Лекция 1

ТЕМА : S – элементы

Вопросы, изучаемые на лекции:

1. Водород. Общая характеристика. Особенности положения в ПСЭ.
2. Химические свойства водорода.
3. Вода, ее физические и химические свойства.
4. S – элементы I группы. Общая характеристика щелочных металлов.
5. Нахождение в природе и получение щелочных металлов.
6. Физические и химические свойства щелочных металлов.
7. Общая характеристика S – элементов П группы.
8. Особые свойства бериллия.
9. Нахождение в природе и получение металлов ПА группы.
10. S – элементов П группы.
11. Важнейшие соединения S – элементов I и П групп.
12. S – элементов.

Рассмотрение химии элементов начинается с изучения S – элементов. К ним относятся S – элементы I группы (щелочные металлы), S – элементы П группы, а также водород и гелий.

Водород. Общая характеристика.

Особенности положения в периодической системе элементов

Электронная формула атома водорода 1 S 1 , радиус атома 0,046 нм. Водород занимает особое положение в ПСЭ. Его можно поместить и в I , и в VII группы. Водород располагается в I группе ПСЭ, так как:

• у него один валентный электрон;
• он является S – элементом;
• валентный электрон он сравнительно легко отдает, проявляя восстановительные свойства (как и щелочные металлы);

По другим параметрам водород ближе к элементам VII группы, то есть галогенам:

• как и галогенам для завершения внешнего энергетического уровня атому Н не хватает одного электрона;
• реагируя с металлами, водород присоединяет электрон от партнера с образованием аниона Н - , проявляя при этом окислительные свойства (как и галогены);
• как и галогены, водород образует устойчивую при обычных условиях двухатомную молекулу Н 2 ;
• значение энергии ионизации атома водорода (13,6 эв) велико и оно намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов и близка к галогенам;
• водород (как и галогены) считается неметаллом.

В соединениях Н может иметь степень окисления, равную -1 и +1.

Водород имеет несколько изотопов: протий Н, дейтерий Д и тритий Т с массовыми числами соответственно 1, 2, 3. Протий и дейтерий - стабильные изотопы. Тритий нестоек, его период полураспада равен 12,26 года. В природных соединениях протий и дейтерий в среднем содержатся в атомном соотношении 6800: 1.

Водород широко распространен в природе. В свободном состоянии водород на Земле содержится в незначительных количествах (в вулканических газах и газах при добывании нефти). Но в виде соединений он встречается в составе воды, угля, нефти и входит во все животные и растительные организмы. В земной коре его 17 атомных % (или по массе 1%). Водород - самый распространенный элемент космоса. Он составляет до ½ массы Солнца и многих звезд.

Физические свойства водорода

Водород - бесцветный газ, не имеющий запаха, самый легкий из всех газов: в 14,5 раз легче воздуха. Молекулы водорода имеют небольшие размеры, подвижны, обладают высокой прочностью (энергия диссоциации молекулы равна 436 кДж/моль) и малой поляризуемостью. Поэтому для него характерны низкие температуры плавления (-259 о С) и кипения (-252,6 о ), а также очень малая растворимость его в воде (18 мл Н 2 в 1 л Н 2 О при 20 о С). Но водород обладает одним удивительным свойством - он внедряется в кристаллические структуры некоторых металлов (Р d , Pt , Ni ) – примерно 1 объем палладия поглощает 850 объемов Н 2 . Особенно велика способность водорода диффундировать в металлах при высоких температурах и высоком давлении. При этом структура металла нарушается и прочность его уменьшается.

Химические свойства водорода

В обычных условиях водород благодаря прочности молекул Н 2 сравнительно малоактивен и непосредственно взаимодействует лишь со фтором:

Н 2 + F 2 = 2 HF .

При нагревании вступает во взаимодействие со многими неметаллами:

t o t o

Н 2 + Cl 2 = 2 HCl ; 2Н 2 + С ↔ СН 4

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О;

t o , каt t o

3 Н 2 + N 2 ↔ 2NH 3 H 2 + S = Н 2 S.

Во всех этих реакциях водород проявляет свойства восстановителя. Восстановительная способность водорода используется также для получения некоторых простых веществ из оксидов или галогенидов:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O;

SiCl 4 + 2H 2 = Si + 4HCl.

При взаимодействии со щелочными и щелочноземельными мета л лами водород проявляет свойства окислителя, при этом образуются гидр и ды металлов.

t o t o

Н о 2 + 2Na = 2NaH -1 , Са + Н 2 = СаН 2.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов – это соли, связь в них ионная. Они очень реакционноспособны и при действии на них воды практически полностью подвергаются гидролизу: NaH + H 2 O → NaOH + H 2 .

Вода, ее физические и химические свойства

Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость. Вода – это самое важное вещество в природе, в том числе для живых организмов. Организм человека на 65 – 70% состоит из воды, в которой растворены все другие вещества, необходимые для жизнедеятельности организма. Кроме того, вода в организме представляет собой среду, в которой протекают многие биохимические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма; вода сама принимает участие в целом ряде биохимических процессов (гидролиз белков, жиров, углеводов и др.). Человек без воды живет всего 7-8 суток. При потере 10% воды происходит самоотравление организма продуктами разложения, а при потере 20-21% воды - смерть.

Молекула воды имеет угловое строение, валентный угол равен 104,5 о .

Молекула воды сильно полярна, поэтому вода растворяет многие вещества и это самый лучший растворитель на Земле. Молекулы воды сильно ассоциированы между собой вследствие способности образовывать водородные связи. Для жидкого состояния воды характерны ассоциаты (Н 2 О) n , где « n » чаще всего равно 2-4. Благодаря процессам ассоциации вода имеет ряд характерных свойств: высокие температуры кипения и плавления. Кроме того, при переходе воды из твердого состояния в жидкое плотность увеличивается (в отличие от большинства других веществ) и максимальная плотность воды при +4 о С. Чистая вода почти не проводит электрический ток, то есть является очень слабым электролитом. Вода обладает аномально высокой теплоемкостью (4,18 Дж/г ∙ К), то есть медленно нагревается и охлаждается, являясь регулятором температуры на Земле (это важно для процессов, протекающих в живом организме).

Природная вода никогда не бывает чистой. Проходя слой Земли, вода захватывает соли и другие вещества, поэтому имеет определенный состав минеральных веществ, который бывает различным как в качественном, так и количественном соотношениях. Такая вода называется минеральной и она в зависимости от состава применяется для лечения различных заболеваний.

Для очистки воды от различных примесей воду подвергают простой перегонке (дистилляции). Этот процесс заключается в непрерывном нагревании воды в перегонном кубе (дистилляторе) с отводом образующегося водяного пара и его последующей конденсации. В итоге получается дистиллированная вода, в которой почти нет примесей. Такая вода используется как растворитель для приготовления растворов различных веществ в лабораторной практике, при научных исследованиях, а также в медицине и фармации для приготовления водных растворов различных лекарственных веществ.

В химическом отношении вода - довольно реакционноспособное вещество. Большинство процессов растворения, диссоциации и гидролиза веществ идут в воде. Поэтому при обычных условиях вода реагирует со многими веществами (как с простыми, так и сложными).

Наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные) реагируют с водой с выделением Н 2 .

2Na + 2 HOH → 2NaOH + H 2 .

Оксиды многих металлов и неметаллов реагируют с водой, образуя кислоты и основания: Na 2 O + HOH → 2 NaOH ,

P 2 O 5 + 3HOH → 2H 3 PO 4 .

Неметаллы (Cl 2 , C , S , Si и др.) реагируют с водой или водяным паром:

С l 2 + HOH ↔ HCl + HClO.

Многие соли и некоторые органические вещества (сложные эфиры, крахмал и другие) подвергаются гидролитическому разложению водой:

К 2 СО 3 + НОН ↔ КНСО 3 + КОН.

При растворении многих веществ их молекулы или ионы связываются с молекулами воды и образуют гидраты. Гидраты, образующиеся в результате донорно-акцепторного взаимодействия, называются аквакомплексами - это один из основных типов комплексных соединений: [ Al (H 2 O ) 6 ] Cl 3 , [ Co (H 2 O ) 6 ] Cl 2 .

Гидраты, как правило, нестойкие соединения, и при выпаривании раствора во многих случаях разлагаются. Но иногда гидраты настолько прочны, что при выделении растворенного вещества из раствора вода входит в состав его кристаллов. Получаются кристаллогидраты, а содержащаяся в них вода называется кристаллизационной. Примеры: CuSO 4 ∙5 H 2 O , Na 2 SO 4 ∙10 H 2 O , AlCl 3 ∙6 H 2 O и др.

S – элементы I группы

S - элементами I группы являются щелочные металлы. Они называются так потому, что их гидроксиды являются щелочами (то есть растворимыми основаниями).

Общая характеристика щелочных металлов

У S – элементов I группы особенно резко изменяются основные параметры атомов (см. таблицу 1). Радиус атома S – элементов сильно увеличивается с возрастанием порядкового номера элемента в группе, радиус иона тоже. Резкое увеличение радиуса атома влечет за собой сильное уменьшение энергии ионизации сверху вниз. Энергия ионизации характеризует способность атома отдавать электрон, то есть восстановительную способность нейтрального атома, поэтому восстановительные свойства сверху вниз в подгруппе увеличиваются.

У щелочных металлов по сравнению с элементами других подгрупп наибольшие размеры атомов и ионов, а энергии ионизации наиболее низкие, поэтому у них наиболее сильно выражены металлические свойства и они будут самыми сильными восстановителями.

Таблица 1

Элемент	Электронная формула валентного уровня	Радиус атома, нм.	Радиус иона Э + , нм.	Энергия ионизации Э о → Э + , эв.	Относительная электро- отрицательность (ОЭО)	Энергия диссоциации двухатомных молекул Э 2 , ккал/моль
(для сравне-ния)	1S 1 2S 1 3S 1 4S 1 5S 1 6S 1 7 S 1	0,046 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268 0,280	0,068 0,098 0,133 0,149 0,165 0,175	13,6 5,39 5,14 4,34 3,89	1,00 0,93 0,91 0,89 0,86 0,86	104,0 25,5 17,3 11,8 10,8 10,0

Щелочные металлы образуют двухатомные молекулы Ме 2 , но прочность связи мала (см. табл. 1), поэтому в обычных условиях состояние этих веществ атомарное. В парообразном состоянии обнаружены Li 2 , Na 2 , K 2 . Энергия диссоциации двухатомных молекул сверху вниз в подгруппе уменьшается (водород выпадает из этой закономерности, он имеет большую энергию ионизации и энергию диссоциации, так как у него один единственный электрон, радиус атома очень мал и электрон прочнее удерживается ядром).

В соединениях щелочные металлы проявляют единственную С.О. = +1.

Характер связи с другими элементами, как правило, ионный. Причем, так как относительная электроотрицательность и энергия ионизации сверху вниз в подгруппе уменьшаются (см. табл. 1), то повышается степень ионности химических связей в однотипных соединениях.

Нахождение в природе и получение щелочных металлов

Щелочные металлы в природе находятся только в виде соединений, так как очень активны. Наиболее широко представлены калий и натрий, меньше литий. Рубидий и цезий - рассеянные элементы и содержатся в некоторых минералах калия и лития (сопутствуют им). Франций - радиоактивный элемент, получают искусственно (для наиболее долгоживущего изотопа период полураспада τ 1/2 = 20 минут).

Важнейшие минералы лития: сподумен LiAl (SiO 3 ) 2 и амблигонит - LiAl (PO 4 ) F . Важнейшие минералы натрия: NaCl - каменная соль (в земле), есть NaCl и в морской воде; Na 3 [ AlF 6 ] – криолит, Na 2 B 4 O 7 ∙ 10 H 2 O – бура, Na 2 SO 4 ∙ 10 H 2 O –глауберова соль, NaNO 3 – чилийская селитра и другие. Минералы калия: КС l – сильвин, NaCl ∙ KCl – сильвинит, К Cl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 O – карналлит, К NO 3 – индийская селитра.

Натрий и литий получают электролизом расплавов солей (реже NaOH ). Металлы выделяются на катоде.

Калий чаще всего получают восстановлением из расплавов К Cl или КОН натрием: t o

КОН + Na = К + NaOH .

Рубидий и цезий получают восстановлением их из хлоридов кальцием или термическим разложением соединений: 2 R вС l + Са = СаС l 2 + 2 R в.

Физические и химические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы - легкие серебристо-белые металлы (С s - золотисто-желтый). Плотность лития, натрия и калия меньше, чем у воды. Они легко режутся ножом (очень мягки), имеют невысокие Т кипения и Т плавления. Щелочные металлы очень активны и легко окисляются, поэтому их хранят или в вакууме, или в керосине, с которым они не взаимодействуют. Но цезий и рубидий хранят только в запаянных сосудах (вакууме).

Химические свойства: это - самые активные металлы, причем их химическая активность увеличивается в группе сверху вниз. Они легко взаимодействуют с О 2 , причем рубидий и цезий самовоспламеняются, а калий тотчас окисляется. Все щелочные металлы располагаются в начале ряда стандартных электродных потенциалов металлов, поэтому легко реагируют с водой и кислотами, вытесняя водород:

2 Na + 2НОН → 2 NaOH + H 2 ,

причем калий в воде самовоспламеняется, а рубидий и цезий опускаются на дно и реакция сопровождается взрывом. Эти реакции характеризуют высокую химическую активность щелочных металлов и то, что она возрастает в группе от лития к цезию.

О 2

│––––––––––→ Li 2 O , Na 2 O 2 , KO 2

│ Га l 2

Ме + │ ––––––––––→ МеГа l

│ t o , Н 2

│––––––––––→ МеН

│ t o , S, P, Si

│––––––––––→ сульфиды , фосфиды , силициды

│ t o , N 2

│––––––––––→ Me 3 N (литий реагирует при обычных условиях).

Общая характеристика S -элементов П группы

К S – элементам П группы относятся: Ве, М g , Ca , Sr , Ba и Ra ; Са, Sr и Ва называются еще щелочноземельными металлами, так как их основания проявляют щелочные свойства, а оксиды этих элементов раньше назывались землями.

Таблица 2

Элемент	Электронная формула валентного уровня	Радиус атома, нм	Радиус иона Э 2+ , нм	Энергия ионизации (Э о → Э + ), эв.	ОЭО (относительная электроотрицательность).
Ве	2S 2	0,113	0,034	9,32	1,47
	3S 2	0,160	0,074	7,65	1,23
	4S 2	0,197	0,104	6,11	1,04
	5S 2	0,215	0,120	5,69	0,99
	6S 2	0,221	0,133	5,21	0,97
	7S 2	0,235	0,144	5,28	0,97

Закономерности проявления периодичности у S – элементов П группы такие же, как и у S -элементов I группы. Валентная структура nS 2 , то есть на внешнем электронном уровне - два электрона, которые атомы легко отдают.

Радиус атома и радиус иона сверху вниз в группе увеличиваются, а энергия ионизации сильно уменьшается, относительная электроотрицательность тоже уменьшается, поэтому химическая активность сверху вниз в группе возрастает.

В соединениях S – элементы П группы проявляют с.о. = +2.

Характер связи с другими элементами: для Ве не обнаружены соединения с ионной связью, для остальных элементов более характерна ионная связь, причем в группе сверху вниз степень ионности связи в однотипных соединениях увеличивается.

Особые свойства бериллия

У бериллия на предвнешнем электронном уровне находится всего 2 электрона. Кроме того, радиус атома и иона у него намного меньше, чем у остальных S -элементов П группы, а энергия ионизации намного больше. Поэтому он по сравнению с остальными S -элементами П группы мало активен. Оксид и гидроксид бериллия проявляют амфотерные свойства.

Бериллий во многом сходен с алюминием (диагональное сходство). Ионные связи не образует, а образует только ковалентные связи. Простых ионов Ве 2+ не образует, а образует комплексные ионы [ Be (OH ) 4 ] 2- , [ Be (H 2 O ) 4 ] 2+ , [ BeF 4 ] 2- , где ковалентность его равна 4. Для него характерно к.ч. = 4 (Sp 3 –гибридизация валентных орбиталей).

Нахождение в природе и получение металлов П А группы

В свободном виде металлы данной подгруппы в природе не встречаются, так как очень активны. Важнейшие минералы: Ве 3 А l 2 (SiO 3 ) 6 – берилл; М gCO 3 – магнезит; М gCO 3 ∙ CaCO 3 – доломит; КС l ∙ MgCl 2 ∙6 H 2 O – карналлит. Барий, стронций и кальций в земной коре встречаются в виде карбонатов, сульфатов, фосфатов, фторидов, силикатов. Радий встречается в урановых рудах.

Получение: получают, как правило, электролизом расплавов солей (аналогично щелочным металлам): электролиз расплава ВеС l 2 , электролиз расплава MgCl 2 , электролиз расплава хлоридов кальция и стронция. Барий высокой чистоты получают алюминотермическим методом из ВаО.

Физические и химические свойства S – элементов П группы.

Физические свойства: S – элементы П группы - металлы, менее мягкие, чем щелочные металлы (радий режется ножом, остальные - нет). Они тяжелее воды, тугоплавки. Щелочноземельные металлы на воздухе активны, поэтому хранятся, как правило, в нейтральных средах; Ве и М g покрываются оксидной пленкой и устойчивы на воздухе.

Химические свойства: Са, Sr и Ва легко окисляются кислородом, а Ве и М g покрываются оксидной пленкой и для того, чтобы они прореагировали с О 2 , необходимо нагревание.

Все они в ряду стандартных электродных потенциалов металлов стоят до водорода, но Ве практически не растворяется в воде, так как покрыт защитной пленкой; а М g с холодной водой не реагирует. Са и его аналоги похожи на натрий и калий и хорошо реагируют с водой, кислотами и активными неметаллами уже при обычных условиях. В реакциях S – элементов П группы с азотом, водородом, углеродом и кремнием требуется нагревание. Химическая активность в ряду Са – Sr - Ва увеличивается. Ве с водородом непосредственно не реагирует.

│ О 2

│ ––––––––––→ МеО

│ Н 2 О

│––––––––––→ Ме(ОН) 2 + Н 2

│ Га l 2

Ме + │––––––––––→ МеГа l 2

│ t o , Н 2

│––––––––––→ МеН 2

│t o , S, P, C, Si, N 2

│––––––––––→ Ме S, Ме 3 N 2, Me 3 P 2, CaC 2 , Mg 2 Si

Ве, являясь амфотерным, растворяется в кислотах и растворах щелочей с выделением Н 2 .

Ве + 2 НС l + 4H 2 O → Cl 2 + H 2

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

Важнейшие соединения S -элементов I и П групп

1. Оксиды.

Оксиды щелочных металлов Ме 2 О получают или окислением лития кислородом или восстановлением пероксидов: t o

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O.

Оксиды Ме 2 О - это твердые кристаллические вещества. Проявляют типичные свойства основных оксидов. Легко растворяются в воде с выделением большого количества тепла: Ме 2 О + Н 2 О → 2МеОН.

Оксиды МеО (то есть S -элементов П группы) получают окислением металлов кислородом или термическим разложением карбонатов и нитратов:

2Ме + О 2 → 2МеО,

СаСО 3 → СаО + СО 2 .

МеО – это твердые вещества. ВеО и MgO практически в воде не растворяются, остальные растворяются с образованием соответствующих гидроксидов:

МеО + Н 2 О → Ме(ОН) 2 .

Будучи амфотерным оксидом, ВеО реагирует с кислотами и щелочами:

ВеО + 2НС l + 3Н 2 О → [ Be (H 2 O ) 4 ] Cl 2 .

BeO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 .

1. Гидроксиды.

Гидроксиды щелочных металлов МеОН получают непосредственным растворением оксидов в воде (аналогично и для щелочноземельных металлов):

К 2 О + Н 2 О → 2КОН или ВаО + Н 2 О → Ва(ОН) 2 .

В промышленности можно получить (например, NaOH ) электролизом водных растворов солей (NaCl и др.). В лаборатории можно получить по реакции:

2Na + 2HOH → 2NaOH + H 2 .

Be (OH ) 2 и М g (OH ) 2 получают косвенно - подщелачиванием растворов солей:

М gCl 2 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + 2NaCl.

МеОН – это твердые очень гигроскопические вещества, хорошо растворяются в воде (хуже растворяется гидроксид лития), при этом ионизированы в растворе практически нацело и являются самыми сильными основаниями. Проявляют все свойства щелочей. Растворимость и термическая устойчивость Ме(ОН) 2 увеличивается в ряду Ве(ОН) 2 → Ва(ОН) 2 . Гидроксид бериллия в воде не растворяется, а Mg (OH ) 2 растворяется очень мало. Основные свойства от Ве(ОН) 2 к Ва(ОН) 2 увеличиваются и Ва(ОН) 2 похож на NaOH , то есть сильное основание.

Ве(ОН) 2 - амфотерный гидроксид, причем является и слабым основанием, и слабой кислотой (кислотные свойства выражены слабее основных):

Ве (ОН ) 2 + 2 НС l + 2H 2 O ↔ Cl 2

Be(OH) 2 + 2NaOH ↔ Na 2 .

1. Соли S – элементов.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (за исключением NaHCO 3 , Li 3 PO 4 , LiF и др.).

По катиону гидролиз солей S – элементов I группы не протекает, так как - это катионы сильных оснований. Гидролиз этих солей протекает по аниону слабой кислоты, например, Na 2 CO 3 , KCN и др.:

С N - + НОН ↔ НС N + ОН - .

Число растворимых солей для S -элементов П группы намного меньше, чем щелочных металлов. Карбонаты щелочноземельных металлов практически нерастворимы в воде. Растворимость сульфатов, хлоридов и фосфатов от Mg 2+ до Ва 2+ уменьшается и Ва SO 4 не растворяется даже в кислотах.

Гидролиз солей S -элементов П группы: по катиону подвергаются гидролизу соли бериллия и очень незначительно соли магния, так как Ве(ОН) 2 - слабое основание, а Mg (OH ) 2 – основание средней силы.

2+ + HOH ↔ + + H 3 O + .

∟ Н + ‗‗‗

По аниону подвергаются гидролизу бериллаты, например, К 2 [ Be (OH ) 4 ] и соли остальных S – элементов П группы, образованные слабыми кислотами. Бериллаты сильно гидролизуются и существуют в водном растворе только при большом избытке щелочи:

[ Be (O Н) 4 ] 2- + HOH ↔ [ Be (ОН) 3 (Н 2 О)] - + OH - .

‗‗‗ Н + ‗‗│

При взаимодействии Ве F 2 c фторидами щелочных металлов образуются комплексные фторобериллаты:

Ве F 2 + 2 KF = K 2 [ BeF 4 ] – тетрафторобериллат калия.

Атом бериллия в этом комплексе находится в состоянии Sp 3 – гибридизации, поэтому ион [ BeF 4 ] 2- имеет форму тетраэдра. Вообще нужно отметить, что способность к комплексообразованию у S - элементов П группы выше, чем у щелочных металлов.

Биологическая роль и применение в медицине соединений

s -элементов

Из s – элементов в организме человека наибольшее значение имеют: Na + , K + , Ca 2+ , Mg 2+ . Они участвуют в создании буферных систем организма, обеспечении необходимого осмотического давления, возникновении мембранных потенциалов, в передаче нервных импульсов (Na + , K + ), структурообразовании (Mg 2+ , Ca 2+ ).

Натрий и калий : ионы натрия и калия распределены по всему организму человека, причем ионы натрия входят преимущественно в состав межклеточных жидкостей, ионы калия находятся главным образом внутри клеток.

Подсчитано, что в организме человека содержится 25 грамм К и 70 грамм Na (на 70 кг массы человека). От концентрации обоих ионов зависит чувствительность (проводимость) нервов, сократительная способность мышц; введение ионов К + способствует расслаблению сердечной мышцы между сокращениями сердца. Хлорид натрия служит источником образования соляной кислоты в желудке. Гидрокарбонат натрия входит в состав карбонатного буфера, поддерживающего КЩР в жидких средах организма.

Из солей натрия и калия наибольшее значение для медицины имеют следующие соединения:

Хлорид натрия (NaCl ) - раствор хлорида натрия (0,9% - физиологический раствор) применяется для внутривенных вливаний при больших кровопотерях. Кроме того, NaCl употребляется для ингаляций, для лечения катаральных состояний некоторых слизистых оболочек.

Сульфат натрия – Na 2 SO 4 ∙ 10 H 2 O (глауберова соль) – бесцветные прозрачные кристаллы горьковато – соленого вкуса. В медицине эта соль применяется как слабительное средство и как противоядие при отравлении солями бария и свинца, с которыми дает нерастворимые осадки BaSO 4 и Рв SO 4 :

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Na 2 SO 4 + Рв Cl 2 = Рв SO 4 ↓ + 2NaCl

Гидрокарбонат натрия – NaHCO 3 - белый кристаллический порошок. Применяется в порошках, таблетках и растворах при повышенной кислотности желудочного сока, подагре, диабете, катарах верхних дыхательных путей. Водный раствор гидрокарбоната натрия вводят внутривенно при заболеваниях, сопровождающихся ацидозом. Наружно он применяется, как слабая щелочь при ожогах кислотами, промываний и ингаляций при насморке, коньюктивитах, стоматитах, ларингитах.

Виннокаменная соль КНС 4 Н 4 О 6 – белый кристаллический порошок, растворим в горячей воде. Применяется в микстурах и порошках как легкое слабительное.

Ацетат калия СН 3 СООК – кристаллический порошок белого цвета, легко расплывается на воздухе, является мочегонным средством, хорошо действует при сердечных и почечных отеках.

Иодид калия используется для лечения глазных заболеваний – катаракты, глаукомы. Часто иодид калия используют при отравлении солями ртути.

Карбонат лития – применяют при лечении психических заболеваний и шизофрении. Действие основано на замене ионов калия, принимающих участие в проведении нервных импульсов, на ионы лития. При этом строго контролируется концентрация иона [ Li + ], так как он является токсичным.

Магний и кальций . По своим характеристикам их ионы в большей степени отличаются друг от друга, чем ионы натрия и калия. Так, ион магния по сравнению с ионами кальция проявляет большую тенденцию к образованию ковалентных донорно-акцепторных связей с различными электродонорными атомами (N , O ), входящими в состав биологических макромолекул (белки, нуклеиновые кислоты). Ионы магния образуют в клетках комплексы с нуклеиновыми кислотами, участвуют в передаче нервного импульса, сокращении мышц, метаболизме углеводов. Магний можно назвать центральным элементом энергетических процессов, связанных с окислительным фосфорилированием.

Избыток магния играет роль депрессора нервного возбуждения, недостаток – вызывает судорожные приступы в результате повышенной возбудимости двигательных и чувствительных нервов.

Активность большинства ферментов переноса (трансфераз) зависит от наличия ионов магния. Магний - один из основных активаторов ферментативных процессов. В частности, он активирует ферменты синтеза и распада АТФ, участвует в переносе фосфатных групп. Магний входит в состав хлорофилла; субъединицы рибосом связаны ионами магния. Содержание магния в организме около 42 грамм.

Кальций – один из наиболее распространенных элементов в организме человека. Содержание его в организме составляет около 1700 грамм на 70 кг массы. Ионы кальция участвуют в структурообразовании (Са составляет основу костной ткани), в сокращении мышц, функционировании нервной системы. От содержания кальция зависит проницаемость клеточных мембран. Кальций нужен для роста костей и зубов, образования молока у кормящих женщин, регулирования нормального ритма сокращения сердца, осуществления процесса свертывания крови. Свертывание крови можно ускорить, вводя в организм избыточное количество солей кальция. На процессы всасывания и усвоения кальция значительное влияние оказывает витамин Д.

Ежедневная доза Са, необходимая организму, составляет примерно

1 грамм. При понижении в крови содержания кальция он начинает вымываться кровью из костной ткани, что в свою очередь приводит к искривлению костей скелета. Недостаток Са в плазме крови может вызвать судороги мышц и даже конвульсии (сильные судороги всех мышц).

Образование камней в желчных и мочевыводящих путях, склеротические изменения кровеносных сосудов также связаны с отложением в организме солей Са в результате нарушения нормальной жизнедеятельности организма.

Ионы кальция (R Ca 2+ = 0,104 нм) могут замещаться сходными по размерам ионами ряда щелочноземельных элементов, например, ионами стронция (R Sr 2+ = 0,120 нм) и лантана (R La 3+ = 0,104 нм). Замещение ионов Са в организме ионами кадмия, марганца и особенно стронция приводит к тяжелым профессиональным заболеваниям. Особенно опасен стронций, оседающий в результате обмена с кальцием в костных тканях организма. Извлечь стронций практически невозможно. Повышение радиоактивного фона биосферы может вызвать появление в атмосфере продукта деления тяжелых элементов Sr 90 . Оседая в костях, последний облучает костный мозг и проявляет канцерогенную активность.

Из соединений Са и Mg большое значение имеют следующие: Ca (OH ) 2 – используется в санитарной практике для дезинфекции. В форме известковой воды (насыщенный водный раствор Са(ОН) 2 ) применяется наружно в качестве противовоспалительного, вяжущего и дезинфицирующего средства. При наружном употреблении известковую воду обычно смешивают с каким-нибудь маслом, используя в виде эмульсий от ожогов, а также при некоторых кожных заболеваниях в виде жидких мазей.

Сульфат магния (горькая соль) MgSO 4 ∙ 7 H 2 O применяется внутрь, как слабительное. Его слабительное действие объясняется задерживающим влиянием на всасывание воды из кишечника. Вследствие осмотического давления, создаваемого этой солью, вода удерживается в просвете кишечника и способствует более быстрому продвижению кишечного содержимого. Сульфат магния применяют при лечении столбняка, судорожных состояний. При гипертонической болезни его вводят в/в, а как желчегонное средство – в двенадцатиперстную кишку.

Хлорид кальция (CaCl 2 ) и глюконат кальция получили широкое применение в качестве противоаллергических и противоотечных средств. Противоаллергическое и противоотечное свойство кальция обусловлено тем, что он понижает проницаемость стенок капилляров.

Жженый гипс (2 CaSO 4 ∙ H 2 O ) получается путем прокаливания природного гипса CaSO 4 ∙ 2 H 2 O . При замешивании с водой он быстро твердеет, превращаясь опять в кристаллический гипс. На этом свойстве основано его применение в медицине для гипсовых повязок при переломах костей.

Карбонат кальция (СаСО 3 ) применяется внутрь не только как кальциевый препарат, но и как средство, адсорбирующее и нейтрализующее кислоты. Особо чистый препарат идет для изготовления зубного порошка.

Гидроксид-карбонат магния (3 MgCO 3 ∙ Mg (OH ) 2 ∙3 H 2 O ) применяется наружно в качестве присыпки.

Оксид магния (MgO ) применяется в малых дозах, как слабительное средство при отравлении кислотами. Входит в состав зубных порошков, применяется при повышенной кислотности желудочного сока.

Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Сульфат бария вследствие своей нерастворимости и благодаря способности сильно поглощать рентгеновские излучения в виде суспензии применяется при рентгеноскопии желудочно-кишечного тракта.

Н 2 О 2 – пероксид водорода – 3% раствор применяется наружно в качестве дезинфицирующего средства (дезинфицирующие свойства основаны на окислительных свойствах Н 2 О 2 ).

Препараты на основе соединений s -элементов,

применяемые в стоматологии

Для профилактики кариеса применяют препараты: кальция глюконат, кальция лактат, кальция глицерофосфат.

Ремодент – препарат, синтезированный из природных материалов, содержит комплекс макро- и микроэлементов, необходимых для реминерализации эмали: кальция 4,35%, фосфора 1,36%, магния 0,15%, а также микроэлементы (марганец, железо, цинк, медь и др.).

Препараты, приготовленные на основе гидроксида кальция Са(ОН) 2 , используют в качестве одонтотропных веществ, действие которых основано на стимуляции защитных свойств пульпы зуба, проявлением которых является образование вторичного дентина. Кроме этого, гидроксид кальция оказывает противовоспалительное действие вследствие нейтрализации кислой реакции среды. Высокая концентрация гидроксид-ионов обеспечивает бактерицидное действие. К препаратам, содержащим гидроксид кальция, относятся следующие: кальмецин, кальцин-паста, кальксид и др.

Для профилактики кариеса местно применяют препараты стронция, в частности стронция хлорид (SrCl 2 ). Его используют в виде 25% водного раствора для втирания в предварительно высушенную поверхность зуба.

При гиперестезии дентина в качестве обезболивающих средств применяют натрия карбонат (Na 2 CO 3 ), натрия гидрокарбонат (NaHCO 3 ), магния карбонат (MgCO 3 ) в различных комбинациях с другими лекарственными веществами для аппликаций и втираний в твердые ткани зуба.

Вопрос.

Свойства и получение

Оксиды редкоземельных элементов. По часовой стрелке от центрального первого: празеодим, церий, лантан, неодим, самарий, гадолиний

Редкоземельные элементы проявляют между собой большое сходство химических и некоторых физических свойств, что объясняется почти одинаковым строением наружных электронных уровней их атомов. Редкоземельные элементы - металлы, их получают восстановлением соответствующих оксидов, фторидов, электролизом безводных солей и другими методами.

В элементах - скандий, иттрий, лантан - d -оболочка предпоследнего электронного слоя только начинает образовываться, поэтому радиусы атомов и активность металлов в этой группе возрастают сверху вниз. Этим свойством группа отличается от других побочных подгрупп металлов, у которых порядок изменения активности противоположный.

Поскольку радиус атома иттрия (0,89 Å) близок к радиусу атома гольмия (0,894 Å), то по активности этот металл должен занимать одно из предпоследних мест. Скандий же из-за своей активности должен располагаться после лютеция. В этом ряду ослабляется действие металлов на воду.

Редкоземельные элементы чаще всего проявляют степень окисления +3. Из-за этого наиболее характерными являются оксиды R 2 O 3 - твёрдые, крепкие и тугоплавкие соединения. Будучи основными оксидами, они для большинства элементов способны соединяться с водой и создавать основания - R(OH) 3 . Гидроксиды редкоземельных металлов малорастворимы в воде. Способность R 2 O 3 соединяться с водой, основная функция, то есть и растворимость R(OH) 3 уменьшаются в той же последовательности, что и активность металлов: Lu(OH) 3 , а особенно Sc(OH) 3 , проявляют некоторые свойства амфотерности. Так, кроме раствора Sc(OH) 3 в концентрированном NaOH, получена соль: Na 3 Sc(OH) 6 ·2H 2 O.

Поскольку металлы данной подгруппы активны, а их соли сильных кислот растворимы, они легко растворяются в кислотах-неокислителях и кислотах-окислителях.

Все редкоземельные металлы энергично реагируют с галогенами, создавая RHal 3 (Hal - галоген). С серой и селеном они также реагируют, но при нагревании.

Свойства. РЗЭ-металлы серебристо-белого цвета, нек-рые-с желтоватым оттенком (Рr, Nd). Они пластичны и электропроводны, легко поддаются мех. обработке. Мн. св-ва простых в-в и соед. изменяются симбатно в рядах La-Eu и Gd-Yb. Относит, изменения св-в м.б. совсем небольшими или, наоборот, значительными. Особенно резко отличаются св-ва, отражающие переход из связанного состояния в свободное и обратно. Напр., при переходе из металлич. состояния в парообразное мерой является давление пара металлов. При 25 °С давления паров РЗЭ различаются более чем на 40 порядков, а при 1000 °С-примерно на 10 порядков (миним. давление характерно для La, Gd и Lu, макс.-для Еu и Yb). Это связано с большой разницей в энергии, необходимой для перехода 4/-электрона на 5d-уровень у М °. Об изменении др. св-в см. табл. 2. С др. стороны, есть св-ва, остающиеся примерно постоянными для всех РЗЭ, напр. молярная . Вследствие лантаноидного сжатия при переходе от La к Lu ионные радиусыРЗЭ и их атомные радиусы (кроме Еu и Yb) плавно уменьшаются (рис. 1, 2), плотность простых в-в увеличивается.

В хим. соед. РЗЭ проявляют степени окисления 3 + (все РЗЭ), 4 + (Се, Рг, Nd, Tb, Dy) и 2 + (Sm, Eu, Tm и Yb). Се-аналог Zr, Th и U(IV), Eu и Yb-аналоги щел.-зем. металлов. Со мн. электроотрицат. элементами (В, С, N, О, халькогены, галогены) РЗЭ образуют довольно стабильные соед.; высоко стабильны также гидриды РЗЭ. Поэтому РЗЭ-хорошие восстановители оксидов, сульфидов, галоге-нидов др. металлов.

На воздухе легкие лантаноиды окисляются при комнатной т-ре, остальные-при нагр. до 180-200 °С; Се и богатые Се сплавы пирофорны. РЗЭ реагируют с водой (при нагр.-быстро), соляной, серной и азотной к-тами. РЗЭ образуют многочисл. интерметаллич. и комплексные соединения. См. также Редкоземельных элементов галогениды, Редкоземельных элементов оксиды.

Вопрос.

Общая характеристика s-элементов и их соединений

s- и р -элементы

Так, при переходе от s-элемента I группы к р -элементу VIII группы на кривой энергии ионизации атомов и кривой изменения их радиусов имеются внутренние максимумы и минимумы.

Это свидетельствует о внутреннепериодическом характере изменения этих свойств по периоду. Объяснение отмеченных закономерностей можно дать с помощью представления об экранировании ядра.

Эффект экранирования ядра обусловлен электронами внутренних слоев, которые, заслоняя ядро, ослабляют притяжение к нему внешнего электрона. Так, при переходе от бериллия 4 Be к бору 5 B, несмотря на увеличение заряда ядра, энергия ионизации атомов уменьшается:

Это объясняется тем, что притяжение к ядру 2р -электрона атома бора ослаблено за счет экранирующего действия 2s -электронов.

Понятно, что экранирование ядра возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоев. Поэтому в подгруппах s - и р -элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации атомов

Уменьшение энергии ионизации от азота 7 N к кислороду 8 О объясняется взаимным отталкиванием двух электронов одной и той же орбитали:

Эффектом экранирования и взаимного отталкивания электронов одной орбитали объясняется также внутреннепериодический характер изменения по периоду атомных радиусов

В характере изменения свойств s - и р -элементов в подгруппах отчетливо наблюдается вторичная периодичность. Для её объяснения привлекается представление о проникновении электронов к ядру. Как показано на рисунке 9, электрон любой орбитали определенное время находится в области, близкой к ядру. Иными словами, внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов. Как видно из рисунка 9, внешний 3s -электрон атома натрия обладает весьма значительной вероятностью находиться вблизи ядра в области внутренних К - и L -электронных слоев.

s-Элементы расположены в IA и IIA группах периодической системы

элементов Д. И. Менделеева (за исключением гелия, который находится в VIIIА

группе). На внешнем электронном уровне у них имеется один (s1

Элементы) или два (s2-элементы) электрона, которые легко отдают атомы s-элементов, превращаясь в одно-(s1 -элементы) и двухзарядные (s2-элементы) ионы. С

увеличением числа валентных электронов на энергетическом уровне энергия

ионизации атомов увеличивается (энергия ионизации - это энергия,

необходимая для отрыва наименее связанного электрона от атома), а

следовательно, восстановительные свойства атомов уменьшаются. Поэтому s2-элементы являются более слабыми восстановителями, чем s1-элементы. В

группе восстановительные свойства s-элементов увеличиваются сверху вниз,

так как увеличивается число электронных слоев у атомов и уменьшается в том

же направлении энергия ионизации.

Радиусы ионов в подгруппах сверху вниз увеличиваются, а в периоде при переходе от s1- к s2-элементам уменьшаются. Закономерности изменения

радиусов ионов s-элементов в группе и периоде, строение их электронных

оболочек влияют на характер связи между анионами и катионами s-элементов,

растворимость их солей. Так как ионы s-элементов имеют устойчивую

электронную оболочку типа инертных газов, то они обладают небольшой

способностью к поляризации и сами являются слабыми поляризаторами. Под

поляризацией понимается смещение электронного облака аниона под