Posebna (popravljalna)
splošni internat za slepe
in slabovidni otroci v Permu
Povzetek dokončan
Učenci 10. razreda
Ponomarev Oleg,
Koršunov Artem
Nadzornik:
L.J. Zakharova,
učiteljica kemije
Perm
Uvod
Splošne značilnosti elementov skupine I A-skupine
4 – 10
1.1. Zgodovina odkritja in razširjenosti alkalijskih kovin v naravi
4 – 5
5 - 6
6 – 8
8 – 9
9 – 10
Biološka vloga elementov skupine I A-skupina. Njihova uporaba v medicini
11 – 17
Poti vnosa alkalijskih kovin v človeško telo
18 – 21
Praktično delo
22 – 23
zaključki
24 – 25
Rabljene knjige
Uvod
Že zdavnaj je prišel čas, ko bi moral vsak pomisliti na svoje zdravje in ne le na svoje. Znanja, ki ga pridobimo v šoli, na primer pri kemiji, redko uporabljamo v vsakdanjem življenju. Vendar lahko prav ta tema postane vir znanja o našem zdravju. Zahvaljujoč kemiji izvemo, kako snovi našega planeta vplivajo na vitalne procese v telesu in nasploh na samo človeško življenje, kaj je za nas koristno in v kakšnih količinah ter na koncu, kaj je škodljivo in v kakšni meri.
Človeško telo je kompleksen kemični sistem, ki ne more delovati samostojno, brez povezave z okoljem. Dokazano je, da so v živem organizmu prisotni skoraj vsi kemični elementi: nekateri so makroelementi, vsebnost drugih pa je zanemarljiva, to so mikroelementi. Poti, po katerih elementi vstopajo v telo, so različni, njihov vpliv na telo je različen, vendar ima vsak svojo biološko vlogo.
Nemogoče je preučiti pomen vsakega elementa znotraj enega dela. Izbrali smo prvo skupino kemijskih elementov periodnega sistema D.I.
Tarča te študije – proučevanje biološke vloge alkalijskih kovin za človeško telo.
V zvezi s tem smo se odločili, da pojasnimo naslednja vprašanja za vsako kovino skupine IA:
splošne značilnosti in strukturne značilnosti atomov vsakega elementa ter lastnosti snovi, ki jih tvorijo;
prisotnost elementa v telesu;
potrebe telesa po njem;
učinek presežka in pomanjkanja elementa na zdravje ljudi;
naravni viri;
metode za odkrivanje elementa.
1. Splošne značilnosti elementov skupine I A-skupine
Pika
skupina
IN I A-skupina vključuje s-elemente - alkalijske kovine, ki so izjemno pomembne za normalno življenje živali in ljudi. Najpomembnejša za organizem sta makroelementa natrij in kalij.
3Li
11 Na
19K
37 Rb
55 Cs
87 Fr
1.1. Zgodovina odkritja in razširjenosti v naravi
alkalijske kovine
Ime "alkalijske kovine" je posledica dejstva, da so hidroksidi dveh glavnih predstavnikov te skupine - natrija in kalija - že dolgo znani kot alkalije. Iz teh alkalij, ki jih je izpostavil elektrolizi v staljenem stanju, je G. Davy leta 1807 prvič prejel prosti kalij in natrij. J. Berzelius je predlagal, da bi element št. 11 imenovali natrij (iz arabščine natrun- soda), element št. 19 pa so po Gilbertovem predlogu poimenovali kalij (iz arab. alkalija– alkalije).
Preostale kovine so znanstveniki pozneje izolirali iz spojin. Litij je leta 1817 odkril švedski kemik I. Arfvedson, na predlog J. Berzeliusa pa so ga poimenovali litij (iz grščine litos- kamen), ker Za razliko od kalija, ki je bil do takrat le v rastlinskem pepelu, so ga našli v kamnu.
Rubidij je bil izoliran leta 1861, cezij pa leta 1860. Francij je bil leta 1939 pridobljen umetno. Francoski raziskovalec M. Pere med razpadom aktinija je radioaktivni element.
Zaradi zelo lahke oksidacije se alkalijske kovine v naravi pojavljajo izključno v obliki spojin. Nekatere njihove naravne spojine, zlasti natrijeve in kalijeve soli, so precej razširjene; najdemo jih v številnih mineralih, rastlinah in naravnih vodah.
Natrij in kalij sta pogosta elementa: vsebnost vsakega od njiju v zemeljski skorji je približno 2% teže. Obe kovini najdemo v različnih mineralih in silikatnih rovih.
Natrijev klorid NaCl se nahaja v morski vodi in tvori debele usedline kamene soli na mnogih mestih po svetu. Zgornje plasti teh usedlin včasih vsebujejo precejšnje količine kalija, predvsem v obliki klorida KCl ali dvojnih soli z natrijem in magnezijem KCl ∙MgCl 2. Vendar so velika kopičenja kalijevih soli industrijskega pomena redka. Najpomembnejša med njimi so Solikamska nahajališča (silvinit) v Rusiji, Strassfurtska nahajališča v Nemčiji in Alzaška nahajališča v Franciji.
Nahajališča natrijevega nitrata NaNO 3 se nahajajo v Čilu. Voda številnih jezer vsebuje sodo Na 2 CO 3 . Nazadnje, ogromne količine natrijevega sulfata Na 2 SO 4 najdemo v zalivu Kara-Bogaz-Gol v Kaspijskem morju, kjer se ta sol v zimskih mesecih odlaga v debeli plasti na dnu.
Litij, rubidij in cezij so veliko manj pogosti kot natrij in kalij. Najpogostejši je litij, vendar minerali, ki ga vsebujejo, redko tvorijo velike akumulacije. Rubidij in cezij najdemo v majhnih količinah v nekaterih litijevih mineralih.
V naravi najdemo frank v neznatnih količinah (na celi zemeljski obli ga je komaj 500 g), pridobivajo ga umetno.
1.2. Zgradba in lastnosti atomov alkalijskih kovin
Elektronska formula valenčne lupine atomov alkalijskih kovin je ns 1, tj. atomi teh elementov imajo vsak po en valenčni elektron v s podnivoju zunanje energijske ravni. Skladno s tem je stabilno oksidacijsko stanje alkalnih kovin +1.
Vsi elementi skupine IA so po lastnostih zelo podobni, kar je razloženo s podobno strukturo ne le valenčne elektronske lupine, temveč tudi zunanje (z izjemo litija).
Ko se polmer atoma v skupini Li – Na – K – Rb – Cs – Fr poveča, vez med valenčnim elektronom in jedrom oslabi. Skladno s tem se v tej seriji ionizacijska energija atomov alkalijskih kovin zmanjša.
Atomi alkalijskih kovin, ki imajo en elektron v svojih valenčnih lupinah, ki se nahajajo na veliki razdalji od jedra, zlahka oddajo elektron. To povzroča nizko ionizacijsko energijo. Kot posledica ionizacije nastanejo kationi E +, ki imajo stabilno elektronsko konfiguracijo atomov žlahtnih plinov.
Tabela prikazuje nekatere lastnosti atomov alkalijskih kovin.
Značilno
3 Li
11 Na
1 9K
37 Rb
55 Cs
87 Fr
Valenčni elektroni
2 s 1
3s 1
4s 1
5s 1
6s 1
7s 1
Molska masa, g/mol
23,0
39,1
85,5
132,9
Kovinski polmer atoma, pm
Kristalni radij atoma, pm
Ionizacijska energija,
kJ/mol
Alkalijske kovine so najbolj tipični predstavniki kovin: njihove kovinske lastnosti so še posebej izrazite.
1.3. Alkalijske kovine so enostavne snovi
Srebrnobele mehke snovi (rezane z nožem), z značilnim leskom na sveže odrezani površini. Ko je izpostavljena zraku, sijoča površina kovine takoj postane motna zaradi oksidacije.
Vsi so lahki in taljivi, njihova gostota pa se praviloma poveča od Li do Cs, tališče pa se, nasprotno, zmanjša.
Značilno
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Gostota, g/cm3
0,53
0,97
0,86
1,53
Trdota (diamant = 10)
Električna prevodnost (Hg = 1)
11,2
13,6
Tališče, C
Vrelišče, C
1350
Standardni potencial elektrode, V
3,05
2,71
2,92
2,93
2,92
Koordinacijska številka
4, 6
4, 6
6, 8
Vse alkalijske kovine imajo negativen standardni redoks potencial, velik v absolutni vrednosti. To jih označuje kot zelo močne reducente. Le litij je v kemijski aktivnosti nekoliko slabši od mnogih kovin.
Kljub podobnosti lastnosti se natrij in predvsem litij razlikujeta od drugih alkalijskih kovin. Slednje je predvsem posledica znatne razlike v polmerih njihovih atomov in zgradbi elektronskih lupin.
Alkalijske kovine so med kemično najbolj aktivnimi elementi. Kemična aktivnost alkalijskih kovin se naravno povečuje z naraščanjem atomskega polmera.
Li Na K Rb Cs Fr
Kemična aktivnost se poveča
Polmer atoma se poveča
Alkalijske kovine aktivno sodelujejo s skoraj vsemi nekovinami.
Pri interakciji s kisikom litij tvori oksid Li 2 O, preostale alkalijske kovine pa perokside Na 2 O 2 in superokside KO 2, RbO 2, CsO 2. Na primer:
4Li (t) + O 2 (g) = 2Li 2 O (t)
2Na (t) + O 2 (g) = Na 2 O 2 (t)
K (t) + O 2 (g) = KO 2 (t)
Alkalijske kovine reagirajo aktivno s halogeni, ki tvori EG halogenide; z žveplom- s tvorbo sulfidov E 2 S. Alkalijske kovine, z izjemo litija, ne reagirajo neposredno z dušikom.
2E(t) + Cl 2 (g) = 2ECl (t)
2E(t) + S (t) = E 2 S (t)
Vse alkalijske kovine reagirajo neposredno z vodo, ki tvori EON hidrokside - alkalije in reducira vodo v vodik:
2E (t) + 2H 2 O (l) = 2EON (r) + H 2 (g)
Intenzivnost interakcije z vodo se znatno poveča v seriji Li-Cs.
Redukcijska moč alkalijskih kovin je tako velika, da lahko reducirajo celo vodikove atome in jih spremenijo v negativno nabite H - ione. Tako pri segrevanju alkalijskih kovin v curku vodik njihove hidride dobimo npr.
2E(t) + N 2 (g) = 2EN
1.4. Uporaba alkalijskih kovin
Alkalijske kovine in njihove spojine se pogosto uporabljajo v tehnologiji.
Litij se uporablja v jedrski energiji. Zlasti izotop 6 Li služi kot industrijski vir za proizvodnjo tritija, izotop 7 Li pa se uporablja kot hladilno sredstvo v uranovih reaktorjih. Zaradi sposobnosti litija, da se enostavno veže z vodikom, dušikom, kisikom in žveplom, se uporablja v metalurgiji za odstranjevanje sledi teh elementov iz kovin in zlitin.
Litij in njegove spojine se uporabljajo tudi kot gorivo za rakete. Maziva, ki vsebujejo litijeve spojine, ohranijo svoje lastnosti v širokem temperaturnem območju. Litij se uporablja v keramični, steklarski in drugi kemični industriji. Na splošno je ta kovina po pomenu v sodobni tehnologiji eden najpomembnejših redkih elementov.
Cezij in rubidij se uporabljata za izdelavo sončnih celic. Te naprave, ki pretvarjajo sevalno energijo v energijo električnega toka in temeljijo na pojavu fotoelektričnega učinka, uporabljajo sposobnost atomov cezija in rubidija, da odcepijo valenčne elektrone, ko so izpostavljeni sevalni energiji na kovini.
Najpomembnejša področja uporabe natrija so jedrska energija, metalurgija in industrija organske sinteze.
V jedrski energiji se natrij in njegova zlitina s kalijem uporabljata kot tekoče kovinsko hladilno sredstvo. Zlitina natrija s kalijem, ki vsebuje 77,2% kalija, je v tekočem stanju v širokem temperaturnem območju, ima visok koeficient toplotnega prenosa in ne deluje z večino konstrukcijskih materialov.
V metalurgiji se z natrijevo termično metodo pridobivajo številne ognjevzdržne kovine. Poleg tega se natrij uporablja kot dodatek za krepitev svinčevih zlitin.
V industriji organske sinteze se natrij uporablja pri proizvodnji številnih snovi. Služi tudi kot katalizator pri proizvodnji nekaterih organskih polimerov.
Kalij je eden od elementov, potrebnih v znatnih količinah za prehrano rastlin. Čeprav je v tleh precej kalijevih soli, jih veliko odnesejo tudi nekatere kulturne rastline. Še posebej veliko kalija odnesejo lan, konoplja in tobak. Da bi nadomestili izgubo kalija iz tal, je treba v tla dodati kalijeva gnojila.
1.5. Spojine alkalijskih kovin
Oksidi E 2 O- trdne snovi. Imajo izrazite bazične lastnosti: medsebojno delujejo z vodo, kislinami in kislinskimi oksidi. Na primer:
E 2 O(t) + H 2 O(l) = 2EON (p)
Peroksidi in superoksidi E 2 O 2 in EO 2 alkalijske kovine so močni oksidanti. Natrijev peroksid in kalijev superoksid se uporabljata v zaprtih objektih (podmornice, vesoljska plovila) za absorpcijo ogljikovega dioksida in regeneracijo kisika:
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)
Natrijev peroksid se uporablja tudi za beljenje tkanin, volne, svile itd.
Alkalije– trdne, bele, zelo higroskopske kristalinične snovi, razmeroma taljive in dobro topne v vodi (z izjemo LiOH). Trdne alkalije in njihove koncentrirane raztopine jedko delujejo na tkanine, papir in živa tkiva zaradi dehidracije in alkalne hidrolize beljakovin. Zato delo z njimi zahteva zaščitne ukrepe. Zaradi močnega korozivnega učinka se te alkalije imenujejo jedke (NaOH - kavstična soda, kavstik, KOH - jedki kalij).
Alkalije se dobro raztopijo v vodi s sproščanjem velike količine toplote, kažejo izrazite lastnosti močnih topnih baz: medsebojno delujejo s kislinami, kislinskimi oksidi, solmi, amfoternimi oksidi in hidroksidi.
Kavstična soda se uporablja v velikih količinah za čiščenje naftnih derivatov. v papirni in tekstilni industriji, za proizvodnjo mila in vlaken.
Kavstični kalij je dražji in se redkeje uporablja. Njegovo glavno področje uporabe je proizvodnja tekočega mila.
Soli alkalijskih kovin– trdne kristalne snovi ionske strukture. Najpomembnejši med njimi so karbonati, sulfati in kloridi.
Večina soli alkalijskih kovin je dobro topnih v vodi (z izjemo litijevih soli: Li 2 CO 3, LiF, Li 3 PO 4).
S polibazičnimi kislinami alkalijske kovine tvorijo srednje (E 2 SO 4, E 3 PO 4, E 2 CO 3, E 2 SO 3 itd.) in kisle (ENSO 4, EN 2 PO 4, E 2 NPO 4, ENSO 3 itd.) soli.
Na 2 CO 3 - natrijev karbonat, tvori kristalni hidrat Na 2 CO 3 ∙10H 2 CO 3, znan kot kristalna soda, ki se uporablja pri proizvodnji stekla, papirja in mila. To je srednja sol.
V vsakdanjem življenju je bolj poznana kisla sol natrijev bikarbonat NaHCO 3, ki se uporablja v živilski industriji (soda bikarbona) in v medicini (soda bikarbona).
K 2 CO 3 - kalijev karbonat, tehnično ime - pepelika, uporablja se pri proizvodnji tekočega mila in za pripravo ognjevzdržnega stekla, pa tudi kot gnojilo.
Na 2 SO 4 ∙10H 2 O – kristalnohidrat natrijevega sulfata, strokovno ime Glauberjeva sol, uporablja se za proizvodnjo sode in stekla ter kot odvajalo.
NaCl - natrijev klorid ali kuhinjska sol je najpomembnejša surovina v kemični industriji in se pogosto uporablja v vsakdanjem življenju.
2. Biološka vloga s-elementov skupine IA. Njihova uporaba v medicini
Kemični element, E
10 -4 %
0,08%
0,23%
10 -5 %
10 -4 %
Alkalijske kovine so v obliki različnih spojin del človeških in živalskih tkiv.
Natrij in kalij sta vitalna elementa, ki sta stalno prisotna v telesu in sodelujeta pri presnovi. Tudi litij, rubidij in cezij so stalno prisotni v telesu, vendar je njihova fiziološka in biokemična vloga slabo razumljena. Lahko jih uvrstimo med elemente v sledovih.
V človeškem telesu se alkalijske kovine nahajajo v obliki kationa E +.
Podobnost elektronske strukture ionov alkalijskih kovin in posledično fizikalno-kemijskih lastnosti spojin določa tudi podobnost njihovega vpliva na biološke procese. Razlike v elektronski zgradbi določajo njihove različne biološke vloge. Na tej podlagi je mogoče napovedati obnašanje alkalijskih kovin v živih organizmih.
Tako se natrij in litij kopičita v zunajcelični tekočini, kalij, rubidij in cezij pa v znotrajcelični tekočini. Po biološkem delovanju sta si še posebej blizu litij in natrij. Na primer, zelo so si podobni po lastnostih aktivacije encimov.
Podobnost lastnosti natrija in litija določa njihovo medsebojno zamenljivost v telesu. V zvezi s tem se lahko s prekomernim vnosom natrijevih ali litijevih ionov v telo enakovredno nadomestijo. To je osnova za dajanje natrijevega klorida v primeru zastrupitve z litijevo soljo. V skladu z Le Chatelierjevim načelom se ravnotežje med natrijevimi in litijevimi ioni v telesu premakne v smeri izločanja Li + ionov, kar vodi do zmanjšanja njegove koncentracije in doseganja terapevtskega učinka.
Rubidij in cezij sta po fizikalnih in kemijskih lastnostih blizu kalijevim ionom, zato se v živih organizmih obnašata podobno. V proučevanih sistemih so kalij, rubidij in cezij sinergisti, z litijem pa antagonisti. Podobnost rubidija in kalija je osnova za vnos kalijevih soli v telo pri zastrupitvah z rubidijevimi solmi.
Natrij in kalij sta praviloma antagonista, v nekaterih primerih pa podobnost številnih fizikalno-kemijskih lastnosti določa njihovo izmenjavo v živih organizmih. Na primer, s povečanjem količine natrija v telesu se poveča izločanje kalija skozi ledvice, tj. Pojavi se hipokalemija.
Litij. Vsebnost litija v človeškem telesu je približno 70 mg (10 mmol). Litij je eden najdragocenejših mikroelementov ali, kot mu pravijo tudi minikovine. Litij so nekoč uporabljali za zdravljenje protina in ekcema. In leta 1971 V reviji »Medical News« se je pojavilo zanimivo sporočilo: na območjih, kjer pitna voda vsebuje velike količine litija, so ljudje prijaznejši in mirnejši, med njimi je manj nesramnežev in prepirljivcev, občutno manj je duševnih bolezni. Razkrite so bile psihotropne lastnosti te kovine. Litij so začeli uporabljati pri depresiji, hipohondriji, agresivnosti in celo odvisnosti od drog.
Vendar pa je litij lahko "dober" in "zloben". Obstajajo primeri, ko je med injiciranjem litija prišlo do močne presnovne motnje in resne posledice tega so neizogibne.
Litijeve spojine pri višjih živalih so koncentrirane v jetrih, ledvicah, vranici, pljučih, krvi in mleku. Največja količina litija se nahaja v človeških mišicah. Biološka vloga litija kot elementa v sledovih še ni povsem pojasnjena.
Dokazano je, da na ravni celičnih membran litijevi ioni tekmujejo z natrijevimi ioni pri vstopu v celice. Očitno je zamenjava natrijevih ionov v celicah z litijevimi ioni povezana z večjo kovalentnostjo litijevih spojin, zaradi česar so te bolje topne v fosfolipidih.
Ugotovljeno je bilo, da nekatere litijeve spojine pozitivno vplivajo na bolnike z manično depresijo. Absorbirani iz prebavil se litijevi ioni kopičijo v krvi. Ko koncentracija litijevih ionov doseže 0,6 mmol/l in več, pride do zmanjšanja čustvene napetosti in oslabitve manične vznemirjenosti. Vsebnost litijevih ionov v krvni plazmi pa je treba strogo nadzorovati. V primerih, ko koncentracija litijevih ionov presega 1,6 mmol/l, so možni negativni pojavi.
Zdaj je znano, da ima litij poleg psihotropnih učinkov tudi lastnosti preprečevanja skleroze, bolezni srca in do neke mere diabetesa in hipertenzije. Magneziju »pomaga« pri njegovi protisklerotični zaščiti.
Konec leta 1977 Objavljeni so bili rezultati študij, izvedenih na krakovski hematološki kliniki. Študije so bile posvečene vplivu litija na hematopoetski sistem. Izkazalo se je, da ta mikroelement aktivira delovanje celic kostnega mozga, ki še niso umrle. Odkritje bi lahko imelo pomembno vlogo v boju proti krvnemu raku. Raziskave še potekajo. Rad bi verjel, da bodo njihovi rezultati ljudem prinesli neprecenljivo pomoč.
Natrij. Vsebnost natrija v človeškem telesu, ki tehta 70 kg, je približno 60 g (2610 mmol). Od te količine je 44 % natrija v zunajcelični tekočini in 9 % v znotrajcelični tekočini.
Preostala količina natrija se nahaja v kostnem tkivu, ki je mesto odlaganja Na+ ionov v telesu. Približno 40% natrija, ki ga vsebuje kostno tkivo, je vključenih v presnovne procese, zaradi česar je okostje bodisi darovalec ali akceptor natrijevih ionov, kar pomaga vzdrževati konstantno koncentracijo natrijevih ionov v zunajcelični tekočini.
Natrij je glavni zunajcelični ion. Človeško telo vsebuje natrij v obliki njegovih topnih soli, predvsem NaCl klorida, Na 3 PO 4 fosfata in NaHCO 3 bikarbonata.
Natrij se porazdeli po vsem telesu: v krvnem serumu, cerebrospinalni tekočini, očesni tekočini, prebavnih sokovih, žolču, ledvicah, koži, kostnem tkivu, pljučih, možganih.
Natrijevi ioni igrajo pomembno vlogo pri zagotavljanju konstantnosti notranjega okolja človeškega telesa, sodelujejo pri vzdrževanju stalnega osmotskega tlaka biotekočine in zagotavljajo kislinsko-bazično ravnovesje telesa. Natrijevi ioni sodelujejo pri uravnavanju ionske izmenjave in vplivajo na delovanje encimov. Natrijev ion skupaj s kalijevimi, magnezijevimi, kalcijevimi in klorovimi ioni sodeluje pri prenosu živčnih impulzov skozi membrane živčnih celic in vzdržuje normalno razdražljivost mišičnih celic.
Ko se spremeni vsebnost natrija v telesu, pride do motenj v delovanju živčnega, srčno-žilnega in drugih sistemov, gladkih in skeletnih mišic. Natrijev klorid NaCl služi kot glavni vir klorovodikove kisline za želodčni sok.
Natrij pride v človeško telo predvsem v obliki kuhinjske soli NaCl. Resnična dnevna potreba telesa po natriju je 1 g, čeprav povprečna poraba tega elementa doseže 4 - 7 g.
Nenehno prekomerno uživanje NaCl prispeva k pojavu hipertenzije. V telesu zdravega človeka se vzdržuje ravnovesje med količino zaužitega in izločenega natrija. Približno 90 % zaužitega natrija se izloči z urinom, preostanek pa z znojem in blatom.
Torej, če povzamemo: natrijevi ioni imajo pomembno vlogo:
za zagotovitev osmotske homeostaze
zagotoviti kislinsko-bazično ravnovesje telesa
pri uravnavanju presnove vode
pri delu encimov
pri prenosu živčnih impulzov
pri delu mišičnih celic
Izotonična raztopinaNaCI (0,9%) za injiciranje, dajemo ga subkutano, intravenozno in v klistirju pri dehidraciji in zastrupitvi, uporabljamo pa ga tudi za izpiranje ran, oči, nosne sluznice ter za raztapljanje različnih zdravil.
Hipertonične raztopineNaCI (3-5-10%) Uporablja se zunaj v obliki obkladkov in losjonov pri zdravljenju gnojnih ran. Uporaba takšnih obkladkov spodbuja po zakonu osmoze izločanje gnoja iz ran in plazmolizo bakterij (protimikrobni učinek). Za izpiranje želodca v primeru zastrupitve z AgNO 3 je peroralno predpisana 2-5% raztopina NaCl, ki se pretvori v rahlo topen in nestrupen srebrov klorid:
Ag + + CI - = AgCI (t)
Pitje sode(natrijev bikarbonat, soda bikarbona) NaHCO 3 se uporablja za različne bolezni, ki jih spremlja visoka kislost - acidoza (sladkorna bolezen itd.). Mehanizem za zmanjšanje kislosti je interakcija NaHCO 3 s kislimi produkti. V tem primeru nastanejo natrijeve soli organskih kislin, ki se v veliki meri izločijo z urinom, in ogljikov dioksid, ki zapusti telo z izdihanim zrakom:
NaHCO3 (p) + RCOOH (p) → RCOONa(p) + H 2 O(l) + CO 2 (g)
NaHCO 3 uporabljamo tudi pri povečani kislosti želodčnega soka, razjedah želodca in dvanajstnika. Pri jemanju NaHCO 3 pride do reakcije nevtralizacije odvečne klorovodikove kisline:
NaHCO 3 (s) + HCl (s) = NaCl (s) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
Upoštevati je treba, da je pri uporabi sode bikarbone treba biti previden, saj... lahko povzroči številne stranske učinke.
Raztopine sode bikarbone se uporabljajo kot izpiranje in izpiranje pri vnetnih boleznih oči in sluznice zgornjih dihalnih poti. Delovanje NaHCO 3 kot antiseptika temelji na dejstvu, da ima vodna raztopina sode zaradi hidrolize rahlo alkalne lastnosti:
NaHCO 3 + H 2 O ↔ NaOH + H 2 CO 3
Ko so mikrobne celice izpostavljene alkalijam, pride do obarjanja celičnih beljakovin in posledično do smrti mikroorganizmov.
Glauberjeva sol(natrijev sulfat) Na 2 SO 4 ∙10H 2 O uporabljamo kot odvajalo. Ta sol se počasi absorbira iz črevesja, kar vodi do dolgotrajnega vzdrževanja povečanega osmotskega tlaka v črevesni votlini. Zaradi osmoze se v črevesju kopiči voda, njena vsebina se utekočini, črevesno krčenje se okrepi, blato se hitreje izloča.
Boraks(natrijev tetraborat) Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O uporabljamo zunanje kot antiseptik za izpiranje, izpiranje in mazanje. antiseptični učinek boraksa je podoben učinku sode bikarbone in je povezan z alkalno reakcijo vodne raztopine te soli, pa tudi s tvorbo borove kisline:
Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O ↔ 4H 3 BO 3 + 2NaOH
Natrijev hidroksid v obliki 10% raztopine NaOH je vključen v sestavo silana, ki se uporablja v ortopedski praksi za ulivanje ognjevarnih modelov pri izdelavi trdnih protez iz zlitine kobalta in kroma.
Radioaktivni izotop 24Na se uporablja kot sledilnik za določanje hitrosti pretoka krvi, uporablja pa se tudi za zdravljenje nekaterih oblik levkemije.
kalij. Vsebnost kalija v človeškem telesu, ki tehta 70 kg, je približno 160 g (4090 mmol). Kalij je glavni znotrajcelični kation, ki predstavlja 2/3 celotnega števila aktivnih celičnih kationov. V večini primerov je kalij antagonist natrija.
Od celotne količine kalija v telesu se 98 % nahaja v celicah in le okoli 2 % v zunajcelični tekočini. Kalij se porazdeli po telesu. Njegova topografija: jetra, ledvice, srce, kostno tkivo, mišice, kri, možgani itd.
Kalijevi ioni K+ igrajo pomembno vlogo v fizioloških procesih:
krčenje mišic
pri normalnem delovanju srca
sodeluje pri prenosu živčnih impulzov
v reakcijah menjave
aktivira delo številnih encimov, ki se nahajajo v celici
uravnava kislinsko-bazično ravnovesje
Ima zaščitne lastnosti pred neželenimi učinki presežka natrija in normalizira krvni tlak. V telesu ljudi, ki uživajo veliko s kalijem bogate zelenjave – vegetarijancev – sta količina kalija in natrija v ravnovesju. Ti ljudje imajo najpogosteje nižji krvni tlak kot njihovi mesoljubni sodržavljani.
Ima antisklerotični učinek
Kalij ima sposobnost povečanja tvorbe urina
Odrasel človek s hrano običajno zaužije 2–3 g kalija na dan. Koncentracija kalijevih ionov v zunajcelični tekočini, vključno s plazmo, je običajno 3,5 - 5,5 mmol/l, koncentracija intracelularnega kalija pa 115 - 125 mmol/l.
Rubidij in cezij. Rubidij in cezij po vsebnosti v človeškem telesu uvrščamo med mikroelemente. Telo jih nenehno vsebuje, vendar njihova biološka vloga še ni pojasnjena.
Rubidij in cezij najdemo v vseh proučevanih organih sesalcev in ljudi. Ko vstopijo v telo s hrano, se hitro absorbirajo iz prebavil v kri. Povprečna vsebnost rubidija v krvi je 2,3-2,7 mg/l, njegova koncentracija v eritrocitih pa je skoraj trikrat večja kot v plazmi. Rubidij in cezij sta zelo enakomerno porazdeljena v organih in tkivih, rubidij pa se kopiči predvsem v mišicah, cezij pa vstopi v črevesje in se ponovno absorbira v njegovih padajočih delih.
Znana je vloga rubidija in cezija v nekaterih fizioloških procesih. Trenutno je ugotovljen stimulativni učinek teh elementov na funkcije obtočil in učinkovitost uporabe njihovih soli pri hipotenziji različnega izvora. V laboratoriju I. P. Pavlova je S. S. Botkin ugotovil, da cezijev in rubidijev klorid povzročata dolgotrajno zvišanje krvnega tlaka in da je ta učinek povezan predvsem s povečano srčno-žilno aktivnostjo in zoženjem perifernih žil.
Kot popolni analog kalija se rubidij kopiči tudi v znotrajcelični tekočini in lahko v različnih procesih nadomesti enakovredno količino kalija. Sinergizem (kemični) je hkratno kombinirano delovanje dveh (ali več) dejavnikov, za katerega je značilno, da tako združen učinek bistveno presega učinek vsake posamezne komponente. Rubidij je sinergist kalija in aktivira številne enake encime kot kalij.
Radioaktivna izotopa 137 Cs in 87 Rb se uporabljata pri radioterapiji malignih tumorjev, pa tudi pri študiju presnove kalija. Zaradi hitre razgradnje jih lahko celo vnašamo v telo brez strahu pred dolgoročnimi škodljivimi učinki.
Franc. Je umetno pridobljen radioaktivni kemični element. Obstajajo dokazi, da se francij lahko selektivno kopiči v tumorjih v najzgodnejših fazah njihovega razvoja. Ta opazovanja so lahko koristna pri diagnosticiranju raka.
torej Od elementov skupine IA so fiziološko aktivni Li, Rb, Cs, vitalna pa sta Na in K. Podobnost fizikalno-kemijskih lastnosti Li in Na se zaradi podobnosti elektronske zgradbe njunih atomov kaže tudi v biološkem delovanju kationov (kopičenje v zunajcelični tekočini, zamenljivost). Podobna narava biološkega delovanja kationov elementov dolgih obdobij - K +, Rb +, Cs + (kopičenje v znotrajcelični tekočini, zamenljivost) je tudi posledica podobnosti njihove elektronske strukture in fizikalno-kemijskih lastnosti. To je osnova za uporabo natrijevih in kalijevih pripravkov pri zastrupitvah z litijevimi in rubidijevimi solmi.
3. Poti vstopa alkalijskih kovin
v človeško telo
Poti, po katerih kemični elementi vstopajo v človeško telo, so različni:
Človek
V procesu evolucije od anorganskih do bioorganskih snovi je osnova za uporabo nekaterih kemijskih elementov pri ustvarjanju bioloških sistemov naravna selekcija.
Tabela prikazuje podatke o vsebnosti elementov skupine I A - alkalijskih kovin - v zemeljski skorji, morski vodi, rastlinskih in živalskih organizmih ter v človeškem telesu (masni delež v %).
Iz tabele je razvidno, da več kot je elementa v zemeljski skorji, več ga je v človeškem telesu.
Li
Na
K
Rb
Cs
Zemljina skorja
6,5∙10 -3
0,03
točni podatki
št
Tla
3∙10 -3
0,63
1,36
5∙10 -3
Morska voda
1,5∙10 -5
1,06
0,038
2∙10 -5
Rastline
1∙10 -5
0,02
5∙10 -4
Živali
10 -4
0,27
10 -5
Človek
10 -4
0,08
0,23
10 -5
10 -4
Alkalijski kovini, ki sta najbolj potrebni za človeško telo, sta natrij in kalij. Skoraj vsi elementi vstopajo v človeško telo predvsem s hrano.
Viri litija.
Litij najdemo v nekaterih mineralnih vodah, pa tudi v morski in kameni soli. Najdemo ga tudi v rastlinah, vendar njegova koncentracija, tako kot pri vseh mikroelementih, ni odvisna samo od vrste in dela rastline, temveč tudi od letnega časa in celo dneva, od pogojev nabiranja in vremena ter od območja. kjer ta rastlina raste.
Pri nas so litij preučevali zaposleni na Inštitutu za geokemijo akad. V.I. Vernadsky v Moskvi. Ugotovljeno je bilo, da so nadzemni deli rastlin bogatejši z litijem kot korenine. Največ litija najdemo v rastlinah iz družine vrtnic, nageljnovih žbic in nočnih senčnic, kamor spadata paradižnik in krompir. Čeprav je znotraj ene družine razlika v njeni vsebini lahko ogromna - nekaj desetkrat. To je odvisno od geografske lege in vsebnosti litija v tleh.
Viri natrija.
Natrij je prisoten v različnih prehranskih dopolnilih v obliki mononatrijevega glutamata (aroma), natrijevega saharina (sladilo), natrijevega nitrata (konzervans), natrijevega askorbata (antioksidant) in natrijevega bikarbonata (soda bikarbona), pa tudi v nekaterih zdravilih (antacidi). ). Vendar večina natrija v prehrani prihaja iz soli.
Raven NaCl je relativno nizka v vseh živilih, ki niso bila posebej obdelana. Vendar se sol že več stoletij uporablja kot konzervans in aroma. Uporablja se tudi kot barvilo, polnilo in za nadzor procesa fermentacije (na primer pri peki kruha). Zato ga dodajamo živilom, kot so šunka, klobase, slanina in drugi mesni izdelki, prekajene ribe in meso, konzervirana zelenjava, večina masla, margarina, sir, nesladkana živila, prigrizki in žitarice, ki jih uživamo doma. zajtrk.
Priporočeni vnos natrija je 1,5 grama v enem dnevu. Presežek soli v prehrani je povezan s povečano verjetnostjo raka na želodcu in je škodljiv za ledvice, še posebej, če imajo težave s sečili. Presežek soli je eden glavnih dejavnikov življenjskega sloga, ki vodi do hipertenzije. Če je hipertenzija asimptomatska, poveča tveganje za srčno-žilne bolezni in možgansko kap. Sedanje smernice za preprečevanje hipertenzije so pokazale, da mora biti najučinkovitejša dieta za preprečevanje in zdravljenje visokega krvnega tlaka nizka vsebnost natrija in maščob ter vključevati velike količine mlečnih izdelkov z nizko vsebnostjo maščob (vir kalcija) ter sadja in zelenjave. (vir kalija). Zato je pomembno, da spremenite prehrano kot celoto, namesto da se osredotočite na katero koli komponento prehrane. Drugi pomembni pozitivni dejavniki so telesna aktivnost in normalna telesna teža.
Ljudje z boleznijo ledvic in zelo majhni otroci ne morejo prenašati velikih količin natrija, ker ga ledvice ne morejo izločiti. Zato jedi majhnih otrok ne smete dodajati soli.
Po zakonu morajo oznake na živilih navajati vsebnost natrija, vendar nekateri proizvajalci tega pravila ne upoštevajo in navajajo količino soli.
Spomnimo se: " Namizna sol je lahko moteča naše zdravje!»
Viri kalija.
Najboljši vir kalija je rastlinska hrana. To so lubenice, melone, pomaranče, mandarine, banane, suho sadje (fige, marelice, šipek). Jagode, bogate s kalijem, vključujejo brusnice, jagode, črni in rdeči ribez. Veliko kalija je tudi v zelenjavi (predvsem krompirju), stročnicah, polnozrnatih izdelkih in rižu.
Reakcija telesa na pomanjkanje kalija.
Pri pomanjkanju kalija v telesu opazimo mišično oslabelost, letargijo črevesja in motnje delovanja srca.
"Nisem še vstal, že sem utrujen" - tako zdravnik figurativno in jasno opisuje pomanjkanje kalija v telesu. Nizka vsebnost kalija v telesu običajno vodi do astenije (duševna in fizična izčrpanost, utrujenost), okvarjenega delovanja ledvic in izčrpanosti nadledvične skorje. Obstaja tveganje za motnje presnovnih procesov in prevodnosti v miokardu.
Pomanjkanje kalija zmanjša zmogljivost, upočasni celjenje ran in vodi do motene živčno-mišične prevodnosti. Opaženi so suha koža, otopelost in šibkost las (to je resno zaskrbljujoče, zlasti pri ženskah in dekletih).
Ob naraščajočem stresu lahko pride do nenadne smrti. Prenos živčnih impulzov je slab. Diuretiki (diuretiki) zmanjšajo absorpcijo kalija. Pri pripravi hrane moramo biti pozorni na to, da so kalijeve spojine topne v vodi. Ta okoliščina zahteva, da izdelke, ki ga vsebujejo, operete, preden jih nasekljate in skuhate v majhni količini vode.
Mimogrede, tradicionalna medicina verjame, da je strastna želja po pitju alkohola povezana s pomanjkanjem kalija v telesu.
Za izločanje kalija kalijev klorid KCl 4-5 krat na dan po 1 g.
Reakcija telesa na presežek kalija.
S presežkom kalija v telesu so zavirane glavne funkcije srca: zmanjšanje razdražljivosti srčne mišice, upočasnitev srčnega utripa, poslabšanje prevodnosti in oslabitev sile srčnih kontrakcij. V visokih koncentracijah kalijevi ioni povzročijo srčni zastoj v diastoli (faza krčenja srčnih prekatov). Toksična doza kalija je 6 g. Kalijeve soli so lahko toksične za telo zaradi aniona, povezanega s kalijevim ionom, na primer KCN (kalijev cianid).
Za uravnavanje vsebnosti teh hranilnih snovi lahko upoštevate podatke, predstavljene v naslednji tabeli.
4. Praktični del
Izkušnja 1.Barvanje plamena s spojinami.
Ena od metod za kvalitativno odkrivanje spojin alkalijskih kovin temelji na njihovi sposobnosti, da obarvajo plamen gorilnika.
Raztopine soli alkalijskih kovin je treba vliti v epruvete. Operite železno žico v klorovodikovi kislini in jo nato prižgite v plamenu gorilnika.
Nato morate žico navlažiti z raztopino preskušane soli in jo dodati plamenu.
Soli, ki vsebujejo litijeve katione, kot tudi litij pobarvaj plamene rdeča barva, natrijevi kationi in kovina natrij- V rumena, kalijevi kationi in kovine kalij pobarvaj plamene vijolična barva. Za boljše opazovanje si lahko ogledate barvo skozi modro steklo.
Tako so bili ioni Li +, Na + in K + odkriti v raztopinah soli LiCl, NaCl, Na 2 CO 3, Na 2 SO 4, NaNO 3, KCl, KNO 3, K 2 CO 3.
Izkušnja 2.Interakcija alkalijskih kovin z vodo.
V kozarec vode dodajte kos kovine, temeljito očiščen oksidnega filma. Po raztapljanju kovine smo medij raztopine pregledali s fenolftaleinom.
Ta poskus izvedite s koščki litija, natrija in kalija. Najbolj aktivna je bila reakcija s kalijem, ki jo je spremljalo zgorevanje kalija, opažene so bile vijolične iskre in nastajanje plina. Natrij je reagiral z vodo in povzročil rumene iskre, medtem ko je litij reagiral najmirneje.
Nastale raztopine s fenolftaleinom so se obarvale škrlatno, kar kaže na prisotnost alkalije v raztopini.
2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Izkušnje 3. Hidroliza natrijevih in kalijevih soli.
Naravo okolja solne raztopine preučujemo z uporabo kislinsko-baznih indikatorjev.
Univerzalni indikatorski papirčki, potopljeni v raztopine soli alkalijskih kovin, ki jih tvorita šibki kislini Na 2 CO 3 in K 2 CO 3, so postali modri, kar kaže na alkalno reakcijo raztopin. v raztopinah je prišlo do hidrolize - interakcija soli z molekulami vode:
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
Raztopine soli močnih kislin NaNO 3, KNO 3, NaCl, KCl, LiCl so pokazale nevtralno okolje (barva indikatorskega papirja se ni spremenila), kar pomeni, da ne pride do hidrolize teh soli.
zaključki
Zakaj je tako pomembno poznati vsebnost kemičnih elementov v telesu?
Kemični elementi se za razliko od mnogih organskih snovi ne sintetizirajo v telesu, ampak prihajajo od zunaj s hrano, zrakom, skozi kožo in sluznico. Zato vam določanje kemičnih elementov omogoča, da ugotovite:
koliko vaše telo ustreza idealu (mimogrede, približno 20% ljudi nima nobenih odstopanj in tako živi v harmoniji z naravo);
Ali jeste pravilno, ali vaša prehrana zagotavlja potreben nabor hranil;
Ali slabe navade škodujejo telesu?
kako varno je okolje, v katerem živite; hrana, ki jo jeste; Vaše delovno mesto;
poskrbite, da vaš želodec, črevesje, jetra, ledvice, koža dobro delujejo, uravnavajo procese absorpcije in izločanja hranil;
Ali imate kakšne kronične bolezni ali nagnjenost k njim?
Ali ste pravilno obravnavani?
Katere bolezni so najbolj povezane z elementarnim neravnovesjem?
Najprej je to:
zmanjšana imuniteta;
bolezni kože, las, nohtov;
skolioza, osteoporoza, osteohondroza;
hipertenzija;
alergije, vključno z bronhialno astmo;
sladkorna bolezen, debelost;
bolezni srčno-žilnega sistema;
krvne bolezni (anemija);
črevesna disbioza, kronični gastritis, kolitis;
neplodnost, zmanjšana potenca pri moških;
oslabljena rast in razvoj pri otrocih.
Dolgoletne izkušnje zdravnikov kažejo, da ima več kot 80% prebivalstva bolj ali manj izrazito neravnovesje mikroelementov. Zato, če imate , na to bi morali biti pozorni!
Številni znanstveniki verjamejo, da v živem organizmu niso le prisotni vsi kemični elementi, ampak vsak od njih opravlja določeno biološko funkcijo.
Razjasnili smo biološko vlogo le ene skupine kemijskih elementov. Alkalijske kovine so tako kot večina drugih izjemno pomembne za zdravje ljudi. Za zdravje ljudi je zelo pomembno vzdrževati optimalno koncentracijo vsakega elementa: škodljiva sta tako pomanjkanje elementa kot njegov presežek.
Stabilnost kemične sestave telesa je eden najpomembnejših in obveznih pogojev za njegovo normalno delovanje. .
Obstaja napačno, čeprav razširjeno mnenje o možnosti popravljanja neravnovesja v elementarni sestavi človeškega telesa z obogatitvijo prehrane z nekaterimi izdelki, ki vsebujejo potrebne mineralne elemente. Vendar je treba upoštevati, da je prisotnost potrebnih makro- in mikroelementov v hrani in vodi (kar je še posebej očitno pri prebivalcih podeželskih območij) v veliki meri odvisna od tako imenovanega "lokalnega biogeokemijskega cikla" elementov, ki določa vsebnost makro- in mikroelementov v prehrani rastlin in živali.
Pomanjkanje ali presežek določenih elementov v človeškem telesu je praviloma posledica pomanjkanja ali presežka teh elementov v prehranjevalni verigi: od zemlje do rastlin in živali do človeka. Ko pride do pomanjkanja katerega koli elementa, korekcija prehrane ni dovolj, tudi če se za ta namen uporabljajo proizvodi iz drugih regij, katerih tla so obogatena s potrebnim mikroelementom.
Samo individualni izbor posebnih mineralnih in drugih pripravkov, namenjenih normalizaciji ravnovesja mikroelementov v telesu, bo resnično in učinkovito pomagal pri razvoju patološkega stanja.
Na koncu predstavljamo zapovedi tradicionalne in znanstvene medicine, ki bi jih moral poznati vsak:
Vse je povezano z vsem.
Vse mora nekam iti.
Narava ve najbolje.
Nič ni zastonj.
Rabljene knjige
1. Gabrielyan O.S. Kemija, 9. razred, Učbenik za vzgojno-izobraževalne ustanove. - M. "Bustard", 2001
2. Glinka N.L. Splošna kemija, Učbenik za univerze. - L. "Kemija", 1983
3. Splošna kemija. Kemija biogenih elementov. Učbenik za med. specialist. klic. Yu.A. Ershov in drugi - M. "Višja šola", 1993
4. Sychev A.P., Fadeev G.N. Kemija kovin. Vadnica. – M. “Razsvetljenje”, 1984
5. MHTML. naredi c ument. integrirana lekcija "Alkalijske kovine". Festival "Odprta lekcija", 2003
6.
7.
Alkalijske kovine- to so elementi 1. skupine periodnega sistema kemijskih elementov (po zastareli klasifikaciji - elementi glavne podskupine skupine I): litij Li, natrij ne, kalij K, rubidij Rb, cezij Cs, Francija Fr, in malodušen Uue. Ko se alkalijske kovine raztopijo v vodi, nastanejo topni hidroksidi, imenovani alkalije.
Kemijske lastnosti alkalijskih kovin
Zaradi visoke kemijske aktivnosti alkalijskih kovin do vode, kisika, včasih celo dušika (Li, Cs), so shranjene pod plastjo kerozina. Za izvedbo reakcije z alkalno kovino se kos zahtevane velikosti previdno odreže s skalpelom pod plastjo kerozina, površina kovine se temeljito očisti v atmosferi argona iz produktov njegove interakcije z zrakom, in šele nato se vzorec postavi v reakcijsko posodo.
1. Interakcija z vodo. Pomembna lastnost alkalnih kovin je njihova visoka aktivnost proti vodi. Najbolj mirno (brez eksplozije) litij reagira z vodo:
Ko se izvede podobna reakcija, natrij gori z rumenim plamenom in pride do majhne eksplozije. Kalij je še bolj aktiven: v tem primeru je eksplozija veliko močnejša, plamen pa je obarvan vijolično.
2. Interakcija s kisikom. Produkti zgorevanja alkalijskih kovin v zraku imajo različne sestave, odvisno od aktivnosti kovine.
· Samo litij gori na zraku in tvori oksid stehiometrične sestave:
· Pri gorenju natrij v glavnem Na 2 O 2 peroksid nastane z majhno primesjo NaO 2 superoksida:
· V produktih zgorevanja kalij, rubidij in cezij vsebuje predvsem superokside:
Za pridobivanje natrijevega in kalijevega oksida se mešanice hidroksida, peroksida ali superoksida s presežkom kovine segrejejo v odsotnosti kisika:
Za kisikove spojine alkalijskih kovin je značilen naslednji vzorec: s povečanjem polmera kationa alkalijskih kovin se poveča stabilnost kisikovih spojin, ki vsebujejo peroksidni ion O 2 2− in superoksidni ion O 2−.
Za težke alkalijske kovine je značilna tvorba dokaj stabilnih ozonide sestava EO 3. Vse kisikove spojine imajo različne barve, katerih intenzivnost se poglablja v seriji od Li do Cs:
Oksidi alkalijskih kovin imajo vse lastnosti bazičnih oksidov: reagirajo z vodo, kislimi oksidi in kislinami:
Peroksidi in superoksidi kažejo lastnosti močnega oksidanti:
Peroksidi in superoksidi intenzivno sodelujejo z vodo in tvorijo hidrokside:
3. Medsebojno delovanje z drugimi snovmi. Alkalijske kovine reagirajo z mnogimi nekovinami. Pri segrevanju se združijo z vodikom, da tvorijo hidride, s halogeni, žveplom, dušikom, fosforjem, ogljikom in silicijem, da nastanejo oz. halogenidi, sulfidi, nitridi, fosfidi, karbidi in silicidi:
Pri segrevanju lahko alkalijske kovine reagirajo z drugimi kovinami in tvorijo intermetalne spojine. Alkalijske kovine aktivno (eksplozivno) reagirajo s kislinami.
Alkalijske kovine se raztopijo v tekočem amoniaku in njegovih derivatih - aminih in amidih:
Pri raztapljanju v tekočem amoniaku alkalijska kovina izgubi elektron, ki ga raztopijo molekule amoniaka in daje raztopini modro barvo. Nastali amidi se zlahka razgradijo z vodo, da nastanejo alkalije in amoniak:
Alkalijske kovine medsebojno delujejo z organskimi snovmi, alkoholi (pri čemer nastanejo alkoholati) in karboksilnimi kislinami (pri čemer nastanejo soli):
4. Kvalitativno določanje alkalijskih kovin. Ker so ionizacijski potenciali alkalnih kovin majhni, se pri segrevanju kovine ali njenih spojin v plamenu atom ionizira in obarva plamen v določeno barvo:
Barvanje plamena z alkalnimi kovinami
in njihove povezave
Zemljoalkalijske kovine.
Zemljoalkalijske kovine- kemični elementi II. skupine periodnega sistema elementov: berilij, magnezij, kalcij, stroncij, barij in radij.
Fizične lastnosti
Vse zemeljskoalkalijske kovine so sive snovi, ki so pri sobni temperaturi trdne. Za razliko od alkalijskih kovin so bistveno trše in jih ni mogoče rezati z nožem (izjema je stroncij). Gostota zemeljskoalkalijskih kovin z atomskim številom narašča, čeprav je rast jasno opazna šele začenši s kalcijem, ki ima med njimi najmanjšo gostoto (ρ = 1,55 g/cm³), najtežji je radij, katerega gostota je približno enaka gostota železa.
Kemijske lastnosti
Zemljoalkalijske kovine imajo elektronsko konfiguracijo zunanje energijske ravni ns², in so s-elementi, skupaj z alkalijskimi kovinami. Ker imajo dva valenčna elektrona, jih zemeljskoalkalijske kovine zlahka oddajo in imajo v vseh spojinah oksidacijsko stanje +2 (zelo redko +1).
Kemična aktivnost zemeljskoalkalijskih kovin narašča z naraščanjem atomskega števila. Berilij v svoji kompaktni obliki ne reagira s kisikom ali halogeni niti pri rdečih temperaturah (do 600 °C; reakcije s kisikom in drugimi halkogeni zahtevajo še višjo temperaturo, fluor je izjema). Magnezij je pri sobni temperaturi in višjih temperaturah (do 650 °C) zaščiten z oksidnim filmom in ne oksidira naprej. Kalcij počasi in globoko oksidira pri sobni temperaturi (ob prisotnosti vodne pare), z rahlim segrevanjem gori v kisiku, vendar je stabilen na suhem zraku pri sobni temperaturi. Stroncij, barij in radij hitro oksidirajo na zraku in tvorijo mešanico oksidov in nitridov, zato so tako kot alkalijske kovine (in kalcij) shranjeni pod plastjo kerozina.
Oksidi in hidroksidi zemeljskoalkalijskih kovin povečajo svoje bazične lastnosti z naraščanjem atomskega števila: Be(OH) 2 je amfoteren, v vodi netopen hidroksid, vendar topen v kislinah (kisle lastnosti pa kaže tudi v prisotnosti močnih alkalij), Mg(OH) 2 - šibka baza, netopna v vodi, Ca(OH) 2 - močna, a slabo topna baza v vodi, Sr(OH) 2 - bolj topen v vodi kot kalcijev hidroksid, močna baza (alkalije) pri visokih temperaturah blizu do vrelišča vode (100 °C), Ba(OH) 2 je močna baza (alkalija), ki po moči ni slabša od KOH ali NaOH, Ra(OH) 2 pa je ena najmočnejših alkalij, zelo jedka snov
Biti v naravi
Vse zemeljskoalkalijske kovine najdemo (v različnih količinah) v naravi. Zaradi visoke kemične aktivnosti jih ne najdemo v prostem stanju. Najpogostejša zemeljskoalkalijska kovina je kalcij, katerega delež je 3,38 % (glede na maso zemeljske skorje). Je nekoliko slabši od magnezija, katerega količina je 2,35% (od mase zemeljske skorje). Barij in stroncij sta prav tako pogosta v naravi, saj predstavljata 0,05 oziroma 0,034 % mase zemeljske skorje. Berilij je redek element, katerega količina je 6·10−4% mase zemeljske skorje. Kar se tiče radija, ki je radioaktiven, je najredkejši od vseh zemeljskoalkalijskih kovin, vendar ga vedno najdemo v majhnih količinah v uranovih rudah. Predvsem ga je mogoče kemično izolirati od tam. Njegova vsebnost je 1·10−10% (mase zemeljske skorje)
Aluminij.
Aluminij- element glavne podskupine tretje skupine tretjega obdobja periodičnega sistema kemijskih elementov D. I. Mendelejeva z atomsko številko 13. Označeno s simbolom Al(lat. Aluminij). Spada v skupino lahkih kovin. Najpogostejša kovina in tretji najpogostejši kemični element v zemeljski skorji (za kisikom in silicijem).
Preprosta snov aluminij- lahka, paramagnetna kovina srebrno bele barve, enostavna za oblikovanje, ulivanje in strojno obdelavo. Aluminij ima visoko toplotno in električno prevodnost ter odpornost proti koroziji zaradi hitre tvorbe močnih oksidnih filmov, ki ščitijo površino pred nadaljnjo interakcijo.
Aluminij je prvi pridobil danski fizik Hans Oersted leta 1825 z delovanjem kalijevega amalgama na aluminijev klorid, ki mu je sledila destilacija živega srebra. Sodoben način pridobivanja sta leta 1886 neodvisno razvila Američan Charles Hall in Francoz Paul Héroux. Sestoji iz raztapljanja aluminijevega oksida Al 2 O 3 v talini kriolita Na 3 AlF 6, čemur sledi elektroliza z uporabo potrošnega koksa ali grafitnih elektrod. Ta metoda proizvodnje zahteva veliko električne energije, zato je postala priljubljena šele v 20. stoletju.
Za proizvodnjo 1000 kg surovega aluminija potrebujemo 1920 kg aluminijevega oksida, 65 kg kriolita, 35 kg aluminijevega fluorida, 600 kg anodne mase in 17 tisoč kWh enosmerne električne energije.
Alkalijske kovine - francij, cezij, rubidij, kalij, natrij, litij - se imenujejo tako, ker tvorijo alkalije pri interakciji z vodo. Zaradi visoke reaktivnosti je treba te elemente hraniti pod plastjo mineralnega olja ali kerozina. Francij velja za najbolj aktivno od vseh teh snovi (je radioaktiven).
Alkalijske kovine so mehke, srebrnkaste snovi. Njihova sveže odrezana površina ima značilen lesk. Alkalijske kovine vrejo in se talijo pri nizkih temperaturah ter imajo visoko toplotno in električno prevodnost. Imajo tudi nizko gostoto.
Kemijske lastnosti alkalijskih kovin
Snovi so močni reducenti in imajo v svojih spojinah (enotno) oksidacijsko stanje +1. Z večanjem atomske mase alkalijskih kovin se povečuje tudi redukcijska sposobnost. Skoraj vse spojine so topne v vodi, vse so ionske narave.
Pri zmernem segrevanju se alkalijske kovine na zraku vnamejo. V kombinaciji z vodikom snovi tvorijo soli podobne hidride. Produkti zgorevanja so običajno peroksidi.
Oksidi alkalnih kovin so rumene (rubidijev in kalijev oksid), bele in litijeve) in oranžne (cezijev oksid) trdne snovi. Ti oksidi lahko reagirajo z vodo, kislinami, kisikom, kislimi in amfoternimi oksidi. Te osnovne lastnosti so neločljivo povezane z vsemi in imajo izrazit značaj.
Peroksidi alkalnih kovin so rumenkasto beli prah. Sposobni so reagirati z ogljikovim dioksidom in ogljikovim monoksidom, kislinami, nekovinami in vodo.
Hidroksidi alkalnih kovin so bele, v vodi topne trdne snovi. V teh spojinah se kažejo (precej jasno) osnovne lastnosti alkalij. Od litija do francija se poveča moč baz in stopnja topnosti v vodi. Hidroksidi veljajo za dokaj močne elektrolite. Reagirajo s solmi in oksidi, posameznimi nekovinami, z izjemo spojin z litijem, so vsi ostali termično stabilni. Pri žganju razpade na vodo in oksid. Te spojine se pridobivajo z elektrolizo vodnih raztopin klorida in nizom reakcij izmenjave. Hidrokside dobimo tudi z reakcijo elementov (ali oksidov) z vodo.
Skoraj vse soli opisanih kovin (z izjemo posameznih litijevih soli) so dobro topne v vodi. Raztopine soli, ki jih tvorijo šibke kisline, imajo zaradi hidrolize srednjo reakcijo (alkalno), medtem ko soli, ki jih tvorijo močne kisline, ne hidrolizirajo. Navadne soli so kameno silikatno lepilo (topno steklo), bertholletova sol, kalijev permanganat, soda bikarbona, natrijev pepel in druge.
Vse spojine alkalijskih kovin imajo sposobnost spreminjanja barve plamena. To se uporablja v kemijski analizi. Tako plamen obarvajo litijevi ioni, vijolično kalijevi ioni, rumeno natrijevi, belkasto rožnati rubidij in vijolično rdeče cezij.
Ker so vsi alkalni elementi najmočnejši reducenti, jih je mogoče pridobiti z elektrolizo staljenih soli.
Uporaba alkalijskih kovin
Elementi se uporabljajo na različnih področjih človeške dejavnosti. Na primer, cezij se uporablja v sončnih celicah. Ležajne zlitine uporabljajo litij kot katalizator. Natrij je prisoten v plinskih žarnicah in jedrskih reaktorjih kot hladilno sredstvo. Rubidij se uporablja v znanstvenoraziskovalnih dejavnostih.
Chem. elementov (alkalnih elementov), ki sestavljajo pogl. podskupina 1 skupina periodični. sistemi elementov, pa tudi ustrezne preproste snovi, kovine. Aluminijeve kovine vključujejo litij Li (pri št. 3), natrij Na (11), kalij K (19), rubidij Rb (37), ce... Fizična enciklopedija
ALKALNE KOVINE, enovalentne kovine, ki sestavljajo prvo skupino periodnega sistema: litij, NATRIJ, RUBIDIJ, CEZIJ in FRANC. To so mehke srebrno bele kovine, ki na zraku hitro oksidirajo in burno reagirajo z vodo, ko... ... Znanstveni in tehnični enciklopedični slovar
Alkalijske kovine- ALKALNE KOVINE: litij Li, natrij Na, kalij K, rubidij Rb, cezij Cs, francij Fr. Mehke kovine, enostavne za rezanje (razen Li), Rb, Cs in Fr so v normalnih pogojih skoraj pastozne; Li je najlažja od vseh kovin, Na in K sta lažja od vode. Kemično zelo... Ilustrirani enciklopedični slovar
Kemijski elementi Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Ime iz alkalij, hidroksidov alkalijskih kovin ... Veliki enciklopedični slovar
ALKALNE KOVINE- elementi I. skupine periodnega sistema: litij (Li), natrij (Na), kalij (K), rubidij (Rb), cezij (Cs), francij (Fr); zelo mehka, duktilna, taljiva in lahka, običajno srebrno bele barve; kemično zelo aktiven; burno reagirati z... Ruska enciklopedija varstva dela
alkalijske kovine- Skupina, vklj. Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Teme: metalurgija na splošno EN alkalne kovine ...
Priročnik za tehnične prevajalce PODSKUPINA IA. ALKALNE KOVINE LITIJ, NATRIJ, KALIJ, RUBIDIJ, CEZIJ, FRANCIJA Za elektronsko strukturo alkalnih kovin je značilna prisotnost enega elektrona v zunanji elektronski lupini, razmeroma šibko vezanega na jedro. Od vsakega.....
Collierjeva enciklopedija Alkalne kovine Alkalne kovine. Kovine prve skupine periodnega sistema, in sicer: litij, natrij, kalij, rubidij, cezij in francij. Tvorijo strogo alkalne hidrokside, od tod tudi njihovo ime. (Vir: “Kovine in zlitine. Imenik.” Pod... ...
Alkalijske kovine Slovar metalurških izrazov
ALKALNE KOVINE Enciklopedični slovar metalurgije - kemični elementi Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Imenujejo se tako, ker so njihovi hidroksidi najmočnejše alkalije. Kemično so alkalijske kovine najbolj aktivne kovine. Njihova aktivnost narašča od Li do Fr...
Metalurški slovar
- knjige
ALKALNE KOVINE
Komplet miz. kemija. Kovine (12 tabel) , . Izobraževalni album 12 listov.Umetnost. 5-8683-012 Alkalijske kovine. Kemija alkalijskih kovin. Elementi II A - skupine. Trdota vode. Aluminij. Uporaba aluminija. Železo. Vrste korozije. Metode…Alkalijske kovine vključujejo elemente prve skupine, glavne podskupine: litij, natrij, kalij, rubidij, cezij, francij.
Biti v
Li
narave
Na
Na-2,64% (mase), K-2,5% (mase), Li, Rb, Cs - veliko manj, Fr - umetno pridobljen element
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 – spodumen
NaCl – kuhinjska sol (kamena sol), halit
Na 2 SO 4 10H 2 O – Glauberjeva sol (mirabilit)
NaNO 3 – čilska solitra
K
Na 3 AlF 6 - kriolit
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - boraks
KCl NaCl – silvinit
KCl MgCl 2 6H 2 O – karnalit
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 – glinenec (ortoklaz)
Lastnosti alkalijskih kovin
Ko se atomsko število poveča, se poveča atomski polmer, poveča se sposobnost darovanja valenčnih elektronov in redukcijska aktivnost:
Fizične lastnosti
Nizka tališča, nizke gostote, mehko, rezano z nožem.
Vnetljivo na zraku pri zmernem segrevanju. Z vodikom tvorijo soli podobne hidride. Produkti zgorevanja so največkrat peroksidi.
Reducijska moč narašča v seriji Li–Na–K–Rb–Cs
1. Aktivno komunicirajte z vodo:
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Reakcija s kislinami:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
3. Reakcija s kisikom:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (litijev oksid)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (natrijev peroksid)
K + O 2 → KO 2 (kalijev superoksid)
Na zraku alkalijske kovine takoj oksidirajo. Zato so shranjeni pod plastjo organskih topil (kerozin ipd.).
4. Pri reakcijah z drugimi nekovinami nastanejo binarne spojine:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenidi)
2Na + S → Na 2 S (sulfidi)
2Na + H 2 → 2NaH (hidridi)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitridi)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (karbidi)
5. Kvalitativna reakcija na katione alkalijskih kovin - obarvanje plamena v naslednjih barvah:
Li+ – karmin rdeče
Na+ – rumena
K + , Rb + in Cs + – vijolična
potrdilo o prejemu
Ker Alkalijske kovine so najmočnejši reducenti, iz spojin jih je mogoče reducirati samo z elektrolizo staljenih soli:
2NaCl=2Na+Cl2
Uporaba alkalijskih kovin
Zlitine, ki vsebujejo litij, katalizator
Natrijeve - plinske sijalke, hladilno sredstvo v jedrskih reaktorjih
Rubidij - raziskovalno delo
Cezij – fotocelice
Oksidi, peroksidi in superoksidi alkalijskih kovin
potrdilo o prejemu
Pri oksidaciji kovine nastane samo litijev oksid
4Li + O 2 → 2Li 2 O
(v drugih primerih dobimo perokside ali superokside).
Vse okside (razen Li 2 O) dobimo s segrevanjem mešanice peroksida (ali superoksida) s presežkom kovine:
Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
