Hapniku bioloogiline tähtsus rakus. Hapniku tsükkel. Hapniku bioloogiline tähtsus. Hapnikuringe reservfond, biosfääri hapnikuvarustuse allikad. Kus maa peal on hapnikku?
Ainevahetus
Hapnikuvahetus
Hapnik viitab organogeensetele elementidele. Selle sisaldus moodustab kuni 65% inimese kehakaalust, st täiskasvanu kohta üle 40 kg. Hapnik on keskkonnas kõige levinum oksüdeerija, mida esineb kahel kujul – ühenditena (maakoor ja vesi: oksiidid, peroksiidid, hüdroksiidid jne) ja vabas vormis (atmosfäär).
Hapniku bioloogiline roll
Hapniku peamine (tegelikult ainuke) funktsioon on tema osalemine oksüdeeriva ainena organismis toimuvates redoksreaktsioonides. Tänu hapniku olemasolule suudavad kõigi loomade organismid kasutada (tegelikult "põletada") erinevaid aineid (,) teatud "põlemisenergia" eraldamisega oma vajadusteks. Puhkeolekus tarbib täiskasvanu organism 1,8-2,4 g hapnikku minutis.
Hapnikuallikad
Inimese peamiseks hapnikuallikaks on Maa atmosfäär, kust inimkeha suudab hingamise kaudu ammutada eluks vajalikku hapnikku.
Hapnikupuudus
Kui inimorganismis on puudujääk, tekib nn hüpoksia.
Hapnikupuuduse põhjused
- hapnikusisalduse puudumine või järsult vähenemine atmosfääris;
- hapniku osarõhk sissehingatavas õhus (kõrgusele tõusmisel - mägedes, lennukites);
- kopsude hapnikuvarustuse lõpetamine või vähendamine lämbumise ajal;
- hapniku transpordi häired (südame-veresoonkonna süsteemi häired; vere hemoglobiinisisalduse oluline langus aneemia ajal, hemoglobiini võimetus täita oma funktsioone - siduda, transportida või vabastada hapnikku kudedesse, näiteks vingugaasimürgistuse korral );
- kudede võimetus hapnikku ära kasutada kudedes toimuvate redoksprotsesside katkemise tõttu (näiteks
Hapnikupuuduse tagajärjed
Ägeda hüpoksia korral:
- teadvusekaotus;
- kesknärvisüsteemi häire, pöördumatu kahjustus ja kiire surm (sõna otseses mõttes minutitega)
Kroonilise hüpoksia korral:
- kiire füüsiline ja vaimne väsimus;
- kesknärvisüsteemi häired;
- tahhükardia ja õhupuudus puhkeolekus või vähese füüsilise aktiivsusega
Liigne hapnik
Seda täheldatakse kunstlikes tingimustes reeglina äärmiselt harva (näiteks hüperbaarilised kambrid, valesti valitud segud vette sukeldumisel jne). Sel juhul kaasneb hapnikuga liigselt rikastatud õhu pikaajalise sissehingamisega hapnikumürgitus - selle liigse koguse tagajärjel moodustub elundites ja kudedes suur hulk vabu radikaale ning toimub orgaaniliste ainete spontaanse oksüdatsiooni protsess, sh. algab lipiidide peroksüdatsioon.
Sihtmärk:
- kinnistada õpilaste teadmisi hingamise olemusest kui kogu elusloodusele omasest biokeemilisest protsessist;
- määrata õhukvaliteedi mõju inimese tervisele ja teistele elusorganismidele, hingamisteede haiguste ennetusmeetmed;
- kasvatada õpilasi hoolitsema oma tervise kui sotsiaalse väärtuse eest.
"Tervis ei ole kingitus, mille inimene saab üks kord ja kogu ülejäänud elu, vaid iga inimese ja kõigi ühiskonnaliikmete teadliku käitumise tulemus."
P. Voss – saksa professor valeoloog"Hapnik on aine, mille ümber kogu maise keemia pöörleb."
J. Berzelius
Varustus: arvuti, multimeediaprojektor, ekraan.
Õpetaja kommentaar: Hapnik täidab kehas kaitsefunktsiooni. Fagotsüütides redutseeritakse hapnik superoksiidiooniks
O-2: O2 + e O-2. See on vaba radikaal, mis käivitab fagotsüütide poolt püütud võõraste orgaaniliste ainete oksüdatsiooni ahelprotsessid. Õhu hapnikupuuduse korral väheneb selle sisaldus organismis, aeglustuvad superoksiidradikaalide moodustumise protsessid ja nende poolt võõrainete oksüdatsioon, mille tulemusena väheneb organismi vastupanuvõime infektsioonidele. Seda me katses jälgime.
Teine funktsioon on tervendav. Süsinikmonooksiidi ja happegaasi mürgituse korral kasutatakse kudede hapestamiseks raviks hapniku ja süsihappegaasi segusid (5% CO 2 mahust). Meditsiinipraktikas kasutatakse kudede hapnikuga varustamiseks survekambreid, mis kaitseb aju hüpoksia eest - madal hapnikusisaldus; Seda kasutatakse põletuste ja diabeetiliste haavandite raviks.
– Kas õhk on alati puhas?
- Kui kaua suudab inimene ilma õhuta elada?
– Millised vererakud tarnivad hapnikku?
- Mis on hemoglobiin ja millised on selle omadused?
Slaid 10.Õpetaja selgitab kopsudes toimuvat reaktsiooni:
Hapnik + hemoglobiin oksühemoglobiin.
Mis tähtsus on sellel, et oksühemoglobiin on habras ühend?
küsimus: Millised ained võivad õhku saastada? (11. slaid)
Soovitatud vastus: tolm, süsinikoksiid - heitgaaside põhikomponent, tööstusheitmed.
Eelmises materjalis saime arusaama, kust inimene selle võtab. Et mõista antioksüdantide süsteemi protsesse, millel on ka suurepärane funktsionaalsus organismi tervise parandamisel, tuleks mõista hapniku tähtsust inimese tervisele ja elule.
Kui vaatleme õhku selle komponentide järgi, näeme, et sissehingatavas sisaldub see:
- 78% lämmastikku;
- 21% hapnikku;
- muud gaasid 1% ja sisaldavad 0,03% CO2.
Erinevate võimetega keemilised elemendid tõmbavad ligi täiendavaid elektrone, see võime sõltub mis tahes elemendi asukohast perioodilisustabelis. Seda külgetõmmet, mida nimetatakse elektronegatiivsuseks, väljendavad selle kokkuleppelised ühikud ja mida kõrgemad need on, seda suurem on võime elektrone ligi tõmmata.
Kui kaks erinevat aatomit suhtlevad üksteisega, nihkub elektronide paar kõige elektronegatiivsema aatomi poole. Hapnik on üks elektronegatiivsemaid elemente. See on ka kõige ihaldatum komponent Maal.
Hapnik jaguneb kaheks eksisteerimisvormiks: hapnik (O2) ja osoon (Oz). See on värvitu, lõhnatu gaas ja toimib elutähtsa ainena.
Perioodilise tabeli iga elemendiga suheldes loob see tohutu hulga ühendeid.
Hapnik on vajalik komponent, et anda inimesele eluenergiat
Maa salvestab oma atmosfääris vaba hapnikku. Seotud hapnik ladestub maakoores, aga ka mage- ja merevees. Hapnik tagab hingamisprotsessi, seejärel moodustab pärast orgaaniliste ühendite oksüdeerumist süsihappegaasi ja vett, mille käigus vabaneb energia.
Teisisõnu saame energiat, mida meie elus iga minut vajame ja mis on söödava toidu lagunemise tulemus. Toidu lagunemine toimub sissehingatava hapniku mõjul.
Nüüd hapnik ja füsioloogia.
Kõige keerulisem kehas füüsilisel, bioloogilisel ja füsioloogilisel tasandil toimuvate muutuste kompleks, mille käigus keha saab ja muundab aineid ja energiat ning neid pidevalt keskkonnas vahetab, on AINEVAHETUS ja energia. Selle protsessi aluseks on energia muundamine saadud tasuta energiast
keeruliste orgaaniliste ühenditega, elektriliste, mehaaniliste ja termiliste. Rasvade, süsivesikute ja valkude ainevahetuse suhe, millega kaasnevad hormoone reguleerivad biokeemilised protsessid, võimaldab tagada meie rakkudele maksimaalse energia.
Kas teadsite, et inimese kehakaal on 62% hapnikuga täidetud?
Näiteks kui teie kaal on 70 kg, siis 43 kg sellest on hapnik. Ma annan teile huvitava fakti, sest
Iga päev sööme 2 kg hapnikku ja hingame sisse 900 grammi õhku. Neile, kes ei tea, teave teile – Oz (osoon) on hapnikuvormina mürgine.
Kes ei vajaks elamiseks hapnikku?
Anaeroobsed bakterid ja süvamereelanikud ei vaja hapnikku (nende energia põhineb
vulkaanilise tegevuse tulemusena saadud ained) Kõik muud elusolendid vajavad hapnikku. Elu planeedil on ilma selleta võimatu. Selle kõigest 5-7-minutiline puudumine põhjustab kudede hüpoksiat (hapnikunälga) ja põhjustab surma.
Toit toob kehasse elektronid ja vesiniku prootonid. Prootonid pärinevad näiteks toidust orgaanilistes hapetes ning elektrone varustavad muutuva valentsiga metallid ja vitamiinid, eelkõige C ja E. Bioloogiline oksüdatsioon saab vajaliku substraadi, mis koosneb glükoosist, milleks muundatakse kergesti seeditavad toidusüsivesikud. , vastutasuks.
Lihtsamalt öeldes varustab elektrone hapnik ja prootoneid vesinik. Prootonid ja elektronid loovad koos kovalentseid sidemeid (molekuli biosüntees). Ka keha elutähtsad elemendid (valgud, nukleiinhapped jne) täituvad hapnikuga. Ilma selleta hingamine on mõttetu, rasvade, valkude, aminohapete, süsivesikute ja muude biokeemiliste protsesside oksüdatsioon on samuti võimatu ilma hapnikuta.
Päeval, kui oleme erksad, tarbime suures koguses hapnikku. See siseneb meie kehasse loomulikult ja hingatakse sisse kopsude kaudu. Järgmisena hakkab verre sisenev väärtuslik biokomponent hemoglobiini absorbeerima, muutes selle oksühemoglobiiniks ja seejärel jaotub see kõigis meie komponentides (kudedes ja elundites). Aga ka
see tuleb ka seotud kujul, kui me vett joome. Olles saanud hapnikku, kulutavad kuded seda ainevahetusprotsessidele erinevate elementide oksüdeerimiseks. Hapniku edasine tee on suunatud selle ainevahetusele CO2-ks (süsinikdioksiid) ja H2O-ks (vesi) ning lõpuks väljub see organismist – neerude ja kopsude kaudu.
Hapniku peamine (tegelikult ainuke) funktsioon on tema osalemine oksüdeeriva ainena organismis toimuvates redoksreaktsioonides. Tänu hapniku olemasolule on kõigi loomade organismid võimelised kasutama (tegelikult "põletama") erinevaid aineid (süsivesikuid, rasvu, valke), eraldades teatud "põlemis" energia oma vajadusteks. Puhkeolekus tarbib täiskasvanu organism 1,8-2,4 g hapnikku minutis.
Osoon(vanakreeka keelest ὄζω - lõhn) - hapniku allotroopne modifikatsioon, mis koosneb kolmeaatomilistest O 3 molekulidest. Tavatingimustes on see sinine gaas. Vedeldamisel muutub see indigovärvi vedelikuks. Tahkel kujul on see tumesiniste, peaaegu mustade kristallidena.
küsimus
Väävel- 16. rühma element (vastavalt vananenud klassifikatsioonile - VI rühma põhirühm), D. I. keemiliste elementide perioodilise süsteemi kolmas periood, aatomnumbriga 16. Omab mittemetallilisi omadusi. Näidatud sümboliga S(lat. väävel). Vesiniku- ja hapnikuühendites leidub seda erinevates ioonides ning moodustab palju happeid ja sooli. Paljud väävlit sisaldavad soolad lahustuvad vees halvasti.
Õhus väävel põleb, moodustades vääveldioksiidi - terava lõhnaga värvitu gaasi:
Spektraalanalüüsi abil tehti kindlaks, et tegelikult on väävli oksüdeerimine dioksiidiks ahelreaktsioon ja toimub mitmete vaheproduktide moodustumisega: väävelmonoksiid S 2 O 2, molekulaarne väävel S 2, vabad väävliaatomid S ja väävelmonooksiidi SO vabad radikaalid.
Väävli redutseerivad omadused avalduvad väävli reaktsioonides teiste mittemetallidega, kuid toatemperatuuril reageerib väävel ainult fluoriga:
Sulaväävel reageerib klooriga ja võimalik on kahe madalama kloriidi (vääveldikloriid ja ditiodikloriid) moodustumine:
Väävli liia korral moodustuvad ka mitmesugused SnCl2 tüüpi polüvääveldikloriidid.
Kuumutamisel reageerib väävel ka fosforiga, moodustades fosforsulfiidide segu, mille hulgas on kõrgem sulfiid P2S5:
Lisaks reageerib väävel kuumutamisel vesiniku, süsiniku, räniga:
(vesiniksulfiid)
(süsinikdisulfiid)
Kuumutamisel interakteerub väävel paljude metallidega, sageli üsna ägedalt. Mõnikord süttib metalli ja väävli segu süütamisel. See interaktsioon tekitab sulfiide:
Leelismetallide sulfiidide lahused reageerivad väävliga, moodustades polüsulfiide:
Keerulistest ainetest väärib tähelepanu ennekõike väävli reaktsioon sula leelisega, milles väävel on ebaproportsionaalselt sarnane klooriga:
Saadud sulamit nimetatakse väävlimaksaks.
Väävel reageerib kontsentreeritud oksüdeerivate hapetega (HNO 3, H 2 SO 4) ainult pikaajalisel kuumutamisel:
Väävli aurude temperatuuri tõustes toimuvad muutused kvantitatiivses molekulaarkoostises. Aatomite arv molekulis väheneb:
Temperatuuril 800-1400 °C koosnevad aurud peamiselt kaheaatomilisest väävlist:
Ja 1700 °C juures muutub väävel aatomiks:
Bioloogiline roll: väävel esineb pidevalt kõigis elusorganismides, olles oluline biogeenne element. Selle sisaldus taimedes on 0,3-1,2%, loomadel 0,5-2% (mereorganismid sisaldavad rohkem väävlit kui maismaaorganismid). Väävli bioloogilise tähtsuse määrab eelkõige asjaolu, et see on osa aminohapetest metioniin ja tsüsteiin ning sellest tulenevalt peptiidide ja valkude koostises. Polüpeptiidahelates olevad disulfiidsidemed –S–S– osalevad valkude ruumilise struktuuri kujunemises ning sulfhüdrüülrühmadel (–SH) on oluline roll ensüümide aktiivsetes keskustes. Lisaks sisaldub väävel hormoonide ja oluliste ainete molekulides. Juuste, luude ja närvikoe keratiin sisaldab palju väävlit. Anorgaanilised väävliühendid on vajalikud taimede mineraalseks toitumiseks. Need toimivad substraatidena looduses levinud väävlibakterite oksüdatiivsetele reaktsioonidele.
Keskmise inimese (kehakaal 70 kg) keha sisaldab umbes 1402 g väävlit. Täiskasvanu päevane väävlivajadus on umbes 4.
Negatiivse mõju poolest keskkonnale ja inimesele on aga väävel (täpsemalt selle ühendid) üks esimesi kohti. Peamiseks väävlisaasteallikaks on kivisöe ja muude väävlit sisaldavate kütuste põletamine. Samal ajal satub umbes 96% kütuses sisalduvast väävlist atmosfääri vääveldioksiidi SO 2 kujul.
Atmosfääris oksüdeerub vääveldioksiid järk-järgult vääveloksiidiks (VI). Mõlemad oksiidid – vääveloksiid (IV) ja vääveloksiid (VI) – reageerivad veeauruga, moodustades happelise lahuse. Seejärel langevad need lahused välja happevihmade kujul. Mulda sattudes pärsib happeline vesi mullafauna ja taimede arengut. Selle tulemusena tekivad ebasoodsad tingimused taimestiku arenguks, eriti põhjapoolsetes piirkondades, kus karmile kliimale lisandub keemiline saaste. Selle tagajärjel surevad metsad, hävib rohukate, halveneb veekogude olukord. Happevihmad hävitavad marmorist ja muudest materjalidest monumente, lisaks hävitavad need isegi kivihooneid ja metalltooteid. Seetõttu on vaja rakendada erinevaid meetmeid, et vältida väävliühendite sattumist kütusest atmosfääri. Selleks puhastatakse väävliühenditest nafta ja naftasaadused ning kütuse põlemisel tekkivad gaasid.
Väävel ise tolmu kujul ärritab limaskesti ja hingamiselundeid ning võib põhjustada tõsiseid haigusi. Väävli maksimaalne lubatud kontsentratsioon õhus on 0,07 mg/m3.
Paljud väävliühendid on mürgised. Eriti tähelepanuväärne on vesiniksulfiid, mille sissehingamine summutab kiiresti reaktsiooni selle ebameeldivale lõhnale ja võib põhjustada tõsist mürgistust, isegi surma. Maksimaalne lubatud vesiniksulfiidi kontsentratsioon tööruumide õhus on 10 mg/m 3, atmosfääriõhus 0,008 mg/m 3.
Väävel(II)oksiid (väävelmonooksiid, väävelmonooksiid) on binaarne anorgaaniline ühend. Tavatingimustes on see terava ebameeldiva lõhnaga värvitu gaas. Reageerib veega. Maa atmosfääris on see äärmiselt haruldane. Termodünaamiliselt ebastabiilne, eksisteerib dimeeri S2O2 kujul. Reageerib väga aktiivselt hapnikuga, moodustades vääveldioksiidi.
Kviitung
Peamine tootmismeetod on väävli põletamine:
Saadakse vääveldioksiidi lagundamisel:
Keemilised omadused
Lahustub vees, moodustades tioväävelhappe:
Rakendus
Väävelmonooksiidil pole selle harulduse ja ebastabiilsuse tõttu kasu.
Toksilisus
Väävelmonooksiidi ebastabiilsuse tõttu on selle mürgisust raske määrata, kuid kontsentreeritud kujul muutub väävelmonoksiid peroksiidiks, mis on mürgine ja söövitav.
Väävel(IV)oksiid (vääveldioksiid, vääveldioksiid, vääveldioksiid, vääveldioksiid) - väävli ja hapniku ühend koostisega SO 2. Normaalsetes tingimustes on see värvitu gaas, millel on iseloomulik terav lõhn (põleva tiku lõhn). Rõhu all vedeldub see toatemperatuuril. Lahustub vees, moodustades ebastabiilse väävelhappe; lahustuvus 11,5 g/100 g vees 20 °C juures, väheneb temperatuuri tõustes. Samuti lahustub see etanoolis ja väävelhappes. Üks vulkaaniliste gaaside põhikomponente.
Kviitung
Tööstuslik tootmismeetod on väävli põletamine või sulfiidide, peamiselt püriidi, röstimine:
Laboritingimustes ja looduses saadakse SO 2 tugevate hapete toimel sulfitidele ja hüdrosulfitidele. Saadud väävelhape H2SO3 laguneb koheselt SO2-ks ja H2O-ks:
Vääveldioksiidi võib saada ka kontsentreeritud väävelhappe toimel madala reaktsioonivõimega metallidele kuumutamisel:
Keemilised omadused
SO2 neeldumisspekter ultraviolettkiirguse vahemikus.
Viitab happelistele oksiididele. Lahustub vees, moodustades väävelhappe (normaalsetes tingimustes on reaktsioon pöörduv):
Moodustab leelistega sulfiteid:
SO 2 keemiline aktiivsus on väga kõrge. SO 2 redutseerivad omadused on sellistes reaktsioonides kõige selgemad;
Eelviimane reaktsioon on kvalitatiivne reaktsioon sulfitioonile SO 3 2− ja SO 2 -le (lilla lahuse värvimuutus).
Tugevate redutseerivate ainete juuresolekul on SO2 võimeline avaldama oksüdeerivaid omadusi. Näiteks väävli eraldamiseks metallurgiatööstuse heitgaasidest kasutatakse SO 2 redutseerimist süsinikoksiidiga (II):
Või hüpofosforhappe saamiseks:
Rakendus
Suurem osa väävel(IV)oksiidist kasutatakse väävelhappe tootmiseks. Seda kasutatakse ka veinivalmistamisel säilitusainena (toidulisand E220). Kuna see gaas tapab mikroorganisme, kasutatakse seda köögiviljapoodide ja ladude fumigeerimiseks. Väävel(IV)oksiidi kasutatakse õlgede, siidi ja villa pleegitamiseks, materjale, mida klooriga pleegitada ei saa. Seda kasutatakse ka lahustina laborites. Sel viisil kasutades tuleks meeles pidada võimalikku lisandite sisaldust SO 2-s SO 3, H 2 O ja vee olemasolust tulenevalt H 2 SO 4 ja H 2 SO 3 kujul. . Need eemaldatakse, juhtides kontsentreeritud H2SO4 läbi lahusti; seda on parem teha vaakumis või muudes suletud seadmetes. Väävel(IV)oksiidi kasutatakse ka erinevate väävelhappe soolade tootmiseks.
Toksiline toime
SO 2 on väga mürgine. Vääveldioksiidimürgistuse sümptomiteks on nohu, köha, häälekähedus, tugev kurguvalu ja omapärane maitse. Suuremate vääveldioksiidi kontsentratsioonide sissehingamine võib põhjustada lämbumist, kõnehäireid, neelamisraskusi, oksendamist ja ägedat kopsuturset.
Lühiajalise sissehingamise korral on sellel tugev ärritav toime, põhjustades köha ja kurguvalu.
· MPC (maksimaalne lubatud kontsentratsioon):
· atmosfääriõhus maksimaalselt ühekordne - 0,5 mg/m³, keskmine ööpäevane - 0,05 mg/m³;
· siseruumides (tööala) - 10 mg/m³
Huvitaval kombel on üksikisikute, loomade ja taimede tundlikkus SO 2 suhtes väga erinev. Nii on taimedest kõige vastupidavamad vääveldioksiidile kask ja tamm, kõige vähem roos, mänd ja kuusk.
Väävel (VI) oksiid (väävelanhüdriid, vääveltrioksiid, väävelgaas) SO 3 - kõrgem vääveloksiid, keemilise sideme tüüp: kovalentne polaarne keemiline side. Normaaltingimustes väga lenduv, värvitu lämmatava lõhnaga vedelik. Temperatuuridel alla 16,9 °C see tahkub, moodustades tahke SO 3 mitmesuguste kristalsete modifikatsioonide segu.
Kviitung
See saadakse väävel(IV)oksiidi oksüdeerimisel kuumutamisel atmosfäärihapnikuga katalüsaatori (V 2 O 5, Pt, NaVO 3 või raud(III) oksiid Fe 2 O 3) juuresolekul:
Võib saada sulfaatide termilisel lagundamisel:
või SO 2 koostoime osooniga:
NO 2 kasutatakse ka SO 2 oksüdeerimiseks:
See reaktsioon on ajalooliselt esimese lämmastikmeetodi väävelhappe tootmise aluseks.
Keemilised omadused
1. Happe-alus: SO3 on tüüpiline happeoksiid, väävelhappe anhüdriid. Selle keemiline aktiivsus on üsna kõrge. Veega reageerimisel moodustub väävelhape:
Kuid selles reaktsioonis tekib väävelhape aerosooli kujul ja seetõttu lahustatakse tööstuses väävel(VI)oksiid väävelhappes, moodustades molekuli, mis seejärel lahustatakse vees kuni väävelhappe vajaliku kontsentratsioonini. hape tekib.
Suhtleb alustega:
ja oksiidid:
SO 3 lahustub 100% väävelhappes, moodustades ooleumi.
"2" . Redoks: SO3 iseloomustavad tugevad oksüdeerivad omadused ja see redutseeritakse tavaliselt vääveldioksiidiks:
3. Vesinikkloriidiga reageerimisel moodustub klorosulfoonhape:
Reageerib ka vääveldikloriidi ja klooriga, moodustades tionüülkloriidi:
Rakendus
Väävelanhüdriidi kasutatakse peamiselt väävelhappe tootmisel.
Väävelanhüdriid satub õhku ka väävlipommide põletamisel, mida kasutatakse ruumide desinfitseerimiseks. Väävelanhüdriid muutub märgade pindadega kokkupuutel väävelhappeks, mis juba hävitab seeni ja muid kahjulikke organisme.
VÄÄVELHAPE
H2S03H2S03, (S+4S+4) - väävelhape - keskmise tugevusega hape, vastab väävli oksüdatsiooniastmele +4, ebastabiilne ühend, esineb ainult vesilahustes (ei isoleerita vabas olekus), oksüdeerub õhuhapnik, muutudes väävelhappeks H2S04H2S04, hea taastaja. Kahealuselise happena moodustab see kaks soolade seeriat: vesiniksulfiteid (NaHSO3NaHSO3, leelise liias):
H2SO3+NaOH=NaHSO3+H2OH2SO3+NaOH=NaHSO3+H2O
ja sulfitid (Na2SO3Na2SO3 - leelise puudumisega):
H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2OH2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O
Nagu vääveldioksiid, on väävelhape ja selle soolad tugevad redutseerijad:
H2SO3+Br2+2O=H2SO4+2HBrH2SO3+Br2+2O=H2SO4+2HBr
Suheldes veelgi tugevamate redutseerivate ainetega, võib see mängida oksüdeeriva aine rolli:
H2SO3+2H2S=3S+3H2OH2SO3+2H2S=3S+3H2O
Kvalitatiivne reaktsioon sulfitioonidele - terava lõhnaga gaasi (SO2SO2) eraldumine hapetega suhtlemisel:
SO2-3+2H+=SO2+H2OSO32-+2H+=SO2+H2O
Lisaks muudab sulfitioonide lahus kaaliumpermanganaadi lahuse värvi:
5SO2-3+6H++2MnO-4=5SO2-4+2Mn2++3H2O5SO32-+6H++2MnO4-=5SO42-+2Mn2++3H2O
Seda reaktsiooni kasutatakse aga sulfitioonide kvalitatiivseks tuvastamiseks harvemini.
Väävelhapet ja selle sooli kasutatakse redutseerivate ainetena villa, siidi ja muude materjalide pleegitamisel, mis ei talu tugevate oksüdeerivate ainetega (kloor) pleegitamist. Väävelhapet kasutatakse puu- ja köögiviljade konserveerimisel. Kaltsiumhüdrosulfiti (sulfitliköör, Ca(HSO3)2Ca(HSO3)2) kasutatakse puidu töötlemiseks nn sulfittselluloosiks (kaltsiumhüdrosulfiti lahus lahustab tselluloosikiude siduva aine ligniini, mille tulemusena kiud on üksteisest eraldatud; seega kasutatakse töödeldud puitu paberi valmistamiseks).
VÄÄVELHAPE
H2S04H2S04 (S+6S+6) - väävelhape - värvitu, lõhnatu, õline vedelik, mittelenduv, kristalliseerub temperatuuril 10,30-10,30 C, raske, imab aktiivselt veeauru, tugev oksüdeerija, kahealuseline hape, moodustab kaks soolade seeriat: sulfaadid ja hüdrosulfaadid, millest ainult BaS04BaS04, PbS04PbS04 ja SrS04SrS04 on praktiliselt lahustumatud.
Väävelhappe spetsiifilisi omadusi käsitletakse üksikasjalikult teemas “Väävelhappe interaktsioon metallide ja mittemetallidega”.
Tänu oma võimele asendada vesiniku ja väävli aatomeid ning moodustada hapniku "sildu", on väävel võimeline moodustama mitmeid hapnikku sisaldavaid happeid:
H2S207H2S207 (S+6S+6) - püroväävel- või diväävelhape.
Väävelanhüdriidi S03S03 lahustamisel väävelhappes saadakse ooleum, mis koosneb peamiselt püroväävelhappest. Kui oleum jahtub, vabaneb hape värvitute kristallide kujul. Püroväävelhape moodustab soolad - disulfaadid või pürosulfaadid (Na2S2O7Na2S2O7), mis sulamistemperatuurist kõrgemal kuumutamisel lagunevad, muutudes sulfaatideks.
H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (struktuurivalem H-O-S-O-H) sulfoksüülhape; ei ole isoleeritud vabas riigis.
H2S208H2S208, (S+6S+6) - peroksoväävelhape ehk perväävelhape on tugevate oksüdeerivate omadustega, moodustab persulfaatsooli (struktuur vt jooniselt 1).
H2S202H2S202 (S+4S+4) - tioväävelhape, tekib vaheproduktina erinevates reaktsioonides. Tioväävelhapet võib pidada väävelhappeks, milles hapnikuaatom on asendatud väävliga. Ei hapet ennast ega selle sooli ei eraldata vabas olekus.
H2S203H2S203 (S+4S+4 - tioväävelhape - ebastabiilne, laguneb isegi toatemperatuuril, moodustab sooli - tiosulfaate, mis on happest palju stabiilsemad ja mida kasutatakse sageli tööstuses redutseerijatena
H2S204H2S204 (S+4S+4-ditioon- või väävelhape, eksisteerib ainult soolade kujul.
Seal on polütioonhapete rühm, mis vastab üldvalemile H2Sx06H2Sx06 (S+4S+4, kus x väärtus on 2 kuni 6. Polütioonhapped on ebastabiilsed ja neid tuntakse ainult vesilahustes. Nende soolad - polütionaadid - on rohkem stabiilne, mõned neist saadakse kristallidena.
Vesiniksulfiid (vesiniksulfiid, vesiniksulfiid, divesiniksulfiid)- magusa maitsega värvitu gaas, mis lõhnab nagu mädakana munad. Vesiniku ja väävli binaarne keemiline ühend. Keemiline valem - H 2 S. Vees halvasti lahustuv, etanoolis hästi lahustuv. Mürgine. Kõrgetel kontsentratsioonidel interakteerub see paljude metallidega. Tuleohtlik. Süttimise kontsentratsioonipiirid segus õhuga on 4,5-45% vesiniksulfiidi. Seda kasutatakse keemiatööstuses teatud ühendite sünteesiks, elementaarse väävli, väävelhappe ja sulfiidide tootmiseks. Vesiniksulfiidi kasutatakse ka meditsiinilistel eesmärkidel, näiteks vesiniksulfiidivannides.
Vedela vesiniksulfiidi sisemine ionisatsioon on tühine.
Vesiniksulfiid lahustub vees vähe, H2S vesilahus on väga nõrk hape:
K a = 6,9-10-7 mol/l; lk K a = 6,89,l
Reageerib leelistega:
(keskmine sool, liigse NaOH-ga)
(happesool, suhe 1:1)
Vesiniksulfiid on tugev redutseerija. Redoksi potentsiaalid:
Põleb õhus sinise leegiga:
hapnikupuudusega:
(tööstuslik meetod väävli tootmiseks põhineb sellel reaktsioonil).
Vesiniksulfiid reageerib ka paljude teiste oksüdeerivate ainetega, kui see lahuses oksüdeerub, tekib vaba väävel või SO 4 2− ioon, näiteks:
Kvalitatiivne reaktsioon vesiniksulfiidile, vesiniksulfiidhappele ja selle sooladele on nende koostoime pliisooladega, mille tulemusena tekib must pliisulfiidi sade, näiteks:
Kui vesiniksulfiid lastakse läbi inimvere, muutub see mustaks, kuna hemoglobiin hävib, ja selle osaks olev raud, mis annab verele punase värvi, reageerib vesiniksulfiidiga ja moodustab musta raudsulfiidi.
küsimus
Halogeenid(kreeka keelest ἁλός - "sool" ja γένος - "sünd, päritolu"; mõnikord kasutatakse vananenud nime halogeniidid) - D.I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise tabeli 17. rühma keemilised elemendid (vananenud klassifikatsiooni järgi - VII rühma põhirühma elemendid).
Nad reageerivad peaaegu kõigi lihtainetega, välja arvatud mõned mittemetallid. Kõik halogeenid on energeetilised oksüdeerijad ja seetõttu leidub neid looduses ainult ühendite kujul. Aatomarvu kasvades halogeenide keemiline aktiivsus väheneb ja halogeniidioonide F − , Cl − , Br − , I − , At − keemiline aktiivsus väheneb.
Halogeenide hulka kuuluvad fluor F, kloor Cl, broom Br, jood I, astatiin At ja ka (formaalselt) tehiselement ununseptium Uus.
Kõigil halogeenidel on kõrge oksüdeeriv aktiivsus, mis fluorilt astatiinile üleminekul väheneb. Fluor on halogeenidest kõige aktiivsem, reageerib eranditult kõigi metallidega, paljud neist süttivad fluoriatmosfääris spontaanselt, eraldades suurel hulgal soojust, näiteks:
2Al + 3F 2 = 2AlF 3 + 2989 kJ,
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3 + 1974 kJ.
Ilma kuumutamata reageerib fluor ka paljude mittemetallidega (H 2, S, C, Si, P); kõik reaktsioonid on väga eksotermilised, näiteks:
H 2 + F 2 = 2HF + 547 kJ,
Si + 2F 2 = SiF 4 (g) + 1615 kJ.
Kuumutamisel oksüdeerib fluor kõik teised halogeenid vastavalt skeemile
Hal2 + F2 = 2HalF
kus Hal = Cl, Br, I, At ja HalF ühendites on kloori, broomi, joodi ja astatiini oksüdatsiooniaste +1.
Lõpuks reageerib fluor kiiritamisel isegi raskete inertsete (väälis)gaasidega:
Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ.
Väga jõuliselt toimub ka fluori interaktsioon kompleksainetega. Niisiis, see oksüdeerib vett ja reaktsioon on plahvatusohtlik:
3F 2 + ZN 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2.
Ka vaba kloor on väga reaktiivne, kuigi selle aktiivsus on väiksem kui fluoril. See reageerib otse kõigi lihtsate ainetega, välja arvatud hapnik, lämmastik ja väärisgaasid. Võrdluseks esitame kloori reaktsioonide võrrandid samade lihtsate ainetega nagu fluori puhul:
2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (cr) + 1405 kJ,
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 (cr) + 804 kJ,
Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (L) + 662 kJ,
H2 + Cl2 = 2HCl (g) + 185 kJ.
Eriti huvitav on reaktsioon vesinikuga. Seega toatemperatuuril ilma valgustuseta kloor praktiliselt ei reageeri vesinikuga, samas kui kuumutamisel või valgustamisel (näiteks otsese päikesevalguse käes) kulgeb see reaktsioon plahvatuslikult vastavalt allolevale ahelmehhanismile:
Cl2+ hν → 2Cl,
Cl + H2 → HCl + H,
H + Cl 2 → HCl + Cl,
Cl + H 2 → HCl + H jne.
Seda reaktsiooni erutavad footonid ( hν), mis põhjustavad Cl 2 molekulide dissotsieerumist aatomiteks - sel juhul toimub järjestikuste reaktsioonide ahel, millest igaühes ilmub osake, mis käivitab järgmise etapi alguse.
Reaktsioon H2 ja Cl2 vahel oli üks esimesi fotokeemiliste ahelreaktsioonide uurimisobjekte. Suurima panuse ahelreaktsioonide ideede arendamisse andis vene teadlane, Nobeli preemia laureaat (1956) N. N. Semenov.
Kloor reageerib paljude keerukate ainetega, näiteks asendamine ja lisamine süsivesinikega:
CH3-CH3 + Cl2 → CH3-CH2Cl + HCl,
CH2 = CH2 + Cl2 → CH2Cl - CH2CI.
Kuumutamisel on kloor võimeline tõrjuma broomi või joodi nende ühenditest vesiniku või metallidega:
Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,
Cl 2 + 2HI = 2HCl + I 2,
Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,
ja reageerib ka pöörduvalt veega:
Cl2 + H2O = HCl + HClO - 25 kJ.
Vees lahustuv ja sellega osaliselt reageeriv kloor, nagu ülal näidatud, moodustab ainete tasakaalulise segu, mida nimetatakse klooriveeks.
Pange tähele ka seda, et viimase võrrandi vasakul poolel oleva kloori oksüdatsiooniaste on 0. Reaktsiooni tulemusena on mõne klooriaatomi oksüdatsiooniaste -1 (HCl-s), teistel aga +1 (hüpokloorhappes HOCl). See reaktsioon on näide iseoksüdatsiooni-iseredutseerimise reaktsioonist ehk disproportsioonist.
Kloor võib leelistega reageerida (ebaproportsionaalselt) samal viisil:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O (külmas),
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (kuumutamisel).
Broomi keemiline aktiivsus on väiksem kui fluoril ja klooril, kuid siiski üsna kõrge, kuna broomi kasutatakse tavaliselt vedelas olekus ja seetõttu on selle algkontsentratsioonid, muude asjaolude jäämisel, kõrgemad kui klooril.
Näitena anname broomi reaktsiooni räni ja vesinikuga:
Si + 2Br 2 = SiBr 4 (l) + 433 kJ,
H2 + Br2 = 2HBr (g) + 73 kJ.
Kuna broom on "pehmem" reagent, kasutatakse seda orgaanilises keemias laialdaselt.
Pange tähele, et broom, nagu kloor, lahustub vees ja moodustab sellega osaliselt reageerides nn broomivee.
Joodi lahustuvus vees on 25 kraadi Celsiuse järgi 0,3395 grammi liitri kohta, mis on väiksem kui broomil. Joodi vesilahust nimetatakse "joodiveeks". Jood on võimeline lahustuma jodiidilahustes, moodustades kompleksseid anioone:
I 2 + I − → I − 3 .
Saadud lahust nimetatakse Lugoli lahuseks.
Jood erineb keemilise aktiivsuse poolest oluliselt teistest halogeenidest. See ei reageeri enamiku mittemetallidega ja reageerib metallidega aeglaselt ainult kuumutamisel. Joodi interaktsioon vesinikuga toimub ainult tugeval kuumutamisel, reaktsioon on endotermiline ja väga pöörduv:
H2 + I2 = 2HI - 53 kJ.
Seega väheneb halogeenide reaktsioonivõime järjestikku fluorilt astatiinile. Iga halogeen F - At seerias võib asendada järgmise oma ühenditest vesiniku või metallidega, see tähendab, et iga halogeen lihtsa aine kujul on võimeline oksüdeerima mis tahes järgneva halogeeni halogeeniooni.
Astatiin on isegi vähem reaktiivne kui jood. Kuid see reageerib ka metallidega (näiteks liitium):
2Li + At 2 = 2LiAt - liitiumastatiid.
Dissotsiatsiooni käigus ei moodustu mitte ainult anioonid, vaid ka katioonid At +: HAt dissotsieerub:
2HAt=H + +At - +H - +At +.
(vesinikhalogeniidid) on terava lõhnaga värvitud gaasid, mis aurustuvad niiskes õhus. Need lahustuvad vees hästi, nende vesilahused on happed, millel on üldnimetus - halogeniidhapped. Vesinikhalogeniidhapete sooli (fluoriidid, kloriidid, bromiidid ja jodiidid) saab saada metallide otsesel kombineerimisel halogeenidega. Need on koostiselt sama tüüpi ja neil on sarnased omadused. Seega on NaF, NaCl, NaBr, NaJ valged kristalsed ained, mis lahustuvad vees hästi. Lisaks sarnasustele on halogeenidel ka teatud erinevusi nii füüsikalistes kui ka keemilistes omadustes. Nende omaduste muutus toimub aga loomulikult halogeeni aatommassi suurenemisega.
- vesinikhalogeniidid HF, HC1, HBr ja HI on värvitud gaasid, mis lahustuvad vees hästi. Neist HF on nõrk hape ja ülejäänud vesinikhalogeniidid on vesilahuses tugevad happed.
Sellepärast halogeenide vesinikuühendid stabiilsem kui hapnik.
Sellepärast halogeenide vesinikuühendid stabiilsem kui hapnik. Halogeenide redoks-omadusi ja erinevusi keemilises käitumises saab hõlpsasti mõista, kui võrrelda neid omadusi tuumalaengu muutumise funktsioonina fluorist joodiks. Seerias F, Cl, Br, I on joodil suurim aatomiraadius (ja seega ka väikseim elektronide afiinsus), seetõttu iseloomustavad seda vähem väljendunud oksüdeerivad omadused kui broomil, klooril ja fluoril.
Sest Lubatud on järgmised nimetused: vesinikfluoriid, vesinikkloriid, vesinikbromiid ja vesinikjodiid. Sellised nimetused nagu vesinikkloriidhape viitavad vesinikhalogeniidide vesilahustele.
Haridus halogeenide vesinikuühendid Kaasas suurem soojuseraldus kui hapnik, seetõttu on vesinikuühendid stabiilsemad kui hapnikuühendid. Hapnikuühenditest on kõige stabiilsemad hapnikhapete soolad ja kõige vähem stabiilsed oksiidid.
| Hapnikku sisaldavad halogeenühendid Kõik hapnikku sisaldavad halogeeniühendid saadakse kaudselt. Soolad on kõige stabiilsemad, oksiidid ja happed on kõige vähem stabiilsed. Halogeene iseloomustab paljude erinevatele oksüdatsiooniastmetele vastavate oksiidide moodustumine. Eelkõige on BrO-2 ja IO-2 ioonid väga ebastabiilsed. stabiilseid oksiide moodustab kloor Cl, kõige vähem jood I. Hapniku ühenditest fluoriga on hapniku fluoriid F-12O+2: Side fluori ja hapniku aatomite vahel on kovalentne, väga lähedane mittepolaarsele . See on värvitu terava osoonilõhnaga gaas, vees halvasti lahustuv, keemistemperatuur = -145°C. See avati 1929. aastal. saadakse fluori reageerimisel 2% naatriumhüdroksiidi lahusega: 2F2+2NaOH=2NaF+H2O+F2O I Vaatleme ülejäänud halogeenide hapnikuühenditest kõige olulisemat. Kõik oksiidid on ebastabiilsed ja lagunevad suure soojuseraldusega. Klooroksiid (I) Cl2O on pruunikaskollane ebameeldiva lõhnaga gaas. Seda iseloomustab madal keemistemperatuur, suhteline tihedus õhus on 3. Side oksiidmolekulis on vähepolaarne kovalentne. Sellel on järgmised keemilised omadused: 1. Kuumutamisel laguneb kergesti (plahvatuslikult) klooriks ja hapnikuks: 2С12O=t2Сl2+О2 2. Olles happeline oksiid, siis hüdraate moodustab hüpokloorhapet: Сl2O+Н2O=2НClO 3. Reageerib leeliste ja aluseliste oksiididega: Сl2O +2NaOH= 2NaClO+H2O Cl2O+K2O=2KClO Klooroksiid (I) vastab hüpokloorhappele. Hüpokloorhape HClO ning selle broomi ja joodi analoogid on väga nõrgad happed ja nende tugevus väheneb HClO-lt HIO-le üleminekul. Seda seletatakse asjaoluga, et klooril on suurem elektronegatiivsus ja see tõmbab seda hapnikuga ühendavat elektronpaari tugevamini kui selle analoogid. See omakorda toob kaasa vesinikku hapnikuga ühendava elektronpaari nihkumise hapniku suunas ja vesiniku eliminatsioonivõime suurenemise. Hüpoklorohape on kollakasroheline lahus, millel on iseloomulik lõhn. Sellel ja selle analoogidel on kõik nõrkade lenduvate hapete omadused ja need on oksüdeerivad happed. Veelgi enam, oksüdatiivne aktiivsus sarjades HClO, HBrO, HIO väheneb. 1. Valguses laguneb hüpokloorhape: HCl + 1O-2 = hv HCl-1 + O0 2. Vett eemaldavate ainete toimel laguneb: 2HCl + 1O = Cl + 12O + H2O 3. Hüpokloorhappe kuumutamisel moodustuvad happe-, vesinikkloriid- ja hüpokloorhapped: 3HCl +1O=2HCl-1+HCl+5O3 oksüdeerija Сl++2е- Сl-redutseerija Сl+-4е- Сl+5 Kloori hapnikuhapete soolad on kõige olulisemad. Neid kõiki saab saada kloori reageerimisel veega. HCl + HClO «Cl2 + H2O Selle reaktsiooni tasakaalu saab kergesti nihutada reaktsioonisaaduste suunas, lisades lahusele leelist, mis reageerib kahe tekkiva happega: HCl + HClO + 2KOH = KCl + KClO + 2H2O I Nende summeerimine kaks võrrandit, saame: Cl2+ 2KOH=KCl+KClO+H2O Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O Hüpokloorhappe sooli nimetatakse hüpokloriitideks. Hüpokloriti ja kaaliumkloriidi sisaldavat vesilahust nimetatakse Javeli veeks. Seda, nagu kloori (kloori lahust vees) vett, kasutatakse puuvillase kanga ja paberi pleegitamiseks. Hüpokloorhappe ja selle soolade oksüdeeriva ja desinfitseeriva toime mehhanism on seletatav +1 oksüdatsiooniastmega kloori olemasoluga, millel on nendes protsessides aktiivsed oksüdeerivad omadused. Сl++1e-Сl° Сl++2e-Сl- Hüpokloritid- väga tugevad oksüdeerivad ained. Kloori suunamisel temperatuurini 100 °C kuumutatud leeliselahusesse moodustuvad kloraadid (kloorhappe soolad HClO3) ja kloriidid: 3Cl2+6KOH=5Kl+KClO3+3H2O 3Cl2+6OH-=5Cl-+ClO -3+3H2O Kuumutamisel 400°C-ni katalüsaatorite puudumisel tekivad kloraadidest perkloraadid (perkloorhappe soolad HClO4): 4КlO3=3КlO4+КL Katalüsaatori (MnO2) juuresolekul kulgeb protsess vastavalt võrrand: 2КlO3=2Кl+3O2 Seega saadakse kloori hapnikhapete soolad kloori interaktsioonil leelisega. Sel juhul tekivad toatemperatuuril hüpokloritid ja 100°C juures kloraadid. Need on redoksreaktsioonid. Kloorhape HClO2 - keskmise tugevusega. See on vesilahustes ebastabiilne ja selle analoogid broom ja jood on veelgi vähem stabiilsed. Kloori hapnikhapete tugevus suureneb keskaatomi oksüdatsiooniastme suurenemisega: HCl + 1O - nõrk; HCl + 3O2 - mõnevõrra tugevam; HCl+5O3 on väga tugev ja HClO+74 on kõigist teadaolevatest hapetest tugevaim. Kui kloor interakteerub kaltsiumhüdroksiidiga, mida võetakse koheva pulbrina, siis moodustub kloor ehk pleegitaja, lubi - lahtine valge pulber, millel on kloori lõhn. See koosneb peamiselt kaltsiumhüpokloritist Ca(ClO)2, aluselistest kaltsiumisooladest ja kaltsiumkloriidist. Ligikaudne võrrand: 2Cl2 + 2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O Sageli lisatakse sellele valgendi kvaliteedi parandamiseks Ca(ClO)2. Lubjakloriid on tugev oksüdeerija. Ta on väga reageeriv. Seda kasutatakse puuvillaste kangaste ja paberi pleegitamiseks, vee kloorimiseks, desinfitseerimiseks ja ka püsivate toksiliste ainetega saastunud piirkondade degaseerimiseks. Valgendi valgendavad ja desinfitseerivad omadused on sarnased javelle ja kloorivee omadustega: süsihape tõrjub kaltsiumhüpokloritist välja hüpokloorhappe; valguses laguneb koos aatomihapniku vabanemisega, millel on oksüdeeriv toime. |
küsimus
Joodi funktsioonid kehas
Jood on vajalik kilpnäärmehormoonide moodustamiseks ja makrofaagide toimimiseks. Makrofaagid on spetsiaalsed rakud, mis hävitavad erinevaid patogeenseid mikroobe, viirusi, seeni jne.
Milliseid haigusi põhjustab joodipuudus? Joodipuuduse põhjused
Joodipuudus inimkehas põhjustab tõsiseid ainevahetushaigusi (kilpnäärmehaigusi), kõrvalekaldeid vaimses arengus ning võib põhjustada ka kromosoomikahjustusi ja vähi arengut. Kolesterooli kontsentratsioon veres tõuseb, igat tüüpi ainevahetus on häiritud. Võimalik kurtuse, tummise, halvatuse, steriilsuse, kaasasündinud väärarengute, raseduse katkemise, unisuse, turse, südame löögisageduse vähenemise areng.
Joodipuudus tekib ebapiisava toidu ja vee tarbimise, kiirguse või teatud ravimite võtmise tõttu.
Fluoriidi tarbimise määr. Roll inimkehas
Fluor on vastuoluline element. Nii fluoriidi liig kui ka puudumine on inimese tervisele ohtlikud. Fluoriidi leidub luudes ja hammastes ning see on vajalik element luukoe ehitamiseks. Inimese jaoks on piisav fluoriidi kogus 1-1,5 mg 1 liitri vee kohta. Esitame andmed liitri vee kohta, kuna fluoriidiühendid lahustuvad kergesti. Fluoriidi leidub peaaegu kõigis toitudes ja erinevates jookides. Tänapäeval ei saa rääkida fluoripuuduse tekkest, kuna peaaegu kõik mullad sisaldavad liigselt fluori, mis koguneb põllukultuurides liigselt.
Mis põhjustab fluoriidi liigset ja puudulikkust?
Tuntuim fluorivaeguse mõju organismis on hambakaariese teke. Fluoriidi liig põhjustab osteokondroosi, hammaste kuju ja värvuse muutusi (hammaste fluoroos), liigeste jäikust ja luukasvude teket. Täheldati häälekaotust, kuiva lämbuvat köha, vererõhu langust ja hemorraagiaid. Kokkupuude fluoriidiga põhjustab nahahaigusi (sügelus, ärritus, ketendus) ja limaskestade haigusi ning suurendab järsult ka riski haigestuda mao-soolevähki.
Kaasaegsetes toodetes liigse fluoriidi põhjused. Millised toidud sisaldavad palju fluori?
Sellise laialt levinud joogi nagu tee fännid peaksid teadma, et mida kangem tee ja mida kauem seda leotada, seda rohkem jook fluoriidi sisaldab. 1 liiter punast veini sisaldab 5 mg fluoriidi – maksimaalne ööpäevane annus. Krill sisaldab liigset fluori. Üldiselt on anorgaaniliste väetiste liigne kasutamine põllumajandustootmises kaasa toonud fluoriühendite kuhjumise peaaegu kõigis taimedes.
küsimus
Raud- keemiliste elementide perioodilise süsteemi D neljanda perioodi kaheksanda rühma element (vana klassifikatsiooni järgi - kaheksanda rühma sekundaarne alamrühm). I. Mendelejev aatomnumbriga 26. Tähistatakse sümboliga Fe(lat. Ferrum). Üks levinumaid metalle maapõues (alumiiniumi järel teine koht).
Lihtaine raud on tempermalmist hõbevalge metall, millel on kõrge keemiline reaktsioonivõime: raud korrodeerub kiiresti kõrgel temperatuuril või kõrge õhuniiskuse korral. Raud põleb puhtas hapnikus ja peeneks hajutatud olekus süttib õhu käes spontaanselt.
Hapnik on peamine biogeenne element, mis on osa kõigi olulisemate rakkude struktuuri ja talitlust tagavate ainete – valkude, nukleiinhapete, süsivesikute, lipiidide, aga ka paljude madalmolekulaarsete ühendite – molekulidest. Iga taim või loom sisaldab palju rohkem hapnikku kui ükski teine element (keskmiselt umbes 70%). Inimese lihaskoes on 16% hapnikku, luukoes - 28,5%; Kokku sisaldab keskmise inimese (kehakaal 70 kg) keha 43 kg hapnikku. Loomade ja inimeste kehasse satub hapnik peamiselt hingamiselundite kaudu (vaba hapnik) ja veega (seotud hapnik). Organismi hapnikuvajaduse määrab ainevahetuse tase (intensiivsus), mis sõltub keha massist ja pinnast, vanusest, soost, toitumise iseloomust, välistingimustest jne Ökoloogias on koguhingamise suhe (et on koosluse kogu oksüdatiivsed protsessid) on määratud selle kogubiomassi oluliseks energiakarakteristikuks organismid.
Meditsiinis kasutatakse hapnikku väikestes kogustes: hapnikku (nn hapnikupatjadest) antakse patsientidele, kellel on mõnda aega hingamisraskused. Siiski tuleb meeles pidada, et hapnikuga rikastatud õhu pikaajaline sissehingamine on inimese tervisele ohtlik. Hapniku kõrge kontsentratsioon põhjustab kudedes vabade radikaalide teket, mis häirib biopolümeeride struktuuri ja funktsiooni. Ioniseeriv kiirgus avaldab kehale sarnast mõju. Seetõttu on hapnikusisalduse vähenemisel (hüpoksia) kudedes ja rakkudes organismi kiiritamisel ioniseeriva kiirgusega kaitsev toime – nn hapnikuefekt. Seda efekti kasutatakse kiiritusravis: hapnikusisalduse suurendamine kasvajas ja selle sisalduse vähendamine ümbritsevates kudedes suurendab kiirguskahjustust kasvajarakkudele ja vähendab kahjustusi tervetele. Mõnede haiguste puhul kasutatakse kõrge rõhu all keha küllastamist hapnikuga - hüperbaarilist hapnikuga varustamist.
