Специальная (коррекционная)
общеобразовательная школа – интернат для незрячих
и слабовидящих детей г. Перми
Реферат выполнили
ученики 10 класса
Пономарев Олег,
Коршунов Артем
Руководитель:
Л.Ю. Захарова ,
учитель химии
г. Пермь
Введение
Общая характеристика элементов I А-группы
4 – 10
1.1. История открытия и распространение в природе щелочных металлов
4 – 5
5 - 6
6 – 8
8 – 9
9 – 10
Биологическая роль элементов I А-группы. Их применение в медицине
11 – 17
Пути поступления щелочных металлов в организм человека
18 – 21
Практическая работа
22 – 23
Выводы
24 – 25
Используемая литература
Введение
Давно настало время, когда каждый должен задуматься сам над своим здоровьем и не только над своим. Знания, получаемые в школе, например, по химии, мы не очень часто используем в повседневной жизни. Тем не менее, именно этот предмет может стать источником знаний о нашем здоровье. Благодаря химии мы узнаем, каким образом вещества нашей планеты влияют на процессы жизнедеятельности организма, да и в целом на саму жизнь человека, что полезно нам и в каких количествах и, наконец, что вредно и до какой степени.
Организм человека – это сложная химическая система, которая не может функционировать самостоятельно, без связи с окружающей средой. Доказано, что в живом организме присутствуют почти все химические элементы: одни – являются макроэлементами, а содержание других ничтожно, это – микроэлементы. Пути поступления элементов в организм различны, разнообразно и влияние их на организм, но каждый выполняет свою биологическую роль.
В рамках одной работы невозможно изучить значение каждого элемента. Мы выбрали самую первую группу химических элементов периодической системы Д.И.Менделеева.
Цель данного исследования – изучить биологическую роль щелочных металлов для человеческого организма.
В этой связи мы решили выяснить следующие вопросы для каждого металла IА группы:
общая характеристика и особенности строения атомов каждого элемента, а также свойства образуемых ими веществ;
нахождение элемента в организме;
потребности организма в нем;
влияние избытка и недостатка элемента на здоровье человека;
природные источники;
способы обнаружения элемента.
1. Общая характеристика элементов I А-группы
Период
Группа
В I А-группу входят s -элементы - щелочные металлы, исключительно важные для нормальной жизни животных и людей. Наибольшее значение для организмов имеют макроэлементы натрий и калий.
3 Li
11 Na
19 K
37 Rb
55 Cs
87 Fr
1.1. История открытия и распространение в природе
щелочных металлов
Название «щелочные металлы» связано с тем, что гидроксиды двух главных представителей этой группы – натрия и калия – издавна были известны под названием щелочей. Из этих щелочей, подвергая их в расплавленном состоянии электролизу, Г.Дэви в 1807г. впервые получил свободные калий и натрий. Й.Берцелиус предложил назвать элемент №11 натрием (от арабского натрун – сода), а элемент №19 по предложению Гильберта получил название калий (от арабского алкали – щелочь).
Остальные металлы выделены учеными из соединений позже. Литий был открыт шведским химиком И.Арфведсоном в 1817г., и по предложению Й.Берцелиуса назван литием (о греческого литос – камень), т.к. в отличие от калия, который до тех пор находили только в золе растений, он был обнаружен в камне.
Рубидий выделили в 1861г., цезий – в 1860г. Франций получен искусственно в 1939г. французской исследовательницей М.Пере при распаде актиния, является радиоактивным элементом.
Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Некоторые их природные соединения, в частности соли натрия и калия, довольно широко распространены, они содержатся во многих минералах, растениях, природных водах.
Натрий и калий принадлежат к распространенным элементам: содержание каждого из них в земной коре равно приблизительно 2% по массе. Оба металла входят в состав различных минералов и норных пород силикатного типа.
Хлорид натрия NaCl содержится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержатся довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлорида KCl или двойных солей с натрием и магнием KCl ∙MgCl 2 . Однако большие скопления солей калия, имеющие промышленное значение, встречаются редко. Наиболее важными из них являются соликамские месторождения (сильвинит) в России, страссфуртские – в Германии и эльзаские – во Франции.
Залежи натриевой селитры NaNO 3 находятся в Чили. В воде многих озер содержится сода Na 2 CO 3 . Наконец, огромные количества сульфата натрия Na 2 SO 4 находятся в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря, где эта соль в зимние месяцы толстым слоем осаждается на дне.
Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены литий, рубидий и цезий. Чаще других встречается литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Рубидий и цезий содержатся в небольших количествах в некоторых литиевых минералах.
Франций в природе встречается в ничтожных количествах (на всем земном шаре его едва ли найдется 500г), получается искусственно.
1.2. Строение и свойства атомов щелочных металлов
Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns 1 , т.е. атомы этих элементов имеют по одному валентному электрону на s -подуровне внешнего энергетического уровня. Соответственно, устойчивая степень окисления щелочных металлов равна +1.
Все элементы IA -группы очень сходны по свойствам, что объясняется однотипным строением не только валентной электронной оболочки, но и предвнешней (за исключением лития).
С ростом радиуса атома в группе Li – Na – K – Rb – Cs – Fr ослабевает связь валентного электрона с ядром. Соответственно, в этом ряду энергия ионизации атомов щелочных металлов уменьшается.
Имея на валентных оболочках один электрон, расположенный на большом расстоянии от ядра, атомы щелочных металлов легко отдают электрон. Это обусловливает низкую энергию ионизации. В результате ионизации образуются катионы Э + , имеющие устойчивую электронную конфигурацию атомов благородных газов.
В таблице представлены некоторые свойства атомов щелочных металлов.
Характеристика
3 Li
11 Na
1 9 K
37 Rb
55 Cs
87 Fr
Валентные электроны
2s 1
3s 1
4s 1
5s 1
6s 1
7s 1
Молярная масса, г/моль
23,0
39,1
85,5
132,9
Металлический радиус атома, пм
Кристаллический радиус атома, пм
Энергия ионизации,
кДж/моль
Щелочные металлы – наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у них особенно ярко.
1.3. Щелочные металлы – простые вещества
Серебристо-белые мягкие вещества (режутся ножом), с характерным блеском на свежесрезанной поверхности. На воздухе блестящая поверхность металла сейчас же тускнеет вследствие окисления.
Все они легкие и легкоплавкие, причем, как правило, плотность их возрастает от Li к Cs , а температура плавления, наоборот, уменьшается.
Характеристика
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Плотность, г/см 3
0,53
0,97
0,86
1,53
Твердость (алмаз = 10)
Электропроводность (Hg = 1)
11,2
13,6
Температура плавления, C
Температура кипения, C
1350
Стандартный электродный потенциал, В
3,05
2,71
2,92
2,93
2,92
Координационное число
4, 6
4, 6
6, 8
Все щелочные металлы имеют отрицательные стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, большие по абсолютной величине. Это характеризует их как очень сильные восстановители. Лишь литий несколько уступает многим металлам по химической активности.
Несмотря на общность свойств, натрий и в особенности литий отличаются от других щелочных металлов. Последнее, прежде всего, обусловлено существенным различием радиусов их атомов и строения электронных оболочек.
Щелочные металлы относятся к числу наиболее активных в химическом отношении элементов. Химическая активность щелочных металлов закономерно увеличивается с ростом радиуса атомов.
Li Na K Rb Cs Fr
Увеличивается химическая активность,
Увеличивается радиус атома
Щелочные металлы активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами.
При взаимодействии с кислородом литий образует оксид Li 2 O , а остальные щелочные металлы - пероксиды Na 2 O 2 и надпероксиды KO 2 , RbO 2 , CsO 2 . Например:
4Li (т) + O 2 (г) = 2Li 2 О(т)
2Na (т) + O 2 (г) = Na 2 O 2 (т)
K (т) + O 2 (г) = KO 2 (т)
Активно взаимодействуют щелочные металлы с галогенами , образуя галогениды ЭГ; с серой - с образованием сульфидов Э 2 S . Непосредственно с азотом щелочные металлы, за исключением лития, не реагируют.
2Э(т) + Cl 2 (г) = 2ЭCl (т)
2Э(т) + S (т) = Э 2 S (т)
Все щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водой , образуя гидроксиды ЭОН – щелочи и восстанавливая воду до водорода:
2Э (т) + 2Н 2 О(ж) = 2ЭОН(р) + Н 2 (г)
Интенсивность взаимодействия с водой значительно увеличивается в ряду Li - Cs .
Восстановительная способность щелочных металлов настолько велика, что они могут даже восстанавливать атомы водорода, превращая их в отрицательно заряженные ионы Н - . Так, при нагревании щелочных металлов в струе водорода получаются их гидриды, например:
2Э(т) + Н 2 (г) = 2ЭН
1.4. Применение щелочных металлов
Щелочные металлы и их соединения широко используются в технике.
Литий применяется в ядерной энергетике. В частности изотоп 6 Li служит промышленным источником для производства трития, а изотоп 7 Li используется как теплоноситель в урановых реакторах. Благодаря способности лития легко соединяться с водородом, азотом, кислородом, серой, он применяется в металлургии для удаления следов этих элементов из металлов и сплавов.
Используется литий и его соединения и в качестве топлива для ракет. Смазки, содержащие соединения лития, сохраняют свои свойства в широком интервале температур. Применяется литий в керамической, стекольной и других отраслях химической промышленности. Вообще, по значимости в современной технике этот металл является одним из важнейших редких элементов.
Цезий и рубидий применяются для изготовления фотоэлементов. В этих приборах, преобразующих лучистую энергию в энергию электрического тока и основанных на явлении фотоэффекта, используется способность атомов цезия и рубидия отщеплять валентные электроны при действии на металл лучистой энергии.
Важнейшие области применения натрия – это атомная энергетика, металлургия, промышленность органического синтеза.
В атомной энергетике натрий и его сплав с калием применяется в качестве жидкометаллических теплоносителей. Сплав натрия с калием, содержащий 77,2% калия, находится в жидком состоянии в широком интервале температур, имеет высокий коэффициент теплопередачи и не взаимодействует с большинством конструкционных материалов.
В металлургии натрийтермическим методом получают ряд тугоплавких металлов. Кроме того, натрий используется как добавка, упрочняющая свинцовые сплавы.
В промышленности органического синтеза натрий используется при получении многих веществ. Он служит также катализатором при получении некоторых органических полимеров.
Калий принадлежит к числу элементов, необходимых в значительном количестве для питания растений. Хотя в почве находится довольно много солей калия, но и уносится его с некоторыми культурными растениями также очень много. Особенно много калия уносит лен, конопля и табак. Для пополнения убыли калия из почвы, необходимо вносить в почву калийные удобрения.
1.5. Соединения щелочных металлов
Оксиды Э 2 О – твердые вещества. Имеют ярко выраженные основные свойства: взаимодействуют с водой, кислотами и кислотными оксидами. например:
Э 2 О(т) + Н 2 О(ж) = 2ЭОН (р)
Пероксиды и надпероксиды Э 2 О 2 и ЭО 2 щелочных металлов - сильные окислители. Натрий пероксид и калий надпероксид применяют в замкнутых объектах (подводных лодках, космических кораблях) для поглощения углекислого газа и регенерации кислорода:
2Na 2 O 2 (т) + 2CO 2 (г) = 2Na 2 CO 3 (т) + O 2 (г)
4KO 2 (т) + 2СO 2 (г) = 2K 2 CO 3 (т) + 3O 2 (г)
Пероксид натрия применяется также для отбеливания тканей, шерсти, шелка и т.п.
Щелочи – твердые, белые, очень гигроскопичные кристаллические вещества, относительно легкоплавки и хорошо растворимы в воде (за исключением LiOH ). Твердые щелочи и их концентрированные растворы разъедающие действуют на ткани, бумагу и живые ткани вследствие обезвоживания и щелочного гидролиза белков. Поэтому работа с ними требует защитных мер предосторожности. Ввиду сильного разъедающего действия, эти щелочи называют едкими (NaOH – едкий натр, каустик, КОН – едкое кали).
Щелочи хорошо растворяются в воде с выделением большого количества теплоты, проявляют ярко выраженные свойства сильных растворимых оснований: взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, солями, амфотерными оксидами и гидроксидами.
Едкий натр применяется в больших количествах для очистки нефтепродуктов. в бумажной и текстильной промышленности, для производства мыла и волокон.
Едкое кали дороже и применяется реже. Основная область его применения – производство жидкого мыла.
Соли щелочных металлов – твердые кристаллические вещества ионного строения. Наиболее важные из них – карбонаты, сульфаты, хлориды.
Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (за исключением солей лития: Li 2 CO 3 , LiF , Li 3 РО 4).
С многоосновными кислотами щелочные металлы образуют как средние (Э 2 SO 4 , Э 3 РО 4 , Э 2 СО 3 , Э 2 SO 3 и др.), так и кислые (ЭНSO 4 , ЭН 2 РО 4 , Э 2 НРО 4 , ЭНСО 3 и т.д.) соли.
Na 2 CO 3 - карбонат натрия, образует кристаллогидрат Na 2 CO 3 ∙10H 2 CO 3 , известный под названием кристаллическая сода, которая применяется в производстве стекла, бумаги, мыла. Это средняя соль.
В быту более известна кислая соль – гидрокарбонат натрия NaHCO 3 , она применяется в пищевой промышленности (пищевая сода) и в медицине (питьевая сода).
К 2 СО 3 – карбонат калия, техническое название – поташ, используется в производстве жидкого мыла и для приготовления тугоплавкого стекла, а также в качестве удобрения.
Na 2 SO 4 ∙10Н 2 О – кристаллогидрат сульфата натрия, техническое название глауберова соль, применяется для производства соды и стекла, а также в качестве слабительного средства.
NaCl – хлорид натрия, или поваренная соль, является важнейшим сырьем в химической промышленности, широко применяется в быту.
2. Биологическая роль s -элементов IA -группы. Их применение в медицине
Химический элемент, Э
10 -4 %
0,08%
0,23%
10 -5 %
10 -4 %
Щелочные металлы в виде различных соединений входят в состав тканей человека и животных.
Натрий и калий относятся к жизненно необходимым элементам, постоянно содержатся в организме, участвуют в обмене веществ. Литий, рубидий и цезий так же постоянно содержатся в организме, однако физиологическая и биохимическая роль их мало выяснена. Их можно отнести к примесным микроэлементам.
В организме человеке щелочные металлы находятся в виде катиона Э + .
Сходство электронного строения ионов щелочных металлов, а, следовательно, и физико-химических свойств соединений определяет и близость их действия на биологические процессы. Различия в электронной структуре обусловливают их разную биологическую роль. На этой основе можно прогнозировать поведение щелочных металлов в живых организмах.
Так, натрий и литий накапливаются во внеклеточной жидкости, а калий, рубидий и цезий - во внутриклеточной. Литий и натрий особенно близки по биологическому действию. Например, они очень похожи по ферментоактивирующим свойствам.
Близость свойств натрия и лития обусловливает их взаимозамещаемость в организме. В связи с этим при избыточном введении ионов натрия или лития в организм они способны эквивалентно замещать друг друга. На этом основано введение хлорида натрия при отравление солями лития. В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие между ионами натрия и лития в организме сдвигается в направлении выведения ионов Li + , что приводит к снижению его концентрации и достижению лечебного эффекта.
Рубидий и цезий близки по физико-химическим свойствам к иону калия, поэтому в живых организмах они ведут себя сходным образом. В изученных системах калий, рубидий и цезий являются синергистами, а с литием - антагонистами. На сходстве рубидия и калия основано введение в организм солей калия при отравлении солями рубидия.
Натрий и калий, как правило, являются антагонистами, но в ряде случаев близость многих физико-химических свойств обусловливает их взаимозамещение в живых организмах. Так, например, при увеличении количества натрия в организме усиливается выведение калия почками, т. е. наступает гипокалиемия.
Литий. Содержание лития в организме человека около 70 мг (10 ммоль). Литий является одним из ценнейших микроэлементов, или, как о нем еще говорят, мини-металлов. Когда-то литием лечили подагру и экзему. А в 1971г. в журнале «Медицинские новости» появилось интересное сообщение: в тех местностях, где в питьевой воде содержится большое количество лития, люди добрее и спокойнее, среди них меньше грубиянов и скандалистов, значительно меньше психических заболеваний. Были выявлены психотропные свойства этого металла. Литий начали применять при депрессии, ипохондрии, при агрессивности и даже наркомании.
Однако литий может быть как «добрым», так и «злым». Бывали случаи, когда при инъекционном лечении литием, проходило мощное нарушение обмена веществ, и серьезные последствия этого неизбежны.
Соединения лития у высших животных концентрируются в печени, почках, селезенке, легких, крови, молоке. Максимальное количество лития найдено в мышцах человека. Биологическая роль лития как микроэлемента пока до конца не выяснена.
Доказано, что на уровне клеточных мембран ионы лития конкурируют с ионами натрия при проникновении в клетки. Очевидно, замещение ионов натрия в клетках ионами лития связано с большей ковалентностью соединений лития, вследствие чего они лучше растворяются в фосфолипидах.
Установлено, что некоторые соединения лития оказывают положительное влияние на больных маниакальной депрессией. Всасываясь из желудочно-кишечного тракта, ионы лития накапливаются в крови. Когда концентрация ионов лития достигает 0,6 ммоль/л и выше, происходит снижение эмоциональной напряженности и ослабление маниакального возбуждения. Вместе с тем содержание ионов лития в плазме крови нужно строго контролировать. В тех случаях, когда концентрация ионов лития превышает 1,6 ммоль/л, возможны отрицательные явления.
Сейчас известно, что кроме психотропного действия, литий обладает свойствами предупреждать склероз, болезни сердца, в какой-то степени диабет и гипертонию. Он «помогает» магнию в его антисклеротической защите.
В конце 1977г. были опубликованы результаты исследований, проведенных в краковской гематологической клинике. Исследования были посвящены вопросам влияния лития на кроветворную систему. Оказалось, что этот микроэлемент активизирует действие еще не погибших клеток костного мозга. Сделанное открытие может сыграть важную роль в борьбе с раком крови. Исследования еще продолжаются. Хочется верить, что их результаты принесут людям неоценимую помощь.
Натрий. Содержание натрия в организме человека массой 70кг составляет около 60г (2610 ммоль). Из этого количества 44% натрия находится во внеклеточной жидкости и 9%- во внутриклеточной.
Остальное количество натрия находится в костной ткани, являющейся местом депонирования иона Na + в организме. Около 40% натрия, содержащегося в костной ткани, участвует в обменных процессах и благодаря этому, скелет является либо донором, либо акцептором ионов натрия, что способствует поддержанию постоянства концентрации ионов натрия во внеклеточной жидкости.
Натрий является основным внеклеточным ионом. В организме человека находится натрий в виде его растворимых солей, главным образом хлорида NaCl, фосфата Na 3 PO 4 и гидрокарбоната NaHCO 3 .
Натрий распределен по всему организму: в сыворотке крови, спинномозговой жидкости, глазной жидкости, пищеварительных соках, желчи, почках, коже, костной ткани, легких, мозге.
Ионы натрия играют важную роль в обеспечении постоянства внутренней среды человеческого организма, участвует в поддержании постоянного осмотического давления биожидкости, обеспечивает кислотно-щелочное равновесие организма. ионы натрия участвуют в регуляции ионного обмена и влияют на работу ферментов. Вместе с ионами калия, магния, кальция, хлора ион натрия участвует в передаче нервных импульсов через мембраны нервных клеток и поддерживает нормальную возбудимость мышечных клеток.
При изменении содержания натрия в организме происходят нарушения функций нервной, сердечно-сосудистой и других систем, гладких и скелетных мышц. Хлорид натрия NaCl служит основным источником соляной кислоты для желудочного сока.
В организм человека натрий поступает в основном в виде поваренной соли NaCl. Истинная ежедневная потребность организма в натрии составляет 1г, хотя среднее потребление этого элемента достигает 4 - 7г.
Непрерывное избыточное потребление NaCI способствуют появлению гипертонии. В организме здорового человека поддерживается равновесие между количеству потребляемого и выделяемого натрия. Около 90% потребляемого натрия выводится с мочой, а остальные - с потом и калом.
Итак, подведем итог: ионы натрия играют важную роль:
в обеспечение осмотического гомеостаза
в обеспечение кислотно-основного равновесия организма
в регулировании водного обмена
в работе ферментов
в передаче нервных импульсов
в работе мышечных клеток
Изотонический раствор NaCI (0,9%) для инъекций вводят подкожно, внутривенно и в клизмах при обезвоживании организма и при интоксикациях, а также применяют для промывания ран, глаз, слизистой оболочки носа, а также для растворения различных лекарственных препаратов.
Гипертонические растворы NaCI (3-5-10%) применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран. Применение таких компрессов способствует по законом осмоса отделению гноя из ран и плазмолизу бактерий (антимикробное дейстие). 2-5%-ный раствор NaCI назначают внутрь для промывания желудка при отравлении AgNO 3 , который при этом превращается в малорастворимый и нетоксичный хлорид серебра:
Ag + + CI - = AgCI (т)
Сода питьевая (натрий гидрокарбонат, сода двууглекислая) NaHCO 3 используется при различных заболеваниях, сопровождающихся повышенной кислотностью - ацидозом (диабет и др.). Механизм снижения кислотности заключается во взаимодействии NaHCO 3 с кислыми продуктами. При этом образуются натриевые соли органических кислот, которые в значительной мере выводятся с мочой, и углекислый газ, покидающий организм с выдыхаемым воздухом:
NaHCO 3 (p) + RCOOH (p) → RCOONa(p) + H 2 O(ж) + CO 2 (г)
Используют NaHCO 3 и при повышенной кислотности желудочного сока, язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки. При приеме NaHCO 3 протекает реакция нейтрализации избыточной соляной кислоты:
NaHCO 3 (р) + HCl (р) = NaCl (р) + H 2 O (ж) + CO 2 (г)
Следует иметь в виду, что применение питьевой соды должно быть осторожным, т.к. может вызвать ряд побочных эффектов.
Растворы питьевой соды применяют в виде полосканий, промываний при воспалительных заболеваниях глаз, слизистых оболочек верхних дыхательных путей. Действие NaHCO 3 в качестве антисептического средства основано на том, что в результате гидролиза водный раствор соды проявляет слабощелочные свойства:
NaHCO 3 + H 2 O ↔ NaOH + H 2 CO 3
При воздействии щелочей на микробные клетки происходит осаждение клеточных белков и вследствие этого гибель микроорганизмов.
Глауберова соль (сульфат натрия) Na 2 SO 4 ∙10H 2 O применяют в качестве слабительного средства. Эта соль медленно всасывается из кишечника, что приводит к поддержанию повышенного осмотического давления в полости кишечника в течение длительного времени. В результате осмоса происходит накопление воды в кишечнике, содержимое его разжижается, сокращения кишечника усиливаются, и каловые массы быстрее выводятся.
Бура (тетраборат натрия) Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O применяют наружно как антисептическое средство для полосканий, спринцеваний, смазываний. антисептическое действие буры аналогично действию питьевой соды и связано с щелочной реакцией среды водного раствора этой соли, а также с образованием борной кислоты:
Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O ↔ 4H 3 BO 3 + 2NaOH
Гидроксид натрия в виде 10%-ного раствора NaOH входит в состав силамина, применяемого в ортопедической практике для отливки огнеупорных моделей при изготовлении цельнолитых протезов из кобальтохромового сплава.
Радиоактивны изотоп 24 Na в качестве метки применяют для определения скорости кровотока, кроме того, он используется для лечения некоторых форм лейкемии.
Калий. C одержание калия в организме человека массой 70кг составляет примерно 160г (4090 ммоль). Калий является основным внутриклеточным катионом, составляя 2/3 от общего количества активных клеточных катионов. В большинстве случаев калий является антагонистом натрия.
Из общего количества калия, содержащегося в организме, 98% находится внутри клеток и лишь около 2% - во внеклеточной жидкости. Калий распространен по всему организму. Его топография: печень, почки, сердце, костная ткань, мышцы, кровь, мозг и т.д.
Ионы калия К + играют важную роль в физиологических процессах:
сокращение мышц
в нормальном функционировании сердца
участвует в передаче нервных импульсов
в обменных реакциях
активизирует работу ряда ферментов, находящихся внутри клетки
регулирует кислотно-щелочное равновесие
Обладает защитными свойствами против нежелательного действия избытка натрия и нормализует давление крови. В организме людей, употребляющих в пищу много богатых калием овощей, – вегетарианцев – количество калия и натрия находятся в равновесии. Эти люди чаще всего имеют более низкие показатели кровяного давления, нежели их сограждане, увлекающиеся мясом.
Оказывает противосклеротическое действие
Калий обладает способностью усиливать образование мочи
Взрослый человек обычно потребляет с пищей 2 – 3 г калия в сутки. Концентрация ионов калия во внеклеточной жидкости, включая плазму, составляет в норме 3,5 – 5,5 ммоль/л, а концентрация внутриклеточноко калия – 115 – 125 ммоль/л.
Рубидий и цезий. По содержанию в организме человека рубидий и цезий относятся к микроэлементам. Они постоянно содержатся в организме, но биологическая роль их еще не выяснена.
Рубидий и цезий найдены во всех исследованных органах млекопитающих и человека. Поступая в организм с пищей, они быстро всасываются из желудочно-кишечного тракта в кровь. Средний уровень рубидия в крови составляет 2,3-2,7 мг/л, причем его концентрация в эритроцитах почти в три раза выше, чем в плазме. Рубидий и цезий весьма равномерно распределяется в органах и тканях, причем, рубидий, в основном, накапливается в мышцах, а цезий поступает в кишечник и вновь реабсорбируется в нисходящих его отделах.
Известна роль рубидия и цезия в некоторых физиологических процессах. В настоящее время установлено стимулирующее влияние этих элементов на функции кровообращения и эффективность применения их солей при гипотониях различного происхождения. В лаборатории И.П.Павлова С.С.Боткиным было установлено, что хлориды цезия и рубидия вызывают повышение артериального давления на длительное время и, что это действие связано, главным образом, с усилением сердечно-сосудистой деятельности и сужением периферических сосудов.
Являясь полным аналогом калия, рубидий также накапливается во внутриклеточной жидкости и может в различных процессах замещать эквивалентное количество калия. Синергизм (хим.) – одновременное комбинированное воздействие двух (или более) факторов, характеризующихся тем, что такое совместное действие значительно превосходит эффект каждого отдельно взятого компонента. Синергист калия – рубидий активирует многие те же самые ферменты, что и калий.
Радиоактивные изотопы 137 Cs и 87 Rb используют в радиотерапии злокачественных опухолей, а также при изучении метаболизма калия. Благодаря быстрому распаду их можно даже вводить в организм, не опасаясь длительного вредного воздействия.
Франций. Это радиоактивный химический элемент, полученный искусственным путем. Имеются данные, что франций способен избирательно накапливаться в опухолях на самых ранних стадиях их развития. Эти наблюдения могут оказаться полезными при диагностике онкологических заболеваний.
Таким образом, из элементов IA -группы физиологически активны Li , Rb , Cs , а Na и K – жизненно необходимы. Близость физико-химических свойств Li и Na , обусловленная сходством электронного строения их атомов, проявляется и в биологическом действии катионов (накопление во внеклеточной жидкости, взаимозамещаемость). Аналогичный характер биологического действия катионов элементов больших периодов – K + , Rb + , Cs + (накопление во внутриклеточной жидкости, взаимозамещаемость) также обусловлена сходством их электронного строения и физико-химических свойств. На этом основано применение препаратов натрия и калия при отравлении солями лития и рубидия.
3. Пути поступления щелочных металлов
в организм человека
Пути поступления химических элементов в организм человека разнообразны, они представлены на схеме:
человек
В процессе эволюции от неорганических веществ к биоорганическим основой использования тех или иных химических элементов при создании биосистем является естественный отбор.
В таблице приведены данные о содержании элементов I А группы – щелочных металлов – в земной коре, морской воде, растительных, животных организмах и в организме человека (массовая доля в %).
Из таблицы видно, что чем больше распространенность элемента в земной коре, тем больше его и в организме человека.
Li
Na
K
Rb
Cs
Земная кора
6,5∙10 -3
0,03
точных данных
нет
Почва
3∙10 -3
0,63
1,36
5∙10 -3
Морская вода
1,5∙10 -5
1,06
0,038
2∙10 -5
Растения
1∙10 -5
0,02
5∙10 -4
Животные
10 -4
0,27
10 -5
Человек
10 -4
0,08
0,23
10 -5
10 -4
Наиболее необходимые для организма человека щелочные металлы – это натрий и калий. В организм человека почти все элементы, в основном, поступают с пищей.
Источники лития.
Литий содержится в некоторых минеральных водах, а также в морской и каменной соли. Содержится он и в растениях, но концентрация его, как и любых микроэлементов, зависит не только от вида и части растения, но и от времени года и даже суток, от условий сбора и погоды, а также от местности, где растет это растение.
В нашей стране литий исследовали сотрудники Института геохимии имени акад. В. И. Вернадского в Москве. Было установлено, что наземные части растений богаче литием, чем корни. Больше всего лития в растениях семейства розовых, гвоздичных, пасленовых, к которым относятся помидоры и картофель. Хотя в рамках одного семейства разница в его содержании может быть огромной - в несколько десятков раз. Зависит это от географического положения и содержания лития в почве.
Источники натрия.
Натрий присутствует в различных пищевых добавках в виде глутамата натрия (ароматизатора), сахарина натрия (подсластитель), нитрата натрия (консервант), аскорбат натрия (антиоксидант) и бикарбоната натрия (пищевая сода) а так же в некоторых лекарственных средствах (антациды). Однако большинство натрия в рационе содержится в соли.
Уровень NaCl
относительно мал во всех пищевых продуктах, которые не подвергались специальной обработке. Тем не менее, соль применяется как консервант и ароматизатор в течение нескольких столетий. Она так же используется как крaситель, наполнитель и с целью контроля над процессом брожения (например при выпечке хлеба). По этой причине она добавляется в такие пищевые продукты как ветчина, сосиски, бекон и другие мясные продукты, копченую рыбу и мясо, консервированные овощи, большинство сортов масла, маргарин, cыр, несладкие пищевые продукты, закуски и в хлебные злаки, которые мы едим на завтрак.
Рекомендованная норма натрия составляет 1,5 грамма
в день. Избыток соли в рационе ассоциирован с повышением вероятности возникновения рака желудка и вреден для почек, особенно в том случае, если в них есть какие либо нарушения мочевыделительной системы. Избыток соли - один из ведущих факторов образа жизни, который приводит к гипертонии. В том случае, если гипертония протекает малосимптомно, она повышает риск сердечно-сосудистых заболеваний и инсульта. Современные рекомендации по профилактике гипертонии показали, что наиболее эффективная диета для профилактики и лечения повышенного кровяного давления должна содержать минимум натрия и жиров и включать большие количества нежирных молочных продуктов (источник кальция), фрукты и овощи (источник калия). Таким образом, важно изменить диету в целом, а не сосредотачиваться на каком либо её компоненте. К другим важным позитивным факторам относится физическая активность, нормальный вес тела.
Люди, страдающие от заболеваний почек, и очень маленькие дети не могут переносить потребление больших количеств натрия, потому что их почки не справляются с его выведением. По этой причине не стоит присаливать пищу детям младшего возраста.
По закону на этикетках пищевых продуктов должно указываться содержание натрия, но некоторые производители пренебрегают этим правилом и указывают количество соли.
Помним: «Поваренная соль может насолить нашему здоровью !»
Источники калия.
Лучший источник калия – растительная пища. Это – арбузы, дыни, апельсины, мандарины, бананы, сухофрукты (инжир, абрикосы, шиповник). Богаты калием ягоды – брусника, земляника, черная и красная смородина. Много калия и в овощах (особенно в картофеле), бобовых, изделиях из муки грубого помола, рисе.
Реакция организма на недостаток калия.
При недостатке калия в организме наблюдаются мышечная слабость, вялость кишечника, нарушения сердечной деятельности.
«Еще не встала – уже устала» - так образно и доступно характеризют дефицит калия в организме доктора. Пониженное содержание калия в организме обычно приводит к астении (психическому и физическому истощению, быстрой утомляемости), нарушению функции почек и истощению функции коры надпочечников. Существует риск нарушения обменных процессов и проводимости в миокарде.
Дефицит калия снижает работоспособность, замедляет заживления ран, ведёт к нарушению нервно-мышечной проводимости. Отмечается сухость кожных покровов, тусклость и слабость волос (это является предметом серьёзных переживаний особенно для женщин и девушек).
Может наступить внезапная смерть при увеличении нагрузок. Наблюдается плохая передача нервных импульсов. Снижают усвоение калия мочегонные средства (диуретики). При приготовлении пищи необходимо обращать внимание на то, что соединения калия водорастворимы. Это обстоятельство обязывает мыть продукты, его содержащие, до их измельчения и готовить их в небольшом количестве воды.
Кстати, народная медицина считает, что страстное желание употреблять алкоголь связано с недостатком калия в организме.
При калиевом истощении применяют калия хлорид KCl 4 - 5 раз в день по 1г.
Реакция организма на избыток калия.
При избытке калия в организме угнетены основные функции сердца: уменьшение возбудимости сердечной мышцы, урежение ритма сердечных сокращений, ухудшение проводимости, ослабление силы сокращений сердца. В больших концентрациях ионы калия вызывают остановку сердца в диастоле (фаза сокращения желудочков сердца). Токсическая доза калия составляет 6 г. Летальная доза – 14 г. Соли калия могут быть токсичны для организма за счет аниона, связанного с ионом калия, это, например, KCN (цианид калия).
Чтобы регулировать содержание этих биогенных элементов, можно учитывать данные, представленные в следующей таблице.
4. Практическая часть
Опыт 1. Окрашивание пламени соединениями.
Один из способов качественного обнаружения соединений щелочных металлов основан на их способности окрашивать пламя горелки.
В пробирки нужно налить растворы солей щелочных металлов. Железную проволоку промыть в соляной кислоте, а затем прокалить в пламени горелки.
Затем необходимо смочить проволоку раствором исследуемой соли и внести ее в пламя.
Соли, содержащие катионы лития, а также сам литий окрашивают пламя в красный цвет, катионы натрия и металл натрий – в желтый , катионы калия и металл калий окрашивают пламя в фиолетовый цвет. Для лучшего наблюдения можно рассматривать цвет через синее стекло.
Таким образом были обнаружены ионы Li + , Na + и К + в растворах солей LiCl , NaCl , Na 2 CO 3 , Na 2 SO 4 , NaNO 3 , KCl , KNO 3 , K 2 CO 3 .
Опыт 2. Взаимодействие щелочных металлов с водой.
В стакан с водой внести тщательно очищенный от оксидной пленки кусочек металла. После растворения металла исследовали среду раствора с помощью фенолфталеина.
Такой опыт проведи с кусочками лития, натрия и калия. Наиболее активно шла реакция с калием, она сопровождалась горением калия, наблюдались фиолетовые искры, выделение газа. Натрий реагировал с водой, выделяя желтые искры, а реакция лития была наиболее спокойна.
Образовавшиеся растворы с фенолфталеином окрасились в малиновый цвет, что указало на присутствие в растворе щелочи.
2Li +2H 2 O = 2LiOH + H 2
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Опыт 3. Гидролиз солей натрия и калия.
Характер среды растворов солей исследуется с помощью кислотно-основных индикаторов.
Универсальные индикаторные бумажки, опущенные в растворы солей щелочных металлов, образованных слабыми кислотами Na 2 CO 3 и К 2 СО 3 , окрасились в синий цвет, что говорит о щелочной реакции растворов. в растворах произошел гидролиз – взаимодействии солей с молекулами воды:
Na 2 CO 3 ↔ 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ NaHCO 3 + NaOH
Растворы солей сильных кислот NaNO 3 , KNO 3 , NaCl , KCl , LiCl показали нейтральную среду (цвет индикаторной бумажки не изменился), значит гидролиза этих солей не происходит
Выводы
Почему так важно знать содержание в организме химических элементов?
Химические элементы не синтезируются, в отличие от многих органических веществ, в организме, а поступают извне с пищей, воздухом, через кожу и слизистые. Поэтому определение химических элементов позволяет узнать о том:
насколько Ваш организм соответствует идеалу (кстати, около 20% людей не имеют никаких отклонений и, таким образом, живут в гармонии с природой);
правильно ли Вы питаетесь, обеспечивает ли Ваш рацион необходимый набор питательных веществ;
наносят ли вред организму вредные привычки;
насколько безопасна среда, в которой Вы живете; пища, которую Вы употребляете; Ваше рабочее место;
хорошо ли функционируют Ваш желудок, кишечник, печень, почки, кожа, регулируя процессы всасывания и выведения питательных веществ;
нет ли у Вас хронических заболеваний или предрасположенности к ним;
правильно ли Вы лечитесь.
Какие заболевания наиболее тесно связаны с дисбалансом элементов?
В первую очередь, это:
снижение иммунитета;
болезни кожи, волос, ногтей;
сколиоз, остеопороз, остеохондроз;
гипертония;
аллергозы, в том числе бронхиальная астма;
диабет, ожирение;
заболевания сердечно-сосудистой системы;
болезни крови (анемия);
дисбактериоз кишечника, хронические гастриты, колиты;
бесплодие, снижение потенции у мужчин;
нарушение роста и развития у детей.
Многолетний опыт работы врачей показывает, что более 80% населения имеют более или менее выраженный дисбаланс микроэлементов. Поэтому, если у Вас имеются какие-нибудь , вам стоит обратить на это внимание!
Многие учёные считают, что в живом организме не только присутствуют все химические элементы, но каждый из них выполняет определённую биологическую функцию.
Мы выяснили биологическую роль лишь одной группы химических элементов. Щелочные металлы – чрезвычайно важны для здоровья человека, как и большинство других. Очень важно для состояния здоровья человека соблюдение оптимальной концентрации каждого элемента: вреден как недостаток элемента, так и его избыток.
Стабильность химического состава организма является одним из важнейших и обязательных условий его нормального функционирования .
Существует ошибочное, хотя и широко распространенное, мнение о возможности коррекции дисбаланса элементного состава организма человека путем обогащения рациона питания теми или иными продуктами, содержащими необходимые минеральные элементы. Однако следует принимать во внимание то, что присутствие в пищевых продуктах и воде необходимых макро-и микроэлементов (что особенно очевидно для жителей сельских территорий) зависит в значительной степени от так называемого "локального биогеохимического круговорота" элементов, который определяет содержание макро- и микроэлементов в пищевых растениях и животных.
Дефицит или избыток тех или иных элементов в организме человека, как правило, является следствием дефицита или избытка этих элементов, проходящих по пищевой цепи: от почвы - к растениям и животным - к человеку. При развивающемся дефиците любого элемента недостаточно пищевой коррекции, даже если для этой цели используются продукты из других регионов, почвы которых обогащены необходимым микроэлементом.
Только индивидуальный подбор специальных минеральных и других препаратов, направленных на нормализацию микроэлементного баланса организма, окажет реальную и эффективную помощь при развившемся патологическом состоянии.
В заключении приведем заповеди народной и научной медицины, которые надо знать всем:
Все связано со всем.
Все должно куда-то деваться.
Природа знает лучше.
Ничто не дается даром.
Используемая литература
1. Габриелян О.С. Химия, 9 класс, Учебник для ОУ заведений. - М. «Дрофа», 2001
2. Глинка Н.Л. Общая химия, Учебное пособие для вузов. – Л. «Химия», 1983
3. Общая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для мед. спец. вызов. Ю.А.Ершов и др. – М. «Высшая школа», 1993
4. Сычев А.П., Фадеев Г.Н. Химия металлов. Учебное пособие. – М. «Просвещение», 1984
5. MHTML. Doc ument. интегрированный урок «Щелочные металлы». Фестиваль «Открытый урок», 2003
6.
7.
Щелочные металлы – s-элементы. На внешнем электронном слое каждый из них имеет один электрон (ns1). Радиусы атомов сверху вниз в подгруппе увеличиваются, энергия ионизации уменьшается, восстановительная активность, как и способность отдавать валентные электроны с внешнего слоя, увеличивается.
Рассматриваемые металлы очень активны, поэтому в свободном состоянии они в природе не встречаются. Их можно обнаружить в виде соединений, в составе минералов (поваренной соли NaCl, сильвинита NaCl∙KCl, глауберовой соли NaSO4∙10H2O и других) или в виде ионов в морской воде.
Физические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы при обычных условиях представляют собой серебристо-белые кристаллические вещества, обладающие высокой тепло- и электропроводностью. Они имеют объемно-центрированную кубическую упаковку (ОЦКУ). Плотности, температуры кипения и плавления у металлов I группы относительно низкие. Сверху вниз в подгруппе плотности увеличиваются, а температуры плавления уменьшаются.
Получение щелочных металлов
Щелочные металлы получают обычно электролизом расплавленных солей (чаще хлоридов) или щелочей. При электролизе расплава NaCl, к примеру, на катоде выделяется чистый натрий, а на аноде – газообразный хлор: 2NaCl(расплав)=2Na+Cl2.
Химические свойства щелочных металлов
По химическим свойствам литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций – это наиболее активные металлы и одни из самых сильных восстановителей. В реакциях они легко отдают электроны с внешнего слоя, превращаясь в положительно заряженные ионы. В образуемых щелочными металлами соединениях преобладает ионная связь.
При взаимодействии щелочных металлов с кислородом в качестве основного продукта образуются пероксиды, и в качестве побочного – оксиды:
4Na+O2=2Na2O (оксид натрия).
С галогенами они дают галогениды, с серой – сульфиды, с водородом – гидриды:
2Na+Cl2=2NaCl (хлорид натрия),
2Na+S=Na2S (сульфид натрия),
2Na+H2=2NaH (гидрид натрия).
Гидрид натрия – неустойчивое соединение. Он разлагается водой, давая щелочь и свободный водород:
NaH+H2O=NaOH+H2.
Свободный водород образуются также при взаимодействии с водой самих щелочных металлов:
2Na+2H2O=2NaOH+H2.
Эти металлы также взаимодействуют с разбавленными кислотами, вытесняя из них водород:
2Na+2HCl=2NaCl+H2.
С органическими галогенидами щелочные металлы взаимодействуют по реакции Вюрца.
Химия изучает свойства металлов и неметаллов. А вы знали, что металлы бывают щелочные и не щелочные? А мы не только знаем, а и список вам дадим для успешной подготовки по предмету химии. Итак, щелочные металлы список уже приведен в периодической таблице Менделеева. Там все металлы главной подгруппы в первой группе являются щелочными.
Это литий, калий, натрий, цезий, рубидий и франций. Только эти металлы называются щелочными. А называются они так потому, что если они будут взаимодействовать с водой, то в результате образуются щелочи.
Есть еще один вид металлов — это щелочно-земельные. Если вам нужен список только щелочных металлов, то в нем всего 6 металлов. Если всех металлов, гидроксиды которых обладают щелочными свойствами, то тут войдут еще четыре элемента — кальций, стронций, барий и радий.
Все щелочные металлы в чистом виде в природе встретить сложно — ведь они легко вступают в соединения. В частности, в виде этих соединений эти металлы и находят.
Свойства щелочных металлов
Щелочные металлы отличные проводники тепла, а также они хорошо проводят электрический ток.
Щелочные металлы имеют низкую температуру плавления
Плотность металлов с увеличением номера увеличивается, а вот плавить их становится все проще, если металлы находятся внизу группы.
Получение щелочных металлов
Обычно щелочные металлы получают с помощью электролиза, однако два металла щелочно-земельных — стронций и барий, получают, используя алюмотермический метод.
Химические свойства
Как мы уже сказали, эти металлы являются очень активными, они также отличные восстановители. Встречаются в виде соединений, в которых главной будет ионная связь.
Как правило, всегда они образуют устойчивые соединения. Основные реакции и дополнительные свойства щелочных металлов приведены в таблице:
Итак, вы теперь, пользуясь списком и таблицей, а также периодической системой Менделеева, сможете многое рассказать про щелочные металлы.
Посмотреть как выглядят щелочные металлы можно . Там также есть список и приведены реакции связи с водой, серой, с кислотами, солями и галогенами.
К щелочным металлам относятся металлы IA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один валентный электрон. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов – ns 1 . В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +1. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.
Физические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы легкие (обладают небольшой плотностью), очень мягкие (за исключением Li легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу), имеют низкие температуры кипения и плавления (с ростом заряда ядра атома щелочного металла происходит понижение температуры плавления).
В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.
Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.
Щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки
Получение щелочных металлов
Все щелочные металлы возможно получить электролизом расплава их солей, однако на практике таким способом получают только Li и Na, что связано с высокой химической активностью K, Rb, Cs:
2LiCl = 2Li + Cl 2
2NaCl = 2Na + Cl 2
Любой щелочной металл можно получить восстановлением соответствующего галогенида (хлорида или бромида), применяя в качестве восстановителей Ca, Mg или Si. Реакции проводят при нагревании (600 – 900С) и под вакуумом. Уравнение получения щелочных металлов таким способом в общем виде:
2MeCl + Ca = 2Mе + CaCl 2 ,
где Ме – металл.
Известен способ получения лития из его оксида. Реакцию проводят при нагревании до 300°С и под вакуумом:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Получение калия возможно по реакции между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием. Реакцию проводят при нагревании до 440°С:
KOH + Na = K + NaOH
Химические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой образуя гидроксиды. Из-за высокой химической активности щелочных металлов протекание реакции взаимодействия с водой может сопровождаться взрывом. Наиболее спокойно с водой реагирует литий. Уравнение реакции в общем виде:
2Me + H 2 O = 2MeOH + H 2
где Ме – металл.
Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 =Na 2 O 2
Все щелочные металлы при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.). Например:
2Na + Cl 2 =2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Li +2C = Li 2 C 2
2Na + H 2 = 2NaH
Щелочные металлы способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
Взаимодействие щелочных металлов с солями происходит по следующему принципу –вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов) из их солей:
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
Взаимодействие щелочных металлов с кислотами неоднозначно, поскольку при протекании таких реакций металл первоначально будет реагировать с водой раствора кислоты, а образующаяся в результате этого взаимодействия щелочь будет реагировать с кислотой.
Щелочные металлы реагируют с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:
2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
Качественные реакции
Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами: Li + окрашивает пламя в красный цвет, Na + — в желтый, а K + , Rb + , Cs + — в фиолетовый.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Осуществите химические превращения Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4 | |||
| Решение | 4Na + O 2 →2Na 2 O
Особенности соединений лития по сравнению с соединениями других щелочных металлов. Гидриды, оксиды, пероксиды, гидроксиды щелочных металлов: химическая связь в соединениях, получение и свойства. Получение натрия, гидроксида натрия и карбоната натрия в промышленности. Взаимодействие с растворами щелочей: а)амфотерных металлов; б)неметаллов; в)кислотных оксидов; г)амфотерных оксидов. Металлы подгруппы IA периодической системы элементов I. И. Менделеева Li, Na, К, Rb, Cs и Fr называются щелочными. Щелочные, щелочноземельные металлы, Be и Mg относятся к наиболее электроположительным, элементам. В соединениях с другими элементами для металлов подгруппы IA типична степень окисления + 1, а для металлов подгруппы ПА +2. С ростом числа электронных слоев и увеличением радиусов энергия ионизации атомов уменьшается. Вследствие этого химическая активность элементов в подгруппах увеличивается с ростом их порядкового номера. С малой энергией ионизации связан характерный для них фотоэффект, а также окрашивание их солями пламени" газовой горелки. Благодаря легкой отдаче наружных электронов щелочные и щелочноземельные металлы образуют соединения преимущественно с ионной связью. Щелочные и щелочноземельные металлы проявляют высокую химическую активность. При нагревании в водороде они образуют гидриды - солеподобные соединения, в которых водород находится а виде отрицательно заряженного иона. На воздухе щелочные металлы быстро окисляются, образуя в зависимости от их активности оксиды, пероксиды, надпероксиды или озониды. При этом Ci, Na и К"загораются на воздухе или в атмосфере сухого кислорода только при нагревании, a, Rb и Cs самовоспламеняются без нагревания. Образование при горении оксида состава М 2 О характерно только для лития. Натрий образует пероксид состава М 2 O 2 , калий, рубидий и цезий - надпероксиды состава МО 2 . Щелочные металлы энергично взаимодействуют с водой, вытес-из нее водород и образуя соответствующие гидроксиды. Активность взаимодействия этих металлов с водой возрастает по мере увеличения порядкового номера элемента. Так,- литий реагирует с водой без плавления, натрий - плавится, калий - самовозгорает-ся, взаимодействие рубидия и цезия протекает еще более энергично. Щелочные металлы энергично взаимодействуют с галогенами, а при нагревании - с серой. Гидроксиды щелочных металлов - соединения с преимуществен- но ионной связью. В водных растворах они нацело диссоциируют ным характером связи объясняется и их высокая термическая устойчнвость:они не, отщепляют воду дажепри нагревании до температуры кипения (выше 1300 °С) Исключение составляет, гидроксид лития, который при нагревании разлагается с отщепле-нием,воды. Поведение лития отличается и в других отношениях от поведения остальных щелочных металлов. Это объясняется его неполной электронной аналогией с остальными элементами группы. Из щелочных металлов только литий при сравнительно небольшом нагревании взаимодействует с азотом, углеродом и крем-нием, образуя соответственно нитрид Li 3 N, карбид Li 2 С 2 и силицид Li 6 Si 2 . В присутствии влаги образование нитрида идёт уже при комнатной температуре. В отличие от щелочных металлов, почти все соли которых хорошо растворимы в воде, литий образует малорастворимый фторид LiF карбонат Li 2 CO 3 и фосфат Li 3 PO 4 . Кальций, стронций и барий по отношению к кислороду и воде ведут себя подобно щелочным металлам. Они разлагают воду с выделением водорода и образованием гидроксидов М(ОН) 2 . Взаимодействуя с кислородом, образуют оксиды (СаО) и пероксиды (SrO 2 , ВаО 2), которые реагируют с водой подобно аналогичным соединениям щелочных металлов. Магний также существенно отличается от щелочноземельных металлов. Например, из-за малой растворимости его гидроксида он не взаимодействует с холодной водой. При нагревании процесс облегчается. В целом металлы подгруппы ПА химически активны: при нагревании они взаимодействуют с Галогенами и серой с.образованием соответствующих солей, соединяются с молекулярным азотом. Соли щелочноземельных металлов, как и соли щелочных металлов, состоят из ионов. Соли этих металлов окрашивают пламя горелки в характерные цвета, для соединений Be и Mg этого не наблюдается. В отличие от солей щелочных металлов многие соли металлов подгруппы ПА малорастворимы, в частности фториды (кроме BeF 2). сульфаты (кроме BeSО 4 и MgSO 4), карбонаты. Из водных раствороэ Ве 2+ осаждается в виде основных карбонатов перемен-.ного состава, Mg 2+ - в виде 4MgCO 3 -Mg(OH) 2 -5H 2 O, а Са 2+ , Sr 2 + и Ва 2+ осаждаются в виде средних карбонатов МСОз. А ) Be+2NaOH= Na2BeO2+H2 Al+NaOH+H2O=NaAlO2+H2 Б) Неметаллы, за исключением галогенов, не реагируют с растворами щелочей Cl2+NaOH=NaClO3+NaCl+H2O В) кислотные оксиды растворяются только в щелочах с образование соли и воды SO3+2NaOH=Na2So4+H2o Г) Амф ме реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например: ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O Амфотерные оксиды могут реагировать с щелочами двояко: в растворе и в расплаве. При реакции с щёлочью в расплаве образуется обычная средняя соль(как показано на примере выше). При реакции с щёлочью в растворе образуется комплексная соль. Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (В данном случае образуется тетрагидроксоаллюминат натрия)  Загрузка... |