Какие оксиды разлагаются с выделением кислорода

Реакции разложения | CHEMEGE.RU

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2Ag₂O = 4Ag + O₂

2HgO = 2Hg + O₂

4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + O₂

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

2Cr(OH)₃ = Cr₂O₃ + 3H₂O

Mn(OH)₂ = MnO + H₂O

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например, кремниевая кислота:

H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

H₂SO₃ = H₂O + SO₂↑

H₂CO₃ = H₂O + CO₂↑

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например, при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

K₂CO₃ + H₂O + CO₂ = 2KHCO₃

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

2HNO₂ = H₂O + NO₂↑ + NO↑

При нагревании выше 100^оС продукты распада несколько отличаются:

3HNO₂ = H₂O + HNO₃↑ + 2NO↑

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

4HNO₃ = 2H₂O + 4NO₂ + O₂

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl₂

Хлорид аммония при нагревании выше 340 ^оС разлагается:

NH₄Cl → NH₃ + HCl

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например, разложение нитрата калия:

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 ^оС:

Ca(NO₃)₂ → Ca(NO₂)₂ + O₂

Mg(NO₃)₂ → Mg(NO₂)₂ + O₂

Ba(NO₃)₂ → Ba(NO₂)₂ + O₂

Sr(NO₃)₂ → Sr(NO₂)₂ + O₂

При более сильном нагревании (выше 500^оС)  нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

2Ca(NO₃)₂ → 2CaО + 4NO₂ + O₂

2Mg(NO₃)₂ → 2MgО + 4NO₂ + O₂

2Sr(NO₃)₂ → 2SrО + 4NO₂ + O₂

2Ba(NO₃)₂ → 2BaО + 4NO₂ + O₂

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

2Cu(NO₃)₂ → 2CuО + 4NO₂ + O₂

2Pb(NO₃)₂ → 2PbО + 4NO₂ + O₂

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

4LiNO₃ → 2Li₂O + 4NO₂ + O₂

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂

Hg(NO₃)₂ → Hg + 2NO₂ + O₂

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270^оС оксида азота (I) и воды:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

2NH₄NO₃ → 2N₂ + O₂ + 4H₂O

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Li₂CO₃ → Li₂O + CO₂

CaCO₃ → CaO + CO₂

MgCO₃ → MgO + CO₂

Карбонат аммония разлагается при 30^оС на гидрокарбонат аммония и аммиак:

(NH₄)₂CO₃ → NH₄HCO₃ + NH₃

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

NH₄HCO₃ → NH₃ + CO₂ + H₂O

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

2KHCO₃ → K₂CO₃ + H₂O + CO₂

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100^оС разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + H₂O + CO₂

При нагревании до 1200^оС образуются оксиды:

Ca(HCO₃)₂ → CaO + H₂O + 2CO₂

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

2MgSO₄ → 2MgO + 2SO₂ + O₂

2CuSO₄ → 2CuO + 2SO₂ + O₂

2BaSO₄ → 2BaO + 2SO₂ + O₂

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

2Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Ag₂SO₄ → 2Ag + SO₂ + O₂

2HgSO₄ → 2Hg + 2SO₂ + O₂

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

2Na₂HPO₄ →  H₂O + Na₄P₂O₇

2K₂HPO₄ →  H₂O + K₄P₂O₇

2CaHPO₄ →  H₂O + Ca₂P₂O₇

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

4Na₂SO₃ →  Na₂S + 3Na₂SO₄

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

NH₄Cl →  NH₃ + HCl

NH₄Br →  NH₃ + HBr

NH₄l →  NH₃ + Hl

NH₄H₂PO₄ →  NH₃ + H₃PO₄

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Разложение перманганата калия

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:

KClO₄ → KCl + 2O₂

Оксиды: классификация, получение и свойства

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых —  кислород со степенью окисления -2.  При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды , образованные элементом с разными степенями окисления.

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.

Кислотные оксиды — это оксиды, характеризующиеся кислотными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов.

Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N₂O и SiO.

Классификация оксидов

Тренировочные тесты по теме Классификация оксидов.

Получение оксидов

Общие способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.

Например, алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.

Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na₂O₂,

2Na + O₂ → 2Na₂O₂

Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO₂:

K + O₂  →  KO₂

Примечания: металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

4Cr + 3O₂ → 2Cr₂O₃

Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.

Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.

Например, фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):

4P + 5O_2(изб.) → 2P₂O₅

4P + 3O_2(нед.) → 2P₂O₃

Но есть некоторые исключения.

Например, сера сгорает только до оксида серы (IV):

S + O₂ → SO₂

Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000^оС), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):

N₂ + O₂ = 2NO

Не окисляется кислородом фтор F₂ (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl₂, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).

2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.

При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

Например, при сжигании пирита FeS₂ образуются  оксид железа (III) и оксид серы (IV):

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Сероводород горит с образованием оксида серы (IV)  при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:

2H₂S + 3O_2(изб.) → 2H₂O + 2SO₂

2H₂S + O_2(нед.) → 2H₂O + 2S

А вот аммиак горит с образованием простого вещества N₂, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:

4NH₃ + 3O₂ →2N₂ + 6H₂O

А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).

гидроксид → оксид + вода

Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):

H₂CO₃ → H₂O + CO₂

H₂SO₃ → H₂O + SO₂

NH₄OH → NH₃ + h3O

2AgOH → Ag₂O + H₂O

2CuOH → Cu₂O + H₂O

При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей.

Например, нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:

Li₂CO₃ → CO₂ + Li₂O

CaCO₃ →  CaO + CO₂

Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂ + O₂

Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Химические свойства оксидов

Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.

Химические свойства основных оксидов

Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:

Химические свойства основных оксидов.

Химические свойства кислотных оксидов.

Химические свойства амфотерных оксидов.

Оксиды. Химические свойства и способы получения » HimEge.ru

Оксиды — сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых — атом кислорода в степени окисления  -2.
По способности образовывать соли оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие (СО,SiO,NO,N₂О). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, классифицируют на основные, кислотные и амфотерные.
Основными называются оксиды, которым соответствуют основания, кислотными — оксиды, которым отвечают кислоты. К амфотерным относятся оксиды, проявляющие химические свойства как основных, так и кислотных оксидов.
Основные оксиды образуют только элементы-металлы: щелочные (Li₂О, Na₂О, К₂О, Cs₂О, Rb₂О), щелочноземельные (CaO, SrO, BaO, RaO) и магний (MgO), а также металлы d-семейства в степени окисления +1, +2, реже +3(Cu₂O, CuO, Ag₂O, СrO, FeO, MnO, СоO, NiO).
Кислотные оксиды образуют как элементы-неметаллы (СО₂, SO₂, NO₂,Р₂O₅, Cl₂O₇), так и элементы-металлы, степень окисления атома металла должна быть +5 и выше(V₂O₅, СrO₃, Mn₂O₇, MnO₃). Амфотерные оксиды образуют только элементы металлы (ZnO, AI₂O₃, Fe₂O₃, BeO, Cr₂O₃, PbO, SnO, MnO₂).

В обычных условиях оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях: все основные и амфотерные оксиды твердые вещества, кислотные оксиды могут быть жидкими (SO₃,Сl₂O7,Mn₂O7), газообразными (CO₂, SO₂, NO₂) и твердыми (P₂O₅, SiO₂). Некоторые имеют запах (NO₂, SO₂), однако большинство оксидов запаха не имеют. Одни оксиды окрашены: бурый газ NO₂, вишнево-красный CrO₃, черные CuO и Ag₂O, красные Cu₂O и HgO, коричневый Fe₂O₃, белые SiO₂, Аl₂O₃ и ZnO, другие — бесцветные (H₂O, CO₂, SO₂).

Большинство оксидов устойчивы при нагревании; легко разлагаются при нагревании оксиды ртути и серебра. Основные и амфотерные оксиды имеют немолекулярное строение, для них характерна кристаллическая решетка ионного типа. Большинство кислотных оксидов вещества молекулярного строения (одно из немногих исключений — оксид кремния (IV), имеющий атомную кристаллическую решетку).

Химические свойства оксидов

Al₂O₃+6KOH+3H₂O=2K₃[Al(OH)₆] — гексагидроксоалюминат калия;
ZnO+2NaOH+H₂O=Na₂[Zn(OH)₄] — тетрагидроксоцинкат натрия;

Смотрите также:

Основные оксиды — получение и химические свойства

Кислотные оксиды — получение и химические свойства

Химические свойства амфотерных оксидов

Задания 8 ЕГЭ по химии тест онлайн

5. Большинство оксидов термостойки. Некоторые оксиды разлагаются с выделением кислорода. В результате реакций степень окисления уменьшается

6. Оксиды с солями реагируют редко и только при сплавлении

7 . Кислотные оксиды с кислотами не реагируют

Степень окисления кислотообразующего элемента

При растворении в воде NO₂ и ClO₂ протекает реакция диспропорционирования, в результате которой происходит изменение степени окисления кислотообразующего элемента :

Амфотерные оксиды Физические свойства амфотерных оксидов:

Химические свойства амфотерных оксидов:

Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют свойства основных и кислотных оксидов, т.е. взаимодействуют с кислотами и основаниями.

а) при взаимодействии амфотерного оксида с растворимым вводе основанием он проявляет кислотные свойства:

б) при взаимодействии его с растворимой в воде кислотой – основные свойства:

Такие оксиды образуют некоторые металлы в степени окисления +2 (BeO, ZnO, SnO, PbO) и почти все металлы в степени окисления +3 и +4 (Al₂O₃, Ga₂O₃,Cr₂O₃, MnO₂, SnO₂, PbO₂). В незначительной степени эту двойственность проявляют CuO, Fe₂O₃, Co₂O₃, Ni₂O₃; оксид Bi₂O₃ является основным.

Оксиды которые разлагаются при нагревании. Классификация, получение и свойства оксидов

Оксиды - сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых - атом кислорода в степени окисления -2 .
По способности образовывать соли оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие (СО,SiO,NO,N 2 О). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, классифицируют на основные, кислотные и амфотерные .
Основными называются оксиды, которым соответствуют основания, кислотными - оксиды, которым отвечают кислоты. К амфотерным относятся оксиды, проявляющие химические свойства как основных, так и кислотных оксидов.
Основные оксиды образуют только элементы-металлы: щелочные (Li 2 О, Na 2 О, К 2 О, Cs 2 О, Rb 2 О), щелочноземельные (CaO, SrO, BaO, RaO) и магний (MgO), а также металлы d-семейства в степени окисления +1, +2, реже +3(Cu 2 O, CuO, Ag 2 O, СrO, FeO, MnO, СоO, NiO).

Кислотные оксиды образуют как элементы-неметаллы (СО 2 , SO 2 , NO 2 ,Р 2 O 5 , Cl 2 O 7), так и элементы-металлы, степень окисления атома металла должна быть +5 и выше(V 2 O 5 , СrO 3 , Mn 2 O 7 , MnO 3). Амфотерные оксиды образуют только элементы металлы (ZnO, AI 2 O 3 , Fe 2 O 3 , BeO, Cr 2 O 3 , PbO, SnO, MnO 2).

В обычных условиях оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях: все основные и амфотерные оксиды твердые вещества, кислотные оксиды могут быть жидкими (SO 3 ,Сl 2 O7,Mn 2 O7), газообразными (CO 2 , SO 2 , NO 2) и твердыми (P 2 O 5 , SiO 2). Некоторые имеют запах (NO 2 , SO 2), однако большинство оксидов запаха не имеют. Одни оксиды окрашены: бурый газ NO 2 , вишнево-красный CrO 3 , черные CuO и Ag 2 O, красные Cu 2 O и HgO, коричневый Fe 2 O 3 , белые SiO 2 , Аl 2 O 3 и ZnO, другие - бесцветные (H 2 O, CO 2 , SO 2).

Большинство оксидов устойчивы при нагревании; легко разлагаются при нагревании оксиды ртути и серебра. Основные и амфотерные оксиды имеют , для них характерна кристаллическая решетка ионного типа. Большинство кислотных оксидов вещества (одно из немногих исключений - оксид кремния (IV), имеющий атомную кристаллическую решетку).

Al 2 O 3 +6KOH+3H 2 O=2K 3 - гексагидроксоалюминат калия;
ZnO+2NaOH+H 2 O=Na 2 - тетрагидроксоцинкат натрия;

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Оксиды могут быть солеобразующими и несолеобразующими: одним из видов солеобразующих оксидов являются основные оксиды. Чем они отличаются от других видов, и каковы их химические свойства?

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Если основным оксидам соответствуют основания, то кислотным – кислоты, а амфотерным оксидам соответствуют амфотерные образования. Амфотерными оксидами называют такие соединения, которые в зависимости от условий могут проявлять либо основные, либо кислотные свойства.

Рис. 1. Классификация оксидов.

Физические свойства оксидов очень разнообразны. Они могут быть как газами (CO 2), так и твердыми (Fe 2 O 3) или жидкими веществами (H 2 O).

При этом большинство основных оксидов является твердыми веществами различных цветов.

оксиды, в которых элементы проявляют свою высшую активность называются высшими оксидами. Порядок возрастания кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

Химические свойства основных оксидов

Основными оксидами называются оксиды, которым соответствуют основания. Например, основным оксидам K 2 O, СaO соответствуют основания KOH, Ca(OH) 2 .

Рис. 2. Основные оксиды и соответствующие им основания.

Основные оксиды образуются типичными металлами, а также металлами переменной ва

Получение кислорода - Основы химии на Ида Тен

Содержание статьи

История открытия кислорода

Открытие кислорода ознаменовало новый период в развитии химии. С глубокой древности было известно, что для горения необходим воздух. Процесс горения веществ долгое время оставался непонятным. В эпоху алхимии широкое распространение получила теория флогистона, согласно которой вещества горят благодаря их взаимодействию с огненной материей, то есть с флогистоном, который содержится в пламени. Кислород был получен английским химиком Джозефом Пристли в 70-х годах XVIII века. Химик нагревал красный порошок оксида ртути (II), в итоге вещество разлагалось, с образованием металлической ртути и бесцветного газа:

2HgO t° → 2Hg + O2↑

Оксиды – бинарные соединения, в состав которых входит кислород При внесении тлеющей лучины в сосуд с газом она ярко вспыхивала. Ученый считал, что тлеющая лучина вносит в газ флогистон, и он загорается. Д. Пристли пробовал дышать полученным газом, и был восхищен тем, как легко и свободно им дышится. Тогда ученый и не предполагал, что удовольствие дышать этим газом предоставлено каждому. Результатами своих опытов Д. Пристли поделился с французским химиком Антуаном Лораном Лавуазье.

Имея хорошо оснащенную на то время лабораторию, А. Лавуазье повторил и усовершенствовал опыты Д. Пристли. А. Лавуазье измерил количество газа, выделяющееся при разложении определенной массы оксида ртути. Затем химик нагрел в герметичном сосуде металлическую ртуть до тех пор, пока она не превратилась в оксид ртути (II). Он обнаружил, что количество выделившегося газа в первом опыте равно газу, поглотившемуся во втором опыте. Следовательно, ртуть реагирует с каким-то веществом, содержащимся в воздухе. И это же вещество выделяется при разложении оксида. Лавуазье первым сделал вывод, что флогистон здесь совершенно ни при чем, и горение тлеющей лучины вызывает именно неизвестный газ, который в последствии был назван кислородом. Открытие кислорода ознаменовало крах теории флогистона!

Способы получения и собирания кислорода в лаборатории

Лабораторные способы получения кислорода весьма разнообразны. Существует много веществ, из которых можно получить кислород. Рассмотрим наиболее распространенные способы.

1) Разложение оксида ртути (II)

Одним из способов получения кислорода в лаборатории, является его получение по описанной выше реакции разложения оксида ртути (II). Ввиду высокой токсичности соединений ртути и паров самой ртути, данный способ используется крайне редко.

2) Разложение перманганата калия

Перманганат калия (в быту мы называем его марганцовкой) – кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета. При нагревании перманганата калия выделяется кислород. В пробирку насыплем немного порошка перманганата калия и закрепим ее горизонтально в лапке штатива. Недалеко от отверстия пробирки поместим кусочек ваты. Закроем пробирку пробкой, в которую вставлена газоотводная трубка, конец которой опустим в сосуд- приемник. Газоотводная трубка должна доходить до дна сосуда-приемника. Ватка, находящаяся около отверстия пробирки нужна, чтобы предотвратить попадание частиц перманганата калия в сосуд-приемник (при разложении выделяющийся кислород увлекает за собой частички перманганата). Когда прибор собран, начинаем нагревание пробирки. Начинается выделение кислорода.

Уравнение реакции разложения перманганата калия:

2KMnO4 t° → K2MnO4 + MnO2 + O2↑

Как обнаружить присутствие кислорода? Воспользуемся способом Пристли. Подожжем деревянную лучину, дадим ей немного погореть, затем погасим, так, чтобы она едва тлела. Опустим тлеющую лучину в сосуд с кислородом. Лучина ярко вспыхивает! Газоотводная трубка была не случайно опущена до дна сосуда-приемника. Кислород тяжелее воздуха, следовательно, он будет собираться в нижней части приемника, вытесняя из него воздух. Кислород можно собрать и методом вытеснения воды. Для этого газоотводную трубку необходимо опустить в пробирку, заполненную водой, и опущенную в кристаллизатор с водой вниз отверстием. При поступлении кислорода газ вытесняет воду из пробирки.

Разложение пероксида водорода

Пероксид водорода – вещество всем известное. В аптеке оно продается под названием «перекись водорода». Данное название является устаревшим, более правильно использовать термин «пероксид». Химическая формула пероксида водорода Н2О2 Пероксид водорода при хранении медленно разлагается на воду и кислород. Чтобы ускорить процесс разложения можно произвести нагрев или применить катализатор.

Катализатор – вещество, ускоряющее скорость протекания химической реакции

Нальем в колбу пероксид водорода, внесем в жидкость катализатор. Катализатором может служить порошок черного цвета – оксид марганца MnO2. Тотчас смесь начнет вспениваться вследствие выделения большого количества кислорода. Внесем в колбу тлеющую лучину – она ярко вспыхивает. Уравнение реакции разложения пероксида водорода:

2h3O2 MnO2 → 2h3O + O2↑

Обратите внимание: катализатор, ускоряющий протекание реакции, записывается над стрелкой, или знаком «=», потому что он не расходуется в ходе реакции, а только ускоряет ее.

Разложение хлората калия

Хлорат калия – кристаллическое вещество белого цвета. Используется в производстве фейерверков и других различных пиротехнических изделий. Встречается тривиальное название этого вещества – «бертолетова соль». Такое название вещество получило в честь французского химика, впервые синтезировавшего его, – Клода Луи Бертолле. Химическая формула хлората калия KСlO3. При нагревании хлората калия в присутствии катализатора – оксида марганца MnO2, бертолетова соль разлагается по следующей схеме:

2KClO3 t°, MnO2 → 2KCl + 3O2↑.

Разложение нитратов

Нитраты – вещества, содержащие в своем составе ионы NO3⎺. Соединения данного класса используются в качестве минеральных удобрений, входят в состав пиротехнических изделий.

Нитраты – соединения термически нестойкие, и при нагревании разлагаются с выделением кислорода:

Обратите внимание, что все рассмотренные способы получения кислорода схожи. Во всех случаях кислород выделяется при разложении более сложных веществ.

Реакция разложения – реакция, в результате которой сложные вещества разлагаются на более простые В общем виде реакцию разложения можно описать буквенной схемой:

АВ → А + В.

Реакции разложения могут протекать при действии различных факторов. Это может быть нагревание, действие электрического тока, применение катализатора. Существуют реакции, в которых вещества разлагаются самопроизвольно.

Получение кислорода в промышленности

В промышленности кислород получают путем выделения его из воздуха.

Воздух – смесь газов, основные компоненты которой представлены в таблице.

Сущность этого способа заключается в глубоком охлаждении воздуха с превращением его в жидкость, что при нормальном атмосферном давлении может быть достигнуто при температуре около -192°С. Разделение жидкости на кислород и азот осуществляется путем использования разности температур их кипения, а именно: Ткип.

О2 = -183°С

N2 = -196°С (при нормальном атмосферном давлении).

При постепенном испарении жидкости в газообразную фазу в первую очередь будет переходить азот, имеющий более низкую температуру кипения, и, по мере его выделения, жидкость будет обогащаться кислородом. Многократное повторение этого процесса позволяет получить кислород и азот требуемой чистоты. Такой способ разделения жидкостей на составные части называется ректификацией жидкого воздуха.

Итог статьи:

• В лаборатории кислород получают реакциями разложения
• Реакция разложения – реакция, в результате которой сложные вещества разлагаются на более простые
• Кислород можно собрать методом вытеснения воздуха или методом вытеснения воды
• Для обнаружения кислорода используют тлеющую лучину, она ярко вспыхивает в нем
• Катализатор – вещество, ускоряющее химическую реакцию, но не расходующееся в ней

Оксиды углерода, кремния, германия, олова и свинца

Оксиды элементов в верхней части группы 4 являются кислыми, но кислотность оксидов падает по мере того, как вы спускаетесь по группе. Ближе к нижней части группы оксиды становятся более основными, хотя и никогда полностью не теряют своих кислотных свойств.

Оксид, который может проявлять как кислотные, так и основные свойства, называется амфотерным .

Таким образом, наблюдается тенденция от кислых оксидов в верхней части группы к амфотерным в нижней части.

Оксиды углерода и кремния

Окись углерода

Окись углерода обычно рассматривается как нейтральный оксид, но на самом деле он очень и очень слабокислый. Он не реагирует с водой, но будет реагировать с горячим концентрированным раствором гидроксида натрия с образованием раствора метаноата натрия.

Тот факт, что окись углерода реагирует с основным гидроксид-ионом, показывает, что он должен быть кислым.

Диоксиды углерода и кремния

Оба они слабокислые.

С водой

Диоксид кремния не реагирует с водой из-за сложности разрушения гигантской ковалентной структуры.

Двуокись углерода в некоторой степени реагирует с водой с образованием ионов водорода (строго говоря, ионов гидроксония) и ионов гидрокарбоната.

Всего эта реакция:

Раствор углекислого газа в воде иногда называют угольной кислотой, но на самом деле только около 0.Фактически прореагировал 1% диоксида углерода. Положение равновесия находится намного левее.

С основаниями

Двуокись углерода реагирует с раствором гидроксида натрия на холоде с образованием карбоната натрия или раствора гидрокарбоната натрия - в зависимости от соотношения реагирующих веществ.

Диоксид кремния также реагирует с раствором гидроксида натрия, но только если он горячий и концентрированный. Образуется раствор силиката натрия.

Вы также можете быть знакомы с одной из реакций, происходящих при извлечении железа в доменной печи - в которой оксид кальция (из известняка, который является одним из сырьевых материалов) реагирует с диоксидом кремния с образованием жидкого шлака, силиката кальция. Это также пример реакции кислого диоксида кремния с основанием.

Оксиды германия, олова и свинца

Окиси

Все эти оксиды амфотерные - они проявляют как основные, так и кислотные свойства.

Основная природа оксидов

Все эти оксиды реагируют с кислотами с образованием солей.

Например, все они реагируют с концентрированной соляной кислотой. Кратко это можно представить как:

. . . где X может быть Ge и Sn, но, к сожалению, требует небольшой модификации для свинца.

Хлорид свинца (II) практически нерастворим в воде, и вместо получения раствора он образует нерастворимый слой над оксидом свинца (II), если вы будете использовать разбавленную соляную кислоту , что остановит реакцию.

Однако в этом примере мы говорим об использовании концентрированной соляной кислоты .

Большой избыток хлорид-ионов в концентрированной кислоте реагирует с хлоридом свинца (II) с образованием растворимых комплексов, таких как PbCl ₄ ^2- . Эти ионные комплексы растворимы в воде, и проблема исчезает.

К сожалению, это означает, что вам нужно больше помнить!

Окисление и восстановление

Окисление и сокращение

Окисление-восстановление Реакция

Термин окисление первоначально использовался для описания реакции, в которых элемент соединяется с кислородом.

Пример: реакция между металлическим магнием и кислородом с образованием Форма оксида магния предполагает окисление магния.

Термин сокращение происходит от латинского корня, означающего "вести назад."Все, что ведет к металлический магний поэтому включает восстановление.

Взаимодействие оксида магния и углерода при 2000 ° C до образуют металлический магний и окись углерода являются примером восстановление оксида магния до металлического магния.

После открытия электронов химики убедились что окислительно-восстановительные реакции включают перенос электроны от одного атома к другому. С этой точки зрения реакция между магнием и кислородом записывается следующим образом.

2 Mg + O ₂ 2 [Mg ²⁺ ] [O ^2- ]

В ходе этой реакции каждый атом магния теряет два электроны с образованием иона Mg ²⁺ .

мг Mg ²⁺ + 2 e ^-

И каждая молекула O ₂ получает четыре электрона, образуя пара ионов O ^2-.

O ₂ + 4 e ^- 2 O ^2-

Потому что электроны не создаются и не разрушаются в результате химической реакции, окисление и восстановление связаны.Как показано на рисунке, невозможно иметь одно без другого. на рисунке ниже.

Роль окисления Число реакций окисления-восстановления

Химики в конечном итоге расширили идею окисления и редукция к реакциям, формально не связанным с переносом электронов.

Рассмотрим следующую реакцию.

CO ( г ) + H ₂ O ( г ) CO ₂ ( г ) + H ₂ ( г )

Как видно на рисунке ниже, общее количество электронов в валентной оболочке каждого атома остается постоянным в это реакция.

В этой реакции изменяется степень окисления этих атомы. Степень окисления углерода увеличивается с +2 до +4, в то время как степень окисления водорода уменьшается с +1 до 0.

Следовательно, окисление и восстановление являются лучшими определяется следующим образом. Окисление происходит, когда степень окисления атома становится больше. Уменьшение происходит, когда степень окисления атома становится меньше.

Сравнение чисел окисления Истинный заряд на ионах

Термины ионный и ковалентный описывают крайности континуума связи. Есть какой-то ковалент характер даже в самых ионных соединениях и наоборот.

Полезно подумать о соединениях основной группы металлы, как если бы они содержали положительные и отрицательные ионы.В химию оксида магния, например, легко понять если предположить, что MgO содержит Mg ²⁺ и O ^2- ионы. Но никакие соединения не являются на 100% ионными. Есть экспериментальный доказательства, например, что истинный заряд магния и атомов кислорода в MgO составляет +1,5 и -1,5.

Степени окисления обеспечивают компромисс между мощной моделью окислительно-восстановительных реакций исходя из предположения, что эти соединения содержат ионы, и мы знаем, что истинное заряд на ионах в этих соединениях не так велик, как этот модель предсказывает.По определению степень окисления атома заряд, который носил бы атом, если бы соединение было чисто ионный.

Для активных металлов в группах IA и IIA разница между степенью окисления атома металла и зарядом на этот атом достаточно мал, чтобы его можно было игнорировать. Металлы основной группы в Однако группы IIIA и IVA образуют соединения, которые имеют значительный объем ковалентного характера. Это заблуждение, ибо Например, предположить, что бромид алюминия содержит Al ³⁺ и Br ^- ионов.На самом деле существует как Al ₂ Br ₆ молекулы.

Эта проблема становится еще более серьезной, когда мы обращаемся к химия переходных металлов. MnO, например, ионный достаточно, чтобы считаться солью, содержащей Mn ²⁺ и O ^2- ионов. Mn ₂ O ₇ , с другой рука, представляет собой ковалентное соединение, которое кипит при комнатной температуре. Это поэтому более полезно думать об этом соединении, как если бы оно содержит марганец в степени окисления +7, не Mn ⁷⁺ ионы.

Окисляющие вещества и Восстановители

Давайте рассмотрим роль, которую каждый элемент играет в реакция, при которой конкретный элемент приобретает или теряет электроны ..

Когда магний реагирует с кислородом, атомы магния отдают электронов на молекулы O ₂ и тем самым уменьшить кислород. Таким образом, магний действует как восстановитель в это реакция.

Молекулы O ₂ , с другой стороны, получить электроны от атомов магния и тем самым окислить магний.Таким образом, кислород является окислителем .

Окислители и восстановители поэтому могут быть определены как следует. Окислители приобретают электроны. Редукционный агенты теряют электроны.

В таблице ниже указаны восстановитель и окислитель для некоторых реакций, обсуждаемых в этой сети страница. Сразу очевидна одна тенденция: Металлы основной группы действуют как восстановители во всех своих химических реакциях.

Типичные реакции металлов основной группы

Окисляющий конъюгат Пары агент / восстановитель

Металлы действуют как восстановители в своих химических реакциях.Когда медь нагревается над пламенем, например, поверхность медленно становится черным, поскольку металлическая медь снижает содержание кислорода в атмосфера с образованием оксида меди (II).

Если выключить пламя и надуть газ H ₂ поверхность горячего металла, черный CuO, образовавшийся на поверхности металл медленно превращается обратно в медь. В ходе в этой реакции CuO восстанавливается до металлической меди. Таким образом, H ₂ является восстановителем в этой реакции, а CuO действует как окислитель.

Важной особенностью окислительно-восстановительных реакций может быть распознается путем изучения того, что происходит с медью в этой паре реакций. Первая реакция превращает металлическую медь в CuO, тем самым превращая восстановитель (Cu) в окисляющий агент (CuO). Вторая реакция превращает окислитель (CuO) в восстановитель (Cu). Каждый восстановитель поэтому связаны или связаны с конъюгированным окислителем, и наоборот.

Каждый раз, когда восстановитель теряет электроны, он образует окислитель, который мог бы получить электроны, если бы реакция была наоборот.

И наоборот, каждый раз, когда окислитель получает электроны, он образует восстановитель, который может потерять электроны, если реакция пошел в обратном направлении.

Идея о том, что окислители и восстановители связаны, или связанные, поэтому их называют конъюгатом окислительным агенты и восстановители. Конъюгат происходит от латинского корень означает «объединяться». Поэтому используется для описания вещей, которые связаны или связаны, например, окислительные агенты и восстановители.

Металлы основной группы - это восстановители. Они склонны быть «сильные» восстановители. Активные металлы в группе IA, например, отдает электроны лучше любых других элементов. в периодической таблице.

Тот факт, что активный металл, такой как натрий, является сильным восстановитель должен рассказать нам кое-что об относительном сила иона Na ⁺ как окислителя.Если металлический натрий относительно хорошо отдает электроны, Na ⁺ ионы должны быть необычно плохими в улавливании электронов. Если Na является сильный восстановитель, ион Na ⁺ должен быть слабым окислитель.

И наоборот, если O ₂ имеет такое высокое сродство к электроны, что он необычайно хорошо принимает их от других элементов, он должен иметь возможность удерживаться на этих электронах, как только он подбирает их. Другими словами, если O ₂ - сильный окислитель, то ион O ^2- должен быть слабым Восстановитель.

В целом взаимосвязь между окислением конъюгата и восстановители можно описать следующим образом. Каждый сильный восстановитель (такой как Na) имеет слабый сопряженный окислитель (например, ион Na ⁺ ). Каждый сильный окислитель (например, O ₂ ) имеет слабую сопряженный восстановитель (такой как O ^2- ион).

Относительная сила металлов как восстановителей

Мы можем определить относительную прочность пары металлов как восстановители, определяя, происходит ли реакция, когда один из этих металлов смешивается с солью другого. Рассмотрим относительная прочность железа и алюминия, например. Ничего происходит, когда мы смешиваем порошковый металлический алюминий с оксидом железа (III). Однако, если мы поместим эту смесь в тигель и получим реакция началась с небольшого нагревания, бурная реакция происходит с образованием оксида алюминия и металлического расплавленного железа.

2 Al ( с ) + Fe ₂ O ₃ ( с ) Al ₂ O ₃ ( с ) + 2 Fe ( л )

Назначив степени окисления, мы можем определить степень окисления и уменьшение половин реакции.

Алюминий окисляется до Al ₂ O ₃ в этом реакция, что означает, что Fe ₂ O ₃ должен быть окислитель. Напротив, Fe ₂ O ₃ является восстановлен до металлического железа, а это значит, что алюминий должен быть Восстановитель.Потому что восстановитель всегда преобразуется в его сопряженный окислитель в окислительно-восстановительном реакции продукты этой реакции включают новый окислительный агент (Al ₂ O ₃ ) и новый восстановитель (Fe).

Поскольку реакция идет в этом направлении, кажется разумно предположить, что исходные материалы содержат более сильный восстановитель и более сильный окислитель.

Другими словами, если алюминий восстанавливает Fe ₂ O ₃ для формирования Al ₂ O ₃ и металлического железа, алюминия сусла быть более сильным восстановителем, чем железо.

Из того факта, что алюминий не может уменьшить хлорид натрия с образованием металлического натрия, который из исходных материалов в этой реакции более слабый окислитель и более слабый Восстановитель.

Мы можем проверить эту гипотезу, спросив: что происходит, когда мы попытаться запустить реакцию в обратном направлении? (Натрий металл, достаточно прочный, чтобы преобразовать соль алюминия в алюминий металл?) Когда эта реакция запускается, мы обнаруживаем, что металлический натрий может, фактически, восстановить хлорид алюминия до металлического алюминия и натрия хлорид, когда реакция протекает при температуре, достаточно высокой, чтобы расплавить реагенты.

3 Na ( л ) + AlCl ₃ ( л ) 3 NaCl ( л ) + Al ( л )

Если натрий достаточно сильный для восстановления Al ³⁺ соли с металлическим алюминием, и алюминий достаточно прочен, чтобы уменьшить Fe ³⁺ солей металлического железа, относительные силы эти восстановители можно резюмировать следующим образом.

Na> Al> Fe

Понимание кривой диссоциации кислорода

Что такое кривая диссоциации кислорода?

Кривая диссоциации кислорода представляет собой график, на котором соотношение гемоглобина в его насыщенной кислородом форме отображается на вертикальной оси в сравнении с парциальным давлением кислорода на горизонтальной оси. Кривая является ценным подспорьем в понимании того, как кровь переносит и выделяет кислород, и это общая тема, которая проверяется во многих медицинских обследованиях.

При высоком парциальном давлении кислорода гемоглобин связывается с кислородом с образованием оксигемоглобина.Все красные кровяные тельца находятся в форме оксигемоглобина, когда кровь полностью насыщена кислородом. Каждый грамм гемоглобина может сочетаться с 1,34 мл кислорода. При низком парциальном давлении кислорода (например, в тканях, лишенных кислорода) оксигемоглобин высвобождает кислород с образованием гемоглобина.

Кривая диссоциации кислорода имеет сигмовидную форму из-за совместного связывания кислорода с 4 полипептидными цепями. Кооперативное связывание означает, что гемоглобин имеет большую способность связывать кислород после того, как субъединица уже связала кислород.Следовательно, гемоглобин больше всего притягивается к кислороду, когда 3 из 4 полипептидных цепей связаны с кислородом.

Часто на кривой отображается значение P50, которое показывает нам парциальное давление кислорода, при котором красные кровяные тельца насыщены кислородом на 50%. При насыщении кислородом 50% PaO2 составляет примерно 25 мм рт. Ст. (3,5 кПа).

Кривая диссоциации кислорода и факторы, влияющие на нее.

Какие факторы влияют на кривую диссоциации кислорода?

Кривая диссоциации кислорода может быть сдвинута вправо или влево под действием множества факторов. Сдвиг вправо указывает на пониженное сродство гемоглобина к кислороду, позволяя тканям поступать больше кислорода. Сдвиг влево указывает на повышенное сродство гемоглобина к кислороду, что позволяет тканям поступать меньше кислорода.

pH:

Снижение pH сдвигает кривую вправо, а увеличение pH сдвигает кривую влево.Это происходит потому, что более высокая концентрация ионов водорода вызывает изменение аминокислотных остатков, которое стабилизирует дезоксигемоглобин в состоянии (состояние T), которое имеет более низкое сродство к кислороду. Этот сдвиг вправо называется эффектом Бора.

Двуокись углерода (CO 2 ):

Уменьшение CO2 сдвигает кривую влево, а увеличение CO2 сдвигает кривую вправо. CO2 влияет на кривую двумя способами. Во-первых, накопление CO2 вызывает образование карбаминовых соединений, которые связываются с кислородом и образуют карбаминогемоглобин.Карбаминогемоглобин стабилизирует дезоксигемоглобин в состоянии T. Во-вторых, накопление CO2 вызывает увеличение концентрации ионов H + и снижение pH, что приведет к смещению кривой вправо, как описано выше.

Температура:

Повышение температуры сдвигает кривую вправо, в то время как снижение температуры сдвигает кривую влево. Повышение температуры денатурирует связь между кислородом и гемоглобином, что увеличивает количество кислорода и гемоглобина и снижает концентрацию оксигемоглобина.Температура не оказывает сильного воздействия, но эффект заметен при переохлаждении и гипертермии.

Органические фосфаты:

2,3-Дифосфоглицерат (2,3-DPG) является основным первичным органическим фосфатом. Увеличение 2,3-DPG смещает кривую вправо, тогда как уменьшение 2,3-DPG смещает кривую влево. 2,3-ДПГ связывается с гемоглобином и переводит его в Т-состояние, что снижает его сродство к кислороду.

Таблица, обобщающая эти эффекты, показана ниже:

Как окись углерода влияет на кривую?

Окись углерода (CO) нарушает функцию транспорта кислорода в крови, соединяясь с гемоглобином с образованием карбоксигемоглобина (COHb).СО имеет примерно в 240 раз больше сродства к гемоглобину, чем кислород, и по этой причине даже небольшие количества СО могут связывать большую часть гемоглобина в крови, делая его недоступным для переноса кислорода. В этом случае РО2 в крови и концентрация гемоглобина будут нормальными, но концентрация кислорода значительно снизится. Присутствие COHb также вызывает смещение кривой диссоциации кислорода влево, препятствуя разгрузке кислорода.

Как метгемоглобин влияет на кривую?

Метгемоглобин - это аномальная форма гемоглобина, в которой нормальная форма двухвалентного железа превращается в трехвалентное состояние.Метгемоглобинемия вызывает сдвиг кривой влево, поскольку метгемоглобин не выводит кислород из гемоглобина.

Другие молекулы, переносящие кислород

Есть еще две молекулы, переносящие кислород, которые требуют знаний и о которых часто спрашивают при медицинских обследованиях, - гемоглобин плода и миоглобин:

Плод гемоглобин

Гемоглобин плода (HbF) является основным белком, транспортирующим кислород у плода человека в течение последних 7 месяцев развития.Он сохраняется у новорожденных примерно до 6-месячного возраста. HbF имеет цепи глобина, отличные от цепей взрослого гемоглобина (Hb). В то время как гемоглобин взрослого человека состоит из двух альфа и двух бета-субъединиц, гемоглобин плода состоит из двух альфа и двух гамма-субъединиц. Это изменение в цепи глобина приводит к большему сродству к кислороду и позволяет плоду извлекать кислород из материнского кровообращения. Это повышенное сродство к кислороду означает, что кривая диссоциации кислорода для гемоглобина плода смещена влево от кривой для гемоглобина взрослого человека.

Миоглобин :

Кривая миоглобина лежит еще левее, чем кривая гемоглобина плода, и имеет гиперболическую, а не сигмовидную форму. Миоглобин имеет очень высокое сродство к кислороду и действует как молекула, запасающая кислород. Он выделяет кислород только тогда, когда парциальное давление кислорода значительно упало. Функция миоглобина - обеспечивать мышцы дополнительным кислородом в периоды анаэробного дыхания.

Изображение заголовка используется по лицензии Shutterstock

Спасибо совместной редакционной группе FRCEM Exam Prep за этот блог «Подсказки к экзаменам» сообщение.

Simple English Wikipedia, бесплатная энциклопедия

Окисление - это любая химическая реакция, в которой происходит перемещение электронов. В частности, это означает, что вещество, которое отдает электроны, окисляется. Обычно это реакция между кислородом и таким веществом, как железо.

Когда железо вступает в реакцию с кислородом, оно образует химическое вещество, называемое ржавчиной, потому что оно окислилось (железо потеряло несколько электронов), а кислород восстановился (кислород получил несколько электронов).

Формула коррозии: 4Fe + 3O ₂ → 2F → Fe ₂ O ₃ .x H ₂ O

Окисление противоположно восстановлению. Реакция восстановления всегда идет вместе с реакцией окисления. Окисление и восстановление вместе называются редокс (восстановление и окисление). Кислород не обязательно должен присутствовать в реакции, чтобы это была окислительно-восстановительная реакция.

Окисление - это потеря электронов.

Уменьшение - это прирост электронов.

С точки зрения переноса кислорода окисление можно определить как химический процесс, при котором вещество получает кислород или теряет электроны и водород.

Когда одним из реагентов является кислород, окисление - это увеличение количества кислорода. Снижение - это потеря кислорода. Например:

• Fe ₂ O ₃ + 3CO → 2Fe + 3CO ₂

Восстановление и окисление протекают одновременно, что является окислительно-восстановительной реакцией . ^[1] Потеря атомов водорода и увеличение количества атомов кислорода называется окислением.Увеличение количества атомов водорода и потеря атомов кислорода называется восстановлением. Окисление - это увеличение количества атомов кислорода, а восстановление - это увеличение количества атомов водорода.

Окислительное фосфорилирование | Определение, шаги

Сводка

• Окислительное фосфорилирование состоит из цепи переноса электронов и хемиосмоса.
• Это самый эффективный продуцент АТФ в процессе аэробного дыхания.
• Электроны, перенесенные с предыдущих этапов дыхания, входят в цепь переноса электронов и последовательно проходят через мембраносвязанные белки
• Последний член цепи - кислород. который образует воду при приеме электрона
• Цепь переноса электронов генерирует градиент белка
• Градиент белка управляет активностью АТФ-синтазы, которая генерирует АТФ

Окислительное фосфорилирование является четвертым и последним этапом клеточного дыхания и является основной производитель АТФ в процессе.Окислительное фосфорилирование - это аэробный процесс , то есть он происходит только в присутствии кислорода .

Окислительное фосфорилирование состоит из двух элементов: цепи переноса электронов и хемиосмоса . В цепи переноса электронов электроны переходят от одного носителя к другому, образуя электрохимический градиент , который можно использовать для усиления окислительного фосфорилирования. Chemiosmosis описывает образование АТФ с использованием этого градиента.Процесс окислительного фосфорилирования производит гораздо больше АТФ, чем гликолиз - около 28 молекул.

Электронная транспортная цепь

Цепь переноса электронов составляет часть завершающих стадий аэробного дыхания. Цепь переноса электронов состоит из серии из окислительно-восстановительных реакций, в которых электроны проходят между трансмембранными белками. Конечным звеном в цепи является кислород , который является последним акцептором электронов.Кислород восстанавливается электронами, образуя воды . Если кислород не принимает электроны, цепь переноса электронов перестанет работать, и АТФ больше не будет производиться хемиосмосом. Без достаточного количества АТФ клетки не могут выполнять реакции, необходимые для функционирования.

Компоненты цепи переноса электронов организованы в четыре больших комплекса, обозначенных от I до IV. Все электроны, которые входят в транспортную цепочку, происходят от молекул NADH и FADh3 , образующихся на ранних стадиях клеточного дыхания.Энергия высвобождается, когда эти электроны переносятся через электрохимический градиент, и некоторые из белковых комплексов используют высвобождаемую энергию для перекачки протонов из митохондриальной матрицы в межмембранное пространство, образуя градиент протонов .

Электронная транспортная цепь

Во-первых, электроны попадают в транспортную цепочку посредством доставки электронными носителями NADH и FADH. Эти восстановленные переносчики электронов, полученные на предыдущих этапах клеточного дыхания, передают свои электроны молекулам в начале транспортной цепи.После потери своих электронов они окисляются до NAD + и FADH , которые затем могут быть переработаны на другие стадии дыхания.

Более конкретно, НАДН начинает процесс, депонируя свои электроны на Комплекс I , превращаясь в НАД + и высвобождая протон в матрицу. FADh3 не так хорошо отдает электроны, как NADH (его электроны находятся на более низком уровне энергии), поэтому он не может передавать свои электроны Комплексу I.Вместо этого FADh3 откладывает электроны на Комплекс II . Затем он восстанавливается до FAD и высвобождает 2 атома водорода.

Электроны из Комплексов I и II затем переходят к другому носителю, убихинону (Q) . Q (теперь в сокращенной форме Qh3 ) - мобильный переносчик электронов, свободно перемещающийся через мембрану. Q переносит электроны в Комплекс III . Когда электроны проходят через Комплекс III, через мембрану перекачивается больше ионов водорода, и электроны передаются на цитохром C , который также является мобильным и может свободно проходить через мембрану.

Цитохром С передает электроны Комплексу IV . Комплекс IV передает электроны кислороду , конечному акцептору электронов. Кислород расщепляется на два атома кислорода и принимает H + из матрицы с образованием воды. Для образования одной молекулы воды требуется два электрона, один кислород (1/2 O ₂ молекулы) и 2 иона H +. Комплексы I, III и IV используют энергию, выделяемую электронами, движущимися с более высоких уровней энергии на более низкие, для перемещения протонов из матрицы в межмембранное пространство.Это создает градиент протонов .

Хемиосмос и окислительное фосфорилирование

Движение электронов по цепи переноса электронов вызывает протонный градиент из-за накопления положительно заряженных ионов водорода на одной стороне мембраны. Затем этот протон используется для синтеза АТФ.

Ионы водорода в митохондриальном матриксе могут проходить через фосфолипидный бислой внутренней мембраны только с помощью встроенного в мембрану белка, называемого АТФ-синтаза .АТФ-синтаза действует как водяное колесо ; он поворачивается потоком движущихся через него ионов водорода вниз по их электрохимическому градиенту. Когда АТФ-синтаза превращается, она катализирует присоединение фосфата к АДФ, генерирует АТФ . Этот процесс, в котором энергия протонного градиента используется для производства АТФ, называется хемиосмосом .

Производство АТФ

В эукариотической клетке клеточное дыхание может генерировать от 30 до 32 молекул АТФ, на молекулу глюкозы.Процесс гликолиза производит только 2 АТФ; остальные производятся с использованием цепи переноса электронов. Цепь переноса электронов чрезвычайно эффективна при генерировании энергии в клетке, но зависит от избытка кислорода.

Дополнительная литература и ссылки:

[1]. https://slideplayer.com/slide/8184099/ (Изображение)

[2]. https://www.ncbi.nlm.nih.gov/books/NBK9885/

[3]. https://www.nature.com/scitable/topicpage/mitochondria-14053590

.

Ib химия / химия окружающей среды - Викиучебники, открытые книги для открытого мира

Из Wikibooks, открытые книги для открытого мира

Перейти к навигации Перейти к поиску

Ищите Ib химия / экологическая химия в одном из родственных проектов Викиучебника: Викиучебник не имеет страницы с таким точным названием. Другие причины, по которым это сообщение может отображаться: Если страница была создана здесь недавно, она может быть еще не видна из-за задержки обновления базы данных; подождите несколько минут и попробуйте функцию очистки. Заголовки в Викиучебниках чувствительны к регистру , за исключением первого символа; Пожалуйста, проверьте альтернативные заглавные буквы и подумайте о добавлении перенаправления сюда к правильному заголовку. Если страница была удалена, проверьте журнал удалений и просмотрите политику удаления.

.

---

Смотрите также

• 
  Выделения из писуна у ребенка
• 
  Выделения у 3 месячной девочки
• 
  Почему у девушек на трусах белые выделения 16 лет
• 
  Выделения как хлопья без запаха
• 
  Полип децидуальный желтые выделения
• 
  Перед месячными много выделений белых
• 
  Выделения из мочеиспускательного канала у женщин желтого цвета
• 
  Выделения как водичка перед месячными
• 
  Причины выделения из пупка
• 
  Розовые выделения через несколько дней после месячных
• 
  Все о женских выделениях