syror, och deras styrka minskar när man går från HClO till HIO. Detta beror på att klor har en större elektronegativitet och attraherar elektronparet som binder det till syre starkare än dess motsvarigheter. Detta leder i sin tur till en förskjutning av elektronparet som binder väte med syre till syre och en ökning av vätets förmåga att splittras. Hypoklorsyra är en gulgrön lösning med en karakteristisk lukt. Hon och hennes analoger har alla egenskaper hos svaga flyktiga syror, är oxiderande syror. Dessutom minskar den oxidativa aktiviteten i serierna HClO, HBrO, HIO. 1. Underklorsyra sönderfaller i ljuset: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. Sönderbryts under inverkan av vattenavlägsnande medel: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. När hypoklorsyra är upphettade, salt- och klorsyra bildas: 3HCl +1О=2НCl-1+НCl+5O3 oxidationsmedel Сl++2е- Сl-reduktionsmedel Сl+-4е- Сl+5 Salter av syresyror av klor är av största vikt. Alla kan erhållas baserat på reaktionen mellan klor och vatten. HCl + HClO "Cl2 + H2O Jämvikten för denna reaktion kan lätt skiftas mot reaktionsprodukterna genom att tillsätta alkali till lösningen, som reagerar med två bildade syror: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I Sammanfattning av dessa två ekvationer får vi: Сl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O Salter av underklorsyra kallas hypokloriter. En vattenlösning som innehåller hypoklorit och kaliumklorid kallas spjutvatten. Hon, som klor (en lösning av klor i vatten) vatten, används för att bleka bomullstyg och papper. Mekanismen för den oxiderande och desinficerande verkan av underklorsyra och dess salter förklaras av närvaron av klor med ett oxidationstillstånd på +1, som uppvisar aktiva oxiderande egenskaper i dessa processer. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- Hypokloriterär mycket starka oxidationsmedel. När klor leds in i en alkalilösning uppvärmd till 100°C fortskrider processen med bildning av klorater (salter av klorsyra HclO3) och klorider: upphettning till 400°C i frånvaro av katalysatorer, perklorater bildas av klorater (salter) perklorsyra HClO4): med lut. I detta fall bildas hypokloriter vid rumstemperatur och klorater bildas vid 100°C. Dessa är redoxreaktioner. Klorsyra HClO2 - medelstark. Det är instabilt i vattenlösningar, och dess analoger av brom och jod är ännu mindre hållbara. Styrkan hos klorsyresyror ökar med en ökning av graden av oxidation av den centrala atomen: HCl + 1O - svag; HCl + 3O2 - något starkare; HCl + 5O3 är mycket stark och HClO + 74 är den starkaste av alla kända syror. Om klor interagerar med kalciumhydroxid, som tas i form av pulver - ludd, då bildas klorid, eller kalk, kalk - ett löst vitt pulver med lukten av klor. Den består huvudsakligen av kalciumhypoklorit Ca(ClO)2, basiska kalciumsalter och kalciumklorid. Ungefärlig ekvation: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O Ofta tillsätts Ca (ClO) 2 för att förbättra kvaliteten på blekmedlet. Klor är ett starkt oxidationsmedel. Hon är väldigt reaktiv. Det används för blekning av bomullstyger, papper, för klorering av vatten, desinfektion och även för avgasning av områden som är förorenade med långlivade giftiga ämnen. De blekande och desinficerande egenskaperna hos blekmedel liknar egenskaperna hos spjut och klorvatten: kolsyra ersätter underklorsyra från kalciumhypoklorit; i ljuset sönderfaller det med frigörandet av atomärt syre, vilket har en oxiderande effekt.

Fråga

Jods funktioner i kroppen
Jod är avgörande för bildandet av sköldkörtelhormoner och för makrofagernas funktion. Makrofager är speciella celler som förstör olika patogena mikrober, virus, svampar etc.
Vilka sjukdomar orsakas av jodbrist. Orsaker till jodbrist
Brist på jod i människokroppen orsakar allvarliga metabola sjukdomar (sköldkörtelsjukdom), mental retardation och kan även leda till kromosomskador och cancer. Koncentrationen av kolesterol i blodet ökar, alla typer av ämnesomsättning störs. Kanske utveckling av dövhet, stumhet, förlamning, sterilitet, medfödda missbildningar, missfall, dåsighet, ödem, långsammare hjärtfrekvens.
Jodbrist utvecklas på grund av otillräckligt intag med mat och vatten, exponering för strålning eller på grund av intag av vissa läkemedel.

Normen för fluorkonsumtion. Roll i människokroppen
Fluor är ett tvetydigt element. Både överskott och brist på fluor är farligt för människors hälsa. Fluor finns i ben och tänder och är en viktig del för att bygga benvävnad. För en person är en tillräcklig mängd fluor 1-1,5 mg per 1 liter vatten. Vi ger data per liter vatten eftersom fluorföreningar är lättlösliga. Fluor finns i nästan alla livsmedel och drycker. Hittills är det omöjligt att prata om utvecklingen av fluorbrist, eftersom nästan alla jordar innehåller ett överskott av fluor, som ackumuleras i överskott i jordbruksgrödor.
Vad orsakar överskott och brist på fluor?
Den mest kända effekten av brist på fluor i kroppen är utvecklingen av karies. Ett överskott av fluor orsakar osteokondros, förändringar i form och färg på tänder (dental fluoros), stelhet i lederna och bildandet av benväxter. Markant förlust av rösten, torr kvävningshosta, minskat tryck, blödning. Kontakt med fluor orsakar sjukdomar i huden (klåda, irritation, avskalning) och slemhinnor, och ökar också dramatiskt risken för att utveckla cancer i mag-tarmkanalen.
Orsaker till överskott av fluor i moderna produkter. Vilka livsmedel är höga i fluor
Fans av en så utbredd dryck som te bör veta att ju starkare te är, och ju längre du drar det, desto mer fluor innehåller drycken. 1 liter rött vin innehåller 5 mg fluor - den maximala dagliga dosen. Överskott av fluor innehåller krill. I allmänhet har den överdrivna användningen av oorganiska gödningsmedel i jordbruksproduktionen lett till ackumulering av fluorföreningar i nästan alla växter.

Fråga

Järn- ett element i den åttonde gruppen (enligt den gamla klassificeringen - en sidoundergrupp av den åttonde gruppen) i den fjärde perioden av det periodiska systemet av kemiska element D. I. Mendeleev med atomnummer 26. Betecknas med symbolen Fe(lat. Ferrum). En av de vanligaste metallerna i jordskorpan (andra plats efter aluminium).

Ett enkelt ämne järn är en formbar silvervit metall med hög kemisk reaktivitet: järn korroderar snabbt vid höga temperaturer eller hög luftfuktighet. I rent syre brinner järn, och i fint dispergerat tillstånd antänds det spontant i luft.

Ämnesomsättning

syreutbyte

Syre hänvisar till organogena element. Dess innehåll är upp till 65% av den mänskliga kroppsvikten, det vill säga mer än 40 kg hos en vuxen. Syre är det vanligaste oxidationsmedlet på jorden, det finns i miljön i två former - i form av föreningar (jordskorpan och vatten: oxider, peroxider, hydroxider etc.) och i fri form (atmosfär).

Syrets biologiska roll

Syrets huvudsakliga (i själva verket den enda) funktionen är dess deltagande som ett oxidationsmedel i redoxreaktioner i kroppen. På grund av närvaron av syre kan alla djurs organismer använda (faktiskt "bränna") olika ämnen ( , ) med utvinning av en viss "förbränningsenergi" för sina egna behov. I vila förbrukar en vuxens kropp 1,8-2,4 g syre per minut.

Källor till syre

Den huvudsakliga källan till syre för människor är jordens atmosfär, varifrån människokroppen genom andning kan utvinna den mängd syre som behövs för livet.

syrebrist

Med en brist i människokroppen utvecklas den så kallade hypoxi.

Orsaker till syrebrist

• frånvaro eller kraftigt reducerad syrehalt i atmosfären;
• reducerat partialtryck av syre i inandningsluften (när man klättrar till höga höjder - i bergen, flygplan);
• upphörande eller minskning av tillförseln av syre till lungorna under asfyxi;
• kränkningar av syretransport (störningar i aktiviteten i det kardiovaskulära systemet, en signifikant minskning av hemoglobin i blodet under anemi, hemoglobinets oförmåga att utföra sina funktioner - att binda, transportera eller ge syre till vävnader, till exempel i händelse av kolmonoxid-förgiftning);
• vävnadernas oförmåga att använda syre på grund av en kränkning av redoxprocesser i vävnader (till exempel med)

Konsekvenser av syrebrist

För akut hypoxi:

• förlust av medvetande;
• störning, irreversibel skada och snabb död av centrala nervsystemet (bokstavligen på några minuter)

För kronisk hypoxi:

• snabb fysisk och mental trötthet;
• störningar i centrala nervsystemet;
• takykardi och andnöd i vila eller med liten ansträngning

Överskott av syre

Det observeras extremt sällan, som regel, under artificiella förhållanden (till exempel hyperbariska kammare, felaktigt valda andningsblandningar vid dykning i vatten, etc.). I detta fall åtföljs långvarig inandning av alltför syresatt luft av syreförgiftning - som ett resultat av dess överdrivna mängd bildas en stor mängd fria radikaler i organ och vävnader, processen för spontan oxidation av organiska ämnen initieras, inklusive lipid peroxidation.

Planen:

Upptäcktshistoria

Namnets ursprung

Att vara i naturen

Mottagande

Fysikaliska egenskaper

Kemiska egenskaper

Ansökan

Syrets biologiska roll

Giftiga syrederivat

10. Isotoper

Syre

Syre- ett element i den 16: e gruppen (enligt den föråldrade klassificeringen - huvudundergruppen av grupp VI), den andra perioden av det periodiska systemet av kemiska element av D. I. Mendeleev, med atomnummer 8. Det betecknas med symbolen O (lat. syre). Syre är en reaktiv icke-metall och är det lättaste elementet i kalkogengruppen. enkel substans syre(CAS-nummer: 7782-44-7) under normala förhållanden - en färglös, smaklös och luktfri gas, vars molekyl består av två syreatomer (formel O 2), i anslutning till vilken den även kallas dioxygen.Flytande syre har en ljusblå, och den fasta delen är ljusblå kristaller.

Det finns andra allotropa former av syre, till exempel ozon (CAS-nummer: 10028-15-6) - under normala förhållanden en blå gas med en specifik lukt, vars molekyl består av tre syreatomer (formel O 3).

1. Upptäcktshistoria

Det tros officiellt att syre upptäcktes av den engelske kemisten Joseph Priestley den 1 augusti 1774 genom att sönderdela kvicksilveroxid i ett hermetiskt tillslutet kärl (Priestley riktade solens strålar mot denna förening med hjälp av en kraftfull lins).

Priestley insåg dock inte initialt att han hade upptäckt en ny enkel substans, han trodde att han isolerade en av luftens beståndsdelar (och kallade denna gas "dephlogisticated air"). Priestley rapporterade sin upptäckt till den enastående franske kemisten Antoine Lavoisier. År 1775 slog A. Lavoisier fast att syre är en integrerad del av luft, syror och finns i många ämnen.

Några år tidigare (1771) hade den svenske kemisten Carl Scheele fått syre. Han brände salpeter med svavelsyra och bröt sedan ner den resulterande kväveoxiden. Scheele kallade denna gas för "eldig luft" och beskrev sin upptäckt i en bok som publicerades 1777 (precis för att boken publicerades senare än Priestley tillkännagav sin upptäckt, anses den senare som upptäckaren av syre). Scheele rapporterade också sin erfarenhet till Lavoisier.

Ett viktigt steg som bidrog till upptäckten av syre var den franske kemisten Pierre Bayens arbete, som publicerade arbete om oxidation av kvicksilver och den efterföljande nedbrytningen av dess oxid.

Till sist kom A. Lavoisier äntligen på beskaffenheten av den resulterande gasen, med hjälp av information från Priestley och Scheele. Hans arbete var av stor betydelse, för tack vare det störtades flogistonteorin som dominerade på den tiden och hindrade kemins utveckling. Lavoisier genomförde ett experiment om förbränning av olika ämnen och motbevisade teorin om flogiston genom att publicera resultaten om vikten av de brända elementen. Vikten av askan översteg grundämnets initialvikt, vilket gav Lavoisier rätt att hävda att en kemisk reaktion (oxidation) av ämnet inträffar under förbränning, i samband med detta ökar massan av det ursprungliga ämnet, vilket motbevisar teorin om flogiston.

Således delas faktiskt äran för upptäckten av syre av Priestley, Scheele och Lavoisier.

1. namnets ursprung

Ordet syre (i början av 1800-talet kallades det fortfarande "syra"), dess utseende på det ryska språket beror till viss del på M.V. Lomonosov, som introducerade, tillsammans med andra nybildningar, ordet "syra"; sålunda var ordet "syre" i sin tur ett spårpapper för termen "syre" (franska oxygène), föreslagit av A. Lavoisier (från annan grekisk ὀξύς - "sur" och γεννάω - "Jag föder barn"), som översätts som "genererande syra", vilket är förknippat med dess ursprungliga betydelse - "syra", vilket tidigare betydde ämnen som kallas oxider enligt modern internationell nomenklatur.

1. Att vara i naturen

Syre är det vanligaste grundämnet på jorden, dess andel (som en del av olika föreningar, främst silikater) står för cirka 47,4% av massan av den fasta jordskorpan. Hav och sötvatten innehåller en enorm mängd bundet syre - 88,8% (i vikt), i atmosfären är innehållet av fritt syre 20,95% i volym och 23,12% av massa. Mer än 1500 föreningar av jordskorpan innehåller syre i sin sammansättning.

Syre är en beståndsdel i många organiska ämnen och finns i alla levande celler. När det gäller antalet atomer i levande celler är det cirka 25%, i form av massfraktion - cirka 65%.