Главная База знаний "Allbest" Химия Щелочные металлы

Щелочные металлы

Характеристика щелочных металлов, их биологическая роль, распространение в природе и применение. Химические и физические свойства щелочных металлов. Литий, рубидий и цезий в составе живых организмов. Натрий и калий как необходимые для организма элементы.

Рубрика Химия
Вид курсовая работа
Язык русский
Дата добавления 27.05.2013
Размер файла 75,4 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Содержание

  • Введение
  • 1. Общая характеристика щелочных металлов
  • 1.1 Элементы первой группы периодической системы
  • 1.2 Щелочные металлы в природе и их применение
  • 1.3 Химические и физические свойства
  • 2. Биологическая роль щелочных металлов
  • 2.1 Биологическая роль лития
  • 2.2 Биологическая роль натрия
  • 2.3 Биологическая роль калия
  • 2.4 Биологическая роль рубидия
  • 2.5 Биологическая роль цезия
  • Заключение
  • Список использованной литературы
  • Приложения

Введение

В периодической системе металлы преобладают. По многим свойствам металлы очень отличаются друг от друга: литий вдвое легче воды, а осмий тяжелее ее в 22,5 раза.

Цезий или галлий можно легко расплавить в ладони, а вольфраму для плавления нужна температура лишь вдвое меньше, чем температура поверхности Солнца; литий, натрий или калий можно резать ножом, а чистый хром не всякий резец возьмет.

Различна и химическая активность металлов - от почти полной химической инертности золота или платины до неукротимой реакционной способности калия или натрия.

Но, несмотря на все свое разнообразие, эти элементы образуют единую семью, потому что все они относительно легко расстаются со своими наружными электронами и превращаются в положительные ионы.

Элемент легко отдает электроны, если их на внешнем энергетическом уровне мало (поэтому Элементы первых трех групп, не считая бора, - металлы) или если радиус атома так велик, что ядро не в состоянии прочно удерживать наружные электроны (поэтому висмут, атом которого имеет на внешнем энергетическом уровне пять электронов, все-таки относят к металлам).

Проследив, как изменяются свойства у элементов III периода, мы увидим, что с увеличением числа электронов во внешнем энергетическом уровне элементы постепенно переходят от активного металла натрия к активному неметаллу хлору. IV период тоже начинается активным металлом калием.

В конце этого периода перед инертным газом криптоном также стоит активный неметалл бром. Следовательно, и в этом периоде должен происходить такой же переход.

Почему же этот переход такой медленный? Дело в том, что у элементов IV периода от скандия до цинка "достраивается" не внешний энергетический уровень, а предыдущий.

И лишь после цинка (начиная с галлия) число электронов на внешнем энергетическом уровне увеличивается, так что у германия здесь четыре электрона. Он - "пограничный" элемент, за которым следуют неметаллы.

Поскольку у элементов от скандия до никеля на внешнем энергетическом уровне не больше двух электронов, то они металлы. Каждый большой период включает в себя подобный ряд, состоящий только из металлов.

У этих рядов четные номера, а из большинства расположенных в них металлов состоят побочные подгруппы периодической системы.

Цель данного исследования - изучить щелочные металлы и их биологическую роль.

Для достижения поставленной цели необходимо решить следующие задачи:

дать общую характеристику щелочных металлов;

указать биологическую роль щелочных металлов;

рассмотреть и изучить свойства щелочных металлов;

1. Общая характеристика щелочных металлов

1.1 Элементы первой группы периодической системы

Элементы первой группы периодической системы характеризуются прежде всего одинаковым строением внешнего электронного слоя атомов, в котором у всех членов группы содержится только один электрон. Но второй снаружи электронный слой у отдельных элементов группы построен различно. Это обстоятельство оказывает большое влияние на свойства соответствующих элементов и вызывает деление группы на две подгруппы - главную и побочную. Главную подгруппу образуют типические элементы - литий и натрий исходные с ними по строению атомов элементы четных рядов больших периодов - калий, рубидий и цезий, содержащие в предпоследнем слое восемь электронов. К побочной подгруппе относятся элементы нечетных рядов больших периодов - медь, серебро и золото, с восемнадцатью электронами в предпоследнем слое.

Название "щелочные "металлы" присвоено элементам главной подгруппы первой группы ввиду того, что гидроокиси двух главных представителей этой группы - лития, натрия и калия - издавна были известны под названием "щелочей". Из этих щелочей, подвергая их в расплавленном состоянии электролизу, Дэви в 1807 г. впервые получил свободные калий и натрий. Имея в наружном слое только один электрон, удаленный от ядра на значительное расстояние, атомы щелочных металлов чрезвычайно легко отдают его, превращаясь в положительные однозарядные ионы с устойчивой оболочкой соответствующего инертного газа.

Поэтому щелочные металлы являются наиболее типичными представителями металлов. Все металлические свойства выражены у них особенно резко.

Щелочные металлы совершенно не способны присоединять электроны.

Одинаковое строение не только наружного, но и предпоследнего электронного слоя обусловливает большое сходство щелочных металлов друг с другом. Но в то же время увеличение заряда ядра и общего числа электронов в атоме при переходе от лития к цезию создает некоторые качественные различия между отдельными членами группы. Как и в других группах, эти различия проявляются главным образом в более легкой отдаче валентных электронов и усилении металлических свойств с возрастанием порядкового номера.

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия - один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).

Таблица 1. Некоторые свойства щелочных металлов

Атомный номер

Название, символ

Металлический радиус, нм

Ионный радиус, нм

Потенциал ионизации, эВ

ЭО

p, г/смі

tпл, °C

tкип, °C

3

Литий Li

0,152

0,078

5,32

0,98

0,53

181

1347

11

Натрий Na

0, 190

0,098

5,14

0,93

0,97

98

883

19

Калий K

0,227

0,133

4,34

0,82

0,86

64

774

37

Рубидий Rb

0,248

0,149

4,18

0,82

1,53

39

688

55

Цезий Cs

0,265

0,165

3,89

0,79

1,87

28

678

(подробнее см. Приложение)

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата калия K2 [Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий - альбит - имеет состав Na2 [Al2Si6O16]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве - соли калия - сильвин KCl, сильвинит NaCl KCl, карналлит KCl MgCl2 6H2O, полигалит K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O.

1.2 Щелочные металлы в природе и их применение

Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Натрий и калий принадлежат к наиболее распространенным на земле элементам: содержание натрия в земной коре составляет 2,40, а калия 2,35 вес. %. Оба металла входят в состав различных минералов и горных пород силикатного типа. Хлористый натрий находится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержатся довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлористого калия и в виде двойных солей с натрием и магнием. Однако большие скопления калиевых солей, имеющие промышленное значение, встречаются редко.

Залежи натриевой селитры находятся в Чили. Сода содержится в воде многих озер. Наконец, огромные количества сульфата натрия находятся в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря, где эта соль в зимние месяцы толстым слоем осаждается на дно залива.

Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены остальные три щелочных металла: литий, рубидий и цезий.

Чаще других встречается литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Следы лития можно обнаружить в воде многих минеральных источников, в почве, а также в золе некоторых растений, как, например, свеклы, табака, хмеля. Рубидий и цезий содержатся в малых количествах в некоторых литиевых минералах.

Щелочные металлы всегда находятся в соединениях в виде положительно заряженных ионов. Так как атомы щелочных металлов очень легко окисляются, отдавая свои электроны, то ионы их, наоборот, трудно восстанавливаются.

Li

Li2O Al2O3 4SiO2 - сподумен

Na

NaCl - каменная соль

Na2SO4 10H2O - глауберова соль (мирабилит)

NaNO3 - чилийская селитра

K

KCl NaCl - сильвинит

KCl MgCl2 6H2O - карналлит

K2O Al2O3 6SiO2 - полевой шпат (ортоклаз)

Алюминий-литиевые сплавы нашли применение в авиационной и космической технике.

Литий используется при производстве литиевых аккумуляторов, такие аккумуляторы применяются в кардиостимуляторах.

Расплавы натрия и калия используются в качестве теплоносителей в атомных реакторах и в авиационных двигателях.

Пары натрия используются в люминесцентных светильниках.

Натрий служит катализатором в производстве каучука.

Натрий используется при производстве калия, титана, циркония и тантала, а также тетраэтилсвинца - добавки, улучшающей детонационные свойства бензина.

Пероксид натрия и надпероксид калия используются в подводных лодках и космических кораблях для регенерации кислорода.

Гидроксид калия применяется для получения жидкого мыла и стекла.

Гидроксид натрия используется для производства бумаги, искусственных тканей, мыла, очистки нефтепроводов, в производстве искусственного волокна и в щелочных аккумуляторах.

Хлорид натрия - пищевой продукт и сырье для получения натрия и его соединений, применяется в медицине для приготовления физиологического раствора.

Карбонат натрия используется для производства бумаги, мыла и стекла.

Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) применяется в медицине, кулинарии, в производстве минеральных вод, используется в огнетушителях.

Карбонат калия (поташ) необходим при производстве жидкого мыла и стекла.

Нитрат калия - комплексное минеральное удобрение, применяется для производства черного пороха и фейерверков.

Цезий нашел применение в фотоэлементах.

1.3 Химические и физические свойства

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов - их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

2Li + 2H2O 2LiOH + H2

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

· Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

4Li + O2 2Li 2O

· При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:

2Na + O2 Na2O2

· В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

K+O2KO2

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

2Na + 2NaOH2Na2O +H2

2 Na + Na2O2 2Na2O

3K + KO22K2O

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О22?и надпероксид-ион O2?.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:

Таблица 2. Цвет формул кислородного соединения

Формула кислородного соединения

Цвет

Li2O

Белый

Na2O

Белый

K2O

Желтоватый

Rb2O

Жёлтый

Cs2O

Оранжевый

Na2O2

Светло- жёлтый

KO2

Оранжевый

RbO2

Тёмно- коричневый

CsO2

Жёлтый

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li2O + H2O 2LiOH

K2O +SO3 K2SO4

Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

Na2O2 + 2 NaI + 2 H2SO4 I2 + 2 Na2SO4+2H2O

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2

2 K2O + 2H2O 2KOH + H2O2 +O2

3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов.

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами. Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных - аминах и амидах. При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака. Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей).

4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:

Таблица 3. Окраска пламени щелочными металлами и их соединениями

Щелочной металл

Цвет пламени

Li

Карминно-красный

Na

Жёлтый

K

Фиолетовый

Rb

Бурокрасный

Cs

Фиолетово-красный

Литий, натрий, калий, рубидий в свободном состоянии серебристо-белые металлы, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.

В кристаллическом состоянии все они имеют объемоцентрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло - и электропроводность.

Все щелочные металлы имеют небольшую плотность, самый легкий металл - литий, его плотность составляет всего 0,53 г/см3.

Некоторые физические свойства щелочных металлов приведены в таблице.

Таблица 4. Некоторые физические свойства щелочных металлов

Свойство

Li

Na

K

Rb

Cs

Плотность, кг/м3

530

970

860

1530

1880

Температура плавления,°С

180

98

64

40

29

Температура кипения,°С

1342

883

759

688

671

Металлы имеют достаточно низкие температуры плавления и кипения, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла понижается.

Все металлы очень активны, поэтому их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.

2. Биологическая роль щелочных металлов

2.1 Биологическая роль лития

Литий постоянно входит в состав живых организмов, однако его биологическая роль выяснена недостаточно. Установлено, что у растений литий повышает устойчивость к болезням, усиливает фотохимическую активность хлоропластов в листьях (томаты) и синтез никотина (табак). Способность концентрировать литий сильнее всего выражена среди морских организмов у красных и бурых водорослей, а среди наземных растений - у представителей семейства Ranunculaceae (василистник, лютик) и семейства Solanaceae (дереза). У животных литий концентрируется главным образом в печени и легких.

В организме человека литий, по-видимому, способствует высвобождению магния из клеточных "депо" и тормозит передачу нервного импульса, тем самым, снижая возбудимость нервной системы. Установлено, что ионы лития влияют на транспорт ионов натрия в нервных и мышечных клетках, вследствие чего литий выступает как антагонист ионов натрия. Под влиянием лития увеличивается внутриклеточное дезаминирование норадреналина и уменьшается количество свободного норадреналина, действующего на адренорецепторы в тканях мозга. В больших дозах литий понижает содержание в мозге серотонина.

Ионы лития повышают чувствительность нейронов гиппокампа и других областей мозга к действию дофамина. Таким образом, литий активно влияет на протекающие в мозге нейрохимические процессы, что может лежать в основе его терапевтической активности при психических заболеваниях. Назначение препаратов лития на фоне дефицита натрия опасно для здоровья, т.к. может вызывать поражение почек. Кроме того, к побочным эффектам терапии препаратами лития, можно отнести угнетение функции щитовидной железы путем блокирования литием высвобождения ТТГ-рилизинг фактора, ТТГ и тироксина.

Имеются данные о воздействии лития на структурные компоненты организма на различных уровнях. Одним из органов-мишеней лития может быть скелет и щитовидная железа. В костной ткани при длительном воздействии лития его концентрация оказывается более высокой, чем в других органах. Скелет, несомненно, является местом активного взаимодействия лития с магнием, кальцием и другими минеральными компонентами костной ткани.

Имеются данные о влиянии лития на нейро-эндокринные процессы, жировой и углеводный обмен. Под влиянием лития возрастает поглощение глюкозы, синтез гликогена и уровень инсулина в сыворотке крови больных диабетом, применяющих препараты лития, снижается уровень глюкозы и кетоновых тел в моче. Литий обладает инсулиноподобным эффектом.

Содержание лития в организме человека около 70 мг. В течение суток в организм взрослого человека поступает около 100 мкг лития. Ионы лития Li+ быстро и практически полностью абсорбируются из желудочно-кишечного тракта, по-видимому, из тонкого кишечника, а также из мест парентерального введения. Ионы лития легко проникают через биологические мембраны. Среднее содержание лития (в мкг/г), в различных органах значительно различается: в лимфоузлах - 200, легких - 60, печени - 7, цельной крови - 6, мышцах - 5, мозге - 4. Литий можно обнаружить в костях, кишечнике, надпочечниках и других тканях. Выведение лития осуществляется преимущественно через почки и в меньшей степени с калом и потом.

Механизм токсического действия лития остается недостаточно изученным. Возможно, что литий влияет на механизмы поддержания гомеостаза натрия, калия, магния и кальция. При длительном воздействии лития обычно развивается гиперкалиемия и дисбаланс Na/K.

Токсические эффекты солей лития начинают проявляться при концентрации лития в плазме крови свыше 10 мкг/л. При концентрации лития в пределах 11-13 мкг/л, появляются слабые симптомы интоксикации. Эти симптомы становятся выраженными при возрастании концентрации лития до 14-17 мкг/л, и при уровне 21 мкг/л и выше, развивается клинически выраженная полиорганная патология.

К ранним симптомам отравления относятся тремор кистей, полиурия и умеренная жажда. Симптомами средней интоксикации являются диарея, рвота, мышечная слабость, вялость и потеря координации.

Симптомокомплекс тяжелого отравления литием состоит из неврологических расстройств: атаксии, ухудшения зрения, потери памяти, головокружения, потери ориентации, судорог, ступора и комы.

При дефиците лития в организме следует увеличить в рационе количество пищевых продуктов, содержащих соединения лития в биотических дозах, применять минеральные воды и БАД к пище, содержащие литий.

При избытке лития следует использовать симптоматические средства, вводить в организм дополнительное количество NaCl и электролитные смеси.

Соединения лития широко используются в атомной промышленности, металлургии, органическом синтезе, производстве стекол, глазурей и эмалей.

Медицинское применение соединений лития ограничено. Соли лития (лития карбонат, лития оксибат, литонит и др.) используются при лечении маниакально-депрессивных психозов. В последние годы появились сведения об эффективности препаратов лития при лечении новообразований, сахарного диабета и алкоголизма.

2.2 Биологическая роль натрия

Натрий это минеральное вещество, которое также является жизненно необходимым элементом для организма человека. Соеденение натрия с хлором (хлорид натрия) известно как пищевая повареная соль. Хлорид натрия подобно хлориду калия, действует как электролит и выполняет сходные функции, но за пределами клеток, во внеклеточной жидкости.

Биологическая роль натрия достаточно весома для человека, так как выполняет не мало функций, которые просто необходимы для нормальной жизнедеятельности нашего организма.

1. Помогает регулировать кислотный и водный баланс в жидкости организма из внеклеточной среды;

2. Способствует нормализации кровяного давления;

3. Участвует в транспортной системе клеточной оболочки;

4. Необходим для нормальной деятельности нервной и мышечной системы.

Норма суточного потребления натрия не установлена, но допустимое потребление не должно превышать 2 400 мг (не болеее 6.15 гр пищевой соли в сутки). Избыточное количество натрия в организме ассоциируется с высоким кровяным давлением (гипертензией) и задерживанием жидкости (отеком).

Легко допустить переизбыток натрия, особенно в питании, изобилующем обработанной пищей. Ежедневно население Европы поглащает 3-5 мг натрия (примерно 8-11 гр соли), что на много превышает диетические нормы, которые составляют 0.6-1.5 гр соли в день.

Пищевая соль (хлористый натрий) и подсоленные в процессе приготовления продукты - мясо, сыр, овощи, фрукты, выпечка, крупы и приправы - служат основным источником натрия. Низкое содержание натрия находится во всех натуральных продуктах растительного и животного происхождения.

2.3 Биологическая роль калия

Калий - важнейший биогенный элемент, особенно в растительном мире. При недостатке калия в почве растения развиваются очень плохо, уменьшается урожай, поэтому около 90 % добываемых солей калия используют в качестве удобрений.

Калий содержится большей частью в клетках, до 40 раз больше чем в межклеточном пространстве. В процессе функционирования клеток избыточный калий покидает цитоплазму, поэтому для сохранения концентрации он должен нагнетаться обратно при помощи натрий-калиевого насоса. Калий и натрий между собой функционально связаны и выполняют следующие функции:

Создание условий для возникновения мембранного потенциала и мышечных сокращений

1. Поддержание осмотической концентрации крови

2. Поддержание кислотно-щелочного баланса

3. Нормализация водного баланса

4. Обеспечение мембранного транспорта

5. Активация многих энзимов

6. Нормализация ритма сердца

Рекомендуемая суточная доля калия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграмм, для взрослых от 1800 до 5000 миллиграмм. Необходимость в калии зависит от общего веса тела, физической активности, физиологического состояния, и климата места проживания. Рвота, продолжительные поносы, обильное потение, использование мочегонных повышают потребность организма в калии.

Основными пищевыми источниками являются сушёные абрикосы, дыня, бобы, киви, картофель, авокадо, бананы, брокколи, печень, молоко, ореховое масло, цитрусовые, виноград. Калия достаточно много в рыбе и молочных продуктах.

Всасывание происходит в тонком кишечнике. Усвоение калия облегчает витамин В6, затрудняет - алкоголь.

При недостатке калия развивается гипокалиемия. Возникают нарушения работы сердечной и скелетной мускулатуры. Продолжительный дефицит калия может быть причиной острой невралгии.

При переизбытке калия развивается гиперкалиемия, для которой основным симптомом является язва тонкого кишечника. Настоящая гиперкалиемия может вызвать остановку сердца.

2.4 Биологическая роль рубидия

Рубидий - химический элемент I группы периодической системы с атомным номером 37. Название элементу дано по цвету наиболее характерных красных линий спектра (от лат.rubidus - красный, тёмно-красный). Открыт в 1861 Р. Бунзеном и Г. Кирхгофом при спектральном исследовании солей, выделенных из минеральных вод. Металлический рубидий получил впервые Бунзен в 1863 г.

Рубидий - серебристо-белый металл, относится к щелочным металлам, типичный рассеянный элемент. Несмотря на сравнительно высокое содержание в земной коре, рубидий не образует собственных минералов и преимущественно входит как изоморфная примесь в минералы калия и цезия, такие как сильвин, карналлит, микроклин, Rb-мусковит и т.д. Подобно калию, рубидий содержится в кислых вулканических породах (гранитоидах) и особенно в пегматитах, где его содержание может достигать 100-200 мг/кг. Соли рубидия входят в состав вод многих минеральных источников. Наиболее богаты рубидием так называемые "минералы-концентраторы": лепидолит, циннвальдит, поллуцит.

Рубидий относится к элементам с невыясненной биологической ролью. Обычно рубидий рассматривают совместно с цезием, так как их роль в организме человека изучается параллельно.

Рубидий постоянно присутствует в тканях растений и животных. В земных растениях содержится всего около 0,00064% рубидия, а в морских еще меньше. Однако рубидий способен накапливаться в растениях, а также в мышцах и мягких тканях актиний, червей, моллюсков, ракообразных, иглокожих и рыб, причем величина коэффициента накопления составляет от 8 до 26. Наибольший коэффициент накопления (2600) искусственного радиоактивного изотопа 86Rb обнаружен у ряски Lemna polyrrhiza, а среди пресноводных беспозвоночных - у моллюска Galba palustris.

Физиологическая роль рубидия заключается в его способности ингибировать простагландины PGE 1 и PGE 2, PGE 2 - альфа и в наличии антигистаминных свойств.

Обмен рубидия в организме изучен слабо. Ежедневно в организм человека с пищей поступает до 1,5-4,0 мг рубидия. Через 60-90 минут, при пероральном поступлении рубидия в организм, его можно обнаружить в крови. Средний уровень рубидия в крови составляет 2,3-2,7 мг/л.

Рубидий находится в связанном с эритроцитами состоянии, его концентрация в эритроцитах значительно выше, чем в плазме. В ЖКТ всасывается более 80% рубидия. Транспортные механизмы клеток человека и животных не различают ионы рубидия и калия, поэтому эти ионы могут конкурировать между собой.

После всасывания рубидий накапливается в головном мозге и скелетной мускулатуре. Рубидий также может накапливаться в плаценте. Концентрация рубидия в костях составляет 26,7 мкг/г, яичниках - 20 мкг/г, легких - 9,2 мкг/г, мягких тканях - около 7,8 мкг/г.

Выводится рубидий из организма в основном с мочой (до 70%).

Недостаточность рубидия плохо изучена. Содержание рубидия ниже 250 мкг/кг в корме у подопытных животных может приводить к задержке внутриутробного развития, абортам и преждевременным родам.

Причины дефицита рубидия - недостаточное поступление с пищей.

щелочной металл натрий калий

Основные проявления дефицита рубидия: снижение аппетита; задержка роста и развития; аборты; преждевременные роды; сокращение продолжительности жизни.

У животных поступление рубидия с кормом в количестве более 200 мг в день не вызывает токсического эффекта, тогда как прием 1000 мг рубидия значительно угнетает рост и развитие, снижают продолжительность жизни.

Опасность для здоровья представляет радиоактивный изотоп 87 Rb. Как правило, на его долю приходится до 28% от общего содержания рубидия, поступающего в организм.

Доказан риск избыточного поступления рубидия у работников электронной, химической и стекольной промышленности.

Причины избытка рубидия - повышенное поступление с пищей и водой из окружающей среды.

Основные проявления избытка рубидия - локальное раздражение на коже и слизистых; хроническое воспаление верхних дыхательных путей; аритмии; нарушение сна; головные боли; протеинурия.

В XIX веке, в связи со своим нейротропным действием, основанном на конкурентном взаимодействии с ионами калия, соли рубидия использовали для укрепления нервной системы, а позже и как противоэпилептическое и гипнотическое средство.

В последние десятилетия в экспериментальной медицине и биологии изучаются перспективы применения солей рубидия в лечении многих заболевания нервной и мышечной систем.

2.5 Биологическая роль цезия

Цезий - химический элемент с атомным номером 55 в периодической системе, обозначается символом Cs (лат. Cesium). Назван цезием по двум ярким линиям в синей части спектра (от лат. caesius - небесно-голубой).

Цезий был открыт в 1860 немецкими учёными Р.В. Бунзеном и Г. Кирхгофом в водах Дюрхгеймского минерального источника в Германии методом спектрального анализа. Металлический цезий впервые был выделен в 1882 шведским химиком К. Сеттербергом.

Мягкий щелочной металл золотисто-белого цвета. Цезий крайне неустойчив на воздухе (реагирует с воздухом в присутствии следов воды с воспламенением). Образует все виды солей - большей частью легкорастворимые (хлораты и перхлораты малорастворимы).

Цезий длительное время представлял чисто научный интерес, но в начале XX века, в связи с разработкой технологии его получения в чистом виде и нахождением ряда (хотя и очень редких) собственных минералов, постепенно вошел в сферу человеческой деятельности и развитие технологий, и приобрел ряд весьма важных и стратегических областей своего применения.

Цезий и рубидий относят к малоизученным микроэлементам. Эти элементы находятся в окружающей среде и поступают в организм различными путями, в основном с пищей. Установлено их постоянное наличие в организме. Однако до сих пор эти элементы не считаются биотическими.

Рубидий и цезий найдены во всех исследованных растениях, органах млекопитающих и человека. Морские водоросли например содержат от 0,01-0,1 мкг цезия в 1 г сухого вещества, наземные растения - 0,05-0,2. В организме членистоногих около 0,067-0,503 мкг/г цезия, пресмыкающихся - 0,04, млекопитающих - 0,05.

Известна роль рубидия и цезия в некоторых физиологических процессах. Установлено стимулирующее влияние этих элементов на функции кровообращения и эффективность применения их солей при гипотониях различного происхождения.

Исходя из выраженного гипертензивного и сосудосуживающего действия, соли цезия ещё в 1888 г. впервые были применены С.С. Боткиным при нарушениях функции сердечно-сосудистой системы.

В лаборатории И.П. Павлова С.С. Боткиным было установлено, что хлориды цезия и рубидия вызывают повышение артериального давления на длительное время и, что это действие связано, главным образом, с усилением сердечно-сосудистой деятельности и сужением периферических сосудов.

Установлено адреноблокирующее и симпатомиметическое действие солей цезия и рубидия на центральные и периферические адренореактивные структуры, которое особенно ярко выражено при подавлении тонуса симпатического отдела центральной нервной системы и дефиците катехоламинов. Солям этих металлов свойственен, главным образом, бетта-адреностимулирующий эффект.

Соли рубидия и цезия оказывают влияние на неспецифические показатели иммунобиологической резистентности - они вызывают значительное увеличение титра комплемента, активности лизоцима, фагоцитарной активности лейкоцитов.

Есть указание на стимулирующее влияние солей рубидия и цезия на функции кроветворных органов. В микродозах они вызывают стимуляцию эритро - и лейкопоэза (на 20-25 %), заметно повышают резистентность эритроцитов, увеличивают содержание гемоглобина в них.

Хлорид рубидия и хлорид цезия участвуют в газовом обмене, активируя деятельность окислительных ферментов, соли этих элементов повышают устойчивость организма к гипоксии.

Поступая в организм с пищей, цезий быстро всасывается из желудочно-кишечного тракта в кровь.

Рубидий и цезий весьма равномерно распределяется в органах и тканях, причём, рубидий, в основном, накапливается в мышцах, а цезий поступает в кишечник и вновь реабсорбируется в нисходящих его отделах. Главное депо цезия в организме млекопитающих - мышцы, сердце, печень; в крови - до 2,8 мкг/л.

В организме человека Cs-137 распределён относительно равномерно и не оказывает значительного вредного действия.

Цезий относительно малотоксичен.

Цезий137 - бета-гамма-излучающий радиоизотоп цезия, и один из главных компонентов радиоактивного загрязнения биосферы. Содержится в радиоактивных выпадениях, радиоактивных отходах, сбросах заводов, перерабатывающих отходы атомных электростанций.

Интенсивно сорбируется почвой и донными отложениями; в воде находится преимущественно в виде ионов. Содержится в растениях и организме животных и человека. Коэффициент накопления Cs137 наиболее высок у пресноводных водорослей и арктических наземных растений, особенно лишайников.

В организме животных Cs137 накапливается главным образом в мышцах и печени. Наибольший коэффициент накопления его отмечен у северных оленей и северных американских водоплавающих птиц.

В настоящее время цезий и его соединения применяются в электронике, радио-, электро-, рентгенотехнике, химической промышленности, оптике, медицине, ядерной энергетике.

На основе соединений цезия созданы эффективные лекарственные препараты для лечения язвенных заболеваний, дифтерии, шоков, шизофрении.

Заключение

В заключении хотелось бы остановится на наиболее значимых аспектах данного исследования.

Щелочные металлы, кроме Cs, имеют серебристый металлический блеск, Cs - золотисто-желтую окраску. Все Щелочные металлы очень мягки, легко режутся (кроме Li), Rb, Cs и Fr при обычной температуре почти пастообразны, наиболее твердый из них Li мягче талька (твердость талька принята за единицу по шкале Мооса). Щелочные металлы кристаллизуются в кубичической объемноцентрированной решетке с пространственной группой IтЗт, z = 2. Температуры плавления Щелочные металлы уменьшаются от Li к Cs: 180,54°С (Li), 97,86°С (Na), 63,51°С (К), 39,32°С (Rb), 28,44°С (Cs).

Щелочные металлы очень легкие, самый легкий среди всех известных металлов - Li, он плавает в керосине.,a Na и К легче воды.

Сильно электроположительный характер и высокая химическая активность щелочных металлов обусловлены небольшой затратой энергии на отрыв от атомов этих металлов одного s-электрона. Первые потенциалы ионизации (эВ): 5,39178 (Li), 5,13915 (Na), 4,34070 (К), 4,17719 (Rb), 3,89397 (Cs). Щелочные металлы - сильные восстановители. Значения их стандартных электродных потенциалов (В) для полуреакции М+ + е - = М: - 3,045 (Li), - 2,711 (Na), - 2,924 (К), - 2,925 (Rb), - 2,923 (Cs). Литий стоит первым в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Характерное свойство атомов щелочных металлов - легкость возбуждения у них светового излучения. Оптические спектры щелочных металлов просты и содержат очень яркие линии (нм): 610,36 и 670,78 (Li), 589,59 и 588,99 (Na), 766,49 (К), 794,76 и 780,02 (Rb), 894,5 и 852,11 (Cs). Интенсивность линий 852,11, 780,02, 766,49 и 588,99 в атомных спектрах - наибольшая среди всех элементов периодической системы. Летучие соли Li окрашивают пламя газовой горелки в карминово-красный цвет, К - в розово-фиолетовый, a Na - в желтый, пары Rb окрашены в зеленовато-синий цвет, пары Cs - в сине-зеленый.

На воздухе все щелочные металлы быстро покрываются темно-серым налетом, состоящим из оксидов. только у Li появляется зеленовато-черная пленка нитрида Li3N. Склонность к окислению на воздухе возрастает от Li к Fr, причем Rb, Cs и Fr окисляются уже с воспламенением. Поэтому щелочные металлы хранят под слоем обезвоженного парафинового или вазелинового масла.

С водой щелочные металлы реагируют бурно с образованием щелочей (откуда название) и выделением Н2, при этом Rb и Cs взаимодействуют даже со льдом при - 100°С. С метанолом и этанолом щелочные металлы дают алкоголяты и Н2.

Кислород окисляет все Щелочные металлы, но если Li превращается только в Li2O, то остальные Щелочные металлы - в смеси, в основном М2О2 и МО2, при этом Rb и Cs вспыхивают. С N2 реагирует в обычных условиях только Li, превращающийся в нитрид, для остальных щелочных металлов нитриды неизвестны. Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке, некоторых алкиламинах и полиэфирах с образованием синих растворов, обладающих электронной проводимостью.

При хранении синие аммиачные растворы обесцвечиваются в результате медленно протекающей реакции: 2M + 2NH3 2MNH2 + Н2. Растворы щелочных металлов в жидком аммиаке взаимодействуют с ацетиленом с образованием ацетиленидов М2С2. При нагревании R, Rb и Cs c графитом получают C8М{, C24М{, С36МХ и другие нестехиометрические соединения в виде медно-красных порошков, самовоспламеняющихся на воздухе и разлагающихся водой с выделением Н2.

Щелочные металлы энергично взаимодействуют с галогенами с образованием галогенидов. При нагревании с S щелочные металлы дают сульфиды, с Н2 - гидриды, с Р - фосфиды. Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимо в воде, малорастворимы - фторид, фосфат и карбонат лития, а также МСlO4, MMnO4, MReO4, где М = Rb и Cs.

Основной метод получения Щелочных металлов - термическое восстановление хлоридов и бромидов магнием, кальцием, кремнием и другими восстановителями в вакууме при 600-800°С. Выделенные металлы очищают от примесей ректификацией или вакуумной дистилляцией.

Список использованной литературы

1. Плющев В.Е., Степин Б.Д., Химия и технология лития, рубидия и цезия, М., 1970;

2. Натрий, М., 1986; Степин Б.Д., Цветков А.А., Неорганическая химия, М., 1994.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 2001.

4. Ерёмина Е.А., Рыжова О.Н. Глава 14. Щелочные металлы // Справочник школьника по химии. - М.: Экзамен, 2009. - С.224-231. - 512 с. - 5000 экз. - ISBN 978-5-377-01472-0

5. Кузьменко Н.Е., Ерёмин В.В., Попков В.А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. - М.: Экзамен, 1997-2001.

6. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. - М.: Химия, 1987.

7. Некрасов Б.В. Основы общей химии. - М.: Химия, 1974.

8. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. - М.: МГУ, 1991, 1994.

9. Турова Н.Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. - М.: Высший химический колледж РАН, 1997.

10. Ситтиг М., Натрий, его производство, свойства и применение, пер. с англ., М., 1961;

11. Денисов В.М., Белоусова Н.В., Истомин Г.А. Строение и свойства расплавленных оксидов. - Екатеринбург: УрО РАН, 1999. - 503с.

12. Штремель М.А. Прогнозы сплавов. Ч.1. Дефекты решетки. - М.: МИ-СиС, 1999. - 384с.

13. Коротич В.И. Начала металлургии. - Екатеринбург: УГТУ, 2000. - 392с.

14. Денисов В.М., Белоусова Н.В., Моисеев Г.К. Висмутсодержащие материалы строение и физико-химические свойства. - Екатеринбург: УрО РАН, 2000. - 526с.

15. Карабасов Ю.С., Чижикова В.М., Плуцевский М.Б. Экология и управление: термины и определения. Справ. - М.: МИСиС, 2001. - 334с.

16. Падерин С.Н., Филиппов В.В. Теория и расчеты металлургических систем и процессов. - М.: МИСиС, 2001. - 334с.

17. Линчевский Б.В. Физическая химия. - М.: МГВМИ, 2001. - 255с.

18. Цымбал В.П. Введение в теорию самоорганизации. С примерами из металлургии. - Новокузнецк: СибГИУ, 2001. - 250с.

19. Минаев Ю.А., Яковлев В.В. Физико-химия в металлургии. - М.: МИ-СиС, 2001. - 320с.

20. Коротич В.И. Металлургия. Учебник для вузов. - Екатеринбург: УГТУ, 2001. - 395с.

Приложения

Приложение 1

ПОДГРУППА Ia. [ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)]

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs-значительно меньше, Fr - искусственно полученный элемент NaCl - поваренная соль (каменная соль), галит Na2SO4· 10H2O - глауберова соль NaNO3 - чилийская селитра Na3AlF6 - криолит Na2B4O7· 10H2O - бура KCl - сильвин KCl NaCl - сильвинит

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Очень мягкие металлы, легко режутся ножом. На срезе - белого цвета с серебристым металлическим блеском, исчезающим на воздухе из-за окисления. Плотности веществ Li (0,534), Na (0,97), K (0,86), Rb (1,532), Cs (1,87) г/см3.

Тпл. Li (179), Na (97,8), K (63,5), Rb (39,0), Cs (28,5) 0С

ПОЛУЧЕНИЕ

Т.к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:

2NaCl=2Na+Cl2 на катоде: Na++e=Na на аноде: 2Cl--e=Cl2

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1. С кислородом (Rb, Cs - самовоспламеняются)

2Na+O2=Na2O2; 2K+2O2=K2O4 (пероксиды) 4Li+O2=2Li2O (оксид лития)

2. С галогенами

2Na+Cl2=2NaCl

3. С серой при нагревании

2Li+S=Li2S (сульфид)

4. Литий взаимодействует с азотом

6Li+N2=2Li3N (нитрид)

5. С водородом при нагревании

2Na+H2=2NaH (гидрид)

6. С водой

2Na+2H2O=2NaOH+H2

Приложение 2

СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Щелочные металлы - самые сильные восстановители, их ионы не проявляют окислительных свойств

Гидроксиды (едкие щелочи) - твердые кристаллические вещества, типично ионные соединения, сильные основания.

NaOH-едкий натр, каустическая сода KOH-едкое кали Получение:

1. Электролиз водного раствораNaCl:

катод: H2O+2e=H2+2OH- анод: 2Cl--2e=Cl2 суммарная реакция:

2H2O+2NaCl=2NaOH+Cl2+H2

Соли - типично ионные соединения, как правило-хорошо растворимы в воде, кроме некоторых солей лития. Образованные слабыми кислотами сильно гидролизуются. Na2CO3 10H2O - кристаллическая сода Na2CO3 - кальцинированная сода NaHCO3 - питьевая сода K2CO3 - поташ Получение соды:

1. Аммиачный способ - насыщение раствора NaCl газами CO2 и NH3 NH3+CO2+H2O=NH4HCO3 NH4HCO3 +NaCl=NaHCO3+NH4Cl NaHCO3 выпадает в осадок (сравнительно мало растворим) 2. Кальцинирование - прокаливание:

NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O

Качественные реакции: окрашивание пламени ионами Li+ - карминово-красное Na+ - желтое K+ - фиолетовое

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Щелочные металлы

    Общая характеристика щелочных металлов и их соединений, применение в промышленности. Формы металлов, встречающиеся в природе, и способы их получения. Химические свойства щелочных металлов и их взаимодействие с водой, с кислородом, с другими веществами.

    презентация [3,9 M], добавлен 22.09.2015

  • Металлы

    Общая характеристика металлов. Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Оксиды и пероксиды щелочных металлов. Гидроксиды. Элементы главной II группы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Переходные металлы. Хром, железо, цынк, медь и их соединения.

    реферат [29,5 K], добавлен 18.05.2006

  • Щелочные металлы

    Периодическая система химических элементов. История открытия Арфведсоном лития, Дэвием натрия и калия, Бунзеном и Кирхгоффом рубидия и цезия, Маргаритой Пере франция. Методы качественного определения щелочных металлов. Описание областей их применения.

    презентация [906,5 K], добавлен 28.10.2011

  • Элементы І группы

    Общая характеристика элементов І группы, их химические и физические свойства, история открытия и особенности способов получения. Литий и его соединения. Закономерности в строении атомов щелочных металлов. Правила хранения некоторых элементов этой группы.

    презентация [1,2 M], добавлен 30.11.2012

  • Воздействие окружающей среды на металлы

    Строение атомов металлов. Положение металлов в периодической системе. Группы металлов. Физические свойства металлов. Химические свойства металлов. Коррозия металлов. Понятие о сплавах. Способы получения металлов.

    реферат [19,2 K], добавлен 05.12.2003

  • Металлы как химические элементы

    Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение атомов металлов и их кристаллических решеток. Физические свойства металлов и общие химические свойства. Электрохимический ряд напряжения и коррозия металлов. Реакции с другими веществами

    презентация [1,8 M], добавлен 29.04.2011

  • Физические и химические свойства натрия

    Использование солей натрия в Древнем Египте, химические способы добычи натрия. Линии щелочных металлов в видимой части спектра, физические и химические свойства щелочей. Взаимодействие соды с синтетической азотной кислотой и гигроскопичность солей натрия.

    реферат [3,6 M], добавлен 04.07.2012

  • Металлы

    Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение атомов металлов, кристаллических решеток. Металлы в природе, общие способы их получения. Физические свойства металлов. Общие химические свойства. Электрохимический ряд напряжения.

    презентация [2,3 M], добавлен 09.02.2012

  • Азиды щелочных металлов

    Азотистоводородная кислота и строение азидной группы. Получение чистого азота и щелочных металлов. Способы синтеза азида натрия. Применение в взрывотехнике, изготовление первичных ВВ (азида свинца). Получение азида натрия из гидразина и его солей.

    реферат [344,1 K], добавлен 02.05.2015

  • Металлы

    Металлы. Методы получения металлов. Химические свойства металлов. Характеристика металлов главной подгруппы I группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий. Переходные металлы

    реферат [24,0 K], добавлен 18.05.2006

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.

© 2000 — 2023, ООО «Олбест» Все права защищены