Какие элементы относятся к s элементам. S-элементы. Алюминий растворяется в нагретых растворах щелочей

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

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

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.

Кблокуs-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня. Электронная формула внешней оболочки элементов IА-группы и водорода ns 1 , а элементовIIА-группы и гелия ns 2 . Хотя водород и гелий относят кs-элементам, из-за специфики свойств их целесообразно рассматривать отдельно.

Как следует из электронных формул, элементы IА-группы имеют на внешнем энергетическом уровне по одному s-электрону, а элементы IIА-группы - по два электрона.

Химические свойства s-элементов IА- и IIА-групп сходны. s-Элементы легко отдают валентные s-электроны, т. е. они представляют собой сильные восстановители. Элементные вещества - типичные металлы, обладающие блеском, высокой электрической проводимостью и теплопроводностью, химически весьма активны.

s-Элементы имеют малые значения энергии ионизации при относительно больших радиусах атомов и ионов. Как правило, они образуют соединения с ионным типом связи, исключение составляет водород, для которого в соединениях даже с самыми электроотрицательными элементами (например, в воде) характерна преимущественно ковалентная связь. Частично ковалентный характер связи в соединениях в известной мере имеет место у лития, бериллия и магния.

Большинство природных соединений натрия, калия, кальция, стронция растворимы в воде и слабых кислотах, и поэтому ионы этих металлов могут мигрировать из водных растворов в организм растений, животных и человека.

Водород, натрий, калий, магний, кальций - жизненно необходимы для живых и растительных организмов.

2. Водород и его соединения.

Водород - наиболее легкий s-элемент. Электронная формула валентной оболочки 1s 1 Водород относится к макроэлементам и играет важную роль в живых организмах. В периодической системе водород помещают как вместе с щелочными металлами, так и с галогенами. Действительно, водород сходен с элементамиIА-группы - щелочными металлами (образование иона Н + , восстановительная способность, взаимодействие с неметаллами).

Однако гораздо большее сходство водород имеет с галогенами: газообразное состояние при обычных условиях, двухатомная молекула простого вещества Н 2 , неполярная связь в молекуле Н 2 , полярные связи в соединениях с неметаллами, образование гидрид-иона Н - в соединениях с металлами NаН, СаH 2 (подобно иону Г - в галогенидах металлов NаГ, СаГ 2).

Таким образом, водород является элементом со специфическими свойствами и его следует рассматривать отдельно.

Основная особенность атома водорода заключается в том, что в отличие от других элементов его валентный электрон непосредственно находится в поле действия атомного ядра, так как отсутствуют промежуточные электронные оболочки, имеющиеся у других элементов. Другое отличие водорода - ионизированный атом - ион Н + представляет собой элементарную частицу - протон весьма малых размеров (10 -15 м).

Водород является одним из самых распространенных элементов Вселенной.

Концентрирование водорода в организме человека - около 10% (7 кг) по сравнению с его содержанием в земной коре (1%)-свидетельствует об исключительной роли водорода в биологических процессах. На 100 атомов водорода в организме человека приходится всего 58 атомов остальных элементов. В организме человека водород содержится в виде различных биоорганических соединений и воды.

Известны три изотопа водорода: протий (H), дейтерий (D), тритий (Т). Протий и дейтерий - стабильные изотопы, тритий - радиоактивен (период полураспада 12,5 лет).

В настоящее время дейтерий широко используют в качестве метки, вводимой в различные лекарственные препараты для исследования их фармако-кинетики.

Широкое применение находит и тритий, являющийся излучателем β-частиц. Этот изотоп используется в качестве метки для изучения различных метаболических реакций и для диагностики ряда заболеваний. Особенно часто реагенты, меченные тритием, используются при исследованиях механизма действия ферментов.

Тритий используют для определения общего количества воды в организме. Для этого в организм вводят определенное количество воды, содержащей известную долю трития. После полного усвоения введенной воды отбирают образец сыворотки крови и определяют в нем радиоактивность трития. Зная радиоактивность вводимой порции воды и радиоактивность сыворотки крови, можно рассчитать общее количество воды в организме.

Хотя дейтерий не радиоактивен, при работе с дейтерированными соединениями необходимо учитывать токсическое действие дейтерия на живые организмы.

Простые вещества. Водород образует двухатомные молекулы. Наличие трех изотопов обусловливает способность водорода образовывать молекулы протия Н 2 , дейтерия D 2 , трития Т 2 , протодейтерия НD, прототрития НТ, дейтеротрития DТ.

Наибольший интерес в связи с большой распространенностью в земной коре и живых организмах изотопа протия представляют свойства простого вещества протия Н 2 - диводорода, в дальнейшем именуемого просто водородом.

Водород - самый легкий из всех газов. Малорастворим в воде, но хорошо растворим в некоторых металлах: Рt, Рd и др. Вследствие неполярности и большой прочности молекулы Н 2 при комнатной температуре водород малоактивен и взаимодействует только с фтором. При нагревании водород реагирует со многими неметаллами - хлором, бромом, серой, кислородом и др. Восстановительная способность водорода используется для получения некоторых простых веществ из оксидов и галогенидов. Так, например, при высокой температуре происходит восстановление оксида меди (II):

СuО(т) + Н 2 (г) = Сu(т) + Н 2 О(г)

Вследствие высокого поляризующего действия протон никогда не существует как таковой, он обязательно соединяется с другими атомами и молекулами, например, с водой ион водорода Н + образует ион оксония Н 3 О + . В организме человека в соединениях с углеродом, азотом, серой водород ковалентно связан. Небольшая часть водорода находится в виде иона оксония Н 3 О + (например, в желудочном соке). Содержащиеся в желудочном соке ионы оксония проявляют, с одной стороны, противомикробное действие - убивают многие микроорганизмы, занесенные в желудок с пищей. С другой стороны, ионы Н 3 О + оказывают каталитическое действие - при их участии гидролизуются белки, полисахариды и другие биоорганические соединения.

Спецификой строения атома водорода обусловлено образование водородной связи. В живых организмах водородные связи имеются как в самом растворителе - воде, так и в растворенных в ней веществах - сахарах, белках, нуклеиновых кислотах и др.

Во всех соединениях, содержащихся в живых организмах, водород имеет степень окисления +1.

Наряду со способностью отдавать электрон атом водорода может присоединять электрон. При этом образуется отрицательный ион водорода - гидрид - Н - , имеющий устойчивую электронную конфигурацию благородного газа гелия. В виде иона Н - водород находится в соединениях с активными металлами - гидридах. При взаимодействии водорода с такими металлами проявляется его окислительная способность.

Биологическая роль важнейших соединений водорода и их применение в медицине. Вода - одно из самых важных и распространенных на Земле соединений водорода. Водное пространство занимает почти 75% поверхности земного шара. В организме взрослого человека в среднем содержится 65-67% воды, у эмбрионов (4-месячных) - 94, у новорожденных - 74%.

Все химические реакции в организме протекают только в водной среде. Жизнь без воды невозможна. Дистиллированная вода - фармакопейный препарат.

Тяжелую воду D 2 О широко применяют для изучения движения воды в растениях и скорости всасывания воды в человеческом организме. Например, использование D 2 О позволило установить, что в тканях некоторых растений вода двигается со скоростью 14 м в час, а вода, выпитая человеком, за 2 ч полностью распределяется по органам и тканям организма, и лишь через две недели полностью выводится из него.

В медицинской практике находит применение еще одно соединение водорода - пероксид водорода Н 2 О 2 . Это соединение является важным побочным продуктом метаболизма.

Пероксид водорода - бесцветная, прозрачная жидкость. При попадании на кожу и слизистые вызывает жжение. Строение молекулы Н 2 О 2 показано на рис. 6.1. Молекула Н 2 О 2 полярна, дипольный момент р =7,1 D. Наличие неподеленных пар электронов у атомов кислорода делает возможным образование донорно-акцепторных связей пероксида водорода с лигандами - акцепторами электронов.

Степень окисления кислорода в Н 2 О 2 равна -1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в элементном кислороде О 2 (0). Из этого следует, что пероксид водорода может проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя (окислительно-восстановительная двойственность). Однако, для пероксида водорода более характерны окислительные свойства. Большинство встречающихся на практике веществ имеет более низкие окислительно-восстановительные потенциалы и Н 2 О 2 может их окислять. Восстанавливать пероксид водорода может лишь относительно небольшую группу веществ.

В качестве примера реакции, в которой Н 2 О 2 выступает окислителем, можно привести реакцию окисления сульфида никеля (II) в кислой среде до элементной серы:

NiS + H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Ni(СНзСОО) 2 +S + 2H 2 O

При взаимодействии с очень сильными окислителями, например с РbО 2 в кислой среде, Н 2 О 2 выступает в качестве восстановителя:

РbО 2 + Н 2 O 2 + 2СН 3 СООН = Рb(СН 3 СОО) 2 + О 2 + 2Н 2 О

Чистый пероксид водорода термодинамически нестабилен и при стоянии разлагается со взрывом на воду и кислород с выделением большого количества теплоты:

2Н 2 О 2 (ж) = 2Н 2 О + О 2

Такое разложение Н 2 О 2 является реакцией диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления).

Водные растворы пероксида водорода более устойчивы, в прохладном месте они могут сохраняться длительное время. В продажу пероксид водорода обычно поступает в виде 30%-ного водного раствора - пергидроля.

Обычно в митохондриях атомы водорода, отщепленные от субстратов дегидрогеназами, передают свои электроны через цепь переносчиков кислороду О 2 , который восстанавливается при этом до воды:

О 2 + 4Н + + 4е ~ = 2Н 2 О

Для клетки очень важно, чтобы, присоединив 4 электрона, молекула кислорода восстанавливалась до двух молекул воды. При неполном восстановлении кислорода, например в случае присоединения 2 электронов, образуется пероксид водорода:

О 2 + 2Н + + 2е - = Н 2 О 2

а при присоединении 1 электрона - надпероксидный (супероксидный) радикал О 2 - :

О 2 + е - = О 2 -

Процесс разложения пероксида водорода значительно ускоряется в присутствии солей тяжелых металлов. Катализируемое ионом металла разложение пероксида водорода может приводить к образованию радикалов, наиболее важными из которых являются гидроксидный НО и гидропероксидный НО 2 . Например, под действием Fе 2+ происходит разрыв связи НО-ОН:

Fе 2+ + Н 2 О 2 → ОН + ОН - + Fе 3+

Важные промежуточные продукты восстановления элементного кислорода до воды - пероксид водорода и супероксидный радикал очень токсичны для клетки. Токсичность связана с тем, что Н 2 О 2 и О 2 взаимодействуют с липидным слоем клеточных мембран и повреждают их.

Аэробные клетки могут защитить себя от вредного действия водородпероксида и супероксид-радикала с помощью ферментов каталазы и, супероксиддисмутазы. Под действием медьсодержащего фермента супероксиддисмутазы (СОД) супероксидный радикал превращается в водородпероксид и элементный кислород, а под действием каталазы пероксид водорода превращается в воду и элементный кислород:

2Н 2 О 2 → 2Н 2 О + О 2

Освободившийся кислород принимает участие в дальнейших процессах биологического окисления.

В медицинской практике пероксид водорода применяют в основном как наружное бактерицидное средство. Действие Н 2 О 2 основано на окислительной способности пероксида водорода и безвредности продукта его восстановления - воды. При обработке ран выделяющийся кислород играет двойную роль:

1) оказывает противомикробное, дезодорирующее и депигментирующее действие, убивая микробные тела;

2) образует пену, способствуя переходу частиц тканевого распада во взвешенное состояние и очищению ран.

В качестве фармакопейного препарата используется 3%-ный водный раствор пероксида водорода, 6%-ный раствор пероксида водорода применяют для обесцвечивания волос. В виде 30%-ного раствора пероксида водорода применяют при лечении бородавчатой формы красного плоского лишая и для удаления юношеских бородавок.

Наряду с окислительно-восстановительными свойствами Н 2 О 2 проявляет и кислотно-основные. В молекуле пероксида водорода связи между атомами водорода и кислорода полярны, поэтому в водном растворе пероксида водорода ведет себя как очень слабая двухосновная кислота, т.е. отщепляет протоны. Н 2 О 2 в незначительной степени ионизирует по первой ступени:

Н 2 О 2 ⇄ Н + + НО 2 -1

Ионизация по второй ступени:

НО 2 -1 ⇄ Н + + О 2 2-

в водной среде практически не протекает. Вода - более сильная кислота и ионы водорода, образующиеся при диссоциации воды, подавляют ионизацию НО 2 -1 (смещение влево по принципу Ле Шателье).

3. Общая характеристика s-элементов IА-группы. Щелочные металлы.

В IА-группу входят s-элементы - щелочные металлы, исключительно важные для нормальной жизнедеятельности животных и человека. Наибольшее значение для живых организмов имеют макроэлементы натрий, калий.

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 IА-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-Nа-К-RЬ-Сs-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
се щелочные металлы имеют отрицательные стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, большие по абсолютной величине. Это характеризует их как очень сильные восстановители. По химической активности литий уступает многим металлам, несмотря на то, что его стандартный ОВ-потенциал наиболее отрицателен. Такое значение лития обусловлено большей энергией гидратации ионовLi + по сравнению с ионами других щелочных металлов.

Вследствие незначительного поляризующего действия (устойчивая электронная структура, большие размеры, малый заряд ядра) комплексообразование для ионов щелочных металлов, в особенности для ионов К + , Rb + , Сs + , Fr + , малохарактерно. Тем не менее, они способны образовать комплексные соединения с некоторыми биолигандами.

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.

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. Вследствие близких значений радиусов ионов, энергий ионизации, одинаковых координационных чисел в живых организмах натрий и литий ведут себя сходным образом. Эти элементы, как правило, близки по оказываемому 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 натрия хлорида при отравлении 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. Известные примеры влияния взаимозамещения натрия и лития на активность ферментативных процессов показывают, что в четырех случаях из пяти натрий является синергистом лития и только в одном случае антагонистом.

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.

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

При взаимодействии с кислородом литий образует оксид Li 2 О, а остальные щелочные металлы - пероксиды Nа 2 О 2 и надпероксиды КО 2 , RbО 2 , СsО 2 . Например:

4Li(т) + O 2 (г) = 2Li 2 O(т)

2Nа(т) + О 2 (г) = Nа 2 О 2 (т)

К(т) + O 2 (г) = КO 2 (т)

П
ероксиды и надпероксиды щелочных металлов - сильные окислители. Натрий пероксид и калий надпероксид применяют в замкнутых объектах (подводных лодках, космических кораблях) для поглощения углерода диоксида и регенерации кислорода:

2Nа 2 О 2 (т) + 2СО 2 (г) = 2Nа 2 СО 3 (т) + О 2 (г)

4КО 2 (т) + 2СО 2 (г) = 2К 2 СО 3 (т) + 3О 2 (г)

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.

Все щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды ЭОН (щелочи):

2Э(т) + 2Н 2 О(ж) = 2ЭОН(р) + Н 2 (г)

Интенсивность взаимодействия с водой значительно увеличивается в ряду Li - Сs. Гидроксиды образуются и при взаимодействии с водой оксидов щелочных металлов:

Э 2 О(т) + Н 2 О(ж) = 2ЭОН(р)

Щелочи - относительно легкоплавки и хорошо растворимы в воде (за исключением LiOН). Твердые щелочи и их концентрированные растворы разъедающе действуют на живые ткани вследствие обезвоживания и щелочного гидролиза белков:

Поэтому работа с ними требует защитных мер предосторожности.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (исключение составляют соли лития: Li 2 СОз, LiF, Li 3 РО 4). С многоосновными кислотами щелочные металлы образуют как средние (Э 2 SО 4 , Э 3 РО 4 , Э 2 СО 3 , Э 2 SО 3 и др.), так и кислые (ЭНSО 4 , ЭН 2 РО 4 , Э 2 НРО 4 , ЭНСО 3 и т.д.) соли.

Общее рассмотрение.

s-элементами называются элементы главных подгрупп I и II групп Периодической системы, а также гелий. Все они, кроме водорода и гелия, являются металлами. Металлы I группы называются щелочными, поскольку все они реагируют с водой, образуя щелочи. Металлы II группы, за исключением бериллия, принято называть щелочноземельными. Возникновение этого термина связано со старинным названием оксидов этих металлов - щелочные земли. Франций, завершающий I группу, и радий, завершающий II группу, являются радиоактивными элементами. Единственный природный изотоп имеет малый период полураспада мин, поэтому о его химических свойствах известно не так уж много.

Все -металлы имеют во внешней оболочке атомов по одному или два электрона. Эти металлы могут легко отдавать свои -электроны, образуя ионы с устойчивыми электронными конфигурациями благородных газов.

Все s-металлы при обычных условиях находятся в твердом состоянии, ни один из них не образует аллотропных модификаций. Металлы I группы очень мягкие и имеют небольшую плотность по сравнению с другими металлами. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней. Металлы II группы тверже, чем металлы I группы. Они имеют сравнительно более высокую плотность, хотя она гораздо меньше, чем у переходных металлов.

Химические свойства металлов.

Все -металлы на свежем разрезе имеют блестящую поверхность, однако вступая в контакт с кислородом воздуха, они энергично окисляются и быстро тускнеют. Поэтому все s-металлы, за исключением бериллия и магния, приходится хранить под слоем керосина или жидкого парафина, чтобы воспрепятствовать их контакту с воздухом. Бериллий и магний образуют на поверхности защитный слой оксида и поэтому корродируют сравнительно медленно.

Все s-металлы горят в атмосфере воздуха, образуя оксиды одного или нескольких типов - нормальные оксиды состава (I группа) и (II группа), пероксиды состава (I группа) и (II группа), супероксиды состава (I группа) и (II группа).

Например, только литий сгорает на воздухе с образованием оксида

а натрий образует смесь пероксида и супероксида

Оксиды натрия и калия могут быть получены только при соблюдении особых условий, например при нагревании смеси пероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

Все -металлы I и II групп соединяются с водородом при нагревании, образуя гидриды, например:

Также все s-металлы при нагревании реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором и углеродом, образуя при этом галогениды

Все s-металлы I и II групп восстанавливают холодную воду до гидроксидов и водорода:

Их реакционная способность возрастает сверху вниз по группе. Так, литий реагирует с водой относительно медленно, тогда как калий реагирует с водой со взрывом, самопроизвольно загорается и горит фиолетовым пламенем на поверхности воды.

Активность металлов I и II групп по отношению к кислотам тоже возрастает сверху вниз по группе

Все щелочные металлы реагируют с кислотами со взрывом, поэтому в лабораториях такие реакции, как правило, не проводят.

Соединения s-металлов.

Выше было указано, что -металлы образуют оксиды трех типов, которые обладают типичными основными свойствами. За исключением оксидов бериллия и магния, оксиды, пероксиды и супероксиды остальных элементов легко реагируют с водой, образуя сильно щелочные растворы, например:

Гидроксиды КОН и NaOH - важнейшие химические соединения щелочных металлов. В промышленности их получают электролизом растворов хлоридов.

s-, р-Элементы расположены в главных подгруппах периодической системы Д.И. Менделеева (подгруппа А). Каждый период начинается двумя s - элементами, а шесть последних (кроме первого периода) – это р- элементы. У s- и р - элементов валентными являются электроны и орбитали внешнего слоя атома. Число внешних электронов равно номеру группы (кроме и ). При участии в образовании связей всех валентных электронов элемент проявляет высшую степень окисления, которая численно равна номеру группы. Энергетически более стабильны соединения, в которых элементы нечетных групп проявляют нечетные степени окисления, а элементы четных групп – четные степени окисления (табл. 8).

s- Элементы . Атомы s 1 элементов имеют на последнем уровне единственный электрон и проявляют степень окисления только +1, являются сильными восстановителями, самыми активными металлами. В соединениях преобладает ионная связь. С кислородом образуют оксиды . Оксиды образуются при недостатке кислорода или косвенно, через пероксиды и супероксиды (исключение ). Пероксиды и супероксиды – сильные окислители. Оксидам соответствуют сильные растворимые основания – щелочи , поэтому s 1 элементы называют щелочными металлами . Щелочные металлы активно реагируют с водой по схеме: . Соли s 1 металлов как правило хорошо растворимы в воде.

s-Элементы II группы проявляют степень окисления +2. Это тоже довольно активные металлы. На воздухе окисляются до оксидов , которым соответствуют основания . Растворимость и основной характер оснований возрастают от к . Соединение проявляет амфотерные свойства (табл. 8, 9). Бериллий с водой не реагирует. Магний взаимодействует с водой при нагревании, остальные металлы реагируют по схеме: , образуя щелочи и называются щелочноземельными.

Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы из-за высокой активности не могут находиться в атмосфере и хранятся в специальных условиях.

При взаимодействии с водородом s-элементы образуют ионные гидриды, которые в присутствии воды подвергаются гидролизу:

р-Элементы содержат на последнем уровне от 3 до 8 электронов. Большинство р-элементов – неметаллы. У типичных неметаллов электронная оболочка близка к завершению, т.е. они способны принимать электроны на последний уровень (окислительные свойства). Окислительная способность элементов увеличивается в периоде слева направо, а в группе – снизу вверх. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород, хлор, бром. Неметаллы могут проявлять и восстановительные свойства (кроме F 2), например:

;

Преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, германий, фосфор, астат, теллур. Примеры соединений с отрицательной степенью окисления неметалла: бориды, карбиды, нитриды, сульфиды и др. (табл. 9).

В определенных условиях неметаллы реагируют между собой, при этом получаются соединения с ковалентной связью, например . С водородом неметаллы образуют летучие соединения (искл. ). Гидриды VI и VII группы в водных растворах проявляют кислотные свойства. При растворении в воде аммиака , образуется слабое основание .

р-Элементы, расположенные левее диагонали бор – астат, относятся к металлам. Их металлические свойства выражены гораздо слабее, чем у s-элементов.

С кислородом р-элементы образуют оксиды. Оксиды неметаллов имеют кислотный характер (искл. - несолеобразующие). Для р-металлов характерны амфотерные соединения.

Кислотно-основные свойства изменяются периодически, например, в III периоде:

Многие р-элементы могут проявлять переменную степень окисления, образуя оксиды и кислоты разного состава, например:

Кислотные свойства усиливаются с увеличением степени окисления. Например, кислота сильнее , сильнее , – амфотерный, - кислотный оксид.

Кислоты, образованные элементами в высшей степени окисления являются сильными окислителями.

d-Элементы называются так же переходными. Они расположены в больших периодах, между s- и р-элементами. У d-элементов валентными являются энергетически близкие девять орбиталей.

На внешнем слое находятся 1-2 э лектрона (ns), остальные расположены в предвнешнем (n-1)d слое.

Примеры электронных формул: .

Подобное строение элементов определяет общие свойства. Простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами . Это объясняется наличием одного или двух электронов на внешнем уровне.

Наличие в атомах d-элементов частично заполненных d-орбиталей обусловливает у них разнообразие степеней окисления . Почти для всех из них возможна степень окисления +2 – по числу внешних электронов. Высшая степень окисления отвечает номеру группы (исключение составляют железо, элементы подгруппы кобальта, никеля, меди). Соединения с высшей степенью окисления более устойчивы, по форме и свойствам сходны с аналогичными соединениями главных подгрупп:

Оксиды и гидроксиды данного d-элемента в разных степенях окисления имеют различные кислотно-основные свойства. Наблюдается закономерность: с ростом степени окисления характер соединений изменяется от основного через амфотерный к кислотному . Например:

Вследствие разнообразия степеней окисления для химии d-элементов характерны окислительно-восстановительные реакции. В высших степенях окисления элементы проявляют окислительные свойства, а в степени окисления +2 – восстановительные. В промежуточной степени соединения могут быть и окислителями, и восстановителями.

d-Элементы имеют большое количество вакантных орбиталей и поэтому являются хорошими комплексообразователями, соответственно входят в состав комплексных соединений. Например:

– гексацианоферрат (III) калия;

– тетрагидроксоцинкат (II) натрия;

– хлорид диамминсеребра(I);

– трихлоротриамминкобальт.

Контрольные вопросы

261. Опишите лабораторные и промышленные способы получения водорода. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Почему? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль а) окислителя; б) восстановителя.

262. Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих строительных материалов? Чем обусловлены их вяжущие свойства?

263. Какие соединения называют негашеной и гашеной известью? Составьте уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется при прокаливании негашеной извести с углем? Что является окислителем и восстановителем в последней реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения.

264. Напишите химические формулы следующих веществ: каустическая сода, кристаллическая сода, кальцинированная сода, поташ. Объясните, почему водные растворы всех этих веществ можно применять как обезжиривающие средства.

265. Написать уравнение гидролиза пероксида натрия. Как называют раствор пероксида натрия в технике? Сохранит ли раствор свои свойства, если его прокипятить? Почему? Написать соответствующее уравнение реакции в электронном и молекулярном виде.

266. На каких свойствах алюминия основано его применение а) в качестве конструкционного материала; б) для получения газобетона; в) в составе термитов при холодной сварке. Записать уравнения реакций.

267. В чем проявляется агрессивность природной и технической воды по отношению к алюминию и глиноземистому цементу? Составить соответствующие уравнения реакций.

268. Какие соединения называют карбидами? На какие группы их делят? Напишите уравнения реакций взаимодействия карбидов кальция и алюминия с водой, где они находят применение?

269. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Что такое агрессивная углекислота?

270. Почему в технике олово растворяют в соляной кислоте, а свинец в азотной? Написать соответствующие уравнения реакций в электронном и в молекулярном виде.

271. Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:

Где применяются данные вещества в технике?

272. Составьте молекулярные и электронные уравнения реакций взаимодействия аммиака и гидразина с кислородом, где применяются эти реакции?

273. Какие свойства проявляет в окислительно-восстановительных реакциях серная кислота? Напишите в молекулярном и электронном виде уравнения следующих взаимодействий: а) разбавленной серной кислоты с магнием; б) концентрированной серной кислоты с медью; в) концентрированной серной кислоты с углем.

274. Для удаления диоксида серы из дымовых газов можно применить следующие методы: а) адсорбцию твердым оксидом магния; б) превращение в сульфат кальция реакцией с карбонатом кальция в присутствии кислорода; в) превращение в свободную серу. Какие химические свойства проявляет диоксид серы в этих реакциях? Напишите соответствующие уравнения. Где можно использовать полученные продукты?

275. Какими особыми свойствами обладает плавиковая кислота? Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:

Дайте название веществам. Где используются данные превращения?

276. При действии хлора на гашеную известь образуется хлорная известь. Напишите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель. Дайте химическое название полученному продукту, напишите его структурную формулу. Где используется хлорная известь?

277. Рассмотрите особенности d-элементов на примере марганца и его соединений. Ответ подтвердите уравнениями реакций. Для окислительно- восстановительных реакций составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

278. Какое основание более сильное или ? Почему? Какие свойства проявляет при сплавлении со щелочными и основными оксидами? Напишите несколько примеров получения таких соединений. Как называются образующиеся продукты?

279. Какие соли железа находят наибольшее практическое применение, где и для чего они используются? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

280. Дайте названия веществам, составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:

для окислительно-восстановительных реакций составьте электронные уравнения, укажите окислитель, восстановитель. Какую среду необходимо поддерживать при осаждении гидроксида хрома(III)? Почему?

К s-элементам относятся элементы главной подгруппы I и II групп (IА и IIА – подгрупп) периодической системы. Общая электронная формула валентного слоя s-элементов ns 1-2 , где n – главное квантовое число.

Элементы IА – подгруппы Li, Na, K, Rb, Cs, и Fr – называют щелочными металлами, а у элементов IIА –подгруппы – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – последние четыре элемента называют щелочноземельными металлами.

Атомы щелочных металлов для образования химических связей имеют всего один электрон, находящийся на ns - атомной орбитали (АО). Сравнительно небольшое значение энергии ионизации уменьшается от Li (I = 520 кДж/моль) к Cs (I = 342 кДж/моль), что облегчает отрыв электрона с АО. Поэтому атомы щелочных металлов в различных химических реакциях легко превращаются в однозарядные катионы с устойчивой восьмиэлектронной (n-1)s 2 (n-1)p 6 конфигурацией соответствующего благородного газа. Например: K(4s 1) – e = К + ().

Таким образом, в своих многочисленных ионных соединениях щелочные металлы имеют только одну степень окисления (+1).

Элементы IIА – подгруппы содержат на внешнем энергетическом уровне уже два электрона, способных перед образованием ионных химических связей к разъединению с переходом одного из них на nр АО: ns 2 → ns 1 np 1 . Степень окисления элементов IIА – подгруппы в их различных соединениях равна (+2).

Бериллий по своим физико-химическим свойствам резко выделяется среди IIА – подгруппы. У атомов этого элемента наиболее высокое среди всех s-элементов значение первой энергии ионизации (I=901 кДж/моль) и наибольшее различие в ns и np-АО. Поэтому бериллий с другими элементами образует преимущественно ковалентные химические связи, которые рассматриваются обычно с позиции метода валентных связей. Атомные орбитали бериллия подвергаются sp-гибридизации, отвечающей образованию линейных молекул BeCl 2 , BeI 2 и др. Для бериллия (+II) характерна склонность к образованию комплексных соединений:

Be(OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Оксиды и гидроксиды s-элементов имеют основные свойства. Среди всех s-элементов только Be, его оксид и гидроксид проявляют амфотерные свойства.

Химическое поведение Li и Mg, а также Be и Al в силу диагональной периодичности во многом аналогично.

Щелочные металлы с кислородом образуют не только оксиды Me 2 [O], но и соединения типа Me 2 – пероксиды; Me – надпероксиды; Me – озониды. Степень окисления кислорода в этих соединениях соответственно равна –1; –1/2; –1/3.

Известны пероксиды щелочноземельных металлов. Из них наибольшее практическое значение имеет пероксид бария BaO 2 .

Представляют также интерес соединения s-элементов с водородом – гидриды, в которых водород имеет степень окисления –1.