Alkalimetaller- dette er elementene i den første gruppen i det periodiske systemet for kjemiske elementer (i henhold til den utdaterte klassifiseringen - elementer i hovedundergruppen til gruppe I): litium Li, natrium Nei, kalium K, rubidium Rb, cesium Cs, Frankrike Fr, og fortvilet Uue. Når alkalimetaller løses opp i vann, dannes det løselige hydroksyder, kalt alkalier.
Kjemiske egenskaper til alkalimetaller
På grunn av den høye kjemiske aktiviteten til alkalimetaller mot vann, oksygen og noen ganger til og med nitrogen (Li, Cs), lagres de under et lag med parafin. For å utføre en reaksjon med et alkalimetall, kuttes et stykke av den nødvendige størrelsen forsiktig av med en skalpell under et lag med parafin, metalloverflaten rengjøres grundig i en argonatmosfære fra produktene av dets interaksjon med luft, og bare deretter plasseres prøven i reaksjonsbeholderen.
1. Interaksjon med vann. En viktig egenskap ved alkalimetaller er deres høye aktivitet mot vann. Litium reagerer mest rolig (uten eksplosjon) med vann:
Når en lignende reaksjon utføres, brenner natrium med en gul flamme og en liten eksplosjon oppstår. Kalium er enda mer aktivt: i dette tilfellet er eksplosjonen mye sterkere, og flammen er farget lilla.
2. Interaksjon med oksygen. Forbrenningsproduktene av alkalimetaller i luft har forskjellig sammensetning avhengig av aktiviteten til metallet.
· Bare litium brenner i luft for å danne et oksid med støkiometrisk sammensetning:
· Ved brenning natrium hovedsakelig Na 2 O 2 peroksid dannes med en liten blanding av NaO 2 superoksid:
· I forbrenningsprodukter kalium, rubidium Og cesium inneholder hovedsakelig superoksider:
For å oppnå natrium- og kaliumoksider oppvarmes blandinger av hydroksid, peroksid eller superoksid med et overskudd av metall i fravær av oksygen:
Følgende mønster er karakteristisk for oksygenforbindelser av alkalimetaller: ettersom radiusen til alkalimetallkationen øker, øker stabiliteten til oksygenforbindelser som inneholder peroksidion O 2 2− og superoksidion O 2−.
Tunge alkalimetaller er preget av dannelsen av ganske stabile ozonider sammensetningen av EO 3. Alle oksygenforbindelser har forskjellige farger, hvis intensitet blir dypere i serien fra Li til Cs:
Alkalimetalloksider har alle egenskapene til basiske oksider: de reagerer med vann, sure oksider og syrer:
Peroksider Og superoksider viser egenskapene til sterk oksidasjonsmidler:
Peroksider og superoksider interagerer intensivt med vann og danner hydroksyder:
3. Interaksjon med andre stoffer. Alkalimetaller reagerer med mange ikke-metaller. Når de varmes opp, kombineres de med hydrogen for å danne hydrider, med halogener, svovel, nitrogen, fosfor, karbon og silisium for å danne henholdsvis, halogenider, sulfider, nitrider, fosfider, karbider Og silicider:
Ved oppvarming er alkalimetaller i stand til å reagere med andre metaller og dannes intermetalliske forbindelser. Alkalimetaller reagerer aktivt (eksplosivt) med syrer.
Alkalimetaller oppløses i flytende ammoniakk og dets derivater - aminer og amider:
Når det oppløses i flytende ammoniakk, mister et alkalimetall et elektron, som løses opp av ammoniakkmolekyler og gir løsningen en blå farge. De resulterende amidene spaltes lett av vann for å danne alkali og ammoniakk:
Alkalimetaller interagerer med organiske stoffer, alkoholer (for å danne alkoholater) og karboksylsyrer (for å danne salter):
4. Kvalitativ bestemmelse av alkalimetaller. Siden ioniseringspotensialene til alkalimetaller er små, når metallet eller dets forbindelser varmes opp i en flamme, blir atomet ionisert, og farger flammen en viss farge:
Flammefarging med alkalimetaller
og deres forbindelser
Alkaliske jordmetaller.
Alkaliske jordmetaller- kjemiske elementer fra gruppe II i det periodiske system: beryllium, magnesium, kalsium, strontium, barium og radium.
Fysiske egenskaper
Alle jordalkalimetaller er grå stoffer som er faste ved romtemperatur. I motsetning til alkalimetaller er de betydelig hardere og kan generelt ikke kuttes med kniv (med unntak av strontium). Tettheten av jordalkalimetaller med atomnummer øker, selv om vekst tydelig observeres bare starter med kalsium, som har den laveste tettheten blant dem (ρ = 1,55 g/cm³), den tyngste er radium, hvis tetthet er omtrent lik tettheten av jern.
Kjemiske egenskaper
Jordalkaliske metaller har en elektronisk konfigurasjon på ytre energinivå ns², og er s-elementer, sammen med alkalimetallene. Ved å ha to valenselektroner gir jordalkalimetaller dem lett fra seg, og i alle forbindelser har de en oksidasjonstilstand på +2 (svært sjelden +1).
Den kjemiske aktiviteten til jordalkalimetaller øker med økende atomnummer. Beryllium i sin kompakte form reagerer ikke med oksygen eller halogener, selv ved rødvarme temperaturer (opptil 600 °C; reaksjoner med oksygen og andre kalkogener krever en enda høyere temperatur, fluor er et unntak). Magnesium er beskyttet av en oksidfilm ved romtemperatur og høyere temperaturer (opptil 650 °C) og oksiderer ikke videre. Kalsium oksiderer sakte og dypt ved romtemperatur (i nærvær av vanndamp), og brenner ved lett oppvarming i oksygen, men er stabilt i tørr luft ved romtemperatur. Strontium, barium og radium oksiderer raskt i luft, og gir en blanding av oksider og nitrider, så de, i likhet med alkalimetaller (og kalsium), lagres under et lag med parafin.
Oksider og hydroksider av jordalkalimetaller har en tendens til å øke deres grunnleggende egenskaper med økende atomnummer: Be(OH) 2 er et amfotert, vannuløselig hydroksyd, men oppløselig i syrer (og viser også sure egenskaper i nærvær av sterke alkalier), Mg(OH) 2 - svak base, uløselig i vann, Ca(OH) 2 - sterk men lett løselig base i vann, Sr(OH) 2 - mer løselig i vann enn kalsiumhydroksid, sterk base (alkali) ved høye temperaturer tett til kokepunktet vann (100 °C), Ba(OH) 2 er en sterk base (alkali), ikke dårligere i styrke enn KOH eller NaOH, og Ra(OH) 2 er en av de sterkeste alkaliene, et svært etsende stoff
Å være i naturen
Alle jordalkalimetaller finnes (i varierende mengder) i naturen. På grunn av deres høye kjemiske aktivitet finnes ikke alle i fri tilstand. Det vanligste jordalkalimetallet er kalsium, hvorav mengden er 3,38 % (i vekt av jordskorpen). Det er litt dårligere enn magnesium, hvorav mengden er 2,35% (av massen til jordskorpen). Barium og strontium er også vanlige i naturen, og utgjør henholdsvis 0,05 og 0,034 % av massen til jordskorpen. Beryllium er et sjeldent grunnstoff, hvis mengde er 6·10−4 % av massen til jordskorpen. Når det gjelder radium, som er radioaktivt, er det det sjeldneste av alle jordalkalimetaller, men det finnes alltid i små mengder i uranmalm. Spesielt kan det isoleres derfra kjemisk. Innholdet er 1·10−10 % (av massen til jordskorpen)
Aluminium.
Aluminium- et element i hovedundergruppen til den tredje gruppen av den tredje perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev, med atomnummer 13. Angitt med symbolet Al(lat. Aluminium). Tilhører gruppen lettmetaller. Det vanligste metallet og det tredje mest utbredte kjemiske elementet i jordskorpen (etter oksygen og silisium).
Enkel substans aluminium- et lett, paramagnetisk metall av sølv-hvit farge, lett å forme, støpe og maskinere. Aluminium har høy termisk og elektrisk ledningsevne og motstand mot korrosjon på grunn av den raske dannelsen av sterke oksidfilmer som beskytter overflaten mot ytterligere interaksjon.
Aluminium ble først oppnådd av den danske fysikeren Hans Oersted i 1825 ved påvirkning av kaliumamalgam på aluminiumklorid etterfulgt av destillasjon av kvikksølv. Den moderne produksjonsmetoden ble utviklet uavhengig av amerikaneren Charles Hall og franskmannen Paul Héroult i 1886. Den består i å løse opp aluminiumoksid Al 2 O 3 i en smelte av kryolitt Na 3 AlF 6 etterfulgt av elektrolyse ved bruk av forbrukskoks eller grafittelektroder. Denne produksjonsmetoden krever mye strøm, og ble derfor populær først på 1900-tallet.
For å produsere 1000 kg råaluminium, kreves det 1920 kg aluminiumoksyd, 65 kg kryolitt, 35 kg aluminiumfluorid, 600 kg anodemasse og 17 tusen kWh likestrøm.
Spesiell (korrigerende)
omfattende internatskole for blinde
og synshemmede barn i Perm
Abstrakt fullført
10. klasse elever
Ponomarev Oleg,
Korsjunov Artem
Veileder:
L.Yu. Zakharova,
kjemilærer
Perm
Introduksjon
Generelle kjennetegn ved elementer i gruppe I A-gruppe
4 – 10
1.1. Historie om oppdagelsen og distribusjonen av alkalimetaller i naturen
4 – 5
5 - 6
6 – 8
8 – 9
9 – 10
Biologisk rolle for elementer i gruppe I A-gruppe. Deres bruk i medisin
11 – 17
Inntrengsveier for alkalimetaller i menneskekroppen
18 – 21
Praktisk jobb
22 – 23
konklusjoner
24 – 25
Brukte bøker
Introduksjon
Tiden er for lengst kommet da alle bør tenke på helsen sin og ikke bare sin egen. Vi bruker ikke så ofte kunnskapen vi tilegner oss på skolen, for eksempel i kjemi, i hverdagen. Men akkurat dette emnet kan bli en kilde til kunnskap om helsen vår. Takket være kjemi lærer vi hvordan stoffene på planeten vår påvirker de vitale prosessene i kroppen, og generelt menneskelivet selv, hva som er nyttig for oss og i hvilke mengder og til slutt, hva som er skadelig og i hvilken grad.
Menneskekroppen er et komplekst kjemisk system som ikke kan fungere uavhengig, uten tilknytning til miljøet. Det er bevist at nesten alle kjemiske elementer er til stede i en levende organisme: noen er makroelementer, mens innholdet av andre er ubetydelig, disse er mikroelementer. Måtene som elementer kommer inn i kroppen på er forskjellige, og deres innflytelse på kroppen er variert, men hver spiller sin egen biologiske rolle.
Det er umulig å studere betydningen av hvert element innenfor rammen av ett verk. Vi har valgt den aller første gruppen av kjemiske elementer i D.I. Mendeleevs periodiske system.
Mål av denne studien - studere den biologiske rollen til alkalimetaller for menneskekroppen.
I denne forbindelse bestemte vi oss for å avklare følgende spørsmål for hvert metall i gruppe IA:
generelle egenskaper og strukturelle trekk ved atomene til hvert element, så vel som egenskapene til stoffene de danner;
tilstedeværelsen av elementet i kroppen;
kroppens behov for det;
effekten av overskudd og mangel på elementet på menneskers helse;
naturlige kilder;
metoder for å oppdage et element.
1. Generelle kjennetegn ved elementer i gruppe I A-gruppe
Periode
Gruppe
I I A-gruppen inkluderer s-elementer - alkalimetaller, som er ekstremt viktige for det normale livet til dyr og mennesker. Makroelementene natrium og kalium er av størst betydning for organismer.
3Li
11 Na
19K
37 Rb
55 Cs
87 Fr
1.1. Historie om oppdagelse og distribusjon i naturen
alkalimetaller
Navnet "alkalimetaller" skyldes det faktum at hydroksydene til de to hovedrepresentantene for denne gruppen - natrium og kalium - lenge har vært kjent som alkalier. Fra disse alkaliene, utsette dem for elektrolyse i smeltet tilstand, G. Davy i 1807 for første gang fikk gratis kalium og natrium. J. Berzelius foreslo å navngi element nr. 11 natrium (fra arabisk natrun- brus), og element nr. 19, etter Gilberts forslag, ble kalt kalium (fra arabisk alkali– alkali).
De gjenværende metallene ble isolert av forskere fra forbindelsene senere. Litium ble oppdaget av den svenske kjemikeren I. Arfvedson i 1817, og etter forslag fra J. Berzelius ble det kalt litium (fra gresk litos- stein), fordi I motsetning til kalium, som til da kun var funnet i planteaske, ble det funnet i stein.
Rubidium ble isolert i 1861, cesium i 1860. Francium ble oppnådd kunstig i 1939. Den franske forskeren M. Pere under nedbrytningen av aktinium, er et radioaktivt grunnstoff.
På grunn av deres svært enkle oksidering forekommer alkalimetaller utelukkende i naturen i form av forbindelser. Noen av deres naturlige forbindelser, spesielt natrium- og kaliumsalter, er ganske utbredt de finnes i mange mineraler, planter og naturlige vann.
Natrium og kalium er vanlige elementer: innholdet av hver av dem i jordskorpen er omtrent 2 vektprosent. Begge metaller finnes i forskjellige mineraler og hulbergarter av silikattype.
Natriumklorid NaCl finnes i sjøvann og danner også tykke steinsaltavsetninger mange steder rundt om i verden. De øvre lagene av disse avsetningene inneholder noen ganger ganske betydelige mengder kalium, hovedsakelig i form av klorid KCl eller dobbeltsalter med natrium og magnesium KCl ∙MgCl 2. Store ansamlinger av kaliumsalter av industriell betydning er imidlertid sjeldne. De viktigste av dem er Solikamsk-forekomstene (sylvinitt) i Russland, Strassfurt-forekomstene i Tyskland og Alsace-forekomstene i Frankrike.
Forekomster av natriumnitrat NaNO 3 er lokalisert i Chile. Vannet i mange innsjøer inneholder Na 2 CO 3 soda. Til slutt finnes enorme mengder natriumsulfat Na 2 SO 4 i Kara-Bogaz-Gol-bukten i Det Kaspiske hav, hvor dette saltet er avsatt i et tykt lag på bunnen i vintermånedene.
Litium, rubidium og cesium er mye mindre vanlige enn natrium og kalium. Litium er det vanligste, men mineraler som inneholder det danner sjelden store ansamlinger. Rubidium og cesium finnes i små mengder i enkelte litiummineraler.
Francium finnes i naturen i ubetydelige mengder (det er knapt 500g av det på hele kloden det oppnås kunstig).
1.2. Struktur og egenskaper til alkalimetallatomer
Den elektroniske formelen til valensskallet til alkalimetallatomer er ns 1, dvs. atomene til disse grunnstoffene har ett valenselektron i s undernivået til det ytre energinivået. Følgelig er den stabile oksidasjonstilstanden til alkalimetaller +1.
Alle elementene i IA-gruppen er veldig like i egenskaper, noe som forklares av den lignende strukturen til ikke bare valenselektronskallet, men også det ytre (med unntak av litium).
Når radiusen til et atom i Li – Na – K – Rb – Cs – Fr-gruppen øker, svekkes bindingen mellom valenselektronet og kjernen. Følgelig avtar ioniseringsenergien til alkalimetallatomer i denne serien.
Å ha ett elektron i valensskallene sine, plassert i stor avstand fra kjernen, gir alkalimetallatomer lett fra seg et elektron. Dette forårsaker lav ioniseringsenergi. Som et resultat av ionisering dannes E + kationer, som har en stabil elektronisk konfigurasjon av edelgassatomer.
Tabellen viser noen egenskaper til alkalimetallatomer.
Karakteristisk
3 Li
11 Na
1 9K
37 Rb
55 Cs
87 Fr
Valenselektroner
2s 1
3s 1
4s 1
5s 1
6s 1
7s 1
Molar masse, g/mol
23,0
39,1
85,5
132,9
Metallisk radius av et atom, pm
Krystallradius av et atom, pm
Ioniseringsenergi,
kJ/mol
Alkalimetaller er de mest typiske representantene for metaller: deres metalliske egenskaper er spesielt uttalt.
1.3. Alkalimetaller er enkle stoffer
Sølvhvite myke stoffer (kuttet med kniv), med en karakteristisk glans på den nyskårne overflaten. Når det utsettes for luft, blir metallets blanke overflate umiddelbart matt på grunn av oksidasjon.
Alle er lette og smeltbare, og som regel øker tettheten deres fra Li til Cs, og smeltepunktet synker tvert imot.
Karakteristisk
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Tetthet, g/cm 3
0,53
0,97
0,86
1,53
Hardhet (diamant = 10)
Elektrisk ledningsevne (Hg = 1)
11,2
13,6
Smeltepunkt, C
Kokepunkt, C
1350
Standard elektrodepotensial, V
3,05
2,71
2,92
2,93
2,92
Koordinasjonsnummer
4, 6
4, 6
6, 8
Alle alkalimetaller har negative standard redokspotensialer, store i absolutt verdi. Dette karakteriserer dem som svært sterke reduksjonsmidler. Bare litium er noe dårligere enn mange metaller i kjemisk aktivitet.
Til tross for likheten mellom egenskaper, skiller natrium og spesielt litium seg fra andre alkalimetaller. Sistnevnte skyldes først og fremst den betydelige forskjellen i radiene til atomene deres og strukturen til elektronskallene.
Alkalimetaller er blant de mest kjemisk aktive grunnstoffene. Den kjemiske aktiviteten til alkalimetaller øker naturlig med økende atomradius.
Li Na K Rb Cs Fr
Kjemisk aktivitet øker
Atomets radius øker
Alkalimetaller samhandler aktivt med nesten alle ikke-metaller.
Når du samhandler med oksygen litium danner oksidet Li 2 O, og de resterende alkalimetallene danner peroksider Na 2 O 2 og superoksider KO 2, RbO 2, CsO 2. For eksempel:
4Li (t) + O 2 (g) = 2 Li 2 O (t)
2Na (t) + O 2 (g) = Na 2 O 2 (t)
K (t) + O 2 (g) = KO 2 (t)
Alkalimetaller reagerer aktivt med halogener danner EG-halogenider; med svovel- med dannelse av E 2 S sulfider. Alkalimetaller, med unntak av litium, reagerer ikke direkte med nitrogen.
2E(t)+ Cl2 (g) = 2ECl (t)
2E(t)+ S (t) = E 2 S (t)
Alle alkalimetaller reagerer direkte med vann, danner EON-hydroksider - alkalier og reduserer vann til hydrogen:
2E (t) + 2H 2 O (l) = 2EON (r) + H 2 (g)
Intensiteten av interaksjon med vann øker betydelig i Li-Cs-serien.
Den reduserende kraften til alkalimetaller er så stor at de til og med kan redusere hydrogenatomer og gjøre dem om til negativt ladede H - ioner. Altså ved oppvarming av alkalimetaller i en stråle hydrogen deres hydrider oppnås, for eksempel:
2E(t) + N2(g) = 2EN
1.4. Påføring av alkalimetaller
Alkalimetaller og deres forbindelser er mye brukt i teknologi.
Litium brukes i kjernekraft. Spesielt fungerer 6 Li-isotopen som en industriell kilde for produksjon av tritium, og 7 Li-isotopen brukes som kjølevæske i uranreaktorer. På grunn av litiums evne til lett å kombinere med hydrogen, nitrogen, oksygen og svovel, brukes det i metallurgi for å fjerne spor av disse elementene fra metaller og legeringer.
Litium og dets forbindelser brukes også som drivstoff for raketter. Smøremidler som inneholder litiumforbindelser beholder sine egenskaper over et bredt temperaturområde. Litium brukes i keramikk, glass og annen kjemisk industri. Generelt, når det gjelder betydning i moderne teknologi, er dette metallet et av de viktigste sjeldne elementene.
Cesium og rubidium brukes til å lage solceller. Disse enhetene, som konverterer strålingsenergi til elektrisk strømenergi og er basert på fenomenet den fotoelektriske effekten, bruker evnen til cesium- og rubidiumatomer til å splitte av valenselektroner når de utsettes for strålingsenergi på metallet.
De viktigste bruksområdene for natrium er kjernekraft, metallurgi og den organiske synteseindustrien.
I kjernekraft brukes natrium og dets legering med kalium som flytende metallkjølemidler. Legeringen av natrium med kalium, som inneholder 77,2 % kalium, er i flytende tilstand over et bredt temperaturområde, har en høy varmeoverføringskoeffisient og interagerer ikke med de fleste konstruksjonsmaterialer.
I metallurgi oppnås en rekke ildfaste metaller ved hjelp av den termiske natriummetoden. I tillegg brukes natrium som tilsetning for å styrke blylegeringer.
I den organiske synteseindustrien brukes natrium i produksjonen av mange stoffer. Det fungerer også som en katalysator i produksjonen av noen organiske polymerer.
Kalium er et av grunnstoffene som kreves i betydelige mengder for plantenæring. Selv om det er ganske mye kaliumsalter i jorda, blir mye av det også ført bort med noen kulturplanter. Lin, hamp og tobakk frakter bort spesielt mye kalium. For å fylle på tapet av kalium fra jorden, er det nødvendig å legge til kaliumgjødsel til jorden.
1.5. Alkalimetallforbindelser
Oksider E 2 OM- faste stoffer. De har uttalte grunnleggende egenskaper: de samhandler med vann, syrer og syreoksider. For eksempel:
E 2 O(t) + H 2 O(l) = 2EON (p)
Peroksider og superoksider E 2 OM 2 og EO 2 alkalimetaller er sterke oksidasjonsmidler. Natriumperoksid og kaliumsuperoksid brukes i lukkede gjenstander (ubåter, romfartøy) for å absorbere karbondioksid og regenerere oksygen:
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)
Natriumperoksid brukes også til å bleke tekstiler, ull, silke, etc.
Alkalier– faste, hvite, svært hygroskopiske krystallinske stoffer, relativt smeltbare og svært løselige i vann (med unntak av LiOH). Faste alkalier og deres konsentrerte løsninger har en etsende effekt på tekstiler, papir og levende vev på grunn av dehydrering og alkalisk hydrolyse av proteiner. Derfor krever arbeid med dem beskyttende forholdsregler. På grunn av deres sterke etsende effekt kalles disse alkaliene kaustisk (NaOH - kaustisk soda, kaustisk, KOH - kaustisk kalium).
Alkalier løses godt opp i vann med frigjøring av en stor mengde varme, viser uttalte egenskaper til sterke løselige baser: de samhandler med syrer, sure oksider, salter, amfotere oksider og hydroksider.
Kaustisk soda brukes i store mengder for å rense petroleumsprodukter. i papir- og tekstilindustrien, for produksjon av såpe og fiber.
Kaustisk kalium er dyrere og brukes sjeldnere. Dets viktigste bruksområde er produksjon av flytende såpe.
Alkalimetallsalter- faste krystallinske stoffer med ionisk struktur. De viktigste av dem er karbonater, sulfater og klorider.
De fleste alkalimetallsalter er svært løselige i vann (med unntak av litiumsalter: Li 2 CO 3, LiF, Li 3 PO 4).
Med flerbasiske syrer danner alkalimetaller både medium (E 2 SO 4, E 3 PO 4, E 2 CO 3, E 2 SO 3, etc.) og sure (ENSO 4, EN 2 PO 4, E 2 NPO 4, ENSO 3, etc.) salter.
Na 2 CO 3 - natriumkarbonat, danner krystallinsk hydrat Na 2 CO 3 ∙10H 2 CO 3, kjent som krystallinsk brus, som brukes i produksjon av glass, papir og såpe. Dette er middels salt.
I hverdagen er det mer kjente sure saltet natriumbikarbonat NaHCO 3 det brukes i næringsmiddelindustrien (natron) og i medisin (natron).
K 2 CO 3 - kaliumkarbonat, teknisk navn - potaske, brukt i produksjon av flytende såpe og til fremstilling av ildfast glass, og også som gjødsel.
Na 2 SO 4 ∙10H 2 O – natriumsulfat krystallinsk hydrat, teknisk navn Glaubers salt, brukes til produksjon av brus og glass, og også som avføringsmiddel.
NaCl – natriumklorid, eller bordsalt, er den viktigste råvaren i kjemisk industri og er mye brukt i hverdagen.
2. Biologisk rolle til s-elementer i gruppe IA. Deres bruk i medisin
Kjemisk grunnstoff, E
10 -4 %
0,08%
0,23%
10 -5 %
10 -4 %
Alkalimetaller i form av ulike forbindelser er en del av menneske- og dyrevev.
Natrium og kalium er livsviktige elementer som er konstant tilstede i kroppen og deltar i metabolismen. Litium, rubidium og cesium er også konstant inneholdt i kroppen, men deres fysiologiske og biokjemiske rolle er dårlig forstått. De kan klassifiseres som sporstoffer.
I menneskekroppen finnes alkalimetaller i form av E + kation.
Likheten til den elektroniske strukturen til alkalimetallioner, og følgelig de fysisk-kjemiske egenskapene til forbindelsene, bestemmer også likheten mellom deres effekt på biologiske prosesser. Forskjeller i elektronisk struktur bestemmer deres forskjellige biologiske roller. På dette grunnlaget er det mulig å forutsi oppførselen til alkalimetaller i levende organismer.
Således akkumuleres natrium og litium i den ekstracellulære væsken, og kalium, rubidium og cesium akkumuleres i den intracellulære væsken. Litium og natrium er spesielt nære i biologisk virkning. For eksempel er de veldig like i deres enzymaktiverende egenskaper.
Likheten mellom egenskapene til natrium og litium bestemmer deres utskiftbarhet i kroppen. I denne forbindelse, med overdreven innføring av natrium- eller litiumioner i kroppen, er de i stand til å erstatte hverandre på tilsvarende måte. Dette er grunnlaget for administrering av natriumklorid ved litiumsaltforgiftning. I samsvar med Le Chateliers prinsipp skifter balansen mellom natrium- og litiumioner i kroppen mot eliminering av Li+-ioner, noe som fører til en reduksjon i konsentrasjonen og oppnåelse av en terapeutisk effekt.
Rubidium og cesium er nære i fysiske og kjemiske egenskaper til kaliumioner, så de oppfører seg på lignende måte i levende organismer. I de studerte systemene er kalium, rubidium og cesium synergister, og med litium er de antagonister. Likheten mellom rubidium og kalium er grunnlaget for innføring av kaliumsalter i kroppen i tilfelle forgiftning med rubidiumsalter.
Natrium og kalium er som regel antagonister, men i noen tilfeller bestemmer likheten mellom mange fysisk-kjemiske egenskaper deres utveksling i levende organismer. For eksempel, med en økning i mengden natrium i kroppen, øker utskillelsen av kalium fra nyrene, dvs. hypokalemi oppstår.
Litium. Litiuminnholdet i menneskekroppen er omtrent 70 mg (10 mmol). Litium er et av de mest verdifulle mikroelementene, eller, som de også kaller det, minimetaller. Litium ble en gang brukt til å behandle gikt og eksem. Og i 1971 En interessant melding dukket opp i magasinet "Medical News": i de områdene der drikkevann inneholder store mengder litium, er folk snillere og roligere, det er færre uhøflige mennesker og kranglefanter blant dem, og det er betydelig færre psykiske sykdommer. De psykotrope egenskapene til dette metallet ble avslørt. Litium begynte å bli brukt mot depresjon, hypokondri, aggressivitet og til og med narkotikaavhengighet.
Litium kan imidlertid være både "godt" og "ondt". Det har vært tilfeller der det oppstod en kraftig metabolsk forstyrrelse under injeksjonsbehandling med litium, og alvorlige konsekvenser av dette er uunngåelige.
Litiumforbindelser i høyerestående dyr er konsentrert i lever, nyrer, milt, lunger, blod og melk. Den maksimale mengden litium finnes i menneskelige muskler. Den biologiske rollen til litium som sporstoff er ennå ikke fullstendig belyst.
Det er bevist at på nivået av cellemembraner konkurrerer litiumioner med natriumioner når de kommer inn i cellene. Åpenbart er erstatning av natriumioner i celler med litiumioner assosiert med en større kovalens av litiumforbindelser, som et resultat av at de er bedre løselige i fosfolipider.
Det er fastslått at enkelte litiumforbindelser har en positiv effekt på pasienter med manisk depresjon. Absorbert fra mage-tarmkanalen, akkumuleres litiumioner i blodet. Når konsentrasjonen av litiumioner når 0,6 mmol/l og over, er det en reduksjon i følelsesmessig spenning og en svekkelse av manisk opphisselse. Imidlertid må innholdet av litiumioner i blodplasmaet kontrolleres strengt. I tilfeller hvor konsentrasjonen av litiumioner overstiger 1,6 mmol/l, er negative fenomener mulig.
Det er nå kjent at i tillegg til psykotrope effekter, har litium egenskaper for å forhindre sklerose, hjertesykdom og til en viss grad diabetes og hypertensjon. Det "hjelper" magnesium i sin anti-sklerotiske beskyttelse.
På slutten av 1977 Resultatene av studier utført ved Krakow Hematology Clinic ble publisert. Studiene ble viet påvirkningen av litium på det hematopoietiske systemet. Det viste seg at dette mikroelementet aktiverer virkningen av benmargsceller som ennå ikke er døde. Oppdagelsen kan spille en viktig rolle i kampen mot blodkreft. Forskning pågår fortsatt. Jeg vil tro at resultatene deres vil gi uvurderlig hjelp til folk.
Natrium. Natriuminnholdet i menneskekroppen som veier 70 kg er omtrent 60 g (2610 mmol). Av denne mengden er 44 % natrium i den ekstracellulære væsken og 9 % i den intracellulære væsken.
Den resterende mengden natrium finnes i beinvev, som er stedet for avsetning av Na + ion i kroppen. Omtrent 40 % av natriumet i beinvevet er involvert i metabolske prosesser, og på grunn av dette er skjelettet enten en donor eller akseptor av natriumioner, noe som bidrar til å opprettholde en konstant konsentrasjon av natriumioner i den ekstracellulære væsken.
Natrium er det viktigste ekstracellulære ionet. Menneskekroppen inneholder natrium i form av dets løselige salter, hovedsakelig NaCl-klorid, Na 3 PO 4-fosfat og NaHCO 3-bikarbonat.
Natrium er fordelt i hele kroppen: i blodserum, cerebrospinalvæske, øyevæske, fordøyelsessaft, galle, nyrer, hud, beinvev, lunger, hjerne.
Natriumioner spiller en viktig rolle i å sikre konstansen i det indre miljøet i menneskekroppen, deltar i å opprettholde et konstant osmotisk trykk av biovæsken og sikrer kroppens syre-basebalanse. Natriumioner er involvert i reguleringen av ioneutveksling og påvirker funksjonen til enzymer. Sammen med kalium-, magnesium-, kalsium- og klorioner deltar natriumion i overføringen av nerveimpulser gjennom nervecellenes membraner og opprettholder normal eksitabilitet av muskelceller.
Når natriuminnholdet i kroppen endres, oppstår funksjonssvikt i nerve-, kardiovaskulær- og andre systemer, glatt og skjelettmuskulatur. Natriumklorid NaCl tjener som hovedkilden til saltsyre for magesaft.
Natrium kommer inn i menneskekroppen hovedsakelig i form av bordsalt NaCl. Kroppens sanne daglige behov for natrium er 1 g, selv om gjennomsnittlig forbruk av dette elementet når 4 - 7 g.
Kontinuerlig overforbruk av NaCI bidrar til forekomsten av hypertensjon. I kroppen til en sunn person opprettholdes en balanse mellom mengden natrium som forbrukes og skilles ut. Omtrent 90 % av natrium som forbrukes skilles ut i urin, og resten i svette og avføring.
Så for å oppsummere: natriumioner spiller en viktig rolle:
for å sikre osmotisk homeostase
for å sikre syre-base-balansen i kroppen
i reguleringen av vannmetabolismen
i arbeidet med enzymer
ved overføring av nerveimpulser
i muskelcellenes arbeid
Isotonisk løsningNaCI (0,9%) for injeksjon administreres det subkutant, intravenøst og i klyster for dehydrering og rus, og brukes også til å vaske sår, øyne, neseslimhinner, samt for å løse opp ulike medisiner.
Hypertone løsningerNaCI (3-5-10%) brukes eksternt i form av kompresser og lotioner ved behandling av purulente sår. Bruken av slike kompresser fremmer, ved osmoseloven, separasjonen av puss fra sår og plasmolyse av bakterier (antimikrobiell effekt). En 2-5 % NaCI-løsning foreskrives oralt for mageskylling i tilfelle AgNO 3-forgiftning, som omdannes til lett løselig og ikke-giftig sølvklorid:
Ag + + CI - = AgCI (t)
Drikker brus(natriumbikarbonat, bikarbonat av brus) NaHCO 3 brukes til ulike sykdommer ledsaget av høy surhet - acidose (diabetes, etc.). Mekanismen for å redusere surhet er samspillet mellom NaHCO 3 og sure produkter. I dette tilfellet dannes natriumsalter av organiske syrer, som i stor grad skilles ut i urinen, og karbondioksid, som forlater kroppen med utåndet luft:
NaHC03 (p) + RCOOH (p) → RCOONa(p) + H 2 O(l) + CO 2 (g)
NaHCO 3 brukes også for økt surhet av magesaft, magesår og duodenalsår. Når du tar NaHCO 3, oppstår en nøytraliseringsreaksjon av overflødig saltsyre:
NaHCO 3 (s) + HCl (s) = NaCl (s) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
Det bør huskes at bruk av natron bør være forsiktig, fordi... kan forårsake en rekke bivirkninger.
Oppløsninger av natron brukes som skyllinger og vask for inflammatoriske sykdommer i øynene og slimhinnene i de øvre luftveiene. Virkningen av NaHCO 3 som et antiseptisk middel er basert på det faktum at, som et resultat av hydrolyse, en vandig sodaoppløsning viser svakt alkaliske egenskaper:
NaHCO 3 + H 2 O ↔ NaOH + H 2 CO 3
Når mikrobielle celler utsettes for alkalier, oppstår utfelling av cellulære proteiner og som et resultat død av mikroorganismer.
Glaubers salt(natriumsulfat) Na 2 SO 4 ∙10H 2 O brukes som avføringsmiddel. Dette saltet absorberes sakte fra tarmen, noe som fører til opprettholdelse av økt osmotisk trykk i tarmhulen i lang tid. Som et resultat av osmose akkumuleres vann i tarmene, innholdet blir flytende, tarmsammentrekninger intensiveres, og avføring elimineres raskere.
Boraks(natriumtetraborat) Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O brukes eksternt som et antiseptisk middel for skylling, skylling og smøring. den antiseptiske effekten av boraks ligner effekten av natron og er assosiert med den alkaliske reaksjonen av den vandige løsningen av dette saltet, så vel som med dannelsen av borsyre:
Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O ↔ 4H 3 BO 3 + 2 NaOH
Natriumhydroksid i form av en 10% NaOH-løsning, er den inkludert i sammensetningen av silan, brukt i ortopedisk praksis for støping av brannsikre modeller ved fremstilling av solide proteser fra en kobolt-kromlegering.
Radioaktiv isotop 24 Na brukes som et sporstoff for å bestemme hastigheten på blodstrømmen, og det brukes også til å behandle noen former for leukemi.
Kalium. Kaliuminnholdet i menneskekroppen som veier 70 kg er omtrent 160 g (4090 mmol). Kalium er den viktigste intracellulære kationen, og utgjør 2/3 av de totale aktive cellulære kationene. I de fleste tilfeller er kalium en antagonist til natrium.
Av den totale mengden kalium som finnes i kroppen, finnes 98 % inne i cellene og bare ca. 2 % er i ekstracellulær væske. Kalium fordeles i hele kroppen. Dens topografi: lever, nyrer, hjerte, beinvev, muskler, blod, hjerne, etc.
Kaliumioner K+ spiller en viktig rolle i fysiologiske prosesser:
muskelsammentrekning
i hjertets normale funksjon
deltar i overføringen av nerveimpulser
i utvekslingsreaksjoner
aktiverer arbeidet til en rekke enzymer som befinner seg inne i cellen
regulerer syre-base balansen
Den har beskyttende egenskaper mot de uønskede effektene av overflødig natrium og normaliserer blodtrykket. I kroppen til mennesker som spiser mye kaliumrike grønnsaker - vegetarianere - er mengden kalium og natrium i balanse. Disse menneskene har oftest lavere blodtrykk enn sine kjøttelskende medborgere.
Har en antisklerotisk effekt
Kalium har evnen til å øke urindannelsen
En voksen bruker vanligvis 2–3 g kalium per dag med mat. Konsentrasjonen av kaliumioner i ekstracellulær væske, inkludert plasma, er normalt 3,5 - 5,5 mmol/l, og konsentrasjonen av intracellulært kalium er 115 - 125 mmol/l.
Rubidium og cesium. I henhold til innholdet i menneskekroppen er rubidium og cesium klassifisert som mikroelementer. De er konstant inneholdt i kroppen, men deres biologiske rolle er ennå ikke avklart.
Rubidium og cesium finnes i alle studerte organer hos pattedyr og mennesker. Når de kommer inn i kroppen med mat, absorberes de raskt fra mage-tarmkanalen inn i blodet. Gjennomsnittlig rubidiumnivå i blodet er 2,3-2,7 mg/l, og konsentrasjonen i erytrocytter er nesten tre ganger høyere enn i plasma. Rubidium og cesium er svært jevnt fordelt i organer og vev, og rubidium akkumuleres hovedsakelig i musklene, og cesium kommer inn i tarmen og reabsorberes i dens nedadgående seksjoner.
Rollen til rubidium og cesium i noen fysiologiske prosesser er kjent. For tiden er den stimulerende effekten av disse elementene på sirkulasjonsfunksjoner og effektiviteten av bruken av deres salter for hypotensjon av forskjellig opprinnelse etablert. I laboratoriet til I.P. Pavlov fant S.S. Botkin at cesium og rubidiumklorider forårsaker en økning i blodtrykket i lang tid, og at denne effekten hovedsakelig er assosiert med økt kardiovaskulær aktivitet og innsnevring av perifere kar.
Som en komplett analog av kalium, akkumuleres rubidium også i intracellulær væske og kan erstatte en tilsvarende mengde kalium i ulike prosesser. Synergisme (kjemisk) er den samtidige kombinerte effekten av to (eller flere) faktorer, karakterisert ved at en slik kombinert effekt vesentlig overstiger effekten av hver enkelt komponent. Rubidium er en kaliumsynergist og aktiverer mange av de samme enzymene som kalium.
Radioaktive isotoper 137 Cs og 87 Rb brukes i strålebehandling av ondartede svulster, samt i studiet av kaliummetabolisme. På grunn av deres raske nedbrytning kan de til og med introduseres i kroppen uten frykt for langsiktige skadelige effekter.
Franc. Det er et radioaktivt kjemisk element oppnådd kunstig. Det er bevis på at francium er i stand til selektivt å samle seg i svulster på de tidligste stadier av utviklingen. Disse observasjonene kan være nyttige for å diagnostisere kreft.
Dermed, Av IA-gruppeelementene er Li, Rb, Cs fysiologisk aktive, og Na og K er vitale. Likheten mellom de fysisk-kjemiske egenskapene til Li og Na, på grunn av likheten i den elektroniske strukturen til atomene deres, manifesteres også i den biologiske virkningen av kationer (akkumulering i den ekstracellulære væsken, utskiftbarhet). Den lignende naturen til den biologiske virkningen av kationer av elementer i lange perioder - K +, Rb +, Cs + (akkumulering i intracellulær væske, utskiftbarhet) skyldes også likheten mellom deres elektroniske struktur og fysisk-kjemiske egenskaper. Dette er grunnlaget for bruk av natrium- og kaliumpreparater for forgiftning med litium- og rubidiumsalter.
3. Inngangsveier for alkalimetaller
inn i menneskekroppen
Måtene som kjemiske elementer kommer inn i menneskekroppen er varierte de er presentert i diagrammet:
Menneskelig
I utviklingsprosessen fra uorganiske til bioorganiske stoffer er grunnlaget for bruk av visse kjemiske elementer i etableringen av biologiske systemer naturlig utvalg.
Tabellen viser data om innholdet av gruppe I A-elementer - alkalimetaller - i jordskorpen, sjøvann, plante- og dyreorganismer og i menneskekroppen (massefraksjon i %).
Tabellen viser at jo større overflod av et element i jordskorpen er, jo mer er det i menneskekroppen.
Li
Na
K
Rb
Cs
jordskorpen
6,5∙10 -3
0,03
nøyaktige data
Nei
Jorden
3∙10 -3
0,63
1,36
5∙10 -3
Sjøvann
1,5∙10 -5
1,06
0,038
2∙10 -5
Planter
1∙10 -5
0,02
5∙10 -4
Dyr
10 -4
0,27
10 -5
Menneskelig
10 -4
0,08
0,23
10 -5
10 -4
De mest nødvendige alkalimetallene for menneskekroppen er natrium og kalium. Nesten alle elementer kommer inn i menneskekroppen hovedsakelig gjennom mat.
Litiumkilder.
Litium finnes i noen mineralvann, samt sjø- og steinsalt. Den finnes også i planter, men dens konsentrasjon, som alle mikroelementer, avhenger ikke bare av typen og delen av planten, men også av tiden på året og til og med dagen, av oppsamlingsforhold og vær, samt av området hvor denne planten vokser.
I vårt land ble litium studert av ansatte ved Institute of Geochemistry oppkalt etter Acad. V.I. Vernadsky i Moskva. Det ble funnet at de overjordiske delene av planter er rikere på litium enn røttene. Mest litium finnes i planter av rosefamilien, nellik og nattskygge, som inkluderer tomater og poteter. Selv om forskjellen i innholdet innen én familie kan være enorm - flere dusin ganger. Dette avhenger av den geografiske plasseringen og litiuminnholdet i jorda.
Kilder til natrium.
Natrium er tilstede i ulike kosttilskudd i form av mononatriumglutamat (smak), natriumsakkarin (søtningsmiddel), natriumnitrat (konserveringsmiddel), natriumaskorbat (antioksidant) og natriumbikarbonat (natron), samt i enkelte medisiner (syresyrereduksjonsmidler). ). Imidlertid kommer det meste av natriumet i kosten fra salt.
NaCl-nivåene er relativt lave i alle matvarer som ikke er spesialbehandlet. Imidlertid har salt blitt brukt som konserveringsmiddel og smakstilsetning i flere århundrer. Det brukes også som fargestoff, fyllstoff og for å kontrollere gjæringsprosessen (for eksempel når du baker brød). Av denne grunn tilsettes det til matvarer som skinke, pølser, bacon og andre kjøttprodukter, røkt fisk og kjøtt, hermetiske grønnsaker, de fleste smør, margarin, ost, usøtet mat, snacks og frokostblandinger vi spiser hjemme. frokost.
Anbefalt natriuminntak er 1,5 gram på en dag. Overflødig salt i kosten er forbundet med økt sannsynlighet for magekreft og er skadelig for nyrene, spesielt hvis de har problemer med urinveiene. Overflødig salt er en av de ledende livsstilsfaktorene som fører til hypertensjon. Hvis hypertensjon er asymptomatisk, øker det risikoen for hjerte- og karsykdommer og hjerneslag. Gjeldende retningslinjer for forebygging av hypertensjon har vist at den mest effektive dietten for forebygging og behandling av høyt blodtrykk bør være lav i natrium og fett og inkludere store mengder magre meieriprodukter (en kilde til kalsium) og frukt og grønnsaker (en kilde til kalium). Derfor er det viktig å endre dietten som helhet, i stedet for å fokusere på en komponent i dietten. Andre viktige positive faktorer inkluderer fysisk aktivitet og normal kroppsvekt.
Personer med nyresykdom og svært små barn kan ikke tolerere store mengder natrium fordi nyrene deres ikke kan eliminere det. Av denne grunn bør du ikke tilsette salt i maten til små barn.
Ved lov må matetiketter vise natriuminnhold, men noen produsenter ignorerer denne regelen og viser mengden salt.
Vi husker: " Bordsalt kan være irriterende vår helse!»
Kilder til kalium.
Den beste kilden til kalium er plantemat. Disse er vannmeloner, meloner, appelsiner, mandariner, bananer, tørket frukt (fiken, aprikoser, nyper). Bær rike på kalium inkluderer tyttebær, jordbær, solbær og rips. Det er mye kalium i grønnsaker (spesielt poteter), belgfrukter, fullkornsprodukter og ris.
Kroppens reaksjon på kaliummangel.
Med mangel på kalium i kroppen observeres muskelsvakhet, intestinal sløvhet og hjertedysfunksjon.
"Jeg har ikke stått opp ennå, jeg er allerede sliten" - dette er hvordan legen figurativt og tydelig karakteriserer kaliummangel i kroppen. Et lavt kaliuminnhold i kroppen fører vanligvis til asteni (mental og fysisk utmattelse, tretthet), nedsatt nyrefunksjon og uttømming av binyrebarken. Det er fare for forstyrrelse av metabolske prosesser og ledningsevne i myokardiet.
Kaliummangel reduserer ytelsen, bremser sårtilheling og fører til nedsatt nevromuskulær ledning. Tørr hud, sløvhet og svakhet i håret er notert (dette er et spørsmål om alvorlig bekymring, spesielt for kvinner og jenter).
Plutselig død kan oppstå med økende stress. Det er dårlig overføring av nerveimpulser. Diuretika (diuretika) reduserer kaliumabsorpsjonen. Når du tilbereder mat, er det nødvendig å være oppmerksom på at kaliumforbindelser er vannløselige. Denne omstendigheten krever at du vasker produkter som inneholder det før du hakker dem og koker dem i en liten mengde vann.
Forresten, tradisjonell medisin mener at det lidenskapelige ønsket om å drikke alkohol er forbundet med mangel på kalium i kroppen.
For kaliumdeplesjon bruk kaliumklorid KCl 4 - 5 ganger om dagen, 1 g.
Kroppens reaksjon på overflødig kalium.
Med et overskudd av kalium i kroppen hemmes hovedfunksjonene til hjertet: en reduksjon i eksitabiliteten til hjertemuskelen, en nedgang i hjertefrekvensen, forringelse av ledningsevnen og en svekkelse av kraften til hjertesammentrekninger. I høye konsentrasjoner forårsaker kaliumioner hjertestans i diastole (sammentrekningsfasen av hjertets ventrikler). Den giftige dosen av kalium er 6 g. Den dødelige dosen er 14 g. Kaliumsalter kan være giftige for kroppen på grunn av anionet assosiert med kaliumionet, for eksempel KCN (kaliumcyanid).
For å regulere innholdet av disse næringsstoffene, kan du ta hensyn til dataene som presenteres i følgende tabell.
4. Praktisk del
Erfaring 1.Flammefarging med forbindelser.
En av metodene for kvalitativ påvisning av alkalimetallforbindelser er basert på deres evne til å farge brennerflammen.
Løsninger av alkalimetallsalter må helles i reagensglass. Vask jerntråden i saltsyre og tenn den deretter i en brennerflamme.
Deretter må du fukte ledningen med en løsning av saltet som testes og legge den til flammen.
Salter som inneholder litiumkationer, samt litium farge flammene rød farge, natriumkationer og metall natrium- V gul, kaliumkationer og metall kalium farge flammene fiolett farge. For bedre observasjon kan du se fargen gjennom blått glass.
Således ble Li+-, Na+- og K+-ioner oppdaget i løsninger av saltene LiCl, NaCl, Na 2 CO 3, Na 2 SO 4, NaNO 3, KCl, KNO 3, K 2 CO 3.
Erfaring 2.Interaksjon av alkalimetaller med vann.
Legg et stykke metall, grundig renset for oksidfilmen, i et glass vann. Etter oppløsning av metallet ble løsningsmediet undersøkt ved bruk av fenolftalein.
Utfør dette eksperimentet med biter av litium, natrium og kalium. Reaksjonen med kalium var mest aktiv, den ble ledsaget av forbrenning av kalium, fiolette gnister og gassutvikling ble observert. Natrium reagerte med vann, og ga gule gnister, og litium reagerte mest rolig.
De resulterende løsningene med fenolftalein ble røde, noe som indikerer tilstedeværelsen av alkali i løsningen.
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
2Na + 2H20 = 2NaOH + H2
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Erfaring 3. Hydrolyse av natrium- og kaliumsalter.
Naturen til saltløsningsmiljøet studeres ved å bruke syre-base-indikatorer.
Universale indikatorpapirer dyppet i løsninger av alkalimetallsalter dannet av svake syrer Na 2 CO 3 og K 2 CO 3 ble blå, noe som indikerer en alkalisk reaksjon av løsningene. hydrolyse skjedde i løsninger - samspillet mellom salter og vannmolekyler:
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
Løsninger av salter av sterke syrer NaNO 3, KNO 3, NaCl, KCl, LiCl viste et nøytralt miljø (fargen på indikatorpapiret endret seg ikke), noe som betyr at hydrolyse av disse saltene ikke forekommer
konklusjoner
Hvorfor er det så viktig å kjenne til innholdet av kjemiske elementer i kroppen?
Kjemiske grunnstoffer syntetiseres ikke, i motsetning til mange organiske stoffer, i kroppen, men kommer utenfra med mat, luft, gjennom hud og slimhinner. Derfor lar bestemmelsen av kjemiske elementer deg finne ut om:
hvor mye samsvarer kroppen din med idealet (forresten, omtrent 20% av menneskene har ingen avvik og lever dermed i harmoni med naturen);
Spiser du riktig, gir kostholdet ditt det nødvendige settet med næringsstoffer;
Skader dårlige vaner kroppen?
hvor trygt er miljøet du bor i; maten du spiser; Din arbeidsplass;
gjør din mage, tarm, lever, nyrer, hud fungerer godt, regulerer prosessene for absorpsjon og utskillelse av næringsstoffer;
Har du noen kroniske sykdommer eller disposisjon for dem?
Blir du behandlet riktig?
Hvilke sykdommer er mest relatert til elementær ubalanse?
Først av alt er dette:
redusert immunitet;
sykdommer i hud, hår, negler;
skoliose, osteoporose, osteokondrose;
hypertensjon;
allergier, inkludert bronkial astma;
diabetes, fedme;
sykdommer i det kardiovaskulære systemet;
blodsykdommer (anemi);
intestinal dysbiose, kronisk gastritt, kolitt;
infertilitet, redusert styrke hos menn;
nedsatt vekst og utvikling hos barn.
Mange års erfaring fra leger viser at mer enn 80 % av befolkningen har en mer eller mindre uttalt ubalanse av mikroelementer. Derfor, hvis du har noen , bør du være oppmerksom på dette!
Mange forskere tror at ikke bare er alle kjemiske elementer til stede i en levende organisme, men at hver av dem utfører en spesifikk biologisk funksjon.
Vi har avklart den biologiske rollen til bare én gruppe kjemiske elementer. Alkalimetaller er ekstremt viktige for menneskers helse, som de fleste andre. Det er veldig viktig for menneskers helse å opprettholde den optimale konsentrasjonen av hvert element: både mangel på et element og dets overskudd er skadelig.
Stabiliteten til den kjemiske sammensetningen av kroppen er en av de viktigste og mest obligatoriske betingelsene for normal funksjon. .
Det er en feilaktig, men utbredt, mening om muligheten for å korrigere en ubalanse i menneskekroppens elementære sammensetning ved å berike kostholdet med visse produkter som inneholder de nødvendige mineralelementene. Imidlertid bør det tas i betraktning at tilstedeværelsen av nødvendige makro- og mikroelementer i mat og vann (som er spesielt åpenbart for innbyggere i landlige områder) i stor grad avhenger av den såkalte "lokale biogeokjemiske syklusen" av elementer, som bestemmer innholdet av makro- og mikroelementer i matplanter og dyr.
En mangel eller overskudd av visse elementer i menneskekroppen er som regel en konsekvens av en mangel eller overskudd av disse elementene som passerer gjennom næringskjeden: fra jord til planter og dyr til mennesker. Når en mangel på et element utvikler seg, er ernæringskorreksjon ikke nok, selv om produkter fra andre regioner brukes til dette formålet, hvis jord er beriket med det nødvendige mikroelementet.
Bare et individuelt utvalg av spesielle mineraler og andre preparater rettet mot å normalisere mikroelementbalansen i kroppen vil gi reell og effektiv hjelp i utviklingen av en patologisk tilstand.
Avslutningsvis presenterer vi budene fra tradisjonell og vitenskapelig medisin som alle bør vite:
Alt henger sammen med alt.
Alt må gå et sted.
Naturen vet best.
Ingenting kommer gratis.
Brukte bøker
1. Gabrielyan O.S. Kjemi, 9. klasse, Lærebok for utdanningsinstitusjoner. - M. "Bustard", 2001
2. Glinka N.L. Generell kjemi, lærebok for universiteter. - L. "Chemistry", 1983
3. Generell kjemi. Kjemi av biogene elementer. Lærebok for honning. spesialist. anrop. Yu.A. Ershov og andre - M. "Higher School", 1993
4. Sychev A.P., Fadeev G.N. Kjemi av metaller. Opplæringen. – M. "Enlightenment", 1984
5. MHTML. Gjøre c ument. integrert leksjon "Alkalimetaller". Festival "Open Lesson", 2003
6.
7.
Strukturen til de ytre elektroniske lagene i atomene til gruppe I-elementer gjør at vi først og fremst kan anta at de ikke har en tendens til å legge til elektroner. På den annen side bør donasjonen av et enkelt eksternt elektron, ser det ut til, skje veldig lett og føre til dannelsen av stabile monovalente kationer av de aktuelle elementene.
Som erfaringen viser, er disse forutsetningene fullstendig begrunnet bare i forhold til elementene i venstre kolonne (Li, Na, K og analoger). For kobber og dets analoger er de bare halvt sanne: i betydningen deres mangel på tilbøyelighet til å legge til elektroner. Samtidig viser det seg at deres 18-elektronslag, som er lengst fra kjernen, ennå ikke er helt fiksert og er under visse forhold i stand til delvis tap av elektroner. Sistnevnte gjør det mulig å eksistere, sammen med monovalent Cu, Agog Auogså forbindelser av elementene under vurdering, tilsvarende deres høyere valens.
Et slikt avvik mellom antakelser utledet fra atommodeller og eksperimentelle resultater viser at hensynet til elementenes egenskaper basert påbarede elektroniske strukturene til atomer uten å ta hensyn til andre egenskaper er ikke alltid tilstrekkelig for den kjemiske karakteriseringen av disse elementene selv i de groveste termer.
Alkalimetaller.
Navnet alkalimetaller brukt på elementer i Li-Cs-serien skyldes det faktum at deres hydroksyder er sterke alkalier. Natrium
Og kalium
er blant de vanligste grunnstoffene, og står for henholdsvis 2,0 og 1,1 % av det totale antallet atomer i jordskorpen. Innhold i den litium
(0,02%), rubidium
(0,004%) og cesium
(0,00009%) er allerede betydelig mindre, og Frankrike
- ubetydelig. Elementært Na og K ble isolert først i 1807. Litium ble oppdaget i 1817, cesium og rubidium - i henholdsvis 1860 og 1861 Grunnstoff nr. 87 - francium - ble oppdaget i 1939, og fikk navnet sitt i 1946. Naturlig natrium og cesium. er "rene" grunnstoffer (23 Na og 133 Cs), litium er sammensatt av isotopene 6 Li (7,4%) og 7 Li (92,6%), kalium er laget av isotopene 39 K (93,22%).
40 K (0,01 %) og 41 K (6,77 %), rubidium - fra isotopene 85 Rb (72,2 %) og 87 Rb (27,8 %). Av isotopene til francium er den viktigste de naturlig forekommende 223 Fr (gjennomsnittlig levetid for et atom er 32 minutter).
Utbredelse:
Bare forbindelser av alkalimetaller finnes i naturen. Natrium og kalium er permanente bestanddeler i mange silikater. Av de individuelle mineralene er natrium det viktigste - salt (NaCl) er en del av sjøvann og danner i visse områder av jordoverflaten enorme forekomster av steinsalt under et lag av alluviale bergarter. De øvre lagene av slike forekomster inneholder noen ganger ansamlinger av kaliumsalter i form av lag sylvinitt (mKCl∙nNaCl), ka rnalitt (KCl MgCl 2 6H 2 O), etc., som tjener som hovedkilden for å oppnå forbindelser av dette elementet. Bare noen få naturlige ansamlinger av kaliumsalter av industriell betydning er kjent. En rekke mineraler er kjent for litium, men deres ansamlinger er sjeldne. Rubidium og cesium forekommer nesten utelukkende som urenheter i kalium. Spor av Frankrike er alltid inneholdt i uranmalm . Litiummineraler er f.eks. spodumene Og lepidolitt (Li 2 KAl). En del av kaliumet i sistnevnte av dem erstattes noen ganger med rubidium. Det samme gjelder karnallitt, som kan tjene som en god kilde til rubidium. Det relativt sjeldne mineralet er viktigst for cesiumteknologien forurensende - CsAI(SiO 3) 2.
Kvittering:
I fri tilstand kan alkalimetaller isoleres ved elektrolyse av deres smeltede kloridsalter. Natrium er av primær praktisk betydning, den årlige verdensproduksjonen er mer enn 200 tusen tonn. Installasjonsdiagrammet for produksjon ved elektrolyse av smeltet NaCl er vist nedenfor. Badet består av et stålhus med ildleireforing, en grafittanode (A) og en ringformet jernkatode (K), mellom hvilke en mesh-membran er plassert. Elektrolytten er vanligvis ikke ren NaCl (smp. 800 ℃), men en mer smeltbar blanding av ca. 40 % NaCl og 60 % CaCl 2, som gjør det mulig å arbeide ved temperaturer på ca. 580 °C. Metallisk natrium, som samler seg i den øvre delen av det ringformede katoderommet og passerer inn i kollektoren, inneholder en liten (opptil 5 %) blanding av kalsium, som deretter blir nesten fullstendig frigjort (oppløseligheten av Ca i flytende natrium ved smelting poeng er bare 0,01 %). Etter hvert som elektrolysen skrider frem, tilsettes NaCl til badekaret. Strømforbruket er ca. 15 kWh per 1 kg Na.
2NaCl→ 2Na+Cl2
Dette er interessant:
Før introduksjonen av den elektrolytiske metoden i praksis, ble metallisk natrium oppnådd ved å varme brus med kull i henhold til reaksjonen:
Na2CO3+2C+244kcal→2Na+3CO
Produksjonen av metallisk K og Li er uforlignelig mindre enn natrium. Litium oppnås ved elektrolyse av LiCl + KCl-smelten, og kalium oppnås ved påvirkning av natriumdamp på KCl-smelten, som strømmer motstrøms til dem i spesielle destillasjonskolonner (fra den øvre delen av hvilke kaliumdamp kommer ut). Rubidium og cesium utvinnes nesten aldri i stor skala. For å oppnå små mengder av disse metallene er det praktisk å bruke oppvarming av kloridene deres med metallisk kalsium i vakuum.
2LiCl→2Li+Cl2
Fysiske egenskaper:
I fravær av luft er litium og dets analoger sølvhvite (med unntak av gulaktig cesium) stoffer med en mer eller mindre sterk metallisk glans. Alle alkalimetaller kjennetegnes ved lave tettheter, lav hardhet, lave smelte- og kokepunkter og god elektrisk ledningsevne. Deres viktigste konstanter sammenlignes nedenfor:
|
Tetthet, g/cm3. |
|||||
|
Smeltepunkt, °C |
|||||
|
Kokepunkt, °C |
På grunn av deres lave tetthet flyter Li, Na og K på vann (Li selv på parafin). Alkalimetaller kuttes lett med en kniv, og hardheten til de mykeste av dem - cesium - overstiger ikke hardheten til voks. Den ikke-lysende flammen til en gassbrenner er farget av alkalimetaller og deres flyktige forbindelser i karakteristiske farger, hvorav den knallgule iboende natrium er den mest intense.
Dette er interessant:
Eksternt manifestert i form av farging av flammen, er utslipp av lysstråler fra oppvarmede atomer av alkalimetaller forårsaket av spranget av elektroner fra høyere til lavere energinivåer. For eksempel vises den karakteristiske gule linjen i natriumspekteret når et elektron hopper fra 3p-nivået til 3s-nivået. Åpenbart, for at et slikt hopp skal være mulig, er en foreløpig eksitasjon av atomet nødvendig, det vil si overføring av ett eller flere av elektronene til et høyere energinivå. I det aktuelle tilfellet oppnås eksitasjon på grunn av varmen fra flammen (og krever et forbruk på 48 kcal/g-atom generelt, det kan være et resultat av å gi energi av forskjellige typer til atomet). Andre alkalimetaller forårsaker utseendet til følgende flammefarger: Li - karminrød, K-fiolett, Rb - blårød, Cs - blå.
Luminescensspekteret til nattehimmelen viser den konstante tilstedeværelsen av gul natriumstråling. Høyden på opprinnelsesstedet er estimert til 200-300 km.T. Det vil si at atmosfæren i disse høydene inneholder natriumatomer (selvfølgelig i ubetydelige mengder). Forekomsten av stråling er beskrevet av en rekke elementære prosesser (stjernen indikerer den eksiterte tilstanden; M er en hvilken som helst tredje partikkel - O 2, O 0, N 2, etc.): Na + O 0 + M = NaO + M* , deretter NaO + O=O 2 + Na* og til slutt Na*= Na +λν.
Natrium og kalium bør oppbevares i tett lukkede beholdere under et lag med tørr og nøytral parafin. Deres kontakt med syrer, vann, klorerte organiske forbindelser og fast karbondioksid er uakseptabel. Ikke akkumuler små kaliumrester, som oksiderer spesielt lett (på grunn av deres relativt store overflate). Ubrukte kalium- og natriumrester i små mengder blir ødelagt ved interaksjon med overflødig alkohol, i store mengder - ved å brenne på kull fra en brann. Alkalimetaller som tar fyr i et rom, slukkes best ved å dekke dem med tørt sodapulver.
Kjemiske egenskaper:
Fra et kjemisk synspunkt er litium og dets analoger ekstremt reaktive metaller (og deres aktivitet øker vanligvis i retning fra Li til Cs). I alle forbindelser er alkalimetaller monovalente. Ligger ytterst til venstre i spenningsserien, samhandler de energisk med vann i henhold til følgende skjema:
2E + 2H2O = 2EON + H2
Når man reagerer med Li og Na, er frigjøringen av hydrogen ikke ledsaget av dens antennelse for K skjer det allerede, og for Rb og Cs fortsetter interaksjonen med en eksplosjon.
· I kontakt med luft blir friske deler av Na og K (i mindre grad Li) umiddelbart dekket med en løs film av oksidasjonsprodukter. I lys av dette lagres Na og K vanligvis under parafin. Na og K oppvarmet i luft antennes lett, mens rubidium og cesium selvantenner spontant selv ved vanlige temperaturer.
4E+O2 →2E2O (for litium)
2E+O 2 →E 2 O 2 (for natrium)
E+O 2 → EO 2(for kalium, rubidium og cesium)
Praktisk bruk finnes hovedsakelig i natriumperoksid (Na 2 0 2). Teknisk oppnås det ved oksidasjon ved 350 °C av forstøvet natriummetall:
2Na+O2 →Na2O2 +122 kcal
· Smelter av enkle stoffer er i stand til å kombineres med ammoniakk for å danne amider og imider, solvater:
2Na-smelte +2NH3 →2NaNH2 +H2 (natriumamid)
2Na-smelte +NH3 →Na2NH+H2 (natriumimid)
Na-smelte +6NH 3 → (natriumsolvat)
Når peroksider interagerer med vann, oppstår følgende reaksjon:
2E2O2+2H2O=4EOH+O2
Interaksjonen av Na 2 O 2 med vann er ledsaget av hydrolyse:
Na 2 O 2 + 2H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2 +34 kcal
Dette er interessant:
InteraksjonNa 2 O 2 med karbondioksid i henhold til skjemaet
2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2 +111 kcal
tjener som grunnlag for bruk av natriumperoksid som oksygenkilde i isolerende gassmasker og på ubåter. Ren eller inneholder forskjellige tilsetningsstoffer (for eksempel blekemiddel blandet med Ni- eller C-salteru) natriumperoksid har det tekniske navnet "oxylitol". Blandede oxylit-preparater er spesielt praktiske for å oppnå oksygen, som de frigjør under påvirkning av vann. Oksylitol komprimert til terninger kan brukes for å oppnå en jevn strøm av oksygen i et konvensjonelt apparat for å produsere gasser.
Na 2 O 2 + H 2 O=2NaOH+O 0 (atomært oksygen frigjøres på grunn av nedbrytning av hydrogenperoksid).
Kaliumsuperoksid ( KO 2) er ofte inkludert i oksylitol. Dens interaksjon med karbondioksid i dette tilfellet følger den generelle ligningen:
Na 2 O 2 + 2KO 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + K 2 CO 3 + 2O 2 + 100 kcal, dvs. karbondioksid er erstattet med et likt volum oksygen.
· Kan danne ozonider. Dannelsen av kaliumozonid-KO 3 følger ligningen:
4KOH+3O3 = 4KO3 + O2 +2H2O
Det er et rødt krystallinsk stoff og er et sterkt oksidasjonsmiddel. Under lagring brytes KO 3 sakte ned i henhold til ligningen 2NaO3 →2NaO2 +O2 +11 kcal allerede under normale forhold. Det brytes øyeblikkelig ned med vann i henhold til det generelle skjemaet 4 KO 3 +2 H 2 O=4 KOH + 5 O 2
· I stand til å reagere med hydrogen for å danne ioniske hydrider, i henhold til det generelle skjemaet:
Samspillet mellom hydrogen og oppvarmede alkalimetaller er langsommere enn med jordalkalimetaller. For Li kreves oppvarming til 700-800 °C, mens analogene samvirker allerede ved 350-400 °C. Alkalimetallhydrider er veldig sterke reduksjonsmidler. Deres oksidasjon av atmosfærisk oksygen i tørr tilstand er relativt langsom, men i nærvær av fuktighet akselererer prosessen så mye at den kan føre til spontan antennelse av hydridet. Dette gjelder spesielt hydrider K, Rb og Cs. En voldsom reaksjon oppstår med vann i henhold til følgende skjema:
EN+ H 2 O= H 2 + EON
EH+O2 →2EOH
Når NaH eller KH reagerer med karbondioksid, dannes det tilsvarende saltet av maursyre:
NaH+CO2 →HCOONa
Kan danne komplekser:
NaH+AlCl3 →NaAlH4 +3NaCl (natriumallanat)
NaAlH 4 → NaH+AlH 3
Normale alkalimetalloksider (med unntak av Li 2 0) kan fremstilles bare indirekte . De er faste stoffer i følgende farger:
Na20+2HCl=2NaCl+H2O
Alkalimetallhydroksider (EOH) er fargeløse, svært hygroskopiske stoffer som korroderer de fleste materialer som kommer i kontakt med dem. Derav deres noen ganger brukte navn i praksis - kaustiske alkalier. Når den utsettes for alkalier, svulmer huden på menneskekroppen kraftig og blir glatt; med lengre virkning dannes en veldig smertefull dyp forbrenning. Etsende alkalier er spesielt farlige for øynene (det anbefales å bruke vernebriller når du arbeider). Eventuell alkali som kommer på hendene eller kjolen bør umiddelbart vaskes av med vann, deretter skal det berørte området fuktes med en veldig fortynnet løsning av eventuell syre og skylles igjen med vann.
Alle av dem er relativt smeltbare og flyktige uten nedbrytning (bortsett fra LiOH, som eliminerer vann hydroksyd-alkalimetaller Elektrolytiske metoder brukes hovedsakelig. Den mest storskala produksjonen er natriumhydroksidelektrolyse konsentrert vandig bordsaltløsning:
2NaCl+2H2O→2NaOH+Cl2+H2
Ø Er typiske grunner:
NaOH+HCl=NaCl+H2O
2NaOH+CO 2 =Na 2 CO 3 + H 2 O
2NaOH+2NO2 =NaNO3 +NaNO2 +H2O
Ø Kan danne komplekser:
NaOH+ZnCl2 = (ZnOH)Cl+NaCl
2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2
Al 2 O 3 + 6 NaOH = 2 Na 3 AlO 3 + 3H 2 O
Al(OH)3+NaOH=Na
Ø I stand til å reagere med ikke-metaller:
Cl2 +2KOH=KCl+KClO+H2O (reaksjon skjer uten oppvarming)
Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO3 +3H 2O (reaksjonen skjer med oppvarming)
3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O
Ø Brukt i organisk syntese (spesielt kalium og natriumhydroksid, natriumhydroksid er angitt i eksemplene):
NaOH+C 2H 5 Cl=NaCl+C 2 H 4 (metode for fremstilling av alkener, etylen (eten) i dette tilfellet), en alkoholløsning av natriumhydroksid ble brukt.
NaOH+C2H5Cl=NaCl+C2H5OH(en metode for fremstilling av alkoholer, etanol i dette tilfellet), ble en vandig løsning av natriumhydroksid brukt.
2NaOH+C 2 H 5 Cl=2NaCl+C 2 H 2 + H 2 O (metode for fremstilling av alkyner, acetylen (etyn) i dette tilfellet), en alkoholløsning av natriumhydroksid ble brukt.
C 6 H 5 OH (fenol) + NaOH= C 6 H 5 ONa+ H 2 O
NaOH(+CaO)+CH 3 COONa→Na 2 CO 3 CH 4 (en av metodene for å produsere metan)
Ø Du må kjenne nedbrytningen av flere salter:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
4KClO 3→ KCl+3KClO 4
2KClO3→ KCl+3O2
4Na2SO3 →Na2S+3Na2SO4
Det er bemerkelsesverdig at nedbrytningen av nitrater skjer omtrent i området 450-600 ℃, så smelter de uten dekomponering, men når de når omtrent 1000-1500 ℃, skjer nedbrytning i henhold til følgende skjema:
4LiNO2 →2Li2O+4NO+O2
Dette er interessant:
K 4 [ Fe(CN) 6 ]+ FeCl 3 = KFe[ Fe(CN) 6 ]+3 KCl(kvalitativ reaksjon påFe3+)
3K4+4FeCl3=Fe43+12KCl
Na202+2H 2 O = 2 NaOH + H 2 O 2
4Na02+2H2O=4NaOH+3O2
4Na03+2H 2 O=4NaOH+5O 2 (reaksjon av natriumozonid med vann )
2NaO 3 → 2NaO 2 + O 2(Dekomponering skjer ved forskjellige temperaturer, for eksempel: dekomponering av natriumozonid ved -10
°C, cesiumozonid ved +100 °C)
NaNH2+H20→ NaOH+NH3
Na2NH+2H2O→2NaOH+NH3
Na3N+3H2O→3NaOH+NH3
KNO2+2Al+KOH+5H2O→2K+NH3
2NaI + Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 → I 2 ↓+ 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Fe304 +4NaH=4NaOH+3Fe
5NaN3 +NaNO3 →8N2 +3Na20
Applikasjon:
Natrium er mye brukt i syntesen av organiske forbindelser og, delvis, for fremstilling av noen av dets derivater. I kjernefysisk teknologi brukes det som kjølevæske.
Litium er av helt eksepsjonell betydning for termonukleær teknologi. I gummiindustrien brukes det i produksjon av kunstig gummi (som polymeriseringskatalysator), i metallurgi - som et verdifullt tilsetningsstoff til noen andre metaller og legeringer. For eksempel øker tilsetning av bare hundredeler av en prosent litium hardheten til aluminium og dets legeringer, og tilsetning av 0,4 % litium til bly tredobler nesten hardheten uten at det går på bekostning av bøyemotstanden. Det er indikasjoner på at et lignende cesiumadditiv i stor grad forbedrer de mekaniske egenskapene til magnesium og beskytter det mot korrosjon, men dette er ikke tilfelle med bruken. Natriumhydrid brukes noen ganger i metallurgi for å isolere sjeldne metaller fra forbindelsene deres. Dens 2% løsning i smeltet NaOH brukes til å fjerne avleiring fra stålprodukter (etter et minutts oppbevaring i den, blir det varme produktet nedsenket i vann, som reduseres i henhold til ligningen
Fe 3 O 4 + 4NaH = 4NaOH + 3Fe (skala forsvinner).
Skjematisk diagram av en fabrikkinstallasjon for produksjon av brus av ammoniakkmetode (Solvay, 1863).
Kalkstein brennes i ovnen (L), og den resulterende CO 2 kommer inn i karboniseringstårnet (B), og CaO slukkes med vann (C), hvoretter Ca(OH) 2 pumpes inn i blanderen (D), hvor den møter NH 4 Cl , dette frigjør ammoniakk. Sistnevnte går inn i absorberen (D) og metter en sterk NaCl-løsning der, som deretter pumpes inn i karboniseringstårnet, hvor det dannes NaHCO 3 og NH 4 Cl ved vekselvirkning med CO 2. Det første saltet utfelles nesten fullstendig og holdes tilbake på vakuumfilteret (E), og det andre blir pumpet tilbake i blanderen (D). Dermed forbrukes NaCl og kalkstein konstant, og det oppnås NaHCO 3 og CaCl 2 (sistnevnte i form av produksjonsavfall). Natriumbikarbonat overføres deretter ved oppvarming til brus.
Redaktør: Galina Nikolaevna Kharlamova
Alkalimetaller inkluderer metaller fra gruppe IA i det periodiske system for D.I. Mendeleev - litium (Li), natrium (Na), kalium (K), rubidium (Rb), cesium (Cs) og francium (Fr). Det ytre energinivået til alkalimetaller inneholder ett valenselektron. Den elektroniske konfigurasjonen av det eksterne energinivået til alkalimetaller er ns 1. I forbindelsene deres viser de en enkelt oksidasjonstilstand på +1. I OVR er de reduksjonsmidler, dvs. gi fra seg et elektron.
Fysiske egenskaper til alkalimetaller
Alle alkalimetaller er lette (har lav tetthet), veldig myke (med unntak av Li, de kuttes lett med en kniv og kan rulles til folie), har lave koke- og smeltepunkter (med en økning i ladningen av kjernen til et alkalimetallatom, synker smeltepunktet).
I fri tilstand er Li, Na, K og Rb sølvhvite metaller, Cs er et gyllengult metall.
Alkalimetaller lagres i forseglede ampuller under et lag med parafin eller vaselin, siden de er svært kjemisk reaktive.
Alkalimetaller har høy termisk og elektrisk ledningsevne, noe som skyldes tilstedeværelsen av en metallisk binding og et kroppssentrert krystallgitter
Fremstilling av alkalimetaller
Alle alkalimetaller kan oppnås ved elektrolyse av smelten av deres salter, men i praksis oppnås bare Li og Na på denne måten, som er assosiert med den høye kjemiske aktiviteten til K, Rb, Cs:
2LiCl = 2Li + Cl2
2NaCl = 2Na + Cl2
Ethvert alkalimetall kan oppnås ved å redusere det tilsvarende halogenid (klorid eller bromid), ved å bruke Ca, Mg eller Si som reduksjonsmidler. Reaksjoner utføres med oppvarming (600 – 900C) og under vakuum. Den generelle ligningen for å oppnå alkalimetaller på denne måten er:
2MeCl + Ca = 2Me + CaCl2,
hvor Me er et metall.
Det er en kjent metode for å produsere litium fra dets oksid. Reaksjonen utføres ved oppvarming til 300°C og under vakuum:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Kalium kan produseres ved reaksjonen mellom smeltet kaliumhydroksid og flytende natrium. Reaksjonen utføres ved oppvarming til 440°C:
KOH + Na = K + NaOH
Kjemiske egenskaper til alkalimetaller
Alle alkalimetaller reagerer aktivt med vann og danner hydroksyder. På grunn av den høye kjemiske aktiviteten til alkalimetaller, kan reaksjonen av interaksjon med vann være ledsaget av en eksplosjon. Litium reagerer mest rolig med vann. Den generelle reaksjonsligningen er:
2Me + H2O = 2MeOH + H2
hvor Me er et metall.
Alkalimetaller interagerer med atmosfærisk oksygen for å danne en rekke forskjellige forbindelser - oksider (Li), peroksider (Na), superoksider (K, Rb, Cs):
4Li + O 2 = 2 Li 2 O
2Na + O 2 = Na 2 O 2
Alle alkalimetaller reagerer med ikke-metaller (halogener, nitrogen, svovel, fosfor, hydrogen, etc.) når de varmes opp. For eksempel:
2Na + Cl2 = 2NaCl
6Li + N2 = 2Li3N
2Li +2C = Li2C2
2Na + H2 = 2NaH
Alkalimetaller er i stand til å samhandle med komplekse stoffer (syreløsninger, ammoniakk, salter). Således, når alkalimetaller interagerer med ammoniakk, dannes amider:
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
Interaksjonen mellom alkalimetaller og salter skjer i henhold til følgende prinsipp - de fortrenger mindre aktive metaller (se aktivitetsserien av metaller) fra saltene deres:
3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al
Interaksjonen mellom alkalimetaller og syrer er tvetydig, siden når slike reaksjoner oppstår, vil metallet i utgangspunktet reagere med vannet i syreløsningen, og alkaliet som dannes som et resultat av denne interaksjonen vil reagere med syren.
Alkalimetaller reagerer med organiske stoffer, som alkoholer, fenoler, karboksylsyrer:
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
Kvalitative reaksjoner
En kvalitativ reaksjon på alkalimetaller er fargingen av flammen av deres kationer: Li + farger flammen rød, Na + gul og K + , Rb + , Cs + lilla.
Eksempler på problemløsning
EKSEMPEL 1
| Trening | Utfør de kjemiske transformasjonene Na → Na 2 O → NaOH → Na 2 SO 4 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Løsning | 4Na + O2 →2Na20 De mest aktive blant metaller er alkalimetaller. De reagerer aktivt med enkle og komplekse stoffer. Generell informasjonAlkalimetaller er i gruppe I i det periodiske systemet. Dette er myke monovalente metaller av grå-sølvfarge med lavt smeltepunkt og lav tetthet. De viser en enkelt oksidasjonstilstand på +1, og er reduksjonsmidler. Elektronisk konfigurasjon - ns 1.
Ris. 1. Natrium og litium. De generelle egenskapene til gruppe I-metaller er gitt i tabellen.
Aktive metaller reagerer raskt med andre stoffer, så de finnes i naturen kun i mineraler. KvitteringFlere metoder brukes for å oppnå rent alkalimetall:
elektrolyse av smelter, oftest klorider eller hydroksyder - 2NaCl → 2Na + Cl2, 4NaOH → 4Na + 2H20 + O2; kalsinering av brus (natriumkarbonat) med kull for å oppnå natrium - Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO; reduksjon av rubidium fra klorid med kalsium ved høye temperaturer - 2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl2; InteraksjonEgenskapene til alkalimetaller bestemmes av deres struktur. Siden de er i den første gruppen i det periodiske systemet, har de bare ett valenselektron i det ytre energinivået. Et enkelt elektron går lett til det oksiderende atomet, noe som bidrar til rask inntreden i reaksjonen. Metalliske egenskaper øker i tabellen fra topp til bunn, så litium mister sitt valenselektron lettere enn francium. Litium er det hardeste grunnstoffet blant alle alkalimetaller. Reaksjonen av litium med oksygen skjer bare under påvirkning av høy temperatur. Litium reagerer med vann mye saktere enn de andre metallene i gruppen. Generelle kjemiske egenskaper er presentert i tabellen.
Med en reaksjon av høy kvalitet har de forskjellige flammefarger. Litium brenner med en rød flamme, natrium med en gul flamme, og cesium med en rosa-fiolett flamme. Alkalimetalloksider har også forskjellige farger. Natrium blir hvitt, rubidium og kalium blir gult.
Ris. 2. Kvalitativ reaksjon av alkalimetaller. applikasjonEnkle metaller og deres forbindelser brukes til å lage lette legeringer, metalldeler, gjødsel, brus og andre stoffer. Rubidium og kalium brukes som katalysatorer. Natriumdamp brukes i lysrør. Bare francium har ingen praktisk bruk på grunn av dets radioaktive egenskaper. Hvordan elementer fra gruppe I brukes er kort beskrevet i tabellen over bruk av alkalimetaller.
Ris. 3. Natron. Hva har vi lært?Fra 9. klassetimen lærte vi om egenskapene til alkalimetaller. De er i gruppe I i det periodiske system og gir fra seg ett valenselektron under reaksjoner. Dette er myke metaller som lett inngår kjemiske reaksjoner med enkle og komplekse stoffer - halogener, ikke-metaller, syrer, vann. De finnes i naturen bare som en del av andre stoffer, så elektrolyse eller en reduksjonsreaksjon brukes til å trekke dem ut. De brukes i industri, bygg, metallurgi og energi. Test om emnetEvaluering av rapportenGjennomsnittlig rangering: 4.4. Totalt mottatte vurderinger: 91. |
