Главная > Утки > В каких реакциях участвует кислород. "Кислород: значение, получение, физические и химические свойства, применение"


В каких реакциях участвует кислород. "Кислород: значение, получение, физические и химические свойства, применение"




Содержание статьи

КИСЛОРОД, O (oxygenium), химический элемент VIA подгруппы периодической системы элементов: O, S, Se, Te, Po – член семейства халькогенов. Это наиболее распространенный в природе элемент, его содержание составляет в атмосфере Земли 21% (об.), в земной коре в виде соединений ок. 50% (масс.) и в гидросфере 88,8% (масс.).

Кислород необходим для существования жизни на земле: животные и растения потребляют кислород в процессе дыхания, а растения выделяют кислород в процессе фотосинтеза. Живая материя содержит связанный кислород не только в составе жидкостей организма (в клетках крови и др.), но и в составе углеводов (сахар, целлюлоза, крахмал, гликоген), жиров и белков. Глины, горные породы состоят из силикатов и других кислородсодержащих неорганических соединений, таких, как оксиды, гидроксиды, карбонаты, сульфаты и нитраты.

Историческая справка.

Первые сведения о кислороде стали известны в Европе из китайских рукописей 8 в. В начале 16 в. Леонардо да Винчи опубликовал данные, связанные с химией кислорода, не зная еще, что кислород – элемент. Реакции присоединения кислорода описаны в научных трудах С.Гейлса (1731) и П.Байена (1774). Заслуживают особого внимания исследования К.Шееле в 1771–1773 взаимодействия металлов и фосфора с кислородом. Дж.Пристли сообщил об открытии кислорода как элемента в 1774, спустя несколько месяцев после сообщения Байена о реакциях с воздухом. Название oxygenium («кислород») дано этому элементу вскоре после его открытия Пристли и происходит от греческих слов, обозначающих «рождающий кислоту»; это связано с ошибочным представлением о том, что кислород присутствует во всех кислотах. Объяснение роли кислорода в процессах дыхания и горения, однако, принадлежит А.Лавуазье (1777).

Строение атома.

Любой природный атом кислорода содержит 8 протонов в ядре, но число нейтронов может быть равно 8, 9 или 10. Наиболее распространенный из трех изотопов кислорода (99,76%) – это 16 8 O (8 протонов и 8 нейтронов). Содержание другого изотопа, 18 8 O (8 протонов и 10 нейтронов), составляет всего 0,2%. Этот изотоп используется как метка или для идентификации некоторых молекул, а также для проведения биохимических и медико-химических исследований (метод изучения нерадиоактивных следов). Третий нерадиоактивный изотоп кислорода 17 8 O (0,04%) содержит 9 нейтронов и имеет массовое число 17. После того как в 1961 масса изотопа углерода 12 6 C была принята Международной комиссией за стандартную атомную массу, средневзвешенная атомная масса кислорода стала равна 15,9994. До 1961 стандартной единицей атомной массы химики считали атомную массу кислорода, принятую для смеси трех природных изотопов кислорода равной 16,000. Физики за стандартную единицу атомной массы принимали массовое число изотопа кислорода 16 8 O, поэтому по физической шкале средняя атомная масса кислорода составляла 16,0044 .

В атоме кислорода 8 электронов, при этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поэтому в химических реакциях кислород может принимать от доноров до двух электронов, достраивая свою внешнюю оболочку до 8 электронов и образуя избыточный отрицательный заряд .

Молекулярный кислород.

Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1–2 электронов, кислород образует двухатомную молекулу. В этом процессе выделяется много энергии (~490 кДж/моль) и соответственно столько же энергии необходимо затратить для обратного процесса диссоциации молекулы на атомы. Прочность связи O–O настолько высока, что при 2300° С только 1% молекул кислорода диссоциирует на атомы. (Примечательно, что при образовании молекулы азота N 2 прочность связи N–N еще выше, ~710 кДж/моль.)

Электронная структура.

В электронной структуре молекулы кислорода не реализуется, как можно было ожидать, распределение электронов октетом вокруг каждого атома, а имеются неспаренные электроны, и кислород проявляет свойства, типичные для такого строения (например, взаимодействует с магнитным полем, являясь парамагнетиком).

Реакции.

В соответствующих условиях молекулярный кислород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Однако при комнатных условиях только наиболее активные элементы реагируют с кислородом достаточно быстро. Вероятно, большинство реакций протекает только после диссоциации кислорода на атомы, а диссоциация происходит лишь при очень высоких температурах. Однако катализаторы или другие вещества в реагирующей системе могут способствовать диссоциации O 2 . Известно, что щелочные (Li, Na, K) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы реагируют с молекулярным кислородом с образованием пероксидов:

Получение и применение.

Благодаря наличию свободного кислорода в атмосфере наиболее эффективным методом его извлечения является сжижение воздуха, из которого удаляют примеси, CO 2 , пыль и т.д. химическими и физическими методами. Циклический процесс включает сжатие, охлаждение и расширение, что и приводит к сжижению воздуха. При медленном подъеме температуры (метод фракционной дистилляции) из жидкого воздуха испаряются сначала благородные газы (наиболее трудно сжижаемые), затем азот и остается жидкий кислород. В результате жидкий кислород содержит следы благородных газов и относительно большой процент азота. Для многих областей применения эти примеси не мешают. Однако для получения кислорода особой чистоты процесс дистилляции необходимо повторять. Кислород хранят в танках и баллонах. Он используется в больших количествах как окислитель керосина и других горючих в ракетах и космических аппаратах. Сталелитейная промышленность потребляет газообразный кислород для продувки через расплав чугуна по методу Бессемера для быстрого и эффективного удаления примесей C, S и P. Сталь при кислородном дутье получается быстрее и качественнее, чем при воздушном. Кислород используется также для сварки и резки металлов (кислородно-ацетиленовое пламя). Применяют кислород и в медицине, например, для обогащения дыхательной среды пациентов с затрудненном дыханием. Кислород можно получать различными химическими методами, и некоторые из них применяют для получения малых количеств чистого кислорода в лабораторной практике.

Электролиз.

Один из методов получения кислорода – электролиз воды, содержащей небольшие добавки NaOH или H 2 SO 4 в качестве катализатора: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2 . При этом образуются небольшие примеси водорода. С помощью разрядного устройства следы водорода в газовой смеси вновь превращают в воду, пары которой удаляют вымораживанием или адсорбцией.

Термическая диссоциация.

Важный лабораторный метод получения кислорода, предложенный Дж.Пристли, заключается в термическом разложении оксидов тяжелых металлов: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Пристли для этого фокусировал солнечные лучи на порошок оксида ртути. Известным лабораторным методом является также термическая диссоциация оксосолей, например хлората калия в присутствии катализатора – диоксида марганца:

Диоксид марганца, добавляемый в небольших количествах перед прокаливанием, позволяет поддерживать требуемую температуру и скорость диссоциации, причем сам MnO 2 в процессе не изменяется.

Используются также способы термического разложения нитратов:

а также пероксидов некоторых активных металлов, например:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Последний способ одно время широко использовался для извлечения кислорода из атмосферы и заключался в нагревании BaO на воздухе до образования BaO 2 с последующим термическим разложением пероксида. Способ термического разложения сохраняет свое значение для получения пероксида водорода.

НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
Атомный номер 8
Атомная масса 15,9994
Температура плавления, °С –218,4
Температура кипения, °С –183,0
Плотность
твердый, г/см 3 (при t пл) 1,27
жидкий г/см 3 (при t кип) 1,14
газообразный, г/дм 3 (при 0° С) 1,429
относительная по воздуху 1,105
критическая а, г/см 3 0,430
Критическая температура а, °С –118,8
Критическое давление а, атм 49,7
Растворимость, см 3 /100 мл растворителя
в воде (0° С) 4,89
в воде (100° С) 1,7
в спирте (25° С) 2,78
Радиус, Å 0,74
ковалентный 0,66
ионный (О 2–) 1,40
Потенциал ионизации, В
первый 13,614
второй 35,146
Электроотрицательность (F = 4) 3,5
а Температура и давление, при которых плотность газа и жидкости одинаковы.

Физические свойства.

Кислород при нормальных условиях – бесцветный газ без запаха и вкуса. Жидкий кислород имеет бледно-голубой цвет. Твердый кислород существует по крайней мере в трех кристаллических модификациях. Газообразный кислород растворим в воде и, вероятно, образует непрочные соединения типа O 2 Ч H 2 O, а возможно, и O 2 Ч 2H 2 O.

Химические свойства.

Как уже упоминалось, химическая активность кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы O, которые и отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные металлы и минералы реагируют с O 2 c высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O 2 пероксиды типа NaO 2 и BaO 2 . Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации O 2 . В подходящих условиях все элементы, исключая благородные газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже образуют оксиды, но при особых условиях.

Электронная структура кислорода (1s 2 2s 2 2p 4) такова, что атом O принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион O 2– . В оксидах щелочных металлов образуется преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов практически целиком оттянуты к кислороду. В оксидах менее активных металлов и неметаллов переход электронов неполный, и плотность отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее ионная или более ковалентная.

При окислении металлов кислородом происходит выделение тепла, величина которого коррелирует с прочностью связи M–O. При окислении некоторых неметаллов происходит поглощение тепла, что свидетельствует об их менее прочных связях с кислородом. Такие оксиды термически неустойчивы (или менее стабильны, чем оксиды с ионной связью) и часто отличаются высокой химической активностью. В таблице приведены для сравнения значения энтальпий образования оксидов наиболее типичных металлов, переходных металлов и неметаллов, элементов A- и B-подгрупп (знак минус означает выделение тепла).

О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов:

1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом атомного радиуса металла; так, t пл (Cs 2 O) t пл (Na 2 O). Оксиды, в которых преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем температуры плавления ковалентных оксидов: t пл (Na 2 O) > t пл (SO 2).

2. Оксиды химически активных металлов (IA–IIIA подгрупп) более термически стабильны, чем оксиды переходных металлов и неметаллов. Оксиды тяжелых металлов в высшей степени окисления при термической диссоциации образуют оксиды с более низкими степенями окисления (например, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Такие оксиды в высоких степенях окисления могут быть хорошими окислителями.

3. Наиболее активные металлы взаимодействуют с молекулярным кислородом при повышенных температурах с образованием пероксидов:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Оксиды активных металлов образуют бесцветные растворы, тогда как оксиды большинства переходных металлов окрашены и практически нерастворимы. Водные растворы оксидов металлов проявляют основные свойства и являются гидроксидами, содержащими OH-группы, а оксиды неметаллов в водных растворах образуют кислоты, содержащие ион H + .

5. Металлы и неметаллы A-подгрупп образуют оксиды со степенью окисления, соответствующей номеру группы, например, Na, Be и B образуют Na 1 2 O, Be II O и B 2 III O 3 , а неметаллы IVA–VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Номер группы элемента коррелирует только с максимальной степенью окисления, так как возможны оксиды и с более низкими степенями окисления элементов. В процессах горения соединений типичными продуктами являются оксиды, например:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются (сгорают) до CO 2 и H 2 O. Примерами таких веществ являются топлива – древесина, нефть, спирты (а также углерод – каменный уголь, кокс и древесный уголь). Тепло от процесса горения утилизируется на производство пара (а далее электричества или идет на силовые установки), а также на отопление домов. Типичные уравнения для процессов горения таковы:

а) древесина (целлюлоза):

(C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 ® 6n CO 2 + 5n H 2 O + тепловая энергия

б) нефть или газ (бензин C 8 H 18 или природный газ CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + тепловая энергия

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + тепловая энергия

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + тепловая энергия

г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):

2C + O 2 ® 2CO + тепловая энергия

2CO + O 2 ® 2CO 2 + тепловая энергия

Горению подвержены также ряд C-, H-, N-, O-содержащих соединений с высоким запасом энергии. Кислород для окисления может использоваться не только из атмосферы (как в предыдущих реакциях), но и из самого вещества. Для инициирования реакции достаточно небольшого активирования реакции, например удара или встряски. При этих реакциях продуктами горения также являются оксиды, но все они газообразны и быстро расширяются при высокой конечной температуре процесса. Поэтому такие вещества являются взрывчатыми. Примерами взрывчатых веществ служат тринитроглицерин (или нитроглицерин) C 3 H 5 (NO 3) 3 и тринитротолуол (или ТНТ) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Оксиды металлов или неметаллов с низшими степенями окисления элемента реагируют с кислородом с образованием оксидов высоких степеней окисления этого элемента:

Оксиды природные, полученные из руд или синтезированные, служат сырьем для получения многих важных металлов, например, железа из Fe 2 O 3 (гематит) и Fe 3 O 4 (магнетит), алюминия из Al 2 O 3 (глинозем), магния из MgO (магнезия). Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO 2 находит необычное применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней выделяет кислород. Поэтому KO 2 применяют в респираторах для получения кислорода. Влага из выдыхаемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а KOH поглощает CO 2 . Получение оксида CaO и гидроксида кальция Ca(OH) 2 – многотоннажное производство в технологии керамики и цемента.

Вода (оксид водорода).

Важность воды H 2 O как в лабораторной практике для химических реакций, так и в процессах жизнедеятельности требует особого рассмотрения этого вещества ВОДА, ЛЕД И ПАР) . Как уже упоминалось, при прямом взаимодействии кислорода и водорода в условиях, например, искрового разряда происходят взрыв и образование воды, при этом выделяется 143 кДж/(моль H 2 O).

Молекула воды имеет почти тетраэдрическое строение, угол H–O–H равен 104° 30ў . Связи в молекуле частично ионные (30%) и частично ковалентные с высокой плотностью отрицательного заряда у кислорода и соответственно положительных зарядов у водорода:

Из-за высокой прочности связей H–O водород с трудом отщепляется от кислорода и вода проявляет очень слабые кислотные свойства. Многие свойства воды определяются распределением зарядов. Например, молекула воды образует с ионом металла гидрат:

Одну электронную пару вода отдает акцептору, которым может быть H + :

Оксоанионы и оксокатионы

– кислородсодержащие частицы, имеющие остаточный отрицательный (оксоанионы) или остаточный положительный (оксокатионы) заряд. Ион O 2– имеет высокое сродство (высокую реакционную способность) к положительно заряженным частицам типа H + . Простейшим представителем стабильных оксоанионов является гидроксид-ион OH – . Это объясняет неустойчивость атомов с высокой зарядовой плотностью и их частичную стабилизацию в результате присоединения частицы с положительным зарядом. Поэтому при действии активного металла (или его оксида) на воду образуется OH – , а не O 2– :

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

Более сложные оксоанионы образуются из кислорода с ионом металла или неметаллической частицей, имеющей большой положительный заряд, в результате получается низкозаряженная частица, обладающая большей стабильностью, например:

° С образуется темнопурпуровая твердая фаза. Жидкий озон слаборастворим в жидком кислороде, а в 100 г воды при 0° С растворяется 49 см 3 O 3 . По химическим свойствам озон намного активнее кислорода и по окислительным свойствам уступает только O, F 2 и OF 2 (дифториду кислорода). При обычном окислении образуются оксид и молекулярный кислород O 2 . При действии озона на активные металлы в особых условиях образуются озониды состава K + O 3 – . Озон получают в промышленности для специальных целей, он является хорошим дезинфицирующим средством и используется для очистки воды и как отбеливатель, улучшает состояние атмосферы в закрытых системах, дезинфицирует предметы и пищу, ускоряет созревание зерна и фруктов. В химической лаборатории часто используют озонатор для получения озона, необходимого для некоторых методов химического анализа и синтеза. Каучук легко разрушается даже под действием малых концентраций озона. В некоторых промышленных городах значительная концентрация озона в воздухе приводит к быстрой порче резиновых изделий, если они не защищены антиоксидантами. Озон очень токсичен. Постоянное вдыхание воздуха даже с очень низкими концентрациями озона вызывает головную боль, тошноту и другие неприятные состояния.

Взаимодействие кислорода с простыми веществами Кислороду присуща высокая химическая активность. Многие вещества реагируют с кислородом при комнатной температуре. Так, например, свежий срез яблока довольно быстро приобретает бурую окраску, это происходит вследствие химических реакций между органическими веществами, содержащимися в яблоке, и кислородом, содержащимся в воздухе. С простыми веществами кислород, как правило, реагирует при нагревании. В металлическую ложечку для сжигания веществ поместим уголек, нагреем его в пламени спиртовки докрасна и опустим в сосуд с кислородом. Наблюдаем яркое горение уголька в кислороде. Уголь – простое вещество, образованное элементом углеродом. В реакции кислорода с углеродом образуется углекислый газ:

C + O2 = CO2

Стоит отметить, что многие химические вещества имеют тривиальные названия. Углекислый газ – это тривиальное название вещества. Тривиальные названия веществ используются в повседневной жизни, многие из них имеют давнее происхождение. Например, пищевая сода, бертолетова соль. Однако у каждого химического вещества есть и систематическое химическое название, составление которого регламентируется международными правилами – систематической химической номенклатурой. Так, углекислый газ имеет систематическое название оксид углерода (IV). Углекислый газ является сложным веществом, бинарным соединением, в состав которого входит кислород. Поместим в ложечку для сжигания веществ серу и нагреем. Сера плавится, затем загорается. На воздухе сера горит бледным, почти незаметным, синим пламенем. Внесем серу в сосуд с кислородом – сера горит ярким синим пламенем. В реакции серы с кислородом образуется сернистый газ:

S + O2 = SO2

Сернистый газ, как и углекислый газ, относится к группе оксидов. Это оксид серы (IV) – бесцветный газ с резким едким запахом. Теперь внесем в сосуд с кислородом подожженный красный фосфор. Фосфор горит ярким, ослепительным пламенем. Сосуд заполняется белым дымом. Белый дым – это продукт реакции, мелкие твердые частицы оксида фосфора (V):

4P + 5O2 = 2P2O5

В кислороде способны гореть не только неметаллы. Металлы также энергично взаимодействуют с кислородом. Например, магний горит в кислороде и на воздухе ослепительным белым пламенем. Продукт реакции – оксид магния:

2Mg + O2 = 2MgO

Попробуем сжечь в кислороде железо. Раскалим в пламени спиртовки стальную проволоку и быстро опустим в сосуд с кислородом. Железо горит в кислороде с образованием множества искр. Вещество, полученное в результате реакции, называют железной окалиной:

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Снопы искр, образующихся при горении бенгальского огня, объясняются сгоранием порошка железа, входящего в состав этих пиротехнических изделий. После рассмотренных реакций можно сделать важные выводы: кислород реагирует как с металлами, так и неметаллами; часто эти реакции сопровождаются горением веществ. Продуктами реакций кислорода с простыми веществами являются оксиды . Обратите внимание, что при взаимодействии кислорода с простыми веществами – металлами и неметаллами образуются сложные вещества – оксиды. Такой тип химических реакций называют реакциями соединения. Реакция соединения – реакция, в результате которой из двух или нескольких менее сложных по строению веществ, образуются более сложные по строению вещества

Взаимодействие кислорода со сложными веществами

Кислород способен вступать в реакции и со сложными веществами. В качестве примера рассмотрим реакцию, которая протекает при горении бытового газа, который состоит из метана CH4. По горению метана в конфорке печи можно сделать выводы, что реакция протекает с выделением энергии в виде тепла и света. Каковы продукты этой реакции?

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О.

Продукты реакции оксиды: углекислый газ (оксид углерода (IV)) и вода (оксид водорода). В реакции кислорода с минералом пиритом FeS2 (важный минерал железа и серы) получают оксиды серы и железа. Реакция происходит при нагревании:

4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3

Окисление – горение и медленное окисление

Горение – это первая химическая реакция, с которой познакомился человек. Огонь… Можно ли представить наше существование без огня? Он вошел в нашу жизнь, стал неотделим от нее. Без огня человек не сварит пищу, сталь, без него невозможно движение транспорта. Огонь стал нашим другом и союзником, символом славных дел, добрых свершений, памятью о минувшем. С химической точки зрения горение – это химическая реакция, сопровождающаяся выделением потока раскаленных газов и энергии в виде тепла и света. Можно сказать, что кислород, вступая в реакцию с простыми веществами, окисляет их: Простое вещество + Кислород окисление → Продукты окисления (оксиды) + Энергия. Окисление веществ может и не сопровождаться горением, то есть выделением пламени. Такие процессы называют медленным окислением. Медленное окисление – процесс постепенного взаимодействия веществ с кислородом, с медленным выделением теплоты, не сопровождающийся горением. Так, например, углекислый газ образуется не только при горении углерода в кислороде, но и при медленном окислении органических веществ кислородом воздуха (гниении, разложении).
  • В реакции простых веществ с кислородом, образуются оксиды
  • Реакции простых веществ с кислородом протекают, как правило, при нагревании
  • Реакции простых веществ с кислородом – это реакции соединения
  • Тривиальные названия химических веществ не отражают химического состава веществ, используются в повседневной практике, многие из них сложились исторически
  • Систематические названия химических веществ отражают химический состав вещества, соответствуют международной систематической номенклатуре
  • Реакция соединения – реакция, в результате которой, из двух или нескольких менее сложных по строению веществ, образуются более сложные по строению вещества
  • Кислород способен реагировать со сложными веществами
  • Горение – химическая реакция, сопровождающаяся выделением энергии в виде тепла и света
  • Медленное окисление – процесс постепенного взаимодействия веществ с кислородом, с медленным выделением теплоты, не сопровождающийся горением
]]>

Бериллий, магний. Распространение в природе. Физические и химические свойства. Биологическая роль. Признаки дефицита, токсичность элемента. Применение соединений в медицине и фармации

Ве- элемент главной подгруппы второй группы, второго периода периодической системы, с атомным номером 4.

В природе: Разновидности берилла считаются драгоценными камнями: аквамарин - голубой, зеленовато-голубой, голубовато-зеленый; изумруд - густо-зеленый, ярко-зеленый; гелиодор - желтый; Содержание бериллия в морской воде чрезвычайно низкое - 6·10 −7 мг/л

Бериллий - относительно твердый, но хрупкий металл серебристо-белого цвета.На воздухе активно покрывается стойкой оксидной плёнкой BeO.

Для бериллия характерна только одна степень окисления +2. Соответствующий гидроксид амфотерен, причем как основные, так и кислотные свойства выражены слабо.

Используется для изготовления окон к рентгеновским установкам, добавляется к сплавам для увеличения твердости и электропроводности.

Био роль: Ве снижает активность иммуноглобулина. Избыток приводит к заболеванию – пневмонии.

Мg- элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода с атомным номером 12.

В природе: Это один из самых распространённых элементов земной коры Содержание составляет 1,87 %. Большие количества магния находятся в морской воде.

Физ свойства: Магний - металл серебристо-белого цвета с гексагональной решёткой, обладает металлическим блеском. При обычных условиях поверхность магния покрыта прочной защитной плёнкой оксида магния MgO.

Хим свойства: Раскаленный магний реагирует с водой:
Mg + Н 2 О = MgO + H 2
Щелочи на магний не действуют, в кислотах он растворяется легко с выделением водорода:
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
При нагревании на воздухе магний сгорает с образованием оксида и небольшого количества нитрида. При этом выделяется большое количество теплоты и световой энергии:
2Mg + О 2 = 2MgO
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2
Магний может гореть даже в углекислом газе:
2Mg + CO 2 = 2MgO + C

Био роль: внутриклеточный ион, активирует ферменты, учувствует в гидролиз, активирует синтез белка, учувствуют в минерализации костей.

MgO – входит в состав стоматологический паст и зубных цементов.

Биологическая роль:

Водород как отдельный элемент не обладает биологической ценностью. Для организма важны соединения, в состав которых он входит, а именно вода, белки, жиры, углеводы, витамины, биологически активные вещества (за исключением минералов) и т.д. Наибольшую ценность, конечно, представляет соединение водорода с кислородом – вода, которая фактически является средой существования всех клеток организма. Другой группой важных соединений водорода являются кислоты – их способность высвобождать ион водорода делает возможным формирование рН среды. Немаловажной функцией водорода также является его способность образовывать водородные связи, которые, например, формируют в пространстве активные формы белков и двухцепочечную структуру ДНК.


Признаки дефицита:

· обезвоживание, чувство жажды,

· снижение тургора тканей,

· сухость кожи и слизистых оболочек,

· повышение концентрации крови,

· артериальная гипотензия.

Токсичность: Водород нетоксичен. Летальная доза для человека не определена.

Применение в мед и фарм: Соединения водорода используются в химической промышленности при получении метанола, аммиака и т.д.

В медицине один из изотопов водорода (дейтерий) в качестве метки используется при исследованиях фармакокинетики лекарственных препаратов. Другой изотоп (тритий) применяется в радиоизотопной диагностике, при изучении биохимических реакций метаболизма ферментов и др.

Перекись водорода H 2 O 2 является средством дезинфекции и стерилизации.

Биологическая роль:

  • участвует во многих биохимических реакциях (регулирует активность ряда ферментов - аденилатциклазы, липаз, эстераз, лактатдегидрогеназ и др.)
  • участвует в образовании костной ткани, а также формировании эмали и дентина зубной ткани, проявляя выраженный противокариесный эффект за счет подавления кислотообразующих бактерий в полости рта

Признаки дефицита:

  • повышение риска развития кариеса зубов
  • повышение риска развития остеопороза

Токсичность: Большинство фтороорганических соединений сильно ядовиты. Некоторые неорганические соединения фтора (напр., HF) также очень токсичны. Потенциально летальная доза NaF при пероральном поступлении составляет всего 5-10 г. Однако ряд насыщенных фтороуглеродных соединений абсолютно химически и биологически нейтральны.

Токсическая доза фтора для человека: 20 мг. Летальная доза для человека: 2 г.

Применение в мед и фарм:

Биологическая пасивность фтороуглеродных соединений в совокупности со свойствами хорошо растворять кислород и другие газы дает возможность использовать их в качестве искусственного кровезаменителя с газотранспортной функцией. На сегодняшний день существует ряд препаратов, используемых в качестве кровезаменителей и содержащих перфторуглеродные соединения.

На основе биологически нейтральных фторорганических соединений изготовляются искусственные сосуды и клапаны для сердца.

Самым радикальным и эффективным методом обеззараживания воды считается ее фторирование (до концентрации 1 мг/л). Фторирование воды приводит к снижению кариеса на 30-50 %, также при лечении кариеса применяются местные аппликации 1-2% раствором фторида натрия или фторида олова.

В медицине фторсодержащие препараты служат для лечения гипофтороза, выпускаются в виде таблеток, лечебных пленок, лаков для зубов, используются как наркотические средства и т.д.

Радиоактивные изотопы фтора применяются в медико-биологических исследованиях.

Биологическая роль:

  • в связи с тем, что хлорид-ионы способны проникать через мембрану клеток, они вместе с ионами натрия и калия поддерживают осмотическое давление и регулируют водно-солевой обмен
  • создают благоприятную среду в желудке для действия протеолитических ферментов желудочного сока
  • благодаря наличию в мембранах клетоки митохондрий специальных хлорных каналов, хлорид ионы регулируют объем жидкости, трансэпителиальный транспорт ионов, создают и стабилизируют мембранный потенциал
  • участвуют в создании и поддержании рН в клетках и биологических жидкостях организма

Признаки дефицита:

  • слабость, сонливость, вялость, анорексия
  • выпадение зубов и волос
  • дерматиты
  • алкалоз
  • запоры

Токсичность: Хлор - токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора).

Применение в мед. и фарм.:

Соединения хлора используются в приготовлении пищи (NaCl), для обеззараживания питьевой воды (хлорирование), дезинфекции, отбеливании тканей, в качестве реагента для многих химических процессов (HCl, HClO4), а также широко используются в химической и целлюлозно-бумажной промышленности при производстве органических растворителей и полимеров.

Хлор применяется для производства гербицидов, пестицидов и инсектицидов.

Хлор элемент входит в состав желудочного сока, препаратов для лечения ряда желудочно-кишечных заболеваний. В медицине широко используются бактерицидные свойства хлорсодержащих препаратов.

Биологическая роль:

  • стимулирует рост и развитие организма
  • регулирует рост и дифференцировку тканей
  • повышает артериальное давление, а также частоту и силу сердечных сокращений
  • регулирует (увеличивает) скорость протекания многих биохимических реакций
  • регулирует обмен энергии, повышает температуру тела
  • регулирует обмен витаминов
  • повышает потребление тканями кислорода

Признаки дефицита:

  • Увеличение щитовидной железы и формирование эндемического зоба.
  • Нарушение выработки гормонов щитовидной железы.
  • Снижение основного обмена, температуры тела.
  • У детей – развитие кретинизма, отсталость в физическом и умственном развитии.

Токсичность: Токсическая доза для человека: 2-5 мг/сутки.

Летальная доза для человека: 35-350 мг.

Применение в мед. и фарм: Несмотря на активное применение йодированной соли в развитых странах, нехватка йода остается одним из наиболее распространенных минеральных дефицитов в мире. Согласно рекомендациям ВОЗ, в мире применяются 4 метода профилактики йододефицитных заболеваний: йодирование соли, хлеба, масла и прием обогащенных йодом биологически активных добавок к пище.

В медицинских целях йод используется в лекарственных препаратах, применяемых, в частности, при заболеваниях щитовидной железы.

Йод входит в состав "бытовой" настойки йода в спирте, раствора Люголя, ряда препаратов, таких как: Йокс, Йодид. Йод используют в гинекологической практике для профилактики и лечения инфекционных заболеваний как средство для местного применения.

Радиоактивный йод применяется для диагностики заболеваний щитовидной железы.

Некоторые препараты йода служат в качестве рентгеноконтрастных веществ при исследованиях сосудов и сердца, матки и фаллопиевых труб, печени и желчного пузыря.

59. Биологическая роль серы.

  • придает необходимую для их функционирования пространственную организацию молекулам белков за счет образования дисульфидных мостиков
  • является компонентом многих ферментов, гормонов (в частности в инсулина), и серосодержащих аминокислот
  • является компонентом таких активных веществ, как гистамин, витамина биотин, витаминоида липоевой кислоты и др.
  • сульфгидрильные группы образуют активные центры ряда ферментов
  • обеспечивает передачу энергии в клетке: атом серы принимает на свободную орбиталь один из электронов кислорода
  • участвует в переносе метильных групп
  • входит в состав коэнзимов, включая коэнзим А

Роль тиоловой группы: Сульфгидрильные группы (тиоловые группы,) SH-группы органических соединений. С. г. обладают высокой и разнообразной реакционной способностью: легко окисляются с образованием дисульфидов, сульфеновых, сульфиновых или сульфокислот; легко вступают в реакции алкилирования, ацилирования, тиол-дисульфидного обмена, образуют меркаптиды (при реакции с ионами тяжёлых металлов), меркаптали, меркаптолы (при реакции с альдегидами и кетонами). С. г. играют важную роль в биохимических процессах. С. г. кофермента А (См. Кофермент А), липоевой кислоты (См. Липоевая кислота) и 4 1 -фосфопантетеина участвуют в ферментативных реакциях образования и переноса ацильных остатков, связанных с метаболизмом липидов и углеводов;

Признаки дефицита:

  • патологии печени, суставов, кожи
  • нарушения метаболизма серосодержащих соединений

Токсичность: Чистая сера нетоксична для человека. Данные о токсичности серы, содержащейся в пищевых продуктах, отсутствуют. Летальная доза для человека не определена.

Токсичны многие соединения серы. К числу наиболее опасных соединений серы относятся сероводород, оксид серы и сернистый ангидрид.

Применение в мед. и фарм.: Для медицинских целей люди издавна использовали дезинфицирующие свойства серы, которую применяли при лечении кожных болезней, а также бактерицидное действие сернистого газа, образующегося при горении серы.

При приеме внутрь элементарная сера действует как слабительное. Порошок очищенной серы используют в качестве противоглистного средства при энтеробиозе. Соединения серы в виде сульфаниламидных препаратов (бисептол, сульфацил-натрия, сульгин и др.) обладают противомикробной активностью.

Стерильный раствор 1-2% серы в персиковом масле применяют для пирогенной терапии при лечении сифилиса.

Сера и ее неорганические соединения применяются при хронических артропатиях, при заболеваниях сердечной мышцы (кардиосклероз), при многих хронических кожных и гинекологических заболеваниях, при профессиональных отравлениях тяжелыми металлами (ртуть, свинец) - Тиосульфат натрия.

Очищенную и осажденную серу применяют наружно в мазях и присыпках при кожных заболеваниях (себорея, сикоз); при лечении себореи волосистой части головы используют селена дисульфид. Тиосульфат натрия также применяется как наружное средство при лечении больных чесоткой и некоторыми грибковыми заболеваниями кожи.

60. Биологическая роль кислорода.

Кислород входит в состав молекул множества веществ - от самых простых до сложных полимеров; наличие в организме и взаимодействие этих веществ обеспечивает существование жизни. Являясь составной частью молекулы воды, кислород участвует практически во всех биохимических процессах протекающих в организме.

Кислород незаменим, при его недостатке эффективным средством может быть только восстановление нормального снабжения организма кислородом. Даже кратковременное (несколько минут) прекращение поступления кислорода в организм может вызвать тяжелые нарушения его функций и последующую смерть.

Главной функцией молекулярного кислорода в организме является окисление различных соединений. Вместе с водородом кислород образует воду, содержание которой в организме взрослого человека в среднем составляет около 55-65%.

Кислород входит в состав белков, нуклеиновых кислот и других жизненно-необходимых компонентов организма. Кислород необходим для дыхания, окисления жиров, белков, углеводов, аминокислот, а также для многих других биохимических процессов.

Аллотропия:

Физические свойства кислорода

Газ - без цвета, вкуса и запаха; в 100V H 2 O растворяется 3V O 2 (н.у.); t°кип= -183°С; t°пл = -219°C; D по воздуху = 1,1, т.е. тяжелее воздуха.

Способы получения

1. Промышленный способ (перегонка жидкого воздуха).

2. Лабораторный способ (разложение некоторых кислородосодержащих веществ)

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 ­ (при нагревании)

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 ­ (при нагревании, в присутствии катализатора MnO 2)

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2 ­ (в присутствии катализатора MnO 2)

Способы собирания

Вытеснением воды Вытеснением воздуха

Химические свойства

Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением .

С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород - окислитель.

С неметаллами

S + O 2 → SO 2

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

С металлами

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 →2CuO (при нагревании)

Кислород находится во втором периоде VI-ой главной группы устаревшего короткого варианта периодической таблицы. По новым стандартам нумерации — это 16-я группа. Соответствующее решение принято ИЮПАК в 1988 году. Формула кислорода как простого вещества — О 2 . Рассмотрим его основные свойства, роль в природе и хозяйстве. Начнем с характеристики всей группы которую возглавляет кислород. Элемент отличается от родственных ему халькогенов, а вода отличается от водородных селена и теллура. Объяснение всем отличительным чертам можно найти, только узнав о строении и свойствах атома.

Халькогены — родственные кислороду элементы

Сходные по свойствам атомы образуют одну группу в периодической системе. Кислород возглавляет семейство халькогенов, но отличается от них по ряду свойств.

Атомная масса кислорода — родоначальника группы — составляет 16 а. е. м. Халькогены при образовании соединений с водородом и металлами проявляют свою обычную степень окисления: -2. Например, в составе воды (Н 2 О) окислительное число кислорода равно -2.

Состав типичных водородных соединений халькогенов отвечает общей формуле: Н 2 R. При растворении этих веществ образуются кислоты. Только водородное соединение кислорода — вода — обладает особыми свойствами. Согласно выводам ученых, это необычное вещество является и очень слабой кислотой, и очень слабым основанием.

Сера, селен и теллур имеют типичные положительные степени окисления (+4, +6) в соединениях с кислородом и другими неметаллами, обладающими высокой электроотрицательностью (ЭО). Состав оксидов халькогенов отражают общие формулы: RO 2 , RO 3 . Соответствующие им кислоты имеют состав: H 2 RO 3 , H 2 RO 4 .

Элементам соответствуют простые вещества: кислород, сера, селен, теллур и полоний. Первые три представителя проявляют неметаллические свойства. Формула кислорода — О 2 . Аллотропное видоизменение того же элемента - озон (О 3) . Обе модификации являются газами. Сера и селен — твердые неметаллы. Теллур — металлоидное вещество, проводник электрического тока, полоний — металл.

Кислород — самый распространенный элемент

Мы уже знаем, что есть другая разновидность существования того же самого химического элемента в форме простого вещества. Это озон — газ, образующий на высоте около 30 км от поверхности земли слой, часто называемый озоновым экраном. Связанный кислород входит в молекулы воды, в состав многих горных пород и минералов, органических соединений.

Строение атома кислорода

Периодическая таблица Менделеева содержит полную информацию о кислороде:

  1. Порядковый номер элемента — 8.
  2. Заряд ядра — +8.
  3. Общее число электронов — 8.
  4. Электронная формула кислорода — 1s 2 2s 2 2p 4 .

В природе встречаются три стабильных изотопа, которые имеют одинаковый порядковый номер в таблице Менделеева, идентичный состав протонов и электронов, но разное число нейтронов. Обозначаются изотопы одним и тем же символом — О. Для сравнения приведем схему, отражающую состав трех изотопов кислорода:

Свойства кислорода — химического элемента

На 2р-подуровне атома имеются два неспаренных электрона, что объясняет появление степеней окисления -2 и +2. Два спаренных электрона не могут разъединиться, чтобы степень окисления возросла до +4, как у серы и других халькогенов. Причина — отсутствие свободного подуровня. Поэтому в соединениях химический элемент кислород не проявляет валентность и степень окисления, равные номеру группы в коротком варианте периодической системы (6). Обычное для него окислительное число равно -2.

Только в соединениях с фтором кислород проявляет нехарактерную для него положительную степень окисления +2. Значение ЭО двух сильных неметаллов отличается: ЭО (О) = 3,5; ЭО (F) = 4. Как более электроотрицательный химический элемент, фтор сильнее удерживает свои электроны и притягивает валентные частицы на атома кислорода. Поэтому в реакции с фтором кислород является восстановителем, отдает электроны.

Кислород — простое вещество

Английский исследователь Д. Пристли в 1774 году в ходе опытов выделил газ при разложении оксида ртути. Двумя годами ранее это же вещество в чистом виде получил К. Шееле. Лишь спустя несколько лет французский химик А. Лавуазье установил, что за газ входит в состав воздуха, изучил свойства. Химическая формула кислорода — О 2 . Отразим в записи состава вещества электроны, участвующие в образовании неполярной ковалентной связи — О::О. Заменим каждую связывающую электронную пару одной чертой: О=О. Такая формула кислорода наглядно показывает, что атомы в молекуле связаны между двумя общими парами электронов.

Выполним несложные расчеты и определим, чему равна относительная молекулярная масса кислорода: Mr(O 2) = Ar(O) х 2 = 16 х 2 = 32. Для сравнения: Mr(возд.) = 29. Химическая формула кислорода отличается от на один атом кислорода. Значит, Mr(O 3) = Ar(O) х 3 = 48. Озон в 1,5 раза тяжелее кислорода.

Физические свойства

Кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха (при обычной температуре и давлении, равном атмосферному). Вещество немного тяжелее воздуха; растворяется в воде, но в небольших количествах. Температура плавления кислорода является отрицательной величиной и составляет -218,3 °C. Точка, в которой жидкий кислород вновь превращается в газообразный, — это его температура кипения. Для молекул О 2 значение этой физической величины достигает -182,96 °C. В жидком и твердом состоянии кислород приобретает светло-синюю окраску.

Получение кислорода в лаборатории

При нагревании кислородосодержащих веществ, например перманганата калия, выделяется бесцветный газ, который можно собрать в колбу или пробирку. Если внести в чистый кислород зажженную лучину, то она горит более ярко, чем в воздухе. Два других лабораторных способа получения кислорода - разложение пероксида водорода и хлората калия (бертолетовой соли). Рассмотрим схему прибора, который применяется для термического разложения.

В пробирку или круглодонную колбу надо насыпать немного бертолетовой соли, закрыть пробкой с газоотводной трубочкой. Ее противоположный конец следует направить (под водой) в опрокинутую вверх дном колбу. Горлышко должно быть опущено в широкий стакан или кристаллизатор, наполненный водой. При нагревании пробирки с бертолетовой солью выделяется кислород. По газоотводной трубке он поступает в колбу, вытесняя из нее воду. Когда колба наполнится газом, ее закрывают под водой пробкой и переворачивают. Полученный в этом лабораторном опыте кислород можно использовать для изучения химических свойств простого вещества.

Горение

Если в лаборатории проводится сжигание веществ в кислороде, то нужно знать и соблюдать противопожарные правила. Водород мгновенно сгорает в воздухе, а смешанный с кислородом в соотношении 2:1, он взрывоопасен. Горение веществ в чистом кислороде происходит намного интенсивнее, чем в воздухе. Объясняется это явление составом воздуха. Кислород в атмосфере составляет чуть больше 1/5 части (21%). Горение — это реакция веществ с кислородом, в результате которой образуются разные продукты, в основном оксиды металлов и неметаллов. Пожароопасны смеси О 2 с горючими веществами, кроме того, получившиеся соединения могут быть токсичными.

Горение обычной свечки (или спички) сопровождается образованием диоксида углерода. Следующий опыт можно провести в домашних условиях. Если сжигать вещество под стеклянной банкой или большим стаканом, то горение прекратится, как только израсходуется весь кислород. Азот не поддерживает дыхание и горение. Углекислый газ — продукт окисления — больше не вступает в реакцию с кислородом. Прозрачная позволяет обнаружить присутствие после горения свечи. Если пропускать продукты горения через гидроксид кальция, то раствор мутнеет. Происходит химическая реакция между известковой водой и углекислым газом, получается нерастворимый карбонат кальция.

Получение кислорода в промышленных масштабах

Самый дешевый процесс, в результате которого получаются свободные от воздуха молекулы О 2 , не связан с проведением химических реакций. В промышленности, скажем, на металлургических комбинатах, воздух при низкой температуре и высоком давлении сжижают. Такие важнейшие компоненты атмосферы, как азот и кислород, кипят при разных температурах. Разделяют воздушную смесь при постепенном нагревании до обычной температуры. Сначала выделяются молекулы азота, затем кислорода. Способ разделения основан на разных физических свойствах простых веществ. Формула простого вещества кислорода такая же, как была до охлаждения и сжижения воздуха, — О 2 .

В результате некоторых реакций электролиза тоже выделяется кислород, его собирают над соответствующим электродом. Газ нужен промышленным, строительным предприятиям в больших объемах. Потребности в кислороде постоянно растут, особенно нуждается в нем химическая промышленность. Хранят полученный газ для производственных и медицинских целей в стальных баллонах, снабженных маркировкой. Емкости с кислородом окрашивают в синий или голубой цвет, чтобы отличать от других сжиженных газов — азота, метана, аммиака.

Химические расчеты по формуле и уравнениям реакций с участием молекул О 2

Численное значение молярной массы кислорода совпадает с другой величиной — относительной молекулярной массой. Только в первом случае присутствуют единицы измерения. Коротко формула вещества кислорода и его молярной массы должна быть записана так: М(О 2) = 32 г/моль. При нормальных условиях молю любого газа соответствует объем 22,4 л. Значит, 1 моль О 2 — это 22,4 л вещества, 2 моль О 2 — 44,8 л. По уравнению реакции между кислородом и водородом можно заметить, что взаимодействуют 2 моля водорода и 1 моль кислорода:

Если в реакции участвует 1 моль водорода, то объем кислорода составит 0,5 моль. 22,4 л/моль = 11,2 л.

Роль молекул О 2 в природе и жизни человека

Кислород потребляется живыми организмами на Земле и участвует в круговороте веществ свыше 3 млрд лет. Это главное вещество для дыхания и метаболизма, с его помощью происходит разложение молекул питательных веществ, синтезируется необходимая для организмов энергия. Кислород постоянно расходуется на Земле, но его запасы пополняются благодаря фотосинтезу. Русский ученый К. Тимирязев считал, что благодаря именно этому процессу до сих пор существует жизнь на нашей планете.

Велика роль кислорода в природе и хозяйстве:

  • поглощается в процессе дыхания живыми организмами;
  • участвует в реакциях фотосинтеза в растениях;
  • входит в состав органических молекул;
  • процессы гниения, брожения, ржавления протекают при участии кислорода, выступающего в качестве окислителя;
  • используется для получения ценных продуктов органического синтеза.

Сжиженный кислород в баллонах используют для резки и сварки металлов при высоких температурах. Эти процессы проводят на машиностроительных заводах, на транспортных и строительных предприятиях. Для проведения работ под водой, под землей, на большой высоте в безвоздушном пространстве люди тоже нуждаются в молекулах О 2 . применяются в медицине для обогащения состава воздуха, вдыхаемого больными людьми. Газ для медицинских целей отличается от технического практически полным отсутствием посторонних примесей, запаха.

Кислород — идеальный окислитель

Известны соединения кислорода со всеми химическими элементами таблицы Менделеева, кроме первых представителей семейства благородных газов. Многие вещества непосредственно вступают в реакции с атомами О, исключая галогены, золото и платину. Большое значение имеют явления с участием кислорода, которые сопровождаются выделением света и тепла. Такие процессы широко используются в быту, промышленности. В металлургии взаимодействие руд с кислородом называют обжигом. Предварительно измельченную руду смешивают с воздухом, обогащенным кислородом. При высоких температурах происходит восстановление металлов из сульфидов до простых веществ. Так получают железо и некоторые цветные металлы. Присутствие чистого кислорода повышает скорость технологических процессов в разных отраслях химии, технике и металлургии.

Появление дешевого способа получения кислорода из воздуха методом разделения на компоненты при низкой температуре стимулировало развитие многих направлений промышленного производства. Химики считают молекулы О 2 и атомы О идеальными окислительными агентами. Это естественные материалы, они постоянно возобновляются в природе, не загрязняют окружающую среду. Кроме того, химические реакции с участием кислорода чаще всего завершаются синтезом еще одного натурального и безопасного продукта — воды. Велика роль О 2 в обезвреживании токсичных производственных отходов, очистке воды от загрязнений. Кроме кислорода, для обеззараживания используется его аллотропная модификация — озон. Это простое вещество обладает высокой окислительной активностью. При озонировании воды разлагаются загрязняющие вещества. Озон также губительно действует на болезнетворную микрофлору.

Кислород вступает в соединения почти со всеми элементами периодической системы Менделеева.

Реакция соединения любого вещества с кислородом называется окислением .

Большинство таких реакций идет с выделением тепла. Если при реакции окисления одновременно с теплом выделяется свет, ее называют горением. Однако не всегда удается заметить выделяющиеся тепло и свет, так как в некоторых случаях окисление идет чрезвычайно медленно. Заметить тепловыделение удается тогда, когда реакция окисления происходит быстро.

В результате любого окисления - быстрого или медленного - в большинстве случаев образуются окислы: соединения металлов, углерода, серы, фосфора и других элементов с кислородом.

Вам, вероятно, не раз приходилось видеть, как перекрывают железные крыши. Перед тем как покрыть их новым железом, старое сбрасывают вниз. На землю вместе с железом падает бурая чешуя - ржавчина. Это гидрат окиси железа, который медленно, в течение нескольких лет, образовывался на железе под действием кислорода, влаги и углекислого газа.

Ржавчину можно рассматривать как соединение окиси железа с молекулой воды. Она имеет рыхлую структуру и не предохраняет железо от разрушения.

Для предохранения железа от разрушения - коррозии - его обычно покрывают краской или другими коррозионно устойчивыми материалами: цинком, хромом, никелем и другими металлами. Предохранительные свойства этих металлов, как и алюминия, основаны на том, что они покрываются тонкой устойчивой пленкой своих окислов, предохраняющих покрытие от дальнейшего разрушения.

Предохранительные покрытия значительно замедляют процесс окисления металла.

В природе постоянно происходят процессы медленного окисления, сходные с горением.

При гниении дерева, соломы, листьев и других органических веществ происходят процессы окисления углерода, входящего в состав этих веществ. Тепло при этом выделяется чрезвычайно медленно, и поэтому обычно оно остается незамеченным.

Но иногда такого рода окислительные процессы сами по себе ускоряются и переходят в горение.

Самовозгорание можно наблюдать в стоге мокрого сена.

Быстрое окисление с выделением большого количества тепла и света можно наблюдать не только при горении дерева, керосина, свечи, масла и других горючих материалов, содержащих углерод, но и при горении железа.

Налейте в банку немного воды и наполните ее кислородом. Затем внесите в банку железную спираль, на конце которой укреплена тлеющая лучинка. Лучинка, а за ней и спираль загорятся ярким пламенем, разбрасывая во все стороны звездообразные искры.

Это идет процесс быстрого окисления железа кислородом. Он начался при высокой температуре, которую дала горящая лучинка, и продолжается до полного сгорания спирали за счет тепла, выделяющегося при горении железа.

Тепла этого так много, что образующиеся при горении частицы окисленного железа накаляются добела, ярко освещая банку.

Состав окалины, образовавшейся при горении железа, несколько иной, чем состав окисла, образовавшегося в виде ржавчины при медленном окислении железа на воздухе в присутствии влаги.

В первом случае окисление идет до закиси-окиси железа (Fe 3 O 4), входящей в состав магнитного железняка; во втором - образуется окисел, близко напоминающий бурый железняк, который имеет формулу 2Fe 2 O 3 ∙ Н 2 O.

Таким образом, в зависимости от условий, в которых протекает окисление, образуются различные окислы, отличающиеся друг от друга содержанием кислорода.

Так, например, углерод в соединении с кислородом дает два окисла - окись и двуокись углерода. При недостатке кислорода происходит неполное сгорание углерода с образованием окиси углерода (СО), которую в общежитии называют угарным газом. При полном сгорании образуется двуокись углерода, или углекислый газ (СO 2).

Фосфор, сгорая в условиях недостатка кислорода, образует фосфористый ангидрид (Р 2 O 3), а при избытке - фосфорный ангидрид (Р 2 O 5). Сера в различных условиях горения также может дать сернистый (SO 2) или серный (SO 3) ангидрид.

В чистом кислороде горение и другие реакции окисления идут быстрее и доходят до конца.

Почему же в кислороде горение идет энергичнее, чем в воздухе?

Обладает ли чистый кислород какими-то особыми свойствами, которых нет у кислорода воздуха? Конечно, нет. И в том и в другом случае мы имеем один и тот же кислород, с одинаковыми свойствами. Только в воздухе кислорода содержится в 5 раз меньше, чем в таком же объеме чистого кислорода, и, кроме того, в воздухе кислород перемешан с большими количествами азота, который не только сам не горит, но и не поддерживает горение. Поэтому, если непосредственно около пламени кислород воздуха уже израсходован, то другой его порции необходимо пробиваться через азот и продукты горения. Следовательно, более энергичное горение в атмосфере кислорода можно объяснить более быстрой подачей его к месту горения. При этом процесс соединения кислорода с горящим веществом идет энергичнее и тепла выделяется больше. Чем больше в единицу времени подается к горящему веществу кислорода, тем пламя ярче, тем температура выше и тем сильнее идет горение.

А горит ли сам кислород?

Возьмите цилиндр и опрокиньте его вверх дном. Подведите под цилиндр трубку с водородом. Так как водород легче воздуха, он полностью заполнит цилиндр.

Зажгите водород около открытой части цилиндра и введите в него сквозь пламя стеклянную трубку, через которую вытекает газообразный кислород. Около конца трубки вспыхнет огонь, который будет спокойно гореть внутри цилиндра, наполненного водородом. Это горит не кислород, а водород в присутствии небольшого количества кислорода, выходящего из трубки.

Что же образуется в результате горения водорода? Какой при этом получается окисел?

Водород окисляется до воды. Действительно, на стенках цилиндра постепенно начинают осаждаться капельки конденсированных паров воды. На окисление 2 молекул водорода идет 1 молекула кислорода, и образуются 2 молекулы воды (2Н 2 + O 2 → 2Н 2 O).

Если кислород вытекает из трубки медленно, он весь сгорает в атмосфере водорода, и опыт проходит спокойно.

Стоит только увеличить подачу кислорода настолько, что он не успеет сгореть полностью, часть его уйдет за пределы пламени, где образуются очаги смеси водорода с кислородом, появятся отдельные мелкие вспышки, похожие на взрывы.

Смесь кислорода с водородом - это гремучий газ . Если поджечь гремучий газ, произойдет сильный взрыв: при соединении кислорода с водородом получается вода и развивается высокая температура. Пары воды и окружающие газы сильно расширяются, создается большое давление, при котором может легко разорваться не только стеклянный цилиндр, но и более прочный сосуд. Поэтому работа с гремучей смесью требует особой осторожности.

Кислород обладает еще одним интересным свойством. Он вступает в соединение с некоторыми элементами, образуя перекисные соединения.

Приведем характерный пример. Водород, как известно, одновалентен, кислород двухвалентен: 2 атома водорода могут соединиться с 1 атомом кислорода. При этом получается вода. Строение молекулы воды обычно изображают Н - О - Н. Если к молекуле воды присоединить еще 1 атом кислорода, то образуется перекись водорода, формула которой Н 2 O 2 .

Куда же входит второй атом кислорода в этом соединении и какими связями он удерживается? Второй атом кислорода как бы разрывает связь первого с одним из атомов водорода и становится между ними, образуя при этом соединение Н-О-О-Н. Такое же строение имеет перекись натрия (Na-О-О-Na), перекись бария.

Характерным для перекисных соединений является наличие 2 атомов кислорода, связанных между собой одной валентностью. Поэтому 2 атома водорода, 2 атома натрия или 1 атом бария могут присоединить к себе не 1 атом кислорода с двумя валентностями (-О-), а 2 атома, у которых в результате связи между собой также остается только две свободные валентности (-О-О-).

Перекись водорода можно получить действием разбавленной серной кислоты на перекись натрия (Na 2 O 2) или перекись бария (ВаO 2). Удобнее пользоваться перекисью бария, так как при действии на нее серной кислотой образуется нерастворимый осадок сернокислого бария, от которого перекись водорода легко отделить путем фильтрования (ВаO 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + Н 2 O 2).

Перекись водорода, как и озон, - соединение неустойчивое и разлагается на воду и атом кислорода который в момент выделения обладает большой окислительной способностью. При низких температурах и в темноте разложение перекиси водорода идет медленно. А при нагревании и на свету оно происходит значительно быстрее. Песок, порошок двуокиси марганца, серебра или платины также ускоряют разложение перекиси водорода, а сами при этом остаются без изменения. Вещества, которые только влияют на скорость химической реакции, а сами остаются неизмененными, называются катализаторами .

Если налить немного перекиси водорода в склянку, на дне которой находится катализатор - порошок двуокиси марганца, разложение перекиси водорода пойдет с такой быстротой, что можно будет заметить выделение пузырьков кислорода.

Способностью окислять различные соединения обладает не только газообразный кислород, но и некоторые соединения, в состав которых он входит.

Хорошим окислителем является перекись водорода. Она обесцвечивает различные красители и поэтому применяется в технике для отбеливания шелка, меха и других изделий.

Способность перекиси водорода убивать различные микробы позволяет применять ее как дезинфицирующее средство. Перекись водорода употребляется для промывания ран, полоскания горла и в зубоврачебной практике.

Сильными окислительными свойствами обладает азотная кислота (HNO 3). Если в азотную кислоту добавить каплю скипидара, образуется яркая вспышка: углерод и водород, входящие в состав скипидара, бурно окислятся с выделением большого количества тепла.

Бумага и ткани, смоченные азотной кислотой, быстро разрушаются. Органические вещества, из которых сделаны эти материалы, окисляются азотной кислотой и теряют свои свойства. Если смоченную азотной кислотой бумагу или ткань нагреть, процесс окисления ускорится настолько, что может произойти вспышка.

Азотная кислота окисляет не только органические соединения, но и некоторые металлы. Медь при действии на нее концентрированной азотной кислотой окисляется сначала до окиси меди, выделяя из азотной кислоты двуокись азота, а затем окись меди переходит в азотнокислую соль меди.

Не только азотная кислота, но и некоторые ее соли обладают сильными окислительными свойствами.

Азотнокислые соли калия, натрия, кальция и аммония, которые в технике получили название селитры, при нагревании разлагаются, выделяя кислород. При высокой температуре в расплавленной селитре тлеющий уголек сгорает так энергично, что появляется яркобелый свет. Если же в пробирку с расплавленной селитрой вместе с тлеющим угольком бросить кусочек серы, горение пойдет с такой интенсивностью и температура повысится настолько, что стекло начнет плавиться. Эти свойства селитры давно были известны человеку; он воспользовался этими свойствами для приготовления пороха.

Черный, или дымный, порох приготовляется из селитры, угля и серы. В этой смеси уголь и сера являются горючими материалами. Сгорая, они переходят в газообразный углекислый газ (СO 2) и твердый сернистый калий (K 2 S). Селитра, разлагаясь, выделяет большое количество кислорода и газообразный азот. Выделившийся кислород усиливает горение угля и серы.

В результате горения развивается такая высокая температура, что образовавшиеся газы могли бы расшириться до объема, который в 2000 раз больше объема взятого пороха. Но стенки замкнутого сосуда, где обычно производят сжигание пороха, не позволяют газам легко и свободно расширяться. Создается огромное давление, которое разрывает сосуд в его наиболее слабом месте. Раздается оглушительный взрыв, газы с шумом вырываются наружу, унося с собой в виде дыма размельченные частицы твердого вещества.

Так из калийной селитры, угля и серы образуется смесь, обладающая огромной разрушительной силой.

К соединениям с сильными окислительными свойствами относятся и соли кислородосодержащих кислот хлора. Бертолетова соль при нагревании распадается на хлористый калий и атомарный кислород.

Еще легче, чем бертолетова соль, отдает свой кислород хлорная, или белильная, известь. Белильной известью отбеливают хлопок, лен, бумагу и другие материалы. Хлорная известь употребляется и как средство против отравляющих веществ: отравляющие вещества, как и многие другие сложные соединения, разрушаются под действием сильных окислителей.

Окислительные свойства кислорода, его способность легко вступать в соединение с различными элементами и энергично поддерживать горение, развивая при этом высокую температуру, уже давно обратили на себя внимание ученых различных областей науки. Особенно этим заинтересовались химики и металлурги. Но использование кислорода было ограничено, так как не было простого и дешевого способа получения его из воздуха и воды.

На помощь химикам и металлургам пришли физики. Они нашли очень удобный способ выделения кислорода из воздуха, а физико-химики научились получать его в огромных количествах из воды.

Если вы нашли ошибку, пожалуйста, выделите фрагмент текста и нажмите Ctrl+Enter .