Кислородные соединения серы

SO₂ – оксид серы(IV), бесцветный газ с удушливым запахом, легко превращающийся в жидкость, ядовит. При растворении в воде образует сложную равновесную систему: SO₂+H₂O ; H₂SO₃ ; H⁺+HSO .

Сернистая кислота сильнее угольной (K_a(H₂SO₃)=1,6610^–2, K_a(H₂СO₃)=4,2610^–7). Растворимые соли (сульфиты и гидросульфиты щелочных металлов) сернистой кислоты гидролизуются в водных растворах по аниону.

В силу нестабильности степени окисления +4 соединения серы проявляют сильные восстановительные свойства. Окислительные свойства соединения серы (IV) проявляют только с сильными восстановителями.

При сжигании угля, нефтяного мазута выделяется SO₂, который далее образует сернистую и серную кислоты:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃; 2SO₂ + 2H₂O + O₂ = 2H₂SO₄

Наличие в атмосфере кислотных продуктов, высокая влажность воздуха, инверсия температуры в приземном слое и отсутствие ветра приводят к образованию токсического смога, который чаще всего образуется зимой. Так, например, при концентрации SO₂ в воздухе 0,5 мг/м³ заболеваемость бронхитом у населения составляет 6%, а при 5 мг/м³ – 100%.

SO₃ – оксид серы(VI), летучая жидкость, активно поглощает воду, образуя сильную серную кислоту. Соли серной кислоты(сульфаты, гидросульфаты) не гидролизуются.

Серная кислота - вязкая маслянистая жидкость без запаха и цвета – активный окислитель. Гидратация H₂SO₄ сопровождается выделением большого количества тепла за счет образования гидратов, наиболее прочный из которых H₂SO₄Н₂О.

Применение серы и ее соединений в медицине

1. Очищенная мелкодисперсная сера применяется наружно в 15-20% мазях и присыпках при лечении псориаза, себореи, чесотки и внутрь в качестве слабительного и отхаркивающего средства. Она взаимодействует с органическими веществами, образуя сульфиды и пентатионовую кислоту, которые оказывают противомикробное и противопаразитарное действие.

2. Радиоактивная сера и меченные ею соединения используются в экспериментальной медицине в качестве индикаторов.

3. Сероводородные (H₂S) ванны благоприятно влияют на организм при различных заболеваниях.

4. Большое распространение получили производные моноамида серной кислоты – сульфаниламидные препараты: стрептоцид, норсульфазол, сульфадиметаксин, сульфамонометоксин, фталазол и др., обладающие антибактериальной активностью.

5. Пентагидрат тиосульфата натрия Na₂S₂O₃5H₂O применяется, как противоядие при отравлениях цианидами, синильной кислотой, солями тяжелых металлов, иодом.

6. Тиосульфат натрия Na₂S₂O₃ в виде 30% раствора применяется как антисептическое средство при аллергических заболеваниях, артритах, невралгиях, красной волчанке. Наружно тиосульфатом лечат чесотку, грибковые заболевания.

При подкислении водных растворов тиосульфата образуются сера и оксид серы(IV)

Na₂S₂O₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + S + H₂O

Эта реакция лежит в основе метода лечения чесотки по Демьяновичу: сначала в кожу втирается раствор Na₂S₂O₃, а затем раствор HCl. Образующиеся при этом продукты реакции (SO₂ и S) оказывают противопаразитарное действие.

Na₂S₂O₃ используется при отравлении цианидами, т.к. окисляет цианид-анион в значительно менее ядовитый тиоцианат-анион:

KCN + Na₂S₂O₃  Na₂SO₃ + KNCS

Со многими ионами-токсикантами: кадмия, меди(I), ртути(II), свинца(II), серебра – тиосульфат-анион образует прочные комплексы и малорастворимые нетоксичные соединения, поэтому он используется как универсальный антидот: Hg²⁺ + 4S₂O  [Hg(S₂O₃)₄]^6–;

Pb²⁺ + S₂O + H₂O = PbS  + SO + 2H⁺.

7. Серная кислота H₂SO₄ применяется как противоядие при отравлениях солями бария и свинца, для подкисления микстур. Определение сульфатов в моче позволяет судить о процессах гниения белков в кишечнике.

Концентрированная серная кислота оказывает прижигающее действие путем дегидратации поверхностных элементов с образованием плотного струпа (коагуляционный некроз).

8. В медицине широкое применение нашли различные сульфаты: Na₂SO₄10H₂O – глауберова соль, CaSO₄2H₂O – гипс, 2CaSO₄H₂O –алебастр, MgSO₄7H₂O, BaSO₄, CuSO₄, ZnSO₄, FeSO₄7Н₂О – железный купорос, KАl(SO₄)₂12H₂О –алюмокалиевые квасцы.

9. Унитиол и сукцимер

называют антидотами. Они используются при отравлениях мышьяком, ртутью, кадмием, свинцом, хромом, кобальтом и некоторыми радиоактивными элементами, т.к. являясь мягкими основаниями, связывают мягкие кислоты – ионы токсичных металлов, согласно принципу ЖМКО, в прочные комплексные соединения, которые затем выводятся с мочой из организма, например:

… Если в лаборатории разлили ртуть (возникла опасность отравления ртутными парами!), её первым делом собирают, а те места, из которых серебристые капли не извлекаются, засыпают порошкообразной серой. Ртуть и сера вступают в реакцию даже в твёрдом состоянии – при простом соприкосновении. Образуется кирпично-красная киноварь – сульфид ртути – химически крайне инертное и безвредное вещество.

Издавна использовалась сера в медицине – ее пламенем окуривали больных, ее включали в состав различных мазей для лечения кожных заболеваний.

Все сульфамидные препараты – сульфидин, норсульфазол, сульфадимезин, стрептоцид и другие подавляют активность многочисленных микробов. Все эти лекарства – органические соединения серы. Многие антибиотики можно рассматривать как органические производные серы, в частности, сера входит в состав пенициллина. Мелкодисперсная элементарная сера – основа мазей, применяемых при лечении заболеваний кожи.

Азот

А зот, N , в ПСЭ находится во 2-ом периоде, V-A группе.

Азот открыт в 1772 шотландским ученым Д. Резерфордом в составе продуктов сжигания угля, серы и фосфора как газ, непригодный для дыхания и горения («удушливый воздух») и в отличие от CO₂ не поглощаемый раствором щелочи. Вскоре французский химик А. Л. Лавуазье пришел к выводу, что «удушливый» газ входит в состав атмосферного воздуха, и предложил для него название «azote» (от греч. azoos — безжизненный). В 1784 английский физик и химик Г. Кавендиш установил присутствие азота в селитре (отсюда латинское название азота, предложенное в 1790 французским химиком Ж. Шанталем).

Электронная конфигурация атома: 1s²2s²2p³. Электронное строение атома азота позволяет ему образовывать три ковалентные связи по обменному механизму за счет трех неспаренных электронов (2p³) и связь по донорно-акцепторному механизму за счет донорной пары (2s²) электронов. Характерные степени окисления атома азота:

со –3 –2 –1 +1 +2 +3 +4 +5

NH₃, N₂H₄, NH₂OH, N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅

В метаболитах атомы азота связаны с атомами водорода, углерода и имеют степень окисления –3. Азот является обязательной составной частью белка (15-17,6%), витаминов, гормонов и других биологически активных соединений.

Для атома азота характерна высокая электроотрицательность (ЭО = 3,1), поэтому азотсодержащие связи полярны. Азот образует довольно прочные ковалентные связи, способные под влиянием ферментов легко разрываться, создавая условия для биохимических реакций. Жизненно важными соединениями являются -аминокислоты – структурные единицы белков. Между атомами азота в молекуле образуется тройная связь NN. Прочность связи очень высокая, реакционная способность вследствие этого низкая. Азот не горит и не поддерживает горения других веществ, напротив, он является конечным продуктом окисления других азотсодержащих веществ.

Азот – газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде и органических растворителях. Содержание в воздухе – 78 об%. Азот хорошо растворяется в биологических жидкостях. Избыток его в крови в условиях повышенного давления может быть причиной развития кессонной болезни (водолазы, космонавты).

Последовательные стадии утилизации атмосферного азота связаны с деятельностью нитрифицирующих бактерий и состоят в следующем:

N₂ NH₃ NO HNO₃