Химия и биологическая роль элементов IА группы

 

ГБОУ ВПО ОрГМА МИНЗДРАВСОЦРАЗВИТИЯ РОССИИ

 

 

КАФЕДРА ХИМИИ И ФАРМАЦЕВТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

 

 

 

Реферат

 
на тему: 
“ Химия и биологическая роль элементов IА группы ”

 

 

 

 

Выполнила:  
Студентка 16 гр. 
педиатрического факультета 
Акишева С.Б. 
Проверила:  
Кузьмичёва Н.А. 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Оренбург 2014

 

 

 

Содержание

1. Введение………………………………………………………………………3
2. Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённости в природе…………………………………...........4
3. Изменение в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации……………………………………………………………………..6
4. Сравнение химических свойств простых веществ IА группы…….............7
5. Особенности комплексообразования ионов натрия и калия………………9
6. Биологическая роль натрия, калия: содержание в организме, суточная потребность, локализация в органах и тканях, значение для организма……………………………………………………………………..10
7. Антагонизм натрия и калия………………………………………………....14
8. Соединения лития, натрия, калия как лекарственные средства……….....15
9. Список литературы…………………………………………………………..18

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2

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: изучить элементы IА группы и их роль.

Для достижения поставленной цели необходимо решить следующие задачи:

-дать общую характеристику  элементов IА группы;

-указать роль элементов  IА группы;

-рассмотреть и изучить  свойства элементов IА группы.

 

 

3

Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённости в природе.

 

В группу IА входят следующие элементы: литий, калий, натрий, рубидий, цезий, франций, т.е. щелочные металлы.

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.

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

 

Литий был открыт шведским химиком Й. Арведсоном в 1817 г.

По  предложению Й.Берцелиуса назван литием (от греч. литос – камень).

4

Натрий и калий были впервые получены английским химиком и физиком Г. Дэви в 1807 г. при электролизе едких щелочей. Й. Берцелиус предложил назвать один новый элемент натрием (от араб. натрун – сода), а второй элемент  по предложению Гильберта назван калием (от араб. алкали – щелочь).

Рубидий был открыт по характерным линиям в длинноволновой области спектра в 1861г. немецкими учёными Р. Бунзеном и Г. Киргофом. Цвет этих линий определил и название элемента. По латыни «рубидис» - тёмно-красный. В 1863г. Бунзен получил рубидий в чистом виде.

Цезий был первым элементом, открытым с помощью метода спектрального анализа. В 1860 г  Р. Бунзен и Г. Киргоф по ярко-синим линиям в спектре обнаружили в воде минеральных источников  в Боварии новый химический элемент. Название элемента происходит от лат. Слова «цезиус» - «небесно-голубой».

Франций был открыт в 1939г француженкой М. Пере. Она доказала, что этот элемент является продуктом распада актиния. Это радиоактивный элемент. Период его полураспада 22 минуты. В начале 50-х годов удалось получить франций искусственно.

 

 

Из щелочных элементов наиболее широко распространены в природе  натрий (2,27 мас.%) и калий (1,84 мас.%), причем благодаря высокой  химической активности они встречаются исключительно в виде соединений.  Основными источниками натрия и калия являются каменная соль (практически чистый NaCl), глауберова соль или мирабилит Na2S04- 10Н2О, сильвин KC1, сильвинит КС1 • NaCl, карналлит КС1 • MgCl2- 6Н20 и др. В отличие от натрия и калия соединения лития (1,8-Ю-3 мас.%), рубидия (7,8-Ю-3 мас.%) и цезия (2,6 -10-4 мас.%) в природе встречаются значительно реже, поэтому эти  элементы относят к числу редких и рассеянных. Хотя по содержанию в земной коре рубидий несколько опережает литий и цезий, он не образует  самостоятельных минералов, а сопутствует калию, что объясняется сходством их ионных радиусов. Литий и цезий входят в состав различных силикатов и алюмосиликатов. Важнейшим минералом лития является сподумен LiAl(Si03)2.

 

 

 

5

Изменение в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации

Зависимость атомных радиусов (r) от заряда ядра (Z) имеет периодический характер. В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, так как увеличивается число электронных слоев:

	r, нм
Li	0,155
Na	0,189
K	0,236
Rb	0,248
Cs	0,268

 

На схеме:

-----------------------------→ 
Li – Na- K – Rb – Cs – Fr 
Слева направо происходит увеличение атомных радиусов. 
Энергия ионизации и сродство к электрону. В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону. Энергией ионизации (потенциалом ионизации) I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона: X – e ® X+В группах потенциал ионизации уменьшается с увеличением атомного номера элемента:

	Li	Na	K	Rb	Cs
I, эВ	6,39	5,14	4,34	4,18	3,89

 

Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев. Величина потенциала ионизации может служить мерой “металличности ” элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче удалить электрон из атома, тем сильнее выражены металлические свойства. На схеме: энергия ионизации элементов слева направо возрастает. 
-----------------------------→  
Li – Na- K – Rb – Cs – Fr 

←----------------------------- 
                            
                                                             

6

Сравнение химических свойств простых веществ IА группы

Элементы IA группы обладают большой химической активностью, взаимодействуют почти со всеми неметаллами. Их высокая химическая активность обусловлена в первую очередь низкими значениями энергии ионизации их атомов — легкостью отдачи ими валентных электронов. При этом энергия ионизации уменьшается при переходе от лития к цезию. Образуют основные оксиды состава R,0, причем их основность увеличивается от лития к францию. Состав гидроксидов выражается формулой ROH. Это растворимые основания — щелочи. Щелочные металлы хранят под слоем керосина, так как на воздухе они быстро окисляются. Рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе, литий, натрий и калий загораются при небольшом нагревании. Только литий, сгорая, образует оксид Li20. Остальные щелочные металлы превращаются в пероксидные соединения 
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 О22и надпероксид-ион O2.

7

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.

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).

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:

Щелочной металл	Цвет пламени
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Бурокрасный
Cs	Фиолетово-красный