Кисень є найпоширенішим елементом Землі. У морській воді міститься 85,82% кисню, в атмосферному повітрі 23,15% за вагою або 20,93% за обсягом, а земній корі 47,2% за вагою. Така концентрація кисню в атмосфері підтримується постійною завдяки фотосинтезу. У цьому процесі зелені рослини під дією сонячного світла перетворюють діоксид вуглецю та воду на вуглеводи та кисень. Головна маса кисню перебуває у зв'язаному стані; кількість молекулярного кисню в атмосфері становить лише 0,01% від загального вмісту кисню в земній корі. У житті природи кисень має виняткове значення. Кисень та його сполуки незамінні підтримки життя. Вони грають найважливішу роль процесах обміну речовин, і диханні. Кисень входить до складу білків, жирів, вуглеводів, у тому числі «побудовані» організми; в організмі людини, наприклад, міститься близько 65% кисню. Більшість організмів отримують енергію, необхідну виконання їх життєвих функцій, з допомогою окислення тих чи інших речовин з допомогою кисню. Зменшення кисню в атмосфері внаслідок процесів дихання, гниття і горіння відшкодовується киснем, що виділяється при фотосинтезі. Вирубування лісів, ерозія грунтів, різні гірські виробітки на поверхні зменшують загальну масу фотосинтезу та знижують кругообіг на значних територіях.

Кисень який завжди входив до складу земної атмосфери. Він виник у результаті життєдіяльності фотосинтезуючих організмів. Під дією ультрафіолетових променів він перетворювався на озон. У міру накопичення озону відбулося утворення озонного шару у верхніх шарах атмосфери. Озоновий шар як екран надійно захищає поверхню Землі від ультрафіолетової радіації, згубної для живих організмів.

Геохімічний кругообіг киснюпов'язує газову та рідку оболонки із земною корою. Його основні моменти: виділення вільного кисню при фотосинтезі, окислення хімічних елементів, надходження гранично окислених сполук у глибокі зони земної кори та їх часткове відновлення, у тому числі за рахунок сполук вуглецю, винесення оксиду вуглецю та води на поверхню земної кори та залучення їх до фотосинтезу.

Крім описаного вище круговороту кисню у незв'язаному вигляді, цей елемент робить ще й найважливіший кругообіг, входячи до складу води (рис. 3). У процесі кругообігу вода випаровується з поверхні океану, водяні пари переміщуються разом з повітряними течіями, конденсуються, і вода повертається у вигляді атмосферних опадів на поверхню суші та моря. Розрізняють великий кругообіг води, при якому вода, що випала у вигляді опадів на сушу, повертається в моря шляхом поверхневого та підземного стоків; і малий кругообіг води, у якому опади випадають поверхню океану.

Кругообіг кисню супроводжується його приходом та витратою.

Прихід кисню включає: виділення при фотосинтезі; 2) утворення в озоновому шарі під впливом УФ-випромінювання (у незначній кількості); 3) дисоціацію молекул води у верхніх шарах атмосфери під впливом УФ-випромінювання; 4) утворення озону – О3.

Витрата кисню включає: 1) споживання тварин при диханні; 2) окисні процеси у земній корі; 3) окиснення окису вуглецю (СО), що виділяється при виверженні вулканів.

Кисень - основний біогенний елемент, що входить до складу молекул всіх найважливіших речовин, що забезпечують структуру та функції клітин - білків, нуклеїнових кислот, вуглеводів, ліпідів, а також безлічі низькомолекулярних сполук. У кожній рослині або тварині кисню набагато більше, ніж будь-якого іншого елемента (в середньому близько 70%). М'язова тканина людини містить 16% кисню, кісткова тканина – 28.5%; всього в організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 43 кг кисню. В організм тварин і людини кисень надходить в основному через органи дихання (вільний кисень) та з водою (пов'язаний кисень). Потреба організму в кисні визначається рівнем (інтенсивністю) обміну речовин, який залежить від маси та поверхні тіла, віку, статі, характеру харчування, зовнішніх умов та ін. В екології як важливу енергетичну характеристику визначають відношення сумарного дихання (тобто сумарних окисних процесів) організмів для його сумарної біомаси.

Невеликі кількості кисню використовують у медицині: киснем (з так званих кисневих подушок) дають деякий час дихати хворим, у яких утруднено дихання. Потрібно, однак, мати на увазі, що тривале вдихання повітря, збагаченого киснем, є небезпечним для здоров'я людини. Високі концентрації кисню викликають у тканинах утворення вільних радикалів, що порушують структуру та функції біополімерів. Подібною дією на організм мають і іонізуючі випромінювання. Тому зниження вмісту кисню (гіпоксія) в тканинах і клітинах при опроміненні організму іонізуючою радіацією має захисну дію - так званий кисневий ефект. Цей ефект використовують у променевій терапії: підвищуючи вміст кисню в пухлини та знижуючи його вміст у навколишніх тканинах посилюють променеве ураження пухлинних клітин та зменшують ушкодження здорових. При деяких захворюваннях застосовують насичення організму киснем під підвищеним тиском – гіпербаричну оксигенацію.

Основною (фактично єдиною) функцією кисню є його як окислювача в окислювально-відновних реакціях в організмі. Завдяки наявності кисню, організми всіх тварин здатні утилізувати (фактично «спалювати») різні речовини (вуглеводи, жири, білки) із вилученням певної енергії «згоряння» для потреб. У спокої організм дорослої людини споживає 1,8-2,4 г кисню за хвилину.

Озон(від др.-грец. ὄζω- пахну) - що складається з трихатомних молекул O 3 алотропна модифікація кисню. За нормальних умов – блакитний газ. При зрідженні перетворюється на рідину кольору індиго. У твердому вигляді є темно-сині, практично чорні кристали.

Питання

Сера- елемент 16-ї групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою VI групи), третього періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 16. Виявляє неметалеві властивості. Позначається символом S(Лат. sulfur). У водневих і кисневих сполуках знаходиться у складі різних іонів, утворює багато кислот і солі. Багато сірковмісних солей малорозчинні вводі.

На повітрі сірка горить, утворюючи сірчистий ангідрид - безбарвний газ із різким запахом:

За допомогою спектрального аналізу встановлено, що насправді процес окислення сірки в двоокис є ланцюговою реакцією і відбувається з утворенням низки проміжних продуктів: моноокису сірки S 2 O 2 , молекулярної сірки S 2 , вільних атомів сірки S і вільних радикалів моноокису сірки SO .

Відновлювальні властивості сірки виявляються в реакціях сірки та з іншими неметалами, проте при кімнатній температурі сірка реагує лише з фтором:

Розплав сірки реагує з хлором, при цьому можливе утворення двох нижчих хлоридів (дихлорид сірки та дитіодихлорид):

При надлишку сірки утворюються різноманітні дихлориди полісери типу S n Cl 2 .

При нагріванні сірка також реагує з фосфором, утворюючи суміш сульфідів фосфору , серед яких вищий сульфід P 2 S 5:

Крім того, при нагріванні сірка реагує з воднем, вуглецем, кремнієм:

(сірководень)

(сірковуглець)

При нагріванні сірка взаємодіє з багатьма металами, часто дуже бурхливо. Іноді суміш металу із сіркою загоряється при запалюванні. При цьому взаємодії утворюються сульфіди:

Розчини сульфідів лужних металів реагують із сіркою з утворенням полісульфідів:

Зі складних речовин слід відзначити насамперед реакцію сірки з розплавленим лугом, в якій сірка диспропорціонує аналогічно хлору:

Отриманий метал називається сірчаною печінкою.

З концентрованими кислотами-окислювачами (HNO 3 , H 2 SO 4) сірка реагує лише при тривалому нагріванні:

При збільшенні температури в парах сірки відбуваються зміни у кількісному молекулярному складі. Число атомів у молекулі зменшується:

При 800-1400 ° C пари складаються в основному з двоатомної сірки:

А за 1700 °C сірка стає атомарною:

Біологічна роль:сірка постійно присутній у всіх живих організмах, будучи важливим біогенним елементом. Її вміст у рослинах становить 0,3-1,2%, у тварин 0,5-2% (морські організми містять більше сірки, ніж наземні). Біологічне значення сірки визначається насамперед тим, що вона входить до складу амінокислот метіоніну та цистеїну і, отже, до складу пептидів та білків. Дисульфідні зв'язки –S–S– у поліпетидних ланцюгах беруть участь у формуванні просторової структури білків, а сульфгідрильні групи (–SH) відіграють важливу роль у активних центрах ферментів. Крім того, сірка входить до молекул гормонів, важливих речовин. Багато сірки міститься в кератині волосся, кістках, нервовій тканині. Неорганічні сполуки сірки потрібні для мінерального живлення рослин. Вони є субстратами окисних реакцій, здійснюваних поширеними у природі серобактеріями.

В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься близько 1402 г сірки. Добова потреба дорослої людини у сірці – близько 4.

Однак за своїм негативним впливом на навколишнє середовище і сірка людини (точніше, її з'єднання) стоїть на одному з перших місць. Основне джерело забруднення сірої - спалювання кам'яного вугілля та інших видів палива, що містять сірку. При цьому близько 96% сірки, що міститься в паливі, потрапляє в атмосферу у вигляді сірчистого газу SO 2 .

У атмосфері сірчистий газ поступово окислюється до оксиду сірки (VI). Обидва оксиди - і оксид сірки (IV), і оксид сірки (VI) - взаємодіють із парами води з утворенням кислотного розчину. Потім ці розчини випадають як кислотних дощів. Опинившись у ґрунті, кислотні води пригнічують розвиток ґрунтової фауни та рослин. Через війну створюються несприятливі умови у розвиток рослинності, особливо у північних регіонах, де до суворого клімату додається хімічне забруднення. Внаслідок цього гинуть ліси, порушується трав'яний покрив, погіршується стан водойм. Кислотні дощі руйнують виготовлені з мармуру та інших матеріалів пам'ятники, більш того, вони спричиняють руйнування навіть кам'яних будівель та виробів із металів. Тому доводиться вживати різноманітних заходів щодо запобігання попаданню сполук сірки з палива в атмосферу. Для цього піддають очищенню від сполук сірки нафту і нафтопродукти, очищають гази, що утворюються при спалюванні палива.

Сама собою сірка як пилу дратує слизові оболонки, органи дихання і може викликати серйозні захворювання. ГДК сірки повітря 0,07 мг/м 3 .

Багато сполук сірки токсичні. Особливо слід зазначити сірководень, вдихання якого швидко викликає притуплення реакції на його неприємний запах і може призвести до важких отруєнь навіть із летальним кінцем. ГДК сірководню повітря робочих приміщень 10 мг/м 3 , в атмосферному повітрі 0,008 мг/м 3 .

Оксид сірки(II) (монооксид сери, моноокис сірки) - бінарна неорганічна сполука. У нормальних умовах є безбарвний газ з різким, неприємним запахом. Реагує із водою. У атмосфері Землі зустрічається дуже рідко. Термодинамічно нестійкий, існує у вигляді димера S2O2. Дуже активно реагує із киснем, утворюючи діоксид сірки.

Отримання

Основний спосіб отримання - спалювання сірки:

Виходить при розкладанні сірчистого ангідриду:

Хімічні властивості

Розчиняється у воді з утворенням тіосерної кислоти:

Застосування

Через рідкість і нестійкість монооксиду сірки не знайшлося застосування.

Токсичність

Через нестабільність монооксиду сірки важко визначити його токсичність, але в концентрованому вигляді монооксид сірки перетворюється на пероксид, який токсичний і їдкий.

Оксид сери(IV) (Диоксид сірки, двоокис сірки, сірчистий газ, сірчистий ангідрид) - з'єднання сірки з киснем складу SO 2 . У нормальних умовах є безбарвний газ з характерним різким запахом (запах запаленого сірника). Під тиском зріджується за кімнатної температури. Розчиняється у воді з утворенням нестійкої сірчистої кислоти; розчинність 11,5 г/100 г води при 20 °C, знижується зі зростанням температури. Розчиняється також в етанолі та серній кислоті. Один із основних компонентів вулканічних газів.

Отримання

Промисловий спосіб одержання - спалювання сірки або випалювання сульфідів, в основному - піриту:

У лабораторних умовах та в природі SO 2 отримують впливом сильних кислот на сульфіти та гідросульфіти. Сірчиста кислота, що утворюється, H 2 SO 3 відразу розкладається на SO 2 і H 2 O:

Також діоксид сірки можна отримати дією концентрованої сірчаної кислоти на малоактивні метали під час нагрівання:

Хімічні властивості

Спектр поглинання SO2 в ультрафіолетовому діапазоні.

Належить до кислотних оксидів. Розчиняється у воді з утворенням сірчистої кислоти (за звичайних умов реакція оборотна):

З лугами утворює сульфіти:

Хімічна активність SO2 дуже велика. Найбільш яскраво виражені відновлювальні властивості SO 2 ступінь окислення сірки в таких реакціях підвищується:

Передостання реакція є якісною реакцією на сульфіт-іон SO 3 2- і на SO 2 (знебарвлення фіолетового розчину).

У присутності сильних відновників SO2 здатний виявляти окисні властивості. Наприклад, для вилучення сірки з газів металургійної промисловості, що відходять, використовують відновлення SO 2 оксидом вуглецю(II):

Або для отримання фосфорноватої кислоти:

Застосування

Більшість оксиду сірки(IV) використовується для виробництва сірчистої кислоти. Використовується також у виноробстві як консервант (харчова добавка E220). Оскільки цей газ вбиває мікроорганізми, ним обкурюють овочесховища та склади. Оксид сірки (IV) використовується для відбілювання соломи, шовку та вовни, тобто матеріалів, які не можна відбілювати хлором. Застосовується він також і як розчинник в лабораторіях. При такому його застосуванні слід пам'ятати про можливий вміст SO 2 домішок у вигляді SO 3 , H 2 O, і, як наслідок присутності води, H 2 SO 4 і H 2 SO 3 . Їх видаляють пропусканням через розчинник концентрованої H 2 SO 4; це краще робити під вакуумом або в іншій закритій апаратурі. Оксид сірки(IV) застосовується також для отримання різних солей сірчистої кислоти.

Токсична дія

SO 2 дуже токсичний. Симптоми при отруєнні сірчистим газом - нежить, кашель, захриплість, сильне першіння у горлі та своєрідний присмак. При вдиханні сірчистого газу більш високої концентрації - ядуха, розлад мовлення, утруднення ковтання, блювання, можливий гострий набряк легень.

При короткочасному вдиханні має сильну подразнювальну дію, викликає кашель і першіння в горлі.

· ГДК (гранично допустима концентрація):

· в атмосферному повітрі максимально-разова – 0,5 мг/м³, середньодобова – 0,05 мг/м³;

· у приміщенні (робоча зона) - 10 мг/м³

Цікаво, що чутливість до SO 2 дуже різна в окремих людей, тварин і рослин. Так, серед рослин найбільш стійкі по відношенню до сірчистого газу береза ​​та дуб, найменше – троянда, сосна та ялина.

Оксид сери (VI) (серний ангідрид, треокіс сери, сірий газ) SO 3 - вищий оксид сірки, тип хімічного зв'язку: ковалентний полярний хімічний зв'язок. У звичайних умовах легколетюча безбарвна рідина із задушливим запахом. За температури нижче 16,9 °C застигає з утворенням суміші різних кристалічних модифікацій твердого SO 3 .

Отримання

Отримують, окислюючи оксид сірки (IV) киснем повітря при нагріванні, у присутності каталізатора (V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 або оксид заліза(III) Fe 2 O 3):

Можна отримати термічним розкладанням сульфатів:

або взаємодією SO 2 з озоном:

Для окиснення SO 2 використовують також NO 2:

Ця реакція є основою історично першого, нітрозного способу отримання сірчаної кислоти.

Хімічні властивості

1. Кислотно-основні: SO 3 – типовий кислотний оксид, ангідрид сірчаної кислоти. Його хімічна активність є досить великою. При взаємодії з водою утворює сірчану кислоту:

Однак у даній реакції сірчана кислота утворюється у вигляді аерозолю, і тому в промисловості оксид сірки (VI) розчиняють у сірчаній кислоті з утворенням молекули, який далі розчиняють у воді до утворення сірчаної кислоти потрібної концентрації.

Взаємодіє з основами:

та оксидами:

SO 3 розчиняється в 100% сірчаної кислоти, утворюючи олеум.

"2" . Окисно-відновні: SO 3 характеризується сильними окисними властивостями, відновлюється зазвичай до сірчистого ангідриду:

3. При взаємодії з хлороводнем утворюється хлорсульфонова кислота:

Також взаємодіє з дволористою сіркою та хлором, утворюючи тіонілхлорид:

Застосування

Сірчаний ангідрид використовують переважно у виробництві сірчаної кислоти.

Також сірчаний ангідрид виділяється повітря при спалюванні сірчаних шашок, що застосовуються при знезаражуванні приміщень. При контакті з вологими поверхнями сірчаний ангідрид перетворюється на сірчану кислоту, яка вже знищує грибок та інші шкідливі організми.

СЕРНИСТА КИСЛОТА

H2S03H2S03, (S+4S+4) - сірчиста кислота - кислота середньої сили, відповідає ступеню окислення сірки +4, неміцна сполука, існує тільки у водних розчинах (у вільному стані не виділена), окислюється киснем повітря, перетворюючись на сірчану кислоту H2S04H2S04, гарний відновник. Як двоосновна кислота, утворює два ряди солей: гідросульфіти (NaHSO3NaHSO3, у надлишку лугу):

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

і сульфіти (Na2SO3Na2SO3 - при нестачі луги):

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

Як і сірчистий газ, сірчиста кислота та її солі є сильними відновниками:

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

При взаємодії з ще сильнішими відновниками може грати роль окислювача:

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

Якісна реакція на сульфіт-іони - виділення газу з різким запахом (SO2SO2) при взаємодії з кислотами:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

Крім того, розчин сульфіт-іонів знебарвлює розчин перманганат калію:

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

Однак ця реакція рідше застосовується для якісного виявлення сульфіт-іонів.

Сірчисту кислоту та її солі застосовують як відновники для біління вовни, шовку та інших матеріалів, які не витримують відбілювання за допомогою сильних окислювачів (хлору). Сірчисту кислоту застосовують при консервуванні плодів та овочів. Гідросульфіт кальцію (сульфітний луг, Са(HSO3)2Са(HSO3)2) використовують для переробки деревини в так звану сульфітну целюлозу (розчин гідросульфіту кальцію розчиняє лігнін - речовина, що зв'язує волокна целюлози, в результаті чого волокна відокремлюються один від одного; деревину використовують для одержання паперу).

СІРЧАНА КИСЛОТА

H2S04H2S04 (S+6S+6) - сірчана кислота - безбарвна масляниста рідина без запаху, нелетюча, кристалізується при 10,3010,30С, важка, активно поглинає пари води, сильний окислювач, двоосновна кислота, утворює два ряди солей: сульфати та з яких практично нерозчинні лише BaS04BaS04, PbS04PbS04 та SrS04SrS04.

Докладно специфічні властивості сірчаної кислоти розглянуті у темі "Взаємодія сірчаної кислоти з металами та неметалами".

За рахунок здатності до заміщення атомів водню та сірки та утворення кисневих "містків", сірка здатна утворювати цілий ряд кисневмісних кислот:

H2S207H2S207 (S+6S+6)- піросерна, або двосірчана кислота.

При розчиненні сірчаного ангідриду S03S03 в сірчаній кислоті одержують олеум, що складається головним чином з піросерної кислоти. При охолодженні олеуму кислота виділяється як безбарвних кристалів. Піросерна кислота утворює солі - дисульфати або піросульфати (Na2S2O7Na2S2O7), які при нагріванні вище температури плавлення розкладаються, перетворюючись на сульфати.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (структурна формула H-O-S-O-H) сульфоксилова кислота; у вільному стані не виділено.

H2S208H2S208, (S+6S+6) - пероксодвусерна, або надсерна, кислота, має сильні окисні властивості, утворює солі персульфати (структуру див. на малюнку 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - тіосерниста кислота, що утворюється як проміжний продукт при різних реакціях. Тіосерниста кислота може розглядатися як сірчиста кислота, в якій атом кисню заміщений на сірку. У вільному стані не виділено ні саму кислоту, ні її солі.

H2S203H2S203 (S+4S+4 - тіосерна кислота - нестійка, вже при кімнатній температурі розпадається, утворює солі - тіосульфати, які значно стійкіші за кислоту і часто використовуються в промисловості як відновники

H2S204H2S204 (S+4S+4 - дитіоніста або сірчаниста кислота, існує тільки у вигляді солей.

Існує група політіонових кислот, що відповідають загальній формулі H2Sx06H2Sx06 (S+4S+4, де х приймає значення від 2 до 6. Політіонові кислоти нестійкі і відомі лише у водних розчинах. Солі їх - політіонати - стійкіші, деякі з них отримані у вигляді кристалів .

Сірководень (сірчистий водень, сульфід водню, дигідросульфід)- безбарвний газ із солодкуватим смаком, що має запах протухлих курячих яєць. Бінарна хімічна сполука водню та сірки. Хімічна формула - H 2 S. Погано розчинний у воді, добре - в етанолі. Отруйний. При високих концентраціях взаємодіє з багатьма металами. Вогнебезпечний. Концентраційні межі займання у суміші з повітрям становлять 4,5-45 % сірководню. Використовується в хімічній промисловості для синтезу деяких сполук, одержання елементарної сірки, сірчаної кислоти, сульфідів. Сірководень також використовують у лікувальних цілях, наприклад, у сірководневих ваннах.

Власна іонізація рідкого сірководню мізерно мала.

У воді сірководень мало розчинний, водний розчин H 2 S є дуже слабкою кислотою:

K a = 6,9 · 10 -7 моль/л; p K a = 6,89.

Реагує із лугами:

(Середня сіль, при надлишку NaOH)

(кисла сіль, щодо 1:1)

Сірководень – сильний відновник. Окисно-відновні потенціали:

У повітрі горить синім полум'ям:

при нестачі кисню:

(На цій реакції заснований промисловий спосіб отримання сірки).

Сірководень реагує також з багатьма іншими окислювачами, при його окисленні в розчинах утворюється вільна сірка або SO 4 2− , наприклад:

Якісною реакцією на сірководень, сірководневу кислоту та її солі є їх взаємодія з солями свинцю, при якому утворюється чорний осад сульфіду свинцю, наприклад:

При пропущенні сірководню через людську кров вона чорніє, оскільки гемоглобін руйнується, і залізо, що входить до його складу і надає крові червоного кольору, вступає в реакцію з сірководнем і утворює чорний сульфід заліза.

Питання

Галоге́ни(від грец. ἁλός - «сіль» і γένος - «народження, походження»; іноді вживається застаріла назва галоїди) - хімічні елементи 17-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів Д. І. Менделєєва (за застарілою класифікацією - елементи головної підгрупи VII групи).

Реагують майже з усіма простими речовинами, крім деяких неметалів. Усі галогени - енергійні окислювачі, тому зустрічаються у природі лише вигляді сполук. Зі збільшенням порядкового номера хімічна активність галогенів зменшується, хімічна активність галогенід-іонів F − , Cl − , Br − , I − , At − зменшується.

До галогенів відносяться фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At, а також (формально) штучний елемент унунсептій Uus.

Усі галогени виявляють високу окисну активність, яка зменшується під час переходу від фтору до астату. Фтор - найактивніший з галогенів, що реагує з усіма металами без винятку, багато з них в атмосфері фтору самозаймаються, виділяючи велику кількість теплоти, наприклад:

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 + 2989 кДж,

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3 + 1974 кДж.

Без нагрівання фтор реагує і з багатьма неметалами (H 2 S, С, Si, Р); всі реакції при цьому сильно екзотермічні, наприклад:

Н 2 + F 2 = 2HF + 547 кДж

Si + 2F 2 = SiF 4(г) + 1615 кДж.

При нагріванні фтор окислює решту галогенів за схемою

Hal 2 + F 2 = 2НalF

де Hal = Cl, Br, I, At, причому у сполуках HalF ступеня окиснення хлору, брому, йоду та астату рівні +1.

Нарешті, при опроміненні фтор реагує навіть із важкими інертними (шляхетними) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаємодія фтору зі складними речовинами також протікає дуже активно. Так, він окислює воду, при цьому реакція має вибуховий характер:

3F 2 + ЗН 2 О = OF 2 + 4HF + Н 2 О 2 .

Вільний хлор також дуже реакційноздатний, хоча його активність і менша, ніж у фтору. Він безпосередньо реагує з усіма простими речовинами, за винятком кисню, азоту та благородних газів. Для порівняння наведемо рівняння реакцій хлору з тими самими простими речовинами, що й для фтору:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl 2 = 2FeCl 3 (кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (Ж) + 662 кДж,

Н 2 + Cl 2 = 2HCl(г) + 185 кДж.

Особливий інтерес реакція з воднем. Так, при кімнатній температурі, без освітлення хлор практично не реагує з воднем, тоді як при нагріванні або при освітленні (наприклад, на прямому сонячному світлі) ця реакція протікає з вибухом наведеного нижче ланцюгового механізму:

Cl 2 + hν → 2Cl,

Cl + Н 2 → HCl + Н,

Н + Cl 2 → HCl + Cl,

Cl + Н 2 → HCl + Н тощо.

Порушення цієї реакції відбувається під дією фотонів. hν), що викликають дисоціацію молекул Cl 2 на атоми - при цьому виникає ланцюг послідовних реакцій, у кожній з яких з'являється частка, що ініціює початок наступної стадії.

Реакція між Н 2 і Cl 2 стала одним з перших об'єктів дослідження ланцюгових фотохімічних реакцій. Найбільший внесок у розвиток уявлень про ланцюгові реакції вніс російський учений, лауреат Нобелівської премії (1956) Н. Н. Семенов.

Хлор вступає в реакцію з багатьма складними речовинами, наприклад, заміщення та приєднання з вуглеводнями:

СН 3 -СН 3 + Cl 2 → СН 3 -СН 2 Cl + HCl,

СН 2 = СН 2 + Cl 2 → СН 2 Cl - СН 2 Cl.

Хлор здатний при нагріванні витісняти бром або йод їх сполук з воднем або металами:

Cl 2 + 2HBr = 2HCl + Br 2 ,

Cl 2 + 2HI = 2HCl + I 2 ,

Cl 2 + 2KBr = 2KCl + Br 2

а також оборотно реагує з водою:

Cl 2 + Н 2 О = HCl + HClO – 25 кДж.

Хлор, розчиняючись у воді та частково реагуючи з нею, як це показано вище, утворює рівноважну суміш речовин, яка називається хлорною водою.

Зауважимо також, що хлор у лівій частині останнього рівняння має ступінь окиснення 0. В результаті реакції в одних атомів хлору ступінь окиснення стала −1 (HCl), у інших +1 (хлорноватої кислоти HOCl). Така реакція - приклад реакції самоокислення-самовосновлення, або диспропорціонування.

Хлор може так само реагувати (диспропорціонувати) з лугами:

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н 2 О (на холоді),

3Cl 2 + 6КОН = 5KCl + KClO 3 + 3Н 2 О (при нагріванні).

Хімічна активність брому менше, ніж у фтору і хлору, але все ж таки досить велика у зв'язку з тим, що бром зазвичай використовують у рідкому стані і тому його вихідні концентрації за інших рівних умов більше, ніж у хлору.

Наприклад наведемо реакції взаємодії брому з кремнієм і воднем:

Si + 2Br 2 = SiBr 4(ж) + 433 кДж,

Н 2 + Br 2 = 2HBr(г) + 73 кДж.

Будучи «м'якшим» реагентом, бром знаходить широке застосування в органічній хімії.

Зазначимо, що бром, як і, як і хлор, розчиняється у питній воді, і, частково реагуючи з нею, утворює так звану «бромну воду».

Розчинність у воді йоду - 0,3395 г на літр при 25 градусах Цельсія, це менше, ніж у брому. Водний розчин йоду називається «йодною водою». Йод здатний розчинятися в розчинах йодидів з утворенням комплексних аніонів:

I 2 + I − → I − 3 .

Розчин, що утворюється, називається розчином Люголя.

Йод суттєво відрізняється за хімічною активністю від інших галогенів. Він не реагує з більшістю неметалів, а з металами повільно реагує лише при нагріванні. Взаємодія ж йоду з воднем відбувається лише при сильному нагріванні, реакція є ендотермічною та сильно оборотною:

Н 2 + I 2 = 2HI – 53 кДж.

Таким чином, хімічна активність галогенів послідовно зменшується від фтору до астату. Кожен галоген у ряді F - At може витісняти наступний з його сполук з воднем або металами, тобто кожен галоген у вигляді простої речовини здатний окислювати галогенід будь-якого з наступних галогенів.

Астат ще менш реакційноздатний, ніж йод. Але і він реагує з металами (наприклад, з літієм):

2Li + At 2 = 2LiAt – астатид літію.

При дисоціації утворюються як аніони, а й катіони At + : HAt дисоціює на:

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

(галогеноводні) - безбарвні гази з різким запахом, що димлять у вологому повітрі. Вони добре розчиняються у воді, водні розчини їх є кислотами, що мають загальну назву – галогеноводородні кислоти. Солі галогеноводородних кислот (фториди, хлориди, броміди та йодиди) можуть бути отримані при безпосередньому поєднанні металів з галогенами. За складом вони однотипні та мають подібні властивості. Так NaF, NaCl, NaBr, NaJ – білі кристалічні речовини, добре розчинні у воді. Поряд із подібністю у галогенів спостерігаються і певні відмінності як у фізичних, так і у хімічних властивостях. Проте зміна цих властивостей відбувається закономірно із зростанням атомної ваги галогену.

- галогеноводороди HF, НС1, НВг і HI є безбарвними газами, що добре розчиняються у воді. З них HF – слабка кислота, а решта галогеноводородів – сильні кислоти у водному розчині.

Тому водневі сполуки галогенівбільш стійкі, ніж кисневі.

Тому водневі сполуки галогенівбільш стійкі, ніж кисневі. Окислювально-відновлювальні властивості та відмінності у хімічній поведінці галогенів легко зрозуміти, порівнюючи ці властивості залежно від зміни заряду ядра при переході від фтору до йоду. У ряді F, С1, Вг, I найбільшим радіусом атома (і, отже, найменшою спорідненістю до електрона) має йод, тому він характеризується менш вираженими окисними властивостями, ніж бром, хлор та фтор.

Для дозволено використовувати такі назви: фтороводород, хлороводень, бромоводень та йодоводород. Назви типу хлороводнева кислота відносяться до водних розчинів галогеноводородів.

Освіта водневих сполук галогенівйде з більшим виділенням тепла, ніж кисневих, тому водневі сполуки стійкіші від кисневих. З кисневих сполук найбільш стійкі солі кисневих кислот та найменш стійкі оксиди.

Кисневі сполуки галогенів Усі кисневі сполуки галогенів отримані непрямим шляхом. Найбільш стійкі солі, найменш - оксиди та кислоти. Для галогенів характерне утворення великої кількості оксидів, що відповідають різним ступеням окиснення. Найбільше іони BrO-2 та IO-2 дуже нестійкі. стійких оксидів утворює хлор Сl, найменше - йод I. Зі сполук кисню з фтором існує фторид кисню F-12О+2: Зв'язок між атомами фтору та кисню ковалентна, дуже близька до неполярної. Це безбарвний газ з різким запахом озону, погано розчинний у воді, кипіння = -145°С. Було відкрито 1929 року. виходить взаємодією фтору з 2%-ним розчином гідроксиду натрію: 2F2+2NaOH=2NaF+Н2О+F2O I Розглянемо найважливіші з кисневих сполук інших галогенів. Усі оксиди нестійкі, розкладаються із великим виділенням тепла. Оксид хлору (I) Сl2О – газ буро-жовтого кольору з неприємним запахом. Характеризується низькою температурою кипіння, відносна щільність повітря дорівнює 3. Зв'язок у молекулі оксиду малополярна ковалентна. Має наступні хімічні властивості: 1. При нагріванні легко розпадається (з вибухом) на хлор і кисень: 2С12O=t2Сl2+О2 2. Будучи кислотним оксидом, гідратується з утворенням хлорноватистої кислоти: Сl2O+Н2O=2НСlO 3. Взаємодіє з лугами та основними оксидами: 2NaClO+Н2O Сl2O+K2O=2KСlO Оксиду хлору (I) відповідає хлорноватиста кислота. Хлорновата кислота НСlO та її бромний і йодний аналоги - дуже слабкі кислоти, причому їх сила зменшується при переході від НСlO до НIO. Це пояснюється тим, що хлор має більшу електронегативність і сильніше своїх аналогів притягує електронну пару, що зв'язує його з киснем. Це, у свою чергу, призводить до зміщення електронної пари, що зв'язує водень з киснем, до кисню та збільшення здатності водню до відщеплення. Хлорновата кислота являє собою розчин жовто-зеленого кольору з характерним запахом. Вона та її аналоги мають всі властивості слабких летких кислот, є кислотами-окислювачами. Причому окисна активність у ряді НСlO, НBrO, НIO знижується. 1. На світлі хлорноватиста кислота розкладається: НСl+1O-2 =hv НСl-1+О0 2. При дії водовіднімних засобів розпадається: 2НСl+1O=Сl+12O+Н2О 3. При нагріванні хлорноватистої кислоти утворюється соляна та хлорнувата кислоти: 3 +1О=2НСl-1+НСl+5O3 окислювач Сl++2е- Сl-відновник Сl+-4е- Сl+5 Найбільше значення мають солі кисневих кислот хлору. Усі їх можна одержати, виходячи з реакції взаємодії хлору з водою. НСl+НСlO«Сl2+Н2О Рівнагу цієї реакції легко змістити у бік продуктів реакції, додавши в розчин лугу, який реагує з двома кислотами, що утворюються: НСl+НСlO+2КОН=КСl+КСlO+2Н2O I Просумувавши ці два рівняння, отримаємо: Сl2+ 2КОН=КСl+КСlO+Н2O Сl2+2OH-=Сl-+СlO-+Н2О Солі хлорноватистої кислоти називають гіпохлоритами. Водний розчин, що містить гіпохлорит та хлорид калію, називають жолевою водою. Вона, як і хлорна (розчин хлору у воді) вода, використовується для біління бавовняної тканини та паперу. Механізм окислювальної та дезінфікуючої дії хлорноватистої кислоти та її солей пояснюють наявністю хлору зі ступенем окиснення +1, що виявляє в цих процесах активні окисні властивості. Сl++1e-Сl° Сl++2e-Сl- Гіпохлорити- дуже сильні окисники. При пропущенні хлору в розчин лугу, нагрітий до 100°С, процес протікає з утворенням хлоратів (солей хлорнуватий кислоти НСlO3) і хлоридів: ЗСl2+6КОН=5КСl+КСlO3+3Н2O ЗСl2+6OH-=5Сl-+СlO- нагріванні до 400°З відсутність каталізаторів з хлоратів утворюються перхлорати (солі хлорної кислоти НСlO4): 4КСlO3=3КСlO4+КСl У присутності каталізатора (MnO2) процес протікає за рівнянням: 2КСlO3=2КСl+3O2 Таким чином, з лугом. При цьому за кімнатної температури утворюються гіпохлорити, при 100°С - хлорати. Це окислювально-відновні реакції. Хлориста кислота НСlО2 – середньої сили. Вона малостійка у водних розчинах, а її аналоги брому та йоду ще менш міцні. Сила кисневих кислот хлору зростає із зростанням ступеня окиснення центрального атома: НСl+1O – слабка; НСl+3O2 - дещо сильніша; НСl+5O3 - дуже сильна і НСlO+74 - найсильніша з усіх відомих кислот. Якщо хлор взаємодіє з гідроксидом кальцію, який береться у вигляді порошку - пушонки, то утворюється хлорне, або білильне, вапно - пухкий білий порошок із запахом хлору. Вона складається головним чином із гіпохлориту кальцію Са(СlO)2, основних солей кальцію та хлориду кальцію. Приблизне рівняння: 2Сl2+2Са(ОН)2=Са(СlO)2+СаСl2+2Н2О Часто для підвищення якості хлорного вапна до неї додають Са(СlO)2. Хлорне вапно – сильний окисник. Вона дуже реакційноздатна. Застосовується для вибілювання бавовняних тканин, паперу, для хлорування води, дезінфекції, а також для дегазації місцевості, зараженої стійкими отруйними речовинами. Білящі та дезінфікуючі властивості хлорного вапна аналогічні властивостям жалівової та хлорної води: вугільна кислота витісняє з гіпохлориту кальцію хлорновату кислоту; на світлі вона розкладається з виділенням атомарного кисню, який і чинить окислювальну дію.

Питання

Функції йоду в організмі
Йод необхідний для утворення гормонів щитовидної залози та для функціонування макрофагів. Макрофаги – це спеціальні клітини, які знищують різні патогенні мікроби, віруси, грибки тощо.
Які захворювання викликає нестача йоду. Причини йододефіциту
Нестача йоду в організмі людини викликає серйозні захворювання обміну речовин (захворювання щитовидної залози), відхилення у розумовому розвитку, а також може призводити до пошкоджень хромосом та розвитку раку. У крові збільшується концентрація холестерину, порушуються всі види обміну речовин. Можливий розвиток глухоти, німоти, паралічів, стерильності, вроджених вад розвитку, невиношування вагітності, сонливості, набряків, ушкодження частоти серцевих скорочень.
Нестача йоду розвивається внаслідок недостатнього надходження з їжею та водою, дії радіації або внаслідок прийому деяких препаратів.

Норма споживання фтору. Роль в організмі людини
Фтор – неоднозначний елемент. Для здоров'я людини небезпечні і надлишок, і нестача фтору. Фтор міститься в кістках та зубах, є необхідним елементом для будівництва кісткової тканини. Для людини достатньо фтору становить 1-1,5 мг на 1 літр води. Ми наводимо дані на літр води, оскільки сполуки фтору легко розчиняються. Фтор міститься практично у всіх продуктах харчування та різних напоях. На сьогоднішній день неможливо говорити про розвиток дефіциту фтору, оскільки практично всі ґрунти містять надлишок фтору, який у надлишку накопичується у сільськогосподарських культурах.
Що викликає надлишок та нестачу фтору?
Найвідоміший ефект нестачі фтору в організмі – це розвиток карієсу зубів. Надлишок ж фтору викликаєтостеохондроз, зміни форми і кольору зубів (флюороз зубів), тугорухливість суглобів та утворення кісткових наростів. Відзначено втрату голосу, сухий задушливий кашель, зниження тиску, крововиливу. Контакт із фтором викликає захворювання шкіри (свербіж, подразнення, слущування) та слизових оболонок, а також різко збільшує ризик розвитку раку шлунково-кишкового тракту.
Причини надлишку фтору у сучасних продуктах. Які продукти містять дуже багато фтору
Любителі такого широко поширеного напою як чай повинні знати, що чим міцніший чай і чим довше ви його наполягаєте, тим більше напоїв містить фтору. У 1 літрі червоного вина міститься 5 мг фтору – максимальна добова доза. Надлишок фтору містить криль. Загалом надмірне застосування неорганічних добрив у сільськогосподарському виробництві призвело до накопичення сполук фтору практично у всіх рослинах.

Питання

Залізо- Елемент восьмої групи (за старою класифікацією - побічної підгрупи восьмої групи) четвертого періоду періодичної системи хімічних елементівД. І. Менделєєва з атомним номером 26. Позначається символом Fe(Лат. Ferrum). Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію).

Проста речовина залізо - ковкий метал сріблясто-білого кольору з високою хімічною реакційною здатністю: залізо швидко корродує при високих температурах або при високій вологості на повітрі. У чистому кисні залізо горить, а в дрібнодисперсному стані самозаймається і на повітрі.

Обмін речовин

Кисневий обмін

Кисеньвідноситься до елементів-органогенів. Його вміст становить до 65% маси тіла людини, тобто понад 40 кг у дорослого. Кисень найбільш поширений окисник на Землі, у навколишньому середовищі він представлений у двох формах – у вигляді сполук (земна кора та вода: оксиди, пероксиди, гідроксиди тощо) та у вільному вигляді (атмосфера).

Біологічна роль кисню

Основною (фактично єдиною) функцією кисню є його як окислювача в окислювально-відновних реакціях в організмі. Завдяки наявності кисню, організми всіх тварин здатні утилізувати (фактично «спалювати») різні речовини ( , ) з отриманням певної енергії «згоряння» для потреб. У спокої організм дорослої людини споживає 1,8-2,4 г кисню за хвилину.

Джерела кисню

Основним джерелом кисню для людини є атмосфера Землі, звідки за рахунок дихання організм людини здатний видобувати необхідну для життя кількість кисню.

Дефіцит кисню

При дефіциті в людини розвивається так звана гіпоксія.

Причини дефіциту кисню

• відсутність чи різко знижений вміст кисню в атмосфері;
• знижений парціальний тиск кисню у повітрі, що вдихається (при підйомі на великі висоти – в горах, літальних апаратах);
• припинення або зниження надходження кисню до легень при асфіксії;
• порушення транспорту кисню (порушення діяльності серцево-судинної системи значне зниження гемоглобіну в крові при анемії, нездатність гемоглобіну виконувати свої функції – зв'язувати, транспортувати або віддавати тканинам кисень, наприклад, при отруєнні чадним газом);
• нездатність тканин утилізувати кисень внаслідок порушення окисно-відновних процесів у тканинах (наприклад, при )

Наслідки дефіциту кисню

При гострій гіпоксії:

• втрата свідомості;
• розлад, незворотні порушення та швидка загибель центральної нервової системи (буквально за хвилини)

При хронічній гіпоксії:

• швидка фізична та розумова втома;
• порушення центральної нервової системи;
• тахікардія та задишка у спокої або при незначному фізичному навантаженні

Надлишок кисню

Спостерігається дуже рідко, як правило, у штучних умовах (наприклад, гіпербаричні камери, неправильно підібрані суміші для дихання при зануренні у воду тощо). У цьому випадку тривале вдихання надмірно збагаченого киснем повітря супроводжується кисневим отруєнням – внаслідок надмірної його кількості в органах та тканинах утворюється велика кількість вільних радикалів, ініціюється процес мимовільного окиснення органічних речовин, у тому числі перекисне окиснення ліпідів.

План:

Історія відкриття

Походження назви

Знаходження у природі

Отримання

Фізичні властивості

Хімічні властивості

Застосування

Біологічна роль кисню

Токсичні похідні кисню

10. Ізотопи

Кисень

Кислород- елемент 16-ї групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою VI групи), другого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 8. Позначається символом O(лат. Oxygenium). Кисень - хімічно активний неметал, є найлегшим елементом із групи халькогенів. Проста речовина кисень(CAS-номер: 7782-44-7) за нормальних умов - газ без кольору, смаку та запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню (формула O 2), у зв'язку з чим його також називають дикисень. Рідкий кисень має світло- блакитний колір, а твердий є кристалами світло-синього кольору.

Існують інші алотропні форми кисню, наприклад, озон (CAS-номер: 10028-15-6) - за нормальних умов газ блакитного кольору зі специфічним запахом, молекула якого складається з трьох атомів кисню (формула O 3).

1. Історія відкриття

Офіційно вважається, що кисень був відкритий англійським хіміком Джозефом Прістлі 1 серпня 1774 шляхом розкладання оксиду ртуті в герметично закритій посудині (Прістлі направляв на це з'єднання сонячні промені за допомогою потужної лінзи).

Однак Прістлі спочатку не зрозумів, що відкрив нову просту речовину, він вважав, що виділив одну зі складових частин повітря (і назвав цей газ «дефлогістованим повітрям»). Про своє відкриття Прістлі повідомив видатному французькому хіміку Антуану Лавуазьє. У 1775 році А. Лавуазьє встановив, що кисень є складовою повітря, кислот і міститься в багатьох речовинах.

Декількома роками раніше (у 1771 році) кисень отримав шведський хімік Карл Шееле. Він прожарював селітру з сірчаною кислотою і потім розкладав оксид азоту, що вийшов. Шееле назвав цей газ «вогненним повітрям» і описав своє відкриття у виданій у 1777 році книзі (саме тому, що книга опублікована пізніше, ніж повідомив про своє відкриття Прістлі, останній і вважається першовідкривачем кисню). Шееле також повідомив про свій досвід Лавуазьє.

Важливим етапом, який сприяв відкриттю кисню, були роботи французького хіміка П'єра Байєна, який опублікував роботи з окислення ртуті та подальшого розкладання її оксиду.

Нарешті остаточно розібрався в природі отриманого газу А. Лавуазьє, який скористався інформацією від Прістлі та Шееле. Його робота мала величезне значення, тому що завдяки їй була повалена панувала на той час і гальмувала розвиток хімії флогістонна теорія. Лавуазьє провів досвід спалювання різних речовин і спростував теорію флогістону, опублікувавши результати по вазі спалених елементів. Вага золи перевищувала первісну вагу елемента, що дало Лавуазьє право стверджувати, що при горінні відбувається хімічна реакція (окислення) речовини, у зв'язку з цим маса вихідної речовини збільшується, що спростовує теорію флогістону.

Таким чином, заслугу відкриття кисню фактично ділять між собою Прістлі, Шееле та Лавуазьє.

1. походження назви

Слово кисень (іменувався на початку XIX століття ще «кислотвором») своєю появою в російській мові певною мірою зобов'язане М. В. Ломоносову, який увів у вживання, поряд з іншими неологізмами, слово «кислота»; в такий спосіб слово «кисень», своєю чергою, стало калькою терміна «оксиген» (фр. oxygène), запропонованого А. Лавуазьє (від др.-греч. ὀξύς - «кислий» і γεννάω - «народжую»), який перекладається як «що породжує кислоту», що пов'язано з первісним значенням його - «кислота», що раніше мали на увазі речовини, які називаються за сучасною міжнародною номенклатурою оксидами.

1. Знаходження у природі

Кисень - найпоширеніший Землі елемент, з його частку (у складі різних сполук, переважно силікатів) припадає близько 47,4 % маси твердої земної кори. Морські та прісні води містять велику кількість пов'язаного кисню - 88,8 % (за масою), в атмосфері вміст вільного кисню становить 20,95 % за обсягом та 23,12 % за масою. Понад 1500 сполук земної кори у складі містять кисень.

Кисень входить до складу багатьох органічних речовин і присутній у всіх живих клітинах. За кількістю атомів у живих клітинах він становить близько 25%, за масовою часткою – близько 65%.