Proprietà chimiche e fisiche, uso e produzione di ossigeno. Ossigeno: una caratteristica dell'elemento, prevalenza in natura, proprietà fisiche e chimiche, ottenimento
Onnipresente, onnipotente e invisibile: è tutto su di lui. Inoltre non ha né sapore né odore. Sembra che la conversazione riguardi qualcosa che non esiste affatto. Tuttavia, questa sostanza esiste, del resto: senza di essa l'umanità semplicemente soffocherebbe. Pertanto, probabilmente, Lavoisier ha immediatamente chiamato questo gas "gas vitale".
Ossigeno onnipotente
Secondo le persone religiose, solo Dio può essere onnipresente, onnipotente e allo stesso tempo invisibile. In effetti, tutti e tre questi epiteti possono essere attribuiti all'elemento chimico con numero atomico 8 - ossigeno. Se le piante non convertissero l'acqua e l'anidride carbonica in composti organici durante la fotosintesi e questo processo non fosse accompagnato dal rilascio di ossigeno legato, allora, avendo esaurito l'ossigeno atmosferico piuttosto rapidamente, l'intero mondo animale, compresa l'umanità, presto soffocherebbe.
L'ossigeno è onnipresente: non solo l'aria, l'acqua e la terra, ma anche io e te, il nostro cibo, le nostre bevande, i nostri vestiti ne siamo in gran parte composti; La maggior parte delle sostanze che ci circondano contengono ossigeno. Il potere dell'ossigeno si manifesta già nel fatto che lo respiriamo, e respirare è sinonimo di vita. E l'ossigeno può anche essere considerato onnipotente perché il potente elemento del fuoco, di regola, dipende fortemente dal nostro candidato per onnipresente e onnipotente.
Per quanto riguarda il terzo epiteto - "invisibile", probabilmente non c'è bisogno di prove. In condizioni ordinarie, l'ossigeno elementare non è solo incolore e quindi invisibile, ma anche non percepibile, non percepibile da alcun organo di senso. Vero, la mancanza, e ancor di più la mancanza di ossigeno, ci sentiremmo all'istante...
Scoperta: XVIII secolo
Il fatto che l'ossigeno sia invisibile, insapore, inodore, gassoso in condizioni normali, ha ritardato a lungo la sua scoperta. Molti scienziati del passato hanno ipotizzato che esistesse una sostanza con proprietà che, come ora sappiamo, sono inerenti all'ossigeno.
Apertura ossigeno (inglese ossigeno, francese ossigeno, Tedesco Sauerstoff) ha segnato l'inizio del periodo moderno nello sviluppo della chimica. Sin dai tempi antichi è noto che per la combustione è necessaria l'aria, ma per molti secoli il processo di combustione è rimasto incomprensibile. Solo nel XVII sec. Mayow e Boyle, indipendentemente l'uno dall'altro, hanno suggerito che c'è una sostanza nell'aria che supporta la combustione.
L'ossigeno è stato scoperto quasi simultaneamente e indipendentemente l'uno dall'altro da due eminenti chimici del secondo metà del XVIII in. - lo svedese Carl Wilhelm Scheele e l'inglese Joseph Priestley. Scheele ricevette ossigeno prima, ma il suo trattato On Air and Fire, che conteneva informazioni sull'ossigeno, fu pubblicato dopo la scoperta di Priestley.
Joseph
Priestley
“Il 1° agosto 1774, ho cercato di estrarre l'aria dalla scaglia di mercurio e ho scoperto che l'aria può essere facilmente espulsa da essa per mezzo di una lente. Quest'aria non è stata assorbita dall'acqua. Immagina il mio stupore quando ho scoperto che la candela bruciava in quest'aria con una fiamma insolitamente brillante. Ho cercato invano di trovare una spiegazione a questo fenomeno.
Eppure la figura principale nella storia della scoperta dell'ossigeno non è Scheele o Priestley. Hanno scoperto un nuovo gas e nient'altro. Friedrich Engels scriverà in seguito di questo: “Entrambi non hanno mai scoperto cosa c'era nelle loro mani. L'elemento destinato a rivoluzionare la chimica è scomparso nelle loro mani senza lasciare traccia... Pertanto, rimane Lavoisier che ha scoperto l'ossigeno, e non i due che hanno solo descritto l'ossigeno, senza nemmeno indovinare cosa stessero descrivendo.
Uno studio dettagliato delle proprietà dell'ossigeno e del suo ruolo nei processi di combustione e formazione di ossidi ha portato Lavoisier a concludere erroneamente che questo gas sia un principio di formazione dell'acido. Nel 1779 Lavoisier introdusse il nome di ossigeno ossigeno(da greco"ossido" - "acido" e "gennao" - parto) - "dando vita agli acidi".
Elemento "ossidativo".
L'ossigeno è un gas incolore (in uno spesso strato - blu) senza sapore e odore. È leggermente più pesante dell'aria e leggermente solubile in acqua. Quando viene raffreddato a -183°C, l'ossigeno si trasforma in un liquido blu mobile e a -219°C si congela.
Come dovrebbe essere per un elemento che occupa un posto nell'angolo in alto a destra della tavola periodica, l'ossigeno è uno degli elementi non metallici più attivi e ha spiccate proprietà ossidanti. Se posso dirlo, solo un elemento, il fluoro, è più ossidante dell'ossigeno. Ecco perché i serbatoi di ossigeno liquido sono un accessorio necessario per la maggior parte dei motori a razzo liquido. Un composto di ossigeno è stato ottenuto anche con un gas chimicamente passivo come lo xeno.
Per lo sviluppo di una reazione attiva dell'ossigeno con le sostanze più semplici e complesse, è necessario il riscaldamento, al fine di superare la potenziale barriera che impedisce il processo chimico. Con l'ausilio di catalizzatori che riducono l'energia di attivazione, i processi possono procedere senza riscaldare, in particolare la combinazione di ossigeno con idrogeno.
L'alto potere ossidante dell'ossigeno è alla base della combustione di tutti i tipi di combustibili, compresa la polvere da sparo, che non richiedono ossigeno atmosferico per la combustione: nel processo di combustione di tali sostanze, l'ossigeno viene rilasciato da se stesse.
I processi di lenta ossidazione di varie sostanze a temperatura ordinaria non sono meno importanti per la vita di quanto lo sia la combustione per l'energia.
La lenta ossidazione delle sostanze alimentari nel nostro organismo è la "base energetica" della vita. Notiamo di passaggio che il nostro corpo non utilizza l'ossigeno inalato in modo molto economico: nell'aria espirata, l'ossigeno è di circa il 16%. Il calore del fieno in decomposizione è il risultato di una lenta ossidazione materia organica origine vegetale. La lenta ossidazione del letame e dell'humus riscalda le serre.
Applicazione: "mare di energia"
L'ossigeno viene utilizzato pratica medica, e non solo con malattie polmonari e cardiache, quando la respirazione è difficile. La somministrazione sottocutanea di ossigeno era strumento efficace trattamento di malattie così gravi come cancrena, tromboflebite, elefantiasi, ulcere trofiche.
Non è meno importante per industria. L'arricchimento dell'aria con ossigeno rende molti processi tecnologici basati sull'ossidazione più efficienti, più veloci, più economici. E finora, quasi tutta l'energia termica si basa su tali processi. Trasformare il ferro in acciaio impossibile anche senza ossigeno. È l'ossigeno che "rimuove" il carbonio in eccesso dalla ghisa. Allo stesso tempo, anche la qualità dell'acciaio è migliorata. Hai bisogno di ossigeno e metallurgia non ferrosa. Serve ossigeno liquido ossidante propellente.
Quando l'idrogeno viene bruciato in un flusso di ossigeno, si forma una sostanza molto ordinaria - H 2 O. Naturalmente, per ottenere questa sostanza, non si dovrebbe essere coinvolti nella combustione dell'idrogeno (che, tra l'altro, è spesso ottenuto dall'acqua). Lo scopo di questo processo è diverso, sarà chiaro se la stessa reazione viene scritta per intero, tenendo conto non solo dei prodotti chimici, ma anche dell'energia rilasciata durante la reazione: H 2 + 0,5 O 2 \u003d H 2 O + 68317 calorie.
Quasi settanta grandi calorie per grammo-molecola! Quindi puoi ottenere non solo un "mare d'acqua", ma anche un "mare di energia". Per questo, l'acqua si ottiene nei motori a reazione alimentati a idrogeno e ossigeno.
Viene utilizzata la stessa reazione per la saldatura e il taglio dei metalli. È vero, in questa regione, l'idrogeno può essere sostituito dall'acetilene. A proposito, l'acetilene viene prodotto sempre più su larga scala proprio con l'aiuto dell'ossigeno, nei processi di cracking termo-ossidativo: 6CH 4 + 4O 2 = C 2 H 2 + 8H 2 + ZCO + CO 2 + ZH 2 O .
Questo è solo un esempio uso dell'ossigeno nell'industria chimica. L'ossigeno è necessario per la produzione di molte sostanze (basta ricordare l'acido nitrico), per la gassificazione di carbone, petrolio, olio combustibile...
Qualsiasi sostanza combustibile porosa, ad esempio la segatura, essendo impregnata di un liquido freddo bluastro - ossigeno liquido, diventa esplosiva. Tali sostanze sono chiamate ossiliquiti e, se necessario, può sostituire la dinamite nello sviluppo di giacimenti minerari.
La produzione mondiale annua (e il consumo) di ossigeno si misura in milioni di tonnellate. A parte l'ossigeno che respiriamo.
Produzione di ossigeno
I tentativi di creare un'industria dell'ossigeno più o meno potente sono stati fatti nel secolo scorso in molti paesi. Ma tra un'idea e una realizzazione tecnica c'è spesso una "distanza colossale"...
Lo sviluppo particolarmente rapido dell'industria dell'ossigeno iniziò dopo l'invenzione di un turboespansore da parte dell'accademico P.L. Kapitsa e la creazione di potenti impianti di separazione dell'aria.
Il modo più semplice per ottenere ossigeno è dall'aria, poiché l'aria non è un composto e non è così difficile separare l'aria. I punti di ebollizione dell'azoto e dell'ossigeno differiscono (a pressione atmosferica) di 12,8°C. Pertanto, l'aria liquida può essere separata in componenti nelle colonne di distillazione nello stesso modo in cui, ad esempio, viene diviso l'olio. Ma per trasformare l'aria in un liquido, deve essere raffreddata a meno 196°C. Possiamo dire che il problema di ottenere ossigeno è il problema del raffreddore.
Per ottenere il freddo con l'ausilio dell'aria ordinaria, quest'ultima deve essere compressa, quindi lasciata espandersi e contemporaneamente farla svolgere un lavoro meccanico. Quindi, secondo le leggi della fisica, l'aria deve essere raffreddata. Le macchine che fanno questo sono chiamate espansori.
Per ottenere aria liquida mediante espansori a pistone erano necessarie pressioni dell'ordine di 200 atmosfere. L'efficienza dell'impianto era leggermente superiore a quella di un motore a vapore. L'installazione si è rivelata complicata, ingombrante, costosa. Alla fine degli anni Trenta, il fisico sovietico Accademico P.L. Kapitsa suggerì di utilizzare una turbina come espansore. caratteristica principale Il turboespansore Kapitsa è che l'aria al suo interno si espande non solo nell'apparato dell'ugello, ma anche sulle pale della girante. In questo caso, il gas si sposta dalla periferia della ruota al centro, agendo contro le forze centrifughe.
Il turboespansore "fa" il freddo con aria compressa a poche atmosfere. L'energia sprigionata dall'aria in espansione non viene sprecata, viene utilizzata per ruotare il rotore del generatore di corrente elettrica.
I moderni impianti di separazione dell'aria, in cui il freddo è ottenuto con l'ausilio di turboespansori, forniscono alle industrie, principalmente metallurgiche e chimiche, centinaia di migliaia di metri cubi di ossigeno gassoso.
L'ossigeno supporta i processi di respirazione e combustione. Molti non metalli bruciano in ossigeno. Ad esempio, il carbone brucia nell'aria, mentre interagisce con l'ossigeno. Come risultato di questa reazione, si forma anidride carbonica e viene rilasciato calore. È noto che il calore è indicato dalla lettera "Q". Se il calore viene rilasciato come risultato della reazione, nell'equazione viene scritto "Q", se viene assorbito, quindi "-Q".
Il calore rilasciato o assorbito durante una reazione chimica è chiamato termico l'effetto di una reazione chimica.
Si chiamano reazioni che liberano calore esotermico.
Si chiamano reazioni che avvengono con l'assorbimento di calore Endotermico.
Interazione dell'ossigeno con i non metalli
L'equazione per la reazione di combustione del carbone nell'aria:
CO 2 \u003d CO 2 Q
Se bruci carbone in una nave con ossigeno, in questo caso il carbone brucerà più velocemente che nell'aria. Cioè, la velocità di combustione del carbone nell'ossigeno è superiore a quella nell'aria.
Lo zolfo brucia anche nell'aria e viene rilasciato anche calore. Ciò significa che la reazione di interazione dello zolfo con l'ossigeno può essere definita esotermica. Lo zolfo brucia più velocemente nell'ossigeno puro che nell'aria.
L'equazione di reazione per la combustione dello zolfo in ossigeno, se in questo caso si forma ossido di zolfo (IV). :
SO 2 \u003d SO 2 Q
Allo stesso modo è possibile effettuare la reazione di combustione del fosforo in aria o in ossigeno. Anche questa reazione è esotermica. La sua equazione, se il risultato è ossido di fosforo (V):
4P 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 Q
Interazione dell'ossigeno con i metalli
Alcuni metalli possono bruciare in un'atmosfera di ossigeno. Ad esempio, il ferro brucia in ossigeno per formare scaglie di ferro:
3Fe 2O 2 \u003d Fe 3 O 4 Q
Ma il rame non brucia in ossigeno, ma viene ossidato dall'ossigeno quando riscaldato. In questo caso si forma ossido di rame (II):
2CuO2 = 2CuO
L'interazione dell'ossigeno con sostanze complesse
L'ossigeno è in grado di reagire non solo con sostanze semplici, ma anche complesse.
Il metano del gas naturale brucia in ossigeno per formare monossido di carbonio (IV) e acqua:
CH 4 2O 2 \u003d CO 2 2H 2 O Q
Con la combustione incompleta del metano (in condizioni di ossigeno insufficiente), non si forma anidride carbonica, ma monossido di carbonio CO. Il monossido di carbonio è una sostanza velenosa estremamente pericolosa per l'uomo, perché una persona non sente il suo effetto tossico, ma si addormenta lentamente con perdita di coscienza.
Le reazioni di sostanze semplici e complesse con l'ossigeno sono chiamate ossidazione. Quando sostanze semplici e complesse interagiscono con l'ossigeno, di norma si formano sostanze complesse, costituite da due elementi, uno dei quali è l'ossigeno. Queste sostanze sono chiamate ossidi.
1. Raccolta di compiti ed esercizi di chimica: 8° grado: su libro di testo. PAPÀ. Orzhekovsky e altri: “Chimica. Grado 8 / PA Orzhekovsky, NA Titov, FF Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006. (pag. 70-74)
2. Ushakova O.V. Cartella di lavoro in chimica: 8a elementare: al libro di testo di P.A. Orzhekovsky e altri: “Chimica. Grado 8" / O.V. Ushakova, PI Bespalov, PA Orzekovskij; sotto. ed. prof. PAPÀ. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (pag. 68-70)
3. Chimica. 8 ° grado. Proc. per generale istituzioni / P.A. Orzhekovsky, LM Meshcheryakova, MM Shalashova. – M.: Astrel, 2012. (§21)
4. Chimica: 8a elementare: libro di testo. per generale istituzioni / P.A. Orzhekovsky, LM Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§28)
5. Chimica: inorganica. chimica: libro di testo. per 8kl. generale inst. /GE Rudzitis, FG Feldman. - M.: Istruzione, JSC "Libri di testo di Mosca", 2009. (§ 20)
6. Enciclopedia per bambini. Volume 17. Chimica / Capitolo. a cura di V.A. Volodin, guida. scientifico ed. I. Leenson. – M.: Avanta, 2003.
Ci sono 8 elettroni in un atomo di ossigeno, mentre 2 elettroni sono nel livello interno e 6 elettroni
all'esterno. Pertanto, nelle reazioni chimiche, l'ossigeno può accettare dai donatori fino a due elettroni, completando il suo guscio esterno fino a 8 elettroni e formando una carica negativa in eccesso (Guarda anche STRUTTURA DELL'ATOMO) . Ossigeno molecolare. Come la maggior parte degli altri elementi, i cui atomi non hanno abbastanza elettroni per completare il guscio esterno di 8 1–2 elettroni, l'ossigeno forma una molecola biatomica. Questo processo rilascia molta energia~ 490 kJ/mol) e, di conseguenza, la stessa quantità di energia deve essere spesa per il processo inverso di dissociazione di una molecola in atomi. Forza di legame O-O così alto che a 2300° Con solo l'1% di molecole di ossigeno si dissocia in atomi. (È interessante notare che durante la formazione della molecola di azoto N 2 forza di legame N–N è ancora più alto, ~ 710 kJ/mol.) Struttura elettronica. Nella struttura elettronica della molecola di ossigeno, come ci si potrebbe aspettare, la distribuzione di elettroni da parte di un ottetto attorno a ciascun atomo non è realizzata, ma ci sono elettroni spaiati e l'ossigeno mostra proprietà tipiche di tale struttura (ad esempio, interagisce con campo magnetico, essendo un paramagnete).Reazioni. In condizioni appropriate, l'ossigeno molecolare reagisce con quasi tutti gli elementi tranne i gas nobili. Tuttavia, in condizioni ambientali, solo gli elementi più attivi reagiscono con l'ossigeno piuttosto rapidamente. È probabile che la maggior parte delle reazioni proceda solo dopo la dissociazione dell'ossigeno in atomi e la dissociazione avvenga solo a temperature molto elevate. Tuttavia, catalizzatori o altre sostanze nel sistema di reazione possono favorire la dissociazione O2 . È noto che i metalli alcalini (Li, Na, K) e alcalino terrosi (Ca, Sr, Ba) reagiscono con l'ossigeno molecolarecon la formazione di perossidi:Ricevuta e domanda. A causa della presenza di ossigeno libero nell'atmosfera, la maggior parte metodo efficace la sua estrazione è la liquefazione dell'aria, da cui le impurità, CO 2 , polvere, ecc. metodi chimici e fisici. Il processo ciclico comprende compressione, raffreddamento ed espansione, che porta alla liquefazione dell'aria. Con un lento aumento della temperatura (distillazione frazionata), l'aria liquida evapora prima i gas nobili (i più difficili da liquefare), poi l'azoto e rimane l'ossigeno liquido. Di conseguenza, l'ossigeno liquido contiene tracce di gas nobili e una percentuale relativamente alta di azoto. Per molte applicazioni, queste impurità non interferiscono. Tuttavia, per ottenere ossigeno di elevata purezza, il processo di distillazione deve essere ripetuto. (Guarda anche ARIA). L'ossigeno viene immagazzinato in serbatoi e bombole. Viene utilizzato in grandi quantità come ossidante per cherosene e altri combustibili in razzi e veicoli spaziali. L'industria siderurgica utilizza l'ossigeno gassoso per soffiare il ferro attraverso il processo Bessemer per rimuovere le impurità C, S e P in modo rapido ed efficiente.Il getto di ossigeno produce acciaio più velocemente e meglio del getto d'aria. L'ossigeno viene utilizzato anche per la saldatura e il taglio dei metalli (fiamma ossiacetilenica). L'ossigeno è utilizzato anche in medicina, ad esempio, per arricchire l'ambiente respiratorio dei pazienti con difficoltà respiratorie. L'ossigeno può essere ottenuto con vari metodi chimici e alcuni di essi vengono utilizzati per ottenere piccole quantità di ossigeno puro nella pratica di laboratorio.Elettrolisi. Uno dei metodi per ottenere ossigeno è l'elettrolisi di acqua contenente piccole aggiunte di NaOH o H 2 SO 4 come catalizzatore: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2 . In questo caso si formano piccole impurità di idrogeno. Con l'aiuto di un dispositivo di scarico, le tracce di idrogeno nella miscela di gas vengono nuovamente convertite in acqua, i cui vapori vengono rimossi mediante congelamento o adsorbimento.Dissociazione termica. Un importante metodo di laboratorio per ottenere ossigeno, proposto da J. Priestley, è la decomposizione termica degli ossidi di metalli pesanti: 2HgO® 2Hg + O 2 . Per questo, Priestley ha concentrato i raggi del sole sulla polvere di ossido di mercurio. Un noto metodo di laboratorio è anche la dissociazione termica degli oxosali, ad esempio il clorato di potassio in presenza di un catalizzatore - biossido di manganese:Il biossido di manganese, aggiunto in piccole quantità prima della calcinazione, permette di mantenere la temperatura e la velocità di dissociazione richieste, e lo stesso MnO 2 non cambia durante il processo.Vengono utilizzati anche metodi di decomposizione termica dei nitrati:
oltre ai perossidi di alcuni metalli attivi, ad esempio: 2BaO 2 ® 2BaO + O 2 Quest'ultimo metodo era un tempo ampiamente utilizzato per estrarre ossigeno dall'atmosfera e consisteva nel riscaldare BaO nell'aria per formare BaO 2
seguita dalla decomposizione termica del perossido. Il metodo di decomposizione termica mantiene la sua importanza per la produzione di perossido di idrogeno. |
ALCUNE PROPRIETÀ FISICHE DELL'OSSIGENO |
|
| numero atomico | 8 |
| Massa atomica | 15,9994 |
| Punto di fusione, °С | –218,4 |
| Punto di ebollizione, °C | –183,0 |
| Densità | |
| solido, g / cm 3 (at t per favore) | 1,27 |
| liquido g / cm 3 (a t kip) | 1,14 |
| gassoso, g/dm 3 (a 0°C) | 1,429 |
| rispetto all'aria | 1,105 |
| critico a, g/cm 3 | 0,430 |
| Temperatura critica a, °С | –118,8 |
| Pressione critica a, atm | 49,7 |
| Solubilità, cm 3 /100 ml di solvente | |
| in acqua (0°C) | 4,89 |
| in acqua (100°C) | 1,7 |
| in alcool (25°C) | 2,78 |
| Raggio, Å | 0,74 |
| covalente | 0,66 |
| ionico (O 2–) | 1,40 |
| Potenziale di ionizzazione, V | |
| il primo | 13,614 |
| secondo | 35,146 |
| Elettronegatività ( F=4) | 3,5 |
| un La temperatura e la pressione alla quale la densità di un gas e di un liquido è la stessa. | |
Struttura elettronica dell'ossigeno (1s
2 2s 2 2p 4 ) è tale che l'atomo o accetta due elettroni al livello esterno per formare un guscio di elettroni esterno stabile, formando uno ione O 2– . negli ossidi metalli alcalini prevalentemente formato legame ionico. Si può presumere che gli elettroni di questi metalli siano quasi interamente attratti dall'ossigeno. Negli ossidi di metalli e non metalli meno attivi, la transizione degli elettroni è incompleta e la densità di carica negativa sull'ossigeno è meno pronunciata, quindi il legame è meno ionico o più covalente.Quando i metalli vengono ossidati con l'ossigeno, viene rilasciato calore, la cui entità è correlata alla forza di legame M–O . Durante l'ossidazione di alcuni non metalli, il calore viene assorbito, il che indica i loro legami più deboli con l'ossigeno. Tali ossidi sono termicamente instabili (o meno stabili degli ossidi legati ionicamente) e sono spesso altamente reattivi. La tabella mostra per confronto i valori delle entalpie di formazione di ossidi dei più tipici metalli, metalli di transizione e non metalli, elementi A- e B -sottogruppi (il segno meno significa rilascio di calore).| Reazioni | Entalpie di formazione, kJ/mol |
| 4Na + O 2 ® 2Na 2 O a | |
| 2Mg + O 2 ® 2 MgO | |
| 4Al + 3O 2 ® 2Al 2 O 3 | |
| Si + O 2 ® Si O 2 | |
| 4P + 5O 2 ® P 4 O 10 | |
| S + O 2 ® SO 2 | |
| 2Cl 2 + 7O 2 ® 2Cl 2 O 7 | |
| 2Hg + O 2 ® 2 HgO | |
| 2Cr + 3O 2 ® 2CrO 3 | |
| 3Fe + 2O 2 ® Fe 3 O 4 | |
| un In condizioni normali, l'istruzione è preferibile Na2O2. | |
1. I punti di fusione degli ossidi dei metalli alcalini diminuiscono all'aumentare del raggio atomico del metallo; Così,
t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O) . Gli ossidi dominati dal legame ionico hanno punti di fusione più elevati rispetto ai punti di fusione degli ossidi covalenti: t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2). 2. Gli ossidi di metalli reattivi (sottogruppi IA–IIIA) sono termicamente più stabili degli ossidi di metalli di transizione e non metallici. Gli ossidi di metalli pesanti nel più alto stato di ossidazione dopo la dissociazione termica formano ossidi con stati di ossidazione inferiori (ad esempio, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5 O 2 ® 2 Hg 0 + O 2 ). Tali ossidi in stati di ossidazione elevati possono essere buoni ossidanti.3. I metalli più attivi interagiscono con l'ossigeno molecolare a temperature elevate per formare perossidi: Sr+O 2 ® SrO 2 . 4. Gli ossidi dei metalli attivi formano soluzioni incolori, mentre gli ossidi della maggior parte dei metalli di transizione sono colorati e praticamente insolubili. Le soluzioni acquose di ossidi metallici presentano proprietà di base e contengono idrossidi Oh -gruppi e ossidi di non metalli in soluzione acquosa formano acidi contenenti uno ione H+. 5. Metalli e non metalli dei sottogruppi A formano ossidi con uno stato di ossidazione corrispondente al numero del gruppo, ad esempio Na, Be e B forma Na 1 2 O, Be II O e B 2 III O 3 , e non metalli IVA–VIIA dei sottogruppi C, N, S, Cl forma CIV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7. Il numero di gruppo di un elemento è correlato solo al massimo stato di ossidazione, poiché sono possibili anche ossidi con stati di ossidazione inferiori degli elementi. Nei processi di combustione dei composti, gli ossidi sono prodotti tipici, ad esempio: 2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O Le sostanze contenenti carbonio e gli idrocarburi, se leggermente riscaldati, si ossidano (bruciano) in CO 2 e H 2 O . Esempi di tali sostanze sono i combustibili: legno, olio, alcoli(oltre al carbonio carbone, coke e carbone) . Il calore del processo di combustione viene utilizzato per la produzione di vapore (e poi energia elettrica o va alle centrali elettriche), oltre che per il riscaldamento delle abitazioni. Le equazioni tipiche per i processi di combustione sono:a) legno (cellulosa):
(C6H10O5) n + 6n O2® 6n CO2+5 n H2O + energia termicab) petrolio o gas (benzina C
8 H 18 o gas naturale CH 4):2C 8 H 18 + 25O 2
® 16CO 2 + 18H 2 O + energia termica CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + energia termica C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + energia termicad) carbone (pietra o carbone, coke):
2C+O2® 2CO + energia termica 2CO + O 2 ® 2CO 2 + energia termicaSono soggetti a combustione anche numerosi composti contenenti C, H, N, O con un'elevata riserva di energia. L'ossigeno per l'ossidazione può essere utilizzato non solo dall'atmosfera (come nelle reazioni precedenti), ma anche dalla sostanza stessa. Per avviare una reazione è sufficiente una leggera attivazione della reazione, come un colpo o una scossa. In queste reazioni, gli ossidi sono anche prodotti della combustione, ma sono tutti gassosi e si espandono rapidamente ad un'elevata temperatura finale del processo. Pertanto, tali sostanze sono esplosive. Esempi di esplosivi sono la trinitroglicerina (o nitroglicerina) C
3 H 5 (NO 3) 3 e trinitrotoluene (o TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3 . Vedi anche ARMI CHIMICHE E BIOLOGICHE.Gli ossidi di metalli o non metalli con stati di ossidazione inferiori di un elemento reagiscono con l'ossigeno per formare ossidi di stati di ossidazione elevati di questo elemento:
Gli ossidi, naturali, ottenuti da minerali o sintetizzati, servono come materie prime per la produzione di molti metalli importanti, ad esempio il ferro da Fe 2 O 3 (ematite) e Fe 3 O 4 (magnetite), alluminio di Al 2O3 (allumina), magnesio da MgO (magnesia). Gli ossidi di metalli leggeri vengono utilizzati nell'industria chimica per produrre alcali o basi. Perossido di potassio KO 2
trova un uso insolito, poiché in presenza di umidità e per reazione con essa, rilascia ossigeno. Pertanto, KO 2
utilizzato nei respiratori per produrre ossigeno. L'umidità dell'aria espirata rilascia ossigeno nel respiratore e KOH assorbe CO 2
. Ottenere l'ossido CaO e l'idrossido di calcio Ca(OH) 2
– grande produzione nella tecnologia della ceramica e del cemento.Acqua (ossido di idrogeno).
Importanza dell'acqua H 2 O come nella pratica di laboratorio per reazioni chimiche, e nei processi vitali richiede una considerazione speciale di questa sostanza (Guarda anche IDROGENO; ACQUA, GHIACCIO E VAPORE). Come già accennato, nell'interazione diretta di ossigeno e idrogeno in condizioni, ad esempio, si verificano una scarica di scintille, un'esplosione e la formazione di acqua, con rilascio di 143 kJ/(mol H 2O). La molecola d'acqua ha una struttura quasi tetraedrica, l'angolo H–O–H è 104° 30 ў . I legami nella molecola sono parzialmente ionici (30%) e parzialmente covalenti con alta densità carica negativa per l'ossigeno e, di conseguenza, carica positiva per l'idrogeno:
A causa dell'elevata forza di adesione H-O l'idrogeno è appena separato dall'ossigeno e l'acqua è molto debole proprietà acide. Molte proprietà dell'acqua sono determinate dalla distribuzione delle cariche. Ad esempio, una molecola d'acqua forma un idrato con uno ione metallico:L'acqua fornisce una coppia di elettroni a un accettore, che può essere H+: Le molecole d'acqua si legano tra loro in grandi aggregati ( H2O) X
legami a idrogeno deboli (energia di legame~ 21 kJ) 
L'acqua in un tale sistema di legami idrogeno subisce una dissociazione molto bassa, raggiungendo una concentrazione di 10-7 mol/l. Ovviamente, la scissione del legame, mostrata tra parentesi quadre, porta alla formazione di uno ione idrossido oh- e ione idronio H 3 O + : 
Perossido di idrogeno.
Un altro composto costituito solo da idrogeno e ossigeno,
è perossido di idrogeno H2O2 . Il nome "perossido" è adottato per i composti contenenti un legame–O–O– . Il perossido di idrogeno ha la struttura di una catena piegata asimmetricamente:Il perossido di idrogeno è prodotto dalla reazione del perossido di metallo con l'acido BaO 2 + H 2 SO 4 ® BaSO 4 + H 2 O 2 o decomposizione dell'acido perossodisolforico H2S2O8 , che si ottiene elettroliticamente:
soluzione concentrata H2O2 può essere ottenuto con metodi di distillazione speciali. Il perossido di idrogeno è usato come agente ossidante nei motori a razzo. Le soluzioni diluite di perossido fungono da antisettici, candeggianti e ossidanti delicati. H2O2 aggiunto a molti acidi e ossidi per produrre composti analoghi agli idrati. In presenza di un forte agente ossidante (come MnO 2 o MnO 4 -) H 2 O 2 ossida, liberando ossigeno e acqua.Oxoanioni e oxocationi
- particelle contenenti ossigeno aventi una carica residua negativa (oxoanioni) o positiva residua (oxocations). E lui O 2– ha un'alta affinità(alta reattività) a particelle cariche positivamente come H+ . Il rappresentante più semplice degli oxoanioni stabili è lo ione idrossido oh- . Ciò spiega l'instabilità degli atomi con un'elevata densità di carica e la loro parziale stabilizzazione a seguito dell'aggiunta di una particella con carica positiva. Pertanto, sotto l'azione del metallo attivo (o del suo ossido) sull'acqua, OH -, non O 2–: ® 2Na + + 2OH - + H 2 o ® 2Na + + 2OH - Gli oxoanioni più complessi sono formati dall'ossigeno con uno ione metallico o una particella non metallica avente una dimensione grande Carica positiva, il risultato è una particella a bassa carica con maggiore stabilità, ad esempio:
Ozono. Oltre all'ossigeno atomico o e una molecola biatomica O2 esiste una terza forma di ossigeno: l'ozono O 3 contenente tre atomi di ossigeno. Tutte e tre le forme sono modificazioni allotropiche. L'ozono si forma facendo passare una scarica elettrica silenziosa attraverso l'ossigeno secco: 3O 22O3. Questo produce una piccola percentuale di ozono. La reazione è catalizzata da ioni metallici. L'ozono ha un odore pungente e pungente che si può trovare vicino ai lavoratori macchine elettriche o in prossimità di una scarica elettrica atmosferica. Il gas ha un colore bluastro e condensa a -112°
C in un liquido blu scuro e a –193°
C, si forma una fase solida viola scuro. L'ozono liquido è leggermente solubile in ossigeno liquido e in 100 g di acqua a 0°
C si dissolve 49 cm 3O3 . In termini di proprietà chimiche, l'ozono è molto più attivo dell'ossigeno e in termini di proprietà ossidanti è secondo solo a O, F 2 e DI 2 (difluoruro di ossigeno). La normale ossidazione produce ossido e ossigeno molecolare O2 . Sotto l'azione dell'ozono su metalli attivi in condizioni speciali, ozonidi della composizione K + O 3 - . L'ozono si ottiene nell'industria per usi speciali, è un buon disinfettante e viene utilizzato per purificare l'acqua e come candeggina, migliora le condizioni dell'atmosfera negli impianti chiusi, disinfetta oggetti e alimenti, accelera la maturazione di cereali e frutti. A laboratorio chimico un ozonizzatore viene spesso utilizzato per produrre ozono, necessario per alcuni metodi di analisi e sintesi chimica. La gomma viene facilmente distrutta anche sotto l'influenza di basse concentrazioni di ozono. In alcune città industriali, una significativa concentrazione di ozono nell'aria porta a un rapido deterioramento dei prodotti in gomma se non sono protetti con antiossidanti. L'ozono è altamente tossico. L'inalazione costante di aria anche con concentrazioni di ozono molto basse provoca mal di testa, nausea e altre condizioni spiacevoli.LETTERATURA Razumovsky SD Ossigeno - forme e proprietà elementari. M., 1979Proprietà termodinamiche dell'ossigeno. M., 1981
Tra tutte le sostanze sulla Terra, un posto speciale è occupato da ciò che fornisce la vita: l'ossigeno gassoso. È la sua presenza che rende il nostro pianeta unico tra tutti, speciale. Grazie a questa sostanza, nel mondo vivono tante belle creature: piante, animali, persone. L'ossigeno è un composto assolutamente insostituibile, unico ed estremamente importante. Pertanto, cercheremo di scoprire di cosa si tratta, quali caratteristiche ha.
Il primo metodo è particolarmente utilizzato. Dopotutto, molto di questo gas può essere rilasciato dall'aria. Tuttavia, non sarà completamente pulito. Se hai bisogno di un prodotto in più Alta qualità, quindi vengono avviati i processi di elettrolisi. La materia prima per questo è acqua o alcali. L'idrossido di sodio o di potassio viene utilizzato per aumentare la conduttività elettrica della soluzione. In generale, l'essenza del processo si riduce alla decomposizione dell'acqua.
Ottenere in laboratorio
Tra i metodi di laboratorio, il metodo del trattamento termico è ampiamente utilizzato:
- perossidi;
- sali di acidi contenenti ossigeno.
Ad alte temperature si decompongono rilasciando ossigeno gassoso. Il processo è più spesso catalizzato dall'ossido di manganese (IV). Raccolgono ossigeno spostando l'acqua e lo trovano con una scheggia fumante. Come sapete, in un'atmosfera di ossigeno, la fiamma si accende molto intensamente.
Un'altra sostanza usata per produrre ossigeno nelle classi di chimica scolastica è il perossido di idrogeno. Anche una soluzione al 3% sotto l'azione di un catalizzatore si decompone istantaneamente con il rilascio di gas puro. Ha solo bisogno di essere raccolto. Il catalizzatore è lo stesso ossido di manganese MnO 2 .
I sali più comunemente usati sono:
- sale di Berthollet, o clorato di potassio;
- permanganato di potassio o permanganato di potassio.
Un'equazione può essere data per descrivere il processo. L'ossigeno viene rilasciato a sufficienza per le esigenze di laboratorio e di ricerca:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2.
Modificazioni allotropiche dell'ossigeno
C'è una modifica allotropica che ha l'ossigeno. La formula di questo composto è O 3, si chiama ozono. Questo è il gas che viene prodotto condizioni naturali se esposto a scariche ultraviolette e fulmini sull'ossigeno atmosferico. A differenza dell'O 2 stesso, l'ozono ha un gradevole odore di freschezza, che si sente nell'aria dopo la pioggia con fulmini e tuoni.
La differenza tra ossigeno e ozono risiede non solo nel numero di atomi nella molecola, ma anche nella struttura del reticolo cristallino. Chimicamente, l'ozono è un agente ossidante ancora più forte.
L'ossigeno è un componente dell'aria
La distribuzione dell'ossigeno in natura è molto ampia. L'ossigeno si trova in:
- rocce e minerali;
- acqua dolce e salata;
- suolo;
- organismi vegetali e animali;
- aria, compresa l'alta atmosfera.
È ovvio che tutti i gusci della Terra ne sono occupati: la litosfera, l'idrosfera, l'atmosfera e la biosfera. Particolarmente importante è il suo contenuto nella composizione dell'aria. Dopotutto, è questo fattore che consente alle forme di vita, inclusi gli esseri umani, di esistere sul nostro pianeta.
La composizione dell'aria che respiriamo è estremamente eterogenea. Include sia componenti costanti che variabili. I permanenti e sempre presenti sono:
- diossido di carbonio;
- ossigeno;
- azoto;
- gas nobili.
Le variabili includono vapore acqueo, particelle di polvere, gas estranei (scarico, prodotti della combustione, decadimento e altri), polline delle piante, batteri, funghi e altri.
Importanza dell'ossigeno in natura
È molto importante quanto ossigeno è contenuto in natura. Dopotutto, è noto che tracce di questo gas sono state trovate su alcuni satelliti dei pianeti maggiori (Giove, Saturno), ma non c'è vita evidente lì. La nostra Terra ne ha abbastanza, il che, in combinazione con l'acqua, rende possibile l'esistenza di tutti gli organismi viventi.
Oltre a partecipare attivamente alla respirazione, l'ossigeno conduce anche innumerevoli reazioni di ossidazione, a seguito delle quali viene rilasciata energia per la vita.
I principali fornitori di questo gas unico in natura sono piante verdi e alcuni tipi di batteri. Grazie a loro viene mantenuto un equilibrio costante di ossigeno e anidride carbonica. Inoltre, l'ozono costruisce uno scudo protettivo sull'intera Terra, che non consente la penetrazione di una grande quantità di radiazioni ultraviolette distruttive.
Solo alcuni tipi di organismi anaerobici (batteri, funghi) sono in grado di vivere al di fuori di un'atmosfera di ossigeno. Tuttavia, ce ne sono molti meno di quelli che ne hanno davvero bisogno.
L'uso di ossigeno e ozono nell'industria
Le principali aree di utilizzo delle modificazioni allotropiche dell'ossigeno nell'industria sono le seguenti.
- Metallurgia (per saldatura e taglio di metalli).
- La medicina.
- Agricoltura.
- come carburante per razzi.
- Sintesi di molti composti chimici, compresi gli esplosivi.
- Depurazione e disinfezione dell'acqua.
È difficile nominare almeno un processo in cui questo grande gas, una sostanza unica, l'ossigeno, non prende parte.
berillio, magnesio. distribuzione in natura. Fisico e Proprietà chimiche. ruolo biologico. Segni di carenza, tossicità degli elementi. Applicazione dei composti in medicina e farmacia
Sii elemento il sottogruppo principale del secondo gruppo, il secondo periodo del sistema periodico, con numero atomico 4.
In natura: Le varietà di berillo sono considerate pietre preziose: acquamarina - blu, blu-verdastro, verde-bluastro; smeraldo: verde intenso, verde brillante; eliodoro - giallo; Contenuto di berillio acqua di mare estremamente basso - 6 10 −7 mg/l
Il berillio è un metallo bianco-argento relativamente duro, ma fragile, che nell'aria è attivamente ricoperto da una pellicola di ossido di BeO resistente.
Il berillio ha un solo stato di ossidazione, +2. L'idrossido corrispondente è anfotero, con proprietà sia basiche che acide debolmente espresse.
Utilizzato per realizzare finestre per macchine a raggi X, aggiunto a leghe per aumentare la durezza e la conduttività elettrica.
Ruolo biologico: Be riduce l'attività delle immunoglobuline. L'eccesso porta a una malattia: la polmonite.
Mg è un elemento del sottogruppo principale del secondo gruppo, il terzo periodo con numero atomico 12.
In natura: Questo è uno degli elementi più comuni. la crosta terrestre Il contenuto è dell'1,87%. Grandi quantità di magnesio si trovano nell'acqua di mare.
Proprietà fisiche: Il magnesio è un metallo bianco argenteo con un reticolo esagonale, ha una lucentezza metallica. In condizioni normali, la superficie del magnesio è ricoperta da un forte film protettivo di ossido di magnesio MgO.
Proprietà chimiche: Il magnesio caldo reagisce con l'acqua:
Mg + H 2 O \u003d MgO + H 2
Gli alcali non agiscono sul magnesio, si dissolve facilmente negli acidi con rilascio di idrogeno:
Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2
Se riscaldato in aria, il magnesio brucia per formare un ossido e una piccola quantità di nitruro. In questo caso viene rilasciata una grande quantità di calore ed energia luminosa:
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2
Il magnesio può bruciare anche dentro diossido di carbonio:
2Mg + CO 2 \u003d 2MgO + C
Ruolo biologico: ione intracellulare, attiva gli enzimi, partecipa all'idrolisi, attiva la sintesi proteica, partecipa alla mineralizzazione ossea.
MgO è un costituente di paste dentali e cementi dentali.
Ruolo biologico:
L'idrogeno come elemento separato non ha valore biologico. Per l'organismo sono importanti i composti che lo compongono, ovvero acqua, proteine, grassi, carboidrati, vitamine, sostanze biologicamente attive (ad eccezione dei minerali), ecc. Il valore più grande, ovviamente, è la combinazione di idrogeno e ossigeno - acqua, che è in realtà il mezzo per l'esistenza di tutte le cellule del corpo. Un altro gruppo di importanti composti dell'idrogeno sono gli acidi: la loro capacità di rilasciare uno ione idrogeno consente di formare il pH del mezzo. Un'importante funzione dell'idrogeno è anche la sua capacità di formarsi legami di idrogeno, che, ad esempio, formano nello spazio le forme attive delle proteine e la struttura a doppio filamento del DNA.
Segnali di carenza:
disidratazione, sete,
diminuzione del turgore tissutale,
secchezza della pelle e delle mucose,
aumento della concentrazione nel sangue
ipotensione arteriosa.
Tossicità: L'idrogeno non è tossico. La dose letale per l'uomo non è stata determinata.
Applicazione in miele e pharm: I composti dell'idrogeno sono usati nell'industria chimica per produrre metanolo, ammoniaca, ecc.
In medicina, uno degli isotopi dell'idrogeno (deuterio) viene utilizzato come etichetta negli studi sulla farmacocinetica dei farmaci. Un altro isotopo (trizio) viene utilizzato nella diagnostica dei radioisotopi, nello studio delle reazioni biochimiche del metabolismo enzimatico, ecc.
Il perossido di idrogeno H 2 O 2 è un disinfettante e sterilizzante.
Ruolo biologico:
- partecipa a molte reazioni biochimiche (regola l'attività di numerosi enzimi - adenilato ciclasi, lipasi, esterasi, lattato deidrogenasi, ecc.)
- partecipa alla formazione del tessuto osseo, nonché alla formazione dello smalto e della dentina del tessuto dentale, mostrando un pronunciato effetto anti-carie dovuto alla soppressione dei batteri che formano acido nella cavità orale
Segnali di carenza:
- aumento del rischio di carie dentaria
- aumento del rischio di osteoporosi
Tossicità: La maggior parte dei composti organofluorici sono altamente tossici. Alcuni composti inorganici anche il fluoro (ad es. HF) è molto tossico. La dose potenzialmente letale di NaF per assunzione orale è di soli 5-10 g Tuttavia, un certo numero di composti saturi di fluorocarburi sono assolutamente chimicamente e biologicamente neutri.
Dose tossica di fluoro per l'uomo: 20 mg. Dose letale per l'uomo: 2 g.
Applicazione in miele e pharm:
L'inattività biologica dei composti fluorocarburici, unita alla capacità di dissolvere bene l'ossigeno e altri gas, consente di utilizzarli come sostituti del sangue artificiale con funzione di trasporto del gas. Ad oggi, esistono numerosi farmaci utilizzati come sostituti del sangue e contenenti composti perfluorocarburici.
Sulla base di composti organofluorurati biologicamente neutri, vengono realizzati vasi artificiali e valvole per il cuore.
Il metodo più radicale ed efficace di disinfezione dell'acqua è la sua fluorizzazione (fino a una concentrazione di 1 mg/l). La fluorizzazione dell'acqua porta a una diminuzione della carie del 30-50% e nel trattamento della carie vengono utilizzate anche applicazioni locali di una soluzione all'1-2% di fluoruro di sodio o fluoruro di stagno.
In medicina, i preparati contenenti fluoro sono usati per trattare l'ipoforosi, sono disponibili sotto forma di compresse, pellicole mediche, smalti dentali, sono usati come stupefacenti, ecc.
Gli isotopi radioattivi del fluoro sono utilizzati nella ricerca biomedica.
Ruolo biologico:
- grazie al fatto che gli ioni cloruro sono in grado di penetrare nella membrana cellulare, insieme agli ioni sodio e potassio mantengono la pressione osmotica e regolano il metabolismo acqua-sale
- creare un ambiente favorevole nello stomaco per l'azione degli enzimi proteolitici del succo gastrico
- a causa della presenza di speciali canali del cloro nelle membrane delle cellule e dei mitocondri, gli ioni cloruro regolano il volume del fluido, il trasporto transepiteliale degli ioni, creano e stabilizzano il potenziale di membrana
- partecipare alla creazione e al mantenimento del pH nelle cellule e nei fluidi corporei
Segnali di carenza:
- debolezza, sonnolenza, letargia, anoressia
- perdita di denti e capelli
- dermatite
- alcalosi
- stipsi
Tossicità: Il cloro è un gas tossico soffocante che, se entra nei polmoni, provoca un'ustione del tessuto polmonare, soffocamento. Ha un effetto irritante sulle vie respiratorie ad una concentrazione nell'aria di circa 0,006 mg/l (cioè il doppio della soglia di odore di cloro).
Applicazione nel miele. e fattoria.:
I composti del cloro sono usati in cucina (NaCl), per la disinfezione bevendo acqua(clorazione), disinfezione, candeggio dei tessuti, come reagente per molti processi chimici (HCl, HClO4), e trovano largo impiego anche nell'industria chimica e cartaria nella produzione di solventi organici e polimeri.
Il cloro è utilizzato nella produzione di erbicidi, pesticidi e insetticidi.
L'elemento cloro fa parte del succo gastrico, farmaci per il trattamento di una serie di malattie gastrointestinali. In medicina, le proprietà battericide dei preparati contenenti cloro sono ampiamente utilizzate.
Ruolo biologico:
- stimola la crescita e lo sviluppo del corpo
- regola la crescita e la differenziazione dei tessuti
- aumenta la pressione sanguigna, così come la frequenza e la forza delle contrazioni cardiache
- regola (aumenta) la velocità di molte reazioni biochimiche
- regola il metabolismo energetico, aumenta la temperatura corporea
- regola il metabolismo delle vitamine
- aumenta il consumo di ossigeno dei tessuti
Segnali di carenza:
- Ingrossamento della tiroide e formazione di gozzo endemico.
- Violazione della produzione di ormoni tiroidei.
- Diminuzione del metabolismo basale, temperatura corporea.
- Nei bambini: lo sviluppo del cretinismo, l'arretratezza nello sviluppo fisico e mentale.
Tossicità: Dose tossica per l'uomo: 2-5 mg/die.
Dose letale per l'uomo: 35-350 mg.
Applicazione nel miele. e fattoria: Nonostante l'uso attivo del sale iodato nei paesi sviluppati, la carenza di iodio rimane una delle carenze minerali più comuni al mondo. Secondo le raccomandazioni dell'OMS, nel mondo vengono utilizzati 4 metodi per prevenire le malattie da carenza di iodio: iodizzazione di sale, pane, burro e assunzione di integratori alimentari biologicamente attivi arricchiti con iodio.
Per scopi medici, lo iodio viene utilizzato nei medicinali utilizzati, in particolare, per le malattie della tiroide.
Lo iodio fa parte della tintura "familiare" di iodio nell'alcol, la soluzione di Lugol, una serie di farmaci, come: Yoks, Ioduro. Lo iodio è utilizzato nella pratica ginecologica per la prevenzione e il trattamento delle malattie infettive come agente topico.
Lo iodio radioattivo è usato per diagnosticare le malattie della tiroide.
Alcuni preparati di iodio fungono da agenti radiopachi negli studi sui vasi sanguigni e sul cuore, sull'utero e sulle tube di Falloppio, sul fegato e sulla cistifellea.
59. Il ruolo biologico dello zolfo.
- impartisce l'organizzazione spaziale necessaria per il loro funzionamento alle molecole proteiche a causa della formazione di ponti disolfuro
- è un componente di molti enzimi, ormoni (in particolare nell'insulina) e aminoacidi contenenti zolfo
- è un componente di tale sostanze attive come l'istamina, la vitamina biotina, l'acido lipoico vitaminico, ecc.
- i gruppi sulfidrilici formano i centri attivi di numerosi enzimi
- assicura il trasferimento di energia nella cellula: l'atomo di zolfo accetta uno degli elettroni dell'ossigeno in un orbitale libero
- coinvolti nel trasferimento di gruppi metilici
- parte dei coenzimi, compreso il coenzima A
Il ruolo del gruppo tiolico: Gruppi sulfidrilici (gruppi tiolici,) gruppi SH di composti organici. Quest'anno hanno un'elevata e variegata reattività: si ossidano facilmente a formare acidi disolfuri, solfonici, solfinici, o solfonici; entrano facilmente in alchilazione, acilazione, reazioni di scambio tiolo-disolfuro, formano mercaptidi (quando reagiscono con ioni di metalli pesanti), mercaptali, mercaptoli (quando reagiscono con aldeidi e chetoni). Quest'anno gioca un ruolo importante processi biochimici. Quest'anno il coenzima A (cfr. coenzima A), l'acido lipoico (cfr. acido lipoico) e la 41-fosfopanteteina sono coinvolti nelle reazioni enzimatiche di formazione e trasferimento di residui acilici associati al metabolismo dei lipidi e dei carboidrati;
Segnali di carenza:
- patologia del fegato, delle articolazioni, della pelle
- disordini metabolici dei composti contenenti zolfo
Tossicità: Lo zolfo puro non è tossico per l'uomo. Non sono disponibili dati sulla tossicità dello zolfo negli alimenti. La dose letale per l'uomo non è stata determinata.
Molti composti dello zolfo sono tossici. Tra i composti solforati più pericolosi ci sono idrogeno solforato, ossido di zolfo e anidride solforosa.
Applicazione nel miele. e fattoria.: Per scopi medici, le persone hanno a lungo utilizzato le proprietà disinfettanti dello zolfo, che è stato utilizzato nel trattamento delle malattie della pelle, nonché l'effetto battericida dell'anidride solforosa prodotta durante la combustione dello zolfo.
Se assunto per via orale, lo zolfo elementare agisce come lassativo. La polvere di zolfo purificata viene utilizzata come agente antielmintico per l'enterobiasi. I composti di zolfo sotto forma di preparati sulfanilammidici (biseptolo, sodio sulfacile, sulgin, ecc.) Hanno attività antimicrobica.
Una soluzione sterile di 1-2% di zolfo in olio di pesca viene utilizzata per la terapia pirogenica nel trattamento della sifilide.
Lo zolfo e i suoi composti inorganici sono utilizzati nelle artropatie croniche, nelle malattie del muscolo cardiaco (cardiosclerosi), in molte malattie croniche della pelle e ginecologiche, nell'avvelenamento professionale con metalli pesanti (mercurio, piombo) - tiosolfato di sodio.
Lo zolfo purificato e precipitato viene utilizzato esternamente in unguenti e polveri per malattie della pelle (seborrea, sicosi); nel trattamento della seborrea del cuoio capelluto viene utilizzato il disolfuro di selenio. Il tiosolfato di sodio è anche usato come agente esterno nel trattamento di pazienti con scabbia e alcune malattie della pelle fungine.
60. Il ruolo biologico dell'ossigeno.
L'ossigeno fa parte delle molecole di molte sostanze, dai polimeri più semplici a quelli complessi; la presenza nel corpo e l'interazione di queste sostanze assicura l'esistenza della vita. Essendo parte integrante della molecola dell'acqua, l'ossigeno è coinvolto in quasi tutti i processi biochimici che avvengono nel corpo.
L'ossigeno è indispensabile, con la sua mancanza, solo il ripristino di un normale apporto di ossigeno all'organismo può essere un rimedio efficace. Anche una cessazione a breve termine (diversi minuti) dell'apporto di ossigeno al corpo può causare una grave compromissione delle sue funzioni e la successiva morte.
La funzione principale dell'ossigeno molecolare nel corpo è l'ossidazione di vari composti. Insieme all'idrogeno, l'ossigeno forma acqua, il cui contenuto nel corpo di un adulto è in media di circa il 55-65%.
L'ossigeno è una parte delle proteine, degli acidi nucleici e di altri componenti vitali del corpo. L'ossigeno è essenziale per la respirazione, l'ossidazione di grassi, proteine, carboidrati, aminoacidi e molti altri processi biochimici.
Allotropia:
Proprietà fisiche dell'ossigeno
Gas: incolore, insapore e inodore; 3V O 2 (n.a.) si dissolve in 100 V H 2 O; t ° ebollizione = -183 ° С; t°pl = -219°C; D per via aerea = 1,1, cioè più pesante dell'aria.
Come ottenere
1. modo industriale(distillazione di aria liquida).
2. metodo di laboratorio(decomposizione di alcune sostanze contenenti ossigeno)
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (in riscaldamento)
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 (se riscaldato, in presenza di catalizzatore MnO 2)
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2 (in presenza di catalizzatore MnO 2)
Metodi di raccolta
| spostamento d'acqua | Spostamento d'aria |
Proprietà chimiche
Viene chiamata l'interazione delle sostanze con l'ossigeno ossidazione.
Tutti gli elementi reagiscono con l'ossigeno, ad eccezione di Au, Pt, He, Ne e Ar; in tutte le reazioni (ad eccezione dell'interazione con il fluoro), l'ossigeno è un agente ossidante.
con non metalli
S + O 2 → SO 2
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
con metalli
2Mg + O2 → 2MgO
2Cu + O 2 → 2CuO (in riscaldamento)