Физические и химические свойства кислорода. Химия подготовка к зно и дпа комплексное издание

Четыре элемента-«халькогена» (т.е. «рождающих медь») возглавляют главную подгруппу VI группы (по новой классификации - 16-ю группу) периодической системы. Кроме серы, теллура и селена к ним также относится кислород. Давайте подробно разберем свойства этого наиболее распространенного на Земле элемента, а также применение и получение кислорода.

Распространенность элемента

В связанном виде кислород входит в химический состав воды - его процентное соотношение составляет порядка 89%, а также в состав клеток всех живых существ - растений и животных.

В воздухе кислород находится в свободном состоянии в виде О2, занимая пятую часть его состава, и в виде озона - О3.

Физические свойства

Кислород О2 представляет собой газ, который не обладает цветом, вкусом и запахом. В воде растворяется слабо. Температура кипения - 183 градуса ниже нуля по Цельсию. В жидком виде кислород имеет голубой цвет, а в твердом виде образует синие кристаллы. Температура плавления кислородных кристаллов составляет 218,7 градуса ниже нуля по Цельсию.

Химические свойства

При нагревании этот элемент реагирует со многими простыми веществами, как металлами, так и неметаллами, образуя при этом так называемые оксиды - соединения элементов с кислородом. в которую элементы вступают с кислородом, называется окислением.

Например,

4Na + О2= 2Na2O

2. Через разложение перекиси водорода при нагревании ее в присутствии оксида марганца, выступающего в роли катализатора.

3. Через разложение перманганата калия.

Получение кислорода в промышленности проводится такими способами:

1. Для технических целей кислород получают из воздуха, в котором обычное его содержание составляет порядка 20%, т.е. пятую часть. Для этого воздух сначала сжигают, получая смесь с содержанием жидкого кислорода около 54%, жидкого азота - 44% и жидкого аргона - 2%. Затем эти газы разделяют с помощью процесса перегонки, используя сравнительно небольшой интервал между температурами кипения жидкого кислорода и жидкого азота - минус 183 и минус 198,5 градуса соответственно. Получается, что азот испаряется раньше, чем кислород.

Современная аппаратура обеспечивает получение кислорода любой степени чистоты. Азот, который получается при разделении жидкого воздуха, используется в качестве сырья при синтезе его производных.

2. также дает кислород очень чистой степени. Этот способ получил распространение в странах с богатыми ресурсами и дешевой электроэнергией.

Применение кислорода

Кислород является основным по значению элементом в жизнедеятельности всей нашей планеты. Этот газ, который содержится в атмосфере, расходуется в процессе животными и людьми.

Получение кислорода очень важно для таких сфер деятельности человека, как медицина, сварка и резка металлов, взрывные работы, авиация (для дыхания людей и для работы двигателей), металлургия.

В процессе хозяйственной деятельности человека кислород расходуется в больших количествах - например, при сжигании различных видов топлива: природного газа, метана, угля, древесины. Во всех этих процессах образуется При этом природа предусмотрела процесс естественного связывания данного соединения с помощью фотосинтеза, который проходит в зеленых растениях под действием солнечного света. В результате этого процесса образуется глюкоза, которую растение потом расходует для строительства своих тканей.

1. Охарактеризуйте физические и химические свойства кислорода. Составьте уравнения соответствующих химических реакций. Под формулами вещества напишите их названия, а над формулами проставьте валентность элементов в соединениях.

2. Как может протекать взаимодействие веществ с кислородом?
Кислород энергично реагирует со многими веществами:
простыми – металлами и неметаллами и сложными. Химические реакции взаимодействия веществ с кислородом называются реакциями окисления. Химическая реакция, при которой происходит окисление веществ с выделением тепла и света называется реакцией горения. Продуктами реакций взаимодействия веществ с кислородом, в большинстве случаев, являются оксиды. Существует значительное число случаев окисления, которые мы не можем назвать процессами горения, ибо они протекают столь медленно, что остаются не заметными для наших органов чувств.

3. Приведите примеры медленного взаимодействия веществ с кислородом.
Существует значительное число случаев окисления, которые мы не можем назвать процессами горения, ибо они протекают толь медленно, что остаются не заметными для наших органов чувств. Лишь по прошествии определенного, часто весьма продолжительного времени мы можем уловить продукты окисления. Так, например, обстоит дело при весьма медленном окислении (ржавлении) металлов или при процессах гниения. Примеры взаимодействия веществ с кислородом без выделения света: гниение навоза, листьев, прогорание масла, окисление металлов (железные форсунки при длительном употреблении становятся тоньше и меньше), дыхание аэробных существ, т.е. дышащих кислородом, сопровождается выделением теплоты, образованием углекислого газа и воды.

4. Какие вещества называют оксидами? Напишите уравнения химических реакций, в результате которых образуются оксиды следующих химических элементов: а) кремния; б) цинка; в) бария; г) водорода; д) алюминия. Дайте названия этим оксидам.
Оксид (окисел) – бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления -2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

5. При разложении основного карбоната меди (минерала малахита) CuCO₃·Cu(OH)₂ образуются три оксида. Напишите уравнение этой реакции.
CuCO₃·Cu(OH)₂ = 2CuO+CO₂+H₂O

6. Составьте уравнения реакций, протекающих при горении: а) фосфора; б) алюминия.
а) 4P+5O₂ = 2P₂O₅
б) 4Al+3O₂ = 2Al₂O₃

7. Определите, какое из соединений железа - Fe₂O₃ или Fe₃O₄ - богаче железом.

ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Определите вещество по описанию: бесцветный газ, без вкуса и запаха, малорастворим в воде. При давлении 760 мм рт.ст. и температуре -218,8°С затвердевает:
Кислород.

2. Реакция горения фосфора в кислороде относится к реакциям:
Соединения.

Процессы горения и дыхания издавна привлекали внимание ученых. Первые указания на то, что не весь воздух, а лишь "активная" его часть поддерживает горение, обнаружены в китайских рукописях 8 века. Много позже Леонардо да Винчи (1452-1519) рассматривал воздух как смесь двух газов, лишь один из которых расходуется при горении и дыхании. Окончательное открытие двух главных составных частей воздуха - азота и Кислорода, сделавшее эпоху в науке, произошло только в конце 18 века. Кислород получили почти одновременно К. Шееле (1769-70) путем прокаливания селитр (KNO 3 , NaNO 3), двуокиси марганца МnО 2 и других веществ и Дж. Пристли (1774) при нагревании сурика Рb 3 О 4 и оксида ртути HgO. В 1772 году Д. Резерфорд открыл азот. В 1775 году А. Лавуазье, произведя количественный анализ воздуха, нашел, что он "состоит из двух (газов) различного и, так сказать, противоположного характера", то есть из Кислорода и азота. На основе широких экспериментальных исследований Лавуазье правильно объяснил горение и дыхание как процессы взаимодействия веществ с Кислородом. Поскольку Кислород входит в состав кислот, Лавуазье назвал его oxygene, то есть "образующий кислоты" (от греч. oxys - кислый и gennao - рождаю; отсюда и русское название "кислород").

Распространение Кислорода в природе. Кислород - самый распространенный химический элемент на Земле. Связанный Кислород составляет около 6 / 7 массы водной оболочки Земли - гидросферы (85,82% по массе), почти половину литосферы (47% по массе), и только в атмосфере, где Кислород находится в свободном состоянии, он занимает второе место (23,15% по массе) после азота.

Кислород стоит на первом месте и по числу образуемых им минералов (1364); среди минералов, содержащих Кислород, преобладают силикаты (полевые шпаты, слюды и другие), кварц, оксиды железа, карбонаты и сульфаты. В живых организмах в среднем около 70% Кислорода; он входит в состав большинства важнейших органических соединений (белков, жиров, углеводов и т. д.) и в состав неорганических соединений скелета. Исключительно велика роль свободного Кислород в биохимических и физиологических процессах, особенно в дыхании. За исключением некоторых микроорганизмов-анаэробов, все животные и растения получают необходимую для жизнедеятельности энергию за счет биологического окисления различных веществ с помощью Кислорода.

Вся масса свободного Кислорода Земли возникла и сохраняется благодаря жизнедеятельности зеленых растений суши и Мирового океана, выделяющих Кислород в процессе фотосинтеза. На земной поверхности, где протекает фотосинтез и господствует свободный Кислород, формируются резко окислительные условия. Напротив, в магме, а также глубоких горизонтах подземных вод, в илах морей и озер, в болотах, где свободный Кислород отсутствует, формируется восстановительная среда. Окислительно-восстановительные процессы с участием Кислорода определяют концентрацию многих элементов и образование месторождений полезных ископаемых - угля, нефти, серы, руд железа, меди и т. д.. Изменения в круговороте Кислорода вносит и хозяйственная деятельность человека. В некоторых промышленных странах при сгорании топлива расходуется Кислорода больше, чем его выделяют растения при фотосинтезе. Всего же на сжигание топлива в мире ежегодно потребляется около 9·10 9 т Кислорода.

Изотопы, атом и молекула Кислорода. Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16 О, 17 О и 18 О, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов Кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее легкого из них 16 О связано с тем, что ядро атома 16 О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

В соответствии с положением Кислорода в периодической системе элементов Менделеева электроны атома Кислорода располагаются на двух оболочках: 2 - на внутренней и 6 - на внешней (конфигурация 1s 2 2s 2 2p 4). Поскольку внешняя оболочка атома Кислорода не заполнена, а потенциал ионизации и сродство к электрону составляют соответственно 13,61 и 1,46 эв, атом Кислорода в химических соединениях обычно приобретает электроны и имеет отрицательный эффективный заряд. Напротив, крайне редки соединения, в которых электроны отрываются (точнее оттягиваются) от атома Кислород (таковы, например, F 2 O, F 2 О 3). Раньше, исходя единственно из положения Кислорода в периодической системе, атому Кислорода в оксидах и в большинстве других соединений приписывали отрицательный заряд (-2). Однако, как показывают экспериментальные данные, ион О 2- не существует ни в свободном состоянии, ни в соединениях, и отрицательный эффективный заряд атома Кислорода практически никогда существенно не превышает единицы.

В обычных условиях молекула Кислорода двухатомна (О 2); в тихом электрическом разряде образуется также трехатомная молекула О 3 - озон; при высоких давлениях обнаружены в небольших количествах молекулы О 4 . Электронное строение О 2 представляет большой теоретический интерес. В основном состоянии молекула О 2 имеет два неспаренных электрона; для нее неприменима "обычная" классическая структурная формула О=О с двумя двухэлектронными связями. Исчерпывающее объяснение этого факта дано в рамках теории молекулярных орбиталей. Энергия ионизации молекулы Кислорода (О 2 - е → О 2 +) составляет 12,2 эв, а сродство к электрону (О 2 + е → О 2 -) - 0,94 эв. Диссоциация молекулярного Кислорода на атомы при обычной температуре ничтожно мала, она становится заметной лишь при 1500°С; при 5000°С молекулы Кислорода почти полностью диссоциированы на атомы.

Физические свойства Кислорода. Кислород бесцветный газ, сгущающийся при -182,9°С и нормальном давлении в бледно-синюю жидкость, которая при -218,7°С затвердевает, образуя синие кристаллы. Плотность газообразного Кислорода (при 0°С и нормальном давлении) 1,42897 г/л. Критическая температура Кислорода довольно низка (Т крит = -118,84°С), то есть ниже, чем у Cl 2 , СО 2 , SO 2 и некоторых других газов; Т крит = 4,97 Мн/м 2 (49,71 ат). Теплопроводность (при 0°С) 23,86·10 -3 вт/(м·К). Молярная теплоемкость (при 0°С) в дж/(моль·К) С p = 28,9, С v = 20,5, С p /С v = 1,403. Диэлектрическая проницаемость газообразного Кислорода 1,000547 (0°С), жидкого 1,491. Вязкость 189 мпуаз (0°С). Кислород мало растворим в воде: при 20°С и 1 ат в 1 м 3 воды растворяется 0,031 м 3 , а при 0°С - 0,049 м 3 Кислорода. Хорошими твердыми поглотителями Кислорода являются платиновая чернь и активный древесный уголь.

Химические свойства Кислорода. Кислород образует химические соединения со всеми элементами, кроме легких инертных газов. Будучи наиболее активным (после фтора) неметаллом, Кислород взаимодействует с большинством элементов непосредственно; исключение составляют тяжелые инертные газы, галогены, золото и платина; их соединения с Кислородом получают косвенным путем. Почти все реакции Кислорода с других веществами - реакции окисления экзотермичны, то есть сопровождаются выделением энергии. С водородом при обычных температурах Кислород реагирует крайне медленно, выше 550°С эта реакция идет со взрывом:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О.

С серой, углеродом, азотом, фосфором Кислород взаимодействует при обычных условиях очень медленно. При повышении температуры скорость реакции возрастает и при некоторой, характерной для каждого элемента температуре воспламенения начинается горение. Реакция азота с Кислородом благодаря особой прочности молекулы N 2 эндотермична и становится заметной лишь выше 1200°С или в электрическом разряде: N 2 + О 2 = 2NO. Кислород активно окисляет почти все металлы, особенно легко - щелочные и щелочноземельные. Активность взаимодействия металла с Кислородом зависит от многих факторов - состояния поверхности металла, степени измельчения, присутствия примесей.

В процессе взаимодействия вещества с Кислородом исключительно важна роль воды. Например, даже такой активный металл, как калий, с совершенно лишенным влаги Кислородом не реагирует, но воспламеняется в Кислороде при обычной температуре в присутствии даже ничтожных количеств паров воды. Подсчитано, что в результате коррозии ежегодно теряется до 10% всего производимого металла.

Оксиды некоторых металлов, присоединяя Кислород, образуют перекисные соединения, содержащие 2 или более связанных между собой атомов Кислорода. Так, пероксиды Na 2 O 2 и ВаО 2 включают пероксидный ион О 2 2- , надпероксиды NaO 2 и КО 2 - ион О 2 - , а озониды NaO 3 , КО 3 , RbO 3 и CsO 3 - ион О 3 - . Кислород экзотермически взаимодействует со многими сложными веществами. Так, аммиак горит в Кислороде в отсутствии катализаторов, реакция идет по уравнению: 4NH 3 + ЗО 2 = 2N 2 + 6H 2 O. Окисление аммиака кислородом в присутствии катализатора дает NO (этот процесс используют при получении азотной кислоты). Особое значение имеет горение углеводородов (природного газа, бензина, керосина) - важнейший источник тепла в быту и промышленности, например СН 4 + 2О 2 = CO 2 + 2H 2 O. Взаимодействие углеводородов с Кислородом лежит в основе многих важнейших производственных процессов - такова, например, так называемая конверсия метана, проводимая для получения водорода: 2СН 4 + О 2 + 2Н 2 О = 2СО 2 + 6Н 2 . Многие органические соединения (углеводороды с двойной или тройной связью, альдегиды, фенолы, а также скипидар, высыхающие масла и другие) энергично присоединяют Кислород. Окисление Кислородом питательных веществ в клетках служит источником энергии живых организмов.

Получение Кислорода. Существует 3 основных способа получения Кислорода: химический, электролизный (электролиз воды) и физический (разделение воздуха).

Химический способ изобретен ранее других. Кислород можно получать, например, из бертолетовой соли КClОз, которая при нагревании разлагается, выделяя О 2 в количестве 0,27 м 3 на 1 кг соли. Оксид бария ВаО при нагревании до 540°С сначала поглощает Кислород из воздуха, образуя пероксид ВаО 2 , а при последующем нагревании до 870°С ВаО 2 разлагается, выделяя чистый Кислород. Его можно получать также из KMnO 4 , Ca 2 PbO 4 , К 2 Сг 2 О 7 и других веществ при нагревании и добавлении катализаторов. Химический способ получения Кислорода малопроизводителен и дорог, промышленного значения не имеет и используется лишь в лабораторной практике.

Электролизный способ состоит в пропускании постоянного электрического тока через воду, в которую для повышения ее электропроводности добавлен раствор едкого натра NaOH. При этом вода разлагается на Кислород и водород. Кислород собирается около положительного электрода электролизера, а водород - около отрицательного. Этим способом Кислород добывают как побочный продукт при производстве водорода. Для получения 2 м 3 водорода и 1 м 3 Кислорода затрачивается 12-15 кВт·ч электроэнергии.

Разделение воздуха является основным способом получения Кислорода в современной технике. Осуществить разделение воздуха в нормальном газообразном состоянии очень трудно, поэтому воздух прежде сжижают, а уже затем разделяют на составные части. Такой способ получения Кислорода называется разделением воздуха методом глубокого охлаждения. Сначала воздух сжимается компрессором, затем, после прохождения теплообменников, расширяется в машине-детандере или дроссельном вентиле, в результате чего охлаждается до температуры 93 К (-180°С) и превращается в жидкий воздух. Дальнейшее разделение жидкого воздуха, состоящего в основном из жидкого азота и жидкого Кислород, основано на различии температуры кипения его компонентов [Т кип О 2 90,18 К (-182,9°С), t кип N 2 77,36 К (-195,8°С)]. При постепенном испарении жидкого воздуха сначала выпаривается преимущественно азот, а остающаяся жидкость все более обогащается Кислородом. Повторяя подобный процесс многократно на ректификационных тарелках воздухоразделительных колонн, получают жидкий Кислород нужной чистоты (концентрации). В СССР выпускают мелкие (на несколько литров) и самые крупные в мире кислородные воздухоразделительные установки (на 35000 м 3 /ч Кислорода). Эти установки производят технологический Кислород с концентрацией 95-98,5%, технический - с концентрацией 99,2-99,9% и более чистый, медицинский Кислород, выдавая продукцию в жидком и газообразном виде. Расход электрической энергии составляет от 0,41 до 1,6 квт·ч/м 3 .

Кислород можно получать также при разделении воздуха по методу избирательного проницания (диффузии) через перегородки-мембраны. Воздух под повышенным давлением пропускается через фторопластовые, стеклянные или пластиковые перегородки, структурная решетка которых способна пропускать молекулы одних компонентов и задерживать другие.

Газообразный Кислород хранят и транспортируют в стальных баллонах и ресиверах при давлении 15 и 42 Мн/м 2 (соответственно 150 и 420 бар, или 150 и 420 ат), жидкий Кислород в металлических сосудах Дьюара или в специальных цистернах-танках. Для транспортировки жидкого и газообразного Кислорода используют также специальные трубопроводы. Кислородные баллоны окрашены в голубой цвет и имеют черную надпись "кислород".

Применение Кислорода. Технический Кислород используют в процессах газопламенной обработки металлов, в сварке, кислородной резке, поверхностной закалке, металлизации и других, а также в авиации, на подводных судах и прочее. Технологический Кислород применяют в химической промышленности при получении искусственного жидкого топлива, смазочных масел, азотной и серной кислот, метанола, аммиака и аммиачных удобрений, пероксидов металлов и других химических продуктов. Жидкий Кислород применяют при взрывных работах, в реактивных двигателях и в лабораторной практике в качестве хладагента.

Заключенный в баллоны чистый Кислород используют для дыхания на больших высотах, при космических полетах, при подводном плавании и других В медицине Кислород дают для вдыхания тяжело больным, применяют для приготовления кислородных, водяных и воздушных (в кислородных палатках) ванн, для внутримышечного введения и т. п.

Кислород в металлургии широко применяется для интенсификации ряда пирометаллургических процессов. Полная или частичная замена поступающего в металлургические агрегаты воздуха кислородом изменила химизм процессов, их теплотехнические параметры и технико-экономические показатели. Кислородное дутье позволило сократить потери тепла с уходящими газами, значительная часть которых при воздушном дутье составлял азот. Не принимая существенного участия в химических процессах, азот замедлял течение реакций, уменьшая концентрацию активных реагентов окислительно-восстановительной среды. При продувке Кислородом снижается расход топлива, улучшается качество металла, в металлургических агрегатах возможно получение новых видов продукции (например, шлаков и газов необычного для данного процесса состава, находящих специальное техническое применение) и др.

Первые опыты по применению дутья, обогащенного Кислородом, в доменном производстве для выплавки передельного чугуна и ферромарганца были проведены одновременно в СССР и Германии в 1932-33. Повышенное содержание Кислорода в доменном дутье сопровождается большим сокращением расхода последнего, при этом увеличивается содержание в доменном газе оксида углерода и повышается его теплота сгорания. Обогащение дутья Кислородом позволяет повысить производительность доменной печи, а в сочетании с газообразным и жидким топливом, подаваемым в горн, приводит к снижению расхода кокса. В этом случае на каждый дополнительный процент Кислорода в дутье производительность увеличивается примерно на 2,5%, а расход кокса снижается на 1%.

Кислород в мартеновском производстве в СССР сначала использовали для интенсификации сжигания топлива (в промышленном масштабе Кислород для этой цели впервые применили на заводах "Серп и молот" и "Красное Сормово" в 1932-33). В 1933 начали вдувать Кислород непосредственно в жидкую ванну с целью окисления примесей в период доводки. С повышением интенсивности продувки расплава на 1 м 3 /т за 1 ч производительность печи возрастает на 5-10%, расход топлива сокращается на 4-5%. Однако при продувке увеличиваются потери металла. При расходе Кислорода до 10 м 3 /т за 1 ч выход стали снижается незначительно (до 1%). В мартеновском производстве Кислород находит все большее распространение. Так, если в 1965 году с применением Кислорода в мартеновских печах было выплавлено 52,1% стали, то в 1970 уже 71%.

Опыты по применению Кислорода в электросталеплавильных печах в СССР были начаты в 1946 на заводе "Электросталь". Внедрение кислородного дутья позволило увеличить производительность печей на 25-30%, снизить удельный расход электроэнергии на 20-30%, повысить качество стали, сократить расход электродов и некоторых дефицитных легирующих добавок. Особенно эффективной оказалась подача Кислорода в электропечи при производстве нержавеющих сталей с низким содержанием углерода, выплавка которых сильно затрудняется вследствие науглероживающего действия электродов. Доля электростали, получаемой в СССР с использованием Кислорода, непрерывно росла и в 1970 составила 74,6% от общего производства стали.

В ваграночной плавке обогащенное Кислородом дутье применяется главным образом для высокого перегрева чугуна, что необходимо при производстве высококачественного, в частности высоколегированного, литья (кремнистого, хромистого и т. д.). В зависимости от степени обогащения Кислородом ваграночного дутья на 30-50% снижается расход топлива, на 30-40% уменьшается содержание серы в металле, на 80-100% увеличивается производительность вагранки и существенно (до 1500°С) повышается температура выпускаемого из нее чугуна.

Кислород в цветной металлургии получил распространение несколько позже, чем в черной. Обогащенное Кислородом дутье используется при конвертировании штейнов, в процессах шлаковозгонки, вельцевания, агломерации и при отражательной плавке медных концентратов. В свинцовом, медном и никелевом производстве кислородное дутье интенсифицировало процессы шахтной плавки, позволило снизить расход кокса на 10-20%, увеличить проплав на 15-20% и сократить количество флюсов в отдельных случаях в 2-3 раза. Обогащение Кислородом воздушного дутья до 30% при обжиге цинковых сульфидных концентратов увеличило производительность процесса на 70% и уменьшило объем отходящих газов на 30%.

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 периодической системы, 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.