HbFe2+ + 2Н2О2 + 4Н+ = HbFe3++ 4Н2О.

HbFe2+ + 2Н2О2 + 4Н+ = HbFe3++ 4Н2О.

Угрозой для жизни является накопление в крови 20% и более метгемоглобина (HbFe³⁺). Наибольшая же опасность повышенного содержания нитратов в организме заключается в способности нитрит-иона участвовать в реакции нитрозирования аминов и амидов, в результате которой образуются нитрозосоединения, обладающие канцерогенным и мутагенным действием.

Азотная кислота – бесцветная, дымящаяся на воздухе жидкость, очень сильный окислитель. Ее водный раствор – сильный электролит. Из металлов с ней не реагируют благородные металлы, многие металлы пассивируются за счет образования оксидных пленок. При окислении металлов азотной кислотой получается смесь продуктов ее восстановления, чаще преобладают NO и NO₂. Состав продуктов зависит от природы металла, температуры и концентрации кислоты.

Соли азотной кислоты – нитраты. Все нитраты хорошо растворимы в воде, их водные растворы не обладают окислительными свойствами, а расплавы – сильные окислители. Соли азотной кислоты используются как удобрения, входят в состав взрывчатых веществ (порох – смесь нитрата натрия, серы и древесного угля).

В последнее время в пищевых продуктах и воде наблюдается повышенное содержание нитратов, обусловленное избыточным внесением азотных удобрений, выпадением кислотных дождей и др. Избыток нитратов опасен для здоровья, так как они превращаются в токсичные нитриты и канцерогенные нитрозоамины R₂N-N=O.

1.2. Фосфор и его соединения. У фосфора три аллотропных модификации: белый Р₄, красный с полимерной структурой и слоистый черный. Белый фосфор химически активен и очень ядовит. Красный и черный фосфор менее активны и не ядовиты. В природе фосфор содержится во многих минералах, особенно много его в апатитах, содержащих фосфат кальция. Фосфор очень важен для живых организмов: он входит в состав РНК, ДНК и адезинотрифосфата (АТФ), запасающего энергию и передающего ее организму.

Как и у азота, у фосфора переменная степень окисления от -3 до +5. Водородное соединение – фосфин РН₃ и хлориды PCl₃ и PCl₅ – ядовиты.

Оксиды фосфора имеют кислотный характер, наиболее важную роль в технике играет фосфорная (ортофосфорная) кислота. Она и ее соли применяются для получения удобрений, моющих веществ, содержащих триполифосфат натрия Na₅P₃O₁₁, который реагирует с солями жесткости.

2. Общие свойства халькогенов (рождающих руды). К ним относятся кислород, сера, теллур и полоний. С ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства. Кислород и сера – типичные неметаллы, селен и теллур – полупроводники, а полоний радиоактивный металл.

2.1. Кислород и его соединения. Кислород при обычных условиях – газ без цвета и запаха. Это наиболее распространенный в земной коре элемент. Кислород – жизненно важный элемент, он необходим для дыхания, горения, гниения и других процессов. В природе существует кругооборот кислорода.

Кислород существует в виде двух аллотропных модификаций – кислорода (диксилорода) и озона – О₃. Кислород является сильным окислителем, окисляет многие металлы до оксидов или пероксидов, в которых проявляет степень окисления -1.

Еще более сильным окислителем является озон. Озоновый слой в верхних слоях атмосферы защищает Землю от губительных УФ лучей. В нижних слоях атмосферы наличие озона опасно для здоровья, так как он токсичен. О₃ получают электрическим разрядом в сухом воздухе и электролизом воды, его используют для обеззараживания воды.

Кислород входит в огромное число неорганических и органических соединений, в частности в оксиды и гидроксиды. Оксиды подразделяют на кислотные, основные, амфотерные и нейтральные. Оксиды неметаллов и d-элементов высокой степени окисления имею кислотный характер. Оксиды металлов с низкой степенью окисления – основные. Амфотерные оксиды образуют такие металлы, как алюминий, свинец, олово, хром, бериллий и др. Нейтральные оксиды, например СО и NO, не реагируют с водой, кислотами и основаниями.

Кроме оксидов, кислород образует пероксиды. Пероксид водорода – голубоватая жидкость, молекулы связаны водородными связями, сильный окислитель. Пероксид водорода неустойчив: разлагается на кислород и воду. В концентрированном виде в присутствии катализаторов разлагается со взрывом. Применяется для отбеливания, обеззараживания воды, как антисептик.

2.2. Сера, селен, теллур и их соединения. При обычных условиях это твердые вещества. Селен и теллур встречаются в виде селенидов и теллуридов металлов, их применение основано на увеличении электропроводимости под действием света (фотопроводимости), соответственно, их используют фотоэлементах и т.п. Селен в очень небольших количествах необходим человеку, при более высоких концентрациях он ядовит. Еще более токсичны его соединения, а также теллур и его соединения.

В природе существуют залежи самородной серы, сульфидные руды и сульфаты (в морской воде). Сера входит в состав белков, горючих ископаемых: углей, нефти и природного газа. Она существует в виде двух модификаций: желтой ромбической и более темной моноклинной. Сера применяется в основном для производства серной кислоты, для вулканизации резины и др.

Водородное соединение серы – сероводород H₂S токсичный (ПДК 10 мг/м³) газ с очень неприятным запахом. Его водный раствор является слабой кислотой. Очень токсичны и очень неприятно пахнут H₂Se и H₂Te.

К кислородным соединениям серы относятся ее ди- и триоксиды. Диоксид серы образуется при обжиге сульфидных руд. Это бесцветный газ с резким удушливым запахом, водный раствор – слабая сернистая кислота. Диоксид серы как восстановитель применяется для отбеливания тканей, обработки фруктов при их хранении, а как окислитель – в литиевых источниках тока.

При дальнейшем окислении диоксид переходит в триоксид, который при растворении в воде образует сильную серную кислоту. Подобный процесс осуществляется в природе и вызывает кислотные дожди.

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При приготовлении раствора следует приливать кислоту в воду, а не наоборот, из-за опасности разбрызгивания при бурной реакции. Серная кислота применяется в основном для получения удобрений, других химических продуктов и др.

3. Свойства галогенов. Галогены – солероды. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод, астат (радиоактивен, не имеет практического применения). При обычных условиях фтор и хлор – газы бледно-желтого и желто-зеленого цветов, бром – коричневая жидкость, а йод серо-коричневые кристаллы. В земной коре наиболее распространены хлор и фтор. Галогены – сильные окислители, с ростом порядкового номера окислительная способность снижается. Галогены окисляют многие металлы. Фтор окисляет все неметаллы, кроме азота и благородных газов, хлор – серу и фосфор. Все галогены токсичны.

С водородом галогены образуют устойчивые соединения – галогеноводороды. Их водные растворы – кислоты, причем HF – слабая кислота, а HCl, HBr, HI – сильные кислоты, реагирующие со всеми активными металлами.

Фтор применяется для получения фтороуглеродов, полимерный фтороуглерод – фторопласт химически и термически стоек. Хлор идет на производство хлорорганических соединений, полимеров, используется для отбеливания и дезинфекции.

⇐ Предыдущая 12