خاص (إصلاحي)
مدرسة داخلية شاملة للمكفوفين
والأطفال ضعاف البصر في بيرم
اكتمل الملخص
طلاب الصف العاشر
بونوماريف أوليغ,
كورشونوف أرتيم
مشرف:
L. Yu. زاخاروفا,
مدرس كيمياء
موج الشعر بإستمرار
مقدمة
الخصائص العامة لعناصر المجموعة الأولى المجموعة أ
4 – 10
1.1. تاريخ اكتشاف وتوزيع المعادن القلوية في الطبيعة
4 – 5
5 - 6
6 – 8
8 – 9
9 – 10
الدور البيولوجي لعناصر المجموعة الأولى أ. استخدامها في الطب
11 – 17
طرق دخول المعادن القلوية إلى جسم الإنسان
18 – 21
العمل التطبيقي
22 – 23
الاستنتاجات
24 – 25
كتب مستخدمة
مقدمة
لقد حان الوقت منذ فترة طويلة عندما يجب على الجميع أن يفكروا في صحتهم، وليس فقط صحتهم. نحن لا نستخدم في كثير من الأحيان المعرفة التي نكتسبها في المدرسة، على سبيل المثال في الكيمياء، في الحياة اليومية. ومع ذلك، يمكن أن يصبح هذا الموضوع بالذات مصدرًا للمعرفة حول صحتنا. بفضل الكيمياء، نتعلم كيف تؤثر مواد كوكبنا على العمليات الحيوية للجسم، وبشكل عام حياة الإنسان نفسها، ما هو مفيد لنا وبأي كميات، وأخيرا، ما هو ضار وإلى أي مدى.
جسم الإنسان عبارة عن نظام كيميائي معقد لا يمكنه العمل بشكل مستقل دون الاتصال بالبيئة. لقد ثبت أن جميع العناصر الكيميائية تقريبًا موجودة في الكائن الحي: بعضها عناصر كبيرة، في حين أن محتوى البعض الآخر لا يكاد يذكر، وهذه عناصر صغرى. وتختلف الطرق التي تدخل بها العناصر إلى الجسم، ويتنوع تأثيرها على الجسم، ولكن كل منها يؤدي دوره البيولوجي الخاص.
من المستحيل دراسة معنى كل عنصر في إطار عمل واحد. لقد اخترنا المجموعة الأولى من العناصر الكيميائية في الجدول الدوري لـ D.I Mendeleev.
هدف من هذه الدراسة - دراسة الدور البيولوجي للمعادن القلوية لجسم الإنسان.
وفي هذا الصدد ارتأينا توضيح الأسئلة التالية لكل معدن من المجموعة IA:
الخصائص العامة والسمات الهيكلية لذرات كل عنصر، وكذلك خصائص المواد التي تشكلها؛
وجود العنصر في الجسم.
احتياجات الجسم له؛
تأثير زيادة ونقص العنصر على صحة الإنسان؛
مصادر طبيعية؛
طرق الكشف عن العنصر
1. الخصائص العامة لعناصر المجموعة الأولى أ- المجموعة
فترة
مجموعة
في تشتمل المجموعة I A على العناصر S - المعادن القلوية، والتي تعتبر مهمة للغاية للحياة الطبيعية للحيوانات والناس. تعتبر العناصر الكبيرة الصوديوم والبوتاسيوم ذات أهمية كبيرة للكائنات الحية.
3لي
11 غ
19 ك
37 روبية
55 سي
87 الاب
1.1. تاريخ الاكتشاف والتوزيع في الطبيعة
الفلزات القلوية
يرجع اسم "الفلزات القلوية" إلى حقيقة أن هيدروكسيدات الممثلين الرئيسيين لهذه المجموعة - الصوديوم والبوتاسيوم - تُعرف منذ فترة طويلة باسم القلويات. من هذه القلويات، وإخضاعها للتحليل الكهربائي في حالة منصهرة، ج. ديفي عام 1807 لأول مرة تلقى البوتاسيوم والصوديوم مجانا. اقترح J. Berzelius تسمية العنصر رقم 11 الصوديوم (من العربية ناترون- الصودا)، والعنصر رقم 19، بناء على اقتراح جيلبرت، سمي بالبوتاسيوم (من اللغة العربية قلوي- القلويات).
أما بقية المعادن فقد عزلها العلماء من المركبات فيما بعد. تم اكتشاف الليثيوم من قبل الكيميائي السويدي إ. أرففيدسون في عام 1817، وبناءً على اقتراح ج. بيرسيليوس، أطلق عليه اسم الليثيوم (من الكلمة اليونانية com.litos- حجر) لأن وعلى عكس البوتاسيوم، الذي كان موجودًا حتى ذلك الحين فقط في رماد النباتات، فقد تم العثور عليه في الحجر.
تم عزل الروبيديوم عام 1861، والسيزيوم عام 1860. تم الحصول على الفرانسيوم بشكل مصطنع في عام 1939. الباحث الفرنسي م. بير خلال اضمحلال الأكتينيوم، هو عنصر مشع.
بسبب أكسدتها السهلة جدًا، توجد الفلزات القلوية في الطبيعة حصريًا في شكل مركبات. وتنتشر بعض مركباتها الطبيعية، وخاصة أملاح الصوديوم والبوتاسيوم، في العديد من المعادن والنباتات والمياه الطبيعية.
الصوديوم والبوتاسيوم عنصران شائعان: يبلغ محتوى كل منهما في القشرة الأرضية حوالي 2٪ وزناً. تم العثور على كلا المعدنين في معادن مختلفة وصخور الجحور من نوع السيليكات.
يوجد كلوريد الصوديوم NaCl في مياه البحر ويشكل أيضًا رواسب ملح صخري سميكة في العديد من الأماكن حول العالم. تحتوي الطبقات العليا من هذه الرواسب أحيانًا على كميات كبيرة جدًا من البوتاسيوم، بشكل رئيسي على شكل كلوريد KCl أو أملاح مزدوجة مع الصوديوم والمغنيسيوم KCl ∙MgCl 2. ومع ذلك، فإن تراكمات كبيرة من أملاح البوتاسيوم ذات الأهمية الصناعية نادرة. وأهمها رواسب سوليكامسك (السيلفينيت) في روسيا، ورواسب ستراسفورت في ألمانيا، ورواسب الألزاس في فرنسا.
توجد رواسب نترات الصوديوم NaNO 3 في تشيلي. تحتوي مياه العديد من البحيرات على Na 2 CO 3 صودا. وأخيرا، توجد كميات هائلة من كبريتات الصوديوم Na2SO4 في خليج كارا-بوغاز-غول في بحر قزوين، حيث يترسب هذا الملح في طبقة سميكة في القاع خلال أشهر الشتاء.
الليثيوم والروبيديوم والسيزيوم أقل شيوعًا بكثير من الصوديوم والبوتاسيوم. الليثيوم هو الأكثر شيوعًا، لكن المعادن التي تحتوي عليه نادرًا ما تشكل تراكمات كبيرة. يوجد الروبيديوم والسيزيوم بكميات صغيرة في بعض معادن الليثيوم.
يوجد الفرانسيوم في الطبيعة بكميات ضئيلة (لا يكاد يوجد 500 جرام منه في جميع أنحاء العالم)؛
1.2. هيكل وخصائص ذرات الفلزات القلوية
الصيغة الإلكترونية لقذيفة التكافؤ لذرات الفلزات القلوية هي ns 1، أي. تحتوي ذرات هذه العناصر على إلكترون تكافؤ واحد في المستوى الفرعي s من مستوى الطاقة الخارجي. وبناء على ذلك، فإن حالة الأكسدة المستقرة للمعادن القلوية هي +1.
جميع عناصر مجموعة IA متشابهة جدًا في الخصائص، وهو ما يفسره البنية المتشابهة ليس فقط للغلاف الإلكتروني التكافؤ، ولكن أيضًا للغلاف الخارجي (باستثناء الليثيوم).
مع زيادة نصف قطر الذرة في مجموعة Li – Na – K – Rb – Cs – Fr، تضعف الرابطة بين إلكترون التكافؤ والنواة. وبناء على ذلك، في هذه السلسلة تنخفض طاقة التأين لذرات الفلزات القلوية.
بوجود إلكترون واحد في أغلفة التكافؤ الخاصة بها، والتي تقع على مسافة كبيرة من النواة، فإن ذرات الفلزات القلوية تتخلى بسهولة عن إلكترون. وهذا يسبب انخفاض طاقة التأين. نتيجة التأين، يتم تشكيل الكاتيونات E +، والتي لها تكوين إلكتروني مستقر من ذرات الغازات النبيلة.
يوضح الجدول بعض خواص ذرات الفلزات القلوية.
صفة مميزة
3 لي
11 نا
1 9 ك
37 روبية
55 سي
87 الاب
إلكترونات التكافؤ
2س 1
3س 1
4س 1
5ث 1
6ث 1
7س 1
الكتلة المولية، جم/مول
23,0
39,1
85,5
132,9
نصف قطر الذرة المعدنية، مساء
نصف القطر البلوري للذرة، مساءً
طاقة التأين,
كيلوجول / مول
المعادن القلوية هي الممثلون الأكثر شيوعًا للمعادن: خصائصها المعدنية واضحة بشكل خاص.
1.3. المعادن القلوية هي مواد بسيطة
مواد ناعمة بيضاء فضية (مقطعة بالسكين)، ذات لمعان مميز على السطح المقطوع حديثًا. عند تعرضه للهواء، يصبح السطح اللامع للمعدن باهتًا على الفور بسبب الأكسدة.
جميعها خفيفة وقابلة للانصهار، وكقاعدة عامة، تزداد كثافتها من Li إلى Cs، وتنخفض نقطة الانصهار، على العكس من ذلك.
صفة مميزة
لي
نا
ك
روبية
خدمات العملاء
الأب
الكثافة جم / سم 3
0,53
0,97
0,86
1,53
الصلابة (الماس = 10)
الموصلية الكهربائية (زئبق = 1)
11,2
13,6
نقطة الانصهار، ج
نقطة الغليان، ج
1350
جهد القطب القياسي V
3,05
2,71
2,92
2,93
2,92
رقم التنسيق
4, 6
4, 6
6, 8
جميع الفلزات القلوية لها إمكانات الأكسدة والاختزال القياسية السلبية، كبيرة في القيمة المطلقة. وهذا يميزها كعوامل اختزال قوية جدًا. الليثيوم فقط هو أدنى إلى حد ما من العديد من المعادن في النشاط الكيميائي.
على الرغم من تشابه الخصائص، فإن الصوديوم وخاصة الليثيوم يختلف عن المعادن القلوية الأخرى. هذا الأخير يرجع في المقام الأول إلى الاختلاف الكبير في نصف قطر ذراتها وبنية الأغلفة الإلكترونية.
تعد المعادن القلوية من أكثر العناصر نشاطًا كيميائيًا. يزداد النشاط الكيميائي للمعادن القلوية بشكل طبيعي مع زيادة نصف القطر الذري.
لي نا ك رب خدمات العملاء الأب
يزداد النشاط الكيميائي
يزداد نصف قطر الذرة
تتفاعل الفلزات القلوية بشكل نشط مع جميع اللافلزات تقريبًا.
عند التفاعل مع الأكسجينيشكل الليثيوم أكسيد Li 2 O، وتشكل المعادن القلوية المتبقية بيروكسيدات Na 2 O 2 وأكسيد فائق KO 2، RbO 2، CsO 2. على سبيل المثال:
4لي (ر) + يا 2 (ز) = 2لي 2 يا (ر)
2نا (ر) + يا 2 (ز) = نا 2 يا 2 (ر)
ك (ر) + يا 2 (ز) = كو 2 (ر)
تتفاعل المعادن القلوية بنشاط مع الهالوجينات، تشكيل هاليدات EG؛ مع الكبريت- مع تكوين كبريتيدات E2S. الفلزات القلوية، باستثناء الليثيوم، لا تتفاعل مباشرة مع النيتروجين.
2ه(ر) + الكلورين 2 (ز) = 2ECl (ر)
2ه(ر) + ق (ر) = ه2 ق (ر)
جميع الفلزات القلوية تتفاعل مباشرة مع الماءتكوين هيدروكسيدات EON - قلويات واختزال الماء إلى هيدروجين:
2E (ر) + 2H2O (ل) = 2EON (ص) + H2 (ز)
تزداد شدة التفاعل مع الماء بشكل ملحوظ في سلسلة Li-Cs.
إن قوة الاختزال للمعادن القلوية كبيرة جدًا لدرجة أنها يمكنها حتى تقليل ذرات الهيدروجين وتحويلها إلى أيونات H سالبة الشحنة. وهكذا، عند تسخين المعادن القلوية في طائرة هيدروجينيتم الحصول على هيدريداتها، على سبيل المثال:
2E(ر) + ن 2 (ز) = 2EN
1.4. تطبيق المعادن القلوية
تستخدم المعادن القلوية ومركباتها على نطاق واسع في التكنولوجيا.
يستخدم الليثيوم في الطاقة النووية. على وجه الخصوص، يعمل نظير 6 Li كمصدر صناعي لإنتاج التريتيوم، ويستخدم نظير 7 Li كمبرد في مفاعلات اليورانيوم. نظرًا لقدرة الليثيوم على الاتحاد بسهولة مع الهيدروجين والنيتروجين والأكسجين والكبريت، فإنه يستخدم في علم المعادن لإزالة آثار هذه العناصر من المعادن والسبائك.
كما يستخدم الليثيوم ومركباته كوقود للصواريخ. تحتفظ مواد التشحيم التي تحتوي على مركبات الليثيوم بخصائصها على نطاق واسع من درجات الحرارة. ويستخدم الليثيوم في صناعة السيراميك والزجاج والصناعات الكيميائية الأخرى. وبشكل عام، من حيث الأهمية في التكنولوجيا الحديثة، يعد هذا المعدن من أهم العناصر النادرة.
ويستخدم السيزيوم والروبيديوم لصنع الخلايا الشمسية. هذه الأجهزة التي تحول الطاقة الإشعاعية إلى طاقة تيار كهربائي وتعتمد على ظاهرة التأثير الكهروضوئي، تستخدم قدرة ذرات السيزيوم والروبيديوم على فصل إلكترونات التكافؤ عند تعرضها للطاقة الإشعاعية على المعدن.
أهم مجالات استخدام الصوديوم هي الطاقة النووية والمعادن وصناعة التخليق العضوي.
في الطاقة النووية، يتم استخدام الصوديوم وسبائكه مع البوتاسيوم كمبردات معدنية سائلة. إن سبيكة الصوديوم مع البوتاسيوم، التي تحتوي على 77.2٪ بوتاسيوم، تكون في حالة سائلة على نطاق واسع من درجات الحرارة، ولها معامل نقل حراري عالي ولا تتفاعل مع معظم المواد الإنشائية.
في علم المعادن، يتم الحصول على عدد من المعادن المقاومة للحرارة باستخدام طريقة الصوديوم الحرارية. بالإضافة إلى ذلك، يتم استخدام الصوديوم كمادة مضافة لتقوية سبائك الرصاص.
وفي صناعة التخليق العضوي، يستخدم الصوديوم في إنتاج العديد من المواد. كما أنه بمثابة عامل محفز في إنتاج بعض البوليمرات العضوية.
يعتبر البوتاسيوم أحد العناصر المطلوبة بكميات كبيرة لتغذية النبات. على الرغم من وجود الكثير من أملاح البوتاسيوم في التربة، إلا أن الكثير منها يتم حمله أيضًا مع بعض النباتات المزروعة. يحمل الكتان والقنب والتبغ كمية كبيرة من البوتاسيوم بشكل خاص. لتعويض فقدان البوتاسيوم من التربة، من الضروري إضافة أسمدة البوتاسيوم إلى التربة.
1.5. المركبات المعدنية القلوية
أكاسيد E 2 عن- المواد الصلبة. لقد أوضحوا الخصائص الأساسية: يتفاعلون مع الماء والأحماض وأكاسيد الأحماض. على سبيل المثال:
ه 2 يا (ر) + ح 2 يا (ل) = 2EON (ع)
البيروكسيدات والأكاسيد الفائقة ه 2 عن 2 و منظمة العمل 2 المعادن القلوية هي عوامل مؤكسدة قوية. يستخدم بيروكسيد الصوديوم وأكسيد البوتاسيوم في الأجسام المغلقة (الغواصات والمركبات الفضائية) لامتصاص ثاني أكسيد الكربون وتجديد الأكسجين:
2Na 2 O 2 (t) + 2CO 2 (g) = 2Na 2 CO 3 (t) + O 2 (g)
4KO 2 (t) + 2CO 2 (g) = 2K 2 CO 3 (t) + 3O 2 (g)
يستخدم بيروكسيد الصوديوم أيضًا لتبييض الأقمشة والصوف والحرير وما إلى ذلك.
القلويات- مواد بلورية صلبة، بيضاء اللون، شديدة الاسترطاب، قابلة للانصهار نسبيًا وقابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء (باستثناء LiOH). للقلويات الصلبة ومحاليلها المركزة تأثير تآكل على الأقمشة والورق والأنسجة الحية بسبب الجفاف والتحلل المائي القلوي للبروتينات. ولذلك، فإن العمل معهم يتطلب احتياطات وقائية. نظرًا لتأثيرها القوي على التآكل، تُسمى هذه القلويات بمادة كاوية (NaOH - الصودا الكاوية، الكاوية، KOH - البوتاسيوم الكاوية).
تذوب القلويات جيدًا في الماء مع إطلاق كمية كبيرة من الحرارة، وتظهر خصائص واضحة للقواعد القوية القابلة للذوبان: فهي تتفاعل مع الأحماض وأكاسيد الأحماض والأملاح والأكاسيد المذبذبة والهيدروكسيدات.
تستخدم الصودا الكاوية بكميات كبيرة في تنقية المنتجات البترولية. في صناعة الورق والنسيج لإنتاج الصابون والألياف.
يعتبر البوتاسيوم الكاوي أكثر تكلفة ويستخدم بشكل أقل تكرارًا. مجال التطبيق الرئيسي هو إنتاج الصابون السائل.
أملاح معدنية قلوية- مواد بلورية صلبة ذات بنية أيونية. وأهمها الكربونات والكبريتات والكلوريدات.
معظم أملاح الفلزات القلوية شديدة الذوبان في الماء (باستثناء أملاح الليثيوم: Li 2 CO 3، LiF، Li 3 PO 4).
مع الأحماض المتعددة القاعدة، تشكل الفلزات القلوية كلا من الوسط (E2 SO 4، E 3 PO 4، E 2 CO 3، E 2 SO 3، إلخ) والحمضية (ENSO 4، EN 2 PO 4، E 2 NPO 4، ENSO). 3، الخ) الأملاح.
Na 2 CO 3 - كربونات الصوديوم، تشكل هيدرات بلورية Na 2 CO 3 ∙10H 2 CO 3، المعروفة بالصودا البلورية، والتي تستخدم في إنتاج الزجاج والورق والصابون. هذا ملح متوسط.
في الحياة اليومية، الملح الحمضي الأكثر شيوعًا هو بيكربونات الصوديوم NaHCO 3؛ ويستخدم في صناعة المواد الغذائية (صودا الخبز) وفي الطب (صودا الخبز).
K2CO3 - كربونات البوتاسيوم، الاسم الفني - البوتاس، تستخدم في إنتاج الصابون السائل وفي تحضير الزجاج المقاوم للحرارة، وأيضاً كسماد.
نا 2 SO 4 ∙10H 2 O - هيدرات بلورية كبريتات الصوديوم، الاسم الفني لملح جلوبر، يستخدم لإنتاج الصودا والزجاج، وكذلك كملين.
كلوريد الصوديوم - كلوريد الصوديوم، أو ملح الطعام، هو المادة الخام الأكثر أهمية في الصناعة الكيميائية ويستخدم على نطاق واسع في الحياة اليومية.
2. الدور البيولوجي لعناصر المجموعة IA. استخدامها في الطب
العنصر الكيميائي E
10 -4 %
0,08%
0,23%
10 -5 %
10 -4 %
المعادن القلوية على شكل مركبات مختلفة هي جزء من الأنسجة البشرية والحيوانية.
الصوديوم والبوتاسيوم عنصران حيويان موجودان باستمرار في الجسم ويشاركان في عملية التمثيل الغذائي. يحتوي الجسم أيضًا على الليثيوم والروبيديوم والسيزيوم باستمرار، لكن دورها الفسيولوجي والكيميائي الحيوي غير مفهوم جيدًا. ويمكن تصنيفها على أنها عناصر تتبع.
توجد في جسم الإنسان فلزات قلوية على شكل كاتيون E+.
إن تشابه التركيب الإلكتروني لأيونات الفلزات القلوية، وبالتالي الخواص الفيزيائية والكيميائية للمركبات، يحدد أيضًا تشابه تأثيرها على العمليات البيولوجية. تحدد الاختلافات في البنية الإلكترونية أدوارها البيولوجية المختلفة. وعلى هذا الأساس يمكن التنبؤ بسلوك الفلزات القلوية في الكائنات الحية.
وهكذا، يتراكم الصوديوم والليثيوم في السائل خارج الخلية، ويتراكم البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم في السائل داخل الخلايا. الليثيوم والصوديوم قريبان بشكل خاص في العمل البيولوجي. على سبيل المثال، فهي متشابهة جدًا في خصائصها المنشطة للإنزيم.
إن تشابه خصائص الصوديوم والليثيوم يحدد قابليتهما للتبادل في الجسم. في هذا الصدد، مع الإفراط في إدخال أيونات الصوديوم أو الليثيوم في الجسم، فإنهم قادرون على استبدال بعضهم البعض بشكل متساوٍ. وهذا هو أساس إعطاء كلوريد الصوديوم في حالات التسمم بملح الليثيوم. وفقا لمبدأ لو شاتيلير، فإن التوازن بين أيونات الصوديوم والليثيوم في الجسم يتحول نحو التخلص من أيونات Li +، مما يؤدي إلى انخفاض تركيزها وتحقيق تأثير علاجي.
الروبيديوم والسيزيوم قريبان في الخواص الفيزيائية والكيميائية من أيونات البوتاسيوم، لذا فإنهما يتصرفان بطريقة مماثلة في الكائنات الحية. في الأنظمة التي تمت دراستها، يكون البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم متآزرين، ومع الليثيوم هم مضادات. إن تشابه الروبيديوم والبوتاسيوم هو الأساس لإدخال أملاح البوتاسيوم إلى الجسم في حالة التسمم بأملاح الروبيديوم.
الصوديوم والبوتاسيوم، كقاعدة عامة، هما خصمان، ولكن في بعض الحالات، يحدد تشابه العديد من الخصائص الفيزيائية والكيميائية تبادلهما في الكائنات الحية. على سبيل المثال، مع زيادة كمية الصوديوم في الجسم، يزداد إفراز البوتاسيوم عن طريق الكلى، أي يحدث نقص بوتاسيوم الدم.
الليثيوم.يبلغ محتوى الليثيوم في جسم الإنسان حوالي 70 مجم (10 مليمول). يعد الليثيوم أحد العناصر الدقيقة الأكثر قيمة، أو كما يطلقون عليه أيضًا، المعادن الصغيرة. كان الليثيوم يستخدم في السابق لعلاج النقرس والأكزيما. وفي عام 1971 ظهرت رسالة مثيرة للاهتمام في مجلة "الأخبار الطبية": في تلك المناطق التي تحتوي مياه الشرب فيها على كميات كبيرة من الليثيوم، يكون الناس أكثر لطفًا وهدوءًا، ويوجد بينهم عدد أقل من الأشخاص الوقحين والمشاجرين، وهناك عدد أقل بكثير من الأمراض العقلية. تم الكشف عن الخصائص العقلية لهذا المعدن. بدأ استخدام الليثيوم لعلاج الاكتئاب والوسواس والعدوانية وحتى إدمان المخدرات.
ومع ذلك، يمكن أن يكون الليثيوم "جيدًا" و"شريرًا". كانت هناك حالات حدث فيها اضطراب استقلابي قوي أثناء العلاج بالحقن بالليثيوم، وكانت العواقب الوخيمة لذلك أمرًا لا مفر منه.
تتركز مركبات الليثيوم في الحيوانات العليا في الكبد والكلى والطحال والرئتين والدم والحليب. تم العثور على الحد الأقصى لكمية الليثيوم في العضلات البشرية. لم يتم بعد توضيح الدور البيولوجي للليثيوم كعنصر تتبع بشكل كامل.
وقد ثبت أنه على مستوى أغشية الخلايا، تتنافس أيونات الليثيوم مع أيونات الصوديوم عند دخولها إلى الخلايا. من الواضح أن استبدال أيونات الصوديوم في الخلايا بأيونات الليثيوم يرتبط بتساهم أكبر في مركبات الليثيوم، ونتيجة لذلك تكون قابلة للذوبان بشكل أفضل في الدهون الفوسفاتية.
لقد ثبت أن بعض مركبات الليثيوم لها تأثير إيجابي على المرضى الذين يعانون من الاكتئاب الهوسي. يتم امتصاص أيونات الليثيوم من الجهاز الهضمي، وتتراكم في الدم. عندما يصل تركيز أيونات الليثيوم إلى 0.6 مليمول / لتر وما فوق، يحدث انخفاض في التوتر العاطفي وضعف في الإثارة الهوسية. ومع ذلك، يجب التحكم بشكل صارم في محتوى أيونات الليثيوم في بلازما الدم. في الحالات التي يتجاوز فيها تركيز أيونات الليثيوم 1.6 مليمول / لتر، تكون الظواهر السلبية ممكنة.
ومن المعروف الآن أنه بالإضافة إلى التأثيرات العقلية، فإن الليثيوم له خصائص تمنع التصلب وأمراض القلب وإلى حد ما مرض السكري وارتفاع ضغط الدم. إنه "يساعد" المغنيسيوم في الحماية ضد التصلب.
في نهاية عام 1977 تم نشر نتائج الدراسات التي أجريت في عيادة أمراض الدم في كراكوف. تم تخصيص الدراسات لتأثير الليثيوم على نظام المكونة للدم. وتبين أن هذا العنصر الدقيق ينشط عمل خلايا نخاع العظم التي لم تموت بعد. يمكن أن يلعب هذا الاكتشاف دورًا مهمًا في مكافحة سرطان الدم. البحث لا يزال مستمرا. أود أن أصدق أن نتائجهم ستجلب مساعدة لا تقدر بثمن للناس.
صوديوم.يبلغ محتوى الصوديوم في جسم الإنسان الذي يزن 70 كجم حوالي 60 جم (2610 مليمول). من هذه الكمية، يوجد 44% من الصوديوم في السائل خارج الخلوي و9% في السائل داخل الخلايا.
أما الكمية المتبقية من الصوديوم فتوجد في الأنسجة العظمية، وهو موقع ترسب أيون Na + في الجسم. حوالي 40% من الصوديوم الموجود في أنسجة العظام يشارك في عمليات التمثيل الغذائي، ونتيجة لذلك، يكون الهيكل العظمي إما متبرعًا أو متقبلًا لأيونات الصوديوم، مما يساعد في الحفاظ على تركيز ثابت لأيونات الصوديوم في السائل خارج الخلية.
الصوديوم هو الأيون الرئيسي خارج الخلية. يحتوي جسم الإنسان على الصوديوم على شكل أملاحه القابلة للذوبان، وأهمها كلوريد الصوديوم، وفوسفات Na3PO4، وبيكربونات NaHCO3.
يتم توزيع الصوديوم في جميع أنحاء الجسم: في مصل الدم، السائل النخاعي، سائل العين، العصارات الهضمية، الصفراء، الكلى، الجلد، أنسجة العظام، الرئتين، الدماغ.
تلعب أيونات الصوديوم دورًا مهمًا في ضمان ثبات البيئة الداخلية لجسم الإنسان، وتشارك في الحفاظ على الضغط الاسموزي المستمر للسائل الحيوي، وتضمن التوازن الحمضي القاعدي للجسم. تشارك أيونات الصوديوم في تنظيم التبادل الأيوني وتؤثر على عمل الإنزيمات. جنبا إلى جنب مع أيونات البوتاسيوم والمغنيسيوم والكالسيوم والكلور، يشارك أيون الصوديوم في نقل النبضات العصبية عبر أغشية الخلايا العصبية ويحافظ على الاستثارة الطبيعية للخلايا العضلية.
عندما يتغير محتوى الصوديوم في الجسم، تحدث اختلالات في الجهاز العصبي والقلب والأوعية الدموية وغيرها من الأجهزة، والعضلات الملساء والهيكل العظمي. يعتبر كلوريد الصوديوم NaCl المصدر الرئيسي لحمض الهيدروكلوريك في عصير المعدة.
يدخل الصوديوم جسم الإنسان بشكل رئيسي على شكل ملح الطعام NaCl. إن حاجة الجسم الحقيقية اليومية للصوديوم هي 1 جرام، على الرغم من أن متوسط استهلاك هذا العنصر يصل إلى 4 - 7 جرام.
يساهم الاستهلاك الزائد المستمر لـ NaCI في ظهور ارتفاع ضغط الدم. في جسم الشخص السليم، يتم الحفاظ على التوازن بين كمية الصوديوم المستهلكة والمفرزة. يتم إخراج حوالي 90% من الصوديوم المستهلك في البول، والباقي في العرق والبراز.
لذا، لتلخيص ما يلي: تلعب أيونات الصوديوم دورًا مهمًا:
لضمان التوازن الاسموزي
لضمان التوازن الحمضي القاعدي في الجسم
في تنظيم استقلاب الماء
في عمل الانزيمات
في نقل النبضات العصبية
في عمل الخلايا العضلية
محلول متساوي التوترناسي (0,9%) للحقن، يتم إعطاؤه تحت الجلد، عن طريق الوريد وفي الحقن الشرجية للجفاف والتسمم، ويستخدم أيضًا لغسل الجروح والعينين والغشاء المخاطي للأنف، وكذلك لإذابة الأدوية المختلفة.
حلول مفرط التوترناسي (3-5-10%) يستخدم خارجياً على شكل كمادات ومستحضرات في علاج الجروح القيحية. استخدام هذه الكمادات يعزز، بموجب قانون التناضح، فصل القيح عن الجروح وتحلل البلازما للبكتيريا (تأثير مضاد للميكروبات). يوصف محلول NaCI 2-5% عن طريق الفم لغسل المعدة في حالة التسمم بـ AgNO 3، والذي يتحول إلى كلوريد الفضة قابل للذوبان بشكل طفيف وغير سام:
Ag + + CI - = AgCI (ر)
شرب الصودا(بيكربونات الصوديوم، بيكربونات الصودا) يستخدم NaHCO 3 لمختلف الأمراض المصحوبة بارتفاع الحموضة - الحماض (مرض السكري، وما إلى ذلك). آلية تقليل الحموضة هي تفاعل NaHCO 3 مع المنتجات الحمضية. وفي هذه الحالة تتشكل أملاح الصوديوم من الأحماض العضوية التي تفرز بشكل كبير في البول، وثاني أكسيد الكربون الذي يخرج من الجسم مع هواء الزفير:
NaHCO3 (ع) + RCOOH (ع) → RCOONa(ع) + H 2 يا (ل) + CO 2 (ز)
يستخدم NaHCO 3 أيضًا لزيادة حموضة عصير المعدة وقرحة المعدة والاثني عشر. عند تناول NaHCO 3، يحدث تفاعل معادلة حمض الهيدروكلوريك الزائد:
NaHCO 3 (s) + HCl (s) = NaCl (s) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
وينبغي أن يؤخذ في الاعتبار أن استخدام صودا الخبز يجب أن يكون حذرا، لأن... قد يسبب عددا من الآثار الجانبية.
تستخدم محاليل صودا الخبز كغسول وغسول للأمراض الالتهابية للعين والأغشية المخاطية في الجهاز التنفسي العلوي. يعتمد عمل NaHCO 3 كمطهر على حقيقة أنه نتيجة للتحلل المائي، يُظهر محلول الصودا المائي خصائص قلوية قليلاً:
NaHCO 3 + H 2 O ↔ NaOH + H 2 CO 3
عندما تتعرض الخلايا الميكروبية للقلويات، يحدث هطول البروتينات الخلوية، ونتيجة لذلك، موت الكائنات الحية الدقيقة.
ملح جلوبر(كبريتات الصوديوم) Na2SO4∙10H2O يستخدم كملين. يتم امتصاص هذا الملح ببطء من الأمعاء، مما يؤدي إلى الحفاظ على الضغط الاسموزي المتزايد في تجويف الأمعاء لفترة طويلة. نتيجة للتناضح، يتراكم الماء في الأمعاء، وتسيل محتوياته، وتتكثف تقلصات الأمعاء، ويتم التخلص من البراز بشكل أسرع.
البوراكس(رباعي بورات الصوديوم) Na 2 B 4 O 7 ∙10 H 2 O يستخدم خارجياً كمطهر للشطف والغسل والتشحيم. يشبه التأثير المطهر للبوراكس تأثير صودا الخبز ويرتبط بالتفاعل القلوي للمحلول المائي لهذا الملح وكذلك بتكوين حمض البوريك:
Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O ↔ 4 H 3 BO 3 + 2NaOH
هيدروكسيد الصوديومفي شكل محلول NaOH بنسبة 10٪، يتم تضمينه في تركيبة السيلان المستخدم في ممارسة جراحة العظام لصب نماذج مقاومة للحريق في تصنيع الأطراف الاصطناعية الصلبة من سبائك الكوبالت والكروم.
النظائر المشعةيستخدم 24 Na كمتتبع لتحديد سرعة تدفق الدم، كما يستخدم لعلاج بعض أشكال سرطان الدم.
البوتاسيوم. يبلغ محتوى البوتاسيوم في جسم الإنسان الذي يزن 70 كجم حوالي 160 جم (4090 مليمول). البوتاسيوم هو الكاتيون الرئيسي داخل الخلايا، وهو ما يمثل 2/3 من إجمالي الكاتيونات الخلوية النشطة. في معظم الحالات، البوتاسيوم هو خصم للصوديوم.
من إجمالي كمية البوتاسيوم الموجودة في الجسم، يوجد 98٪ داخل الخلايا وحوالي 2٪ فقط في السائل خارج الخلية. يتم توزيع البوتاسيوم في جميع أنحاء الجسم. تضاريسها: الكبد، الكلى، القلب، الأنسجة العظمية، العضلات، الدم، الدماغ، إلخ.
تلعب أيونات البوتاسيوم K+ دورًا مهمًا في العمليات الفسيولوجية:
تقلص العضلات
في الأداء الطبيعي للقلب
يشارك في نقل النبضات العصبية
في تبادل ردود الفعل
ينشط عمل عدد من الإنزيمات الموجودة داخل الخلية
ينظم التوازن الحمضي القاعدي
له خصائص وقائية ضد الآثار غير المرغوب فيها للصوديوم الزائد ويعيد ضغط الدم إلى طبيعته. في جسم الأشخاص الذين يتناولون الكثير من الخضروات الغنية بالبوتاسيوم - النباتيون - تكون كمية البوتاسيوم والصوديوم متوازنة. غالبًا ما يعاني هؤلاء الأشخاص من انخفاض ضغط الدم مقارنة بمواطنيهم المحبين للحوم.
له تأثير مضاد للتصلب
البوتاسيوم لديه القدرة على تعزيز تكوين البول
يستهلك الشخص البالغ عادةً 2-3 جم من البوتاسيوم يوميًا مع الطعام. يكون تركيز أيونات البوتاسيوم في السائل خارج الخلوي، بما في ذلك البلازما، عادة 3.5 - 5.5 مليمول / لتر، وتركيز البوتاسيوم داخل الخلايا 115 - 125 مليمول / لتر.
الروبيديوم والسيزيوم.وفقا لمحتواها في جسم الإنسان، يتم تصنيف الروبيديوم والسيزيوم كعناصر دقيقة. وهي موجودة باستمرار في الجسم، ولكن دورها البيولوجي لم يتم توضيحه بعد.
تم العثور على الروبيديوم والسيزيوم في جميع الأعضاء التي تمت دراستها في الثدييات والبشر. عند دخول الجسم بالطعام، يتم امتصاصه بسرعة من الجهاز الهضمي إلى الدم. يبلغ متوسط مستوى الروبيديوم في الدم 2.3-2.7 ملغم/لتر، وتركيزه في كريات الدم الحمراء أعلى بثلاث مرات تقريبًا من تركيزه في البلازما. يتم توزيع الروبيديوم والسيزيوم بشكل متساوٍ جدًا في الأعضاء والأنسجة، ويتراكم الروبيديوم بشكل رئيسي في العضلات، ويدخل السيزيوم إلى الأمعاء ويتم إعادة امتصاصه في أقسامه الهابطة.
دور الروبيديوم والسيزيوم في بعض العمليات الفسيولوجية معروف. حاليا، تم إثبات التأثير المحفز لهذه العناصر على وظائف الدورة الدموية وفعالية استخدام أملاحها لانخفاض ضغط الدم من أصول مختلفة. في مختبر I. P. Pavlov، وجد S. S. Botkin أن كلوريد السيزيوم والروبيديوم يسببان زيادة في ضغط الدم لفترة طويلة وأن هذا التأثير يرتبط بشكل أساسي بزيادة نشاط القلب والأوعية الدموية وانقباض الأوعية المحيطية.
كونه نظيرًا كاملاً للبوتاسيوم، يتراكم الروبيديوم أيضًا في السائل داخل الخلايا ويمكن أن يحل محل كمية مكافئة من البوتاسيوم في عمليات مختلفة. التآزر (الكيميائي) هو التأثير المشترك المتزامن لعاملين (أو أكثر)، ويتميز بحقيقة أن مثل هذا التأثير المشترك يتجاوز بشكل كبير تأثير كل مكون على حدة. الروبيديوم، وهو عامل مؤازر للبوتاسيوم، ينشط العديد من الإنزيمات نفسها التي ينشطها البوتاسيوم.
تُستخدم النظائر المشعة 137 Cs و87 Rb في العلاج الإشعاعي للأورام الخبيثة، وكذلك في دراسة استقلاب البوتاسيوم. ونظرًا لانهيارها السريع، يمكن حتى إدخالها إلى الجسم دون خوف من الآثار الضارة طويلة المدى.
فرنك.وهو عنصر كيميائي مشع تم الحصول عليه بشكل مصطنع. هناك أدلة على أن الفرانسيوم قادر على التراكم بشكل انتقائي في الأورام في المراحل الأولى من تطورها. قد تكون هذه الملاحظات مفيدة في تشخيص السرطان.
هكذا، من بين عناصر المجموعة IA، تكون Li وRb وCs نشطة من الناحية الفسيولوجية، كما أن Na وK حيويان. يتجلى تشابه الخواص الفيزيائية والكيميائية لـ Li و Na، بسبب تشابه التركيب الإلكتروني لذراتهم، أيضًا في العمل البيولوجي للكاتيونات (التراكم في السائل خارج الخلية، وقابلية التبادل). إن الطبيعة المتشابهة للعمل البيولوجي لكاتيونات العناصر ذات الفترات الطويلة - K +، Rb +، Cs + (التراكم في السائل داخل الخلايا، وقابلية التبادل) ترجع أيضًا إلى تشابه تركيبها الإلكتروني وخصائصها الفيزيائية والكيميائية. وهذا هو الأساس لاستخدام مستحضرات الصوديوم والبوتاسيوم للتسمم بأملاح الليثيوم والروبيديوم.
3. طرق دخول المعادن القلوية
في جسم الإنسان
تتنوع الطرق التي تدخل بها العناصر الكيميائية إلى جسم الإنسان؛ وهي موضحة في الرسم البياني:
بشر
في عملية التطور من المواد غير العضوية إلى المواد العضوية الحيوية، فإن أساس استخدام بعض العناصر الكيميائية في إنشاء النظم البيولوجية هو الانتقاء الطبيعي.
يوضح الجدول بيانات عن محتوى عناصر المجموعة الأولى أ - المعادن القلوية - في القشرة الأرضية ومياه البحر والكائنات النباتية والحيوانية وفي جسم الإنسان (نسبة الكتلة٪).
ويبين الجدول أنه كلما زادت وفرة العنصر في القشرة الأرضية، كلما زادت تواجده في جسم الإنسان.
لي
نا
ك
روبية
خدمات العملاء
قشرة الأرض
6,5∙10 -3
0,03
بيانات دقيقة
لا
التربة
3∙10 -3
0,63
1,36
5∙10 -3
مياه البحر
1,5∙10 -5
1,06
0,038
2∙10 -5
النباتات
1∙10 -5
0,02
5∙10 -4
الحيوانات
10 -4
0,27
10 -5
بشر
10 -4
0,08
0,23
10 -5
10 -4
المعادن القلوية الأكثر أهمية لجسم الإنسان هي الصوديوم والبوتاسيوم. تدخل جميع العناصر تقريبًا جسم الإنسان بشكل رئيسي عن طريق الطعام.
مصادر الليثيوم
ويوجد الليثيوم في بعض المياه المعدنية، وكذلك في الملح البحري والصخري. يوجد أيضًا في النباتات، لكن تركيزه، مثل أي عناصر دقيقة، لا يعتمد فقط على نوع النبات وجزء منه، ولكن أيضًا على الوقت من السنة وحتى اليوم، وعلى ظروف التجميع والطقس، وكذلك على المنطقة. حيث ينمو هذا النبات.
في بلدنا، تمت دراسة الليثيوم من قبل موظفي معهد الجيوكيمياء الذي يحمل اسم أكاد. فيرنادسكي في موسكو. وقد وجد أن الأجزاء الموجودة فوق سطح الأرض من النباتات غنية بالليثيوم أكثر من الجذور. تم العثور على معظم الليثيوم في نباتات عائلة الورد، والقرنفل، والباذنجانيات، والتي تشمل الطماطم والبطاطس. على الرغم من أن الاختلاف في محتواه داخل عائلة واحدة يمكن أن يكون هائلاً - عدة عشرات من المرات. وهذا يعتمد على الموقع الجغرافي ومحتوى الليثيوم في التربة.
مصادر الصوديوم.
ويوجد الصوديوم في المكملات الغذائية المختلفة على شكل جلوتامات أحادية الصوديوم (نكهة)، وسكارين الصوديوم (محلي)، ونترات الصوديوم (مادة حافظة)، وأسكوربات الصوديوم (مضاد للأكسدة)، وبيكربونات الصوديوم (صودا الخبز)، وكذلك في بعض الأدوية (مضادات الحموضة). ). ومع ذلك، فإن معظم الصوديوم في النظام الغذائي يأتي من الملح.
تكون مستويات كلوريد الصوديوم منخفضة نسبيًا في جميع الأطعمة التي لم تتم معالجتها بشكل خاص. ومع ذلك، فقد تم استخدام الملح كمادة حافظة ونكهة لعدة قرون. كما يتم استخدامه كصبغة وحشو وللتحكم في عملية التخمير (على سبيل المثال، عند خبز الخبز). ولهذا السبب، يتم إضافته إلى الأطعمة مثل لحم الخنزير والنقانق ولحم الخنزير المقدد ومنتجات اللحوم الأخرى والأسماك واللحوم المدخنة والخضروات المعلبة ومعظم الزبدة والسمن والجبن والأطعمة غير المحلاة والأطعمة الخفيفة والحبوب التي نتناولها في المنزل. إفطار.
كمية الصوديوم الموصى بها هي 1.5 جرامفي يوم. ويرتبط الملح الزائد في النظام الغذائي بزيادة احتمالية الإصابة بسرطان المعدة ويضر بالكلى، خاصة إذا كان لديهم أي مشاكل في الجهاز البولي. يعد الملح الزائد أحد عوامل نمط الحياة الرئيسية التي تؤدي إلى ارتفاع ضغط الدم. إذا كان ارتفاع ضغط الدم بدون أعراض، فإنه يزيد من خطر الإصابة بأمراض القلب والأوعية الدموية والسكتة الدماغية. أظهرت الإرشادات الحالية للوقاية من ارتفاع ضغط الدم أن النظام الغذائي الأكثر فعالية للوقاية من ارتفاع ضغط الدم وعلاجه يجب أن يكون منخفض الصوديوم والدهون ويتضمن كميات كبيرة من منتجات الألبان قليلة الدسم (مصدر للكالسيوم) والفواكه والخضروات. (مصدر للبوتاسيوم). وبالتالي، من المهم تغيير النظام الغذائي ككل، بدلاً من التركيز على عنصر واحد من النظام الغذائي. وتشمل العوامل الإيجابية الهامة الأخرى النشاط البدني ووزن الجسم الطبيعي.
لا يستطيع الأشخاص المصابون بأمراض الكلى والأطفال الصغار جدًا تحمل كميات كبيرة من الصوديوم لأن كليتهم لا تستطيع التخلص منها. لهذا السبب يجب عدم إضافة الملح إلى طعام الأطفال الصغار.
بموجب القانون، يجب أن تذكر الملصقات الغذائية محتوى الصوديوم، لكن بعض الشركات المصنعة تتجاهل هذه القاعدة وتدرج كمية الملح.
نحن نتذكر: " يمكن أن يكون ملح الطعام مزعجًا صحتنا!»
مصادر البوتاسيوم.
أفضل مصدر للبوتاسيوم هو الأطعمة النباتية. هذه هي البطيخ والبطيخ والبرتقال واليوسفي والموز والفواكه المجففة (التين والمشمش ووركين الورد). التوت الغني بالبوتاسيوم يشمل التوت والفراولة والكشمش الأسود والأحمر. يوجد الكثير من البوتاسيوم في الخضار (خاصة البطاطس) والبقوليات ومنتجات الحبوب الكاملة والأرز.
رد فعل الجسم لنقص البوتاسيوم.
مع نقص البوتاسيوم في الجسم، يلاحظ ضعف العضلات، والخمول المعوي، وخلل في القلب.
"لم أستيقظ بعد، أنا متعب بالفعل" - هكذا يصف الطبيب مجازيًا وواضحًا نقص البوتاسيوم في الجسم. عادة ما يؤدي انخفاض محتوى البوتاسيوم في الجسم إلى الوهن (الإرهاق العقلي والجسدي والتعب) وضعف وظائف الكلى واستنزاف قشرة الغدة الكظرية. هناك خطر انتهاك عمليات التمثيل الغذائي والموصلية في عضلة القلب.
نقص البوتاسيوم يقلل من الأداء، ويبطئ التئام الجروح، ويؤدي إلى ضعف التوصيل العصبي العضلي. ويلاحظ جفاف الجلد وبهتان وضعف الشعر (وهذا أمر مقلق للغاية، خاصة بالنسبة للنساء والفتيات).
قد يحدث الموت المفاجئ مع زيادة التوتر. هناك نقل ضعيف للنبضات العصبية. مدرات البول (مدرات البول) تقلل من امتصاص البوتاسيوم. عند تحضير الطعام لا بد من الانتباه إلى أن مركبات البوتاسيوم قابلة للذوبان في الماء. يتطلب هذا الظرف منك غسل المنتجات التي تحتوي عليه قبل تقطيعها وطهيها في كمية قليلة من الماء.
بالمناسبة، يعتقد الطب التقليدي أن الرغبة العاطفية في شرب الكحول مرتبطة بنقص البوتاسيوم في الجسم.
لاستخدام استنفاد البوتاسيوم كلوريد البوتاسيومبوكل 4 - 5 مرات في اليوم، 1 غرام.
رد فعل الجسم على زيادة البوتاسيوم.
مع وجود فائض من البوتاسيوم في الجسم، يتم منع الوظائف الرئيسية للقلب: انخفاض في استثارة عضلة القلب، وتباطؤ معدل ضربات القلب، وتدهور الموصلية، وإضعاف قوة تقلصات القلب. في التركيزات العالية، تسبب أيونات البوتاسيوم السكتة القلبية أثناء الانبساط (مرحلة انقباض بطينات القلب). الجرعة السامة من البوتاسيوم هي 6 جرام. الجرعة المميتة هي 14 جرام. أملاح البوتاسيوم يمكن أن تكون سامة للجسم بسبب الأنيون المرتبط بأيون البوتاسيوم، على سبيل المثال، KCN (سيانيد البوتاسيوم).
ولتنظيم محتوى هذه العناصر الغذائية، يمكنك مراعاة البيانات الواردة في الجدول التالي.
4. الجزء العملي
الخبرة 1.تلوين اللهب بالمركبات.
تعتمد إحدى طرق الكشف النوعي للمركبات الفلزية القلوية على قدرتها على تلوين لهب الموقد.
يجب صب محاليل الأملاح المعدنية القلوية في أنابيب الاختبار. اغسل السلك الحديدي بحمض الهيدروكلوريك ثم أشعله في لهب الموقد.
ثم تحتاج إلى ترطيب السلك بمحلول الملح الذي تم اختباره وإضافته إلى اللهب.
الأملاح التي تحتوي على كاتيونات الليثيوم، وكذلك الليثيومتلوين النيران أحمراللون وكاتيونات الصوديوم والمعادن صوديوم- الخامس أصفروكاتيونات البوتاسيوم والمعادن البوتاسيومتلوين النيران البنفسجيلون. ولملاحظة أفضل، يمكنك رؤية اللون من خلال الزجاج الأزرق.
وهكذا تم اكتشاف أيونات Li + وNa + وK + في محاليل الأملاح LiCl وNaCl وNa 2 CO 3 وNa 2 SO 4 وNaNO 3 وKCl وKNO 3 وK 2 CO 3.
الخبرة 2.تفاعل المعادن القلوية مع الماء.
أضف قطعة من المعدن، بعد تنظيفها جيدًا من طبقة الأكسيد، إلى كوب من الماء. بعد إذابة المعدن، تم فحص وسط المحلول باستخدام الفينول فثالين.
قم بإجراء هذه التجربة باستخدام قطع من الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم. وكان التفاعل مع البوتاسيوم في أشد حالاته وكان مصحوباً باحتراق البوتاسيوم، وقد لوحظ ظهور شرارات بنفسجية ونشوء غازات. تفاعل الصوديوم مع الماء، منتجًا شرارات صفراء، وكان تفاعل الليثيوم أكثر هدوءًا.
تحولت المحاليل الناتجة مع الفينول فثالين إلى اللون القرمزي مما يدل على وجود القلويات في المحلول.
2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
2K + 2H2O = 2KOH + H2
خبرة 3. التحلل المائي لأملاح الصوديوم والبوتاسيوم.
تمت دراسة طبيعة بيئة المحاليل الملحية باستخدام المؤشرات الحمضية القاعدية.
أوراق المؤشر العالمي المغموسة في محاليل الأملاح المعدنية القلوية المتكونة من الأحماض الضعيفة Na 2 CO 3 و K 2 CO 3 تحولت إلى اللون الأزرق مما يدل على تفاعل قلوي للمحاليل. حدث التحلل المائي في المحاليل - تفاعل الأملاح مع جزيئات الماء:
نا 2 CO 3 ↔ 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H2 O ↔ HCO 3 - + OH -
Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ NaHCO 3 + NaOH
أظهرت محاليل أملاح الأحماض القوية NaNO 3, KNO 3, NaCl, KCl, LiCl بيئة محايدة (لم يتغير لون ورقة المؤشر) مما يعني عدم حدوث التحلل المائي لهذه الأملاح
الاستنتاجات
ما أهمية معرفة محتوى العناصر الكيميائية في الجسم؟
لا يتم تصنيع العناصر الكيميائية في الجسم، على عكس العديد من المواد العضوية، ولكنها تأتي من الخارج مع الطعام والهواء عبر الجلد والأغشية المخاطية. لذلك فإن تحديد العناصر الكيميائية يسمح لك بالتعرف على:
إلى أي مدى يتوافق جسمك مع المثل الأعلى (بالمناسبة، حوالي 20٪ من الناس ليس لديهم أي انحرافات، وبالتالي يعيشون في وئام مع الطبيعة)؛
هل تأكل بشكل صحيح، هل يوفر نظامك الغذائي المجموعة الضرورية من العناصر الغذائية؟
هل العادات السيئة تضر الجسم؟
ما مدى سلامة البيئة التي تعيش فيها؛ الطعام الذي تتناوله؛ مكان عملك؛
أداء وظائف المعدة والأمعاء والكبد والكلى والجلد بشكل جيد، وتنظيم عمليات امتصاص وإفراز العناصر الغذائية؛
هل لديك أي أمراض مزمنة أو الاستعداد لها؟
هل يتم علاجك بشكل صحيح؟
ما هي الأمراض الأكثر ارتباطا بعدم توازن العناصر؟
أولا وقبل كل شيء، هذا هو:
انخفاض المناعة
أمراض الجلد والشعر والأظافر.
الجنف وهشاشة العظام والداء العظمي الغضروفي.
ارتفاع ضغط الدم.
الحساسية، بما في ذلك الربو القصبي.
مرض السكري والسمنة.
أمراض القلب والأوعية الدموية.
أمراض الدم (فقر الدم) ؛
دسباقتريوز المعوي، التهاب المعدة المزمن، التهاب القولون.
العقم وانخفاض الفاعلية لدى الرجال.
ضعف النمو والتطور عند الأطفال.
تظهر سنوات عديدة من خبرة الأطباء أن أكثر من 80٪ من السكان يعانون من خلل واضح في توازن العناصر الدقيقة. لذلك، إذا كان لديك أي ، عليك الانتباه لهذا!
يعتقد العديد من العلماء أن جميع العناصر الكيميائية ليست موجودة في الكائن الحي فحسب، بل يؤدي كل منها وظيفة بيولوجية محددة.
لقد قمنا بتوضيح الدور البيولوجي لمجموعة واحدة فقط من العناصر الكيميائية. المعادن القلوية مهمة للغاية لصحة الإنسان، مثل معظم المعادن الأخرى. من المهم جدًا لصحة الإنسان الحفاظ على التركيز الأمثل لكل عنصر: فنقص العنصر وفائضه ضاران.
يعد استقرار التركيب الكيميائي للجسم أحد أهم الشروط الإلزامية لعمله الطبيعي. .
هناك رأي خاطئ، وإن كان واسع الانتشار، حول إمكانية تصحيح الخلل في التركيبة العنصرية لجسم الإنسان من خلال إثراء النظام الغذائي بمنتجات معينة تحتوي على العناصر المعدنية الضرورية. ومع ذلك، ينبغي أن يؤخذ في الاعتبار أن وجود العناصر الكبيرة والصغرى الضرورية في الغذاء والماء (وهو أمر واضح بشكل خاص بالنسبة لسكان المناطق الريفية) يعتمد إلى حد كبير على ما يسمى "الدورة البيوجيوكيميائية المحلية" للعناصر، الذي يحدد محتوى العناصر الكبرى والصغرى في النباتات والحيوانات الغذائية.
إن نقص أو زيادة بعض العناصر في جسم الإنسان، كقاعدة عامة، هو نتيجة لنقص أو زيادة هذه العناصر التي تمر عبر السلسلة الغذائية: من التربة إلى النبات ومن الحيوان إلى الإنسان. عندما يتطور نقص أي عنصر، فإن التصحيح الغذائي لا يكفي، حتى لو تم استخدام منتجات من مناطق أخرى لهذا الغرض، والتي يتم إثراء تربتها بالعناصر الدقيقة الضرورية.
فقط الاختيار الفردي للمستحضرات المعدنية الخاصة وغيرها من المستحضرات التي تهدف إلى تطبيع توازن العناصر الدقيقة في الجسم هو الذي سيوفر مساعدة حقيقية وفعالة في تطور الحالة المرضية.
وفي الختام نقدم وصايا الطب التقليدي والعلمي التي يجب أن يعرفها الجميع:
كل شيء مرتبط بكل شيء.
كل شيء يجب أن يذهب إلى مكان ما.
الطبيعة تعرف أفضل.
لا شيء يأتي مجانا.
كتب مستخدمة
1. غابرييليان أو إس. الكيمياء، الصف التاسع، كتاب مدرسي للمؤسسات التعليمية. - م."حبارى" 2001
2. جلينكا ن.ل. الكيمياء العامة، كتاب مدرسي للجامعات. - ل. "الكيمياء"، 1983
3. الكيمياء العامة. كيمياء العناصر الحيوية. كتاب مدرسي عن العسل. متخصص. يتصل. يو.أ. إرشوف وآخرون - م. "المدرسة العليا"، 1993
4. سيتشيف أ.ب.، فاديف ج.ن. كيمياء المعادن. درس تعليمي. – م. “التنوير” 1984
5. أتش تي أم أل. يفعل ج. الدرس المتكامل "الفلزات القلوية". - مهرجان الدرس المفتوح 2003
6.
7.
الفلزات القلوية هي مجموعة من المواد غير العضوية، وهي عناصر بسيطة في الجدول الدوري. لديهم جميعا بنية ذرية مماثلة، وبالتالي خصائص مماثلة. تشتمل المجموعة على البوتاسيوم والصوديوم والليثيوم والسيزيوم والروبيديوم والفرانسيوم والعنصر الموصوف نظريًا ولكن لم يتم تصنيعه بعد. المواد الخمس الأولى موجودة في الطبيعة، الفرانسيوم هو عنصر مشع مصطنع. حصلت الفلزات القلوية على اسمها من قدرتها على تكوين القلويات عند التفاعل مع الماء.
جميع عناصر المجموعة نشطة كيميائيا، لذلك توجد على الأرض فقط في تكوين المعادن المختلفة، على سبيل المثال، الصخور، البوتاسيوم، ملح الطعام، البوراكس، الفلسبار، مياه البحر، المحاليل الملحية تحت الأرض، نترات التشيلية. غالبًا ما يصاحب الفرانسيوم خامات اليورانيوم. الروبيديوم والسيزيوم - معادن مع الصوديوم والبوتاسيوم.
ملكيات
جميع ممثلي المجموعة من المعادن الناعمة، ويمكن قطعهم بسكين أو ثنيهم باليد. خارجيا - لامع، أبيض (باستثناء السيزيوم). السيزيوم له لمعان ذهبي. خفيف الوزن: الصوديوم والبوتاسيوم أخف من الماء، والليثيوم يطفو حتى في الكيروسين. معادن كلاسيكية ذات توصيل كهربائي وحراري جيد. فهي تحترق وتعطي اللهب لوناً مميزاً، وهي إحدى الطرق التحليلية لتحديد نوع المعدن. منخفض الذوبان، والأكثر "مقاومة للحرارة" هو الليثيوم (+180.5 درجة مئوية). يذوب السيزيوم في يديك عند درجة حرارة +28.4 درجة مئوية.
يزداد النشاط في المجموعة مع زيادة الكتلة الذرية: Li →Cs. لديهم خصائص مخفضة، بما في ذلك التفاعل مع الهيدروجين. أنها تظهر التكافؤ -1. تتفاعل بعنف مع الماء (كل شيء باستثناء الليثيوم - متفجر)؛ مع الأحماض والأكسجين. تتفاعل مع اللافلزات والكحوليات والأمونيا المائية ومشتقاتها والأحماض الكربوكسيلية والعديد من المعادن.
البوتاسيوم والصوديوم عنصران حيويان، ويشاركان في توازن الماء والملح والتوازن الحمضي القاعدي في جسم الإنسان، وهما ضروريان للدورة الدموية الطبيعية وعمل العديد من الإنزيمات. البوتاسيوم مهم للنباتات.
يحتوي جسمنا أيضًا على الروبيديوم. تم العثور عليه في الدم والعظام والدماغ والرئتين. له تأثير مضاد للالتهابات ومضاد للحساسية ويبطئ تفاعلات الجهاز العصبي ويقوي جهاز المناعة وله تأثير إيجابي على تكوين الدم.
تدابير وقائية
المعادن القلوية خطيرة جدًا ويمكن أن تشتعل وتنفجر بمجرد ملامستها للماء أو الهواء. تحدث العديد من ردود الفعل بشكل عنيف، فلا يُسمح بالعمل بها إلا بعد اتباع تعليمات دقيقة، مع اتخاذ كافة الاحتياطات، وارتداء القناع الواقي والنظارات الواقية.
محاليل البوتاسيوم والصوديوم والليثيوم في الماء هي قلويات قوية (البوتاسيوم والصوديوم وهيدروكسيدات الليثيوم)؛ يؤدي ملامسة الجلد إلى حروق عميقة ومؤلمة. يمكن أن يؤدي ملامسة القلويات، حتى بتركيزات منخفضة، إلى العين إلى العمى. التفاعلات مع الأحماض والأمونيا والكحولات تؤدي إلى إطلاق هيدروجين قابل للاشتعال والانفجار.
يتم تخزين المعادن القلوية تحت طبقة من الكيروسين أو الفازلين في حاويات مغلقة. يتم إجراء عمليات التلاعب بالكواشف النقية في جو الأرجون.
وينبغي الحرص على التخلص من بقايا التجارب على المعادن القلوية. يجب أولاً تحييد جميع المخلفات المعدنية.
طلب
الفلزات القلوية هي عناصر s. وفي طبقة الإلكترون الخارجية، يحتوي كل منها على إلكترون واحد (ns1). يزداد نصف قطر الذرات من أعلى إلى أسفل في المجموعة الفرعية، وتقل طاقة التأين، ويزداد نشاط الاختزال، وكذلك القدرة على منح إلكترونات التكافؤ من الطبقة الخارجية.
المعادن المعنية نشطة للغاية، لذلك لا توجد في الطبيعة في حالة حرة. يمكن العثور عليها على شكل مركبات في المعادن (ملح الطعام NaCl، sylvinite NaCl∙KCl، ملح جلوبر NaSO4∙10H2O وغيرها) أو على شكل أيونات في مياه البحر.
الخصائص الفيزيائية للمعادن القلوية
جميع الفلزات القلوية في الظروف العادية تكون عبارة عن مواد بلورية بيضاء فضية ذات موصلية حرارية وكهربائية عالية. لديهم تعبئة مكعبة مركزية الجسم (BCCP). تعتبر الكثافة ونقاط الغليان والانصهار لمعادن المجموعة الأولى منخفضة نسبيًا. من أعلى إلى أسفل في المجموعة الفرعية، تزداد الكثافة وتنخفض درجات حرارة الانصهار.
تحضير المعادن القلوية
يتم الحصول على الفلزات القلوية عادة عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة (عادة الكلوريدات) أو القلويات. أثناء التحليل الكهربائي لذوبان كلوريد الصوديوم، على سبيل المثال، يتم إطلاق الصوديوم النقي عند الكاثود، ويتم إطلاق غاز الكلور عند الأنود: 2NaCl(melt)=2Na+Cl2.
الخواص الكيميائية للمعادن القلوية
من حيث الخواص الكيميائية، فإن الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم والفرانسيوم هي أكثر المعادن نشاطًا وواحدة من أقوى عوامل الاختزال. في التفاعلات، فإنها تتخلى بسهولة عن الإلكترونات من الطبقة الخارجية، وتتحول إلى أيونات موجبة الشحنة. في المركبات التي تتكون من الفلزات القلوية، تسود الرابطة الأيونية.
عندما تتفاعل الفلزات القلوية مع الأكسجين، تتشكل البيروكسيدات كمنتج رئيسي، والأكاسيد كمنتج ثانوي:
4Na+O2=2Na2O (أكسيد الصوديوم).
مع الهالوجينات تعطي هاليدات، مع الكبريت - كبريتيدات، مع الهيدروجين - هيدريدات:
2Na+Cl2=2NaCl (كلوريد الصوديوم)،
2Na+S=Na2S (كبريتيد الصوديوم)،
2Na+H2=2NaH (هيدريد الصوديوم).
هيدريد الصوديوم مركب غير مستقر. يتحلل مع الماء وينتج القلويات والهيدروجين الحر:
NaH+H2O=NaOH+H2.
يتشكل الهيدروجين الحر أيضًا عندما تتفاعل الفلزات القلوية نفسها مع الماء:
2Na+2H2O=2NaOH+H2.
تتفاعل هذه المعادن أيضًا مع الأحماض المخففة، مما يؤدي إلى إزاحة الهيدروجين منها:
2Na+2HCl=2NaCl+H2.
تتفاعل الفلزات القلوية مع الهاليدات العضوية باستخدام تفاعل فورتز.
الفلزات القلوية- هذه هي عناصر المجموعة الأولى من الجدول الدوري للعناصر الكيميائية (حسب التصنيف القديم - عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى): الليثيوملي، صوديومنا، البوتاسيومك، الروبيديومروبية, السيزيومخدمات العملاء، فرنساالأب، و يائس Uue. عندما تذوب الفلزات القلوية في الماء تتشكل هيدروكسيدات قابلة للذوبان تسمى القلويات.
الخواص الكيميائية للمعادن القلوية
بسبب النشاط الكيميائي العالي للمعادن القلوية تجاه الماء والأكسجين وأحيانا حتى النيتروجين (Li, Cs)، يتم تخزينها تحت طبقة من الكيروسين. لإجراء تفاعل مع معدن قلوي، يتم قطع قطعة من الحجم المطلوب بعناية بمشرط تحت طبقة من الكيروسين، ويتم تنظيف السطح المعدني جيدًا في جو الأرجون من منتجات تفاعله مع الهواء، وفقط ثم يتم وضع العينة في وعاء التفاعل.
1. التفاعل مع الماء. من الخصائص المهمة للمعادن القلوية نشاطها العالي تجاه الماء. يتفاعل الليثيوم بهدوء أكبر (دون انفجار) مع الماء:
عند إجراء تفاعل مماثل، يحترق الصوديوم بلهب أصفر ويحدث انفجار صغير. بل إن البوتاسيوم أكثر نشاطًا: وفي هذه الحالة، يكون الانفجار أقوى بكثير، ويكون لون اللهب أرجوانيًا.
2. التفاعل مع الأكسجين. تحتوي منتجات احتراق المعادن القلوية في الهواء على تركيبات مختلفة اعتمادًا على نشاط المعدن.
· فقط الليثيوميحترق في الهواء لتكوين أكسيد ذو تركيبة متكافئة:
· عند الاحتراق صوديوميتكون بيروكسيد Na 2 O 2 بشكل أساسي من خليط صغير من فوق أكسيد NaO 2:
· في منتجات الاحتراق البوتاسيوم, الروبيديومو السيزيوميحتوي بشكل رئيسي على أكاسيد فائقة:
للحصول على أكاسيد الصوديوم والبوتاسيوم، يتم تسخين مخاليط الهيدروكسيد أو البيروكسيد أو الأكسيد الفائق مع وجود فائض من المعدن في غياب الأكسجين:
النمط التالي هو سمة مركبات الأكسجين للمعادن القلوية: مع زيادة نصف قطر كاتيون الفلز القلوي، يزداد استقرار مركبات الأكسجين التي تحتوي على أيون البيروكسيد O 2 2− وأيون فوق الأكسيد O 2−.
تتميز المعادن القلوية الثقيلة بتكوينها بشكل مستقر إلى حد ما الأوزونيداتتكوين EO 3. جميع مركبات الأكسجين لها ألوان مختلفة، وتزداد شدتها في السلسلة من Li إلى Cs:
تحتوي أكاسيد الفلزات القلوية على جميع خصائص الأكاسيد الأساسية: فهي تتفاعل مع الماء والأكاسيد الحمضية والأحماض:
بيروكسيداتو أكاسيد فائقةتظهر خصائص قوية عامل مؤكسد:
تتفاعل البيروكسيدات والأكاسيد الفائقة بشكل مكثف مع الماء لتشكل هيدروكسيدات:
3. التفاعل مع المواد الأخرى. تتفاعل الفلزات القلوية مع العديد من اللافلزات. عند تسخينها، تتحد مع الهيدروجين لتكوين الهيدريدات، مع الهالوجينات والكبريت والنيتروجين والفوسفور والكربون والسيليكون لتكوين، على التوالي، هاليدات, كبريتيدات, النتريدات, الفوسفيدات, كربيداتو مبيدات السيليكا:
عند تسخينها، تكون الفلزات القلوية قادرة على التفاعل مع معادن أخرى وتشكيلها المركبات بين الفلزات. تتفاعل الفلزات القلوية بشكل نشط (متفجر) مع الأحماض.
تذوب المعادن القلوية في الأمونيا السائلة ومشتقاتها - الأمينات والأميدات:
عند إذابته في الأمونيا السائلة، يفقد المعدن القلوي إلكترونًا، والذي يذوب بواسطة جزيئات الأمونيا ويعطي المحلول لونًا أزرق. تتحلل الأميدات الناتجة بسهولة بالماء لتكوين القلويات والأمونيا:
تتفاعل الفلزات القلوية مع المواد العضوية والكحولات (لتكوين الكحولات) والأحماض الكربوكسيلية (لتكوين الأملاح):
4. التحديد النوعي للمعادن القلوية. بما أن إمكانات التأين للمعادن القلوية صغيرة، فعندما يتم تسخين المعدن أو مركباته في اللهب، تتأين الذرة، ويلون اللهب لونًا معينًا:
تلوين اللهب بالمعادن القلوية
وارتباطاتهم
المعادن الأرضية القلوية.
المعادن الأرضية القلوية- العناصر الكيميائية للمجموعة الثانية من الجدول الدوري للعناصر: البريليوم والمغنيسيوم والكالسيوم والسترونتيوم والباريوم والراديوم.
الخصائص الفيزيائية
جميع الفلزات القلوية الأرضية هي مواد رمادية تكون صلبة في درجة حرارة الغرفة. على عكس الفلزات القلوية، فهي أكثر صلابة بشكل ملحوظ ولا يمكن قطعها بسكين (باستثناء السترونتيوم). تزداد كثافة المعادن الأرضية القلوية ذات العدد الذري، على الرغم من أن النمو لا يُلاحظ إلا بدءًا من الكالسيوم، الذي يتمتع بأقل كثافة بينها (ρ = 1.55 جم/سم³)، وأثقلها هو الراديوم، الذي تساوي كثافته تقريبًا كثافة الحديد .
الخواص الكيميائية
تحتوي المعادن الأرضية القلوية على تكوين إلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي نانوثانية²، وهي عناصر s، إلى جانب الفلزات القلوية. بوجود إلكترونين تكافؤ، فإن المعادن الأرضية القلوية تتخلى عنهما بسهولة، وفي جميع المركبات لديها حالة أكسدة +2 (نادرًا جدًا +1).
يزداد النشاط الكيميائي للمعادن القلوية الأرضية مع زيادة العدد الذري. لا يتفاعل البريليوم في شكله المضغوط مع الأكسجين أو الهالوجينات، حتى عند درجات الحرارة الحمراء (حتى 600 درجة مئوية؛ تتطلب التفاعلات مع الأكسجين وغيره من الكالكوجينات درجة حرارة أعلى، باستثناء الفلور). يتم حماية المغنيسيوم بواسطة فيلم أكسيد في درجة حرارة الغرفة ودرجات حرارة أعلى (تصل إلى 650 درجة مئوية) ولا يتأكسد أكثر. يتأكسد الكالسيوم ببطء وعمق في درجة حرارة الغرفة (في وجود بخار الماء)، ويحترق بتسخين طفيف في الأكسجين، ولكنه مستقر في الهواء الجاف في درجة حرارة الغرفة. يتأكسد السترونتيوم والباريوم والراديوم بسرعة في الهواء، مما ينتج عنه خليط من الأكاسيد والنيتريدات، لذلك يتم تخزينها، مثل المعادن القلوية (والكالسيوم)، تحت طبقة من الكيروسين.
تميل أكاسيد وهيدروكسيدات الفلزات الأرضية القلوية إلى زيادة خصائصها الأساسية مع زيادة العدد الذري: Be(OH) 2 هو هيدروكسيد مذبذب وغير قابل للذوبان في الماء، ولكنه قابل للذوبان في الأحماض (ويظهر أيضًا خصائص حمضية في وجود قلويات قوية)، Mg(OH) 2 - قاعدة ضعيفة، غير قابلة للذوبان في الماء، Ca(OH) 2 - قاعدة قوية ولكن قابلة للذوبان قليلاً في الماء، Sr(OH) 2 - أكثر قابلية للذوبان في الماء من هيدروكسيد الكالسيوم، قاعدة قوية (قلوية) عند درجات حرارة عالية قريبة إلى درجة غليان الماء (100 درجة مئوية)، يعتبر Ba(OH) 2 قاعدة قوية (قلوية)، وليست أقل قوة من KOH أو NaOH، ويعتبر Ra(OH) 2 أحد أقوى القلويات، وهي مادة شديدة التآكل.
التواجد في الطبيعة
توجد جميع الفلزات القلوية الأرضية (بكميات متفاوتة) في الطبيعة. نظرًا لنشاطها الكيميائي العالي، لا توجد جميعها في حالة حرة. وأكثر الفلزات القلوية الأرضية شيوعاً هو الكالسيوم، وتبلغ نسبته 3.38% (وزن القشرة الأرضية). وهو أدنى قليلاً من المغنيسيوم الذي تبلغ كميته 2.35٪ (من كتلة القشرة الأرضية). الباريوم والسترونتيوم شائعان أيضًا في الطبيعة، حيث يمثلان 0.05 و0.034% من كتلة القشرة الأرضية، على التوالي. البريليوم عنصر نادر، تبلغ كميته 6·10−4% من كتلة القشرة الأرضية. أما الراديوم، وهو عنصر مشع، فهو أندر جميع المعادن الأرضية القلوية، ولكنه يوجد دائمًا بكميات صغيرة في خامات اليورانيوم. على وجه الخصوص، يمكن عزله من هناك كيميائيا. محتواه 1·10−10% (من كتلة القشرة الأرضية)
الألومنيوم.
الألومنيوم- عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثالثة من الفترة الثالثة للنظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev برقم ذري 13. يُشار إليه بالرمز آل(خط العرض. الألومنيوم). ينتمي إلى مجموعة المعادن الخفيفة. المعدن الأكثر شيوعا وثالث العنصر الكيميائي الأكثر وفرة في القشرة الأرضية (بعد الأكسجين والسيليكون).
مادة بسيطة الألومنيوم- معدن خفيف الوزن، ممغنطيسي، لونه أبيض فضي، سهل التشكيل والصب والآلة. يتمتع الألمنيوم بموصلية حرارية وكهربائية عالية ومقاومة للتآكل بسبب التكوين السريع لأغشية الأكسيد القوية التي تحمي السطح من المزيد من التفاعل.
تم الحصول على الألومنيوم لأول مرة من قبل الفيزيائي الدنماركي هانز أورستد في عام 1825 من خلال عمل ملغم البوتاسيوم على كلوريد الألومنيوم يليه تقطير الزئبق، وقد تم تطوير طريقة الإنتاج الحديثة بشكل مستقل من قبل الأمريكي تشارلز هول والفرنسي بول هيرولت في عام 1886. ويتكون من إذابة أكسيد الألومنيوم Al 2 O 3 في مصهور الكريوليت Na 3 AlF 6 متبوعًا بالتحليل الكهربائي باستخدام فحم الكوك أو أقطاب الجرافيت القابلة للاستهلاك. تتطلب طريقة الإنتاج هذه الكثير من الكهرباء، وبالتالي أصبحت شعبية فقط في القرن العشرين.
لإنتاج 1000 كجم من الألومنيوم الخام، و1920 كجم من الألومينا، و65 كجم من الكرايوليت، و35 كجم من فلوريد الألومنيوم، و600 كجم من كتلة الأنود، و17 ألف كيلو وات ساعة من كهرباء التيار المستمر.
الفلزات القلوية
المجموعة الفرعية IA. الفلزات القلوية
الليثيوم، الصوديوم، البوتاسيوم، الروبيديوم، السيزيوم، فرنسا
يتميز التركيب الإلكتروني للمعادن القلوية بوجود إلكترون واحد في الغلاف الإلكتروني الخارجي، وهو مرتبط بشكل ضعيف نسبياً بالنواة. يبدأ كل فلز قلوي فترة جديدة في الجدول الدوري. الفلز القلوي قادر على التخلي عن إلكترونه الخارجي بسهولة أكبر من أي عنصر آخر في هذه الفترة. قطعة من الفلز القلوي في بيئة خاملة لها لمعان فضي لامع. تتميز الفلزات القلوية بانخفاض كثافتها، وموصليتها الكهربائية الجيدة، وتذوب عند درجات حرارة منخفضة نسبياً (الجدول 2).
بسبب نشاطها العالي، لا توجد الفلزات القلوية في شكل نقي، ولكنها توجد في الطبيعة فقط في شكل مركبات (باستثناء الفرانسيوم)، على سبيل المثال مع الأكسجين (الطين والسيليكات) أو مع الهالوجينات (كلوريد الصوديوم). الكلوريدات هي مواد خام لإنتاج الفلزات القلوية في حالة حرة. تحتوي مياه البحر على معادن قلوية 3% NaCl وكميات ضئيلة من الأملاح الأخرى. ومن الواضح أن البحيرات والبحار الداخلية، وكذلك رواسب الملح والمحلول الملحي تحت الأرض، تحتوي على هاليدات فلزية قلوية بتركيزات أعلى من مياه البحر. على سبيل المثال، تبلغ نسبة الملح في مياه البحيرة المالحة الكبرى (يوتا، الولايات المتحدة الأمريكية) 13827.7%، وفي البحر الميت (إسرائيل) تصل إلى 31%، حسب مساحة سطح الماء، والتي تتغير مع تغير الوقت من السنة. يمكن الافتراض أن المحتوى الضئيل لـ KCl في مياه البحر مقارنة بـ NaCl يتم تفسيره من خلال استيعاب النباتات البحرية لأيون K +.
في شكلها الحر، يتم الحصول على الفلزات القلوية عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة مثل كلوريد الصوديوم، CaCl2، CaF2 أو هيدروكسيدات (NaOH)، حيث لا يوجد معدن أكثر نشاطا قادر على إزاحة الفلز القلوي من الهاليد. أثناء التحليل الكهربائي للهاليدات، من الضروري عزل المعدن المنبعث من الكاثود، لأنه في نفس الوقت يتم إطلاق هالوجين غازي عند الأنود، والذي يتفاعل بنشاط مع المعدن المنطلق.
انظر أيضًا إنتاج القلويات
وبما أن الفلزات القلوية تحتوي على إلكترون واحد فقط في طبقتها الخارجية، فإن كل واحد منها هو الأكثر نشاطا في دورته، لذلك Li هو المعدن الأكثر نشاطا في الدورة الأولى من ثمانية عناصر، Na على التوالي في الثانية، و K هو العنصر المعدن الأكثر نشاطا في الفترة الثالثة حيث يحتوي على 18 عنصرا (الفترة الانتقالية الأولى). في المجموعة الفرعية للفلزات القلوية (IA)، تزداد القدرة على التبرع بالإلكترون من أعلى إلى أسفل.
الخواص الكيميائية.تتفاعل جميع الفلزات القلوية بنشاط مع الأكسجين، وتشكل أكاسيد أو بيروكسيدات، وتختلف عن بعضها البعض في هذا: يتحول Li إلى Li2O، والمعادن القلوية الأخرى إلى خليط من M2O2 وMO2، ويشتعل Rb وCs. تتشكل جميع الفلزات القلوية مع هيدريدات شبيهة بملح الهيدروجين ذات تركيبة M+H، مستقرة حرارياً عند درجات الحرارة المرتفعة، وهي عوامل اختزال نشطة؛ تتحلل الهيدريدات مع الماء لتكوين قلويات وهيدروجين وتطلق حرارة مسببة اشتعال الغاز، وتكون نسبة هذا التفاعل بالنسبة للليثيوم أعلى منها بالنسبة للصوديوم والبوتاسيوم.
انظر أيضًا الهيدروجين؛ الأكسجين.
في الأمونيا السائلة، تذوب الفلزات القلوية مكونة محاليل زرقاء، ويمكن إطلاقها مرة أخرى (على عكس التفاعل مع الماء) عن طريق تبخير الأمونيا أو إضافة ملح مناسب (على سبيل المثال، كلوريد الصوديوم من محلول الأمونيا الخاص بها). عند التفاعل مع غاز الأمونيا، يكون التفاعل مشابهًا للتفاعل مع الماء:
تظهر أميدات الفلزات القلوية خصائص أساسية مشابهة للهيدروكسيدات. معظم مركبات الفلزات القلوية، باستثناء بعض مركبات الليثيوم، شديدة الذوبان في الماء. من حيث الحجم الذري وكثافة الشحنة، فإن الليثيوم قريب من المغنيسيوم، وبالتالي فإن خصائص مركبات هذه العناصر متشابهة. في القابلية للذوبان والاستقرار الحراري، تشبه كربونات الليثيوم كربونات المغنيسيوم والبريليوم لعناصر المجموعة الفرعية IIA؛ تتحلل هذه الكربونات عند درجات حرارة منخفضة نسبيًا بسبب روابط MO الأقوى. أملاح الليثيوم أكثر قابلية للذوبان في المذيبات العضوية (الكحول والإثيرات والمذيبات البترولية) من أملاح الفلزات القلوية الأخرى. يتفاعل الليثيوم (مثل المغنيسيوم) مباشرة مع النيتروجين لتكوين Li3N (يشكل المغنيسيوم Mg3N2)، في حين أن الصوديوم والمعادن القلوية الأخرى يمكن أن تشكل النتريدات فقط في ظل ظروف قاسية. تتفاعل معادن المجموعة الفرعية IA مع الكربون، لكن التفاعل يحدث بسهولة أكبر مع الليثيوم (بسبب نصف قطره الصغير بوضوح) وأقل سهولة مع السيزيوم. على العكس من ذلك، تتفاعل الفلزات القلوية النشطة مباشرة مع ثاني أكسيد الكربون، وتشكل الكربونيلات (على سبيل المثال، K(CO)x)، وLi وNa الأقل نشاطًا فقط في ظل ظروف معينة.
طلب.تُستخدم المعادن القلوية في الصناعة وفي المختبرات الكيميائية، على سبيل المثال، في عمليات التوليف. ويستخدم الليثيوم لإنتاج سبائك خفيفة صلبة، ولكنها هشة. يتم استهلاك كميات كبيرة من الصوديوم لإنتاج سبيكة Na4Pb، والتي يتم من خلالها الحصول على رباعي إيثيل الرصاص Pb(C2H5)4، وهو عامل مضاد للخبط لوقود البنزين. يتم استخدام الليثيوم والصوديوم والكالسيوم كمكونات للسبائك الناعمة. إن الإلكترون المنفرد والمتحرك الموجود في الطبقة الخارجية يجعل المعادن القلوية موصلة ممتازة للحرارة والكهرباء. تُستخدم سبائك البوتاسيوم والصوديوم، التي تظل سائلة على نطاق واسع من درجات الحرارة، كمائع للتبادل الحراري في بعض أنواع المفاعلات النووية، وبسبب درجات الحرارة المرتفعة في المفاعل النووي، تُستخدم لإنتاج البخار. يستخدم الصوديوم المعدني في شكل قضبان توصيل في التكنولوجيا الكهروكيميائية لنقل تيارات عالية الطاقة. هيدريد الليثيوم LiH هو مصدر مناسب للهيدروجين المنطلق عندما يتفاعل الهيدريد مع الماء. يتم استخدام هيدريد ألومنيوم الليثيوم LiAlH4 وهيدريد الليثيوم كعوامل اختزال في التخليق العضوي وغير العضوي. بسبب نصف قطرها الأيوني الصغير وكثافته العالية للشحنة، ينشط الليثيوم في التفاعلات مع الماء، وبالتالي تكون مركبات الليثيوم شديدة الاسترطاب، ويستخدم كلوريد الليثيوم LiCl لتجفيف الهواء عند تشغيل الأجهزة. هيدروكسيدات الفلزات القلوية هي قواعد قوية، شديدة الذوبان في الماء؛ يتم استخدامها لخلق بيئة قلوية. يستخدم هيدروكسيد الصوديوم، باعتباره أرخص القلويات، على نطاق واسع (يتم استهلاك أكثر من 2.26 مليون طن سنويًا في الولايات المتحدة الأمريكية وحدها).
الليثيوم.وهو أخف المعادن، وله نظيران مستقران كتلتهما الذرية 6 و7؛ النظير الثقيل هو الأكثر شيوعا، محتواه هو 92.6٪ من جميع ذرات الليثيوم. اكتشف الليثيوم بواسطة A. Arfvedson في عام 1817 وتم عزله بواسطة R. Bunsen وA. Mathiesen في عام 1855. ويستخدم في إنتاج الأسلحة النووية الحرارية (القنابل الهيدروجينية)، لزيادة صلابة السبائك وفي المستحضرات الصيدلانية. تُستخدم أملاح الليثيوم لزيادة صلابة الزجاج ومقاومته الكيميائية، وفي تكنولوجيا البطاريات القلوية، ولربط الأكسجين أثناء اللحام.
صوديوم.كان معروفًا منذ العصور القديمة، وقد تم عزله بواسطة H. Davy في عام 1807. وهو معدن ناعم؛ وتستخدم مركباته مثل القلويات (هيدروكسيد الصوديوم NaOH)، وصودا الخبز (بيكربونات الصوديوم NaHCO3) ورماد الصودا (كربونات الصوديوم Na2CO3) على نطاق واسع. ويستخدم المعدن أيضًا على شكل أبخرة في مصابيح تفريغ الغاز الخافتة لإنارة الشوارع.
البوتاسيوم.معروف منذ القدم، وقد عزله أيضاً ه. ديفي عام 1807. ومن أشهر أملاح البوتاسيوم: نترات البوتاسيوم (نترات البوتاسيوم KNO3)، البوتاس (كربونات البوتاسيوم K2CO3)، البوتاس الكاوي (هيدروكسيد البوتاسيوم KOH)، إلخ. معدن البوتاسيوم أيضاً يجد استخدامات مختلفة في تقنيات سبائك نقل الحرارة.
الروبيديومتم اكتشافه بواسطة التحليل الطيفي بواسطة ر. بنسن في عام 1861؛ يحتوي على 27.85% من الروبيديوم Rb-87 المشع. الروبيديوم، مثل المعادن الأخرى في المجموعة الفرعية IA، شديد التفاعل كيميائيًا ويجب تخزينه تحت طبقة من الزيت أو الكيروسين لتجنب الأكسدة بواسطة الأكسجين الجوي. للروبيديوم مجموعة متنوعة من الاستخدامات، بما في ذلك تكنولوجيا الخلايا الشمسية وأجهزة الفراغ الإشعاعي والمستحضرات الصيدلانية.
السيزيوم.تنتشر مركبات السيزيوم في الطبيعة بكميات صغيرة عادة مع مركبات الفلزات القلوية الأخرى. يحتوي معدن السيليكات الملوث على 34% من أكسيد السيزيوم Cs2O. اكتشف بنسن العنصر باستخدام التحليل الطيفي في عام 1860. الاستخدام الرئيسي للسيزيوم هو إنتاج الخلايا الشمسية وأنابيب الإلكترون؛ ويستخدم أحد نظائر السيزيوم المشعة، Cs-137، في العلاج الإشعاعي والبحث العلمي.
فرنك.آخر عضو في عائلة الفلزات القلوية، الفرانسيوم، مشع للغاية لدرجة أنه لا يوجد إلا بكميات ضئيلة في القشرة الأرضية. تعتمد المعلومات حول الفرانسيوم ومركباته على دراسة كمية ضئيلة منه، تم الحصول عليها صناعيًا (في مسرع عالي الطاقة) أثناء اضمحلال الأكتينيوم -227. يضمحل النظير الأطول عمرًا 22387Fr في 21 دقيقة إلى 22388Ra وجسيمات ب. كتقدير تقريبي، يبلغ نصف القطر المعدني للفرانسيوم 2.7. يتمتع الفرانسيوم بمعظم الخصائص المميزة للمعادن القلوية الأخرى ويتميز بنشاطه العالي في التبرع بالإلكترونات. يشكل الأملاح القابلة للذوبان والهيدروكسيد. في جميع المركبات، يظهر الفرانسيوم حالة الأكسدة I.
موسوعة كولير. - المجتمع المفتوح. 2000 .