Общая характеристика s элементов. S-Элементы. Вступают в реакции с большинством элементов
учитель химии: Итемгенова Шолпан Тлеужановна
2015 г.
Открытый урок 10 класс
Тема: Общая характеристика s – элементов.
Цель урока: Обобщить и систематизировать знания об щелочных и щелочноземельных металлах.
Задачи урока:
Образовательная: Дать общую характеристику щелочных и щелочноземельным металлам по двум формам существования химических элементов: атом, простое вещество. Продолжить развитие умения характеризовать химические элементы по их положению в периодической таблице. Опираясь на знания зависимости свойств металлов от строения их атомов, предсказать характерные химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов. Познакомить учащихся с применением соединений I и II группы главной подгруппы в быту и производстве.
Развивающая : Развитие умения логически рассуждать, обобщать и делать выводы из полученных знаний, умения слушать своих товарищей.
Воспитательная: Развитие познавательного интереса, коммуникативных качеств, уверенности в своих силах, умения действовать самостоятельно, воспитание культуры умственного труда.
Тип урока: комбинированный.
Методы и методические приёмы: объяснительно – иллюстративный, проблемное изложение, частично –поисковый, видеометод.
Оборудование и реактивы : компьютер, презентация урока, видео-опыты «Взаимодействие натрия с водой», « Демонстрация цезия», щелочные и щелочноземельные металлы, соли щелочных и щелочноземельных металлов, спиртовка, спички, железные ложки, коллекция горных пород и минералов, инструкции по ТБ, карточка с инструкцией по выполнению заданий по группам.
Модуль1 - (новые подходы в преподавании и обучении).
Модуль 2- (обучение критическому мышлению).
Модуль 3 –(оценивание для обучения и оценивание обучения).
Модуль 4- (использование ИКТ в преподавании и обучении).
Модуль 5 - (обучение талантливых и одаренных учеников)
Модуль 6- (преподавание и обучение в соответствии с возрастными особенностями учеников)
Модуль 7 – (управление и лидерство в обучении)
Девиз урока У. Рамзай:
«Природа окружает нас загадками, и попытка их решения,
принадлежит к величайшим радостям жизни».
Ход урока
Этапы урока
Деятельность учителя
Деятельность ученика
Организационный момент. Психологический настрой учащихся.
(2 мин)
Наличие учебных материалов, школьных принадлежностей; на столах разложены: оценочные листы, тесты, карточки – инструкции, инструкции по ТБ, фломастеры, плакаты. Раздача жетонов (красный, зелёный и жёлтый). Вступительное слово учителя.
Приветствуют учителя, настраиваются на работу, заполняют лист оценивания.
Отвечают на вопросы:
Какими свойствами обладали металлы?
Вызов.
Актуализация знаний учащихся (Знаю).
(7 мин)
Проблемные вопросы:
Почему же металлы заняли такое важное место в нашей жизни, в нашей истории, в нашей культуре?
Какие удивительными свойствами они обладают?
Почему они нашли такое широкое применение?
В чём заключается особенности их строения?
Сообщение темы урока. Выяснения степени усвоения заданного на дом материала. Приложение 1 (тест).
Развитие коммуникативных способностей, умение самооценивания, взаимооцениваниея.
Взаимоопрос.
Заполнение оценочного листа.
Запись в тетрадях темы урока. Самостоятельное формирование цель урока.
Индивидуальная работа, ответы на тестовые вопросы.
( взаимопроверка по ключу на слайде).
Осмысление
Введение новых знаний
(Хочу знать).
(27 мин)
Разделение класса на три группы по цвету жетона. Организация и направление познавательной деятельности учащихся.
Исследовательская беседа.
Кумулятивная беседа.
Защита работ групп
Модуль 1,2,7
Приложение 2.
Познавательно – преобра-зующая деятельность, самостоятельная работа, работа с карточкой – инструкцией по теме, работа с учебником, нахождение нужной информации, анализ, установление причино-следственной связи между строением, свойством и применением данных веществ. Углубление знаний, творческое исследование, самоорганизация, наблюдение, выводы.
Закрепление нового материала (5 мин)
Задание закончить уравнение реакции.
Качественные реакции на соли ЩМ и ЩЗМ.
Решите задачу.
Закрепить у учащихся те знания и умения, которые необходимы для самостоятельной работы по данной теме.
Составить уравнение реакции, осуществить превращение, решить задачу. Приложение 3
(работа по карточкам или у доски)
Домашнее задание
(1 мин)
Упражнения 4, 13 выполняют все, дополнительно на «4» - упр.6,7 стр. 154 и упр. 5,6,14 стр.162-163 на «5».
Записывают домашнее задание: параграфы 5.1 -5.4 и упражнения.
Подведение итогов урока. Рефлексия.
(3 мин)
Собрать оценочные листы. Проанализировать, дать оценку учащимся о достижении цели урока.
Участвуют в оценивании работы на уроке. Участвуют в рефлексии.
Что нового Вы узнали сегодня на уроке?
Пригодятся ли полученные знания в вашей жизни? (примеры)
Дополнительный материал к уроку.
Оценочный лист
Ф.И. учащегося _________________________________________________________________
Класс _____________
Этапы урока
Количество баллов
Экспресс - опрос
Тест «Металлы»
Работа в группе «Общая характеристика щелочных и щелочноземельных металлов».
Общее количество баллов
Оценка за урок
Тест:
Вариант 1.
1. Характерные свойства большинства металлов
A ) низкая электропроводность; B ) высокая электропроводность;
C ) способность отдавать электроны и образовывать катионы;
D ) способность принимать электроны и образовывать анионы; E ) пластичность.
2. Название промышленного метода получения металлов, основанного на вытеснении более активным металлом из растворов их солей.
A ) алюмотермия; B ) гидрометаллургия; C) пирометаллургия;
D) электролиз; E ) электрометаллургия.
3. Благодаря какому свойству серебро используется для создания зеркальных поверхностей?
А) лучший электропроводник; В) бактерицидное свойства; C ) пассивный металл;
D ) высокая отражательная способность покрытия; E ) лёгкий.
4. С водными растворами щелочей взаимодействуют
A ) магний; B ) железо; C) цинк; D) медь; E ) алюминий.
5. Установите соответствие между левой и правой частью схемы уравнения реакции:
1) Са + Н 2 О = А) MgO + H 2
2) Mg + H 2 O = B ) MgCl 2 + H 2 O
3) Mg + HCl = C ) MgCl 2 + H 2
Д) Mg ( OH ) 2 + H 2
Е) Ca ( OH ) 2 + H 2
Вариант 2
1. Название промышленного метода получения металлов, основанный на получении металлов при высокой температуре?
А) алюмотермия; B ) гидрометаллургия; C ) пирометаллургия;
D ) электролиз; E ) электрометаллургия.
2. В периодической системе химических элементов металлические свойства увеличиваются:
A) в периодах с увеличением порядкового номера элементов;
B) в периодах с уменьшением порядкового номера элементов;
C) в главных подгруппах с увеличением порядкового номера элементов;
D) в главных подгруппах с уменьшением порядкового номера элементов;
C ) в побочных подгруппах с уменьшением порядкового номера элементов.
3. Взаимодействуют с разбавленными серной и соляной кислотами с выделением водорода металлы, которые:
A ) стоят в ряду напряжений до водорода; B ) стоят в ряду напряжений после водорода;
C) располагаются в подгруппе лития; D) располагаются в подгруппе меди;
E ) располагаются в подгруппе бериллия.
4. При обработке смеси порошков меди и железа (III) соляной кислотой образуются:
А ) CuCl 2 B) FeCl 2 C) FeCl 3 D) Cl 2 E) H 2 O
5. Какой металл используется для изготовления пищевой посуды и пищевой фальги?
А) железо; B ) цинк; C ) серебро; D ) алюминий; E ) ртуть.
Приложение 2.
Карточка – инструкция
s-, р-Элементы расположены в главных подгруппах периодической системы Д.И. Менделеева (подгруппа А). Каждый период начинается двумя s - элементами, а шесть последних (кроме первого периода) – это р- элементы. У s- и р - элементов валентными являются электроны и орбитали внешнего слоя атома. Число внешних электронов равно номеру группы (кроме и ). При участии в образовании связей всех валентных электронов элемент проявляет высшую степень окисления, которая численно равна номеру группы. Энергетически более стабильны соединения, в которых элементы нечетных групп проявляют нечетные степени окисления, а элементы четных групп – четные степени окисления (табл. 8).
s- Элементы . Атомы s 1 элементов имеют на последнем уровне единственный электрон и проявляют степень окисления только +1, являются сильными восстановителями, самыми активными металлами. В соединениях преобладает ионная связь. С кислородом образуют оксиды . Оксиды образуются при недостатке кислорода или косвенно, через пероксиды и супероксиды (исключение ). Пероксиды и супероксиды – сильные окислители. Оксидам соответствуют сильные растворимые основания – щелочи , поэтому s 1 элементы называют щелочными металлами . Щелочные металлы активно реагируют с водой по схеме: . Соли s 1 металлов как правило хорошо растворимы в воде.
s-Элементы II группы проявляют степень окисления +2. Это тоже довольно активные металлы. На воздухе окисляются до оксидов , которым соответствуют основания . Растворимость и основной характер оснований возрастают от к . Соединение проявляет амфотерные свойства (табл. 8, 9). Бериллий с водой не реагирует. Магний взаимодействует с водой при нагревании, остальные металлы реагируют по схеме: , образуя щелочи и называются щелочноземельными.
Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы из-за высокой активности не могут находиться в атмосфере и хранятся в специальных условиях.
При взаимодействии с водородом s-элементы образуют ионные гидриды, которые в присутствии воды подвергаются гидролизу:
р-Элементы содержат на последнем уровне от 3 до 8 электронов. Большинство р-элементов – неметаллы. У типичных неметаллов электронная оболочка близка к завершению, т.е. они способны принимать электроны на последний уровень (окислительные свойства). Окислительная способность элементов увеличивается в периоде слева направо, а в группе – снизу вверх. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород, хлор, бром. Неметаллы могут проявлять и восстановительные свойства (кроме F 2), например:
; 
Преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, германий, фосфор, астат, теллур. Примеры соединений с отрицательной степенью окисления неметалла: бориды, карбиды, нитриды, сульфиды и др. (табл. 9).
В определенных условиях неметаллы реагируют между собой, при этом получаются соединения с ковалентной связью, например . С водородом неметаллы образуют летучие соединения (искл. ). Гидриды VI и VII группы в водных растворах проявляют кислотные свойства. При растворении в воде аммиака , образуется слабое основание .
р-Элементы, расположенные левее диагонали бор – астат, относятся к металлам. Их металлические свойства выражены гораздо слабее, чем у s-элементов.
С кислородом р-элементы образуют оксиды. Оксиды неметаллов имеют кислотный характер (искл. - несолеобразующие). Для р-металлов характерны амфотерные соединения.
Кислотно-основные свойства изменяются периодически, например, в III периоде:
| оксиды | |||||
| гидроксиды | |||||
| характер соединений | амфотерный | слабая кислота | кислота средней силы | сильная кислота | очень сильная кислота |
Многие р-элементы могут проявлять переменную степень окисления, образуя оксиды и кислоты разного состава, например:
Кислотные свойства усиливаются с увеличением степени окисления. Например, кислота сильнее , сильнее , – амфотерный, - кислотный оксид.
Кислоты, образованные элементами в высшей степени окисления являются сильными окислителями.
d-Элементы называются так же переходными. Они расположены в больших периодах, между s- и р-элементами. У d-элементов валентными являются энергетически близкие девять орбиталей.
На внешнем слое находятся 1-2 э 
лектрона (ns), остальные расположены в предвнешнем (n-1)d слое.
Примеры электронных формул: .
Подобное строение элементов определяет общие свойства. Простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами . Это объясняется наличием одного или двух электронов на внешнем уровне.
Наличие в атомах d-элементов частично заполненных d-орбиталей обусловливает у них разнообразие степеней окисления . Почти для всех из них возможна степень окисления +2 – по числу внешних электронов. Высшая степень окисления отвечает номеру группы (исключение составляют железо, элементы подгруппы кобальта, никеля, меди). Соединения с высшей степенью окисления более устойчивы, по форме и свойствам сходны с аналогичными соединениями главных подгрупп:
Оксиды и гидроксиды данного d-элемента в разных степенях окисления имеют различные кислотно-основные свойства. Наблюдается закономерность: с ростом степени окисления характер соединений изменяется от основного через амфотерный к кислотному . Например:
| степень окисл. | |||
| оксиды | |||
| гидроксиды | |||
| свойства | основные | амфотерные | кислотные |
Вследствие разнообразия степеней окисления для химии d-элементов характерны окислительно-восстановительные реакции. В высших степенях окисления элементы проявляют окислительные свойства, а в степени окисления +2 – восстановительные. В промежуточной степени соединения могут быть и окислителями, и восстановителями.
d-Элементы имеют большое количество вакантных орбиталей и поэтому являются хорошими комплексообразователями, соответственно входят в состав комплексных соединений. Например:
– гексацианоферрат (III) калия;
– тетрагидроксоцинкат (II) натрия;
– хлорид диамминсеребра(I);
– трихлоротриамминкобальт.
261. Опишите лабораторные и промышленные способы получения водорода. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Почему? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль а) окислителя; б) восстановителя.
262. Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих строительных материалов? Чем обусловлены их вяжущие свойства?
263. Какие соединения называют негашеной и гашеной известью? Составьте уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется при прокаливании негашеной извести с углем? Что является окислителем и восстановителем в последней реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения.
264. Напишите химические формулы следующих веществ: каустическая сода, кристаллическая сода, кальцинированная сода, поташ. Объясните, почему водные растворы всех этих веществ можно применять как обезжиривающие средства.
265. Написать уравнение гидролиза пероксида натрия. Как называют раствор пероксида натрия в технике? Сохранит ли раствор свои свойства, если его прокипятить? Почему? Написать соответствующее уравнение реакции в электронном и молекулярном виде.
266. На каких свойствах алюминия основано его применение а) в качестве конструкционного материала; б) для получения газобетона; в) в составе термитов при холодной сварке. Записать уравнения реакций.
267. В чем проявляется агрессивность природной и технической воды по отношению к алюминию и глиноземистому цементу? Составить соответствующие уравнения реакций.
268. Какие соединения называют карбидами? На какие группы их делят? Напишите уравнения реакций взаимодействия карбидов кальция и алюминия с водой, где они находят применение?
269. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Что такое агрессивная углекислота?
270. Почему в технике олово растворяют в соляной кислоте, а свинец в азотной? Написать соответствующие уравнения реакций в электронном и в молекулярном виде.
271. Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:
Где применяются данные вещества в технике?
272. Составьте молекулярные и электронные уравнения реакций взаимодействия аммиака и гидразина с кислородом, где применяются эти реакции?
273. Какие свойства проявляет в окислительно-восстановительных реакциях серная кислота? Напишите в молекулярном и электронном виде уравнения следующих взаимодействий: а) разбавленной серной кислоты с магнием; б) концентрированной серной кислоты с медью; в) концентрированной серной кислоты с углем.
274. Для удаления диоксида серы из дымовых газов можно применить следующие методы: а) адсорбцию твердым оксидом магния; б) превращение в сульфат кальция реакцией с карбонатом кальция в присутствии кислорода; в) превращение в свободную серу. Какие химические свойства проявляет диоксид серы в этих реакциях? Напишите соответствующие уравнения. Где можно использовать полученные продукты?
275. Какими особыми свойствами обладает плавиковая кислота? Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:
Дайте название веществам. Где используются данные превращения?
276. При действии хлора на гашеную известь образуется хлорная известь. Напишите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель. Дайте химическое название полученному продукту, напишите его структурную формулу. Где используется хлорная известь?
277. Рассмотрите особенности d-элементов на примере марганца и его соединений. Ответ подтвердите уравнениями реакций. Для окислительно- восстановительных реакций составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
278. Какое основание более сильное или ? Почему? Какие свойства проявляет при сплавлении со щелочными и основными оксидами? Напишите несколько примеров получения таких соединений. Как называются образующиеся продукты?
279. Какие соли железа находят наибольшее практическое применение, где и для чего они используются? Ответ подтвердите уравнениями реакций.
280. Дайте названия веществам, составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:
для окислительно-восстановительных реакций составьте электронные уравнения, укажите окислитель, восстановитель. Какую среду необходимо поддерживать при осаждении гидроксида хрома(III)? Почему?
- (лат. elementa семантич. калька греч. , от ряд, собственно член ряда), термин антич. философии, первоначально «буквы» (алфавита), затем простейшие начала, элементы (ста рослав. транскрипция «стихии»). Уже атомисты (№ 240 Лу.) сравнивали… … Философская энциклопедия
Элементы, указывающие на наличие м ний и рудных тел. Являются важным поисковым признаком оруденения, когда основные рудообразующие металлы не дают одназначных выводов о ценности геохим. аномалии. Подразделяются на несколько гр.: 1) элементы,… … Геологическая энциклопедия
Составные части полезного ископаемого, представляющие интерес для промышленности. В Э. п. входят элементы главные и второстепенные, включая элементы примеси, элементы спутники и элементы легирующие. Геологический словарь: в 2 х томах. М.: Недра.… … Геологическая энциклопедия
Присутствующие в руде в низких и чрезвычайно низких содер., но существенно влияющие на промышленную ценность м ния. Обычно не определяют контура рудных залежей. При значительном скоплении Э. в. минимальное бортовое содер. главных полезных… … Геологическая энциклопедия
ЭЛЕМЕНТЫ - ЭЛЕМЕНТЫ (лат. elementa семантическая калька греч. στοιχεία, от στοίχος ряд, собств. член ряда), термин античной философии, первоначально «буквы» (алфавита), затем простейшие начала, элементы (старославянская транскрипция «стихии»). Уже… … Античная философия
Элементы Юнга Юциса Мёрфи (также элементы Юциса Мёрфи) элементы групповой алгебры симметрической группы, определяемые как суммы транспозиций: Элементы попарно коммутируют (более того, элемент коммутирует со всеми… … Википедия
Химические элементы, присутствующие в минералах других элементов в виде изоморфных примесей или тонких механических включений; иногда извлекаются в качестве попутных или даже основных (напр., золото из пирита) компонентов. В число элементов… … Большой Энциклопедический словарь
- (a. chemical elements; н. chemische Elemente; ф. elements chimiques; и. elementos quimicos) составные части простых и сложных тел, представляющие собой совокупность атомов c одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в … Геологическая энциклопедия
Второстепенные элементы в г. п. и рудах, образующие самостоятельные м лы. Многие из них имеют промышленное значение и путем обогащения могут выделяться в концентраты. См. Элементы второстепенные. Геологический словарь: в 2 х томах. М.: Недра. Под … Геологическая энциклопедия
- № 105 110 сверхтяжёлые искусственно полученные радиоакт. хим. элементы. Элементы с ат. номером 104 110 наз. т р а н с а к т и н о и д н ы м и. Элемент № 105 (нуклид с массовым числом А= 261, T1/2=1,6 с) получен в 1970 в Дубне группой Г. H.… … Физическая энциклопедия
Характеризующие его как боевую единицу следующие: элементы нападения артиллерия, торпеда, мина, глубинные бомбы и т. д.; элементы защиты броня, противоминная защита, противохимическая защита; маневренные элементы скорость хода, поворотливость,… … Морской словарь
Книги
- , Мирамс Питер. «Элементы питания» – уникальное издание, высоко оцененное профессионалами мировой гастрономической индустрии и продвинутыми любителями со всех континентов. Безупречно структурированная и…
- Элементы питания. Визуальная энциклопедия , . "Элементы питания" – уникальное издание, высоко оцененное профессионалами мировой гастрономической индустрии и продвинутыми любителями со всех континентов. Безупречно структурированная и…
В S-семейство объединены 14 элементов, имеющих валентные электроны на внешнем S-подуровне. S-элементы - первые два элемента каждого периода, составляющие главных подгрупп I и II групп и лишь гелий находится в VIII главной подгруппе. Для элементов I А подгруппы электронная формула внешнего уровня ns 1 , а для II А - ns 2 . В главных подгруппах в направлении сверху вниз радиус атома увеличивается, величина энергии ионизации уменьшается, следовательно, химическая активность и восстановительные свойства возрастают. Для элементов I А и II А подгруппы характерная степень окисления +1 и +2. Для водорода возможна степень окисления -1, при взаимодействии его с металлами s-семейства, поскольку водород в этом случае обладает наименьшей восстановительной активностью.
Элементы II А подгруппы проявляют степень окисления +2 будучи в возбужденном состоянии атома, при этом происходит гибридизация по типу SP, определяющей линейную структуру соединений.
Основными биоэлементами из s-семейства являются натрий, калий, магний и кальций, относятся к «металлам жизни». Биоэлементы в организме находятся в виде катионов со степенью окисления +1 и +2.
Ниже представлена более подробная характеристика биологического действия важнейших S-элементов.
Калий. Количество калия в организме зависит от возраста и пола. В среднем содержание калия в организме взрослого человека составляет около 0,23 % от общей массы тела (140 –180 г). Калий депонируется в организме (3-4 г ежедневно). Максимальное накопление отмечается у молодых мужчин, минимальное – у пожилых женщин. Калий распространен по всему организму. Основным депо являются мышцы, в которых сосредоточено до 80% внутриклеточного калия в концентрации 160 ммоль/л. Остальная часть внутриклеточного калия находится в печени, костях и эритроцитах. В тканях организма калий находится в следующих соотношениях: 0,4% - плазма крови, 1% -межклеточная жидкость и лимфа, 1%-трансцеллюлярная жидкость, 89,6% -внутриклеточная жидкость, 7,6% -костная ткань, 0,4% -плотная соединительная ткань и хрящ.
Калий является жизненно необходимым макроэлементом, локализованным преимущественно внутри клетки - 98% и во внеклеточной жидкости - 2%. Концентрация ионов К + внутри клетки в 35 раз выше, чем вне её, а концентрация ионов Na + во внеклеточной жидкости в 15 раз больше, чем внутри клетки. Поддержание такого неравномерного распределния этих ионов требует больших затрат энергии, поскольку перенос ионов через мембрану происходит против градиента их концентраций. Это реализуется с помощью калий-натриевого насоса, который за счет экзэргонической реакции гидролиза одной молекулы АТФ выводит три катиона натрия из клетки, а два катиона калия направляет внутрь клетки.
КАЛИЙ-НАТРИЕВЫЙ НАСОС
АДФ + НРО 4 2-
Вследствие дисбаланса переносимых электрических зарядов внутренняя поверхность мембраны заряжается отрицательно, а внешняя – положительно. Ионы К + и Na + активируют аденозинтрифосфатазу (АТФ-аза) клеточных мембран, обеспечивающую энергией калий-натриевый насос. Активация других ферментов за счет ионов К + и Na + заключается в поддержании фермента в функционально активном состоянии. Эти ионы оказывают существенное влияние на деятельность центральной нервной системы (ЦНС). Для оценки гомеостаза калия в организме используется содержание его в плазме крови (внутрисосудистый пул), который поддерживается у взрослого человека на уровне 3,5-5,0 ммоль/л. Изменения этого показателя достоверно отражают сдвиги содержания калия как в межклеточной жидкости, так и в клетках тканей. Состояние гипокалиемии отмечается при снижении калия ниже 3,5-3,8 ммоль/л и связано с увеличением потерь калия, например, при использовании диуретиков, кроме калийсберегающих. Гипокалиемия наблюдается при некоторых заболеваниях (диарея, рвота, гиперальдостеронизм и др.). Состояние гипокалиемии характеризуется усталостью, апатией, астенией, мышечной слабостью, сонливостью, парезами кишечника, и аритмиями (тахикардией), сопровождается метаболическим алкалозом. У детей гипокалиемия на фоне выраженного алкалоза приводит к задержке роста и развития. Гиперкалиемия, напротив, способствует ацидозу, связана с нарушением работы почек, сниженной продукцией альдостерона, наблюдается при гемолизе эритроцитов, некрозах тканей, злоупотреблении калий-содержащими препаратами (аспаркам, панангин и др.), калий-содержащими заменителями поваренной соли. При гиперкалиемии отмечается раздражительность, беспокойство, тошнота, непроходимость кишечника. Опасность для жизни представляет осложнение проводящей системы сердца, способного вызвать его остановку.
Ионы калия участвуют в поддержании кислотно – щелочного равновесия, водно – солевого баланса, нормального уровня кровяного давления, электрической активности мозга, функционировании нервной ткани, сокращении скелетных и сердечных мышц. Калий вызывает расширение сосудов внутренних органов и сужение периферических сосудов, что способствует усилению мочеотделения. Калий замедляет ритм сердечных сокращений и участвует в регулировании деятельности сердца.
Ионы калия - биологические антагонисты ионов натрия. Основными пищевыми источниками калия являются картофель, молочные продукты, мясо, курага, изюм, черный чай. Потребность в калии составляет 5 г/сутки. Калий депонируется в организме ежедневно в количестве 3-4 г, период полувыведения составляет 58 суток.
В медицине применяют несколько солей калия в качестве мочегонных и слабительных средств (ацетат калия, тартрат калия), широко используется йодистый, бромистый, марганцевокислый калий, аспарагинат, оротат, хлорид калия и другие соединения.
Натрий является основным внеклеточным ионом. Натрий обеспечивает постоянство осмотического давления биожидкостей (осмотического гомеостаза), в составе буферных систем регулирует рН внутренней среды организма в пределах физиологических норм. Ионы натрия оказывают влияние на деятельность ЦНС, участвуют в передаче нервных импульсов через мембраны нервных клеток. Ионы натрия поддерживают нормальную возбудимость мышечных волокон за счет активации Na-K-АТФ–азы. Хлорид натрия (NaCI) служит основным источником выработки соляной кислоты (НСl - желудочный сок). Избыток ионов натрия приводит к задержке жидкости в организме, что вызывает отеки, способствует повышению давления. Катионы Na + и K + в живых системах являются антагонистами. Ионы К + и Na + обеспечивают работу калий -натриевого насоса.
Для восполнения суточной потребности в натрии (»1 г) достаточно 200 г хлеба. Практика присаливания пищи, употребление чипсов, соленых орешков и др. продуктов приводит к избыточному потреблению натрия (4-10 г).
В медицине NaCI применяют в виде изотонического 0,9 % раствора при обезвоживании организма и как дезинтоксикационное средство, а также для промывания ран, глаз, слизистой оболочки носа, для поднятия осмотического давления крови, в виде гипертонического 3 -5 % раствора в хирургии для очищения ран. Гипертонический 10 % раствор применяют внутривенно при легочных, желудочных, кишечных кровотечениях, а также для усиления диуреза (осмотический диурез) и в качестве полосканий при заболеваниях горла. Тиосульфат натрия используется в медицине для детоксикации, гидрокарбонат (пищевая сода) служит компонентом искусственных минеральных вод и лимонадов и входит в состав препаратов, которые используются для нейтрализации повышенной кислотности желудочного сока.
Литий относится к ультромикроэлементам. Ионы лития легко проникают через биологические мембраны, более всего лития обнаружено в лимфоузлах, легких, в меньшей степени в печени, цельной крови, мышцах, мозге, костях, надпочечниках. Литий способствует высвобождению магния из клеточных депо и тормозит передачу нервного импульса, снижая возбудимость нервной системы.
Литий обладает психотропными свойствами. Его применяют при депрессии, агрессивности, наркомании. Литий способен предупреждать атеросклероз, болезни сердца, а также диабет, гипертонию. С пищей и водой в организм поступает примерно 100 мкг лития в сутки. Пищевыми источниками лития являются картофель и помидоры. Медицинское применение соединений лития ограничено. Соли лития (карбонат лития) используются при лечении маниакально – депрессивных психозов.
Кальций распределяется в организме неравномерно: около 99% приходится на костную ткань и лишь 1% содержится в других тканях. Однако этот 1% кальция играет исключительно важную метаболическую регуляторную функцию. Внутриклеточная концентрация кальция в 10 4 раз ниже его во внеклеточной жидкости и плазме крови. Это связано с тем, что именно кальций является ключевым внутриклеточным регулятором метаболизма. Ион Са 2+ функционирует как важнейший внутриклеточный сигнальный фактор (вторичный посредник), контролирующий наряду с органическими соединениями (в частности, ц-АМФ) процессы внутриклеточной сигнализации и управления функциями клетки. Кальций важен также для реализации межклеточных контактов, функционирования клеточных мембран, передачи нервного импульса и мышечного сокращения, регуляции сердечного ритма. Кальций. проявляют выраженное противовоспалительное и антиаллергенное действие, повышает возбудимость ЦНС, воздействует на функции эндокринных желез, усиливает действие вазопрессина, регулирующего тонус сосудов.. Поддержание физиологически низкой концентрации кальция внутри клетки (10 -7 ммоль/л) определяется нормальным функционированием кальциевых каналов и ионных насосов (Са ++ -АТФазы) клеточных мембран. Известно, что блокаторы кальциевых каналов и другие антагонисты кальция (магний, калий) препятствуют избыточному поступлению кальция внутрь клеток и повышению его внутриклеточной концентрации. При увеличении концентрации кальция в плазме крови его количество внутри клетки может снижаться, что связано с с активацией внеклеточным кальцием калиевых каналов (кальцийзависимых). Это приводит к гиперполяризации клеточной мембраны, обусловленной поступлением в клетки калия и как результат к блокаде кальциевых каналов. Снижение внутриклеточного кальция в клетках стенок сосудов обуславливает снижение сосудистого тонуса. Кальций – компонент каскадного механизма свертывания крови (активирует превращение протромбина в тромбин, фибриногена в фибрин, ускоряет агрегацию тромбоцитов). Уменьшение концентрации кальция в тромбоцитах препятствует тромбообразованию.
В костной ткани кальций находится в виде минерала гидроксиапатита Са 10 (РО 4) 6 (ОН) 2 , обеспечивающего прочность ногтей и зубов. Костная ткань выполняет функцию «депо» кальция в организме. Под действием кислот, вырабатываемых бактериями, может происходить растворение гидроксиапатита, что приводит к кариесу.
Са 10 (РО 4) 6 (ОН) 2 + 14Н + ¾® 10Са 2+ + 6Н 2 РО 4 - + 2Н 2 О
Недостаток кальция в организме вызывает судороги, у детей может развиваться рахит, у пожилых людей остеопороз. При избытке кальция возникает опасность остановки сердца, увеличивается свертываемость крови. Метаболизм кальция в организме регулируется паратгормоном (гормоном околощитовидных желез), кальцитонином (гормоном щитовидной железы), метаболитами кальциферолов (витаминами группы D). Паратгормон влияет на содержание кальция в крови. Недостаточное потребление кальция вызывает выделение паратгормона, который стимулирует выведение кальция из костной ткани в кровь, способствуя деминерализации костей (остеопороз, рахит). Одновременно паратгормон регулирует всасывание кальция в кишечнике и реасорбцию кальция в почках.
Суточная потребность в ионах кальция 0,8 – 1,5 г, у беременных 3 – 4 г. Значительное количество кальция присутствует в молочных продуктах, меньшее в огородной зелени, овощах, орехах и рыбе. Низкому усвоению и потере кальция способствует избыточное поступление фосфатов с пищей, прием высоких доз витамина А, противосудорожных и стероидных препаратов.
В медицине используют многие соединения кальция (хлорид, глюконат, оксид, цитрат, аспартат, доломит, глицерофосфат, комбинация солей кальция с витамином Д, карбонат). Кальций входит в состав витамина В 15.
Магний по содержанию его в организме занимает 4 место после К + , Na + , Са ++ , его количество достигает 140 г магния (0,2 % от массы тела). Главное депо магния находится в костях (60%), из этого количества (20-30)% может быть при необходимости мобилизовано для поддержания магниевого гомеостаза организма.
Магний является важнейшим внутриклеточным элементом. Он участвует в обменных процессах совместно с калием, натрием, кальцием. Магний является кофактором многих сотен ферментативных реакций. Магний принимает участие в метаболизме углеводов, высших жирных кислот, аминокислот, влияет на важнейшие стадии биосинтеза белка, биосинтеза нуклеотидов и нуклеиновых кислот.
Нормальный уровень магния в организме необходим для обеспечения энергетики жизненно важных процессов, регуляции нервно – мышечной проводимости, тонуса гладкой мускулатуры (сосудов, кишечника, желчного и мочевого пузыря и т. д.). Магний стимулирует образование белков, снижает возбуждение в нервных клетках. Магний участвует в процессах генерации и использования энергии, поскольку аккумулятором и и источником энергии любой клетки является макроэргическая молекула аденозинтрифосфат (АТФ), функционирующая в виде соли АТФ-Мg. Именно поэтому, чем выше метаболическая активность клетки, тем выше потребность в магнии. Магний и кальций антагонисты, эти два элемента легко вытесняют друг друга из соединений.
Магний поступает в организм с пищей и водой. Суточная потребность в магнии (400-600 мг) равна половине потребности в кальции, выполнение этого соотношения физиологически обосновано. Особенно богата магнием растительная пища, что связано с нахождением магния в структуре хлорофилла. В медицине препараты магния применяют для снижения нервной возбудимости, в качестве препаратов седативного, а также гипотензивного действия, официальных антиаритмических средств. При ишемической болезни сердца магний используют для расширения сосудов, улучшения кислородного обеспечения миокарда, снятия кардоспазма. Карбонат магния, оксид магния применяют при повышенной кислотности желудочного сока. Сульфат магния применяют в качестве слабительного, желчегонного и болеутоляющего средства при спазмах желчного пузыря. Раствор сернокислого магния используют также как противосудорожный препарат, как антиспастическое средство при задержке мочеиспускания, бронхиальной астме, гипертонической болезни.
Стронций является токсичным ультромикроэлементом. В организме взрослого человека находится около 320 мг стронция. Наибольшее количество его в костях (99 %), меньше в лимфатических узлах, легких, яичниках, печени и почках. В организм поступает с растительной пищей, также содержится в костях и хрящах. При избыточном поступлении стронция возникает «стронциевый рахит» или «уровская болезнь», повышенная ломкость костей за счет замещения ионов кальция на стронций в костной ткани. Это эндемическое заболевание, впервые обнаруженное у населения, проживающего у реки Уров в Восточной Сибири. Образующийся при ядерных взрывах радиоактивный изотоп 90 Sr вызывает лучевую болезнь. Он поражает костную ткань и особенно костный мозг. Накапливание 90 Sr в атмосфере и организме человека способствует развитию лейкимии и рака костей.
Барий является токсичным ультрамикроэлементом. Механизм токсического действия солей бария заключается в том, что ионы бария, имея одинаковый радиус с ионом калия, конкурируют с ним в биохимических процессах. Концентрируется барий преимущественно в сетчатке глаза. Ионы бария могут проникать и в костные ткани, вызывая эндемические заболевания (например, болезнь па – пинг). В медицине для рентгеновской диагностики заболеваний пищеварительного тракта применяют сульфат бария. Он не подвергается гидролизу, не растворяется в соляной кислоте желудочного сока, вследствие чего не проявляет токсического действия при приеме внутрь, но способен сильно поглощать рентгеновские лучи.
Бериллий относится к группе токсических ультрамикроэлементов. В организм поступает как с пищей, так и через легкие. Общее количество в теле взрослого человека колеблется от 0,4 до 40 мкг. Бериллий постоянно присутствует в крови, костной и мышечной ткани, легких, печени, лимфатических узлах, костях, миокарде. Бериллий принимает участие в регуляции фосфорно – кальциевого обмена, поддержании иммунного статуса организма. Все соединения бериллия ядовиты. Тканями – мишенями для бериллия являются слизистые оболочки человека, а также кожные покровы. В результате избыточного поступления солей бериллия в организм возникает заболевание «бериллиевый рахит». Бериллий является антагонистом магния, поэтому при отравлении солями бериллия вводят избыток солей магния.
Лекция 1
ТЕМА : S элементы
Вопросы, изучаемые на лекции:
- Водород. Общая характеристика. Особенности положения в ПСЭ.
- Химические свойства водорода.
- Вода, ее физические и химические свойства.
- S элементы I группы. Общая характеристика щелочных металлов.
- Нахождение в природе и получение щелочных металлов.
- Физические и химические свойства щелочных металлов.
- Общая характеристика S элементов П группы.
- Особые свойства бериллия.
- Нахождение в природе и получение металлов ПА группы.
- S элементов П группы.
- Важнейшие соединения S элементов I и П групп.
- S элементов.
Рассмотрение химии элементов начинается с изучения S элементов. К ним относятся S элементы I группы (щелочные металлы), S элементы П группы, а также водород и гелий.
Водород. Общая характеристика.
Особенности положения в периодической системе элементов
Электронная формула атома водорода 1 S 1 , радиус атома 0,046 нм. Водород занимает особое положение в ПСЭ. Его можно поместить и в I , и в VII группы. Водород располагается в I группе ПСЭ, так как:
- у него один валентный электрон;
- он является S элементом;
- валентный электрон он сравнительно легко отдает, проявляя восстановительные свойства (как и щелочные металлы);
По другим параметрам водород ближе к элементам VII группы, то есть галогенам:
- как и галогенам для завершения внешнего энергетического уровня атому Н не хватает одного электрона;
- реагируя с металлами, водород присоединяет электрон от партнера с образованием аниона Н - , проявляя при этом окислительные свойства (как и галогены);
- как и галогены, водород образует устойчивую при обычных условиях двухатомную молекулу Н 2 ;
- значение энергии ионизации атома водорода (13,6 эв) велико и оно намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов и близка к галогенам;
- водород (как и галогены) считается неметаллом.
В соединениях Н может иметь степень окисления, равную -1 и +1.
Водород имеет несколько изотопов: протий Н, дейтерий Д и тритий Т с массовыми числами соответственно 1, 2, 3. Протий и дейтерий - стабильные изотопы. Тритий нестоек, его период полураспада равен 12,26 года. В природных соединениях протий и дейтерий в среднем содержатся в атомном соотношении 6800: 1.
Водород широко распространен в природе. В свободном состоянии водород на Земле содержится в незначительных количествах (в вулканических газах и газах при добывании нефти). Но в виде соединений он встречается в составе воды, угля, нефти и входит во все животные и растительные организмы. В земной коре его 17 атомных % (или по массе 1%). Водород - самый распространенный элемент космоса. Он составляет до ½ массы Солнца и многих звезд.
Физические свойства водорода
Водород - бесцветный газ, не имеющий запаха, самый легкий из всех газов: в 14,5 раз легче воздуха. Молекулы водорода имеют небольшие размеры, подвижны, обладают высокой прочностью (энергия диссоциации молекулы равна 436 кДж/моль) и малой поляризуемостью. Поэтому для него характерны низкие температуры плавления (-259 о С) и кипения (-252,6 о ), а также очень малая растворимость его в воде (18 мл Н 2 в 1 л Н 2 О при 20 о С). Но водород обладает одним удивительным свойством - он внедряется в кристаллические структуры некоторых металлов (Р d , Pt , Ni ) примерно 1 объем палладия поглощает 850 объемов Н 2 . Особенно велика способность водорода диффундировать в металлах при высоких температурах и высоком давлении. При этом структура металла нарушается и прочность его уменьшается.
Химические свойства водорода
В обычных условиях водород благодаря прочности молекул Н 2 сравнительно малоактивен и непосредственно взаимодействует лишь со фтором:
Н 2 + F 2 = 2 HF .
При нагревании вступает во взаимодействие со многими неметаллами:
t o t o
Н 2 + Cl 2 = 2 HCl ; 2Н 2 + С ↔ СН 4
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О;
t o , каt t o
3 Н 2 + N 2 ↔ 2NH 3 H 2 + S = Н 2 S.
Во всех этих реакциях водород проявляет свойства восстановителя. Восстановительная способность водорода используется также для получения некоторых простых веществ из оксидов или галогенидов:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O;
SiCl 4 + 2H 2 = Si + 4HCl.
При взаимодействии со щелочными и щелочноземельными мета л лами водород проявляет свойства окислителя, при этом образуются гидр и ды металлов.
t o t o
Н о 2 + 2Na = 2NaH -1 , Са + Н 2 = СаН 2.
Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов это соли, связь в них ионная. Они очень реакционноспособны и при действии на них воды практически полностью подвергаются гидролизу: NaH + H 2 O → NaOH + H 2 .
Вода, ее физические и химические свойства
Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость. Вода это самое важное вещество в природе, в том числе для живых организмов. Организм человека на 65 70% состоит из воды, в которой растворены все другие вещества, необходимые для жизнедеятельности организма. Кроме того, вода в организме представляет собой среду, в которой протекают многие биохимические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма; вода сама принимает участие в целом ряде биохимических процессов (гидролиз белков, жиров, углеводов и др.). Человек без воды живет всего 7-8 суток. При потере 10% воды происходит самоотравление организма продуктами разложения, а при потере 20-21% воды - смерть.
Молекула воды имеет угловое строение, валентный угол равен 104,5 о .
Молекула воды сильно полярна, поэтому вода растворяет многие вещества и это самый лучший растворитель на Земле. Молекулы воды сильно ассоциированы между собой вследствие способности образовывать водородные связи. Для жидкого состояния воды характерны ассоциаты (Н 2 О) n , где « n » чаще всего равно 2-4. Благодаря процессам ассоциации вода имеет ряд характерных свойств: высокие температуры кипения и плавления. Кроме того, при переходе воды из твердого состояния в жидкое плотность увеличивается (в отличие от большинства других веществ) и максимальная плотность воды при +4 о С. Чистая вода почти не проводит электрический ток, то есть является очень слабым электролитом. Вода обладает аномально высокой теплоемкостью (4,18 Дж/г ∙ К), то есть медленно нагревается и охлаждается, являясь регулятором температуры на Земле (это важно для процессов, протекающих в живом организме).
Природная вода никогда не бывает чистой. Проходя слой Земли, вода захватывает соли и другие вещества, поэтому имеет определенный состав минеральных веществ, который бывает различным как в качественном, так и количественном соотношениях. Такая вода называется минеральной и она в зависимости от состава применяется для лечения различных заболеваний.
Для очистки воды от различных примесей воду подвергают простой перегонке (дистилляции). Этот процесс заключается в непрерывном нагревании воды в перегонном кубе (дистилляторе) с отводом образующегося водяного пара и его последующей конденсации. В итоге получается дистиллированная вода, в которой почти нет примесей. Такая вода используется как растворитель для приготовления растворов различных веществ в лабораторной практике, при научных исследованиях, а также в медицине и фармации для приготовления водных растворов различных лекарственных веществ.
В химическом отношении вода - довольно реакционноспособное вещество. Большинство процессов растворения, диссоциации и гидролиза веществ идут в воде. Поэтому при обычных условиях вода реагирует со многими веществами (как с простыми, так и сложными).
Наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные) реагируют с водой с выделением Н 2 .
2Na + 2 HOH → 2NaOH + H 2 .
Оксиды многих металлов и неметаллов реагируют с водой, образуя кислоты и основания: Na 2 O + HOH → 2 NaOH ,
P 2 O 5 + 3HOH → 2H 3 PO 4 .
Неметаллы (Cl 2 , C , S , Si и др.) реагируют с водой или водяным паром:
С l 2 + HOH ↔ HCl + HClO.
Многие соли и некоторые органические вещества (сложные эфиры, крахмал и другие) подвергаются гидролитическому разложению водой:
К 2 СО 3 + НОН ↔ КНСО 3 + КОН.
При растворении многих веществ их молекулы или ионы связываются с молекулами воды и образуют гидраты. Гидраты, образующиеся в результате донорно-акцепторного взаимодействия, называются аквакомплексами - это один из основных типов комплексных соединений: [ Al (H 2 O ) 6 ] Cl 3 , [ Co (H 2 O ) 6 ] Cl 2 .
Гидраты, как правило, нестойкие соединения, и при выпаривании раствора во многих случаях разлагаются. Но иногда гидраты настолько прочны, что при выделении растворенного вещества из раствора вода входит в состав его кристаллов. Получаются кристаллогидраты, а содержащаяся в них вода называется кристаллизационной. Примеры: CuSO 4 ∙5 H 2 O , Na 2 SO 4 ∙10 H 2 O , AlCl 3 ∙6 H 2 O и др.
S элементы I группы
S - элементами I группы являются щелочные металлы. Они называются так потому, что их гидроксиды являются щелочами (то есть растворимыми основаниями).
Общая характеристика щелочных металлов
У S элементов I группы особенно резко изменяются основные параметры атомов (см. таблицу 1). Радиус атома S элементов сильно увеличивается с возрастанием порядкового номера элемента в группе, радиус иона тоже. Резкое увеличение радиуса атома влечет за собой сильное уменьшение энергии ионизации сверху вниз. Энергия ионизации характеризует способность атома отдавать электрон, то есть восстановительную способность нейтрального атома, поэтому восстановительные свойства сверху вниз в подгруппе увеличиваются.
У щелочных металлов по сравнению с элементами других подгрупп наибольшие размеры атомов и ионов, а энергии ионизации наиболее низкие, поэтому у них наиболее сильно выражены металлические свойства и они будут самыми сильными восстановителями.
Таблица 1
|
Элемент |
Электронная формула валентного уровня |
Радиус атома, нм. |
Радиус иона Э + , нм. |
Энергия ионизации Э о → Э + , эв. |
Относительная электро- отрицательность (ОЭО) |
Энергия диссоциации двухатомных молекул Э 2 , ккал/моль |
|
(для сравне-ния) |
1S 1 2S 1 3S 1 4S 1 5S 1 6S 1 7 S 1 |
0,046 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268 0,280 |
0,068 0,098 0,133 0,149 0,165 0,175 |
13,6 5,39 5,14 4,34 3,89 |
1,00 0,93 0,91 0,89 0,86 0,86 |
104,0 25,5 17,3 11,8 10,8 10,0 |
Щелочные металлы образуют двухатомные молекулы Ме 2 , но прочность связи мала (см. табл. 1), поэтому в обычных условиях состояние этих веществ атомарное. В парообразном состоянии обнаружены Li 2 , Na 2 , K 2 . Энергия диссоциации двухатомных молекул сверху вниз в подгруппе уменьшается (водород выпадает из этой закономерности, он имеет большую энергию ионизации и энергию диссоциации, так как у него один единственный электрон, радиус атома очень мал и электрон прочнее удерживается ядром).
В соединениях щелочные металлы проявляют единственную С.О. = +1.
Характер связи с другими элементами, как правило, ионный. Причем, так как относительная электроотрицательность и энергия ионизации сверху вниз в подгруппе уменьшаются (см. табл. 1), то повышается степень ионности химических связей в однотипных соединениях.
Нахождение в природе и получение щелочных металлов
Щелочные металлы в природе находятся только в виде соединений, так как очень активны. Наиболее широко представлены калий и натрий, меньше литий. Рубидий и цезий - рассеянные элементы и содержатся в некоторых минералах калия и лития (сопутствуют им). Франций - радиоактивный элемент, получают искусственно (для наиболее долгоживущего изотопа период полураспада τ 1/2 = 20 минут).
Важнейшие минералы лития: сподумен LiAl (SiO 3 ) 2 и амблигонит - LiAl (PO 4 ) F . Важнейшие минералы натрия: NaCl - каменная соль (в земле), есть NaCl и в морской воде; Na 3 [ AlF 6 ] криолит, Na 2 B 4 O 7 ∙ 10 H 2 O бура, Na 2 SO 4 ∙ 10 H 2 O глауберова соль, NaNO 3 чилийская селитра и другие. Минералы калия: КС l сильвин, NaCl ∙ KCl сильвинит, К Cl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 O карналлит, К NO 3 индийская селитра.
Натрий и литий получают электролизом расплавов солей (реже NaOH ). Металлы выделяются на катоде.
Калий чаще всего получают восстановлением из расплавов К Cl или КОН натрием: t o
КОН + Na = К + NaOH .
Рубидий и цезий получают восстановлением их из хлоридов кальцием или термическим разложением соединений: 2 R вС l + Са = СаС l 2 + 2 R в.
Физические и химические свойства щелочных металлов
Щелочные металлы - легкие серебристо-белые металлы (С s - золотисто-желтый). Плотность лития, натрия и калия меньше, чем у воды. Они легко режутся ножом (очень мягки), имеют невысокие Т кипения и Т плавления. Щелочные металлы очень активны и легко окисляются, поэтому их хранят или в вакууме, или в керосине, с которым они не взаимодействуют. Но цезий и рубидий хранят только в запаянных сосудах (вакууме).
Химические свойства: это - самые активные металлы, причем их химическая активность увеличивается в группе сверху вниз. Они легко взаимодействуют с О 2 , причем рубидий и цезий самовоспламеняются, а калий тотчас окисляется. Все щелочные металлы располагаются в начале ряда стандартных электродных потенциалов металлов, поэтому легко реагируют с водой и кислотами, вытесняя водород:
2 Na + 2НОН → 2 NaOH + H 2 ,
причем калий в воде самовоспламеняется, а рубидий и цезий опускаются на дно и реакция сопровождается взрывом. Эти реакции характеризуют высокую химическую активность щелочных металлов и то, что она возрастает в группе от лития к цезию.
О 2
│→ Li 2 O , Na 2 O 2 , KO 2
│ Га l 2
Ме + │ → МеГа l
│ t o , Н 2
│→ МеН
│ t o , S, P, Si
│→ сульфиды , фосфиды , силициды
│ t o , N 2
│→ Me 3 N (литий реагирует при обычных условиях).
Общая характеристика S -элементов П группы
К S элементам П группы относятся: Ве, М g , Ca , Sr , Ba и Ra ; Са, Sr и Ва называются еще щелочноземельными металлами, так как их основания проявляют щелочные свойства, а оксиды этих элементов раньше назывались землями.
Таблица 2
|
Элемент |
Электронная формула валентного уровня |
Радиус атома, нм |
Радиус иона Э 2+ , нм |
Энергия ионизации (Э о → Э + ), эв. |
ОЭО (относительная электроотрицательность). |
|
Ве |
2S 2 |
0,113 |
0,034 |
9,32 |
1,47 |
|
3S 2 |
0,160 |
0,074 |
7,65 |
1,23 |
|
|
4S 2 |
0,197 |
0,104 |
6,11 |
1,04 |
|
|
5S 2 |
0,215 |
0,120 |
5,69 |
0,99 |
|
|
6S 2 |
0,221 |
0,133 |
5,21 |
0,97 |
|
|
7S 2 |
0,235 |
0,144 |
5,28 |
0,97 |
Закономерности проявления периодичности у S элементов П группы такие же, как и у S -элементов I группы. Валентная структура nS 2 , то есть на внешнем электронном уровне - два электрона, которые атомы легко отдают.
Радиус атома и радиус иона сверху вниз в группе увеличиваются, а энергия ионизации сильно уменьшается, относительная электроотрицательность тоже уменьшается, поэтому химическая активность сверху вниз в группе возрастает.
В соединениях S элементы П группы проявляют с.о. = +2.
Характер связи с другими элементами: для Ве не обнаружены соединения с ионной связью, для остальных элементов более характерна ионная связь, причем в группе сверху вниз степень ионности связи в однотипных соединениях увеличивается.
Особые свойства бериллия
У бериллия на предвнешнем электронном уровне находится всего 2 электрона. Кроме того, радиус атома и иона у него намного меньше, чем у остальных S -элементов П группы, а энергия ионизации намного больше. Поэтому он по сравнению с остальными S -элементами П группы мало активен. Оксид и гидроксид бериллия проявляют амфотерные свойства.
Бериллий во многом сходен с алюминием (диагональное сходство). Ионные связи не образует, а образует только ковалентные связи. Простых ионов Ве 2+ не образует, а образует комплексные ионы [ Be (OH ) 4 ] 2- , [ Be (H 2 O ) 4 ] 2+ , [ BeF 4 ] 2- , где ковалентность его равна 4. Для него характерно к.ч. = 4 (Sp 3 гибридизация валентных орбиталей).
Нахождение в природе и получение металлов П А группы
В свободном виде металлы данной подгруппы в природе не встречаются, так как очень активны. Важнейшие минералы: Ве 3 А l 2 (SiO 3 ) 6 берилл; М gCO 3 магнезит; М gCO 3 ∙ CaCO 3 доломит; КС l ∙ MgCl 2 ∙6 H 2 O карналлит. Барий, стронций и кальций в земной коре встречаются в виде карбонатов, сульфатов, фосфатов, фторидов, силикатов. Радий встречается в урановых рудах.
Получение: получают, как правило, электролизом расплавов солей (аналогично щелочным металлам): электролиз расплава ВеС l 2 , электролиз расплава MgCl 2 , электролиз расплава хлоридов кальция и стронция. Барий высокой чистоты получают алюминотермическим методом из ВаО.
Физические и химические свойства S элементов П группы.
Физические свойства: S элементы П группы - металлы, менее мягкие, чем щелочные металлы (радий режется ножом, остальные - нет). Они тяжелее воды, тугоплавки. Щелочноземельные металлы на воздухе активны, поэтому хранятся, как правило, в нейтральных средах; Ве и М g покрываются оксидной пленкой и устойчивы на воздухе.
Химические свойства: Са, Sr и Ва легко окисляются кислородом, а Ве и М g покрываются оксидной пленкой и для того, чтобы они прореагировали с О 2 , необходимо нагревание.
Все они в ряду стандартных электродных потенциалов металлов стоят до водорода, но Ве практически не растворяется в воде, так как покрыт защитной пленкой; а М g с холодной водой не реагирует. Са и его аналоги похожи на натрий и калий и хорошо реагируют с водой, кислотами и активными неметаллами уже при обычных условиях. В реакциях S элементов П группы с азотом, водородом, углеродом и кремнием требуется нагревание. Химическая активность в ряду Са Sr - Ва увеличивается. Ве с водородом непосредственно не реагирует.
│ О 2
│ → МеО
│ Н 2 О
│→ Ме(ОН) 2 + Н 2
│ Га l 2
Ме + │→ МеГа l 2
│ t o , Н 2
│→ МеН 2
│t o , S, P, C, Si, N 2
│→ Ме S, Ме 3 N 2, Me 3 P 2, CaC 2 , Mg 2 Si
Ве, являясь амфотерным, растворяется в кислотах и растворах щелочей с выделением Н 2 .
Ве + 2 НС l + 4H 2 O → Cl 2 + H 2
Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .
Важнейшие соединения S -элементов I и П групп
- Оксиды.
Оксиды щелочных металлов Ме 2 О получают или окислением лития кислородом или восстановлением пероксидов: t o
Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O.
Оксиды Ме 2 О - это твердые кристаллические вещества. Проявляют типичные свойства основных оксидов. Легко растворяются в воде с выделением большого количества тепла: Ме 2 О + Н 2 О → 2МеОН.
Оксиды МеО (то есть S -элементов П группы) получают окислением металлов кислородом или термическим разложением карбонатов и нитратов:
2Ме + О 2 → 2МеО,
СаСО 3 → СаО + СО 2 .
МеО это твердые вещества. ВеО и MgO практически в воде не растворяются, остальные растворяются с образованием соответствующих гидроксидов:
МеО + Н 2 О → Ме(ОН) 2 .
Будучи амфотерным оксидом, ВеО реагирует с кислотами и щелочами:
ВеО + 2НС l + 3Н 2 О → [ Be (H 2 O ) 4 ] Cl 2 .
BeO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 .
- Гидроксиды.
Гидроксиды щелочных металлов МеОН получают непосредственным растворением оксидов в воде (аналогично и для щелочноземельных металлов):
К 2 О + Н 2 О → 2КОН или ВаО + Н 2 О → Ва(ОН) 2 .
В промышленности можно получить (например, NaOH ) электролизом водных растворов солей (NaCl и др.). В лаборатории можно получить по реакции:
2Na + 2HOH → 2NaOH + H 2 .
Be (OH ) 2 и М g (OH ) 2 получают косвенно - подщелачиванием растворов солей:
М gCl 2 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + 2NaCl.
МеОН это твердые очень гигроскопические вещества, хорошо растворяются в воде (хуже растворяется гидроксид лития), при этом ионизированы в растворе практически нацело и являются самыми сильными основаниями. Проявляют все свойства щелочей. Растворимость и термическая устойчивость Ме(ОН) 2 увеличивается в ряду Ве(ОН) 2 → Ва(ОН) 2 . Гидроксид бериллия в воде не растворяется, а Mg (OH ) 2 растворяется очень мало. Основные свойства от Ве(ОН) 2 к Ва(ОН) 2 увеличиваются и Ва(ОН) 2 похож на NaOH , то есть сильное основание.
Ве(ОН) 2 - амфотерный гидроксид, причем является и слабым основанием, и слабой кислотой (кислотные свойства выражены слабее основных):
Ве (ОН ) 2 + 2 НС l + 2H 2 O ↔ Cl 2
Be(OH) 2 + 2NaOH ↔ Na 2 .
- Соли S элементов.
Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (за исключением NaHCO 3 , Li 3 PO 4 , LiF и др.).
По катиону гидролиз солей S элементов I группы не протекает, так как - это катионы сильных оснований. Гидролиз этих солей протекает по аниону слабой кислоты, например, Na 2 CO 3 , KCN и др.:
С N - + НОН ↔ НС N + ОН - .
Число растворимых солей для S -элементов П группы намного меньше, чем щелочных металлов. Карбонаты щелочноземельных металлов практически нерастворимы в воде. Растворимость сульфатов, хлоридов и фосфатов от Mg 2+ до Ва 2+ уменьшается и Ва SO 4 не растворяется даже в кислотах.
Гидролиз солей S -элементов П группы: по катиону подвергаются гидролизу соли бериллия и очень незначительно соли магния, так как Ве(ОН) 2 - слабое основание, а Mg (OH ) 2 основание средней силы.
2+ + HOH ↔ + + H 3 O + .
∟ Н + ‗‗‗
По аниону подвергаются гидролизу бериллаты, например, К 2 [ Be (OH ) 4 ] и соли остальных S элементов П группы, образованные слабыми кислотами. Бериллаты сильно гидролизуются и существуют в водном растворе только при большом избытке щелочи:
[ Be (O Н) 4 ] 2- + HOH ↔ [ Be (ОН) 3 (Н 2 О)] - + OH - .
‗‗‗ Н + ‗‗│
При взаимодействии Ве F 2 c фторидами щелочных металлов образуются комплексные фторобериллаты:
Ве F 2 + 2 KF = K 2 [ BeF 4 ] тетрафторобериллат калия.
Атом бериллия в этом комплексе находится в состоянии Sp 3 гибридизации, поэтому ион [ BeF 4 ] 2- имеет форму тетраэдра. Вообще нужно отметить, что способность к комплексообразованию у S - элементов П группы выше, чем у щелочных металлов.
Биологическая роль и применение в медицине соединений
s -элементов
Из s элементов в организме человека наибольшее значение имеют: Na + , K + , Ca 2+ , Mg 2+ . Они участвуют в создании буферных систем организма, обеспечении необходимого осмотического давления, возникновении мембранных потенциалов, в передаче нервных импульсов (Na + , K + ), структурообразовании (Mg 2+ , Ca 2+ ).
Натрий и калий : ионы натрия и калия распределены по всему организму человека, причем ионы натрия входят преимущественно в состав межклеточных жидкостей, ионы калия находятся главным образом внутри клеток.
Подсчитано, что в организме человека содержится 25 грамм К и 70 грамм Na (на 70 кг массы человека). От концентрации обоих ионов зависит чувствительность (проводимость) нервов, сократительная способность мышц; введение ионов К + способствует расслаблению сердечной мышцы между сокращениями сердца. Хлорид натрия служит источником образования соляной кислоты в желудке. Гидрокарбонат натрия входит в состав карбонатного буфера, поддерживающего КЩР в жидких средах организма.
Из солей натрия и калия наибольшее значение для медицины имеют следующие соединения:
Хлорид натрия (NaCl ) - раствор хлорида натрия (0,9% - физиологический раствор) применяется для внутривенных вливаний при больших кровопотерях. Кроме того, NaCl употребляется для ингаляций, для лечения катаральных состояний некоторых слизистых оболочек.
Сульфат натрия Na 2 SO 4 ∙ 10 H 2 O (глауберова соль) бесцветные прозрачные кристаллы горьковато соленого вкуса. В медицине эта соль применяется как слабительное средство и как противоядие при отравлении солями бария и свинца, с которыми дает нерастворимые осадки BaSO 4 и Рв SO 4 :
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl
Na 2 SO 4 + Рв Cl 2 = Рв SO 4 ↓ + 2NaCl
Гидрокарбонат натрия NaHCO 3 - белый кристаллический порошок. Применяется в порошках, таблетках и растворах при повышенной кислотности желудочного сока, подагре, диабете, катарах верхних дыхательных путей. Водный раствор гидрокарбоната натрия вводят внутривенно при заболеваниях, сопровождающихся ацидозом. Наружно он применяется, как слабая щелочь при ожогах кислотами, промываний и ингаляций при насморке, коньюктивитах, стоматитах, ларингитах.
Виннокаменная соль КНС 4 Н 4 О 6 белый кристаллический порошок, растворим в горячей воде. Применяется в микстурах и порошках как легкое слабительное.
Ацетат калия СН 3 СООК кристаллический порошок белого цвета, легко расплывается на воздухе, является мочегонным средством, хорошо действует при сердечных и почечных отеках.
Иодид калия используется для лечения глазных заболеваний катаракты, глаукомы. Часто иодид калия используют при отравлении солями ртути.
Карбонат лития применяют при лечении психических заболеваний и шизофрении. Действие основано на замене ионов калия, принимающих участие в проведении нервных импульсов, на ионы лития. При этом строго контролируется концентрация иона [ Li + ], так как он является токсичным.
Магний и кальций . По своим характеристикам их ионы в большей степени отличаются друг от друга, чем ионы натрия и калия. Так, ион магния по сравнению с ионами кальция проявляет большую тенденцию к образованию ковалентных донорно-акцепторных связей с различными электродонорными атомами (N , O ), входящими в состав биологических макромолекул (белки, нуклеиновые кислоты). Ионы магния образуют в клетках комплексы с нуклеиновыми кислотами, участвуют в передаче нервного импульса, сокращении мышц, метаболизме углеводов. Магний можно назвать центральным элементом энергетических процессов, связанных с окислительным фосфорилированием.
Избыток магния играет роль депрессора нервного возбуждения, недостаток вызывает судорожные приступы в результате повышенной возбудимости двигательных и чувствительных нервов.
Активность большинства ферментов переноса (трансфераз) зависит от наличия ионов магния. Магний - один из основных активаторов ферментативных процессов. В частности, он активирует ферменты синтеза и распада АТФ, участвует в переносе фосфатных групп. Магний входит в состав хлорофилла; субъединицы рибосом связаны ионами магния. Содержание магния в организме около 42 грамм.
Кальций один из наиболее распространенных элементов в организме человека. Содержание его в организме составляет около 1700 грамм на 70 кг массы. Ионы кальция участвуют в структурообразовании (Са составляет основу костной ткани), в сокращении мышц, функционировании нервной системы. От содержания кальция зависит проницаемость клеточных мембран. Кальций нужен для роста костей и зубов, образования молока у кормящих женщин, регулирования нормального ритма сокращения сердца, осуществления процесса свертывания крови. Свертывание крови можно ускорить, вводя в организм избыточное количество солей кальция. На процессы всасывания и усвоения кальция значительное влияние оказывает витамин Д.
Ежедневная доза Са, необходимая организму, составляет примерно
1 грамм. При понижении в крови содержания кальция он начинает вымываться кровью из костной ткани, что в свою очередь приводит к искривлению костей скелета. Недостаток Са в плазме крови может вызвать судороги мышц и даже конвульсии (сильные судороги всех мышц).
Образование камней в желчных и мочевыводящих путях, склеротические изменения кровеносных сосудов также связаны с отложением в организме солей Са в результате нарушения нормальной жизнедеятельности организма.
Ионы кальция (R Ca 2+ = 0,104 нм) могут замещаться сходными по размерам ионами ряда щелочноземельных элементов, например, ионами стронция (R Sr 2+ = 0,120 нм) и лантана (R La 3+ = 0,104 нм). Замещение ионов Са в организме ионами кадмия, марганца и особенно стронция приводит к тяжелым профессиональным заболеваниям. Особенно опасен стронций, оседающий в результате обмена с кальцием в костных тканях организма. Извлечь стронций практически невозможно. Повышение радиоактивного фона биосферы может вызвать появление в атмосфере продукта деления тяжелых элементов Sr 90 . Оседая в костях, последний облучает костный мозг и проявляет канцерогенную активность.
Из соединений Са и Mg большое значение имеют следующие: Ca (OH ) 2 используется в санитарной практике для дезинфекции. В форме известковой воды (насыщенный водный раствор Са(ОН) 2 ) применяется наружно в качестве противовоспалительного, вяжущего и дезинфицирующего средства. При наружном употреблении известковую воду обычно смешивают с каким-нибудь маслом, используя в виде эмульсий от ожогов, а также при некоторых кожных заболеваниях в виде жидких мазей.
Сульфат магния (горькая соль) MgSO 4 ∙ 7 H 2 O применяется внутрь, как слабительное. Его слабительное действие объясняется задерживающим влиянием на всасывание воды из кишечника. Вследствие осмотического давления, создаваемого этой солью, вода удерживается в просвете кишечника и способствует более быстрому продвижению кишечного содержимого. Сульфат магния применяют при лечении столбняка, судорожных состояний. При гипертонической болезни его вводят в/в, а как желчегонное средство в двенадцатиперстную кишку.
Хлорид кальция (CaCl 2 ) и глюконат кальция получили широкое применение в качестве противоаллергических и противоотечных средств. Противоаллергическое и противоотечное свойство кальция обусловлено тем, что он понижает проницаемость стенок капилляров.
Жженый гипс (2 CaSO 4 ∙ H 2 O ) получается путем прокаливания природного гипса CaSO 4 ∙ 2 H 2 O . При замешивании с водой он быстро твердеет, превращаясь опять в кристаллический гипс. На этом свойстве основано его применение в медицине для гипсовых повязок при переломах костей.
Карбонат кальция (СаСО 3 ) применяется внутрь не только как кальциевый препарат, но и как средство, адсорбирующее и нейтрализующее кислоты. Особо чистый препарат идет для изготовления зубного порошка.
Гидроксид-карбонат магния (3 MgCO 3 ∙ Mg (OH ) 2 ∙3 H 2 O ) применяется наружно в качестве присыпки.
Оксид магния (MgO ) применяется в малых дозах, как слабительное средство при отравлении кислотами. Входит в состав зубных порошков, применяется при повышенной кислотности желудочного сока.
Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Сульфат бария вследствие своей нерастворимости и благодаря способности сильно поглощать рентгеновские излучения в виде суспензии применяется при рентгеноскопии желудочно-кишечного тракта.
Н 2 О 2 пероксид водорода 3% раствор применяется наружно в качестве дезинфицирующего средства (дезинфицирующие свойства основаны на окислительных свойствах Н 2 О 2 ).
Препараты на основе соединений s -элементов,
применяемые в стоматологии
Для профилактики кариеса применяют препараты: кальция глюконат, кальция лактат, кальция глицерофосфат.
Ремодент препарат, синтезированный из природных материалов, содержит комплекс макро- и микроэлементов, необходимых для реминерализации эмали: кальция 4,35%, фосфора 1,36%, магния 0,15%, а также микроэлементы (марганец, железо, цинк, медь и др.).
Препараты, приготовленные на основе гидроксида кальция Са(ОН) 2 , используют в качестве одонтотропных веществ, действие которых основано на стимуляции защитных свойств пульпы зуба, проявлением которых является образование вторичного дентина. Кроме этого, гидроксид кальция оказывает противовоспалительное действие вследствие нейтрализации кислой реакции среды. Высокая концентрация гидроксид-ионов обеспечивает бактерицидное действие. К препаратам, содержащим гидроксид кальция, относятся следующие: кальмецин, кальцин-паста, кальксид и др.
Для профилактики кариеса местно применяют препараты стронция, в частности стронция хлорид (SrCl 2 ). Его используют в виде 25% водного раствора для втирания в предварительно высушенную поверхность зуба.
При гиперестезии дентина в качестве обезболивающих средств применяют натрия карбонат (Na 2 CO 3 ), натрия гидрокарбонат (NaHCO 3 ), магния карбонат (MgCO 3 ) в различных комбинациях с другими лекарственными веществами для аппликаций и втираний в твердые ткани зуба.
