Біологічне значення кисню у клітині. Історія відкриття

У попередньому матеріалі ми одержали розуміння, звідки людина отримує . Для розуміння процесів роботи антиоксидантної системи, яка також має велику функціональність у оздоровленні організму, слід розібратися зі значенням кисню для здоров'я та життя людини.

Якщо розглядати повітря за його складовими, то ми побачимо, що серед того, що ми вдихаємо, має у своєму складі таке:

• 78% азоту;
• 21% кисню;
• інші гази 1% та в їх складі 0,03% СО2.

Хімічні елементи з різними здібностями притягують себе додаткові електрони, залежить ця здатність від становища якогось елемента у таблиці Менделєєва. Це тяжіння, називається електронегативність, виражають його умовні одиниці, і що вони вище, то більше вписувалося здатність тяжіння електронів.

Коли два відмінних атоми взаємодіятимуть один з одним, парочка електронів зміщуватиметься до найбільш електронегативного атома. Кисень один із найбільш електронегативних елементів. Він також найзатребуваніший на Землі компонент.

Кисень ділиться на дві форми існування це кисень (О2) та озон (Оз). Є безбарвним газом, з відсутністю запаху, виступає життєво необхідною речовиною.
Взаємодіючи з кожним елементом періодичної таблиці, створює безліч сполук.

Кисень - необхідний компонент для забезпечення людини енергією життя

Земля у своїй атмосфері зберігає вільний кисень. Пов'язаний кисень зберігає земна кора, а також прісна вода і морська. Кисень забезпечується дихальний процес, далі, після окислення органічних сполук, утворює вуглекислий газ і воду, в процесі чого вивільняється енергія.

Інакше кажучи, ми отримуємо енергію, яка щохвилини потрібна в нашій життєдіяльності, яка є результатом розщеплення з'їденої нами їжі. Розщеплення їжі йде під впливом кисню, що вдихається.

Тепер кисень та фізіологія.

Найскладніший комплекс змін, що відбуваються в організмі, на фізичному, біологічному та фізіологічному рівнях, при яких організм отримує і перетворює речовини та енергію, і постійно обмінює їх у навколишньому середовищі і є ОБМІН РЕЧОВИН і енергії. Цей процес лежить в основі перетворення енергії з вільної, що надійшла
зі складними органічними сполуками, в електричну, механічну та теплову. Взаємини між обмінами жирів, вуглеводів і білків, що супроводжуються біохімічними процесами, що регулюють гормони, дозволяють максимально забезпечити енергією наші клітини.

А ви знаєте, що вага людини на 62% наповнена киснем?
Наприклад, якщо ваша вага 70 кг, то 43 кг із нього це кисень. Наведу вам цікавий факт
добу ми з вами з'їдаємо кисню в кількості 2 кг і 900 г вдихаємо з повітрям. Хто не знає, інформація для вас – Оз (озон), як киснева форма, токсична.

Кому не потрібний кисень для життя?

Немає потреби в кисні у анаеробних бактерій і глибоководних жителів (їх енергетику ґрунтують
речовини отримані в результаті діяльності вулканів) Все інше живе потребує кисню. Життя на планеті неможливе без нього. Його лише 5-7 хвилинна відсутність породжує гіпоксію (кисневе голодування) тканин і викликає смерть.

Їжа приносить організму електрони та протони водню. Протони, наприклад, потрапляють з їжею в органічних кислотах, а електрони поставляються металами зі змінною валентністю і вітамінами зокрема С і Е. Біологічне окислення отримує необхідний субстрат, що складається з глюкози, в неї, у свою чергу, перетворюються харчові вуглеводи, що легко засвоюються.

Простіше кажучи, електрони постачає кисень, а протони – водень.Спільно протони та електрони створюють ковалентні зв'язки (біосинтез молекули). Життєво-необхідні елементи організму (білки, нуклеїнові кислоти тощо) також наповнені киснем. Дихання без нього безглуздо, окислення жирів, білків, амінокислот, вуглеводів та інших біохімічних процесів також неможливе без кисню.

Вдень, коли ми бадьорі, витрачаємо велику кількість кисню. До нашого організму він потрапляє природним шляхом, вдихається легкими. Далі, дорогоцінний біокомпонент, що надійшов у кров, починає поглинати гемоглобін, перетворюючи його на оксигемоглобін, і потім він розподіляється по всіх наших складових (тканинах і органах). Але ще
він потрапляє і у зв'язаному вигляді, коли ми п'ємо воду. Отримавши кисень, тканини витрачають його на процес метаболізму для окислення різних елементів. Подальший шлях кисню спрямовано його метаболізм до СО2 (вуглецю діоксиду) і Н2О (води) й у результаті виводиться організмом - нирками і легкими.

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 переважно через органи дихання (вільний кисень) і з водою (пов'язаний кисень). Потреба організму в кисні визначається рівнем (інтенсивністю) обміну речовин, який залежить від маси і поверхні тіла, віку, статі, характеру харчування, зовнішніх умов та ін. організмів для його сумарної біомаси.

Невеликі кількості кисню використовують у медицині: киснем (з про кисневих подушок) дають деякий час дихати хворим, які мають утруднене 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.

Ціль:

• закріпити знання учнів про сутність дихання як біохімічний процес, властивий всій живій природі;
• визначити вплив якості повітря на здоров'я людини та інших живих організмів; заходи профілактики при захворюваннях органів дихання;
• виховувати в учнів дбайливе ставлення до свого здоров'я як соціальної цінності.

“Здоров'я – це подарунок, який людина отримує раз і протягом усього життя, а результат свідомого поведінки кожної людини й у суспільстві”.
П.Фосс – німецький професор валеолог

"Кисень - це речовина, навколо якої обертається вся земна хімія".
Я.Берцеліус

Обладнання:комп'ютер, мультимедійний проектор, екран.

Коментар вчителя:Кисень виконує в організмі захисну функцію. У фагоцитах кисень відновлюється до супероксиду – іона

О - 2:О 2 + е О - 2 . Він є вільним радикалом, що ініціює ланцюгові процеси окислення сторонніх органічних речовин, захоплених фагоцитами. При нестачі кисню в повітрі його вміст в організмі зменшується, процеси утворення супероксид – радикалу та окислення ним сторонніх речовин уповільнюється, внаслідок чого опір організму до інфекції падає. Це ми й спостерігаємо у експерименті.

Ще одна функція – лікувальна. При отруєнні чадним газом та кислотними газами для лікування застосовуються суміші кисню та вуглекислого газу (5% 2 за обсягом) для підкислення тканин. У медичній практиці використовують барокамери для кисневого насичення тканин, що захищає мозок від гіпоксії – зниженого вмісту кисню; з його допомогою лікують опіки та діабетичні виразки.

– Чи завжди чисте повітря?

– Скільки людей може жити без повітря?

- Які клітини крові доставляють кисень?

- Що таке гемоглобін і в чому його особливість?

Слайд 10.Вчитель пояснює реакцію, що йде в легенях:

Кисень + гемоглобін оксигемоглобін.

Яке значення має той факт, що оксигемоглобін – неміцна сполука?

Запитання:Які речовини можуть забруднювати повітря? (Слайд 11)

Передбачувана відповідь:пил, чадний газ – головний компонент вихлопних газів, промислові викиди.

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 отриманням 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 - головної підгрупи 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 проявляються 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 підпалюванні. При цьому взаємодії утворюються сульфіди:

Розчини сульфідів лужних металів реагують із сіркою з утворенням полісульфідів:

Зі складних речовин слід відзначити насамперед реакцію сірки з розплавленою 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 присутня 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 в 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. У результаті 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, більше 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 по собі сірка у вигляді пилу подразнює слизові оболонки, органи дихання і може спричинити серйозні захворювання. ГДК сірки повітря 0,07 мг/м 3 .

Багато сполук сірки токсичні. Особливо слід відзначити сірководень, вдихання якого швидко викликає притуплення реакції на його неприємний запах і може призвести до важких отруєнь навіть із летальним кінцем. ГДК сірководню в повітрі 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 та нестійкість у 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 являє собою безбарвний газ з характерним різким запахом (запах сірника, що спалахує). Під тиском скраплюється при кімнатній температурі. 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 випалення 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 SO 2 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 SO 2 здатний виявляти окислювальні властивості. Наприклад, для вилучення сірки з газів металургійної промисловості, що відходять, використовують відновлення SO 2 оксидом вуглецю(II):

Або для отримання фосфорнуватої кислоти:

Застосування

Більшість оксиду сірки(IV) використовується для виробництва сірчистої кислоти. Використовується також у виноробстві як консервант (харчова добавка E220). Так як 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 у 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 вищої концентрації - ядуха, розлад мови, утруднення ковтання, блювання, можливий гострий набряк легень.

При короткочасному вдиханні чинить 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, серний 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 окислення 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 досить велика. 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 окислювальними властивостями, відновлюється, як правило, 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 знезараженні 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, в 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 окисників (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, що 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 надсірчана, кислота, має сильні окислювальні властивості, утворює солі персульфати (структуру див. на малюнку 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - тіосерниста кислота, що утворюється як проміжний продукт при різних реакціях. Тіосірчиста кислота може розглядатися як сірчиста кислота, в якій атом кисню заміщений на сірку. У вільному стані не виділено ні сама кислота, 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 сірчиста 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 - більш стійкі, 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 великих концентраціях взаємодіє з багатьма металами. Вогненебезпечний. 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 з 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 іон 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

Галогені(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, реагує з усіма металами без винятку, багато хто з них в атмосфері фтору самозаймистий, 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 всі інші галогени 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 + ДН 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 за наведеним нижче ланцюговим механізмом:

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), які 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 послужила одним із 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 з 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), в інших +1 (хлорноватої кислоти HOCl). Така реакція - приклад реакції самоокислення-самовосстановлення, 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 Про (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.

Для прикладу наведемо реакції взаємодії брому з кремнієм та 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 тільки 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-іон 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 диссоциирует 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. Однак 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-відновні 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.

Питання

Функції йоду в організмі
Йод необхідний освіти гормонів щитовидної залози й у 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, урідження частоти серцевих скорочень.
Нестача йоду розвивається внаслідок недостатнього надходження з їжею та водою, впливу 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 надміру накопичується в 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, крововиливи. Контакт із фтором викликає захворювання шкіри (свербіж, подразнення, злущування) 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.