Оксиген і сульфур (стр. 2 из 4)

При нагріванні, навіть невеликому, хімічна активність кисню різко зростає. При підпалюванні він реагує з вибухом з воднем, метаном, іншими пальними газами, з великою кількістю простих і складних речовин. Відомо, що при нагріванні в атмосфері кисню чи на повітрі багато простих і складних речовин згоряють, причому утворюються різні оксиди, наприклад:

S+O₂ = SO₂

С + O₂ = СО₂

4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃

2Cu + O₂ = 2Cu

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂

Якщо суміш кисню і водню зберігати в скляній судині при кімнатній температурі, то екзотермічна реакція утворення води

2Н₂ + O₂= 2Н₂O + 571 кДж

протікає вкрай повільно; з розрахунку, перші крапельки води повинні з'явитися в судині приблизно через мільйон років. Але при внесенні в судину із сумішшю цих газів Платини чи Палладія (що грають роль каталізатора), а також при підпалюванні реакція протікає з вибухом.

З азотом N₂ кисень чи реагує при високій температурі (близько 1500-2000 C), чи при пропущенні через суміш азоту і кисню електричного розряду. При цих умовах оборотно утвориться оксид азоту (ІІ):

N₂ + O₂ = 2NO

Утворений NO потім реагує з киснем з утворенням бурого газу (диоксида азоту):

2NO + O₂ = 2NO₂

З неметалів кисень прямо ні при яких умовах не взаємодіє з галогенами, з металів - зі шляхетними металами: Сріблом, Золотом, Платиною й ін.

Бінарні сполуки кисню, у яких ступінь окислювання атомів кисню дорівнює -2, називають оксидами (колишня назва - окисли). Приклади оксидів: оксид вуглецю (ІV) CO2,оксид сірки (VІ) SO3, оксид міді (І) Cu2O, оксид алюмінію Al2O3, оксид марганцю (VІІ) Mn2O7.

Кисень утворює також сполуки, у яких його ступінь окислювання дорівнює -1. Це - пероксиди (стара назва - перекиси), наприклад, пероксид водню Н₂O₂, пероксид барію ВаО₂, пероксид натрію Na₂O₂ і інші. У цих сполуках міститься пероксидне угруповання —O—O—.
З активними лужними металами, наприклад, з калієм, кисень може утворювати також супероксиди, наприклад, KО₂ (супероксид калію), RbО₂ (супероксид рубідію). У супероксидах ступінь окислювання кисню -1/2. Можна відзначити, що часто формули супероксидів записують як K₂O₄, Rb₂O₄ і т.д.

Із самим активним неметалом фтором кисень утворить з'єднання в позитивних ступенях окислювання. Так, у з'єднанні O₂F₂ ступінь окислювання кисню +1, а в з'єднанні O₂F - +2. Ці з'єднання належать не до оксидів, а до фторидам. Фториди кисню можна синтезувати тільки непрямим шляхом, наприклад, діючи фтором F₂ на розведені водяні розчини КОН.

Застосування кисню

Застосування кисню дуже різноманітно. Основна кількість одержуваного з повітря кисню використовуються в металургії. Кисневе (а не повітряне) дуття в домнах дозволяє істотно підвищувати швидкість доменного процесу, заощаджувати кокс і одержувати чавун кращої якості. Кисневе дуття застосовують у кисневих конвертерах при переділі чавуна в сталь. Чистий кисень чи повітря, збагачене киснем, використовується при одержанні і багатьох інших металів (міді, нікелю, свинцю й ін.). Кисень використовують при різанні і зварюванні металів. При цьому застосовують "балонний" кисень. У балоні кисень може знаходитися під тиском до 15 Мпа. Балони з киснем пофарбовані в блакитний колір.

Рідкий кисень - потужний окислювач, його використовують як компонент ракетного палива. Просочені рідким киснем такі матеріали, як деревні опилки, вата, вугільний порошок та ін. (ці суміші називають оксиліквітами ), використовують як вибухові речовини, застосовувані, наприклад, при прокладці доріг у горах.

Біологічна роль кисню

Кисень в атмосфері Землі почав накопичуватися в результаті діяльності первинних фотосинтезуючих організмів, що з'явилися, імовірно, близько 2,8 млрд. років тому. Вважають, що 2 млрд. років тому атмосфера вже містила близько 1% кисню; поступово з відбудовної вона перетворювалася в окисну і приблизно 400 млн. років тому придбала сучасний склад. Наявність в атмосфері кисню в значній мірі визначило характер біологічної еволюції. Аеробний (за участю О₂) обмін речовин виник пізніше анаеробного (без участі O₂), але саме реакції біологічного окислювання, більш ефективні, чим древні енергетичні процеси шумування і гліколізу, постачають живі організми здебільшого необхідної їм енергії. Виключення складають облігатні анаероби, наприклад, деякі паразити, для яких кисень є отрутою.

Використання кисню, що володіє високим окислювально-відновним потенціалом, як кінцевого акцептор електронів у ланцюзі дихальних ферментів, привело до виникнення біохімічного механізму подиху сучасного типу. Цей механізм і забезпечує енергією аеробні організми.

Кисень - основний біогенний елемент, що входить до складу молекул усіх найважливіших речовин, що забезпечують структуру і функції кліток - білків, нуклеїнових кислот, вуглеводів, ліпідів, а також безлічі низькомолекулярних сполук. У кожній рослині чи тварині кисню набагато більше, ніж будь-якого іншого елемента (у середньому близько 70%).

М'язова тканина людини містить 16% кисню, кісткова тканина - 28.5%; усього в організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 43 кг кисню. В організм тварин і людини кисень надходить в основному через органи подиху (вільний кисень) і з водою (зв'язаний кисень). Потреба організму в кисні визначається рівнем (інтенсивністю) обміну речовин, що залежить від маси і поверхні тіла, віку, статі, характеру харчування, зовнішніх умов і ін.

Невеликі кількості кисню використовують у медицині: киснем (з так званими кисневими подушками) дають якийсь час дихати хворим, у яких утруднений подих. Потрібно, однак, мати на увазі, що тривале вдихання повітря, збагаченого киснем, небезпечно для здоров'я людини. Високі концентрації кисню викликають у тканинах утворення вільних радикалів, що порушують структуру і функції біополімерів. Подібною дією на організм володіють і іонізуючі випромінювання. Тому зниження вмісту кисню (гіпоксія) у тканинах і клітках при опроміненні організму іонізуючою радіацією має захисну дію - так називаний кисневий ефект. Цей ефект використовують у променевій терапії: підвищуючи вміст кисню в пухлині і знижуючи його зміст у навколишніх тканинах підсилюють променеву поразку пухлинних кліток і зменшують ушкодження здорових. При деяких захворюваннях застосовують насичення організму киснем під підвищеним тиском - гіпербаричну оксигенацію.

Сульфур

Хімічні властивості

Хімічна активність сірки також доволі висока. При нагрівання вона реагує майже з усіма елементами.

1. Взаємодія з металами.

2Cu + S = Cu₂S

2. Взаємодія з неметалами.

S + O₂ = SO₂↑

H₂ + S = H₂S ↑

Застосування. Найбільша маса сірки і природних сульфідів витрачається на вироблення сульфатної кислоти.

Оксиди сульфуру

Сульфур утворює два кислотні оксиди: оксид сульфуру (IV) SO₂ і оксид сульфуру (VI) SO₃.


Оскид сульфуру (IV) SO₂ (діоксид сульфуру, сірчастий газ) – це безбарвний важкий газ (у 2,2 раза важчий за повітря), з різким запахом, що викликає кашель. Негорючий. Дуже легко розчиняється у воді (в 1л води при 20⁰С розчиняється 43 л SO₂.

Застосування. Найважливіша галузь застосування оксиду сульфуру (IV) SO₂ – це виробництво сульфатної кислоти H₂SO₄.

Фізіологічна дія. Оксид сульфуру (IV) SO₂ токсичний. Невелика концентрація його у повітрівикликає подразнення слизових оболонок дихальних органів і очей.

Вплив на навколишнє середовище. Діоксид сульфуру SO₂ один з основних забрудників повітря, він отруює навколишнє середовище.

Звідки ж береться діоксид сульфуру SO₂ у повітрі?

Природним джерелом SO₂ є окислення сірководню H₂S атмосферним киснем й озоном:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

H₂S + O₃ = SO₂ + H₂O

Діоксид сульфуру SO₂, потрапляючи у повітря, викликає утворення “кислотних дощів”, шкідливих для усього живого.

Оксид сульфуру (IV) SO₃ (триоксид сульфуру) – безбарвна рідина, яка за температури, нижчої від 17⁰С, кристалізується, перетворюючись на довгі шовковисті кристали. Дуже легка речовина, сильний окисник. Токсичний, уражує слизові оболонки й дихальні шляхи, викликає тяжкі опіки шкіри, енергійно руйнує органічні сполуки. Зберігають його у запаяних скляних посудинах.

Оксид сульфуру (VІ) на повітрі димить, бурхливо взаємодіє з водою з виділенням великої кількості теплоти, утворюючи сульфатну кислоту:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄