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 steinsaltforekomster mange steder rundt om i verden. De øvre lagene av disse forekomstene 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 bruk 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 stoffer, 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 leveren, nyrene, milten, lungene, blodet og melken. 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 være strengt kontrollert. 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 system, glatt og skjelettmuskulatur. Natriumklorid NaCl fungerer 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 det gjennomsnittlige forbruket 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.
Hypertoniske 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, viser en vandig sodaløsning lett 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 til mat 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 nærmest knyttet 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 alle kjemiske elementer er tilstede 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.
Alkalimetaller er en gruppe uorganiske stoffer, enkle elementer i det periodiske systemet. De har alle en lignende atomstruktur og følgelig lignende egenskaper. Gruppen inkluderer kalium, natrium, litium, cesium, rubidium, francium og det teoretisk beskrevne, men ennå ikke syntetiserte grunnstoffet ununenium. De fem første stoffene finnes i naturen, francium er et kunstig skapt, radioaktivt grunnstoff. Alkalimetaller har fått navnet sitt fra deres evne til å danne alkalier i reaksjon med vann.
Alle elementene i gruppen er kjemisk aktive, derfor finnes de på jorden bare i sammensetningen av forskjellige mineraler, for eksempel stein, kalium, bordsalt, boraks, feltspat, sjøvann, underjordisk saltlake, chilensk nitrat. Francium følger ofte med uranmalm; rubidium og cesium - mineraler med natrium og kalium.
Egenskaper
Alle representanter for gruppen er myke metaller de kan kuttes med en kniv eller bøyes for hånd. Eksternt - skinnende, hvit (unntatt cesium). Cesium har en gylden glans. Lett: natrium og kalium er lettere enn vann, litium flyter selv i parafin. Klassiske metaller med god elektrisk og termisk ledningsevne. De brenner og gir flammen en karakteristisk farge, som er en av de analytiske måtene å bestemme typen metall. Lavtsmeltende, den mest "ildfaste" er litium (+180,5 °C). Cesium smelter rett i hendene dine ved en temperatur på +28,4 °C.
Aktiviteten i gruppen øker når atommassen øker: Li →Cs. De har reduserende egenskaper, inkludert i reaksjon med hydrogen. De viser en valens på -1. Reager voldsomt med vann (alle unntatt litium - eksplosivt); med syrer og oksygen. De samhandler med ikke-metaller, alkoholer, vandig ammoniakk og dets derivater, karboksylsyrer og mange metaller.
Kalium og natrium er biogene elementer, deltar i vann-salt- og syre-basebalansen i menneskekroppen, og er nødvendige for normal blodsirkulasjon og funksjonen til mange enzymer. Kalium er viktig for planter.
Kroppen vår inneholder også rubidium. Det ble funnet i blod, bein, hjerne, lunger. Den har en betennelsesdempende, antiallergisk effekt, bremser nervesystemets reaksjoner, styrker immunforsvaret og har en positiv effekt på blodsammensetningen.
Forebyggende tiltak
Alkalimetaller er svært farlige og kan antennes og eksplodere bare ved kontakt med vann eller luft. Mange reaksjoner oppstår voldsomt, så det er kun tillatt å jobbe med dem etter nøye instruksjoner, med alle forholdsregler, iført beskyttelsesmaske og vernebriller.
Løsninger av kalium, natrium og litium i vann er sterke alkalier (kalium, natrium, litiumhydroksider); kontakt med hud resulterer i dype, smertefulle brannskader. Kontakt med alkalier, selv lave konsentrasjoner, i øynene kan føre til blindhet. Reaksjoner med syrer, ammoniakk og alkoholer resulterer i frigjøring av brennbart og eksplosivt hydrogen.
Alkalimetaller lagres under et lag med parafin eller vaselin i forseglede beholdere. Manipulasjoner med rene reagenser utføres i en argonatmosfære.
Det bør utvises forsiktighet for å kvitte seg med rester fra forsøk med alkalimetaller. Alle metallrester må først nøytraliseres.
applikasjon
Alkalimetaller er s-elementer. I det ytre elektronlaget har hver av dem ett elektron (ns1). Radiene til atomer fra topp til bunn i undergruppen øker, ioniseringsenergien avtar, og reduksjonsaktiviteten, samt evnen til å donere valenselektroner fra det ytre laget, øker.
De aktuelle metallene er svært aktive, så de finnes ikke i naturen i fri tilstand. De kan finnes i form av forbindelser i mineraler (bordsalt NaCl, sylvinitt NaCl∙KCl, Glaubers salt NaSO4∙10H2O og andre) eller som ioner i sjøvann.
Fysiske egenskaper til alkalimetaller
Alle alkalimetaller under normale forhold er sølvhvite krystallinske stoffer med høy termisk og elektrisk ledningsevne. De har kroppssentrert kubisk pakking (BCCP). Tetthetene, koke- og smeltepunktene til gruppe I-metaller er relativt lave. Fra topp til bunn i undergruppen øker tetthetene og smeltetemperaturene synker.
Fremstilling av alkalimetaller
Alkalimetaller oppnås vanligvis ved elektrolyse av smeltede salter (vanligvis klorider) eller alkalier. Under elektrolysen av NaCl-smelten frigjøres for eksempel rent natrium ved katoden, og klorgass frigjøres ved anoden: 2NaCl(smelte)=2Na+Cl2.
Kjemiske egenskaper til alkalimetaller
Når det gjelder kjemiske egenskaper, er litium, natrium, kalium, rubidium, cesium og francium de mest aktive metallene og et av de kraftigste reduksjonsmidlene. I reaksjoner gir de lett fra seg elektroner fra det ytre laget, og blir til positivt ladede ioner. I forbindelser dannet av alkalimetaller dominerer ionisk binding.
Når alkalimetaller interagerer med oksygen, dannes peroksider som hovedprodukt, og oksider som et biprodukt:
4Na+O2=2Na2O (natriumoksid).
Med halogener gir de halogenider, med svovel - sulfider, med hydrogen - hydrider:
2Na+Cl2=2NaCl (natriumklorid),
2Na+S=Na2S (natriumsulfid),
2Na+H2=2NaH (natriumhydrid).
Natriumhydrid er en ustabil forbindelse. Det brytes ned med vann, og gir alkali og fritt hydrogen:
NaH+H2O=NaOH+H2.
Fritt hydrogen dannes også når alkalimetaller i seg selv interagerer med vann:
2Na+2H2O=2NaOH+H2.
Disse metallene reagerer også med fortynnede syrer, og fortrenger hydrogen fra dem:
2Na+2HCl=2NaCl+H2.
Alkalimetaller reagerer med organiske halogenider ved å bruke Wurtz-reaksjonen.
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 løses opp 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
Alkaliske jordmetaller har en elektronisk konfigurasjon på ytre energinivå ns², og er s-elementer, sammen med alkalimetallene. Med 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 tallrike 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.
ALKALIMETALLER
UNDERGRUPPE IA. ALKALIMETALLER
LITHIUM, NATRIUM, KALIUM, RUBIDIUM, CESIUM, FRANKRIKE
Den elektroniske strukturen til alkalimetaller er preget av tilstedeværelsen av ett elektron i det ytre elektronskallet, som er relativt svakt bundet til kjernen. Hvert alkalimetall begynner en ny periode i det periodiske systemet. Alkalimetallet er i stand til å gi fra seg sitt ytre elektron lettere enn noe annet element i denne perioden. Et kutt av et alkalimetall i et inert miljø har en lys sølvskinnende glans. Alkalimetaller kjennetegnes ved lav tetthet, god elektrisk ledningsevne og smelter ved relativt lave temperaturer (tabell 2).
På grunn av sin høye aktivitet eksisterer ikke alkalimetaller i ren form, men finnes i naturen kun i form av forbindelser (unntatt francium), for eksempel med oksygen (leire og silikater) eller med halogener (natriumklorid). Klorider er råvarer for produksjon av alkalimetaller i fri tilstand. Sjøvann inneholder ALKALIMETALLER 3 % NaCl og spormengder av andre salter. Det er åpenbart at innsjøer og innlandshav, samt underjordiske saltforekomster og saltlake, inneholder alkalimetallhalogenider i høyere konsentrasjoner enn sjøvann. For eksempel er saltinnholdet i vannet i Great Salt Lake (Utah, USA) 13 827,7 %, og i Dødehavet (Israel) opptil 31 %, avhengig av arealet av vannoverflaten, som endres med tiden på året. Det kan antas at det ubetydelige innholdet av KCl i sjøvann sammenlignet med NaCl er forklart av assimileringen av K+-ionet av marine planter.
I fri form oppnås alkalimetaller ved elektrolyse av smeltede salter som NaCl, CaCl2, CaF2 eller hydroksyder (NaOH), siden det ikke er noe mer aktivt metall som er i stand til å fortrenge alkalimetallet fra halogenidet. Under elektrolysen av halogenider er det nødvendig å isolere metallet som frigjøres ved katoden, siden det samtidig frigjøres et gassformig halogen ved anoden, som aktivt reagerer med det frigjorte metallet.
Se også ALKALI PRODUKSJON
Siden alkalimetaller bare har ett elektron i sitt ytre lag, er hvert av dem det mest aktive i sin periode, så Li er det mest aktive metallet i den første perioden av åtte grunnstoffer, Na, henholdsvis i den andre, og K er mest aktive metall i den tredje perioden, som inneholder 18 grunnstoffer (første overgangsperiode). I undergruppen alkalimetall (IA) øker evnen til å donere et elektron fra topp til bunn.
Kjemiske egenskaper. Alle alkalimetaller reagerer aktivt med oksygen, og danner oksider eller peroksider, forskjellig fra hverandre i dette: Li blir til Li2O, og andre alkalimetaller til en blanding av M2O2 og MO2, og Rb og Cs antennes. Alle alkalimetaller dannes med hydrogensaltlignende hydrider med sammensetning M+H, termisk stabile ved høye temperaturer, som er aktive reduksjonsmidler; hydrider brytes ned med vann for å danne alkalier og hydrogen og frigjøre varme, noe som forårsaker antennelse av gassen, og hastigheten på denne reaksjonen for litium er høyere enn for Na og K.
Se også HYDROGEN; OKSYGEN.
I flytende ammoniakk løses alkalimetaller opp, danner blå løsninger, og (i motsetning til reaksjon med vann) kan de frigjøres igjen ved å fordampe ammoniakk eller tilsette et passende salt (for eksempel NaCl fra ammoniakkløsningen). Når den reagerer med ammoniakkgass, fortsetter reaksjonen på samme måte som reaksjonen med vann:
Alkalimetallamider viser grunnleggende egenskaper som ligner på hydroksyder. De fleste alkalimetallforbindelser, bortsett fra noen litiumforbindelser, er svært løselige i vann. Når det gjelder atomstørrelse og ladningstetthet, er litium nær magnesium, så egenskapene til forbindelser av disse elementene er like. I løselighet og termisk stabilitet ligner litiumkarbonat på magnesium- og berylliumkarbonater av undergruppe IIA-elementer; disse karbonatene spaltes ved relativt lave temperaturer på grunn av sterkere MO-bindinger. Litiumsalter er mer løselige i organiske løsemidler (alkoholer, etere, petroleumsløsninger) enn salter av andre alkalimetaller. Litium (som magnesium) reagerer direkte med nitrogen og danner Li3N (magnesium danner Mg3N2), mens natrium og andre alkalimetaller kun kan danne nitrider under tøffe forhold. Metaller fra undergruppe IA reagerer med karbon, men interaksjonen skjer lettest med litium (åpenbart på grunn av dens lille radius) og minst lettest med cesium. Omvendt reagerer aktive alkalimetaller direkte med CO, og danner karbonyler (for eksempel K(CO)x), og mindre aktivt Li og Na bare under visse forhold.
Applikasjon. Alkalimetaller brukes både i industrien og i kjemiske laboratorier, for eksempel til synteser. Litium brukes til å produsere harde lette legeringer, som imidlertid er sprø. Store mengder natrium forbrukes for å produsere Na4Pb-legeringen, hvorfra tetraetylbly Pb(C2H5)4, et antibankemiddel for bensin, oppnås. Litium, natrium og kalsium brukes som komponenter i myke lagerlegeringer. Det enkle og derfor mobile elektronet i det ytre laget gjør alkalimetaller til utmerkede ledere av varme og elektrisitet. Legeringer av kalium og natrium, som forblir flytende over et bredt temperaturområde, brukes som varmevekslingsvæske i noen typer atomreaktorer og brukes på grunn av de høye temperaturene i en atomreaktor til å produsere damp. Metallisk natrium i form av forsyningsskinner brukes i elektrokjemisk teknologi for å overføre høyeffektstrømmer. Litiumhydrid LiH er en praktisk kilde til hydrogen som frigjøres når hydridet reagerer med vann. Litiumaluminiumhydrid LiAlH4 og litiumhydrid brukes som reduksjonsmidler i organisk og uorganisk syntese. På grunn av sin lille ioniske radius og tilsvarende høye ladningstetthet er litium aktiv i reaksjoner med vann, derfor er litiumforbindelser svært hygroskopiske, og litiumklorid LiCl brukes til å tørke luft ved drift av enheter. Alkalimetallhydroksider er sterke baser, svært løselige i vann; de brukes til å skape et alkalisk miljø. Natriumhydroksid, som det billigste alkaliet, er mye brukt (mer enn 2,26 millioner tonn forbrukes per år i USA alene).
Litium. Det letteste metallet, det har to stabile isotoper med atommasse 6 og 7; Den tunge isotopen er mer vanlig, dens innhold er 92,6% av alle litiumatomer. Litium ble oppdaget av A. Arfvedson i 1817 og isolert av R. Bunsen og A. Mathiesen i 1855. Det brukes i produksjon av termonukleære våpen (hydrogenbomber), for å øke hardheten til legeringer og i farmasøytiske produkter. Litiumsalter brukes til å øke hardheten og den kjemiske motstanden til glass, i alkalisk batteriteknologi, og for å binde oksygen under sveising.
Natrium. Kjent siden antikken, ble det isolert av H. Davy i 1807. Det er et mykt metall dets forbindelser som alkali (natriumhydroksid NaOH), natron (natriumbikarbonat NaHCO3) og soda (natriumkarbonat Na2CO3) er mye brukt. Metall brukes også i form av damper i svake gassutladningslamper for gatebelysning.
Kalium. Kjent siden antikken, ble den også isolert av H. Davy i 1807. Kaliumsalter er velkjente: kaliumnitrat (kaliumnitrat KNO3), kaliumkarbonat (kaliumkarbonat K2CO3), kaustisk kalium (kaliumhydroksid KOH), etc. Kaliummetall også finner ulike bruksområder i teknologier for varmeoverføringslegeringer.
Rubidium ble oppdaget ved spektroskopi av R. Bunsen i 1861; inneholder 27,85 % radioaktivt rubidium Rb-87. Rubidium, som andre metaller i undergruppe IA, er kjemisk svært reaktive og må lagres under et lag med olje eller parafin for å unngå oksidasjon av atmosfærisk oksygen. Rubidium har en rekke bruksområder, inkludert solcelleteknologi, radiovakuumenheter og legemidler.
Cesium. Cesiumforbindelser er utbredt i naturen, vanligvis i små mengder sammen med forbindelser av andre alkalimetaller. Mineralet forurenset silikat inneholder 34 % cesiumoksid Cs2O. Grunnstoffet ble oppdaget av R. Bunsen ved hjelp av spektroskopi i 1860. Hovedbruken av cesium er produksjon av solceller og elektronrør en av de radioaktive isotopene til cesium, Cs-137, brukes i stråleterapi og vitenskapelig forskning.
Franc. Det siste medlemmet av alkalimetallfamilien, francium, er så radioaktivt at det ikke finnes i mer enn spormengder i jordskorpen. Informasjon om francium og dets forbindelser er basert på studiet av en ubetydelig mengde av det, kunstig oppnådd (i en høyenergiakselerator) under a-forfallet av aktinium-227. Den lengstlevende isotopen 22387Fr forfaller på 21 minutter til 22388Ra og b-partikler. Som et grovt estimat er den metalliske radiusen til francium 2,7. Francium har de fleste egenskapene som er karakteristiske for andre alkalimetaller og er preget av høy elektrondonerende aktivitet. Det danner løselige salter og hydroksid. I alle forbindelser viser francium oksidasjonstilstand I.
Colliers leksikon. – Åpent samfunn. 2000 .