Общая характеристика халькогенов. Кислород и его соединения. Медико-биологическое значение кислорода.

В подгруппу кислорода входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный металл). Это р-элементы VI группы периодической системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды».

Свойства элементов подгруппы кислорода

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns²nр⁴. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окис­ления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обыч­но -2 и в соединении со фтором +2. Такие значения степеней окисления следуют из электронного строенияхалькогенов

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления -2 и +2 (например, в Н₂О и ОF₂). Таковы же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Число неспаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO₂), а во втором — шести (например, в SO₃). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы — селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны -2, +2, +4 и +6.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н₂R (R - символ элемента): Н₂О, Н₂S, Н₂Sе, Н₂Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом по­рядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н₂R. Вода,диссоциирующая на ионы Н⁺ и ОН^-, является амфотерным электролитом.

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RО₂ и RО^3-. Им соответствуют кислоты типа Н₂RО₃ и Н₂RО^4-. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа Н₂RО₃ также и восстановительные.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электричество.

Кислород, его общая характеристика и нахождения в природе

Общая характеристика
Химический знак - O
Относительная масса - A_r(O)=16
Химическая формула O₂
Относительная молекулярная масса M_r(O₂)=32
В соединениях кислород обычно двухвалентен
Нахождения в природе. Кислород - самый распространенный химический элемент в земной коре. Воздух содержит 0,209 объемных долей, или 20.9% кислорода, что составляет приблизительно 1/5 по объему.
Кислород входит в состав почти всех окружающих нас веществ. Так, например, вода, песок, многие горные породы и минералы, составляющие земную кору, содержат кислород. Кислород является также важной частью многих органических соединений, например, белков, жиров и углеводов, имеющих исключительно большое значение в жизни растений, животных и человека.

Получение кислорода

Получение в лаборатории. В лаборатории кислород получают при разложение некоторых сложных кислород содержащих веществ:
2H₂O^{постоянный ток}>2H₂ + O₂
2H₂O₂^{оксид магнезий}>2H₂O + O₂
2HgO ^t >2Hg + O₂
Получение в промышленности. В промышленности кислород получают из воздуха, который представляет собой смесь различных газов; основные компоненты в нем - азот и кислород. Для получения кислорода воздух под давлением сжижают. Так как температура кипения жидкого азота (-196^oC) ниже температуры кипения жидкого кислорода (-183^oC), то азот испаряется, а жидкий кислород остается. Газообразный кислород хранят в стальных баллонах под давлением 15 МПа.

Химические свойства

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором. Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

· Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

· Некоторые оксиды поглощают кислород:

· По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода:

· В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O⁻₂). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

· Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

· Озониды содержат ион O⁻₃ со степенью окисления кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

· В ионе диоксигенила O₂⁺ кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

Фториды кислорода

· Дифторид кислорода, OF₂ степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

· Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O₂F₂, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:

· Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O₃F₂, О₄F₂, О₅F₂ и О₆F₂.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O₂ и O₃ (озон).

Биологическая роль кислорода

Кислород в организме человека 62,4% по массе. Организм взрослого человека в состоянии покоя потребляет 264 см³ кислорода в минуту. Кислород участвует во всех видах обмена веществ в организме. Он входит в состав белков, витаминов, гормонов, жиров, углеводов, ферментов и других биологически важных веществ. Кислород участвует в процессах разложения погибших животных и растений, при которых сложные органические вещества превращаются в более простые.

В медицине кислород применяют при лечении многих С сердечно-сосудистых заболеваний, злокачественных опухолей, инфекционных заболеваний. Кислород оказывает снотворное действие, способствует восстановлению угнетенных дыхательных ферментов, стимулирует деятельность центральной нервной системы. Кислород используется для гипоксии, при заболеваниях верхних дыхательных путей, при отравлениях угарным газом, цианидами.

Озон обладает сильным бактерицидным действием и поэтому применяется для обеззараживания (озонирования) воды и дезинфекции воздуха. При вдыхании смеси воздуха с озоном (озонотерапия) улучшается обмен веществ, работа почек, усиливаются защитные функции организма, улучшается аппетит, сон и общее самочувствие. Под действием озона погибают не только бактерии, но и грибковые образования и вирусы. Озон ядовит. В нижних слоях атмосферы содержание озона 1 • 10^-6% . Озон задерживает вредное для жизни ультрафлолетовое излучение Солнца и, поглощает инфракрасное излучение Земли, препятствует ее охлаждению. Поэтому озонный пояс играет большую роль в обеспечении жизни на Земли.

23. Свойства соединений кислорода с водородом (вода, пероксид водорода). Применение Н₂О₂ в медицине. Значение воды.

Общая характеристика

Вода — наиболее распространенное соединение на Земле. Ее количество достигает 10¹⁸ т, и она покрывает приблизительно четыре пятых земной поверх­ности. Это единственное химиче­ское соединение, которое в природных условиях существует в виде жидкости, твердого вещества (лед) и газа (пары воды). Вода играет жизненно важную роль в промышленности, быту и в лабо­раторной практике; она совершенно необходима для поддержания жизни. Приблизительно две трети человеческого тела приходятся на долю воды, и многие пищевые продукты состоят преимущественно из воды.

Вода — ковалентное соединение. Чистая вода в природе не существует, она всегда «загрязнена» различны­ми солями, растворенными в ней. Для очистки от примесей воду «перегоняют», полученный продукт называется дистиллированной водой.

Чистая вода бесцветна, не имеет запаха и обладает специфическим неприятным вкусом. Редкой особенностью воды является то, что ее плотность в жидком состоянии при 4°С больше плотности льда, поэтому лед плавает на поверхности воды. Это аномальное свойство воды объясняется существованием в ней водородных связей, которые связывают молекулы как в жидком, так и в твердом состоянии. Поскольку вода обладает значи­тельным дипольным моментом, она является хорошим растворителем для веществ с ионным и полярным характером связей; растворение веществ сопровождается гидратацией, а водные растворы веществ являются, как правило, электролитами. Чистая вода является слабым электролитом и плохо проводит электрический ток.

Пероксид водорода

Пероксид водорода (перекись водорода) Н₂О₂ — тяжелая по­лярная жидкость голубоватого цвета, строение которой показано на .

В жидком состоянии молекулы пероксида водорода сильно ассоциированы благодаря водородным связям.

Поскольку пероксид водорода имеет больше возможностей к образованию таких свя­зей (ввиду большего числа атомов кислорода на один атом водо­рода), чем вода, то он имеет большие плотность, вязкость и температуру кипения (150,2°С). Пероксид водорода смешивается с водой во всех отношениях, чистый Н₂О₂ и весьма концентриро­ванные растворы взрываются на свету; 30%-ный раствор пероксида

водорода в воде имеет техническое название «пергидроль».

Пероксид водорода каталитически разлагается при комнатной температуре, выделяя в первый момент атомарный кислород. На этом основано использование 3%-ного раствора Н₂О₂ в медицине.

Пероксид водорода вступает в реакции трех типов: без изменения пероксидной группировки:

Ва(ОН)₂ + Н₂О₂ = ВаО₂ + 2Н₂О,

в качестве восстановителя:

2KMnО₄ + 5Н₂О₂ + ЗН₂SО₄ = 2MnSО₄ + К₂SО₄ + 5О₂ + 8Н₂O,

и, что более характерно, в качестве окислителя:

РbS + 4Н₂О₂ = PbSO₄ + 4Н₂О

В лаборатории пероксид водорода получают действием раз­бавленной серной кислоты на пероксид бария:

ВаО₂ + Н₂SО₄ = ВаSО₄↓+ Н₂О₂.

Пероксид водорода имеет разнообразное применение: для по­лучения отбеливателей, вводимых в синтетические моющие сред­ства; для получения различных пероксидов, особенно в органи­ческой химии; в реакциях полимеризации; для получения антисептических средств; для реставрации живописи на основе свинцовых красок.

Пероксид водорода (перекись водорода) Н₂О₂ — тяжелая по­лярная жидкость голубоватого цвета, строение которой показано на .

В жидком состоянии молекулы пероксида водорода сильно ас­социированы благодаря водородным связям. Поскольку пероксидводорода имеет больше возможностей к образованию таких свя­зей (ввиду большего числа атомов кислорода на один атом водо­рода), чем вода,то он имеет большие плотность, вязкость и температуру кипения (150,2°С). Пероксид водорода смешивается с водой во всех отношениях,чистый Н₂О₂ и весьма концентриро­ванные растворы взрываются на свету; 30%-ный раствор пероксида водорода в воде имеет техническое название «пергидроль».

Пероксид водорода каталитически разлагается при комнатной температуре, выделяя в первый момент атомарный кислород. На этом основано использование 3%-ного раствора Н₂О₂ в медицине.

Пероксид водорода вступает в реакции трех типов: без изменения пероксидной группировки:

Ва(ОН)₂ + Н₂О₂ = ВаО₂ + 2Н₂О,

в качестве восстановителя:

2KMnО₄ + 5Н₂О₂ + ЗН₂SО₄ = 2MnSО₄ + К₂SО₄ + 5О₂ + 8Н₂O,

и, что более характерно, в качестве окислителя:

РbS + 4Н₂О₂ = PbSO₄ + 4Н₂О

В лаборатории пероксид водорода получают действием разбавленной серной кислоты на пероксид бария:

ВаО₂ + Н₂SО₄ = ВаSО₄↓+ Н₂О₂.

Пероксид водорода имеет разнообразное применение: для получения отбеливателей, вводимых в синтетические моющие средства;для получения различных пероксидов, особенно в органи­ческой химии; в реакциях полимеризации; для получения антисептических средств; для реставрации живописи на основе свинцовых красок.

В аптечной сети, как правило, продается 3%-ная перекись, часто даже без обозначения концентрации. Многие обеспокоены тем, что Н2О2 якобы грязная и содержит ряд вредных для организма веществ, в частности, свинец и цинк. В отличие от технической, поступающая в аптеки Н2О2 достаточно чистая, особенно приготовленная для акушеров. Конечно, наличие примесей того же свинца нежелательно, но в тех количествах перекиси водорода, которые рекомендуются для приема внутрь или внутривенно, этим можно пренебречь, учитывая тот лечеб­ный эффект, который она вызывает, тем более что количество свинца, поступающего в организм из других источников, всегда превышает допустимые нормы.

Гидроперит выпускается в таблетках и содержит около 35% Н2О2. Перед употреблением таблетки растворяют в воде: 1 таблетка на 1 ст. ложку воды (15 мл), что соответствует 3%-ному раствору Н2О2. Причем использовать гидроперит можно только наружно, так как он недостаточно очищен.

Перекись водорода традиционно применяют в качестве антисептического, кровоостанавливающего средства, в качестве отбеливателя, для получения кислорода и в качестве окислителя в ракетной технике.

В организме перекись водорода под воздействием фермента каталазы разлагается на воду и атомарный кислород, защищая клеточные структуры от повреждений. В противном случае клетка загрязняется, и такой процесс, как апоптоз (ликвидация отживших больных клеток, паразитов), не происходит.

Доказано, что перекись водорода участвует во всех биоорганических процессах обмена веществ: белков, жиров, углеводов, минеральных солей, а также в образовании витаминов, в работе всех ферментных, гормональных систем, в выработке тепла в организме, она способствует переходу сахара из плазмы крови в клетки без помощи инсулина.

Однако, помимо насыщения организма атомарным кислородом, перекись водорода играет и другую, возможно, более важную роль — окисляет токсические вещества. Это свойство доктор Фарр назвал «окислительной детоксикацией». В частности, окисляя жиры, отлагающиеся на стенках сосудов, она не только предотвращает, но и устраняет явления атеросклероза.

Окислительные свойства перекиси водорода очень сильны: если 10-15 мл Н2О2 влить в 1 л воды, то количество микробов в ней уменьшается в 1000 раз! При этом гибнут даже такие патогенные микробы, как возбудители холеры и брюшного тифа, споры сибирской язвы, очень устойчивые во внешней среде. Способность перекиси водорода (при внутривенном введении) успешно бороться с бактериальными, грибковыми, паразитарными и вирусными инфекциями, а также стимулировать работу иммунной системы и препятствовать росту опухолей установлена большим количеством лабораторных и клинических исследований (У. Дуглас, 1998). После внутривенного введения Н2О2 в организм клетки-киллеры, Т-лимфоциты, ответственные за напряженность работы иммунной системы, приобретают более высокую активность.

Сочетание же использования перекиси водорода с ультрафиолетовым облучением крови оказывает еще более выраженный терапевтический эффект, особенно в случаях заболеваний, связанных с такими иммунодефицитными состояниями, как вирусный гепатит, хронические болезни, бесплодие, так называемый СПИД, бронхиальная астма и т. д.