S группа химия. Общая характеристика s-элементов

Глава 14. Химия s-элементов. Натрий и калий. Магний и кальций

14.1. Общая характеристика элементов IA и IIA групп

В IA группу входят литий, натрий, калий, рубидий и цезий. Эти элементы называют щелочными элементами. В эту же группу входит искусственно полученный малоизученный радиоактивный (неустойчивый) элемент франций. Иногда в IA группу включают и водород (см.главу 10). Таким образом, в эту группу входят элементы каждого из 7 периодов.
Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы.
Говоря о том, сколь часто встречаются природе атомы того, или иного элемента, обычно указывают его распространенность в земной коре. Под земной корой понимают атмосферу, гидросферу и литосферу нашей планеты. Так, в земной коре наиболее распространены четыре из этих тринадцати элементов: Na (w =2,63 %), K (w = 2,41 %), Mg (w = 1,95 %) и Ca (w = 3,38 %). Остальные встречаются значительно реже, а франций вообще не встречается.
Орбитальные радиусы атомов этих элементов (кроме водорода) изменяются от 1,04 А (у бериллия) до 2,52 А (у цезия), то есть у всех атомов превышают 1 ангстрем. Это приводит к тому, что все эти элементы представляют собой элементы, образующие истинные металлы, а бериллий – элемент, образующий амфотерный металл.
Общая валентная электронная формула элементов IA группы – ns 1 , а элементов IIА группы – ns 2 .
Большие размеры атомов и незначительное число валентных электронов приводят к тому, что атомы этих элементов (кроме бериллия) склонны отдавать свои валентные электроны. Наиболее легко отдают свои валентные электроны атомы элементов IA группы (см. приложение 6), при этом из атомов щелочных элементов образуются однозарядные катионы, а из атомов щелочноземельных элементов и магния – двухзарядные катионы. Степени окисления в соединениях у щелочных элементов равна +I, а у элементов IIA группы – +II.
Простые вещества , образуемые атомами этих элементов, – металлы. Литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций называют щелочными металлами, так как их гидроксиды представляют собой щелочи. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Химическая активность этих веществ увеличивается по мере увеличения атомного радиуса.
Из химических свойств этих металлов наиболее важны их восстановительные свойства. Щелочные металлы – сильнейшие восстановители. Металлы элементов IIA группы также довольно сильные восстановители.
Все они (кроме бериллия) реагируют с водой (магний при кипячении):
2M + 2H 2 O = 2M aq + 2OH aq + H 2 ,
M + 2H 2 O = M 2 + 2OH + H 2 .

В случае магния, кальция и стронция из-за малой растворимости образующихся гидроксидов реакция сопровождается образованием осадка:

M 2 + 2OH = Mg(OH) 2

Щелочные металлы реагируют с большинством неметаллов:
2M + H 2 = 2MH (при нагревании),
4M + O 2 = 2M 2 O (M – Li),
2M + Cl 2 = 2MCl (при обычных условиях),
2M + S = M 2 S (при нагревании).

Из щелочных металлов, сгорая в кислороде, обычный оксид образует только литий. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (M 2 O 2) или надпероксиды (MO 2 – соединения, содержащие надпероксид-ион с формальным зарядом –1 е ).
Как и щелочные металлы, металлы элементов IIA группы реагируют со многими неметаллами, но при более жестких условиях:
M + H 2 = MH 2 (при нагревании; кроме бериллия),
2M + O 2 = 2MO (при обычных условиях; Be и Mg – при нагревании),
M + Cl 2 = MCl 2 (при обычных условиях),
M + S = MS (при нагревании).
В отличие от щелочных металлов с кислородом они образуют обычные оксиды.
С кислотами спокойно реагирует только магний и бериллий, остальные простые вещества очень бурно, часто со взрывом.
Бериллий реагирует с концентрированными растворами щелочей:
Be + 2OH + 2H 2 O = 2 + H 2

В соответствии с положением в ряду напряжений с растворами солей реагируют только бериллий и магний, остальные металлы в этом случае реагируют с водой.
Являясь сильными восстановителями, щелочные и щелочноземельные металлы восстанавливают многие менее активные металлы из их соединений, например, при нагревании протекают реакции:
4Na + MnO 2 = 2Na 2 O + Mn;
2Ca + SnO 2 = 2CaO + Sn.
Общий для всех щелочных металлов и металлов IIA группы промышленный способ получения – электролиз расплавов солей.
Кроме бериллия оксиды всех рассматриваемых элементов – основные оксиды, а гидроксиды – сильные основания (у бериллия эти соединения амфотерные, гидроксид магния – слабое основание).
Усиление основных свойств гидроксидов с увеличением порядкового номера элемента в группе легко прослеживается в ряду гидроксидов элементов IIA группы. Be(OH) 2 – амфотерный гидроксид, Mg(OH) 2 – слабое основание, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 и Ba(OH) 2 сильные основания, но с увеличением порядкового номера растет их растворимость, и Ba(OH) 2 уже можно отнести к щелочам.

НАДПЕРОКСИДЫ
1.Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов IA и IIA групп. Укажите внешние и валентные электроны.
2.По каким причинам водород помещают в IA группу, а по каким – в VIIA группу?
3.Составьте уравнения реакций следующих веществ с избытком кислорода: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2 .
4.Кристаллы некоторого вещества состоят из однозарядных ионов. В состав каждого иона входит по 18 электронов. Составьте а) простейшую формулу вещества; б) сокращенные электронные формулы ионов; в) уравнение одной из реакций получения этого вещества; г) два уравнения реакций с участием этого вещества.

14.2. Натрий и калий

Натрий и калий – важнейшие щелочные элементы.
Простые вещества , образуемые этими элементами, – мягкие легкоплавкие серебристые металлы, легко режутся ножом, быстро окисляются на воздухе. Хранят их под слоем керосина. Температура плавления натрия 98 °С, а калия 64 °С.
Оксиды этих элементов типичные основные оксиды. Они очень гигроскопичны: поглощая воду, превращаются в гидроксиды.
Гидроксиды натрия и калия – щелочи. Это твердые бесцветные кристаллические вещества, плавящиеся без разложения. Как и оксиды, они очень гигроскопичны: поглощая воду, превращаются в концентрированные растворы. Как твердые гидроксиды, так и их концентрированные растворы – очень опасные вещества: при попадании на кожу вызывают труднозаживающие язвы, вдыхание их пыли приводит к поражению дыхательных путей. Гидроксид натрия (тривиальные названия – едкий натр, каустическая сода) относится к важнейшим продуктам химической промышленности – с его помощью создается щелочная среда во многих химических производствах. Гидроксид калия (тривиальное название – "едкое кали") используют для производства других соединений калия.
Большинство средних солей натрия и калия термически устойчивые вещества и разлагаются только при очень высоких температурах. При умеренном нагревании разлагаются только соли галогенсодержащих оксокислот, нитраты и некоторые другие соединения:

NaClO 4 = NaCl + 2O 2 ;
8NaClO 3 = 6NaClO 4 + 2NaCl;
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2 ;
Na 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O .

Кислые соли менее устойчивы, при нагревании все они разлагаются:

2NaHS = Na 2 S + H 2 S ;
2NaHSO 4 = Na 2 S 2 O 7 + H 2 O ;
2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 O­ + CO 2 ;
NaH 2 PO 4 = NaPO 3 + H 2 O ;
Na 2 HPO 4 = Na 4 P 2 O 7 + H 2 O .

Основных солей эти элементы не образуют.

Из солей наибольшее значение имеет хлорид натрия – поваренная соль. Это не только необходимая составная часть пищи, но и сырье для химической промышленности. Из него получают гидроксид натрия, питьевую соду (NaHCO 3), соду (Na 2 CO 3) и многие другие соединения натрия. Соли калия – необходимые минеральные удобрения.
Почти все соли натрия и калия растворимы, поэтому доступных качественных реакций на ионы этих элементов не. (Качественными реакциями называют химические реакции, позволяющие обнаружить в соединении атомы или ионы какого-либо химического элемента, доказав при этом, что обнаружен именно эти атомы или ионы, а не какие-нибудь другие, похожие на них по химическим свойствам. Также называют реакции, позволяющие обнаружить какое-либо вещество в смеси) Определить наличие в соединении ионов натрия или калия можно по окрашиванию бесцветного пламени при внесении в него исследуемого образца: в случае натрия пламя окрашивается в желтый цвет, а в случае калия – в фиолетовый.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ
Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) натрия, б) гидроксида калия, в) карбоната натрия, г) гидросульфида натрия.
Окрашивание пламени солями натрия и калия

14.3. Магний и кальций

Простые вещества магний и кальций – металлы. Кальций быстро окисляется на воздухе, а магний в этих условиях значительно устойчивее – он окисляется лишь с поверхности. Кальций хранят под слоем керосина. Температуры плавления магния и кальция – 650 и 851 °С соответственно. Магний и кальций значительно более твердые вещества, чем щелочные металлы. Невысокая плотность магния (1,74 г/см 3) при значительной прочности дает возможность использовать его сплавы в авиационной промышленности.
И магний, и кальций – сильные восстановители (особенно при нагревании). Их часто используют для восстановления других, менее активных, металлов из их оксидов (магний – в лаборатории, а кальций – в промышленности).
Магний и кальций – одни из немногих металлов реагирующих с азотом. При нагревании они образует с ним нитриды Mg 3 N 2 и Ca 3 N 2 . Поэтому, сгорая на воздухе, магний и кальций превращаются в смесь оксидов с нитридами.
Кальций легко реагирует с водой, а магний – только при кипячении. В обоих случаях выделяется водород и образуются малорастворимые гидроксиды.
Оксиды магния и кальция – ионные вещества; по химическому поведению они – основные оксиды. Оксид магния с водой не реагирует, а оксид кальция (тривиальное название – "негашеная известь") реагирует бурно с выделением теплоты. Образующийся гидроксид кальция в промышленности называют "гашеной известью".
Гидроксид магния нерастворим в воде, тем не менее он является основанием. Гидроксид кальция заметно растворим в воде; его насыщенный раствор называют "известковой водой", это щелочной раствор (изменяет окраску индикаторов). Гидроксид кальция в сухом, а особенно во влажном состоянии поглощает углекислый газ из окружающего воздуха и превращается в карбонат кальция. Это свойство гашеной извести много веков использовалось в строительстве: гашеная известь как основной компонент входила в состав строительных известковых растворов, в настоящее время почти полностью замененных цементными. Оба гидроксида при умеренном нагревании, не плавясь, разлагаются.
Соли магния и особенно кальция входят в состав многих породообразующих минералов. Из этих горных пород наиболее известны мел, мрамор и известняк, основным веществом которых является карбонат кальция. Карбонаты кальция и магния при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды и углекислый газ. С водой, содержащей растворенный диоксид углерода, эти карбонаты реагируют, образуя растворы гидрокарбонатов, например:

MCO 3 + CO 2 + H 2 O = M 2 + 2HCO 3 .

При нагревании, и даже при попытке выделить гидрокарбонаты из раствора, удаляя воду при комнатной температуре, они разлагаются по обратной реакции:

M 2 + 2HCO 3 = MCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Гидратированный сульфат кальция CaSO 4 ·2H 2 O представляет собой бесцветное кристаллическое вещество малорастворимое в воде. При нагревании оно частично обезвоживается, переходя в кристаллогидрат состава 2CaSO 4 ·H 2 O. Тривиальное название двуводного гидрата – гипс, а полуводного – алебастр. При смешивании алебастра с водой он гидратируется, при этом образуется плотная твердая масса гипса. Это свойство алебастра используется в медицине (гипсовые повязки) и строительстве (армированные гипсовые перегородки, заделка дефектов). Скульпторы используют алебастр для изготовления гипсовых моделей и форм.
Карбид (ацетиленид) кальция CaC 2 . Структурная формула (Ca 2)( CC ). Получают спеканием негашеной извести с углем:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

Это ионное вещество не является солью и полностью гидролизуется водой с образованием ацетилена, который долгое время и получали таким способом:

CaC 2 + 2H 2 O = C 2 H 2 + Ca(OH) 2 .

Гидратированный ион магния 2 – катионная кислота (см. приложение 13), поэтому растворимые соли магния подвергаются гидролизу. По этой же причине магний может образовывать основные соли , например, Mg(OH)Cl. Гидратированный ион кальция не является катионной кислотой.
Кальций в соединении может быть обнаружен по окрашиванию пламени. Цвет пламени – оранжево-красный. Качественная реакция на ионы Ca 2 , Sr 2 и Ba 2 , не позволяющая однако различить эти ионы между собой – осаждение соответствующих сульфатов разбавленным раствором серной кислоты (или любым раствором сульфата в кислотной среде):

M 2 + SO 4 2 = MSO 4 .

1.Почему магний и кальций не образуют однозарядных ионов?
2.Составьте уравнения всех реакций, приведенных параграфе описательно.
3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) кальция, б) оксида кальция, в) гидроксида магния, г) карбоната кальция, д) хлорида магния.
Исследование свойств соединений магния и кальция

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.

В S-семейство объединены 14 элементов, имеющих валентные электроны на внешнем S-подуровне. S-элементы - первые два элемента каждого периода, составляющие главных подгрупп I и II групп и лишь гелий находится в VIII главной подгруппе. Для элементов I А подгруппы электронная формула внешнего уровня ns 1 , а для II А - ns 2 . В главных подгруппах в направлении сверху вниз радиус атома увеличивается, величина энергии ионизации уменьшается, следовательно, химическая активность и восстановительные свойства возрастают. Для элементов I А и II А подгруппы характерная степень окисления +1 и +2. Для водорода возможна степень окисления -1, при взаимодействии его с металлами s-семейства, поскольку водород в этом случае обладает наименьшей восстановительной активностью.

Элементы II А подгруппы проявляют степень окисления +2 будучи в возбужденном состоянии атома, при этом происходит гибридизация по типу SP, определяющей линейную структуру соединений.

Основными биоэлементами из s-семейства являются натрий, калий, магний и кальций, относятся к «металлам жизни». Биоэлементы в организме находятся в виде катионов со степенью окисления +1 и +2.

Ниже представлена более подробная характеристика биологического действия важнейших S-элементов.

Калий. Количество калия в организме зависит от возраста и пола. В среднем содержание калия в организме взрослого человека составляет около 0,23 % от общей массы тела (140 –180 г). Калий депонируется в организме (3-4 г ежедневно). Максимальное накопление отмечается у молодых мужчин, минимальное – у пожилых женщин. Калий распространен по всему организму. Основным депо являются мышцы, в которых сосредоточено до 80% внутриклеточного калия в концентрации 160 ммоль/л. Остальная часть внутриклеточного калия находится в печени, костях и эритроцитах. В тканях организма калий находится в следующих соотношениях: 0,4% - плазма крови, 1% -межклеточная жидкость и лимфа, 1%-трансцеллюлярная жидкость, 89,6% -внутриклеточная жидкость, 7,6% -костная ткань, 0,4% -плотная соединительная ткань и хрящ.

Калий является жизненно необходимым макроэлементом, локализованным преимущественно внутри клетки - 98% и во внеклеточной жидкости - 2%. Концентрация ионов К + внутри клетки в 35 раз выше, чем вне её, а концентрация ионов Na + во внеклеточной жидкости в 15 раз больше, чем внутри клетки. Поддержание такого неравномерного распределния этих ионов требует больших затрат энергии, поскольку перенос ионов через мембрану происходит против градиента их концентраций. Это реализуется с помощью калий-натриевого насоса, который за счет экзэргонической реакции гидролиза одной молекулы АТФ выводит три катиона натрия из клетки, а два катиона калия направляет внутрь клетки.

КАЛИЙ-НАТРИЕВЫЙ НАСОС

АДФ + НРО 4 2-

Вследствие дисбаланса переносимых электрических зарядов внутренняя поверхность мембраны заряжается отрицательно, а внешняя – положительно. Ионы К + и Na + активируют аденозинтрифосфатазу (АТФ-аза) клеточных мембран, обеспечивающую энергией калий-натриевый насос. Активация других ферментов за счет ионов К + и Na + заключается в поддержании фермента в функционально активном состоянии. Эти ионы оказывают существенное влияние на деятельность центральной нервной системы (ЦНС). Для оценки гомеостаза калия в организме используется содержание его в плазме крови (внутрисосудистый пул), который поддерживается у взрослого человека на уровне 3,5-5,0 ммоль/л. Изменения этого показателя достоверно отражают сдвиги содержания калия как в межклеточной жидкости, так и в клетках тканей. Состояние гипокалиемии отмечается при снижении калия ниже 3,5-3,8 ммоль/л и связано с увеличением потерь калия, например, при использовании диуретиков, кроме калийсберегающих. Гипокалиемия наблюдается при некоторых заболеваниях (диарея, рвота, гиперальдостеронизм и др.). Состояние гипокалиемии характеризуется усталостью, апатией, астенией, мышечной слабостью, сонливостью, парезами кишечника, и аритмиями (тахикардией), сопровождается метаболическим алкалозом. У детей гипокалиемия на фоне выраженного алкалоза приводит к задержке роста и развития. Гиперкалиемия, напротив, способствует ацидозу, связана с нарушением работы почек, сниженной продукцией альдостерона, наблюдается при гемолизе эритроцитов, некрозах тканей, злоупотреблении калий-содержащими препаратами (аспаркам, панангин и др.), калий-содержащими заменителями поваренной соли. При гиперкалиемии отмечается раздражительность, беспокойство, тошнота, непроходимость кишечника. Опасность для жизни представляет осложнение проводящей системы сердца, способного вызвать его остановку.

Ионы калия участвуют в поддержании кислотно – щелочного равновесия, водно – солевого баланса, нормального уровня кровяного давления, электрической активности мозга, функционировании нервной ткани, сокращении скелетных и сердечных мышц. Калий вызывает расширение сосудов внутренних органов и сужение периферических сосудов, что способствует усилению мочеотделения. Калий замедляет ритм сердечных сокращений и участвует в регулировании деятельности сердца.

Ионы калия - биологические антагонисты ионов натрия. Основными пищевыми источниками калия являются картофель, молочные продукты, мясо, курага, изюм, черный чай. Потребность в калии составляет 5 г/сутки. Калий депонируется в организме ежедневно в количестве 3-4 г, период полувыведения составляет 58 суток.

В медицине применяют несколько солей калия в качестве мочегонных и слабительных средств (ацетат калия, тартрат калия), широко используется йодистый, бромистый, марганцевокислый калий, аспарагинат, оротат, хлорид калия и другие соединения.

Натрий является основным внеклеточным ионом. Натрий обеспечивает постоянство осмотического давления биожидкостей (осмотического гомеостаза), в составе буферных систем регулирует рН внутренней среды организма в пределах физиологических норм. Ионы натрия оказывают влияние на деятельность ЦНС, участвуют в передаче нервных импульсов через мембраны нервных клеток. Ионы натрия поддерживают нормальную возбудимость мышечных волокон за счет активации Na-K-АТФ–азы. Хлорид натрия (NaCI) служит основным источником выработки соляной кислоты (НСl - желудочный сок). Избыток ионов натрия приводит к задержке жидкости в организме, что вызывает отеки, способствует повышению давления. Катионы Na + и K + в живых системах являются антагонистами. Ионы К + и Na + обеспечивают работу калий -натриевого насоса.

Для восполнения суточной потребности в натрии (»1 г) достаточно 200 г хлеба. Практика присаливания пищи, употребление чипсов, соленых орешков и др. продуктов приводит к избыточному потреблению натрия (4-10 г).

В медицине NaCI применяют в виде изотонического 0,9 % раствора при обезвоживании организма и как дезинтоксикационное средство, а также для промывания ран, глаз, слизистой оболочки носа, для поднятия осмотического давления крови, в виде гипертонического 3 -5 % раствора в хирургии для очищения ран. Гипертонический 10 % раствор применяют внутривенно при легочных, желудочных, кишечных кровотечениях, а также для усиления диуреза (осмотический диурез) и в качестве полосканий при заболеваниях горла. Тиосульфат натрия используется в медицине для детоксикации, гидрокарбонат (пищевая сода) служит компонентом искусственных минеральных вод и лимонадов и входит в состав препаратов, которые используются для нейтрализации повышенной кислотности желудочного сока.

Литий относится к ультромикроэлементам. Ионы лития легко проникают через биологические мембраны, более всего лития обнаружено в лимфоузлах, легких, в меньшей степени в печени, цельной крови, мышцах, мозге, костях, надпочечниках. Литий способствует высвобождению магния из клеточных депо и тормозит передачу нервного импульса, снижая возбудимость нервной системы.

Литий обладает психотропными свойствами. Его применяют при депрессии, агрессивности, наркомании. Литий способен предупреждать атеросклероз, болезни сердца, а также диабет, гипертонию. С пищей и водой в организм поступает примерно 100 мкг лития в сутки. Пищевыми источниками лития являются картофель и помидоры. Медицинское применение соединений лития ограничено. Соли лития (карбонат лития) используются при лечении маниакально – депрессивных психозов.

Кальций распределяется в организме неравномерно: около 99% приходится на костную ткань и лишь 1% содержится в других тканях. Однако этот 1% кальция играет исключительно важную метаболическую регуляторную функцию. Внутриклеточная концентрация кальция в 10 4 раз ниже его во внеклеточной жидкости и плазме крови. Это связано с тем, что именно кальций является ключевым внутриклеточным регулятором метаболизма. Ион Са 2+ функционирует как важнейший внутриклеточный сигнальный фактор (вторичный посредник), контролирующий наряду с органическими соединениями (в частности, ц-АМФ) процессы внутриклеточной сигнализации и управления функциями клетки. Кальций важен также для реализации межклеточных контактов, функционирования клеточных мембран, передачи нервного импульса и мышечного сокращения, регуляции сердечного ритма. Кальций. проявляют выраженное противовоспалительное и антиаллергенное действие, повышает возбудимость ЦНС, воздействует на функции эндокринных желез, усиливает действие вазопрессина, регулирующего тонус сосудов.. Поддержание физиологически низкой концентрации кальция внутри клетки (10 -7 ммоль/л) определяется нормальным функционированием кальциевых каналов и ионных насосов (Са ++ -АТФазы) клеточных мембран. Известно, что блокаторы кальциевых каналов и другие антагонисты кальция (магний, калий) препятствуют избыточному поступлению кальция внутрь клеток и повышению его внутриклеточной концентрации. При увеличении концентрации кальция в плазме крови его количество внутри клетки может снижаться, что связано с с активацией внеклеточным кальцием калиевых каналов (кальцийзависимых). Это приводит к гиперполяризации клеточной мембраны, обусловленной поступлением в клетки калия и как результат к блокаде кальциевых каналов. Снижение внутриклеточного кальция в клетках стенок сосудов обуславливает снижение сосудистого тонуса. Кальций – компонент каскадного механизма свертывания крови (активирует превращение протромбина в тромбин, фибриногена в фибрин, ускоряет агрегацию тромбоцитов). Уменьшение концентрации кальция в тромбоцитах препятствует тромбообразованию.

В костной ткани кальций находится в виде минерала гидроксиапатита Са 10 (РО 4) 6 (ОН) 2 , обеспечивающего прочность ногтей и зубов. Костная ткань выполняет функцию «депо» кальция в организме. Под действием кислот, вырабатываемых бактериями, может происходить растворение гидроксиапатита, что приводит к кариесу.

Са 10 (РО 4) 6 (ОН) 2 + 14Н + ¾® 10Са 2+ + 6Н 2 РО 4 - + 2Н 2 О

Недостаток кальция в организме вызывает судороги, у детей может развиваться рахит, у пожилых людей остеопороз. При избытке кальция возникает опасность остановки сердца, увеличивается свертываемость крови. Метаболизм кальция в организме регулируется паратгормоном (гормоном околощитовидных желез), кальцитонином (гормоном щитовидной железы), метаболитами кальциферолов (витаминами группы D). Паратгормон влияет на содержание кальция в крови. Недостаточное потребление кальция вызывает выделение паратгормона, который стимулирует выведение кальция из костной ткани в кровь, способствуя деминерализации костей (остеопороз, рахит). Одновременно паратгормон регулирует всасывание кальция в кишечнике и реасорбцию кальция в почках.

Суточная потребность в ионах кальция 0,8 – 1,5 г, у беременных 3 – 4 г. Значительное количество кальция присутствует в молочных продуктах, меньшее в огородной зелени, овощах, орехах и рыбе. Низкому усвоению и потере кальция способствует избыточное поступление фосфатов с пищей, прием высоких доз витамина А, противосудорожных и стероидных препаратов.

В медицине используют многие соединения кальция (хлорид, глюконат, оксид, цитрат, аспартат, доломит, глицерофосфат, комбинация солей кальция с витамином Д, карбонат). Кальций входит в состав витамина В 15.

Магний по содержанию его в организме занимает 4 место после К + , Na + , Са ++ , его количество достигает 140 г магния (0,2 % от массы тела). Главное депо магния находится в костях (60%), из этого количества (20-30)% может быть при необходимости мобилизовано для поддержания магниевого гомеостаза организма.

Магний является важнейшим внутриклеточным элементом. Он участвует в обменных процессах совместно с калием, натрием, кальцием. Магний является кофактором многих сотен ферментативных реакций. Магний принимает участие в метаболизме углеводов, высших жирных кислот, аминокислот, влияет на важнейшие стадии биосинтеза белка, биосинтеза нуклеотидов и нуклеиновых кислот.

Нормальный уровень магния в организме необходим для обеспечения энергетики жизненно важных процессов, регуляции нервно – мышечной проводимости, тонуса гладкой мускулатуры (сосудов, кишечника, желчного и мочевого пузыря и т. д.). Магний стимулирует образование белков, снижает возбуждение в нервных клетках. Магний участвует в процессах генерации и использования энергии, поскольку аккумулятором и и источником энергии любой клетки является макроэргическая молекула аденозинтрифосфат (АТФ), функционирующая в виде соли АТФ-Мg. Именно поэтому, чем выше метаболическая активность клетки, тем выше потребность в магнии. Магний и кальций антагонисты, эти два элемента легко вытесняют друг друга из соединений.

Магний поступает в организм с пищей и водой. Суточная потребность в магнии (400-600 мг) равна половине потребности в кальции, выполнение этого соотношения физиологически обосновано. Особенно богата магнием растительная пища, что связано с нахождением магния в структуре хлорофилла. В медицине препараты магния применяют для снижения нервной возбудимости, в качестве препаратов седативного, а также гипотензивного действия, официальных антиаритмических средств. При ишемической болезни сердца магний используют для расширения сосудов, улучшения кислородного обеспечения миокарда, снятия кардоспазма. Карбонат магния, оксид магния применяют при повышенной кислотности желудочного сока. Сульфат магния применяют в качестве слабительного, желчегонного и болеутоляющего средства при спазмах желчного пузыря. Раствор сернокислого магния используют также как противосудорожный препарат, как антиспастическое средство при задержке мочеиспускания, бронхиальной астме, гипертонической болезни.

Стронций является токсичным ультромикроэлементом. В организме взрослого человека находится около 320 мг стронция. Наибольшее количество его в костях (99 %), меньше в лимфатических узлах, легких, яичниках, печени и почках. В организм поступает с растительной пищей, также содержится в костях и хрящах. При избыточном поступлении стронция возникает «стронциевый рахит» или «уровская болезнь», повышенная ломкость костей за счет замещения ионов кальция на стронций в костной ткани. Это эндемическое заболевание, впервые обнаруженное у населения, проживающего у реки Уров в Восточной Сибири. Образующийся при ядерных взрывах радиоактивный изотоп 90 Sr вызывает лучевую болезнь. Он поражает костную ткань и особенно костный мозг. Накапливание 90 Sr в атмосфере и организме человека способствует развитию лейкимии и рака костей.

Барий является токсичным ультрамикроэлементом. Механизм токсического действия солей бария заключается в том, что ионы бария, имея одинаковый радиус с ионом калия, конкурируют с ним в биохимических процессах. Концентрируется барий преимущественно в сетчатке глаза. Ионы бария могут проникать и в костные ткани, вызывая эндемические заболевания (например, болезнь па – пинг). В медицине для рентгеновской диагностики заболеваний пищеварительного тракта применяют сульфат бария. Он не подвергается гидролизу, не растворяется в соляной кислоте желудочного сока, вследствие чего не проявляет токсического действия при приеме внутрь, но способен сильно поглощать рентгеновские лучи.

Бериллий относится к группе токсических ультрамикроэлементов. В организм поступает как с пищей, так и через легкие. Общее количество в теле взрослого человека колеблется от 0,4 до 40 мкг. Бериллий постоянно присутствует в крови, костной и мышечной ткани, легких, печени, лимфатических узлах, костях, миокарде. Бериллий принимает участие в регуляции фосфорно – кальциевого обмена, поддержании иммунного статуса организма. Все соединения бериллия ядовиты. Тканями – мишенями для бериллия являются слизистые оболочки человека, а также кожные покровы. В результате избыточного поступления солей бериллия в организм возникает заболевание «бериллиевый рахит». Бериллий является антагонистом магния, поэтому при отравлении солями бериллия вводят избыток солей магния.

учитель химии: Итемгенова Шолпан Тлеужановна

2015 г.

Открытый урок 10 класс

Тема: Общая характеристика s – элементов.

Цель урока: Обобщить и систематизировать знания об щелочных и щелочноземельных металлах.

Задачи урока:

Образовательная: Дать общую характеристику щелочных и щелочноземельным металлам по двум формам существования химических элементов: атом, простое вещество. Продолжить развитие умения характеризовать химические элементы по их положению в периодической таблице. Опираясь на знания зависимости свойств металлов от строения их атомов, предсказать характерные химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов. Познакомить учащихся с применением соединений I и II группы главной подгруппы в быту и производстве.

Развивающая : Развитие умения логически рассуждать, обобщать и делать выводы из полученных знаний, умения слушать своих товарищей.

Воспитательная: Развитие познавательного интереса, коммуникативных качеств, уверенности в своих силах, умения действовать самостоятельно, воспитание культуры умственного труда.

Тип урока: комбинированный.

Методы и методические приёмы: объяснительно – иллюстративный, проблемное изложение, частично –поисковый, видеометод.

Оборудование и реактивы : компьютер, презентация урока, видео-опыты «Взаимодействие натрия с водой», « Демонстрация цезия», щелочные и щелочноземельные металлы, соли щелочных и щелочноземельных металлов, спиртовка, спички, железные ложки, коллекция горных пород и минералов, инструкции по ТБ, карточка с инструкцией по выполнению заданий по группам.

Модуль1 - (новые подходы в преподавании и обучении).

Модуль 2- (обучение критическому мышлению).

Модуль 3 –(оценивание для обучения и оценивание обучения).

Модуль 4- (использование ИКТ в преподавании и обучении).

Модуль 5 - (обучение талантливых и одаренных учеников)

Модуль 6- (преподавание и обучение в соответствии с возрастными особенностями учеников)

Модуль 7 – (управление и лидерство в обучении)

Девиз урока У. Рамзай:

«Природа окружает нас загадками, и попытка их решения,

принадлежит к величайшим радостям жизни».

Ход урока

Этапы урока

Деятельность учителя

Деятельность ученика

Организационный момент. Психологический настрой учащихся.

(2 мин)

Наличие учебных материалов, школьных принадлежностей; на столах разложены: оценочные листы, тесты, карточки – инструкции, инструкции по ТБ, фломастеры, плакаты. Раздача жетонов (красный, зелёный и жёлтый). Вступительное слово учителя.

Приветствуют учителя, настраиваются на работу, заполняют лист оценивания.

Отвечают на вопросы:

Какими свойствами обладали металлы?

Вызов.

Актуализация знаний учащихся (Знаю).

(7 мин)

Проблемные вопросы:

Почему же металлы заняли такое важное место в нашей жизни, в нашей истории, в нашей культуре?

Какие удивительными свойствами они обладают?

Почему они нашли такое широкое применение?

В чём заключается особенности их строения?

Сообщение темы урока. Выяснения степени усвоения заданного на дом материала. Приложение 1 (тест).

Развитие коммуникативных способностей, умение самооценивания, взаимооцениваниея.

Взаимоопрос.

Заполнение оценочного листа.

Запись в тетрадях темы урока. Самостоятельное формирование цель урока.

Индивидуальная работа, ответы на тестовые вопросы.

( взаимопроверка по ключу на слайде).

Осмысление

Введение новых знаний

(Хочу знать).

(27 мин)

Разделение класса на три группы по цвету жетона. Организация и направление познавательной деятельности учащихся.

Исследовательская беседа.

Кумулятивная беседа.

Защита работ групп

Модуль 1,2,7

Приложение 2.

Познавательно – преобра-зующая деятельность, самостоятельная работа, работа с карточкой – инструкцией по теме, работа с учебником, нахождение нужной информации, анализ, установление причино-следственной связи между строением, свойством и применением данных веществ. Углубление знаний, творческое исследование, самоорганизация, наблюдение, выводы.

Закрепление нового материала (5 мин)

Задание закончить уравнение реакции.

Качественные реакции на соли ЩМ и ЩЗМ.

Решите задачу.

Закрепить у учащихся те знания и умения, которые необходимы для самостоятельной работы по данной теме.

Составить уравнение реакции, осуществить превращение, решить задачу. Приложение 3

(работа по карточкам или у доски)

Домашнее задание

(1 мин)

Упражнения 4, 13 выполняют все, дополнительно на «4» - упр.6,7 стр. 154 и упр. 5,6,14 стр.162-163 на «5».

Записывают домашнее задание: параграфы 5.1 -5.4 и упражнения.

Подведение итогов урока. Рефлексия.

(3 мин)

Собрать оценочные листы. Проанализировать, дать оценку учащимся о достижении цели урока.

Участвуют в оценивании работы на уроке. Участвуют в рефлексии.

Что нового Вы узнали сегодня на уроке?

Пригодятся ли полученные знания в вашей жизни? (примеры)

Дополнительный материал к уроку.

Оценочный лист

Ф.И. учащегося _________________________________________________________________

Класс _____________

Этапы урока

Количество баллов

Экспресс - опрос

Тест «Металлы»

Работа в группе «Общая характеристика щелочных и щелочноземельных металлов».

Общее количество баллов

Оценка за урок

Тест:

Вариант 1.

1. Характерные свойства большинства металлов

A ) низкая электропроводность; B ) высокая электропроводность;

C ) способность отдавать электроны и образовывать катионы;

D ) способность принимать электроны и образовывать анионы; E ) пластичность.

2. Название промышленного метода получения металлов, основанного на вытеснении более активным металлом из растворов их солей.

A ) алюмотермия; B ) гидрометаллургия; C) пирометаллургия;

D) электролиз; E ) электрометаллургия.

3. Благодаря какому свойству серебро используется для создания зеркальных поверхностей?

А) лучший электропроводник; В) бактерицидное свойства; C ) пассивный металл;

D ) высокая отражательная способность покрытия; E ) лёгкий.

4. С водными растворами щелочей взаимодействуют

A ) магний; B ) железо; C) цинк; D) медь; E ) алюминий.

5. Установите соответствие между левой и правой частью схемы уравнения реакции:

1) Са + Н 2 О = А) MgO + H 2

2) Mg + H 2 O = B ) MgCl 2 + H 2 O

3) Mg + HCl = C ) MgCl 2 + H 2

Д) Mg ( OH ) 2 + H 2

Е) Ca ( OH ) 2 + H 2

Вариант 2

1. Название промышленного метода получения металлов, основанный на получении металлов при высокой температуре?

А) алюмотермия; B ) гидрометаллургия; C ) пирометаллургия;

D ) электролиз; E ) электрометаллургия.

2. В периодической системе химических элементов металлические свойства увеличиваются:

A) в периодах с увеличением порядкового номера элементов;

B) в периодах с уменьшением порядкового номера элементов;

C) в главных подгруппах с увеличением порядкового номера элементов;

D) в главных подгруппах с уменьшением порядкового номера элементов;

C ) в побочных подгруппах с уменьшением порядкового номера элементов.

3. Взаимодействуют с разбавленными серной и соляной кислотами с выделением водорода металлы, которые:

A ) стоят в ряду напряжений до водорода; B ) стоят в ряду напряжений после водорода;

C) располагаются в подгруппе лития; D) располагаются в подгруппе меди;

E ) располагаются в подгруппе бериллия.

4. При обработке смеси порошков меди и железа (III) соляной кислотой образуются:

А ) CuCl 2 B) FeCl 2 C) FeCl 3 D) Cl 2 E) H 2 O

5. Какой металл используется для изготовления пищевой посуды и пищевой фальги?

А) железо; B ) цинк; C ) серебро; D ) алюминий; E ) ртуть.

Приложение 2.

Карточка – инструкция

s-Элементы - это элементы, у которых происходит заполнение s-подуровня. Данные элементы находятся в главных подгруппах первой и второй групп. S-элементы первой группы включают водород и щелочные металлы , а второй группы - бериллий, магний и щелочноземельные ме-таллы. К s -элементам также относится инертный газ гелий.

s-металлы первой группы включают : литий (Li ), натрий (Na ), калий (К ), рубидий (Rb ), цезий (Сs ) и франций (Fr ). Данные металлы называются щелочными, так как два главных представителя (натрий и калий) образуют сильные основания - щелочи. На внешнем энер-гетическом уровне ато-мов данных элементов находится один электрон, который атомы щелочных металлов легко отдают, пре-вращаясь в однозарядные катионы . С увеличением по-рядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, что приводит к усилению восстановительной активности. Щелочные металлы характеризуются незначительной твёрдостью, малой плотностью и низкими температурами плавления.

s -элементы второй группы включают : бериллий (Ве ), магний (Мg ) и щелочноземельные ме-таллы - кальций (Са ), стронций (Sr ), барий (Ва ) и радий (Rа ). Бе-риллий и магний существенно отличаются от остальных элементов данной группы. Бе-риллий является амфотерным металлом. Магний образует слабое основание, а щелочноземельные металлы - сильные основания. Данные металлы имеют на внешнем уровне по два электрона и сравнительно легко их отдают, превращаясь в двухзарядные катионы. Они имеют большую, чем щелочные металлы, твёрдость и довольно высокие темпера-туры плавления.

Данные металлы обладают высокой химической активностью. Их активность можно определить по положению в электрохимическом ряду. Следует обратить внимание на то, что литий по положению в электрохимическом ряду самый активный металл (φ 0 = - 3,045 В), хотя по положению в периодической таблице он, в сравнении с остальными щелочными металлами, является самым слабым восстановителем.

Это является следствием того, что положение металла в электрохимическом ряду определяется суммой трех величин:

1) энергии разрушения кристаллической решетки;

2) энергии ионизации металла;

3) энергии гидратации образовавшегося иона.

Энергии разрушения кристаллической решетки для данных металлов примерно одинаковы. Энергия ионизации атома лития в подгруппе самая высокая (Е = 5,39 эВ), но энергия гидратации иона лития, благодаря малому радиусу, аномально высокая. По сумме данных трех величин литий в водном растворе электрохимически самый активный металл.

При взаимодействии щелочных металлов с кислородом воздуха: литий образует оксид (Li 2 О), натрий - пероксид (Na 2 О 2), а калий, рубидий и цезий - надпероксиды (МеО 2) . Бериллий, магний и щелочноземельные ме-таллы легко окисляются на воздухе с образованием оксидов.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с об-разованием гидроксидов:

К 2 О + Н 2 О → 2КОН,

СаО + Н 2 О → Са(ОН) 2 .

Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов способны взаимодей-ствовать с углекислым газом с выделением кислорода, что позволяет использовать их в системах регенерации воздуха:

2ВаО 2 + 2СО 2 → 2ВаСО 3 + О 2 .

Щелочные и щелочноземельные металлы также реагируют с другими неме-таллами: галогенами, серой, азотом, водородом. При этом образуются соответст-вующие галогениды, сульфиды, нитриды и гидриды. Например,

2Na + Н 2 → 2NaН.

Гидриды полностью разлагаются водой с образованием водорода и гидроксида металла. Например,

СаН 2 + 2НОН → Са(ОН) 2 + 2Н 2 .

Данные металлы вытесняют водород из воды, так как в элекрохимическом ряду стоят левее алюминия. Например,

Са + 2НОН → Са(ОН) 2 + Н 2 .

Бериллий и магний с водой реагируют медленно вследствие малой растворимости образующихся гидроксидов.

Ве(ОН) 2 обладает амфотерными свойствами, т.е. взаимодействует с кислотами и щелочами:

Ве(ОН) 2 + 2НСl ↔ ВеСl 2 + 2Н 2 О,

Ве(ОН) 2 + 2NaОН ↔ Na 2 [Ве(ОН) 4 ] (в растворе),

Ве(ОН) 2 + 2NaОН ↔ Na 2 ВеО 2 + 2Н 2 О (в расплаве).

Наиболее распространенные соединения данных элементов следующие:

NаCl - хлорид натрия (поваренная соль) консервант пищевых продуктов;

NаОН - гидроксид натрия (каустическая сода). Применяется для получения мыла, очистки нефти и др.

Nа 2 СО 3 - карбонат натрия (кальцинированная сода);

NаНСО 3 - гидрокарбонат натрия (питьевая сода);

Калий в виде калийных солей необходим для питания растений.

Магний нужен растениям, так как входит в состав хлорофилла.

СаО - оксид кальция (негашеная известь);

Са(ОН) 2 - гидроксид кальция (гашеная известь) широко применяется в строительном деле;

СаSО 4 ·2Н 2 О - сульфат кальция (гипс);

СаСО 3 - карбонат кальция (известняк, мел, мрамор). При его термическом разложении получают негашеную известь и углекислый газ

СаСО 3 = СаО + СО 2 .

Следует отметить, что соединения натрия, калия, кальция и магния нужны для жизнедеятельности живых организмов.

Водород и гелий также относятся к s-элементам. Данные элементы по распространенности во Вселенной занимают: водород - первое место, а гелий - второе.

Содержание водорода на Земле составляет ~1 %, но в свободном виде Н 2 почти не встречается. Он входит в состав различных соединений. Водород существует в виде трех изотопов: протий 1 1 Н, дейтерий 2 1 D и тритий 3 1 Т. В природе на 6800 атомов водорода приходится 1 атом дейтерия. Вследствие большой разницы в массах физические и химические свойства изотопов водорода и образуемых ими соединений довольно значительно отличаются. Одним из наиболее распространенных в природе химических соединений водорода является вода. На примере данного соединения будет показан общий подход при анализе строения и свойств химических соединений.

Гелий на Земле встречается только в атмосфере и содержание его невелико. В химическом отношении это инертное вещество, поэтому применяется в автогенной сварке для создания инертной среды. Температура плавления гелия - 271,4 о С (при давлении 3,0 МПа), а температура кипения - 269,9 о С, что позволяет использовать его в качестве хладоносителя в физике низких температур.