Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!
МегаЛекции

Биологическая роль кислорода




 

Кислород входит в состав всех жизненно важных органических веществ - белков, жиров, углеводов. Без кислорода невозможны про­цессы дыхания, окисления аминокислот, жиров, углеводов. У высших животных кислород проникает в кровь, соединяясь с гемоглобином, образуя оксигемоглобин. Оксигемоглобин HbO2 в капиллярах отдает кислород НЬO2® Hb + O2 через стенки капилляров. О2 (кислород) поступает в клетки, где он расходуется на окисление, различных ве­ществ, в результате этих процессов образуются СO2 и H2O, выделяется энергия:

Нb + CO2 ® HbCO2 (карбоксигемоглобин)

Аллотропная модификация кислорода озон – О3 играет определенную роль в образовании радикалов. Эти радикалы инициируют радикально-цепные реакции с биоорганичес­кими молекулами - липидами, белками, ДНК, что приводит к гибели клеток. На этом основано действие озона на микроорганизмы, содер­жащиеся в воздухе, воде. Поэтому O3 применяется для озонирования воздуха, обеззараживания питьевой воды, воды бассейнов. В атмосфере с избыточным содержанием озона (его источник - выхлопные газы) в организме человека идет образование радикалов (RO2·; OН·), что может инициировать опухолевые заболевания. Кроме того озон играет важную роль в защите биологических объектов Земли от жесткого рентгеновского излучения, т.к. на высоте ~25 км образуется озоновый слой, поглощающий лучи с l £ 260 нм.

Из соединений кислорода очень важны H2O2 и H2O. В организме человека около 80% воды. Благодаря своему строению (две sр3 - гибридные орбитали связаны, две содержат неподеленную пару электронов) вода имеет очень высокий дипольный момент поэтому является универсальным растворителем. В организме человека и животных растворяет органические и неорганические вещества, спо­собствует их ионизации (диссоциации). Вода является одновременно средой, в которой осуществляются биохимические реакции и участником реакций гидролиза жиров, АТФ, АДФ и др.

 

 

Биологическая роль пероксида водорода

В митохондриях атомы Н, отщепленные от субстрата в виде Н+ под действием дегидрогиназы связываются с кислородом, образуя воду.

 

4H++ O2 + 4e- ® 2H2O

 

При этом важно присоединение именно 4-х электронов, т.к. при присоединении 2-х электронов образуется пероксид водорода

 

2H+ + O2 + 2e- ® H2O2

При присоединении I электрона образуется гипероксид ион

 

O2· + e- ® O2-

Пероксид водорода и гипероксидный радикал O2-- токсичны для клеток, т.к. они взаимодействуют с липидами клеточных мембран и выводят их из строя, нарушают структуру клетки, в том числе ДНК и ее репаративную функцию. Аэробные клетки при помощи фермента каталазы и супероксидисмутазы (медьсодержащий фермент) превращают H2O2 и O2- в O2

 

2O2- + 2H+ 2O- + 2H+ H2O2 + O2

2H2O2 2H2O + O2

 

 

Применение в медицине. Лекарственные препараты

 

Oxygenium (O2) – кислород. Вводится в организм ингаляционно при сердечно-сосудистой недостаточности, снимает кислородное голодание (гипоксию). Через зонд вводится в жедудочно-кишечный тракт при гельминтозах (аска­риды, власоглавы).

Aqua purificata (H2O) – вода очищенная. Используется для приготовления жидких лекарственных форм.

Solutio Hydrogenii peroxydi diluta (3%) – раствор перекиси водорода (3%).

Perhydrolum (33-35%) пергидрол. Раствор водорода перекиси 33-35%.

Magnesii peroxydum, (MgO2´MgO) – магния пероксид.

Hydroperitum (H2O2´NH2-CO-NH2) – гидроперит (содержит 0,08% лимонной кислоты).

Препараты водорода пероксида применяют наружно для обработки ран, полосканий полости рта и горла в качестве антисептического и дезодорирующего средства.

Сера (Sulfur)

Сера – элемент главной подгруппы VI группы периодической системы
Д.И. Менделеева. В этой группе, начиная с серы (3-ий период), появляется d-подуровень, поэтому число неспаренных электронов может увеличивать-ся от 2-х до 4-х и 6-ти, за счет распаривания s- и р- электронов и перехода их в d-подуровень:

 

 

Таким образом, возможные и проявляемые степени окисления серы равны: -2, +2, +4 и +6.

Сверху вниз по подгруппе от кислорода к полонию размеры атомов увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается, неметаллические свойства в ряду: O – S – Se – Te - Po ослабевают.

Сера - типичный неметалл, по значению ОЭО (2,5), она усту­пает лишь галогенам, кислороду и азоту.

Сера относится к распространённым элементам. В земной коре её содержание составляет 0,05 вес. %, в морской воде 0,08 - 0,09 %. Она состоит из четырёх стабильных изотопов: 32S (95,084%), 33S (0,74%), 34S (4,16%), и 36S (0,016%). Получены радиоактивные изотопы серы: 31S (Т 1/2 = 2,66 сек.), 35S (Т 1/2 = 86,3 дня) и 37S (Т 1/2 = 5,07 мин.).

Сера в природе встречается в самородном состоянии (большей частью вблизи вулканов и в горя­чих минеральных источниках, как продукт окисления сероводорода).

Её применяли для приготовления красок, в качестве лечебного средства, а также для других целей.

Сера находится в различных породах: известняке, кальците, гипсе и др.; в серных рудах и минералах, в живых и растительных организмах (0,16% в человеческом организме, является макроэлементом), т.е. во многих неорганических и органических соединениях. Основные минералы серы:

 

 

Сульфиды

Сульфаты

РbS - галенит

СаSO4´2Н2O - гипс

FeS2 - пирит

Na2SO4´10H2O – мирабилит

ZnS - сфалерит

CaSO4 - ангидрит

НgS - киноварь

ВаSO4 - барит

СuFeS2 – халькопирит

SrSO4 - целестин

Аg2S - аргентит

MgSO4´7H2O - кизерит

 

Серу получают выплавкой самородной серы в местах её залегания. Выплавленная сера содержит примеси (комовая сера). Её очищают перегонкой и возгонкой. Пары серы оседают в виде серного цвета в специальных печах. Расплавленную серу выпускают в формы, там она застывает, образуя черенковую серу.

Серу получают также при нагревании пирита: FeS2 FeS + S. Из отходящих газов металлургических и коксовых печей: SO2 + 2H2S 3S¯ + 2H2O (получается коллоидная сера).

Прокаливанием серусодержащей породы с углём:

 

CaSO4 + 4C 4CO + + CaS

CaS + CO2 + H2O ® CaCO3 + H2

2H2S + O2 2S + 2H2O

 

Серу можно получить многими другими способами (из H2S, из оксидов серы, солей и др.), но главные способы - выплавка самородной серы и сжигание Н2S в недостатке кислорода.

В обычных условиях сера - твёрдое, хрупкое вещество желтого цвета, диэлектрик, нерастворима в воде, растворяется в сероуглероде (CS2) хлориде серы (II) – SCl2, а также в некоторых органических растворителях (бензол, эфир).

Сера имеет несколько аллотропных модификаций:

 

a-сера b-сера

ромбическая моноклинная l-сера

(лимонно-желтого цвета) (светло-желтая) желтая жидкость

 

m-сера S8 S4 S2

коричневая вязкая желтый газ красный газ

 

Смесь a и m-серы называется пластической серой. При комнатной температуре наиболее устойчива a-сера (ромбическая), состоящая из циклических молекул S8 имеющих вид короны: Ð = 108o; длина связи (-S-S-) 0,205нм.

Из молекул серы – S8 построены две кристаллические модификации: ромбическая (a-S8) и моноклинная (b-S8).

Кристаллическая решетка серы - молекулярная, в узлах решетки находятся циклические молекулы S8, но упаковка в кристаллах раз­личная: кристаллы a-S8 имеют форму октаэдров, а b-S8 - призматическую.

В связи с этим эти модификации имеют разные температуры плавления

и плотности:

 

 

tплоС

r, кг/м3

a-S8

112,8

 

b-S8

   

 

Моноклинную серу (b-S8) получают в виде игольчатых тёмно-желтых кристаллов при медленном охлаждении расплавленной серы. Пластичес­кую – при быстром охлаждении (вливание расплавленной серы в холодную воду). Такая сера в виде коричневой, резиноподобной массы состоит из длинных цепей атомов серы. Все модификации серы самопроизвольно прев­ращаются в ромбическую серу.

В отличие от кислорода, сера способна образовывать устойчивые гомоцепи. Это можно объяснить большей энергией двух связей между атомами серы в гомоцепи (2´260 кдж/моль), чем энергия связи в двухатомной молекуле – S2 (420 кдж/моль). Для кислорода, наоборот, связи в молекуле О2 прочнее (494 кдж/моль), чем в гомоцепи кислорода (2´210 кдж/моль).

Поэтому для серы характерно образование устойчивых зигзагообразных гомоцепей циклической или линейной формы:

 

Установлено, что строение молекул серы зависит от температуры. В парах серы обнаружены молекулы S8, S6, S4, S2. Выше 1500°С молекулы S2 распадаются на атомы.

В уравнениях химических реакций, для простоты, любая сера изображает­ся как S.

 

Химические свойства

 

Сера - достаточно активный неметалл. Она проявляет окислительные свойства и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами.

Окислительные свойства сера проявляет в реакциях с водородом и металлами:

 

S + H2 H2S

S + Fe FeS

3S + 2Al Al2S3

S + 2Na ® Na2S

 

С неметаллами (более электроотрицательными) и с кислотами-окислителями сера проявляет восстановительные свойства:

S + O2 ®SО2 (горит голубоватым пламенем)

S + 3F2 ® SF6

3S + 4 HNO3 конц.® 3SO2 + 4NO­ + 2H2O

S + 2H2SO4 конц.® 3SO2­ + 2H2O

 

В кипящей воде и легче в кипящих растворах щелочей сера диспропор-ционирует:

 

3S + 6NaOH «2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

 

Применение серы

 

1. Производство серной кислоты.

2. Вулканизация каучука.

3. Лекарственные препараты (лёгкое слабительное средство, входит также в состав мазей для лечения кожных заболеваний).

4. Получение различных соединений серы.

5. Для борьбы с вредителями сельского хозяйства (окуривание садов) как инсектицид и т.д.

Соединения серы (II)

 

В основном электронном состоянии атом серы имеет два неспаренных электрона: S …3s23p4. В связи с этим для атома серы в основном состоянии возможны две степени окисления +2 и -2. С.о. +2 для серы малохарактерна и проявляется в соединениях с более электроотрицательными атомами: (SCl2, SO - с неустойчивой структурой, этот оксид существует в очень разреженном газообразном состоянии и при низких температурах).

С.о. -2 более характерна, и проявляется в соединениях серы с менее электроотрицательными атомами, например в H2S, и в суль­фидах металлов Me2S; MeS и др.

Одним из наиболее важных соединений серы является сероводород – H2S. Молекула H2S имеет углоковое строение, угол H-S-H 92,2°, длина связи 0,134 нм. Молекула H2S малополярна (m= 0,9-1,1 Д). В отличие от молекулы H2O в молекуле H2S практически отсутствует гибридизация АО серы, поэтому валентный угол HSH близок к прямому (90°).

В жидком и твердом состоянии H2S, не обра­зует межмолекулярных водородных связей (электроотрицательность серы (2,5), меньше чем у кислорода (3,0), а радиус атома серы - больше радиуса атома кислорода). Сера - мягкое основание, этим объясняется низкое сродство соединений серы к протону (H+), самой жесткой кислоте.

Отсутствие водородных связей обуславливает газообразное сос­тояние H2S. При обычных условиях температуры кипения и плавления у него низкие: tкип - 60°С, tпл - 86°С. H2S – газ с неприятным запахом тухлых яиц.

При комнатной температуре в 1 л воды растворяется ~2,4л H2S. Водный раствор сероводорода яв­ляется очень слабой двухосновной кислотой:

H2S «H+ + HS- K1=8,7´10-8

HS- «H+ + S2- K2=2,5´10-13

или:

H2S + H2O «HS- + H3O+

K1 Oсн2 Oсн1 K2

 

HS- + H2O «S2- + H3O+

K1 Oсн2 Oсн1 K2

 

Соли H2S - сульфиды и гидросульфиды. Щелочные и щелочнозе­мельные металлы, а также ион аммония, образуют сульфиды, хорошо растворимые в воде. В водном растворе они подвергаются сильному гидролизу: S2- + H2O «HS- + OH-, рН>7.

Сульфиды других металлов - ковалентные, малорастворимые в воде соединения, некоторые из них (Al2S3; Cr2S3) подвергаются полному и необратимому гидролизу:

 

Al2S3 + 6H2O ® 2Al(OH)3¯ + 3H2

 

поэтому получить их обменными реакциями в водных растворах невозможно. В реакциях гидролиза проявляется природа сульфидов: как и оксиды они могут иметь основной или кислотный характер.

Сульфиды неметаллов (SiS2) гидролизуются с образованием соответствующих кислот, следовательно они носят кислотный характер.

 

SiS2 + 3H2O ® 2H2S­ + H2SiO3¯, рН<7

 

К нерастворимым в воде, но растворимым в кислотах сульфидам относятся: MnS; FeS; Fe2S3; ZnS; CoS; NiS, поэтому их осаждают не сероводородом, а сульфидом аммония:

 

MnSO4 + (NH4)2S ® MnS¯ + (NH4)2SO4

 

Низкая растворимость сульфидов р- и d-элементов объясняется высоким поляризующим действием катионов на легко поляризующийся сульфид-ион, обладающий большим радиусом (0,184 нм).

К нерастворимым в воде и кислотах сульфидам (осадитель - H2S, в кислой среде HCl) относятся: PbS, HgS, CuS, Ag2S, SnS, SnS2, Bi2S3, As2S3, As2S5, Sb2S3, Sb2S5, CdS. При действии конц. кислот - окислителей они окисляются:

 

Bi2S3 + 8HNO3 (конц) ® 2Bi(NO3)3 + 2NO­ + 3S¯ +4H2O

Bi2S3 + 25HNO3 (конц.) Bi2(SO4)3 + 24NO­ + 12H2O

CuS + 10HNO3 (конц) Cu(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2­ + 4H2O

SnS2 + HNO3 (конц) ® H2SnO3¯ + H2SO4 + NO2­

3As2S5 + 40HNO3 (конц) + 4H2O ® 6H3AsO4 + 15H2SO4 + 40NO­

 

Кислотные сульфиды (SnS2, As2S3, As2S5, Sb2S3, Sb2S5) растворяются в избытке основных сульфидов (Na2S, (NH4)2S) с образо­ванием тиосолей:

 

Э2S3 + 3(NH4)2S ® 2(NH4)3ЭS3

Э2S5 + 3(NH4)2S ® 2(NH4)3ЭS4

 

Помимо сульфидов известны гидросульфиды (NaHS, KHS, Ca(HS)2 и др.) - хорошо растворимые в воде вещества, подвергающиеся гидролизу, но в меньшей степени, чем сульфиды.

 

HS- + H2O «H2S + OH-, рН>7

 

Сульфиды имеют различный цвет, что связано со степенью поляризации сульфид-ионов: более высокая степень поляризации при­водит к углублению цвета.

Например: Na2S – бесцветный As2S3 и As2S5 - желтый

ZnS – белый

CdS – желтый Sb2S3 и Sb2S5 - оранжевый

MnS – телесный

HgS – черный Bi2S3 - коричневый

 

В лаборатории получают сероводород из сульфида железа (II), или сульфида кальция:

 

FeS + 2HCl ® FeCl2 + H2

 

H2S – горит голубым пламенем:

 

2H2S + 3O2 ® 2SO2­ + 2H2O

2H2S + O2 ® 2S + 2H2O (при недостатке O2).

 

H2S можно обнаружить по почернению "свинцовой бумаги" - фильтро­вальной бумаги, пропитанной солями Pb (II):

H2S + Pb2+ ® PbS¯ + 2H+.

Качественной реакцией на H2S и сульфид ион в растворе является реакция с ионом свинца, образуется черный осадок:

PbS: H2S + Pb(NO3)2 ® PbS¯ + 2HNO3.

H2S и S2- - ионы являются сильными восстановителями.

Электронная формула сульфид иона - S2- …3s23p6, тип оболоч­ки иона - благородногазовый, завершенный, поэтому H2S и сульфиды проявляют только восстановительные свойства.

Для водных растворов переходы S2-® S и S2- ® SO42- харак­теризуются следующими значениями Е°:

 

S + 2e ® S2- Eo =-0,48 B

SO42- + 8H+ + 8e ® S2- + 4H2O Eo =+0,15 B

 

Продукты окисления сульфидов зависят от условий реакции (активности окислителя и его концентрации, температуры и рН). Возможные продукты окисления:

 

H2S S¯ + 2Н+

H2S SO2 ­ + …

H2S H2SO4

 

Например:

 

2FeCl3 + H2S ® 2FeCl2 + 2HCl + S¯

H2SO4 (конц.) + H2S ® SO2­ + 2H2O + S¯

8HNO3 (конц.) + H2S ® H2SO4 + 4H2O + 8NO2­

 

На воздухе серебряные и медные предметы чернеют вследствие образования соответствующих сульфидов:

4Ag + 2H2S + O2 ® 2Ag2S¯ + 2H2O

 

Применение сульфидов:

 

Na2S - для удаления волос со шкур животных.

K2S - при кожных заболеваниях в виде ванн.

CaS - средство для борьбы с вредителями растений.

BaS - для защиты растений от насекомых-вредителей.

 

Поделиться:





Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...