Caracteristicile generale ale elementelor s. S-elemente. Reacționează cu majoritatea elementelor

Profesor de chimie: Itemgenova Sholpan Tleuzhanovna

2015

Lecția deschisă nota 10

Subiect: caracteristici generale s – elemente.

Scopul lecției: Generalizarea și sistematizarea cunoștințelor despre metalele alcaline și alcalino-pământoase.

Obiectivele lecției:

Educational: Oferiți o descriere generală a metalelor alcaline și alcalino-pământoase în funcție de două forme de existență a elementelor chimice: un atom, o substanță simplă. Continuați să dezvoltați capacitatea de a caracteriza elementele chimice prin poziția lor în tabelul periodic. Pe baza cunoașterii dependenței proprietăților metalelor de structura atomilor lor, preziceți proprietățile chimice caracteristice ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase. Pentru a introduce elevii în utilizarea compușilor I șiIIgrupurile subgrupului principal în viața de zi cu zi și producție.

în curs de dezvoltare : Dezvoltarea capacității de a raționa logic, de a generaliza și de a trage concluzii din cunoștințele acumulate, capacitatea de a-ți asculta camarazii.

Educational: Dezvoltarea interesului cognitiv, a calităților comunicative, a încrederii în sine, a capacității de a acționa independent, educarea unei culturi a muncii mentale.

Tip de lecție: combinată.

Metode și tehnici metodologice: explicativ - ilustrativ, prezentarea problemei, parțial - căutare, metoda video.

Echipamente și reactivi : calculator, prezentare lecție, experimente video „Interacțiunea sodiului cu apa”, „Demonstrarea cesiului”, metale alcaline și alcalino-pământoase, săruri ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase, lampă cu spirit, chibrituri, linguri de fier, colecție de roci și minerale, instrucțiuni de siguranță, fișă cu instrucțiuni pentru îndeplinirea sarcinilor în grup.

Modulul 1 - (noi abordări ale predării și învățării).

Modulul 2- (predarea gândirii critice).

Modulul 3 – (evaluarea învățării și evaluarea învățării).

Modulul 4- (utilizarea TIC în predare și învățare).

Modulul 5 - (predarea studenților talentați și supradotați)

Modulul 6- (predare și învățare în conformitate cu caracteristicile de vârstă ale elevilor)

Modulul 7 - (management și leadership în învățare)

Motto-ul lecției W. Ramsay:

„Natura ne înconjoară cu mistere, iar încercarea de a le rezolva,

aparține celor mai mari bucurii ale vieții.

În timpul orelor

Etapele lecției

Activitatea profesorului

Activitati elevilor

Organizarea timpului. Starea psihologică a elevilor.

(2 minute)

Disponibilitate materiale didactice, rechizite scolare; pe mese sunt așezate: fișe de evaluare, teste, fișe - instrucțiuni, instrucțiuni de siguranță, pixuri, postere. Distribuția jetoanelor (roșu, verde și galben). Introducere de către profesor.

Profesorii salută, se acordă la lucru, completează fișa de evaluare.

Răspundeți la întrebări:

Ce proprietăți aveau metalele?

Apel.

Actualizarea cunoștințelor elevilor (știu).

(7 min)

Întrebări cu probleme:

De ce au ocupat metalele un loc atât de important în viața noastră, în istoria noastră, în cultura noastră?

Ce proprietăți uimitoare au?

De ce sunt ele atât de utilizate?

Care sunt caracteristicile structurii lor?

Tema lecției. Aflarea gradului de asimilare a materialului dat acasă. Anexa 1 (test).

Dezvoltarea abilităților de comunicare, capacitatea de autoevaluare, evaluare reciprocă.

Interogare.

Completarea unei fișe de evaluare.

Scrierea în caiete a temei lecției. Formarea independentă a scopului lecției.

Lucrări individuale, răspunsuri la întrebările testului.

( verificare reciprocă a cheii de pe tobogan).

Având sens

Introducerea de noi cunoștințe

(Vreau sa stiu).

(27 min)

Împărțirea clasei în trei grupe în funcție de culoarea jetonului. Organizarea și direcția activității cognitive a elevilor.

Conversație de cercetare.

Conversație cumulativă.

Protejarea muncii în echipă

Modulul 1,2,7

Anexa 2

Cognitiv - activitate transformatoare, muncă independentă, lucru cu card - instrucțiuni pe tema, lucru cu un manual, găsirea informațiilor necesare, analiză, stabilirea unei relații cauză-efect între structura, proprietatea și utilizarea acestor substanțe. Aprofundarea cunoștințelor, cercetare creativă, autoorganizare, observație, concluzii.

Consolidarea materialului nou (5 min)

Sarcina este de a finaliza ecuația reacției.

Reacții calitative la sărurile SM și SHM.

Rezolva problema.

Să consolideze la elevi cunoștințele și abilitățile necesare pentru lucrul independent pe această temă.

Scrieți o ecuație de reacție, efectuați transformarea, rezolvați problema. Anexa 3

(lucrați pe cartonașe sau la tablă)

Teme pentru acasă

(1 minut)

Exercițiile 4, 13 sunt efectuate de toată lumea, pe lângă „4” - exercițiul 6.7 p. 154 și exercițiul. 5,6,14 p. 162-163 despre „5”.

scrie teme pentru acasă: paragrafele 5.1 -5.4 și exerciții.

Rezumând lecția. Reflecţie.

(3 min)

Colectați carduri de punctaj. Analizați, evaluați elevii cu privire la atingerea scopului lecției.

Participa la evaluarea clasei. Participa la reflecție.

Ce nou ai învățat la lecția de astăzi?

Cunoștințele dobândite vor fi utile în viața ta? (exemple)

Material suplimentar pentru lecție.

Lucrare de evaluare

F.I. student _________________________________________________________________

Clasa _____________

Etapele lecției

Numărul de puncte

Sondaj expres

Testul „Metale”

Lucrați în grupa „Caracteristicile generale ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase”.

Puncte totale

Nota lecției

Test:

Opțiunea 1.

1. Proprietăţile caracteristice ale majorităţii metalelor

A) conductivitate electrică scăzută;B) conductivitate electrică ridicată;

C) capacitatea de a dona electroni și de a forma cationi;

D) capacitatea de a accepta electroni și de a forma anioni;E) plasticitate.

2. Denumirea metodei industriale de obținere a metalelor, bazată pe deplasarea unui metal mai activ din soluțiile sărurilor acestora.

A) aluminotermie;B) hidrometalurgie; C) pirometalurgie;

D) electroliza;E) electrometalurgie.

3. Din cauza ce proprietăți este folosit argintul pentru a crea suprafețe de oglindă?

A) cel mai bun conductor electric; B) proprietăți bactericide;C) metal pasiv;

D) reflectivitate mare a acoperirii;E) ușoară.

4. Ele interacționează cu soluții apoase de alcalii

A) magneziu;B) fier; C) zinc; D) cupru;E) aluminiu.

5. Setați corespondența dintre părțile din stânga și din dreapta ale schemei de ecuații de reacție:

1) Ca + H 2 O = A)MgO + H 2

2) mg + H 2 O = B) MgCl 2 + H 2 O

3) mg + acid clorhidric = C) MgCl 2 + H 2

D)mg( Oh) 2 + H 2

E)Ca( Oh) 2 + H 2

Opțiunea 2

1. Denumirea metodei industriale de obținere a metalelor, bazată pe producerea metalelor la temperatură ridicată?

A) aluminotermie;B) hidrometalurgie;C) pirometalurgie;

D) electroliza;E) electrometalurgie.

2. În sistem periodic elementele chimice proprietățile metalice cresc:

A) în perioadele cu creșterea numărului de serie de elemente;

B) în perioadele cu scăderea numărului de serie al elementelor;

C) în principalele subgrupe cu o creștere a numărului de serie de elemente;

D) în principalele subgrupe cu o scădere a numărului de serie de elemente;

C) în subgrupe laterale cu scădere a numărului ordinal de elemente.

3. Metalele interacționează cu acizii sulfuric și clorhidric diluați cu eliberarea de hidrogen, care:

A) stau într-o serie de tensiuni până la hidrogen;B) sunt în seria tensiunilor după hidrogen;

C) sunt situate în subgrupa litiului; D) sunt situate în subgrupa de cupru;

E) sunt situate în subgrupa beriliului.

4. La prelucrarea unui amestec de pulberi de cupru și fier (III) cu acid clorhidric, se formează următoarele:

A) CuCl 2 B) FeCl 2 C) FeCl 3 D) Cl 2 E) H 2 O

5. Ce metal se folosește la fabricarea ustensilelor alimentare și a foliei alimentare?

A) fierulB) zinc;C) argint;D) aluminiu;E) Mercur.

Anexa 2

Card - instrucțiuni

s-, p-Elementele sunt situate în principalele subgrupe ale sistemului periodic al D.I. Mendeleev (subgrupa A). Fiecare perioadă începe cu două elemente s, iar ultimele șase (cu excepția primei perioade) sunt elemente p. În elementele s și p, electronii și orbitalii stratului exterior al atomului sunt de valență. Numărul de electroni exteriori este egal cu numărul grupului (cu excepția și ). Odată cu participarea la formarea legăturilor tuturor electronilor de valență, elementul prezintă cel mai înalt grad de oxidare, care este numeric egal cu numărul grupului. Compușii în care elementele grupelor impare prezintă stări de oxidare impare, iar elementele grupurilor pare prezintă stări de oxidare pare sunt mai stabili din punct de vedere energetic (Tabelul 8).

s-Elemente. Elementele atomilor s 1 au un singur electron la ultimul nivel și prezintă o stare de oxidare de doar +1, sunt agenți reducători puternici, metalele cele mai active. Legăturile ionice predomină în compuși. Ele formează oxizi cu oxigenul. Oxizii se formează cu lipsă de oxigen sau indirect, prin peroxizi și superoxizi (excepție). Peroxizii și superoxizii sunt agenți oxidanți puternici. Oxizii corespund bazelor solubile puternice - alcaline, prin urmare se numesc s 1 elemente Metale alcaline . Metalele alcaline reacţionează activ cu apa conform schemei:. Sărurile metalice s 1 sunt în general foarte solubile în apă.

s-Elementele din grupa II prezintă o stare de oxidare de +2. Acestea sunt, de asemenea, metale destul de active. În aer, se oxidează la oxizi, care corespund bazelor. Solubilitatea și natura bazică a bazelor cresc de la la. Compusul prezintă proprietăți amfotere (Tabelele 8, 9). Beriliul nu reacționează cu apa. Magneziul interacționează cu apa când este încălzit, restul metalelor reacționează conform schemei: formând alcali și se numesc alcalino-pământos.

Alcaline și unele metale alcalino-pământoase, datorită activității lor ridicate, nu pot fi în atmosferă și sunt depozitate în condiții speciale.

Atunci când interacționează cu hidrogenul, elementele s formează hidruri ionice, care sunt supuse hidrolizei în prezența apei:

p-elemente conțin de la 3 la 8 electroni la ultimul nivel. Majoritatea elementelor p sunt nemetale. În nemetale tipice, învelișul de electroni este aproape de finalizare, adică. sunt capabili să accepte electroni la ultimul nivel (proprietăți oxidante). Puterea oxidativă a elementelor crește într-o perioadă de la stânga la dreapta și într-un grup de jos în sus. Cei mai puternici agenți oxidanți sunt fluorul, oxigenul, clorul, bromul. Nemetalele pot prezenta, de asemenea, proprietăți reducătoare (cu excepția F 2), de exemplu:

;

Hidrogenul, borul, carbonul, siliciul, germaniul, fosforul, astatinul, telurul prezintă predominant proprietăți reducătoare. Exemple de compuși cu o stare de oxidare negativă a unui nemetal: boruri, carburi, nitruri, sulfuri etc. (Tabelul 9).

În anumite condiții, nemetalele reacționează între ele, rezultând, de exemplu, compuși cu o legătură covalentă. Nemetalele formează compuși volatili cu hidrogenul (excl.). Hidrururile din grupele VI și VII în soluții apoase prezintă proprietăți acide. Când amoniacul este dizolvat în apă, se formează o bază slabă.

Elementele p situate în stânga diagonalei bor-astatina sunt metale. Proprietățile lor metalice sunt mult mai puțin pronunțate decât cele ale elementelor s.

Elementele P formează oxizi cu oxigenul. Oxizii nemetalici sunt de natură acidă (excl. - care nu formează sare). P-metale sunt caracterizate prin compuși amfoteri.

Proprietățile acido-bazice se modifică periodic, de exemplu, în perioada III:

oxizi
hidroxizi
natura conexiunilor	amfoter	acid slab	acid de putere medie	acid puternic	acid foarte puternic

Multe elemente p pot prezenta o stare de oxidare variabilă, formând oxizi și acizi de diferite compoziții, de exemplu:

Proprietățile acide cresc odată cu creșterea stării de oxidare. De exemplu, un acid este mai puternic, mai puternic, - amfoter, - oxid acid.

Acizii formați din elemente în cea mai mare stare de oxidare sunt agenți oxidanți puternici.

d-Elemente numită și tranzitorie. Sunt situate în perioade mari, între elementele s și p. În elementele d, nouă orbitali care sunt apropiati energetic sunt valența.

Pe stratul exterior sunt 1-2 e electron (ns), restul sunt situate în stratul pre-extern (n-1)d.

Exemple de formule electronice: .

O structură similară a elementelor determină proprietăți comune. Substanțele simple formate din elemente de tranziție sunt metale . Acest lucru se datorează prezenței unuia sau doi electroni la nivelul exterior.

Prezența orbitalilor d parțial umpluți în atomii elementelor d îi determină varietate de stări de oxidare . Pentru aproape toate, starea de oxidare +2 este posibilă - în funcție de numărul de electroni externi. Cea mai mare stare de oxidare corespunde numărului de grup (cu excepția fierului, elementelor subgrupului de cobalt, nichel, cupru). Compușii cu cel mai înalt grad de oxidare sunt mai stabili, similari ca formă și proprietăți cu compușii similari din subgrupele principale:

Oxizii și hidroxizii acestui element d în diferite stări de oxidare au proprietăți acido-bazice diferite. Există un model: odată cu creșterea gradului de oxidare, natura compușilor se schimbă de la bazic prin amfoter la acid . De exemplu:

gradul de oxidare.
oxizi
hidroxizi
proprietăți	principal	amfoter	acid

Datorită diversității stărilor de oxidare pentru chimia elementelor d caracterizată prin reacții redox. În cele mai înalte stări de oxidare, elementele prezintă proprietăți oxidante, iar în starea de oxidare +2 sunt reducătoare. Într-un grad intermediar, compușii pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori.

elementele d au un număr mare de orbitali liberi și deci sunt buni agenți de complexare respectiv, fac parte din compuși complecși. De exemplu:

– hexacianoferat de potasiu (III);

– tetrahidroxozincat de sodiu (II);

– clorură de diamine argint(I);

- triclortriamincobalt.

Întrebări de control

261. Descrieți metodele de laborator și industriale pentru producerea hidrogenului. Ce stare de oxidare poate prezenta hidrogenul în compușii săi? De ce? Dați exemple de reacții în care hidrogenul gazos joacă rolul a) de agent oxidant; b) agent reducător.

262. Ce compuși ai magneziului și calciului sunt utilizați ca materiale de construcție de legare? Ce cauzează proprietățile lor astringente?

263. Ce compuși se numesc var neted și var stins? Scrieți ecuațiile de reacție pentru producerea lor. Ce compus se formează când varul nestins este calcinat cu cărbune? Care este agentul oxidant și reducător din ultima reacție? Scrieți ecuații electronice și moleculare.

264. Scrieți formulele chimice ale următoarelor substanțe: sodă caustică, sodă cristalină, sodă carbonică, potasiu. Explicați de ce soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe pot fi folosite ca degresant.

265. Scrieți ecuația pentru hidroliza peroxidului de sodiu. Cum se numește o soluție de peroxid de sodiu în inginerie? Soluția își va păstra proprietățile dacă este fiartă? De ce? Scrieți ecuația reacției corespunzătoare în formă electronică și moleculară.

266. Pe ce proprietăți ale aluminiului se bazează utilizarea sa a) ca material structural; b) sa obtina beton celular; c) în compoziţia termitelor în timpul sudării la rece. Scrieți ecuațiile reacției.

267. Care este agresivitatea apei naturale și industriale în raport cu aluminiul și cimentul aluminos? Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare.

268. Ce compuși se numesc carburi? În ce grupuri sunt împărțiți? Scrieți ecuațiile de reacție pentru interacțiunea carburilor de calciu și aluminiu cu apa, unde se folosesc?

269. Scrieți ecuațiile de reacție care pot fi folosite pentru a efectua următoarele transformări:

Ce este dioxidul de carbon corosiv?

270. De ce staniul se dizolvă în acid clorhidric și plumbul în acid azotic? Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare în formă electronică și moleculară.

271. Alcătuiți ecuațiile reacțiilor care trebuie efectuate pentru a efectua transformările:

Unde sunt folosite aceste substanțe în tehnologie?

272. Alcătuiți ecuațiile moleculare și electronice pentru reacțiile interacțiunii amoniacului și hidrazinei cu oxigenul, unde sunt aplicate aceste reacții?

273. Ce proprietăți prezintă în reacțiile redox acid sulfuric? Scrieţi în formă moleculară şi electronică ecuaţiile următoarelor interacţiuni: a) acid sulfuric diluat cu magneziu; b) acid sulfuric concentrat cu cupru; c) acid sulfuric concentrat cu cărbune.

274. Pentru îndepărtarea dioxidului de sulf din gazele de ardere pot fi utilizate următoarele metode: a) adsorbție pe oxid de magneziu solid; b) conversie în sulfat de calciu prin reacție cu carbonat de calciu în prezența oxigenului; c) transformarea în sulf liber. Ce proprietăți chimice prezintă dioxidul de sulf în aceste reacții? Scrieți ecuațiile corespunzătoare. Unde pot fi folosite produsele rezultate?

275. Care sunt proprietățile speciale ale acidului fluorhidric? Alcătuiți ecuațiile reacțiilor care trebuie efectuate pentru a efectua transformările:

Dați un nume substanței. Unde sunt folosite datele de transformare?

276. Când clorul reacţionează cu varul stins, se formează înălbitor. Scrieți ecuația reacției, indicați agentul oxidant, agentul reducător. Dați denumirea chimică a produsului rezultat, scrieți formula sa structurală. Unde se folosește înălbitorul?

277. Luați în considerare caracteristicile elementelor d folosind exemplul manganului și al compușilor săi. Sprijiniți-vă răspunsul cu ecuații de reacție. Pentru reacțiile redox, faceți o balanță electronică, indicați agentul de oxidare și agentul reducător.

278. Care bază este mai puternică? De ce? Ce proprietăți prezintă atunci când este fuzionat cu oxizi alcalini și bazici? Scrieți câteva exemple de obținere a unor astfel de compuși. Cum se numesc produsele rezultate?

279. Care săruri de fier le găsesc cel mai mult uz practic unde si la ce sunt folosite? Sprijiniți-vă răspunsul cu ecuații de reacție.

280. Dați denumirile substanțelor, faceți ecuațiile reacțiilor care trebuie efectuate pentru a efectua transformările:

pentru reacțiile redox, faceți ecuații electronice, indicați agentul oxidant, agentul reducător. Ce mediu trebuie menținut în timpul precipitării hidroxidului de crom (III)? De ce?

- (lat. elementa semantică. Hârtie de calc greacă, dintr-un rând, de fapt membru al unui rând), termenul este antic. filozofie, inițial „litere” (alfabet), apoi cele mai simple începuturi, elemente (vechea transcriere rusă a „elementelor”). Deja atomiştii (nr. 240 Lu.) au comparat ... ... Enciclopedie filosofică

Elemente care indică prezența zăcămintelor și a corpurilor de minereu. Ele sunt un semn important de căutare al mineralizării, atunci când principalele metale care formează minereu nu dau concluzii clare cu privire la valoarea geochimică. anomalii. Ele sunt împărțite în mai multe grupe: 1) elemente, ... ... Enciclopedia Geologică

Componentele unui mineral de interes pentru industrie. Elementele electronice includ elemente primare și secundare, inclusiv elemente de impurități, elemente satelit și elemente de aliere. Dicţionar geologic: în 2 volume. M .: Nedra. ...... Enciclopedia Geologică

Prezent în minereu în grade scăzute și extrem de scăzute, dar afectând semnificativ valoarea industrială a opiniei. De obicei, contururile zăcămintelor de minereu nu sunt determinate. Cu o acumulare semnificativă de E. în. conținut minim la bord. util principal ...... Enciclopedia Geologică

ELEMENTE- ELEMENTE (lat. elementa hârtia de calc semantică din greacă στοιχεία, din στοίχος rând, membru propriu al unui rând), termen de filozofie antică, la origine „litere” (alfabet), apoi cele mai simple începuturi, elemente (transcrierea slavonă veche a „ elemente”). Deja…… filozofie antică

Elemente tinere ale lui Yutsis Murphy (și elemente ale lui Yutsis Murphy) elemente ale algebrei de grup ale unui grup simetric, definite ca sume de transpoziții: Elementele comută în perechi (mai mult, un element comută cu toate ... ... Wikipedia

Elemente chimice prezente în minerale ale altor elemente sub formă de impurități izomorfe sau incluziuni mecanice fine; uneori sunt extrase ca componente asociate sau chiar de bază (de exemplu, aur din pirit). În numărul de elemente ...... Dicţionar enciclopedic mare

- (a. elemente chimice; n. chemische Elemente; f. elements chimiques; i. elementos quimicos) componente ale unor corpuri simple și complexe, care sunt o colecție de atomi cu aceeași sarcină de nuclee atomice și același număr de electroni în . .. Enciclopedia Geologică

Elemente minore din geografie și minereuri, formând mine independente. Multe dintre ele sunt de importanță industrială și pot fi izolate în concentrate prin îmbogățire. Vezi Elemente minore. Dicţionar geologic: în 2 volume. M.: Nedra. Sub … Enciclopedia Geologică

- Nr. 105 110 act radioactiv supergreu produs artificial. chimic. elemente. Elemente cu at. numarul 104 110 naz. t r a n s a c t i n o i d n y m şi. Elementul nr. 105 (nuclid cu un număr de masă A = 261, T1 / 2 = 1,6 s) a fost obținut în 1970 la Dubna de un grup de G. H. ... ... Enciclopedia fizică

Caracterizându-l ca unitate de luptă sunt următoarele: elemente de atac - artilerie, torpilă, mină, încărcături de adâncime etc.; elemente de protecție blindaj, protecție împotriva minelor, protecție antichimică; elemente manevrabile viteză, agilitate, ... ... Dicționar marin

Cărți

• , Mirams Peter. „Elementele de nutriție” este o publicație unică, foarte apreciată de profesioniștii din industria gastronomică globală și de iubitorii avansați din întreaga lume. Perfect structurat și...
• Elemente de putere. Enciclopedia vizuală, . „Elementele de nutriție” este o publicație unică, foarte apreciată de profesioniștii din industria gastronomică globală și de iubitorii avansați din întreaga lume. Perfect structurat și...

Familia S include 14 elemente care au electroni de valență în subnivelul S exterior. Elemente S - primele două elemente ale fiecărei perioade, constituind principalele subgrupe ale grupelor I și II, și numai heliul se află în subgrupa principală VIII. Pentru elementele I A ale subgrupului, formula electronică a nivelului exterior este ns 1, iar pentru II A - ns 2. În principalele subgrupe, în direcția de sus în jos, raza atomică crește, energia de ionizare scade, prin urmare, activitatea chimică și proprietățile reducătoare cresc. Pentru elementele I A și II A ale subgrupei, starea de oxidare caracteristică este +1 și +2. Pentru hidrogen, o stare de oxidare de -1 este posibilă atunci când interacționează cu metalele din familia s, deoarece hidrogenul în acest caz are cea mai scăzută activitate reducătoare.

Elementele subgrupului II A prezintă o stare de oxidare de +2 fiind în starea excitată a atomului, în timp ce hibridizarea are loc în funcție de tipul SP, care determină structura liniară a compușilor.

Principalele bioelemente din familia s sunt sodiul, potasiul, magneziul și calciul, ele aparținând „metalelor vieții”. Bioelementele din organism sunt sub formă de cationi cu o stare de oxidare de +1 și +2.

Mai jos este mai mult descriere detaliata acţiunea biologică a celor mai importante elemente S.

Potasiu. Cantitatea de potasiu din organism depinde de vârstă și sex. În medie, conținutul de potasiu din corpul unui adult este de aproximativ 0,23% din greutatea corporală totală (140-180 g). Potasiul se depune în organism (3-4 g zilnic). Acumularea maximă se observă la bărbați tineri, cea minimă - la femeile în vârstă. Potasiul este distribuit în tot organismul. Depozitul principal îl reprezintă mușchii, în care până la 80% din potasiul intracelular este concentrat la o concentrație de 160 mmol/l. Restul potasiului intracelular se găsește în ficat, oase și celule roșii din sânge. În țesuturile corpului, potasiul este în următoarele proporții: 0,4% - plasma sanguină, 1% - lichid intercelular și limfa, 1% - lichid transcelular, 89,6% - lichid intracelular, 7,6% - țesut osos, 0,4% - dens. țesut conjunctivși cartilaj.

Potasiul este un macronutrient vital, localizat mai ales în interiorul celulei - 98% și în lichidul extracelular - 2%. Concentrația ionilor K + în interiorul celulei este de 35 de ori mai mare decât în ​​exteriorul acesteia, iar concentrația ionilor Na + în lichidul extracelular este de 15 ori mai mare decât în ​​interiorul celulei. Menținerea unei distribuții atât de neuniforme a acestor ioni necesită multă energie, deoarece transportul ionilor prin membrană are loc împotriva gradientului concentrațiilor lor. Acest lucru se realizează cu ajutorul unei pompe de potasiu-sodiu, care, datorită reacției exergonice de hidroliză a unei molecule de ATP, elimină trei cationi de sodiu din celulă și direcționează doi cationi de potasiu în celulă.

POMPĂ POTASIU SODIU

ADP + HPO 4 2-

Din cauza unui dezechilibru al sarcinilor electrice transportate suprafata interioara membrana este încărcată negativ, în timp ce membrana exterioară este încărcată pozitiv. Ionii K + și Na + activează adenozin trifosfataza (ATPaza) a membranelor celulare, care furnizează energie pompei de potasiu-sodiu. Activarea altor enzime datorită ionilor K + și Na + este menținerea enzimei într-o stare funcțional activă. Acești ioni au un impact semnificativ asupra activității centralei sistem nervos(CNS). Pentru a evalua homeostazia potasiului în organism, se utilizează conținutul său în plasma sanguină (bază intravasculară), care se menține la un adult la nivelul de 3,5-5,0 mmol/l. Modificările acestui indicator reflectă în mod fiabil modificările conținutului de potasiu atât în ​​lichidul intercelular, cât și în celulele tisulare. Starea de hipokaliemie este observată atunci când potasiul scade sub 3,5-3,8 mmol / l și este asociată cu o creștere a pierderilor de potasiu, de exemplu, atunci când se utilizează diuretice, cu excepția celor care economisesc potasiu. Hipokaliemia se observă în unele boli (diaree, vărsături, hiperaldosteronism etc.). Starea de hipokaliemie se caracterizează prin oboseală, apatie, astenie, slăbiciune musculară, somnolență, pareză intestinală și aritmii (tahicardie), însoțite de alcaloză metabolică. La copii, hipokaliemia pe fondul alcalozei severe duce la o întârziere a creșterii și dezvoltării. Hiperkaliemia, dimpotrivă, contribuie la acidoză, este asociată cu afectarea funcției renale, producția redusă de aldosteron, se observă cu hemoliza eritrocitelor, necroza tisulară, abuzul de medicamente care conțin potasiu (asparcam, panangin etc.), tabel cu conținut de potasiu. înlocuitori de sare. Cu hiperkaliemie, se remarcă iritabilitate, anxietate, greață și obstrucție intestinală. Pericol de viață este o complicație a sistemului de conducere al inimii, care poate determina oprirea acestuia.

Ionii de potasiu sunt implicați în menținerea echilibrului acido-bazic, a echilibrului apă-sare, a tensiunii arteriale normale, în activitatea electrică a creierului, în funcționarea țesutului nervos, în contracția mușchilor scheletici și cardiaci. Potasiul provoacă vasodilatație organe interneși îngustarea vaselor periferice, ceea ce contribuie la creșterea urinării. Potasiul încetinește ritmul contracțiilor inimii și este implicat în reglarea activității inimii.

Ionii de potasiu sunt antagonişti biologici ai ionilor de sodiu. Principalele surse alimentare de potasiu sunt cartofii, produsele lactate, carnea, caise uscate, stafidele și ceaiul negru. Necesarul de potasiu este de 5 g/zi. Potasiul se depune zilnic în organism în cantitate de 3-4 g, timpul de înjumătățire este de 58 de zile.

În medicină, mai multe săruri de potasiu sunt folosite ca diuretice și laxative (acetat de potasiu, tartrat de potasiu), iodură, bromură, permanganat de potasiu, aspartat, orotat, clorură de potasiu și alți compuși sunt utilizați pe scară largă.

Sodiu este principalul ion extracelular. Sodiul asigură constanta presiunii osmotice a biofluidelor (homeostazia osmotică), ca parte a sistemelor tampon, reglează pH-ul mediului intern al organismului în cadrul normelor fiziologice. Ionii de sodiu afectează activitatea sistemului nervos central, participă la transmiterea impulsurilor nervoase prin membranele celulelor nervoase. Ionii de sodiu mențin excitabilitatea normală a fibrelor musculare prin activarea Na-K-ATPazei. Clorura de sodiu (NaCI) este principala sursă de producere a acidului clorhidric (HCl - suc gastric). Un exces de ioni de sodiu duce la retenția de lichide în organism, ceea ce provoacă umflare, crește presiunea. Cationii Na + și K + din sistemele vii sunt antagoniști. Ionii K + și Na + asigură funcționarea pompei de potasiu-sodiu.

Pentru a umple necesarul zilnic de sodiu (» 1 g), 200 g de pâine sunt suficiente. Practica sărarii alimentelor, consumul de chipsuri, nuci sărate și alte alimente duce la un aport excesiv de sodiu (4-10 g).

În medicină, NaCI este utilizat ca soluție izotonică 0,9% pentru deshidratare și ca agent detoxifiant, precum și pentru spălarea rănilor, ochilor, mucoasei nazale, pentru creșterea presiunii osmotice a sângelui, ca soluție hipertonică 3-5% în intervenții chirurgicale pentru curățarea rănilor. Soluția hipertonică 10% este utilizată intravenos pentru sângerări pulmonare, gastrice, intestinale, precum și pentru ameliorarea diurezei (diureza osmotică) și ca gargară pentru durerile de gât. Tiosulfatul de sodiu este folosit în medicină pentru detoxifiere, bicarbonatul (bicarbonat de sodiu) este o componentă a artificială. ape mineraleși limonade și face parte din medicamentele care sunt folosite pentru a neutraliza aciditatea ridicată a sucului gastric.

Litiu se referă la ultramicroelemente. Ionii de litiu pătrund cu ușurință în membranele biologice, cel mai mult litiul se găsește în ganglionii limfatici, plămâni, într-o măsură mai mică în ficat, sânge integral, mușchi, creier, oase și glandele suprarenale. Litiul promovează eliberarea de magneziu din depozitele celulare și inhibă transmiterea unui impuls nervos, reducând excitabilitatea sistemului nervos.

Litiul are proprietăți psihotrope. Este folosit pentru depresie, agresivitate, dependență de droguri. Litiul este capabil să prevină ateroscleroza, bolile de inimă, precum și diabetul, hipertensiunea arterială. Aproximativ 100 mcg de litiu pe zi intră în organism cu alimente și apă. Sursele alimentare de litiu sunt cartofii și roșiile. Utilizarea medicală a compușilor de litiu este limitată. Sărurile de litiu (carbonatul de litiu) sunt utilizate în tratamentul psihozelor maniaco-depresive.

Calciu Este distribuit inegal in organism: aproximativ 99% se gaseste in tesutul osos si doar 1% se gaseste in alte tesuturi. Cu toate acestea, acest calciu de 1% joacă o funcție de reglare metabolică extrem de importantă. Concentrația intracelulară de calciu este de 10 4 ori mai mică decât în ​​lichidul extracelular și plasma sanguină. Acest lucru se datorează faptului că calciul este principalul regulator intracelular al metabolismului. Ionul Ca 2+ funcționează ca cel mai important factor de semnalizare intracelular (mesager secundar), care, împreună cu compușii organici (în special, cAMP), controlează procesele de semnalizare intracelulară și controlul funcțiilor celulare. De asemenea, calciul este important pentru implementarea contactelor intercelulare, funcționarea membranelor celulare, transmiterea impulsurilor nervoase și contracția musculară și reglarea ritmului cardiac. Calciu. prezintă un efect pronunțat antiinflamator și antialergic, crește excitabilitatea sistemului nervos central, afectează funcțiile glandelor endocrine, sporește efectul vasopresinei, care reglează tonusul vascular .. Menținerea unei concentrații fiziologic scăzute de calciu în interiorul celulei (10 -7 mmol/l) este determinată de funcționarea normală a canalelor de calciu și a membranelor celulare a pompelor ionice (Ca++ -ATPaza). Se știe că blocanții canalelor de calciu și alți antagoniști ai calciului (magneziu, potasiu) previn aportul excesiv de calciu în celule și cresc concentrația sa intracelulară. Odată cu creșterea concentrației de calciu în plasma sanguină, cantitatea acestuia în interiorul celulei poate scădea, ceea ce este asociat cu activarea canalelor extracelulare de calciu și potasiu (dependente de calciu). Aceasta duce la hiperpolarizarea membranei celulare din cauza intrării potasiului în celule și, ca urmare, la blocarea canalelor de calciu. O scădere a calciului intracelular în celulele pereților vaselor de sânge determină o scădere a tonusului vascular. Calciul este o componentă a mecanismului în cascadă de coagulare a sângelui (activează conversia protrombinei în trombină, fibrinogenului în fibrină, accelerează agregarea trombocitelor). O scădere a concentrației de calciu în trombocite previne tromboza.

În țesutul osos, calciul este sub formă de hidroxiapatită minerală Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2, care oferă rezistență unghiilor și dinților. Țesutul osos acționează ca un „depozit” de calciu în organism. Sub acțiunea acizilor produși de bacterii se poate produce dizolvarea hidroxiapatitei, ceea ce duce la apariția cariilor.

Ca 10 (RO 4) 6 (OH) 2 + 14H + ¾® 10Ca 2+ + 6H 2 RO 4 - + 2H 2 O

Lipsa de calciu în organism provoacă convulsii, rahitismul se poate dezvolta la copii și osteoporoza la vârstnici. Cu un exces de calciu, există pericolul de stop cardiac, coagularea sângelui crește. Metabolismul calciului în organism este reglat de hormonul paratiroidian (hormonul glandelor paratiroide), calcitonina (hormonul). glanda tiroida), metaboliți ai calciferolului (vitamine din grupa D). Hormonul paratiroidian afectează conținutul de calciu din sânge. Aportul insuficient de calciu determină eliberarea hormonului paratiroidian, care stimulează excreția de calciu din țesutul osos în sânge, contribuind la demineralizarea osului (osteoporoză, rahitism). În același timp, hormonul paratiroidian reglează absorbția calciului în intestin și reabsorbția calciului în rinichi.

Necesarul zilnic de ioni de calciu este de 0,8 - 1,5 g, la gravide 3 - 4 g. O cantitate semnificativă de calciu este prezentă în produsele lactate, mai puțin în verdețurile de grădină, legume, nuci și pește. Absorbția scăzută și pierderea de calciu contribuie la aportul excesiv de fosfat din alimente, luând doze mari de vitamina A, medicamente anticonvulsivante și steroizi.

În medicină se folosesc mulți compuși de calciu (clorură, gluconat, oxid, citrat, aspartat, dolomit, glicerofosfat, o combinație de săruri de calciu cu vitamina D, carbonat). Calciul face parte din vitamina B15.

Magneziu din punct de vedere al conținutului său în organism, ocupă locul 4 după K+, Na+, Ca++, cantitatea sa ajunge la 140 g de magneziu (0,2% din greutatea corporală). Principalul depozit de magneziu se află în oase (60%), din această cantitate (20-30)% putând fi mobilizat dacă este necesar pentru menținerea homeostaziei magneziului a organismului.

Magneziul este cel mai important element intracelular. Participă la procesele metabolice împreună cu potasiul, sodiul, calciul. Magneziul este un cofactor în multe sute de reacții enzimatice. Magneziul participă la metabolismul carbohidraților, acizilor grași superiori, aminoacizilor, afectează cele mai importante etape ale biosintezei proteinelor, biosintezei nucleotidelor și acizilor nucleici.

Un nivel normal de magneziu în organism este esențial pentru furnizarea energiei vitale procese importante, reglarea conducerii neuromusculare, tonusul mușchilor netezi (vase, intestine, bilă și Vezica urinara etc.). Magneziul stimulează formarea proteinelor, reduce excitația în celulele nervoase. Magneziul este implicat în procesele de generare și utilizare a energiei, deoarece acumulatorul și sursa de energie a oricărei celule este molecula macroergică adenozin trifosfat (ATP), care funcționează ca o sare ATP-Mg. De aceea, cu cât activitatea metabolică a celulei este mai mare, cu atât este mai mare necesarul de magneziu. Magneziul și calciul sunt antagoniști, aceste două elemente se înlocuiesc cu ușurință unul pe celălalt din compuși.

Magneziul intră în organism cu alimente și apă. Necesarul zilnic de magneziu (400-600 mg) este egal cu jumătate din necesarul de calciu, îndeplinirea acestui raport fiind justificată fiziologic. Alimentele vegetale sunt deosebit de bogate în magneziu, care este asociat cu prezența magneziului în structura clorofilei. În medicină, preparatele de magneziu sunt folosite pentru a reduce excitabilitate nervoasă, ca medicamente de acțiune sedativă, precum și hipotensivă, medicamente antiaritmice oficiale. În bolile coronariene, magneziul este folosit pentru a dilata vasele de sânge, pentru a îmbunătăți furnizarea de oxigen a miocardului și pentru a ameliora cardiospasmul. Carbonatul de magneziu, oxidul de magneziu este folosit pentru aciditatea crescută a sucului gastric. Sulfatul de magneziu este utilizat ca laxativ, coleretic și analgezic pentru spasmele vezicii biliare. O soluție de sulfat de magneziu este, de asemenea, utilizată ca anticonvulsivant, ca agent antispastic pentru retenția urinară, astm bronsic, hipertensiune.

Stronţiu este un ultramicroelement toxic. În corpul unui adult este de aproximativ 320 mg de stronțiu. Cel mai mare număr este în oase (99%), mai puțin în ganglioni limfatici, plămâni, ovare, ficat și rinichi. Intră în organism cu alimente vegetale și se găsește și în oase și cartilaje. Cu un aport excesiv de stronțiu, apare „rahitismul cu stronțiu” sau „boala urov”, fragilitatea osoasă crescută datorită înlocuirii ionilor de calciu cu stronțiu în țesutul osos. Aceasta este o boală endemică descoperită pentru prima dată la o populație care trăiește în apropierea râului Urov, în Siberia de Est. Format la explozii nucleare Izotopul radioactiv 90 Sr provoacă boala radiațiilor. Afectează țesutul osos și în special măduva osoasă. Acumularea de 90 Sr în atmosferă și în corpul uman contribuie la dezvoltarea leucemiei și a cancerului osos.

Bariu este un ultramicroelement toxic. Mecanismul acțiunii toxice a sărurilor de bariu este că ionii de bariu, având aceeași rază ca ionul de potasiu, concurează cu acesta în procesele biochimice. Bariul este concentrat în principal în retină. Ionii de bariu pot pătrunde și în țesuturile osoase, provocând boli endemice (de exemplu, boala pa-ping). În medicină, sulfatul de bariu este utilizat pentru diagnosticul cu raze X al bolilor tractului digestiv. Nu suferă hidroliză, nu se dizolvă în acidul clorhidric al sucului gastric, drept urmare nu prezintă un efect toxic atunci când este administrat oral, dar este capabil să absoarbă puternic razele X.

Beriliu aparține grupului de ultramicroelemente toxice. Intră în organism atât cu alimente, cât și prin plămâni. Cantitatea totală din corpul unui adult variază de la 0,4 la 40 mcg. Beriliul este prezent în mod constant în sânge, țesut osos și muscular, plămâni, ficat, ganglioni limfatici, oase și miocard. Beriliul este implicat în reglarea metabolismului fosfor-calciu, menținând starea imunitară a organismului. Toți compușii de beriliu sunt otrăvitori. Țesuturile țintă pentru beriliu sunt membranele mucoase umane, precum și piele. Ca urmare a aportului excesiv de săruri de beriliu în organism, apare boala „rahitism cu beriliu”. Beriliul este un antagonist de magneziu, prin urmare, în caz de otrăvire cu săruri de beriliu, se introduce un exces de săruri de magneziu.

Cursul 1

TEMA: S - elemente

Întrebări studiate la prelegere:

1. Hidrogen. Caracteristici generale. Caracteristicile postului în PSE.
2. Proprietățile chimice ale hidrogenului.
3. Apa, proprietățile sale fizice și chimice.
4. S - elemente ale lui I grupuri. Caracteristicile generale ale metalelor alcaline.
5. Găsirea în natură și obținerea metalelor alcaline.
6. Proprietățile fizice și chimice ale metalelor alcaline.
7. caracteristici generale S – elemente din grupa II.
8. Proprietăți speciale ale beriliului.
9. Găsirea în natură și obținerea metalelor din grupul PA.
10. S – elemente din grupa II.
11. Cele mai importante conexiuni S - elemente ale grupelor I și P.
12. S - elemente.

Luarea în considerare a chimiei elementelor începe cu studiul S – elemente. Acestea includ S - elemente ale lui I grupuri (metale alcaline), S - elemente din grupa II, precum și hidrogen și heliu.

Hidrogen. Caracteristici generale.

Caracteristicile poziției în sistemul periodic de elemente

Formula electronică a atomului de hidrogen 1 S1 , raza atomică 0,046 nm. Hidrogenul ocupă o poziție specială în PSE. Se poate pune si in I , iar în VII grupuri. Hidrogenul este situat în eu Grupul PSE, deoarece:

• are un electron de valență;
• este un element S;
• renunță relativ ușor la un electron de valență, prezentând proprietăți reducătoare (cum ar fi metalele alcaline);

În alte privințe, hidrogenul este mai aproape de elemente VII grupuri, adică halogeni:

• ca și halogenii, atomului de H îi lipsește un electron pentru a completa nivelul de energie externă;
• reacționând cu metalele, hidrogenul adaugă un electron de la un partener pentru a forma un anion H- , în timp ce prezintă proprietăți oxidante (cum ar fi halogenii);
• ca și halogenii, hidrogenul formează o moleculă diatomică H, care este stabilă în condiții normale 2 ;
• valoarea energiei de ionizare a atomului de hidrogen (13,6 eV) este mare și este mult mai mare decât energia de ionizare a atomilor de metale alcaline și este apropiată de halogeni;
• Hidrogenul (ca și halogenii) este considerat un nemetal.

În compuși, H poate avea o stare de oxidare de -1 și +1.

Hidrogenul are mai mulți izotopi: protiu H, deuteriu D și tritiu T cu numere de masă 1, 2, respectiv 3. Protiul și deuteriul sunt izotopi stabili. Tritiul este instabil, timpul său de înjumătățire este de 12,26 ani. În compușii naturali, protiul și deuteriul se găsesc în medie într-un raport atomic de 6800:1.

Hidrogenul este larg distribuit în natură. În stare liberă, hidrogenul de pe Pământ este conținut în cantități mici (în gazele vulcanice și gazele din timpul extracției petrolului). Dar sub formă de compuși, se găsește în compoziția apei, cărbunelui, uleiului și este inclus în toate organismele animale și vegetale. În scoarța terestră, este de 17% atomic (sau 1% din greutate). Hidrogenul este cel mai abundent element din spațiu. Reprezintă până la jumătate din masa Soarelui și a multor stele.

Proprietățile fizice ale hidrogenului

Hidrogenul este un gaz incolor, inodor, cel mai ușor dintre toate gazele: de 14,5 ori mai ușor decât aerul. Moleculele de hidrogen sunt mici, mobile, au o rezistență mare (energia de disociere a moleculei este de 436 kJ/mol) și o polarizabilitate scăzută. Prin urmare, se caracterizează prin puncte de topire scăzute (-259 o C) și fierbere (-252,6 o ), precum și solubilitatea sa foarte scăzută în apă (18 ml H 2 în 1 l H2O la 20 o CU). Dar hidrogenul are o proprietate uimitoare - este introdus în structurile cristaline ale unor metale (P d, Pt, Ni ) - aproximativ 1 volum de paladiu absoarbe 850 de volume de N 2 . Mai ales mare este capacitatea hidrogenului de a difuza în metale la temperaturi ridicate și presiuni ridicate. În acest caz, structura metalului este ruptă și rezistența acestuia scade.

Proprietățile chimice ale hidrogenului

În condiții normale, datorită rezistenței moleculelor de H, hidrogen 2 relativ inactiv și interacționează direct numai cu fluor:

H 2 + F 2 \u003d 2 HF.

Când este încălzit, interacționează cu multe nemetale:

t o t o

H2 + Cl2 \u003d 2 HCI; 2H 2 + C ↔ CH 4

2H2 + O2 \u003d 2H2O;

t o , cat t o

3 H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 H 2 + S = H 2 S.

În toate aceste reacții, hidrogenul prezintă proprietățile unui agent reducător. Puterea reducătoare a hidrogenului este folosită și pentru obținerea unor substanțe simple din oxizi sau halogenuri:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O;

SiCl 4 + 2H 2 \u003d Si + 4HCl.

Când interacționați cu meta alcaline și alcalino-pământoase l cu lami, hidrogenul prezintă proprietățile unui agent oxidant, în timp ce hidroși metale dy.

t o t o

H o 2 + 2Na \u003d 2NaH -1, Ca + H 2 \u003d CaH 2.

Hidrururile metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt săruri, legătura dintre ele este ionică. Sunt foarte reactive și, atunci când sunt expuse la apă, sunt aproape complet hidrolizate: NaH + H2O → NaOH + H2.

Apa, proprietățile sale fizice și chimice

Apa pură este un lichid transparent incolor. Apa este cea mai importantă substanță din natură, inclusiv pentru organismele vii. Corpul uman este 65 - 70% apă, în care se dizolvă toate celelalte substanțe necesare vieții organismului. In plus, apa din organism este un mediu in care au loc multe procese biochimice care asigura activitatea vitala a organismului; apa în sine participă la o serie de procese biochimice (hidroliza proteinelor, grăsimilor, carbohidraților etc.). O persoană fără apă trăiește doar 7-8 zile. Odată cu pierderea a 10% din apă, are loc autointoxicarea corpului cu produși de descompunere, iar cu pierderea a 20-21% din apă are loc moartea.

Molecula de apă are o structură unghiulară, unghiul de legătură este de 104,5 O .

Molecula de apă este foarte polară, așa că apa dizolvă multe substanțe și este cel mai bun solvent de pe Pământ. Moleculele de apă sunt puternic asociate unele cu altele datorită capacității de a forma legături de hidrogen. Starea lichidă a apei este caracterizată de asociații (Н 2 O) n , unde « n » cel mai adesea este egal cu 2-4. Prin procese de asociere, apa are o serie de proprietăți caracteristice: temperaturi mari fierberea si topirea. În plus, atunci când apa trece de la o stare solidă la una lichidă, densitatea crește (spre deosebire de majoritatea altor substanțe) și densitatea maximă a apei la +4 O C. Apa pură aproape că nu conduce electricitatea, adică este un electrolit foarte slab. Apa are o capacitate termică anormal de mare (4,18 J/g ∙ K), adică se încălzește și se răcește lent, fiind regulatorul de temperatură pe Pământ (acest lucru este important pentru procesele care au loc într-un organism viu).

Apa naturală nu este niciodată pură. Trecând prin stratul Pământului, apa captează săruri și alte substanțe, prin urmare are o anumită compoziție de substanțe minerale, care este diferită atât în ​​raport calitativ, cât și cantitativ. O astfel de apă se numește apă minerală și, în funcție de compoziția sa, este folosită pentru tratarea diferitelor boli.

Pentru purificarea apei de diverse impurități, apa este supusă unei simple distilare (distilare). Acest proces constă în încălzirea continuă a apei în alambic(distilator) cu îndepărtarea vaporilor de apă rezultați și condensarea ulterioară a acestuia. Rezultatul este apă distilată, în care aproape că nu există impurități. O astfel de apă este folosită ca solvent pentru prepararea soluțiilor de diferite substanțe în practica de laborator, cu cercetare științifică, precum și în medicină și farmacie pentru prepararea soluțiilor apoase de diferite substanțe medicinale.

V chimicapa este o substanță destul de reactivă. Majoritatea proceselor de dizolvare, disociere și hidroliză a substanțelor au loc în apă. Prin urmare, în condiții normale, apa reacționează cu multe substanțe (atât simple, cât și complexe).

Cele mai active metale (alcaline și alcalino-pământoase) reacționează cu apa pentru a elibera H 2 .

2Na + 2HOH → 2NaOH + H2.

Oxizii multor metale și nemetale reacționează cu apa pentru a forma acizi și baze: Na 2 O + HOH → 2 NaOH,

P2O5 + 3HOH → 2H3PO4.

Nemetale (CI2, C, S, Si etc.) reacționează cu apa sau aburul:

C l 2 + HOH ↔ HCl + HClO.

Multe săruri și unele substanțe organice (esteri, amidon și altele) suferă descompunere hidrolitică cu apă:

K 2 CO 3 + HON ↔ KHCO 3 + CON.

Când multe substanțe sunt dizolvate, moleculele sau ionii lor se leagă de moleculele de apă și formează hidrați. Hidrații formați ca urmare a interacțiunii donor-acceptor sunt numiți complexe acvatice - acesta este unul dintre principalele tipuri de compuși complecși: [ Al (H20)6]CI3, [Co (H20)6]CI2.

Hidrații sunt, de regulă, compuși instabili și, în multe cazuri, se descompun atunci când soluția este evaporată. Dar uneori hidrații sunt atât de puternici încât atunci când o substanță dizolvată este eliberată dintr-o soluție, apa intră în cristalele sale. Se obțin hidrați cristalini, iar apa conținută în aceștia se numește apă de cristalizare. Exemple: CuSO 4 ∙ 5 H 2 O, Na 2 SO 4 ∙ 10 H 2 O, AlCl 3 ∙ 6 H 2 O etc.

S - elemente din grupa I

S - elementele I grupele sunt metale alcaline. Ele sunt denumite astfel deoarece hidroxizii lor sunt alcalii (adică baze solubile).

Caracteristicile generale ale metalelor alcaline

Pentru elementele S I grupuri, principalii parametri ai atomilor se modifică în mod deosebit brusc (vezi Tabelul 1). Raza atomului S - elementele crește foarte mult odată cu creșterea numărului ordinal al elementului din grup, și a razei ionului. O creștere bruscă a razei atomice implică o scădere puternică a energiei de ionizare de sus în jos. Energia de ionizare caracterizează capacitatea unui atom de a dona un electron, adică capacitatea reducătoare a unui atom neutru, astfel încât proprietățile reducătoare cresc de sus în jos într-un subgrup.

În comparație cu elementele altor subgrupe, metalele alcaline au cele mai mari dimensiuni de atomi și ioni și cele mai scăzute energii de ionizare, prin urmare au cele mai pronunțate proprietăți metalice și vor fi cei mai puternici agenți reducători.

tabelul 1

Element	Electronic formulă valenţă nivel	Rază atom, nm.	Rază si ea E+, nm.	Energie ionizare E o → E + , ev.	Relativ electro- negativitate (OEO)	Energie disociere diatomic molecule E2, kcal/mol
(pentru comparație)	1S 1 2S1 3S 1 4S1 5S 1 6S1 7S1	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

Metalele alcaline formează molecule diatomice Me 2 , dar puterea de legătură este scăzută (vezi Tabelul 1), prin urmare, în condiții normale, starea acestor substanțe este atomică. Găsit în stare de vapori Li2, Na2, K2 . Energia de disociere a moleculelor diatomice scade de sus în jos în subgrup (hidrogenul iese din acest model, are o energie mare de ionizare și energie de disociere, deoarece are un singur electron, raza atomului este foarte mică, iar electronul). este ținut mai ferm de nucleu).

În compuși, metalele alcaline prezintă un singur S.O. = +1.

Natura relației cu alte elemente, de obicei ionice. Mai mult, deoarece electronegativitatea relativă și energia de ionizare scad de sus în jos în subgrup (vezi Tabelul 1), gradul de ionicitate crește legături chimice in aceleasi legaturi.

Găsirea în natură și obținerea metalelor alcaline

Metalele alcaline în natură se găsesc numai sub formă de compuși, deoarece sunt foarte active. Cel mai larg reprezentat potasiu și sodiu, mai puțin litiu. Rubidiul și cesiul sunt oligoelemente și se găsesc în unele minerale de potasiu și litiu (însoțindu-le). Franciul este un element radioactiv, obținut artificial (pentru izotopul cu cea mai lungă viață, timpul de înjumătățire τ 1/2 = 20 minute).

Cele mai importante minerale de litiu: spodumenul LiAl (SiO 3 ) 2 și ambligonit - LiAl (PO 4 ) F . Cele mai importante minerale de sodiu: NaCl - sare gemă (în pământ), este NaCl și în apa de mare; Na 3 [AlF 6 ] - criolit, Na 2 B 4 O 7 ∙ 10 H 2 O - borax, Na 2 SO 4 ∙ 10 H 2 O - Sarea lui Glauber NaNO 3 - Salpetru chilian și altele. Minerale de potasiu: KS l - silvin, NaCl ∙ KCl - silvinit, K Cl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 O - carnalit, K NO 3 - Salpetru indian.

Sodiul și litiul sunt obținute prin electroliza sărurilor topite (mai rar NaOH ). Metalele sunt precipitate la catod.

Potasiul se obține cel mai adesea prin reducerea din topiturile K Cl sau KOH sodiu: la

KOH + Na = K + NaOH.

Rubidiul și cesiul se obțin prin reducerea lor din cloruri cu calciu sau prin descompunerea termică a compușilor: 2 R c l + Ca \u003d CaC l 2 + 2 R c.

Proprietățile fizice și chimice ale metalelor alcaline

Metale alcaline - metale albe-argintii ușoare (C s - galben auriu). Densitatea litiului, sodiului și potasiului este mai mică decât cea a apei. Sunt ușor de tăiat cu un cuțit (foarte moi), au un punct de fierbere scăzut și un T de topire. Metalele alcaline sunt foarte active și ușor de oxidat, așa că sunt depozitate fie în vid, fie în kerosen, cu care nu interacționează. Dar cesiul și rubidiul sunt depozitate numai în vase sigilate (vid).

Proprietăți chimice:acestea sunt cele mai active metale, iar reactivitatea lor crește în grup de sus în jos. Ei interacționează ușor cu 2 , iar rubidiul și cesiul se autoaprind, iar potasiul se oxidează imediat. Toate metalele alcaline sunt situate la începutul unei serii de potențial electrozi standard ale metalelor, prin urmare reacţionează cu ușurință cu apa și acizii, înlocuind hidrogenul:

2 Na + 2HOH → 2 NaOH + H 2,

mai mult, potasiul se aprinde spontan în apă, în timp ce rubidiul și cesiul se scufundă în fund și reacția este însoțită de o explozie. Aceste reacții caracterizează activitatea chimică ridicată a metalelor alcaline și faptul că aceasta crește în grupul de la litiu la cesiu.

Cam 2

│––––––––––→ Li 2 O, Na 2 O 2, KO 2

│ Ha l 2

Eu + │ ––––––––––→ MeGa l

│ t o, H2

│––––––––––→ MeN

│ t o , S, P, Si

│––––––––––→ sulfuri, fosfuri, siliciuri

│ t o , N 2

│––––––––––→ Me 3 N (litiul reacţionează în condiţii normale).

caracteristici generale S -elementele grupului P

K S - elementele grupului P includ: Be, M g, Ca, Sr, Ba și Ra; Ca, Sr și Ba sunt numite și metale alcalino-pământoase, deoarece bazele lor prezintă proprietăți alcaline, iar oxizii acestor elemente au fost numiți anterior pământuri.

masa 2

Element	Electronic formulă valenţă nivel	Rază atom, nm	Rază si ea E2+, nm	Energie ionizare (E o → E +), ev.	OEO (relativ electronegativitate).
Ve	2S2	0,113	0,034	9,32	1,47
	3S2	0,160	0,074	7,65	1,23
	4S2	0,197	0,104	6,11	1,04
	5S2	0,215	0,120	5,69	0,99
	6S2	0,221	0,133	5,21	0,97
	7S2	0,235	0,144	5,28	0,97

Modele de manifestare a periodicității în S - elementele grupului P sunt aceleași cu cele ale S-elementele I grupuri. Structura de valență nS 2 , adică la nivel electronic extern - doi electroni pe care atomii îi dau cu ușurință.

Raza atomului și raza ionului cresc de sus în jos în grup, iar energia de ionizare scade foarte mult, scade și electronegativitatea relativă, astfel încât activitatea chimică crește de sus în jos în grup.

În compușii S – elemente ale grupului P arată s.d. = +2.

Natura relației cu alte elemente: pentru Be nu s-au găsit compuși cu legătură ionică, pentru elementele rămase o legătură ionică este mai caracteristică, iar în grupa de sus în jos, gradul de ionicitate al legăturii în același tip de compuși crește.

Proprietăți speciale ale beriliului

Beriliul are doar 2 electroni la nivelul său cel mai exterior de electroni. În plus, raza atomului și ionului este mult mai mică decât cea a celorlalți. S -elemente din grupa P, iar energia de ionizare este mult mai mare. Prin urmare, în comparație cu restul S -elementele grupului II este putin activ. Oxidul și hidroxidul de beriliu prezintă proprietăți amfotere.

Beriliul este în multe privințe similar cu aluminiul (asemănare diagonală). Nu formează legături ionice, ci formează doar legături covalente. Ioni simpli Be 2+ nu formează, ci formează ioni complecși [ Fii (OH) 4] 2-, [Fii (H 2 O) 4] 2+, [BeF 4] 2- , unde covalența sa este 4. Se caracterizează prin c.h. = 4 ( sp 3 hibridizarea orbitalilor de valenţă).

Găsirea în natură şi obţinerea metalelor P A ale grupului

În formă liberă, metalele acestui subgrup nu se găsesc în natură, deoarece sunt foarte active. Minerale cheie: Ve 3 A l 2 (SiO 3 ) 6 – beril; M gC03 - magnezit; M gCO 3 ∙ CaCO 3 - dolomit; CSl∙ MgCl2∙6H2O - carnalită. Bariul, stronțiul și calciul din scoarța terestră se găsesc sub formă de carbonați, sulfați, fosfați, fluoruri, silicați. Radiul se găsește în minereurile de uraniu.

Chitanță: obţinută, de regulă, prin electroliza sărurilor topite (asemănătoare metalelor alcaline): electroliza topiturii de BeC l 2 , electroliza topiturii MgCl2 , electroliza unei topituri de cloruri de calciu și stronțiu. Bariul de puritate ridicată se obține prin metoda aluminotermă din BaO.

Proprietati fizice si chimice S – elemente din grupa II.

Proprietăți fizice: S - elemente din grupa II - metale care sunt mai puțin moi decât metalele alcaline (radiul se taie cu un cuțit, restul nu). Sunt mai grele decât apa, refractare. Metalele alcalino-pământoase sunt active în aer, prin urmare sunt depozitate, de regulă, în medii neutre; Ve și M g acoperite cu o peliculă de oxid și sunt stabile în aer.

Proprietăți chimice: Ca, Sr și Ba sunt ușor oxidați de oxigen, iar Be și M g acoperite cu o peliculă de oxid și pentru ca acestea să reacționeze cu O 2 , este necesară încălzirea.

Toate acestea din seria de potențial electrozi standard ale metalelor sunt până la hidrogen, dar Be practic nu se dizolvă în apă, deoarece este acoperit cu o peliculă de protecție; un M g Cu apă rece nu reactioneaza. Ca și analogii săi sunt similare cu sodiul și potasiul și reacţionează bine cu apa, acizii și nemetale active deja în condiții normale. În reacții S - elementele din grupa P cu azot, hidrogen, carbon și siliciu necesită încălzire. Activitatea chimică în seria Ca - Sr - Wa crește. Be nu reacționează direct cu hidrogenul.

│ Cam 2

│ ––––––––––→ MeO

│ H2O

│––––––––––→ Me(OH) 2 + H2

│ Ha l 2

Eu+ │––––––––––→ Mega l 2

│ t o, H2

│––––––––––→ MeH 2

│t o , S, P, C, Si, N 2

│––––––––––→ Me S, Me 3 N 2, Me 3 P 2, CaC 2, Mg 2 Si

Be, fiind amfoter, se dizolvă în acizi și soluții alcaline cu eliberarea de H 2 .

Be + 2 HCl + 4H 2 O → Cl 2 + H 2

Be + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2.

Cele mai importante conexiuni S-elemente ale grupurilor I și P

1. Oxizi.

Oxizi de metale alcaline Me 2 O se obține fie prin oxidarea litiului cu oxigen, fie prin reducerea peroxizilor: la

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O.

Mă oxidează 2 O sunt solide cristaline. Arată proprietățile tipice ale oxizilor bazici. Ușor solubil în apă cu degajarea unei cantități mari de căldură: Me 2O + H20 → 2MeOH.

oxizii de MeO (de ex. S -elemente din grupa II) se obțin prin oxidarea metalelor cu oxigen sau prin descompunerea termică a carbonaților și nitraților:

2Me + O 2 → 2MeO,

CaCO 3 → CaO + CO 2.

MeO sunt solide. VeO și MgO practic nu se dizolvă în apă, restul se dizolvă cu formarea hidroxizilor corespunzători:

MeO + H2O → Me (OH) 2.

Fiind un oxid amfoter, BeO reacționează cu acizi și alcalii:

BeO + 2HCl + 3H2O → [Be (H2O)4] CI2.

BeO + 2NaOH + H2O → Na2.

1. Hidroxizi.

Hidroxizii de metale alcaline MeOH se obțin prin dizolvarea directă a oxizilor în apă (în mod similar pentru metalele alcalino-pământoase):

K2O + H2 O → 2KOH sau BaO + H 2 O → Ba (OH) 2.

În industrie, puteți obține (de exemplu, NaOH ) electroliza soluțiilor apoase de săruri ( NaCl si etc.). În laborator, puteți obține prin reacție:

2Na + 2HOH → 2NaOH + H2.

Fi (OH) 2 și M g (OH ) 2 obtinut indirect - prin alcalinizarea solutiilor sarate:

MgCl2 + 2NaOH → Mg(OH)2 + 2NaCl.

MeOH sunt solide foarte higroscopice, se dizolvă bine în apă (hidroxidul de litiu se dizolvă mai rău), în timp ce sunt aproape complet ionizate în soluție și sunt bazele cele mai puternice. Ele arată toate proprietățile alcalinelor. Solubilitatea și stabilitatea termică a Me(OH)2 creșteri în seria Be(OH)2 → Ba(OH)2 . Hidroxidul de beriliu este insolubil în apămg(Oh) 2 se dizolvă foarte puțin. Proprietăți de bază ale Be(OH)2 la Va(OH)2 crește și Ba(OH)2 se pare caNaOH, care este o bază puternică.

Fii(OH)2 - hidroxid amfoter și este atât o bază slabă, cât și un acid slab (proprietățile acide sunt mai puțin pronunțate decât cele bazice):

Ve(EL) 2 + 2 NSl+2H2 O ↔ Cl2

Fii(OH)2 + 2NaOH ↔ Na2 .

1. sareS– elemente.

Majoritatea sărurilor de metale alcaline sunt foarte solubile în apă (cu excepțiaNaHCO3 , Li3 PO4 , LiFsi etc.).

Prin hidroliza cationică a sărurilorS– elementeeugrupurile nu se scurg, deoarece sunt cationi de baze puternice. Hidroliza acestor săruri are loc prin anionul unui acid slab, de exemplu,N / A2 CO3 , KCNsi etc.:

CUN- + NON ↔ NSN+ OH- .

Numărul de săruri solubile ptS-elementele grupei II sunt mult mai mici decât metalele alcaline. Carbonații de metal alcalino-pământos sunt practic insolubili în apă. Solubilitatea sulfaților, clorurilor și fosfaților dinmg2+ la Wa2+ scade siASA DE4 nu se dizolvă nici măcar în acizi.

Hidroliza săriiS-elementele grupului P:în ceea ce privește cationul, sărurile de beriliu și sărurile foarte puțin de magneziu suferă hidroliză, deoarece Be (OH)2 este o bază slabămg(Oh) 2 - baza de rezistenta medie.

2+ +HOH ↔+ + H3 O+ .

∟ H+ ‗‗‗

Prin anion, berilații sunt supuși hidrolizei, de exemplu, K2 [ Fi(Oh) 4 ] şi sărurile restuluiS- elemente din grupa II, formate din acizi slabi. Berilații sunt puternic hidrolizați și există într-o soluție apoasă numai cu un exces mare de alcali:

[ Fi(OH)4 ] 2- + HOH ↔ [ Fi(EL)3 (H2 O)]- + Oh- .

‗‗‗ H+ ‗‗│

Când interacționați BeF2 cFluorurile de metale alcaline formează fluoroberilați complecși:

VeF2 + 2 CE FACI = K2 [ BeF4 ] este tetrafluoroberilat de potasiu.

Atomul de beriliu din acest complex este în staresp3 – hibridizare, deci ionul [BeF4 ] 2- are forma unui tetraedru. În general, trebuie remarcat faptul că capacitatea de formare complexă înS- elementele grupei P sunt mai mari decât cele ale metalelor alcaline.

Rolul biologic și aplicarea în medicină a compușilor

s-elemente

Dinselemente din corpul uman cea mai mare valoare avea:N / A+ , K+ , Ca2+ , mg2+ . Ele sunt implicate în crearea sistemelor tampon ale organismului, furnizând presiunea osmotică necesară, apariția potențialelor membranare, în transmiterea impulsurilor nervoase (N / A+ , K+ ), formarea structurii (mg2+ , Ca2+ ).

sodiu și potasiu: ionii de sodiu și potasiu sunt distribuiți în tot corpul uman, iar ionii de sodiu sunt în principal parte din fluidele intercelulare, ionii de potasiu sunt în principal în interiorul celulelor.

Se estimează că corpul uman conține 25 de grame de K și 70 de grame deN / A(pentru 70 kg greutate umană). Sensibilitatea (conductibilitatea) nervilor, contractilitatea mușchilor depinde de concentrația ambilor ioni; introducerea ionilor de K+ favorizează relaxarea mușchiului inimii între bătăile inimii. Clorura de sodiu servește ca sursă de formare a acidului clorhidric în stomac. Bicarbonatul de sodiu face parte din tamponul carbonat, care menține echilibrul acido-bazic în fluidele corporale.

Dintre sărurile de sodiu și potasiu, următorii compuși sunt de cea mai mare importanță pentru medicină:

Clorura de sodiu (NaCl) - soluția de clorură de sodiu (0,9% - ser fiziologic) se utilizează pentru perfuzii intravenoase cu pierderi mari de sânge. În plus,NaClutilizat pentru inhalare, pentru tratamentul stărilor catarale ale anumitor mucoase.

Sulfat de sodiu – N / A2 ASA DE4 ∙ 10 H2 O(Sare Glauber) - cristale transparente incolore de amar - gust sarat. În medicină, această sare este folosită ca laxativ și ca antidot pentru otrăvirea cu săruri de bariu și plumb, cu care dă precipitate insolubile.BaSO4 și RvASA DE4 :

N / A2 ASA DE4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2NaCl

N / A2 ASA DE4 + RvCl2 = RvASA DE4 ↓ + 2NaCl

bicarbonat de sodiu – NaHCO3 - pulbere cristalina alba. Se folosește în pulberi, tablete și soluții pentru creșterea acidității sucului gastric, gută, diabet zaharat, cataruri ale tractului respirator superior. O soluție apoasă de bicarbonat de sodiu se administrează intravenos pentru bolile însoțite de acidoză. În exterior, este folosit ca un alcalin slab pentru arsuri acide, spălări și inhalații pentru răceală comună, conjunctivită, stomatită, laringită.

sare tartru KNS4 H4 O6 - pulbere cristalina alba, solubila in apa fierbinte. Se folosește în amestecuri și pulberi ca laxativ ușor.

Acetat de potasiu CH3 DECI BINE- pulbere cristalină culoare alba, se estompează ușor în aer, este un diuretic, funcționează bine pentru edem cardiac și renal.

Iodură de potasiufolosit pentru tratarea bolilor oculare - cataractă, glaucom. Iodura de potasiu este adesea folosită pentru otrăvirea cu săruri de mercur.

carbonat de litiu- folosit in tratament boală mintalăși schizofrenie. Acțiunea se bazează pe înlocuirea ionilor de potasiu, care sunt implicați în conducerea impulsurilor nervoase, cu ioni de litiu. În acest caz, concentrația ionului [Li+ ], deoarece este toxic.

Magneziu și calciu. După caracteristicile lor, ionii lor sunt mai diferiți unul de celălalt decât ionii de sodiu și potasiu. Astfel, ionul de magneziu, în comparație cu ionii de calciu, prezintă o tendință mai mare de a forma legături covalente donor-acceptor cu diverși atomi donatori de electroni (N, O), care fac parte din macromoleculele biologice (proteine, acizi nucleici). Ionii de magneziu formează complexe cu acizii nucleici în celule, participă la transmiterea impulsurilor nervoase, contracția musculară și metabolismul carbohidraților. Magneziul poate fi numit elementul central al proceselor energetice asociate cu fosforilarea oxidativă.

Un exces de magneziu joacă rolul unui deprimant al excitației nervoase, o deficiență provoacă crize convulsive ca urmare a excitabilității crescute a nervilor motori și senzoriali.

Activitatea majorității enzimelor de transfer (transferazelor) depinde de prezența ionilor de magneziu. Magneziul este unul dintre principalii activatori ai proceselor enzimatice. În special, activează enzimele pentru sinteza și descompunerea ATP și este implicat în transferul grupărilor fosfat. Magneziul face parte din clorofile; Subunitățile ribozomilor sunt legate prin ioni de magneziu. Conținutul de magneziu din organism este de aproximativ 42 de grame.

Calciul este unul dintre cele mai abundente elemente din corpul uman. Conținutul său în organism este de aproximativ 1700 de grame la 70 kg de greutate. Ionii de calciu sunt implicați în formarea structurii (Ca este baza țesutului osos), în contracția musculară și în funcționarea sistemului nervos. Permeabilitatea membranelor celulare depinde de conținutul de calciu. Calciul este necesar pentru creșterea oaselor și a dinților, pentru formarea laptelui la femeile care alăptează, pentru reglarea ritmului normal de contracție a inimii și pentru implementarea procesului de coagulare a sângelui. Coagularea sângelui poate fi accelerată prin introducerea unei cantități în exces de săruri de calciu în organism. Vitamina D are un efect semnificativ asupra absorbției și asimilării calciului.

Doza zilnică de Ca necesară organismului este de aproximativ

1 gram. Odată cu scăderea conținutului de calciu din sânge, acesta începe să fie spălat din țesutul osos de către sânge, ceea ce, la rândul său, duce la o curbură a oaselor scheletului. Lipsa de calciu în plasma sanguină poate provoca crampe musculare și chiar convulsii (convulsii severe ale tuturor mușchilor).

Formarea de pietre în tractul biliar și urinar, modificările sclerotice în vasele de sânge sunt, de asemenea, asociate cu depunerea de săruri de Ca în organism, ca urmare a perturbării funcționării normale a organismului.

Ioni de calciu (RCa2+ \u003d 0,104 nm) poate fi înlocuit cu ioni de dimensiuni similare ai unui număr de elemente alcalino-pământoase, de exemplu, ionii de stronțiu (RSr2+ = 0,120 nm) și lantan (RLa3+ = 0,104 nm). Înlocuirea ionilor de Ca din organism cu ioni de cadmiu, mangan și mai ales de stronțiu duce la boli profesionale grave. Deosebit de periculos este stronțiul, care se depune ca urmare a schimbului cu calciul în țesuturile osoase ale corpului. Este aproape imposibil să se extragă stronțiul. O creștere a fondului radioactiv al biosferei poate provoca apariția unui produs de fisiune al elementelor grele din atmosferăSr90 . Așezându-se în oase, acesta din urmă iradiază măduva osoasă și prezintă activitate cancerigenă.

Din compușii lui Ca șimgsunt de mare importanță următoarele:Ca(Oh) 2 - folosit in practica sanitara pentru dezinfectie. Sub formă de apă de var (soluție apoasă saturată de Ca(OH)2 ) se aplică extern ca antiinflamator, astringent și dezinfectant. Când este folosită extern, apa de var este de obicei amestecată cu un fel de ulei, folosit sub formă de emulsii pentru arsuri, precum și în unele boli de piele sub formă de unguente lichide.

Sulfat de magneziu (sare amară)MgSO4 ∙ 7 H2 Ofolosit intern ca laxativ. Efectul său laxativ se datorează efectului de întârziere asupra absorbției apei din intestine. Datorita presiunii osmotice create de aceasta sare, apa este retinuta in lumenul intestinal si contribuie la miscarea mai rapida a continutului intestinal. Sulfatul de magneziu este utilizat în tratamentul tetanosului, afecțiunilor convulsive. În caz de hipertensiune arterială, se administrează intravenos și ca agent coleretic - în duoden.

Clorura de calciu (CaCl2 ) șigluconat de calciusunt utilizate pe scară largă ca antialergice și decongestionante. Proprietățile antialergice și antiedematoase ale calciului se datorează faptului că scade permeabilitatea pereților capilari.

Gips ars (2CaSO4 ∙ H2 O) obtinut prin calcinarea gipsului naturalCaSO4 ∙ 2 H2 O. Când este amestecat cu apă, se întărește rapid, transformându-se înapoi în gips cristalin. Utilizarea sa în medicină pentru gips pentru fracturile osoase se bazează pe această proprietate.

Carbonat de calciu (CaCO3 ) Este folosit intern nu numai ca preparat de calciu, ci și ca mijloc de adsorbție și neutralizare a acizilor. Un preparat deosebit de pur este utilizat pentru fabricarea pudrei de dinti.

Hidroxid de magneziu carbonat (3MgCO3 ∙ mg(Oh) 2 ∙3 H2 O) aplicat extern sub formă de pulbere.

oxid de magneziu (MgO) Se folosește în doze mici ca laxativ pentru otrăvirea cu acid. Inclus în pulberile de dinți, folosit pentru creșterea acidității sucului gastric.

Toți compușii de bariu, cu excepțiaBaSO4 , otrăvitoare.sulfat de bariudatorită insolubilității sale și datorită capacității de a absorbi puternic razele X sub formă de suspensie, este utilizat pentru fluoroscopia tractului gastrointestinal.

H2 O2 - peroxid de hidrogen - soluția 3% se aplică extern ca dezinfectant (proprietățile dezinfectante se bazează pe proprietățile oxidante ale H2 O2 ).

Preparate pe bază de compușis-elemente,

folosit în stomatologie

Pentru prevenirea cariilor se folosesc medicamente:gluconat de calciu, lactat de calciu, glicerofosfat de calciu.

Remodant- un preparat sintetizat din materiale naturale, contine un complex de macro si microelemente necesare remineralizarii smaltului: calciu 4,35%, fosfor 1,36%, magneziu 0,15%, precum si microelemente (mangan, fier, zinc, cupru etc.).

Pregătiri pe bază dehidroxid de calciuCa(OH)2 , sunt utilizate ca substanțe odontotrope, a căror acțiune se bazează pe stimularea proprietăților protectoare ale pulpei dentare, a căror manifestare este formarea dentinei secundare. În plus, hidroxidul de calciu are un efect antiinflamator datorită neutralizării reacției acide a mediului. O concentrație mare de ioni de hidroxid oferă un efect bactericid. Preparatele care conțin hidroxid de calciu includ următoarele: calmecină, pastă de calcină, caloxid etc.

Pentru prevenirea cariilor se folosesc preparate cu stronțiu, în specialclorură de stronțiu (SrCl2 ). Se folosește sub formă de soluție apoasă 25% pentru frecarea unei suprafețe dentare pre-uscate.

În cazul hiperesteziei dentinei, se folosesc analgezicebicarbonat de sodiu (N / A2 CO3 ), bicarbonat de sodiu (NaHCO3 ), carbonat de magneziu (MgCO3 ) in diverse combinatii cu alte substante medicinale pentru aplicatii si frecare in tesuturile dure ale dintelui.