Интересно о щелочных металлах. Щелочные металлы - химические и биогенные элементы

20.10.2019

Специальная (коррекционная)

общеобразовательная школа – интернат для незрячих

и слабовидящих детей г. Перми

Реферат выполнили

ученики 10 класса

Пономарев Олег,

Коршунов Артем

Руководитель:

Л.Ю. Захарова ,

учитель химии

г. Пермь

Введение

Общая характеристика элементов I А-группы

4 – 10

1.1. История открытия и распространение в природе щелочных металлов

4 – 5

5 - 6

6 – 8

8 – 9

9 – 10

Биологическая роль элементов I А-группы. Их применение в медицине

11 – 17

Пути поступления щелочных металлов в организм человека

18 – 21

Практическая работа

22 – 23

Выводы

24 – 25

Используемая литература

Введение

Давно настало время, когда каждый должен задуматься сам над своим здоровьем и не только над своим. Знания, получаемые в школе, например, по химии, мы не очень часто используем в повседневной жизни. Тем не менее, именно этот предмет может стать источником знаний о нашем здоровье. Благодаря химии мы узнаем, каким образом вещества нашей планеты влияют на процессы жизнедеятельности организма, да и в целом на саму жизнь человека, что полезно нам и в каких количествах и, наконец, что вредно и до какой степени.

Организм человека – это сложная химическая система, которая не может функционировать самостоятельно, без связи с окружающей средой. Доказано, что в живом организме присутствуют почти все химические элементы: одни – являются макроэлементами, а содержание других ничтожно, это – микроэлементы. Пути поступления элементов в организм различны, разнообразно и влияние их на организм, но каждый выполняет свою биологическую роль.

В рамках одной работы невозможно изучить значение каждого элемента. Мы выбрали самую первую группу химических элементов периодической системы Д.И.Менделеева.

Цель данного исследования – изучить биологическую роль щелочных металлов для человеческого организма.

В этой связи мы решили выяснить следующие вопросы для каждого металла IА группы:

общая характеристика и особенности строения атомов каждого элемента, а также свойства образуемых ими веществ;

нахождение элемента в организме;

потребности организма в нем;

влияние избытка и недостатка элемента на здоровье человека;

природные источники;

способы обнаружения элемента.

1. Общая характеристика элементов I А-группы

Период

Группа

В I А-группу входят s -элементы - щелочные металлы, исключительно важные для нормальной жизни животных и людей. Наибольшее значение для организмов имеют макроэлементы натрий и калий.

3 Li

11 Na

19 K

37 Rb

55 Cs

87 Fr

1.1. История открытия и распространение в природе

щелочных металлов

Название «щелочные металлы» связано с тем, что гидроксиды двух главных представителей этой группы – натрия и калия – издавна были известны под названием щелочей. Из этих щелочей, подвергая их в расплавленном состоянии электролизу, Г.Дэви в 1807г. впервые получил свободные калий и натрий. Й.Берцелиус предложил назвать элемент №11 натрием (от арабского натрун – сода), а элемент №19 по предложению Гильберта получил название калий (от арабского алкали – щелочь).

Остальные металлы выделены учеными из соединений позже. Литий был открыт шведским химиком И.Арфведсоном в 1817г., и по предложению Й.Берцелиуса назван литием (о греческого литос – камень), т.к. в отличие от калия, который до тех пор находили только в золе растений, он был обнаружен в камне.

Рубидий выделили в 1861г., цезий – в 1860г. Франций получен искусственно в 1939г. французской исследовательницей М.Пере при распаде актиния, является радиоактивным элементом.

Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Некоторые их природные соединения, в частности соли натрия и калия, довольно широко распространены, они содержатся во многих минералах, растениях, природных водах.

Натрий и калий принадлежат к распространенным элементам: содержание каждого из них в земной коре равно приблизительно 2% по массе. Оба металла входят в состав различных минералов и норных пород силикатного типа.

Хлорид натрия NaCl содержится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержатся довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлорида KCl или двойных солей с натрием и магнием KCl ∙MgCl 2 . Однако большие скопления солей калия, имеющие промышленное значение, встречаются редко. Наиболее важными из них являются соликамские месторождения (сильвинит) в России, страссфуртские – в Германии и эльзаские – во Франции.

Залежи натриевой селитры NaNO 3 находятся в Чили. В воде многих озер содержится сода Na 2 CO 3 . Наконец, огромные количества сульфата натрия Na 2 SO 4 находятся в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря, где эта соль в зимние месяцы толстым слоем осаждается на дне.

Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены литий, рубидий и цезий. Чаще других встречается литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Рубидий и цезий содержатся в небольших количествах в некоторых литиевых минералах.

Франций в природе встречается в ничтожных количествах (на всем земном шаре его едва ли найдется 500г), получается искусственно.

1.2. Строение и свойства атомов щелочных металлов

Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns 1 , т.е. атомы этих элементов имеют по одному валентному электрону на s -подуровне внешнего энергетического уровня. Соответственно, устойчивая степень окисления щелочных металлов равна +1.

Все элементы IA -группы очень сходны по свойствам, что объясняется однотипным строением не только валентной электронной оболочки, но и предвнешней (за исключением лития).

С ростом радиуса атома в группе Li – Na – K – Rb – Cs – Fr ослабевает связь валентного электрона с ядром. Соответственно, в этом ряду энергия ионизации атомов щелочных металлов уменьшается.

Имея на валентных оболочках один электрон, расположенный на большом расстоянии от ядра, атомы щелочных металлов легко отдают электрон. Это обусловливает низкую энергию ионизации. В результате ионизации образуются катионы Э + , имеющие устойчивую электронную конфигурацию атомов благородных газов.

В таблице представлены некоторые свойства атомов щелочных металлов.

Характеристика

3 Li

11 Na

1 9 K

37 Rb

55 Cs

87 Fr

Валентные электроны

2s 1

3s 1

4s 1

5s 1

6s 1

7s 1

Молярная масса, г/моль

23,0

39,1

85,5

132,9

Металлический радиус атома, пм

Кристаллический радиус атома, пм

Энергия ионизации,

кДж/моль

Щелочные металлы – наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у них особенно ярко.

1.3. Щелочные металлы – простые вещества

Серебристо-белые мягкие вещества (режутся ножом), с характерным блеском на свежесрезанной поверхности. На воздухе блестящая поверхность металла сейчас же тускнеет вследствие окисления.

Все они легкие и легкоплавкие, причем, как правило, плотность их возрастает от Li к Cs , а температура плавления, наоборот, уменьшается.

Характеристика

Плотность, г/см 3

0,53

0,97

0,86

1,53

Твердость (алмаз = 10)

Электропроводность (Hg = 1)

11,2

13,6

Температура плавления, C

Температура кипения, C

1350

Стандартный электродный потенциал, В

3,05

2,71

2,92

2,93

2,92

Координационное число

4, 6

6, 8

Все щелочные металлы имеют отрицательные стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, большие по абсолютной величине. Это характеризует их как очень сильные восстановители. Лишь литий несколько уступает многим металлам по химической активности.

Несмотря на общность свойств, натрий и в особенности литий отличаются от других щелочных металлов. Последнее, прежде всего, обусловлено существенным различием радиусов их атомов и строения электронных оболочек.

Щелочные металлы относятся к числу наиболее активных в химическом отношении элементов. Химическая активность щелочных металлов закономерно увеличивается с ростом радиуса атомов.

Li Na K Rb Cs Fr

Увеличивается химическая активность,

Увеличивается радиус атома

Щелочные металлы активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами.

При взаимодействии с кислородом литий образует оксид Li 2 O , а остальные щелочные металлы - пероксиды Na 2 O 2 и надпероксиды KO 2 , RbO 2 , CsO 2 . Например:

4Li (т) + O 2 (г) = 2Li 2 О(т)

2Na (т) + O 2 (г) = Na 2 O 2 (т)

K (т) + O 2 (г) = KO 2 (т)

Активно взаимодействуют щелочные металлы с галогенами , образуя галогениды ЭГ; с серой - с образованием сульфидов Э 2 S . Непосредственно с азотом щелочные металлы, за исключением лития, не реагируют.

2Э(т) + Cl 2 (г) = 2ЭCl (т)

2Э(т) + S (т) = Э 2 S (т)

Все щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водой , образуя гидроксиды ЭОН – щелочи и восстанавливая воду до водорода:

2Э (т) + 2Н 2 О(ж) = 2ЭОН(р) + Н 2 (г)

Интенсивность взаимодействия с водой значительно увеличивается в ряду Li - Cs .

Восстановительная способность щелочных металлов настолько велика, что они могут даже восстанавливать атомы водорода, превращая их в отрицательно заряженные ионы Н - . Так, при нагревании щелочных металлов в струе водорода получаются их гидриды, например:

2Э(т) + Н 2 (г) = 2ЭН

1.4. Применение щелочных металлов

Щелочные металлы и их соединения широко используются в технике.

Литий применяется в ядерной энергетике. В частности изотоп 6 Li служит промышленным источником для производства трития, а изотоп 7 Li используется как теплоноситель в урановых реакторах. Благодаря способности лития легко соединяться с водородом, азотом, кислородом, серой, он применяется в металлургии для удаления следов этих элементов из металлов и сплавов.

Используется литий и его соединения и в качестве топлива для ракет. Смазки, содержащие соединения лития, сохраняют свои свойства в широком интервале температур. Применяется литий в керамической, стекольной и других отраслях химической промышленности. Вообще, по значимости в современной технике этот металл является одним из важнейших редких элементов.

Цезий и рубидий применяются для изготовления фотоэлементов. В этих приборах, преобразующих лучистую энергию в энергию электрического тока и основанных на явлении фотоэффекта, используется способность атомов цезия и рубидия отщеплять валентные электроны при действии на металл лучистой энергии.

Важнейшие области применения натрия – это атомная энергетика, металлургия, промышленность органического синтеза.

В атомной энергетике натрий и его сплав с калием применяется в качестве жидкометаллических теплоносителей. Сплав натрия с калием, содержащий 77,2% калия, находится в жидком состоянии в широком интервале температур, имеет высокий коэффициент теплопередачи и не взаимодействует с большинством конструкционных материалов.

В металлургии натрийтермическим методом получают ряд тугоплавких металлов. Кроме того, натрий используется как добавка, упрочняющая свинцовые сплавы.

В промышленности органического синтеза натрий используется при получении многих веществ. Он служит также катализатором при получении некоторых органических полимеров.

Калий принадлежит к числу элементов, необходимых в значительном количестве для питания растений. Хотя в почве находится довольно много солей калия, но и уносится его с некоторыми культурными растениями также очень много. Особенно много калия уносит лен, конопля и табак. Для пополнения убыли калия из почвы, необходимо вносить в почву калийные удобрения.

1.5. Соединения щелочных металлов

Оксиды Э 2 О – твердые вещества. Имеют ярко выраженные основные свойства: взаимодействуют с водой, кислотами и кислотными оксидами. например:

Э 2 О(т) + Н 2 О(ж) = 2ЭОН (р)

Пероксиды и надпероксиды Э 2 О 2 и ЭО 2 щелочных металлов - сильные окислители. Натрий пероксид и калий надпероксид применяют в замкнутых объектах (подводных лодках, космических кораблях) для поглощения углекислого газа и регенерации кислорода:

2Na 2 O 2 (т) + 2CO 2 (г) = 2Na 2 CO 3 (т) + O 2 (г)

4KO 2 (т) + 2СO 2 (г) = 2K 2 CO 3 (т) + 3O 2 (г)

Пероксид натрия применяется также для отбеливания тканей, шерсти, шелка и т.п.

Щелочи – твердые, белые, очень гигроскопичные кристаллические вещества, относительно легкоплавки и хорошо растворимы в воде (за исключением LiOH ). Твердые щелочи и их концентрированные растворы разъедающие действуют на ткани, бумагу и живые ткани вследствие обезвоживания и щелочного гидролиза белков. Поэтому работа с ними требует защитных мер предосторожности. Ввиду сильного разъедающего действия, эти щелочи называют едкими (NaOH – едкий натр, каустик, КОН – едкое кали).

Щелочи хорошо растворяются в воде с выделением большого количества теплоты, проявляют ярко выраженные свойства сильных растворимых оснований: взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, солями, амфотерными оксидами и гидроксидами.

Едкий натр применяется в больших количествах для очистки нефтепродуктов. в бумажной и текстильной промышленности, для производства мыла и волокон.

Едкое кали дороже и применяется реже. Основная область его применения – производство жидкого мыла.

Соли щелочных металлов – твердые кристаллические вещества ионного строения. Наиболее важные из них – карбонаты, сульфаты, хлориды.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (за исключением солей лития: Li 2 CO 3 , LiF , Li 3 РО 4).

С многоосновными кислотами щелочные металлы образуют как средние (Э 2 SO 4 , Э 3 РО 4 , Э 2 СО 3 , Э 2 SO 3 и др.), так и кислые (ЭНSO 4 , ЭН 2 РО 4 , Э 2 НРО 4 , ЭНСО 3 и т.д.) соли.

Na 2 CO 3 - карбонат натрия, образует кристаллогидрат Na 2 CO 3 ∙10H 2 CO 3 , известный под названием кристаллическая сода, которая применяется в производстве стекла, бумаги, мыла. Это средняя соль.

В быту более известна кислая соль – гидрокарбонат натрия NaHCO 3 , она применяется в пищевой промышленности (пищевая сода) и в медицине (питьевая сода).

К 2 СО 3 – карбонат калия, техническое название – поташ, используется в производстве жидкого мыла и для приготовления тугоплавкого стекла, а также в качестве удобрения.

Na 2 SO 4 ∙10Н 2 О – кристаллогидрат сульфата натрия, техническое название глауберова соль, применяется для производства соды и стекла, а также в качестве слабительного средства.

NaCl – хлорид натрия, или поваренная соль, является важнейшим сырьем в химической промышленности, широко применяется в быту.

2. Биологическая роль s -элементов IA -группы. Их применение в медицине

Химический элемент, Э

10 -4 %

0,08%

0,23%

10 -5 %

10 -4 %

Щелочные металлы в виде различных соединений входят в состав тканей человека и животных.

Натрий и калий относятся к жизненно необходимым элементам, постоянно содержатся в организме, участвуют в обмене веществ. Литий, рубидий и цезий так же постоянно содержатся в организме, однако физиологическая и биохимическая роль их мало выяснена. Их можно отнести к примесным микроэлементам.

В организме человеке щелочные металлы находятся в виде катиона Э + .

Сходство электронного строения ионов щелочных металлов, а, следовательно, и физико-химических свойств соединений определяет и близость их действия на биологические процессы. Различия в электронной структуре обусловливают их разную биологическую роль. На этой основе можно прогнозировать поведение щелочных металлов в живых организмах.

Так, натрий и литий накапливаются во внеклеточной жидкости, а калий, рубидий и цезий - во внутриклеточной. Литий и натрий особенно близки по биологическому действию. Например, они очень похожи по ферментоактивирующим свойствам.

Близость свойств натрия и лития обусловливает их взаимозамещаемость в организме. В связи с этим при избыточном введении ионов натрия или лития в организм они способны эквивалентно замещать друг друга. На этом основано введение хлорида натрия при отравление солями лития. В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие между ионами натрия и лития в организме сдвигается в направлении выведения ионов Li + , что приводит к снижению его концентрации и достижению лечебного эффекта.

Рубидий и цезий близки по физико-химическим свойствам к иону калия, поэтому в живых организмах они ведут себя сходным образом. В изученных системах калий, рубидий и цезий являются синергистами, а с литием - антагонистами. На сходстве рубидия и калия основано введение в организм солей калия при отравлении солями рубидия.

Натрий и калий, как правило, являются антагонистами, но в ряде случаев близость многих физико-химических свойств обусловливает их взаимозамещение в живых организмах. Так, например, при увеличении количества натрия в организме усиливается выведение калия почками, т. е. наступает гипокалиемия.

Литий. Содержание лития в организме человека около 70 мг (10 ммоль). Литий является одним из ценнейших микроэлементов, или, как о нем еще говорят, мини-металлов. Когда-то литием лечили подагру и экзему. А в 1971г. в журнале «Медицинские новости» появилось интересное сообщение: в тех местностях, где в питьевой воде содержится большое количество лития, люди добрее и спокойнее, среди них меньше грубиянов и скандалистов, значительно меньше психических заболеваний. Были выявлены психотропные свойства этого металла. Литий начали применять при депрессии, ипохондрии, при агрессивности и даже наркомании.

Однако литий может быть как «добрым», так и «злым». Бывали случаи, когда при инъекционном лечении литием, проходило мощное нарушение обмена веществ, и серьезные последствия этого неизбежны.

Соединения лития у высших животных концентрируются в печени, почках, селезенке, легких, крови, молоке. Максимальное количество лития найдено в мышцах человека. Биологическая роль лития как микроэлемента пока до конца не выяснена.

Доказано, что на уровне клеточных мембран ионы лития конкурируют с ионами натрия при проникновении в клетки. Очевидно, замещение ионов натрия в клетках ионами лития связано с большей ковалентностью соединений лития, вследствие чего они лучше растворяются в фосфолипидах.

Установлено, что некоторые соединения лития оказывают положительное влияние на больных маниакальной депрессией. Всасываясь из желудочно-кишечного тракта, ионы лития накапливаются в крови. Когда концентрация ионов лития достигает 0,6 ммоль/л и выше, происходит снижение эмоциональной напряженности и ослабление маниакального возбуждения. Вместе с тем содержание ионов лития в плазме крови нужно строго контролировать. В тех случаях, когда концентрация ионов лития превышает 1,6 ммоль/л, возможны отрицательные явления.

Сейчас известно, что кроме психотропного действия, литий обладает свойствами предупреждать склероз, болезни сердца, в какой-то степени диабет и гипертонию. Он «помогает» магнию в его антисклеротической защите.

В конце 1977г. были опубликованы результаты исследований, проведенных в краковской гематологической клинике. Исследования были посвящены вопросам влияния лития на кроветворную систему. Оказалось, что этот микроэлемент активизирует действие еще не погибших клеток костного мозга. Сделанное открытие может сыграть важную роль в борьбе с раком крови. Исследования еще продолжаются. Хочется верить, что их результаты принесут людям неоценимую помощь.

Натрий. Содержание натрия в организме человека массой 70кг составляет около 60г (2610 ммоль). Из этого количества 44% натрия находится во внеклеточной жидкости и 9%- во внутриклеточной.

Остальное количество натрия находится в костной ткани, являющейся местом депонирования иона Na + в организме. Около 40% натрия, содержащегося в костной ткани, участвует в обменных процессах и благодаря этому, скелет является либо донором, либо акцептором ионов натрия, что способствует поддержанию постоянства концентрации ионов натрия во внеклеточной жидкости.

Натрий является основным внеклеточным ионом. В организме человека находится натрий в виде его растворимых солей, главным образом хлорида NaCl, фосфата Na 3 PO 4 и гидрокарбоната NaHCO 3 .

Натрий распределен по всему организму: в сыворотке крови, спинномозговой жидкости, глазной жидкости, пищеварительных соках, желчи, почках, коже, костной ткани, легких, мозге.

Ионы натрия играют важную роль в обеспечении постоянства внутренней среды человеческого организма, участвует в поддержании постоянного осмотического давления биожидкости, обеспечивает кислотно-щелочное равновесие организма. ионы натрия участвуют в регуляции ионного обмена и влияют на работу ферментов. Вместе с ионами калия, магния, кальция, хлора ион натрия участвует в передаче нервных импульсов через мембраны нервных клеток и поддерживает нормальную возбудимость мышечных клеток.

При изменении содержания натрия в организме происходят нарушения функций нервной, сердечно-сосудистой и других систем, гладких и скелетных мышц. Хлорид натрия NaCl служит основным источником соляной кислоты для желудочного сока.

В организм человека натрий поступает в основном в виде поваренной соли NaCl. Истинная ежедневная потребность организма в натрии составляет 1г, хотя среднее потребление этого элемента достигает 4 - 7г.

Непрерывное избыточное потребление NaCI способствуют появлению гипертонии. В организме здорового человека поддерживается равновесие между количеству потребляемого и выделяемого натрия. Около 90% потребляемого натрия выводится с мочой, а остальные - с потом и калом.

Итак, подведем итог: ионы натрия играют важную роль:

в обеспечение осмотического гомеостаза

в обеспечение кислотно-основного равновесия организма

в регулировании водного обмена

в работе ферментов

в передаче нервных импульсов

в работе мышечных клеток

Изотонический раствор NaCI (0,9%) для инъекций вводят подкожно, внутривенно и в клизмах при обезвоживании организма и при интоксикациях, а также применяют для промывания ран, глаз, слизистой оболочки носа, а также для растворения различных лекарственных препаратов.

Гипертонические растворы NaCI (3-5-10%) применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран. Применение таких компрессов способствует по законом осмоса отделению гноя из ран и плазмолизу бактерий (антимикробное дейстие). 2-5%-ный раствор NaCI назначают внутрь для промывания желудка при отравлении AgNO 3 , который при этом превращается в малорастворимый и нетоксичный хлорид серебра:

Ag + + CI - = AgCI (т)

Сода питьевая (натрий гидрокарбонат, сода двууглекислая) NaHCO 3 используется при различных заболеваниях, сопровождающихся повышенной кислотностью - ацидозом (диабет и др.). Механизм снижения кислотности заключается во взаимодействии NaHCO 3 с кислыми продуктами. При этом образуются натриевые соли органических кислот, которые в значительной мере выводятся с мочой, и углекислый газ, покидающий организм с выдыхаемым воздухом:

NaHCO 3 (p) + RCOOH (p) → RCOONa(p) + H 2 O(ж) + CO 2 (г)

Используют NaHCO 3 и при повышенной кислотности желудочного сока, язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки. При приеме NaHCO 3 протекает реакция нейтрализации избыточной соляной кислоты:

NaHCO 3 (р) + HCl (р) = NaCl (р) + H 2 O (ж) + CO 2 (г)

Следует иметь в виду, что применение питьевой соды должно быть осторожным, т.к. может вызвать ряд побочных эффектов.

Растворы питьевой соды применяют в виде полосканий, промываний при воспалительных заболеваниях глаз, слизистых оболочек верхних дыхательных путей. Действие NaHCO 3 в качестве антисептического средства основано на том, что в результате гидролиза водный раствор соды проявляет слабощелочные свойства:

NaHCO 3 + H 2 O ↔ NaOH + H 2 CO 3

При воздействии щелочей на микробные клетки происходит осаждение клеточных белков и вследствие этого гибель микроорганизмов.

Глауберова соль (сульфат натрия) Na 2 SO 4 ∙10H 2 O применяют в качестве слабительного средства. Эта соль медленно всасывается из кишечника, что приводит к поддержанию повышенного осмотического давления в полости кишечника в течение длительного времени. В результате осмоса происходит накопление воды в кишечнике, содержимое его разжижается, сокращения кишечника усиливаются, и каловые массы быстрее выводятся.

Бура (тетраборат натрия) Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O применяют наружно как антисептическое средство для полосканий, спринцеваний, смазываний. антисептическое действие буры аналогично действию питьевой соды и связано с щелочной реакцией среды водного раствора этой соли, а также с образованием борной кислоты:

Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O ↔ 4H 3 BO 3 + 2NaOH

Гидроксид натрия в виде 10%-ного раствора NaOH входит в состав силамина, применяемого в ортопедической практике для отливки огнеупорных моделей при изготовлении цельнолитых протезов из кобальтохромового сплава.

Радиоактивны изотоп 24 Na в качестве метки применяют для определения скорости кровотока, кроме того, он используется для лечения некоторых форм лейкемии.

Калий. C одержание калия в организме человека массой 70кг составляет примерно 160г (4090 ммоль). Калий является основным внутриклеточным катионом, составляя 2/3 от общего количества активных клеточных катионов. В большинстве случаев калий является антагонистом натрия.

Из общего количества калия, содержащегося в организме, 98% находится внутри клеток и лишь около 2% - во внеклеточной жидкости. Калий распространен по всему организму. Его топография: печень, почки, сердце, костная ткань, мышцы, кровь, мозг и т.д.

Ионы калия К + играют важную роль в физиологических процессах:

сокращение мышц

в нормальном функционировании сердца

участвует в передаче нервных импульсов

в обменных реакциях

активизирует работу ряда ферментов, находящихся внутри клетки

регулирует кислотно-щелочное равновесие

Обладает защитными свойствами против нежелательного действия избытка натрия и нормализует давление крови. В организме людей, употребляющих в пищу много богатых калием овощей, – вегетарианцев – количество калия и натрия находятся в равновесии. Эти люди чаще всего имеют более низкие показатели кровяного давления, нежели их сограждане, увлекающиеся мясом.

Оказывает противосклеротическое действие

Калий обладает способностью усиливать образование мочи

Взрослый человек обычно потребляет с пищей 2 – 3 г калия в сутки. Концентрация ионов калия во внеклеточной жидкости, включая плазму, составляет в норме 3,5 – 5,5 ммоль/л, а концентрация внутриклеточноко калия – 115 – 125 ммоль/л.

Рубидий и цезий. По содержанию в организме человека рубидий и цезий относятся к микроэлементам. Они постоянно содержатся в организме, но биологическая роль их еще не выяснена.

Рубидий и цезий найдены во всех исследованных органах млекопитающих и человека. Поступая в организм с пищей, они быстро всасываются из желудочно-кишечного тракта в кровь. Средний уровень рубидия в крови составляет 2,3-2,7 мг/л, причем его концентрация в эритроцитах почти в три раза выше, чем в плазме. Рубидий и цезий весьма равномерно распределяется в органах и тканях, причем, рубидий, в основном, накапливается в мышцах, а цезий поступает в кишечник и вновь реабсорбируется в нисходящих его отделах.

Известна роль рубидия и цезия в некоторых физиологических процессах. В настоящее время установлено стимулирующее влияние этих элементов на функции кровообращения и эффективность применения их солей при гипотониях различного происхождения. В лаборатории И.П.Павлова С.С.Боткиным было установлено, что хлориды цезия и рубидия вызывают повышение артериального давления на длительное время и, что это действие связано, главным образом, с усилением сердечно-сосудистой деятельности и сужением периферических сосудов.

Являясь полным аналогом калия, рубидий также накапливается во внутриклеточной жидкости и может в различных процессах замещать эквивалентное количество калия. Синергизм (хим.) – одновременное комбинированное воздействие двух (или более) факторов, характеризующихся тем, что такое совместное действие значительно превосходит эффект каждого отдельно взятого компонента. Синергист калия – рубидий активирует многие те же самые ферменты, что и калий.

Радиоактивные изотопы 137 Cs и 87 Rb используют в радиотерапии злокачественных опухолей, а также при изучении метаболизма калия. Благодаря быстрому распаду их можно даже вводить в организм, не опасаясь длительного вредного воздействия.

Франций. Это радиоактивный химический элемент, полученный искусственным путем. Имеются данные, что франций способен избирательно накапливаться в опухолях на самых ранних стадиях их развития. Эти наблюдения могут оказаться полезными при диагностике онкологических заболеваний.

Таким образом, из элементов IA -группы физиологически активны Li , Rb , Cs , а Na и K – жизненно необходимы. Близость физико-химических свойств Li и Na , обусловленная сходством электронного строения их атомов, проявляется и в биологическом действии катионов (накопление во внеклеточной жидкости, взаимозамещаемость). Аналогичный характер биологического действия катионов элементов больших периодов – K + , Rb + , Cs + (накопление во внутриклеточной жидкости, взаимозамещаемость) также обусловлена сходством их электронного строения и физико-химических свойств. На этом основано применение препаратов натрия и калия при отравлении солями лития и рубидия.

3. Пути поступления щелочных металлов

в организм человека

Пути поступления химических элементов в организм человека разнообразны, они представлены на схеме:

человек

В процессе эволюции от неорганических веществ к биоорганическим основой использования тех или иных химических элементов при создании биосистем является естественный отбор.

В таблице приведены данные о содержании элементов I А группы – щелочных металлов – в земной коре, морской воде, растительных, животных организмах и в организме человека (массовая доля в %).

Из таблицы видно, что чем больше распространенность элемента в земной коре, тем больше его и в организме человека.

Земная кора

6,5∙10 -3

0,03

точных данных

нет

Почва

3∙10 -3

0,63

1,36

5∙10 -3

Морская вода

1,5∙10 -5

1,06

0,038

2∙10 -5

Растения

1∙10 -5

0,02

5∙10 -4

Животные

10 -4

0,27

10 -5

Человек

10 -4

0,08

0,23

10 -5

10 -4

Наиболее необходимые для организма человека щелочные металлы – это натрий и калий. В организм человека почти все элементы, в основном, поступают с пищей.

Источники лития.

Литий содержится в некоторых минеральных водах, а также в морской и каменной соли. Содержится он и в растениях, но концентрация его, как и любых микроэлементов, зависит не только от вида и части растения, но и от времени года и даже суток, от условий сбора и погоды, а также от местности, где растет это растение.

В нашей стране литий исследовали сотрудники Института геохимии имени акад. В. И. Вернадского в Москве. Было установлено, что наземные части растений богаче литием, чем корни. Больше всего лития в растениях семейства розовых, гвоздичных, пасленовых, к которым относятся помидоры и картофель. Хотя в рамках одного семейства разница в его содержании может быть огромной - в несколько десятков раз. Зависит это от географического положения и содержания лития в почве.

Источники натрия.

Натрий присутствует в различных пищевых добавках в виде глутамата натрия (ароматизатора), сахарина натрия (подсластитель), нитрата натрия (консервант), аскорбат натрия (антиоксидант) и бикарбоната натрия (пищевая сода) а так же в некоторых лекарственных средствах (антациды). Однако большинство натрия в рационе содержится в соли.
Уровень NaCl относительно мал во всех пищевых продуктах, которые не подвергались специальной обработке. Тем не менее, соль применяется как консервант и ароматизатор в течение нескольких столетий. Она так же используется как крaситель, наполнитель и с целью контроля над процессом брожения (например при выпечке хлеба). По этой причине она добавляется в такие пищевые продукты как ветчина, сосиски, бекон и другие мясные продукты, копченую рыбу и мясо, консервированные овощи, большинство сортов масла, маргарин, cыр, несладкие пищевые продукты, закуски и в хлебные злаки, которые мы едим на завтрак.

Рекомендованная норма натрия составляет 1,5 грамма в день. Избыток соли в рационе ассоциирован с повышением вероятности возникновения рака желудка и вреден для почек, особенно в том случае, если в них есть какие либо нарушения мочевыделительной системы. Избыток соли - один из ведущих факторов образа жизни, который приводит к гипертонии. В том случае, если гипертония протекает малосимптомно, она повышает риск сердечно-сосудистых заболеваний и инсульта. Современные рекомендации по профилактике гипертонии показали, что наиболее эффективная диета для профилактики и лечения повышенного кровяного давления должна содержать минимум натрия и жиров и включать большие количества нежирных молочных продуктов (источник кальция), фрукты и овощи (источник калия). Таким образом, важно изменить диету в целом, а не сосредотачиваться на каком либо её компоненте. К другим важным позитивным факторам относится физическая активность, нормальный вес тела.
Люди, страдающие от заболеваний почек, и очень маленькие дети не могут переносить потребление больших количеств натрия, потому что их почки не справляются с его выведением. По этой причине не стоит присаливать пищу детям младшего возраста.

По закону на этикетках пищевых продуктов должно указываться содержание натрия, но некоторые производители пренебрегают этим правилом и указывают количество соли.

Помним: «Поваренная соль может насолить нашему здоровью !»

Источники калия.

Лучший источник калия – растительная пища. Это – арбузы, дыни, апельсины, мандарины, бананы, сухофрукты (инжир, абрикосы, шиповник). Богаты калием ягоды – брусника, земляника, черная и красная смородина. Много калия и в овощах (особенно в картофеле), бобовых, изделиях из муки грубого помола, рисе.

Реакция организма на недостаток калия.

При недостатке калия в организме наблюдаются мышечная слабость, вялость кишечника, нарушения сердечной деятельности.

«Еще не встала – уже устала» - так образно и доступно характеризют дефицит калия в организме доктора. Пониженное содержание калия в организме обычно приводит к астении (психическому и физическому истощению, быстрой утомляемости), нарушению функции почек и истощению функции коры надпочечников. Существует риск нарушения обменных процессов и проводимости в миокарде.

Дефицит калия снижает работоспособность, замедляет заживления ран, ведёт к нарушению нервно-мышечной проводимости. Отмечается сухость кожных покровов, тусклость и слабость волос (это является предметом серьёзных переживаний особенно для женщин и девушек).

Может наступить внезапная смерть при увеличении нагрузок. Наблюдается плохая передача нервных импульсов. Снижают усвоение калия мочегонные средства (диуретики). При приготовлении пищи необходимо обращать внимание на то, что соединения калия водорастворимы. Это обстоятельство обязывает мыть продукты, его содержащие, до их измельчения и готовить их в небольшом количестве воды.

Кстати, народная медицина считает, что страстное желание употреблять алкоголь связано с недостатком калия в организме.

При калиевом истощении применяют калия хлорид KCl 4 - 5 раз в день по 1г.

Реакция организма на избыток калия.

При избытке калия в организме угнетены основные функции сердца: уменьшение возбудимости сердечной мышцы, урежение ритма сердечных сокращений, ухудшение проводимости, ослабление силы сокращений сердца. В больших концентрациях ионы калия вызывают остановку сердца в диастоле (фаза сокращения желудочков сердца). Токсическая доза калия составляет 6 г. Летальная доза – 14 г. Соли калия могут быть токсичны для организма за счет аниона, связанного с ионом калия, это, например, KCN (цианид калия).

Чтобы регулировать содержание этих биогенных элементов, можно учитывать данные, представленные в следующей таблице.

4. Практическая часть

Опыт 1. Окрашивание пламени соединениями.

Один из способов качественного обнаружения соединений щелочных металлов основан на их способности окрашивать пламя горелки.

В пробирки нужно налить растворы солей щелочных металлов. Железную проволоку промыть в соляной кислоте, а затем прокалить в пламени горелки.

Затем необходимо смочить проволоку раствором исследуемой соли и внести ее в пламя.

Соли, содержащие катионы лития, а также сам литий окрашивают пламя в красный цвет, катионы натрия и металл натрий – в желтый , катионы калия и металл калий окрашивают пламя в фиолетовый цвет. Для лучшего наблюдения можно рассматривать цвет через синее стекло.

Таким образом были обнаружены ионы Li + , Na + и К + в растворах солей LiCl , NaCl , Na 2 CO 3 , Na 2 SO 4 , NaNO 3 , KCl , KNO 3 , K 2 CO 3 .

Опыт 2. Взаимодействие щелочных металлов с водой.

В стакан с водой внести тщательно очищенный от оксидной пленки кусочек металла. После растворения металла исследовали среду раствора с помощью фенолфталеина.

Такой опыт проведи с кусочками лития, натрия и калия. Наиболее активно шла реакция с калием, она сопровождалась горением калия, наблюдались фиолетовые искры, выделение газа. Натрий реагировал с водой, выделяя желтые искры, а реакция лития была наиболее спокойна.

Образовавшиеся растворы с фенолфталеином окрасились в малиновый цвет, что указало на присутствие в растворе щелочи.

2Li +2H 2 O = 2LiOH + H 2

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

Опыт 3. Гидролиз солей натрия и калия.

Характер среды растворов солей исследуется с помощью кислотно-основных индикаторов.

Универсальные индикаторные бумажки, опущенные в растворы солей щелочных металлов, образованных слабыми кислотами Na 2 CO 3 и К 2 СО 3 , окрасились в синий цвет, что говорит о щелочной реакции растворов. в растворах произошел гидролиз – взаимодействии солей с молекулами воды:

Na 2 CO 3 ↔ 2Na + + CO 3 2-

CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ NaHCO 3 + NaOH

Растворы солей сильных кислот NaNO 3 , KNO 3 , NaCl , KCl , LiCl показали нейтральную среду (цвет индикаторной бумажки не изменился), значит гидролиза этих солей не происходит

Выводы

Почему так важно знать содержание в организме химических элементов?

Химические элементы не синтезируются, в отличие от многих органических веществ, в организме, а поступают извне с пищей, воздухом, через кожу и слизистые. Поэтому определение химических элементов позволяет узнать о том:

насколько Ваш организм соответствует идеалу (кстати, около 20% людей не имеют никаких отклонений и, таким образом, живут в гармонии с природой);

правильно ли Вы питаетесь, обеспечивает ли Ваш рацион необходимый набор питательных веществ;

наносят ли вред организму вредные привычки;

насколько безопасна среда, в которой Вы живете; пища, которую Вы употребляете; Ваше рабочее место;

хорошо ли функционируют Ваш желудок, кишечник, печень, почки, кожа, регулируя процессы всасывания и выведения питательных веществ;

нет ли у Вас хронических заболеваний или предрасположенности к ним;

правильно ли Вы лечитесь.

Какие заболевания наиболее тесно связаны с дисбалансом элементов?

В первую очередь, это:

снижение иммунитета;

болезни кожи, волос, ногтей;

сколиоз, остеопороз, остеохондроз;

гипертония;

аллергозы, в том числе бронхиальная астма;

диабет, ожирение;

заболевания сердечно-сосудистой системы;

болезни крови (анемия);

дисбактериоз кишечника, хронические гастриты, колиты;

бесплодие, снижение потенции у мужчин;

нарушение роста и развития у детей.

Многолетний опыт работы врачей показывает, что более 80% населения имеют более или менее выраженный дисбаланс микроэлементов. Поэтому, если у Вас имеются какие-нибудь , вам стоит обратить на это внимание!

Многие учёные считают, что в живом организме не только присутствуют все химические элементы, но каждый из них выполняет определённую биологическую функцию.

Мы выяснили биологическую роль лишь одной группы химических элементов. Щелочные металлы – чрезвычайно важны для здоровья человека, как и большинство других. Очень важно для состояния здоровья человека соблюдение оптимальной концентрации каждого элемента: вреден как недостаток элемента, так и его избыток.

Стабильность химического состава организма является одним из важнейших и обязательных условий его нормального функционирования .

Существует ошибочное, хотя и широко распространенное, мнение о возможности коррекции дисбаланса элементного состава организма человека путем обогащения рациона питания теми или иными продуктами, содержащими необходимые минеральные элементы. Однако следует принимать во внимание то, что присутствие в пищевых продуктах и воде необходимых макро-и микроэлементов (что особенно очевидно для жителей сельских территорий) зависит в значительной степени от так называемого "локального биогеохимического круговорота" элементов, который определяет содержание макро- и микроэлементов в пищевых растениях и животных.

Дефицит или избыток тех или иных элементов в организме человека, как правило, является следствием дефицита или избытка этих элементов, проходящих по пищевой цепи: от почвы - к растениям и животным - к человеку. При развивающемся дефиците любого элемента недостаточно пищевой коррекции, даже если для этой цели используются продукты из других регионов, почвы которых обогащены необходимым микроэлементом.

Только индивидуальный подбор специальных минеральных и других препаратов, направленных на нормализацию микроэлементного баланса организма, окажет реальную и эффективную помощь при развившемся патологическом состоянии.

В заключении приведем заповеди народной и научной медицины, которые надо знать всем:

Все связано со всем.

Все должно куда-то деваться.

Природа знает лучше.

Ничто не дается даром.

Используемая литература

1. Габриелян О.С. Химия, 9 класс, Учебник для ОУ заведений. - М. «Дрофа», 2001

2. Глинка Н.Л. Общая химия, Учебное пособие для вузов. – Л. «Химия», 1983

3. Общая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для мед. спец. вызов. Ю.А.Ершов и др. – М. «Высшая школа», 1993

4. Сычев А.П., Фадеев Г.Н. Химия металлов. Учебное пособие. – М. «Просвещение», 1984

5. MHTML. Doc ument. интегрированный урок «Щелочные металлы». Фестиваль «Открытый урок», 2003

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

К щелочным металлам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.

Нахождение в природе

Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs - значительно меньше, Fr- искусственно полученный элемент

Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 – сподумен

NaCl – поваренная соль (каменная соль), галит

Na 2 SO 4 10H 2 O – глауберова соль (мирабилит)

NaNO 3 – чилийская селитра

Na 3 AlF 6 - криолит
Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O - бура

KCl NaCl – сильвинит

KCl MgCl 2 6H 2 O – карналлит

K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 – полевой шпат (ортоклаз)

Свойства щелочных металлов

С увеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способность отдавать валентные электроны увеличивается и восстановительная активность увеличивается:

Физические свойства

Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.

Химические свойства

Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs

1. Активно взаимодействуют с водой :

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2

3. Реакция с кислородом:

4Li + O 2 → 2Li 2 O(оксид лития)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрия)

K + O 2 → KO 2 (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na 2 S (сульфиды)

2Na + H 2 → 2NaH (гидриды)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриды)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиды)

5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

Li + – карминово-красный

Na + – желтый

K + , Rb + и Cs + – фиолетовый

Получение

Т.к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCl=2Na+Cl 2

Применение щелочных металлов

Литий - подшипниковые сплавы, катализатор

Натрий - газоразрядные лампы, теплоноситель в ядерных реакторах

Рубидий - научно-исследовательские работы

Цезий – фотоэлементы

Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов

Получение

Окислением металла получается только оксид лития

4Li + O 2 → 2Li 2 O

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li 2 O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

Относятся к числу s-элементов. Электрон внешнего электронного слоя атома щелочного металла по сравнению с другими элементами того же периода наиболее удален от ядра, т. е. радиус атома щелочного металла наибольший по сравнению с радиусами атомов других элементов того же периода. В связи

Распределение электронов по энергетическим уровням у атомов щелочных металловТаблица 1

Элемент

Заряд ядра

Число электронов на энергетических уровнях

Радиус атома

1,57

1,86

2,36

2,43

2,62

с этим валентный электрон внешнего слоя атомов щелочных металлов легко отрывается, превращая их в положительные однозарядные ионы. Этим обусловлено , что соединения щелочных металлов с другими элементами построены по типу ионной связи.

В окислительно-восстановительных реакциях щелочные ведут себя как сильные восстановители, и эта способность возрастает от металла к металлу с увеличением заряда ядра атома.

Среди металлов щелочные металлы проявляют наиболее высокую химическую активность. В ряду напряжений все щелочные металлы располагаются в начале ряда. Электрон внешнего электронного слоя является единственным валентным электроном, поэтому щелочные металлы в любых соединениях одновалентны. Степень окисления щелочных металлов обычно +1.
Физические свойства щелочных металлов приведены в табл. 19.

Физические свойства щелочных металлов. Таблица 19

Элемент

Порядковый номер

Атомный вес

Температура плавления, °С

Температура кипения, °С

Плотность, г/смЗ

Твердость по шкале

6,94

22,997

39,1

85,48

132,91

38,5

1336

0,53

0,97

0,86

1,53

Типичными представителями щелочных металлов являются натрий и калий.
■ 26. Составьте общую характеристику щелочных металлов по следующему плану:
а) сходство и различие в строении атомов щелочных металлов;
б) особенности поведения щелочных металлов в окислительно-восстановительных реакциях;
в) тип кристаллической решетки в соединениях щелочных металлов;
г) особенности изменения физических свойств металлов в зависимости от радиуса атома.

Натрий

Электронная конфигурация атома натрия ls 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Структура его внешнего слоя:

Натрий встречается в природе только в виде солей. Наиболее распространенной солью натрия является поваренная соль NaCl, а также минерал сильвинит КCl · NaCl и некоторые сернокислые соли, например глауберова соль Na2SO4 · 10H2O, встречающаяся в больших количествах в заливе Каспийского моря Кара-Богаз-Гол.
Из поваренной соли NaCl металлический натрий получают путем электролиза расплава этой соли. Установка для электролиза изображена на рис. 76. В расплавленную соль опускают электроды. Анодное и катодное пространство разделено диафрагмой, которая изолирует образующийся от натрия, чтобы не произошло обратной реакции. Положительный ион натрия принимает с катода электрон и превращается в нейтральный атом натрия. Нейтральные атомы натрия собираются на катоде в виде расплавленного металла. Происходящий на катоде процесс можно изобразить следующей схемой:
Na + + Na 0 .
Поскольку на катоде происходит принятие электронов, а всякое принятие электронов атомом или ионом является восстановлением, ионы натрия на катоде восстанавливаются. На аноде ионы хлора отдают электроны, т. е. происходит процесс окисления и выделение свободного

газообразного хлора, что можно изобразить следующей схемой:

Cl — — е — → Cl 0

Полученный металлический натрий имеет серебристо-белый цвет, легко режется ножом. Срез у натрия, если его рассмотреть сразу после разреза, имеет яркий металлический блеск, но быстро тускнеет вследствие крайне быстрого окисления металла.

Рис. 76. Схема установки для электролиза расплава поваренной соли. 1 - кольцевой катод; 2 - колокол для выведения газообразного хлора из анодного пространства

Если натрий окислять в небольшом количестве кислорода при температуре около 180°, получается окись натрия:
4Na + О2 = 2Na2O.
При горении в кислороде получается перекись натрия:
2Na + O2 = Na2O2.
При этом натрий сгорает ослепительно желтым пламенем.
В связи с легкой и быстрой окисляемостью натрия его хранят под слоем керосина или парафина, причем предпочтительнее, так как в керосине все же растворяется некоторое количество воздуха и окисление натрия хотя и медленно, но все же происходит.

Натрий может давать соединение с водородом - гидрид NaH, в котором проявляет степень окисления - 1. Это солеподобное соединение, которое по характеру химической связи и величине степени окисления отличается от летучих гидридов элементов главных подгрупп IV-VII группы.
Металлический натрий может реагировать не только с кислородом и водородом, но и с многими простыми и сложными веществами. Например, при растирании в ступке с серой натрий бурно реагирует с ней, образуя :
2Na + S = Na2S

Реакция сопровождается вспышками, поэтому ступку нужно держать подальше от глаз и обернуть руку полотенцем. Для реакции следует брать небольшие кусочки натрия.
Натрий энергично сгорает в хлоре с образованием хлорида натрия, что особенно хорошо наблюдать в хлор-кальциевой трубке, в которой через расплавленный и сильно разогретый натрий пропускают ток хлора:
2Na + Сl2 = 2NaCl
Натрий реагирует не только с простыми, но и со сложными веществами, например с водой, вытесняя из нее , так как является весьма активным металлом, в ряду напряжений стоит намного левее водорода и легко вытесняет последний из воды:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2
Загоревшийся щелочной металл нельзя тушить водой. Лучше всего засыпать его порошком кальцинированной соды. В присутствии натрия бесцветное пламя газовой горелки окрашивается в желтый цвет.
Металлический натрий можно использовать как катализатор в органическом синтезе, например при производстве синтетического каучука из бутадиена. Он служит исходным веществом для получения других соединений натрия, например перекиси натрия.

■ 27. Докажите с помощью приведенных в тексте уравнений реакций с участием металлического натрия, что он ведет себя как восстановитель.

28. Почему натрий нельзя хранить на воздухе?

29. Ученик опустил в раствор сульфата меди кусочек натрия, надеясь вытеснить из соли металлическую . Вместо металла красного цвета получился студенистый голубой осадок. Опишите происшедшие реакции и напишите их уравнения в молекулярной и ионной формах. Как следовало изменить условия реакции, чтобы реакция привела к желаемому результату? Уравнения напишите в молекулярной, полной и сокращенной ионной формах.
30. В сосуд с 45 мл воды поместили 2,3 г металлического натрия. Какова едкого натра, образовавшегося по окончании реакции.
31. Какие средства можно применять при тушении загоревшегося натрия? Дайте обоснованный ответ.

Кислородные соединения натрия. Едкий натр

Кислородными соединениями натрия, как уже было сказано, являются окись натрия Na2O и перекись натрия Na2O2.
Окись натрия Na2O особого значения не имеет. Она энергично реагирует с водой, образуя едкий натр:
Na2O + Н2O = 2NaOH
Перекись натрия Na202 - желтоватый порошок. Ее можно рассматривать как своеобразную соль перекиси водорода, ибо структура ее такая же, как у Н2O2. Как и , перекись натрия является сильнейшим окислителем. При действии воды она образует щелочь и :
Na2O2 + Н2O = Н2O2 + 2NaOH
образуется и при действии разбавленных кислот на перекись натрия:
Na2O2 + H2SO4 = Н2O2 + Na2SO4
Все указанные выше свойства перекиси натрия позволяют использовать ее для отбелки все возможных материалов.

Рис. 77. Схема установки для электролиза раствора поваренной соли. 1 - анод; 2 - диафрагма, разделяющее анодное и катодное пространство; 3 -катод

Очень важным соединением натрия является гидроокись натрия, или едкий натр, NaOH. Его называют также каустической содой, или просто каустиком.
Для получения едкого натра используют поваренную соль - наиболее дешевое природное соединение натрия, подвергая ее электролизу, но в этом случае применяют не расплав, а раствор соли (рис. 77). Описание процесса электролиза раствора поваренной соли см. § 33. На рис. 77 показано, что анодное и катодное пространство разделено диафрагмой. Это сделано с той целью, чтобы образующиеся продукты не вступали между собой во взаимодействие, например Сl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + Н2O.

Едкий натр - твердое кристаллическое вещество белого цвета, прекрасно растворимое в воде. При растворении едкого натра в воде выделяется большое количество тепла и раствор сильно разогревается. Едкий натр необходимо хранить в хорошо закупоренных сосудах, чтобы предохранить его от проникновения водяных паров, под действием которых он может сильно увлажниться, а также двуокиси углерода, под действием которой едкий натр может постепенно превратиться в карбонат натрия:
2NaOH + СO2 = Na2CO3+ Н2O.
Едкий натр-типичная щелочь, поэтому меры предосторожности при работе с ним такие же, как и при работе с любыми другими щелочами.
Едкий натр применяется во многих отраслях промышленности, например для очистки нефтепродуктов, производства мыла из жиров, в бумажной промышленности, в производстве искусственного волокна и красителей, производстве медикаментов и др. (рис. 78).

Запишите в тетрадь области применения едкого натра.

Из солей натрия следует отметить в первую очередь поваренную соль NaCl, которая служит основным сырьем для получения едкого натра и металлического натрия (подробно об этой соли см. стр. 164), соду Na2CO3 (см. стр. 278), Na2SO4 (см. стр. 224), NaNO3 (см. стр. 250) и др.

Рис. 78. Применение едкого натра

■ 32. Опишите способ получения едкого натра электролизом поваренной соли.
33. Едкий натр можно получить действием на карбонат натрия гашеной известью. Составьте молекулярную и ионные формы уравнения этой реакции, а также рассчитайте, сколько соды, содержащей 95% карбоната, потребуется для получения 40 кг едкого натра.
34. Почему при хранении раствора едкого натра в склянках с притертыми пробками пробки «заедают» и их нельзя вынуть? Если же в течение некоторого срока подержать склянку опрокинутой в воду, то пробка свободно вынимается. Объясните, приведя уравнения реакций, что за процессы имеют место в данном случае.
35. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионных формах, характеризующих свойства едкого натра как типичной щелочи.
36. Какие меры предосторожности следует соблюдать при работе с едким натром? Какие меры первой помощи следует оказать при ожогах едким натром?

Калий

Калий К - также довольно распространенный щелочной металл, отличающийся от натрия величиной атомного радиуса (четвертый период) и потому обладающий большей химической активностью, чем натрий. Электронная конфигурация атома калия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
Структура его внешнего электронного слоя

Калий - мягкий металл, который хорошо режется ножом. Во избежание окисления его, как и натрий, хранят под слоем керосина.
С водой калий реагирует еще более бурно, чем натрий, с образованием щелочи и с выделением водорода, который загорается:
2К + 2Н2O = 2КОН + Н2.
При сжигании в кислороде (при этом для сжигания рекомендуется брать еще более мелкие кусочки металла, чем для сжигания натрия) он, подобно натрию, сгорает очень энергично с образованием перекиси калия.
Следует отметить, что в обращении калий гораздо опаснее натрия. Сильный взрыв может произойти даже при разрезании калия, поэтому обращаться с ним нужно еще осторожнее.
Гидроокись калия, или едкое кали КОН - белое кристаллическое вещество. Едкое кали во всех отношениях сходно с едким натром. Они широко применяются в мыловаренной промышленности, но его получение обходится несколько дороже, поэтому такого применения, как NaOH, оно не находит.
Соли калия следует отметить особо, так как некоторые из них широко используются в качестве удобрения. Таковы хлорид калия КСl, нитрат калия KNO3, который является также азотным удобрением.

■ 37. Чем объяснить то, что едкое кали химически активнее едкого натра?
38. В кристаллизатор с водой опустили кусочек калия. После того как реакция закончилась, туда же поместили немного цинка в виде белого студенистого осадка. Осадок исчез, а при испытании раствора фенолфталеином последний окрасился в малиновый цвет. Какие химические процессы здесь произошли?
Какие 34

Хим. элементы (щелочные элементы), составляющие гл. подгруппу 1 группы периодич. системы элементов, а также отвечающие им простые вещества металлы. К Щ. м. относятся литий Li (ат. номер 3), натрий Na (11), калий К (19), рубидий Rb (37), це … Физическая энциклопедия

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ - ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ, одновалентные металлы, составляющие первую группу периодической таблицы: литий, НАТРИЙ, РУБИДИЙ, ЦЕЗИЙ и ФРАНЦИЙ. Это мягкие серебристо белые металлы, которые быстро окисляются на воздухе и дают бурную реакцию с водой, при… … Научно-технический энциклопедический словарь

Щелочные металлы - ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. Мягкие металлы, легко режутся (кроме Li), Rb, Cs и Fr почти пастообразны при обычных условиях; Li самый лёгкий из всех металлов, Na и K легче воды. Химически очень… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ - химические элементы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Название от щелочей гидроксидов щелочных металлов … Большой Энциклопедический словарь

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ - элементы I группы периодической системы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr); очень мягкие, пластичные, легкоплавкие и легкие, как правило, серебристо белого цвета; химически очень активны; бурно реагируют с … Российская энциклопедия по охране труда

щелочные металлы - Группа, включ. Li, Na, К, Rb, Cs, Fr. Тематики металлургия в целом EN alkali metals … Справочник технического переводчика

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ - ПОДГРУППА IА. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ ЛИТИЙ, НАТРИЙ, КАЛИЙ, РУБИДИЙ, ЦЕЗИЙ, ФРАНЦИЙ Электронное строение щелочных металлов характеризуется наличием на внешней электронной оболочке одного электрона, относительно слабо связанного с ядром. С каждого… … Энциклопедия Кольера

Щелочные металлы - Alkali metals Щелочные металлы. Металлы первой группы Периодической системы, а именно: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Они образуют строго щелочные гидроксиды, отсюда и их название. (Источник: «Металлы и сплавы. Справочник.» Под… … Словарь металлургических терминов

Щелочные металлы Энциклопедический словарь по металлургии

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ - химические элементы Li, Na, К, Rb, Cs, Fr. Названы так потому, что их гидрооксиды наиболее сильные щелочи. Химически щелочные металлы наиболее активные металлы. Их активность возрастает от Li к Fr … Металлургический словарь

Книги

Комплект таблиц. Химия. Металлы (12 таблиц) , . Учебный альбом из 12 листов. Арт. 5-8683-012 Щелочные металлы. Химия щелочных металлов. Элементы II А - группы. Жесткость воды. Алюминий. Применение алюминия. Железо. Виды коррозии. Методы…

Щелочные металлы легко реагируют с неметаллами:

2K + I 2 = 2KI

2Na + H 2 = 2NaH

6Li + N 2 = 2Li 3 N (реакция идет уже при комнатной температуре)

2Na + S = Na 2 S

2Na + 2C = Na 2 C 2

В реакциях с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – пероксид, калий – надпероксид.

4Li + O 2 = 2Li 2 O

2Na + O 2 = Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

Получение оксида натрия:

10Na + 2NaNO 3 = 6Na 2 O + N 2

2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O

2Na + 2NaOН = 2Na 2 O + Н 2

Взаимодействие с водой приводит к образованию щелочи и водорода.

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

Взаимодействие с кислотами:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2

8Na + 5H 2 SO 4(конц.) = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

2Li + 3H 2 SO 4(конц.) = 2LiHSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

8Na + 10HNO 3 = 8NaNO 3 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

При взаимодействии с аммиаком образуются амиды и водород:

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2

Взаимодействие с органическими соединениями:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H 2

2CH 3 Cl + 2Na → C 2 H 6 + 2NaCl

2C 6 H 5 OH + 2Na → 2C 6 H 5 ONa + H 2

2СН 3 ОН + 2Na → 2 CH 3 ONa + H 2

2СH 3 COOH + 2Na → 2CH 3 COOONa + H 2

Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами. Ион Li + окрашивает пламя в кармино-красный цвет, ион Na + – в желтый, К + – в фиолетовый

Соединения щелочных металлов

Оксиды.

Оксиды щелочных металлов типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4

Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2

Na 2 O + 2HCl = 2NaCl + H 2 O

Na 2 O + 2H + = 2Na + + H 2 O

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

Пероксиды .

2Na 2 O 2 + CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3

Na 2 O 2 + SO 2 = Na 2 SO 4

2Na 2 O + O 2 = 2Na 2 O 2

Na 2 O + NO + NO 2 = 2NaNO 2

2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2

Na 2 O 2 + 2H 2 O (хол.) = 2NaOH + H 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2H 2 O (гор.) = 4NaOH + O 2

Na 2 O 2 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 (разб. гор.) = 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O + O 2

2Na 2 O 2 + S = Na 2 SO 3 + Na 2 O

5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 5O 2 + 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = I 2 + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2FeSO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

3Na 2 O 2 + 2Na 3 = 2Na 2 CrO 4 + 8NaOH + 2H 2 O

Основания (щелочи).

2NaOH (избыток) + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 (избыток) = NaHCO 3

SO 2 + 2NaOH (избыток) = Na 2 SO 3 + H 2 O

SiO 2 + 2NaOH Na 2 SiO 3 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 2NaAlO 2 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 + 3H 2 O = 2Na

NaOH + Al(OH) 3 = Na

2NaOH + 2Al + 6Н 2 О = 2Na + 3Н 2

2KOH + 2NO 2 + O 2 = 2KNO 3 + H 2 O

KOH + KHCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + H 2

3KOH + P 4 + 3H 2 O = 3KH 2 PO 2 + PH 3

2KOH (холодный) + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O

6KOH (горячий) + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

6NaOH + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

NaHCO 3 + HNO 3 = NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

NaI → Na + + I –

на катоде: 2Н 2 О + 2e → H 2 + 2OH – 1

на аноде: 2I – – 2e → I 2 1

2Н 2 О + 2I – H 2 + 2OH – + I 2

2H 2 O + 2NaI H 2 + 2NaOH + I 2

2NaCl 2Na + Cl 2

на катоде на аноде

2Na 2 HPO 4 Na 4 P 2 O 7 + H 2 O

KNO 3 + 4Mg + 6H 2 O = NH 3 + 4Mg(OH) 2 + KOH

4KClO 3 KCl + 3KClO 4

2KClO 3 2KCl + 3O 2

KClO 3 + 6HCl = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + S↓ + SO 2 + H 2 O

2NaI + Br 2 = 2NaBr + I 2

2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2

I A группа.

1. Над поверхностью налитого в колбу раствора едкого натра пропускали электрические разряды, при этом воздух в колбе окрашивался в бурый цвет, который исчезает через некоторое время. Полученный раствор осторожно выпарили и установили, что твердый остаток представляет собой смесь двух солей. При нагревании этой смеси выделяется газ и остается единственное вещество. Напишите уравнения описанных реакций.

2. Вещество, выделяющееся на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Полученный продукт поместили в газометр, наполненный углекислым газом. Образовавшееся вещество добавили в раствор хлорида аммония и раствор нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

3) Азотную кислоту нейтрализовали пищевой содой, нейтральный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Образовавшееся вещество внесли в подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия, при этом раствор обесцветился. Азотсодержащий продукт реакции поместили в раствор едкого натра и добавили цинковую пыль, при этом выделился газ с резким запахом. Напишите уравнения описанных реакций.

4) Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора иодида натрия с инертными электродами, внесли в реакцию с калием. Продукт реакции нагрели с концентрированной серной кислотой, и выделившийся газ пропустили через горячий раствор хромата калия. Напишите уравнения описанных реакций

5) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Поученный продукт последовательно обработали сернистым газом и раствором гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций

6) Белый фосфор растворяется в растворе едкого кали с выделением газа с чесночным запахом, который самовоспламеняется на воздухе. Твердый продукт реакции горения прореагировал с едким натром в таком соотношении, что в образовавшемся веществе белого цвета содержится один атом водорода; при прокаливании последнего вещества образуется пирофосфат натрия. Напишите уравнения описанных реакций

7) Неизвестный металл сожгли в кислороде. Продукт реакции, взаимодействует с углекислым газом, образует два вещества: твердое, которое взаимодействует с раствором соляной кислоты с выделением углекислого газа, и газообразное простое вещество, поддерживающее горение. Напишите уравнения описанных реакций.

8) Через избыток раствора едкого кали пропустили бурый газ в присутствии большого избытка воздуха. В образовавшийся раствор добавили магниевую стружку и нагрели, выделившимся газом нейтрализовали азотную кислоту. Полученный раствор осторожно выпарили, твердый продукт реакции прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

9) При термическом разложении соли А в присутствии диоксида марганца образовались бинарная соль Б и газ, поддерживающий горение и входящий в состав воздуха; при нагревании этой соли без катализатора образуются соль Б и соль высшей кислородсодержащей кислоты. При взаимодействии соли А с соляной кислотой выделяется желто-зеленый газ (простое вещество) и образуется соль Б. Соль Б окрашивает пламя в фиолетовый цвет, при ее взаимодействии с раствором нитрата серебра выпадает осадок белого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

10) К нагретой концентрированной серной кислотой добавили медную стружку и выделившийся газ пропустили через раствор едкого натра (избыток). Продукт реакции выделили, растворили в воде и нагрели с серой, которая в результате проведения реакции растворилась. В полученный раствор добавили разбавленную серную кислоту. Напишите уравнения описанных реакций.

11) Поваренную соль обработали концентрированной серной кислотой. Полученную соль обработали гидроксидом натрия. Полученный продукт прокалили с избытком угля. Выделившийся при этом газ прореагировал в присутствии катализатора с хлором. Напишите уравнения описанных реакций.

12) Натрий прореагировал с водородом. Продукт реакции растворили в воде, при этом образовался газ, реагирующий с хлором, а полученный раствор при нагревании прореагировал с хлором с образованием смеси двух солей. Напишите уравнения описанных реакций.

13) Натрий сожгли в избытке кислорода, полученное кристаллическое вещество поместили в стеклянную трубку и пропустили через неё углекислый газ. Газ, выходящий из трубки, собрали и сожгли в его атмосфере фосфор. Полученное вещество нейтрализовали избытком раствора гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

14) К раствору, полученному в результате взаимодействия пероксида натрия с водой при нагревании, добавили раствор соляной кислоты до окончания реакции. Раствор образовавшейся соли подвергли электролизу с инертными электродами. Газ, образовавшийся в результате электролиза на аноде, пропустили через суспензию гидроксида кальция. Напишите уравнения описанных реакций.

15) Через раствор гидроксида натрия пропустили сернистый газ до образования средней соли. К полученному раствору прилили водный раствор перманганата калия. Образовавшийся осадок отделили и подействовали на него соляной кислотой. Выделившийся газ пропустили через холодный раствор гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

16) Смесь оксида кремния (IV) и металлического магния прокалили. Полученное в результате реакции простое вещество обработали концентрированным раствором гидроксида натрия. Выделившийся газ пропустили над нагретым натрием. Образовавшееся вещество поместили в воду. Напишите уравнения описанных реакций.

17) Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали раствором хлорида бария. Раствор профильтровали, а фильтрат смешали с раствором нитрата натрия и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

18) Натрий нагрели в атмосфере водорода. При добавлении к полученному веществу воды наблюдали выделение газа и образование прозрачного раствора. Через этот раствор пропустили бурый газ, который был получен в результате взаимодействия меди с концентрированным раствором азотной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

19) Гидрокарбонат натрия прокалили. Полученную соль растворили в воде и смешали с раствором алюминия, в результате образовался осадок и выделился бесцветный газ. Осадок обработали избытком раствора азотной кислоты, а газ пропустили через раствор силиката калия. Напишите уравнения описанных реакций.

20) Натрий сплавили с серой. Образовавшееся соединение обработали соляной кислотой, выделившийся газ нацело прореагировал с оксидом серы (IV). Образовавшееся вещество обработали концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнения описанных реакций.

21) Натрий сожгли в избытке кислорода. Образовавшееся вещество обработали водой. Полученную смесь прокипятили, после чего в горячий раствор добавили хлор. Напишите уравнения описанных реакций.

22) Калий нагрели в атмосфере азота. Полученное вещество обработали избытком соляной кислоты, после чего к образовавшейся смеси солей добавили суспензию гидроксида кальция и нагрели. Полученный газ пропустили рад раскаленным оксидом меди (II).Напишите уравнения описанных реакций.

23) Калий сожгли в атмосфере хлора, образовавшуюся соль обработали избытком водного раствора нитрата серебра. Выпавший осадок отфильтровали, фильтрат выпарили т осторожно нагрели. Образовавшуюся соль обработали водным раствором брома. Напишите уравнения описанных реакций.

24) Литий прореагировал с водородом. Продукт реакции растворили в воде, при этом образовался газ, реагирующий с бромом, а полученный раствор при нагревании прореагировал с хлором с образованием смеси двух солей. Напишите уравнения описанных реакций.

25) Натрий сожгли на воздухе. Образовавшееся при этом твердое вещество поглощает углекислый газ с выделением кислорода и соли. Последнюю соль растворили в соляной кислоте, а к полученному при этом раствору добавили раствор нитрата серебра. При этом выпал белый осадок. Напишите уравнения описанных реакций.

26) Кислород подвергли воздействию электроразряда в озонаторе. Полученный газ пропустили через водный раствор йодида калия, при этом выделился новый газ без цвета и запаха, поддерживающий горение и дыхание. В атмосфере последнего газа сожгли натрий, а полученное при этом твердое вещество прореагировало с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.

I A группа.

1. N 2 + O 2 2NO