АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Биологическая роль кислорода

Читайте также:
  1. Активные формы кислорода (свободные радикалы)
  2. Алгоритм подачи кислорода
  3. Биологическая (видовая) реактивность
  4. Биологическая активность пыли и ее деятельность на организм человека
  5. Биологическая активность сырья строфанта Комбе составляет
  6. БИОЛОГИЧЕСКАЯ ДОСТУПНОСТЬ ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ
  7. Биологическая защита растений
  8. Биологическая значимость и воздействие на человека
  9. Биологическая модель
  10. Биологическая модель.
  11. Биологическая модель.
  12. Биологическая обратная связь

Основной (фактически единственной) функцией кислорода является его участие как окислителя в окислительно-восстановительных реакциях в организме. Благодаря наличию кислорода, организмы всех животных способны утилизировать (фактически «сжигать») различные вещества (углеводы, жиры, белки) с извлечением определенной энергии «сгорания» для собственных нужд. В покое организм взрослого человека потребляет 1,8-2,4 г кислорода в минуту.

Сера. Элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде. Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные соединения серы: FeS2 — железный колчедан или пирит, ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит), PbS — свинцовый блеск или галенит, HgS — киноварь, Sb2S3 — антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Кислородные соединения серы.

Все кислородные соединения серы являются экзотермическими.

a) Оксиды: известны как высшие, так и низшие оксиды серы. К последним относятся

такие неустойчивые оксиды, как S2O3 и S2O. Например, S2O образуется в зоне электрического разряда, проходящего в атмосфере SO2, и тут же разлагается:

2S2O = 3S + SO2,

аналогично диспропорционирует и S2O3

2S2O3 = S + 3SO2.

Из высших оксидов серы наиболее изучены SO2 - оксид серы IV (сернистый ангидрид) и SO3 -оксид серы VI (ангидрид серной кислоты).

ДИОКСИД СЕРЫ

- SO2, бесцветный газ с резким запахом, один из главных загрязнителей атмосферы. Д.с. образуется при сжигании ископаемого топлива на предприятиях топливно-энергетического комплекса и в двигателях внутреннего сгорания, а также на предприятиях нефтехимического комплекса. Д.с. пагубно влияет на растения, так как проникает в лист и вступает в реакцию с железом, входящим в состав хлорофилла, вызывает распад хлорофилла и гибель растения. Загрязнение атмосферы Д.с. - главная причина кислотных дождей.

 

 

Оксид серы (IV) SО2 (бесцветный газ с резким запахом) об­разуется при сгорании серы на воздухе, но мо­жет быть также получен при сгорании Н2S или при взаимодействии меди, а также большинства других металлов, с концентрированной серной кислотой:

Сu + 2Н24(конц) = CuSО4 + SO2↑ + 2Н2О.

Диоксид серы получают также при обжиге сульфидных минералов, например, сульфида цинка или дисульфида железа (называемого также пиритом или железным колчеданом):

2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2↑,

4FеS2 + 11О2 = 2Fе2О3 + 8SО2↑.

Оксид серы (IV) - ангидрид сернистой кислоты Н23, по­этому при растворении SО2 в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 °С) частично происходит реакция с водой и образуется слабая сернистая кислота:

SO2 + Н2О Н23,

которая малоустойчива, легко распадается вновь на SО2 и Н2О. В водном растворе существуют следующие равновесия:

      K1   K2  
Н2О + SO2 Н23 Н+ + НSО3- + + SO32-

Константа диссоциации Н23 по первой ступени равна К1 = 1,6∙10 -2, по второй - К2 = 6,3.10-8. Кислота дает два ряда солей: средние - сульфиты, и кислые - гидросульфиты

Сернистая кислота, H2SO3, слабая двухосновная кислота, отвечающая степени окисления серы +4. Известна только в разбавленных водных растворах. Константы диссоциации: K1 = 1,6 · 10-2, K2 = 1,0 · 10-7 (18°C). Даёт два ряда солей: нормальные — сульфиты и кислые — гидросульфиты. H2SO3 — сильный восстановитель (растворы её уже при стоянии на воздухе постепенно превращаются в H2SO4), при взаимодействии с более сильными восстановителями (например, H2S) выступает как окислитель. Получают растворением SO2 в воде. В водных растворах одновременно имеют место следующие равновесия:

H2O + SO2 Û H2SO3 Û Н+ + HSO3- Û 2H+ +SO3-

Продукты присоединения С. к. к органическим красящим веществам бесцветны или слабо окрашены. На этом основано применение С. к. для беления таких материалов, которые не выдерживают действия сильных окислителей, например хлора и гипохлоритов.

Тиосерная кислота — неорганическое соединение, двухосновная сильная кислота с формулой H2SO3S, бесцветная вязкая жидкость, реагирует с водой. Образует соли — тиосульфаты.

  • Реакция сероводорода и триоксида серы в этиловом эфире при низких температурах:

  • Действие газообразного хлористого водорода на тиосульфат натрия:

 

Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3. Если молярное отношение SO3: H2O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 — раствор SO3 в серной кислоте (олеум).

Сера — один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков). Также сера участвует в бактериальном фотосинтезе (сера входит в состав бактериохлорофилла, а сероводород является источником водорода). Окислительно-восстановительные реакции серы — источник энергии в хемосинтезе. Человек содержит примерно 2 г серы на 1 кг своего веса.

Селен. Селен — химический элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se (лат. Selenium), хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета (устойчивая аллотропная форма, неустойчивая форма — киноварно-красная).Селен редкий, рассеянный элемент. Содержание в земной коре 1,4·10–5% по массе. Селениды почти всегда изоморфны соответствующим сульфидам, они обычно находятся в природе как примесь в соответствующих сульфидах (в железном колчедане FeS2, халькопирите CuFeS2, цинковой обманке ZnS). Селеновые минералы очень редки, среди них: берцелианит Cu2Se, тиеманит HgSe, науманит Ag2Se, халькоменит CuSeO 3·2H 2O. Сaмородный селен в природе встречается редко.

Оксиды. Селена оксиды: SeO2 - SeO3, Se2O3. Кристаллы. В воде растворяются с образованием селеновых кислот. SeO2 применяют для получения люминофоров. SeO3 - окислитель, селенирующий агент в органическом синтезе.

Кислоты. Селен — аналог серы и проявляет степени окисления −2 (H2Se), +4 (SeO2) и +6 (H2SeO4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 — сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) — гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество — селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO2. Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно) только будучи расплавленным

Соли. Соли H2SeO4 представляют полную аналогию с солями H2SO4 во многом. Селено-кислый барий BaSeO4, будучи не растворим в воде и кислотах, применяется для количественных определений H2SeO4; но и он не выдерживает кипячения с соляной кислотой.


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.004 сек.)