Какие элементы называются s элементами. S-элементы. В кислотах-окислителях растворяются

Лекция 1

ТЕМА : S – элементы

Вопросы, изучаемые на лекции:

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

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

Водород. Общая характеристика.

Особенности положения в периодической системе элементов

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

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

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

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

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

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

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

Физические свойства водорода

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

Химические свойства водорода

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

Н 2 + F 2 = 2 HF .

При нагревании вступает во взаимодействие со многими неметаллами:

t o t o

Н 2 + Cl 2 = 2 HCl ; 2Н 2 + С ↔ СН 4

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О;

t o , каt t o

3 Н 2 + N 2 ↔ 2NH 3 H 2 + S = Н 2 S.

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

CuO + H 2 = Cu + H 2 O;

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

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

t o t o

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

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

Вода, ее физические и химические свойства

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

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

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

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

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

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

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

2Na + 2 HOH → 2NaOH + H 2 .

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

P 2 O 5 + 3HOH → 2H 3 PO 4 .

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

С l 2 + HOH ↔ HCl + HClO.

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

К 2 СО 3 + НОН ↔ КНСО 3 + КОН.

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

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

S – элементы I группы

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

Общая характеристика щелочных металлов

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

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

Таблица 1

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

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

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

Нахождение в природе и получение щелочных металлов

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

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

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

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

КОН + Na = К + NaOH .

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

Физические и химические свойства щелочных металлов

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

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

2 Na + 2НОН → 2 NaOH + H 2 ,

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

О 2

│––––––––––→ Li 2 O , Na 2 O 2 , KO 2

│ Га l 2

Ме + │ ––––––––––→ МеГа l

│ t o , Н 2

│––––––––––→ МеН

│ t o , S, P, Si

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

│ t o , N 2

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

Общая характеристика S -элементов П группы

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

Таблица 2

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

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

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

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

Особые свойства бериллия

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

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

Нахождение в природе и получение металлов П А группы

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

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

Физические и химические свойства S – элементов П группы.

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

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

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

│ О 2

│ ––––––––––→ МеО

│ Н 2 О

│––––––––––→ Ме(ОН) 2 + Н 2

│ Га l 2

Ме + │––––––––––→ МеГа l 2

│ t o , Н 2

│––––––––––→ МеН 2

│t o , S, P, C, Si, N 2

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

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

Ве + 2 НС l + 4H 2 O → Cl 2 + H 2

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

Важнейшие соединения S -элементов I и П групп

1. Оксиды.

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

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O.

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

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

2Ме + О 2 → 2МеО,

СаСО 3 → СаО + СО 2 .

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

МеО + Н 2 О → Ме(ОН) 2 .

Будучи амфотерным оксидом, ВеО реагирует с кислотами и щелочами:

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

BeO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 .

1. Гидроксиды.

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

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

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

2Na + 2HOH → 2NaOH + H 2 .

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

М gCl 2 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + 2NaCl.

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

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

Ве (ОН ) 2 + 2 НС l + 2H 2 O ↔ Cl 2

Be(OH) 2 + 2NaOH ↔ Na 2 .

1. Соли S – элементов.

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

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

С N - + НОН ↔ НС N + ОН - .

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

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

2+ + HOH ↔ + + H 3 O + .

∟ Н + ‗‗‗

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

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

‗‗‗ Н + ‗‗│

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

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

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

Биологическая роль и применение в медицине соединений

s -элементов

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

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

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

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

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

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

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Ежедневная доза Са, необходимая организму, составляет примерно

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Препараты на основе соединений s -элементов,

применяемые в стоматологии

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

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

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

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

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

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.

S-элементы

1. Характеристика s-элементов

К блоку s-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня.

Хотя водород и гелий относятся к s-элементам из-за специфики их свойств их следует рассматривать отдельно. Водород, натрий, калий, магний, кальций - жизненно необходимые элементы.

Соединения s-элементов проявляют общие закономерности в свойствах, что объясняется сходством электронного строения их атомов. Все внешние электроны являются валентными и принимают участие в образовании химических связей. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов в соединениях равна числу электронов во внешнем слое и соответственно равна номеру группы, в которой и находится данный элемент. Степень окисления металлов s-элементов всегда положительна. Другая особенность заключается в том, что после отделения электронов внешнего слоя остается ион, имеющий оболочку благородного газа. При увеличении порядкового номера элемента, атомного радиуса, уменьшается энергии ионизации (от 5,39 эВ y Li до 3,83 эВ y Fr), а восстановительная активность элементов возрастает.

Подавляющее большинство соединений s-элементов бесцветно (в отличие от соединений d-элементов), так как исключен обуславливающий окраску переход d-электронов с низких энергетических уровней на более высокие энергетические уровни.

Соединения элементов групп IA - IIA - типичные соли, в водном растворе они практически полностью диссоциируют на ионы, не подверженны гидролизу по катиону (кроме солей Be 2+ и Mg 2+).

водород гидрид ионный ковалентный

Для ионов s-элементов комплексообразование не характерно. Кристаллические комплексы s - элементов с лигандами H 2 O-кристаллогидраты, известны с глубокой древности, например: Na 2 В 4 O 7 10H 2 O-бура, KАl (SO 4) 2 12H 2 O-квасцы. Молекулы воды в кристаллогидратах группируются вокруг катиона, но иногда полностью окружают и анион. Вследствие малого заряда иона и большого радиуса иона щелочные металлы наименее склонны к образованию комплексов, в том числе и аквакомплексов. В качестве комплексообразователей в комплексных соединениях невысокой устойчивости выступают ионы лития, бериллия, магния.

2. Водород. Химические свойства водорода

Водород - наиболее легкий s-элемент. Его электронная конфигурация в основном состоянии 1S 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Особенность водорода состоит в том, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. У водорода нет промежуточного электронного слоя, поэтому водород нельзя считать электронным аналогом щелочных металлов.

Как и щелочные металлы водород является восстановителем, проявляет степень окисления +1, Спектры водорода сходны со спектрами щелочных металлов. Со щелочными металлами сближает водород его способность давать в растворах гидратированный положительно заряженный ион Н + .

Подобно галогеном атому водорода не достает одного электрона. Этим и обусловлено существование гидрид-иона Н - .

Кроме того, как и атомы галогенов атомы водорода характеризуются высоким значением энергии ионизации (1312 кдж/моль). Таким образом, водород занимает особое положение в Периодической системе элементов.

Водород - самый распространенный элемент во вселенной: он составляет до половины массы солнца и большинства звезд.

На солнце и других планетах водород находится в атомарном состоянии, в межзвездной среде в виде частично ионизированных двухатомных молекул.

Водород имеет три изотопа; протий 1 Н, дейтерий 2 Д и тритий 3 Т, причем тритий - радиоактивный изотоп.

Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой поляризуемостью, незначительными размерами и малой массой и обладают большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низкие температуры плавления (-259,2 о С) и кипения (-252,8 о С). Из-за высокой энергии диссоциации (436 кдж/моль) распад молекул на атомы происходит при температурах выше 2000 о С. Водород бесцветный газ без запаха и вкуса. Он имеет малую плотность - 8,99·10 -5 г/см При очень высоких давлениях водород переходит в металлическое состояние. Считается, что на дальних планетах солнечной системы - Юпитере и Сатурне водород находится в металлическом состоянии. Существует предположение, что в состав земного ядра также входит металлический водород, где он находится при сверхвысоком давлении, создаваемым земной мантией.

Химические свойства. При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, при облучении светом - с хлором и бромом, при нагревании с О 2 ,S, Se, N 2 , C, I 2 .

Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.

Взаимодействие с хлором - пример неразветвленной реакции при облучении светом (фотохимическая активация), при нагревании (термическая активация).

Сl+ H 2 = HCl + H (развитие цепи)

H+ Сl 2 = HCl + Сl

Взрыв гремучего газа - водородокислородной смеси - пример разветвленного цепного процесса, когда инициированние цепи включает не одну, а несколько стадий:

Н 2 + О 2 = 2ОН

Н+ О 2 = ОН+О

О+ Н 2 = ОН+ Н

ОН+ Н 2 = Н 2 О + Н

Взрывного процесса удается избежать, если работать с чистым водородом.

Поскольку для водорода характерна - положительная (+1) и отрицательная (-1) степень окисления, водород может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

Восстановительные свойства водорода проявляются при взаимодействии с неметаллами:

Н 2 (г) + Cl 2 (г) = 2НCl (г),

2Н 2 (г) + О 2 (г) = 2Н 2 О (г),

Эти реакции протекают с выделением большого количества теплоты, что свидетельствуют о высокой энергии (прочности) связей Н-Сl, Н-О. Поэтому водород проявляет восстановительные свойства по отношению ко многим оксидам, галогенидам, например:

На этом основано применение водорода в качестве восстановителя для получения простых веществ из оксидов галогенидов.

Еще более сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электронном разряде в условиях низкого давления.

Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения при взаимодействии металла с кислотой. Такой водород восстанавливает CrCl 3 в CrCl 2:

2CrCl 3 + 2HСl + 2Zn = 2CrCl 2 + 2ZnCl 2 +H 2 ^

Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II):

2NO + 2H 2 = N 2 + H 2 O

Используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты.

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:

В данном случае водород ведет себя как галоген, образуя аналогичные галогенидам гидриды .

Гидриды s-элементов I группы имеют ионную структуру типа NaCl. В химическом отношении ионные гидриды ведут себя как основные соединения.

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород неметаллических элементов, например, гидриды состава SiH 4 , ВН 3 , СН 4 . По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

Характерной особенностью гидролиза гидридов является выделение водорода, реакция протекает по окислительно-восстановительному механизму.

Основной гидрид

Кислотный гидрид

За счет выделения водорода гидролиз протекает полностью и необратимо (?Н<0, ?S>0). При этом основные гидриды образуют щелочь, а кислотные кислоту.

Стандартный потенциал системы В. Следовательно, ион Н - сильный восстановитель.

В лаборатории водород получают взаимодействием цинка с 20% -й серной кислотой в аппарате Киппа.

Технический цинк часто содержит небольшие примеси мышьяка и сурьмы, которые восстанавливаются водородом в момент выделения до ядовитых газов: арсина SbH 3 и стабина SbH Таким водородом можно отравиться. С химически чистым цинком реакция протекает медленно из-за перенапряжения и хорошего тока водорода получить не удается. Скорость этой реакции увеличивается путем добавления кристалликов медного купороса, реакция ускоряется за счет образования гальванической пары Cu-Zn.

Более чистый водород образуется при действии щелочи на кремний или алюминий при нагревании:

В промышленности чистый водород получают электролизом воды, содержащей электролиты (Na 2 SO 4 , Ba (OH) 2).

Большое количество водорода образуется в качестве побочного продукта при электролизе водного раствора хлорида натрия с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространство,

Наибольшее количество водорода получают газификацией твердого топлива (антрацита) перегретым водяным паром:

Либо конверсией природного газа (метана) перегретым водяным паром:

Образующаяся смесь (синтез-газ) используется в производстве многих органических соединений. Выход водорода можно увеличить, пропуская синтез-газ над катализатором, при этом СО превращается вСО 2 .

Применение. Большое количество водорода расходуется на синтез аммиака. На получение хлороводорода и соляной кислоты, для гидрогенизации растительных жиров, для восстановления металлов (Mо, W, Fe) из оксидов. Водород-кислородное пламя используют для сварки, резки и плавления металлов.

Жидкий водород используют в качестве ракетного топлива. Водородное топливо является экологически безопасным и более энергоемким, чем бензин, поэтому в будущем оно может заменить нефтепродукты. Уже сейчас в мире на водороде работает несколько сот автомобилей. Проблемы водородной энергетики связаны с хранением и транспортировкой водорода. Водород храня в подземных танкерах в жидком состоянии под давлением 100 атм. Перевозка больших количеств жидкого водорода представляет серьезную опасность.

3. Гидриды. Пероксид водорода

Гидриды - это соединения элементов с водородом. В соответствии с характером связи различают ионные, ковалентные и металлические гидриды.

Ионные (или солеобразные) гидриды образованы щелочными или щелочноземельными металлами, их получает нагреванием металла в атмосфере водорода.

Это белые кристаллические вещества, структура которых построена из ионов Н? и катионов металла.

Ионные гидриды - сильные восстановители. При растворении на воздухе воспламеняются:

СаН 2 + О 2 = СаО + Н 2 О.

Они легко разлагаются водой и могут быть использованы для получения небольших количеств водорода:

СаН 2 + 2Н 2 О = Са (ОН) 2 + Н 2 ^.

Ковалентные гидриды состоят из молеул. Молярное строение имеют гидриды неметаллов (HCk, H 2 S, NH 3 , CH 4 , H 2 Se).

Полимерное строение имеют гидриды бериллия, магния, алюминия. Здесь атомы мекталла объеденены в цепочки и слоилистиковыми гидрид-ионами, образующими с атомами металла трехцентровые двухэлектронные связи, например, АlHAl.

Переходные d - и f-элемен6ты образуют металлические гидриды.

При переходе в периоде слева направо свойства гидридов изменяются от нейтральных (SiH 4) к основным (РН 3) и к кислотным (НCl).

В комплексных гидридах ионы Н? играют роль лигандов. В качестве примера можно привести алюмогидриды ? и борогидриды [ВH 4 ] ? .

Борогидриды - достаточно устойчивые соединения в то время как алюмогидриды легко разлагаются водой с выделением водорода:

4Н 2 О = Al (ОН) 3) + ОН? + 4Н 2 .

Эту реакцию используют для получения водорода. Алюмогидриды также применяют для получения гидридов других элементов:

GeCl 4 + Li > GeH4 + LiCl + AlCl.

Наибольшее практическое значение имеет пероксид (перекись) водорода Н 2 О 2 . Энергия связи О-О (210 кДж/моль) значительно ниже энергии связи О-Н (468 кДж/моль). Вследствие несимметричного распределения связей Н-О молекула Н 2 О 2 сильно полярна (м=0,7·10 -29 Кл·м). Между молекулами пероксида водорода возникает прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода - бесцветная, вязкая, прозрачная жидкость с высокой температурой кипения (150,2 о С) С водой пероксид водорода смешивается в любых отношениях, благодаря возникновению новых водородных связей. В лаборатории обычно используют 3% и 30% растворы Н 2 О 2 (последний называется пергидролем).

В водных растворах - пероксид водорода - слабая кислота:

гидропероксид-ион

В химических реакциях пероксид-радикал может не изменяясь переходить в другие соединения:

Н 2 О 2 + 2NaOH = Na 2 O 2 + 2H 2 O

BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2

Чаще протекают реакции, сопровождающиеся разрушением связи О-О или изменением заряда иона О 2 2 - . Степень окисления кислорода в Н 2 О 2 равна - 1, поэтому пероксид водорода может проявлять как свойства восстановителя, так и свойства окислителя.

Примером реакции, в которой пероксид водорода выступает в роли окислителя является:

При взаимодействии с очень сильным окислителем, например с PbO 2 , пероксид выступает в роли восстановителя:

восстановитель

Окислительные свойства пероксида наиболее ярко выражены в кислой и нейтральной средах. А восстановительные - в щелочной:

Cl 2 + H 2 O 2 + 2naCl = 2NaCl + 2H 2 O + O 2 ^.

Для пероксида водорода характерен распад по типу диспропорционирования:

Этот распад ускоряется в присуствии примесей, при освещении, нагревании. Устойчивы 30-60% растворы. Пероксид водорода хранят в темной посуде и на холоде.

Процесс разложения пероксида водорода ускоряется в присутствии солей тяжелых металлов. Катализируемое ионом металла разложение Н 2 О 2 может приводить к образованию радикалов, наиболее важным из которых является гидроксидный НОи гидропероксидный НО 2 . Например, под действием Fe 2+ происходит разрыв связей - О-О-:

Fe 2+ + H 2 O 2 > Fe 3+ + OH - + HO

Образующиеся радикалы очень токсичны для клетки. Пероксид водорода применяется в медицинской практике как наружное бактерицидное средство, а растворы Н 2 О 2 применяются в качестве дезинфицирующего средства. Пероксид водорода используют для отбеливания бумаги, кожи, текстильных материалов.

4. Химия воды

Вода - главное соединение водорода, обладающее уникальными свойствами и имеющее жизненно важное значение.

Строение воды. Вода относится к числу наиболее распространенных в природе веществ. Общее её количество составляет 1,4·10 18 т, она покрывает примерно четыре пятых площади земной поверхности. Вода входит в состав многих минералов, горных пород и почвы. Она играет исключительно важную роль в природе, в жизнедеятельности растений, животных и человека. На долю воды приходится приблизительно 1/3 массы человеческого тела. Многие пищевые продукты (овощи, фрукты, молоко, яйца, мясо) на 95-65% состоят из воды.

Существует девять установленных изотопов воды, из них Н 16 2 О - составляет 99,73% (моль доли), а Н 18 2 О - 0.2%. Небольшая приходится на тяжелую воду D 2 О. В воде имеется небольшое количество радиоактивного изотопа (Т 2 О).

Трудно переоценить роль воды в технике, сельском хозяйстве, медицине, а также в технологических процессах различных отраслях народного хозяйства. На топливных и атомных электростанциях вода, например, является основным рабочим веществом - теплоносителем, а на гидроэлектростанциях - носителем механической энергии. Исключительная роль воды в природе и технике обусловлена её свойствами. Вода - термодинамически устойчивое соединение. Стандартная энергия Гиббса образования жидкой воды при температуре 298К равна - 237,57 кДж/моль, водяного пара - 228,94 кДж/моль. Соответственно константа диссоциации водяного пара при разложении на водород и кислород очень мала:

Константа диссоциации приближается к единице лишь при температуре выше 4000К.

Физические свойства воды . Температура плавления воды 0 о С, кипения 100 о С. Плотность при 20 о С - 0,998 г/см Свойства воды существенно отличаются от свойств водородных соединений элементов IV группы (H 2 S, H 2 Se, Н 2 Те). Вода при обычных условиях находится в жидком состоянии, в то время как указанные соединения - газы. Температура кристаллизации и испарения воды значительно выше температур кристаллизации и испарения водородных соединений элементов IV группы. Максимальную плотность вода имеет при температуре 4 о С. Что также необычно. В отличие от других соединений плотность воды при кристаллизации не растет, а уменьшается. Вода имеет очень высокую диэлектрическую проницаемость. Так, при 298 К диэлектрическая проницаемость её равна 78,5, в то время как для H 2 S она меньше 10. Вода - хороший растворитель полярных жидкостей и соединений с ионными связями.

Вода образует кристаллогидраты со многими соединениями. Например, CH 4 · nН 2 О, С 2 Н 5 Сl · mH 2 O (клатраты или соединения включения).

Необычные свойства воды обусловлены тремя причинами: полярным характером молекул, наличием неподеленных электронных пар у атомов кислорода и образованием водородных связей. Молекула воды имеет угловую форму с углом НОН 104,5 о, близким к тетраэдрическому, в вершине расположен атом кислорода, соединенный с двумя атомами водорода (протонами) полярной ковалентной связью. Две пары электронов обобществлены между протонами и атомом кислорода, по две пары неподеленных электронов ориентированы а другую сторону кислорода. Молекула воды полярна. Вследствие полярности вода хорошо растворяет полярные жидкости и соединения с ионными связями. Наличие неподеленных пар электронов у кислорода и смещение обобществленных электронных пар от атома водорода к атому кислорода обуславливают образование водородных связей между кислородом и водородом.

Хотя водородные связи слабее ковалентных и ионных, они значительно прочнее вандерваальсовых связей и обуславливают ассоциацию молекул воды в жидком состоянии и некоторые аномальные свойства воды, в частности высокие температуры плавления и парообразования, высокую диэлектрическую проницаемость, максимальную плотность при 4 о С, а также особую структуру льда. В кристаллах льда молекула воды образует четыре водородные связи с соседними молекулами воды (за счет двух неподеленных электронных пар у кислорода и двух протонов), что обуславливает возникновение тетраэдрической кристаллической структуры льда.

В жидкой воде молекулы ассоциированы, т.е. объединены в более крупные частицы. Причем устанавливается равновесие между молекулами воды, связанными в ассоциаты, и свободными молекулами воды. Наличие ассоциатов повышает температуру кристаллизации и испарения воды и диэлектрическую проницаемость. При увеличение температуры растет доля свободных молекул.

При испарении воды ассоциаты разрушаются, и водяной пар при невысоких давлениях состоит из свободных молекул Н 2 О. Однако при повышении давления молекулы воды сближаются и образуют водородные связи. Происходит ассоциация молекул. По мере повышения давления пар приближается по своему строению к жидкому состоянию. Это вызывает увеличение растворимости в паре соединений с ионными связями.

Химические свойства воды. Вода частично диссоциирует на ионы водорода и гидроксида (К д,298 = 2·10 -16).

Протон взаимодействует с Н 2 О, образуя Н 3 О + . Вода - амфотерное соединение, т.е. может быть как кислотой

так и основанием

Вода может быть как окислителем, так и восстановителем. Окислительно-восстановительная двойственность связана с возможностью протекания двух процессов:

(1) окисление водорода Н 2 О + е?ЅН 2 + ОН - , Е 0 (рН = 7) = - 0,410 В

(2) восстановление кислорода О 2 + 4Н + + 4е = 4Н 2 О, Е 0 (рН = 7) = 0,815 В.

Сильные окислители окисляют её с выделением кислорода:

Н 2 О + F 2 = 2HF +ЅO 2

Сильные восстановители восстанавливают её с выделением водорода, например:

2Н 2 О + Са = Са (ОН) 2 +H 2

При повышенной температуре водяной пар взаимодействует с СО (на Fe-катализаторе), метаном (на Na - или Со-катализаторе):

СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2

СН 4 + 2Н 2 О = СО 2 + 4Н 2

Вода является лигандом и координируется как катионами [М (Н 2 О) m ] n + , так и анионами [А (Н 2 О) m ] n - .

Вода катализирует протекание многих реакций. Например, щелочные металлы взаимодействуют при комнатной температуре даже в присутствии следов воды. Так как молекулы воды полярны, то они хорошо растворяют многие полярные и диссоциирующие на ионы соединения. В воде хорошо растворимы вещества, образующие с водой водородные связи (SO 2 , NH 3 , C 2 H 5 OH и др.). Растворимость в воде малополярных веществ низка.

4.1 Состав природных вод

Человечество широко использует для своих нужд природную воду. Общие запасы воды на Земле огромны. Однако оновная часть воды приходится на Мировой океан. По материалам ЮНЕСКО (1970) запасы воды распределены следующим образом: океаны - 97,2%, ледники и ледниковые шапки - 2,15%, подземные воды - 0,625%, пресные озера и реки - 9·10 - 3 %, соленые озера и внутренние моря - 8·10 - 3 %, атмосфера - 10 - 3 %, реки - 10 - 4 %, запасы пресной воды, доступной для использования, составляют всего 0,15% объема гидросферы (около 0,2 млн. км 3).

В природе идет непрерывный круговорот воды. Вода, испаряясь, поступает в атмосферу, а затем выпадает в осадки над океаном (65-75%) и сушей (35-25%). Природная вода находится в непрерывном взаимодействии с окружающей средой. Она реагирует с атмосферой, почвой, растительностью, минералами различными породами. При этом вода растворяет органические и неорганические соединения. Состав природных вод определяется характером этого взаимодействия.

Все примеси природных вод можно подразделить на три группы в зависимости от размера частиц: истинно растворенные, коллоидные и взвешенные. Истинно растворенные вещества находятся в виде ионов и молекул и имеют размеры менее 1нм. Коллоидные частицы имеют размеры от 1 до 200 нм. Взвешенные или грубодисперсные частицы имеют размеры свыше 0,1 мкм. По химическому составу примеси подразделяют на органические и неорганические. Первые имеют, как правило, очень сложный состав и находятся в коллоидном или истинно растворенном состоянии. Неорганические примеси находятся в основном в виде ионов: Na + , Ca 2+ , Mg 2+ , K + , Cl - , SO 4 2 - , HCO 3 - . В воде растворены азот, кислород, углекислый и другие газы. Между угольной кислотой и её анионами устанавливается равновесие, называемое углекислотным:

При повышении рН равновесие сдвигается в сторону образования карбонат-ионов, которые доминируют при рН>10. При понижении рН равновесие сдвигается в сторону образования Н 2 СО 3 , которая превалирует при рН<6. Вода, у которой угольная кислота, гидрокарбонат - и карбонат-ионы находятся в равновесии, называется стабильной. При сдвиге равновесия в сторону образования угольной кислоты вода становится агрессивной, при этом повышается её коррозионная активность. При сдвиге равновесия в сторону образования карбонат-ионов из воды выпадает малорастворимый карбонат кальция.

Для получения воды, пригодной для питья, природные воды подвергаю очистке. Основные этапы водоподготовки включают:

1. Отделение крупных механических примесей, путем пропускания через слой речного песка, фильтр, барабанные сетки.

2. Осветление (Обработка воды сульфатом алюминия с целью адсорбции образующимся гидроксидом алюминия минеральных и органических примесей, обуславливающих цветность).

Обеззараживание (хлорирование или озонирование).

4. Умягчение.

Осветление воды позволяет избавится от коллоидных примесей и ионов тяжелых металлов. Попадая в воду сульфат алюминия реагирует с содержащимися в ней гидрокарбонатами:

Al 2 (SO 4) 3 + 3Ca (HCO 3) 2 = 3CaSO 4 v +Al (OH) 3 + 6CO 2

Образуется хлопьевидный аморфный гидроксид Al (OH) 3 с высокоразвитой поверхностью.

Положительно заряженные ионы алюминия нейтрализуют отрицательно заряды коллоидных частиц, они слипаются и обволакиваются хлопьями Al (OH) Гидроксогруппы, находящиеся на поверхности осадка, связывают присутствующие в растворе ионы тяжелых металлов.

Состав природных вод характеризует некоторыми технологическими показателями, в том числе жесткостью, реакцией среды, щелочностью, солесодержанием, окисляемостью. Жёсткость воды отражает содержание в ней ионов кальция и магния. Она выражается в ммоль/л: Ж= ( + ). Различают карбонатную и некарбонатную жесткость. Карбонатной называют жесткость, обусловленную гидрокарбонатами кальция и магния. Некарбонатная жесткость представляет собой разность между общей и карбонатной жесткостью.

Щёлочность воды выражается суммой концентраций ионов гидроксида и анионов слабых кислот HCO - ; СО 3 2- .

Вода характеризуется солесодержанием , которое равно общей концентрации солей. Состав природных вод зависит от их вида и расположения водоёма или источника воды. Воды рек имеют обычно невысокое солесодержание: 0,5-0,6 г/л. Более высоким солесодержанием обладают подземные воды. Содержание солей в водах океанов и открытых морей примерно одинаково и составляет 35 г/л, причём основными ионами являются Na + и Cl - . Солесодержание внутренних морей ниже, чем океанов. Например, солесодержание Каспийского моря 3-23 г/л, а Чёрного моря 17-18г/л.

Окисляемость отражает содержание примесей, способных взаимодействовать с окислителями.

Биохимическая потребность в кислороде (БПК ) определяет расход кислорода на разложение органических веществ путём окисления бактериями. Определяется по изменению концентрации кислорода в воде до и после её выдержки в темноте в течение пяти суток при 20 0 С (БПК 5). По БПК судят о степени загрязнения воды. Вода с БПК до 30 мг/л считается практически чистой, с БПК - 30-80 мг/л - слабозагрязнённой и с БПК>80 - сильно загрязнённой.

Использование воды . Пресные природные воды применяются в сельском хозяйстве (около 82%), в основном для ирригации, в быту (около 10%), в промышленности (около 8%) для охлаждения, а также как энергоноситель, транспортное средство, растворитель.

Таблица 4

Максимально допустимая концентрация ионов в питьевой воде (с max , мг/л)

Соли жесткости и другие малорастворимые примеси технических вод осаждаются на стенках котлов и других аппаратов, снижая эффективность этих устройств. Хлориды натрия и некоторые другие примеси в котлах переходят в пар и затем, осаждаясь на лопатках турбин, изменяют их профиль и соответственно снижают КПД электростанций. Растворенные в воде кислород, диоксид углерода, ионы железа и нитрит-ионы вызывают коррозию металлов.

Поэтому природные воды перед использованием очищаются от значительной части примесей.

4.2 Основные химические и физико-химические способы водоподготовки

Выбор метода удаления примесей из воды определяется характером и свойствами примесей. Так, взвешенные примеси проще всего вывести из воды фильтрованием, коллоидные примеси - коагуляцией. Если ионные примеси могут образовывать малорастворимое соединение, то их можно перевести в это соединение, примеси-окислители можно устранить восстановлением, а примеси-восстановители - окислением. Для удаления примесей широко используется адсорбция, причем незаряженные примеси адсорбируются на активированном угле или других адсорбентах, а ионы на ионообменных веществах. Заряженные примеси можно также удалить электрохимическими методами. Таким образом, знание состава и свойств примесей позволяет выбрать способ очистки воды.

Для малорастворимых солей при постоянной температуре соблюдается постоянство произведений активностей ионов (ПР).

Концентрацию иона, входящего в малорастворимое соединение, можно уменьшить увеличением концентрации иона противоположного знака, входящего в то же соединение. Например, концентрацию ионов Са 2+ и Mg 2+ можно понизить увеличением концентрации ионов СО 3 2 - и ОН - соответственно.

Метод осаждения малорастворимых соединений используется для очистки воды, например, для её умягчения (снижения жесткости). Для уменьшения карбонатной жесткости применяется метод известкования, при котором в обрабатываемую воду вводят известь Са (ОН) 2 . В результате электролитической диссоциации извести:

Са (ОН) 2 >Са 2+ + 2ОН -

возрастает рН воды, что приводит к смещению углекислотного равновесия в сторону образования карбонат-ионов:

В результате этого достигается произведение растворимости карбоната кальция с последующим выпадением в осадок:

Са 2+ + СО 3 2 - > СаСО 3 v

Кроме того, при увеличении концентрации гидроксид-ионов достигается произведение растворимости гидроксида магния, с последующим выпадением в осадок:

Mg 2+ + 2ОH - > Mg (ОH) 2 v

Реакции, протекающие при введении извести, можно записать в молекулярной форме уравнениями:

Са (НСО 3) 2 + Са (ОН) 2 = 2СаСО 3 + 2Н 2 О

Mg (НСО 3) 2 + 2Са (ОН) 2 =Mg (OH) 2 + 2СаСО 3 + 2Н 2 О

Н 2 СО 3 + Са (ОН) 2 = СаСО 3 + 2Н 2 О

Как видно, при введении извести снижается концентрация ионов Са 2+ и Mg 2+ (умягчение), НСО 3 - (снижение щелочности) и Н 2 СО

Метод известкования непригоден для снижения некарбонатной жесткости. Для этих целей необходимо вводить хорошо растворимую соль, содержащую карбнат-ионы. Обычно для этого используют соду Na 2 CO 3 , которая, диссоциируя, дает ионы СО 3 2 - :

Na 2 CO 3 > 2Na + + CO 3 2 - ; CO 3 2 - +Са 2+ >СаСО 3 v

Углекислотное уравнение может быть смещено вправо и при нагревании:

В результате этого увеличивается концентрация карбонат-ионов и достигается произведение растворимости карбоната кальция, который выпадает в осадок.

Для очистки природных вод от примесей широко применяются методы катионирования, анионирования, химического обессоливания.

Удаление катионов (Mg 2+ , Ca 2+ , Na + и др.) проводится на катионитах, анионов (Cl -, SO 4 2 , HCO 3 - и др.) - на анионитах.

Например, ионы жесткости удаляются способом Na-катионирования.

Анионы можно удалить методом ОН-анионирования.

где индекс (и) указывает на ионит.

Если провести ОН-анионирование и удалить анионы из раствора и Н-катионирование для удаления катионов из раствора

то в раствор перейдут ионы Н + и ОН - , которые нейтрализуются, образуя воду:

Таким образом, в результате ионообменных реакций удаляются катионы и анионы из раствора, т.е. соли, или другими словами происходит химическое обессоливание. Для удаления солей из морской воды также применяется метод электролиза, который производится в многокамерном электролизере. Каждая камера имеет на одной стороне мембрану, проницаемую только для анионов. В результате электролиза морская вода в одних камерах обогащается солями (получается рассол), в других камерах обедняется солями (происходит очистка воды).

Обеззараживание. Для уничтожения болезнетворных бактерий, вирусов микроорганизмов. Вызывающих биологическое обрастание трубопроводов и оборудования, воду подвергают обработке окислителями. Наиболее распространено хлорирование воды жидким или газообразным хлором, гипохлоритами NaClO или Са (ClO) 2 . Бактерицидное действие хлора в основном вызвано хлорноватистой кислотой, образующейся при взаимодействии хлора с водой:

При взаимодействии хлора с органическими веществами возможно появление небольшого количества токсичных веществ, например CHCl 3 , поэтому все больший интерес вызывает обработка воды озоном О 3 (озонирование.)

5. Элементы IА группы

S - элементы первой группы (литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций) - щелочные металлы. Некоторые сведения об этих элементах приведены в табл.

Атомы рассматриваемых элементов имеют единственный валентный электрон. По сравнению с элементами других подгрупп у них наиболее низкие значения энергии ионизации, размеры атомов и ионов наибольшие, у них сильно выражены металлические признаки. В атомарном и конденсированном состоянии это безусловные восстановители. Стандартные электродные потенциалы этих металлов очень низкие, что говорит об их высокой восстановительной активности.

Природные ресурсы . Соединения натрия и калия очень распространены, a Li, Rb и Сs - редкие элементы. Rb и Cs - относят к рассеянным элементам, их соединения - спутники калиевых минералов. Франция в природе ничтожно мало (один из изотопов Fr - продукт - распада актиния).

В свободном состоянии щелочные металлы не встречаются, а встречаются в виде соединений: Na 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - натриевый полевой шпат, K 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 -калиевый полевой шпат, NaCI - галит или каменная соль, КС1-сильвин, КС1MgCl 2 6H 2 O - карналлит. Толщина пластов каменной соли бывает более километра. В золе наземных растений содержится K 2 CO 3, в золе водорослей Na 2 СО Литий находится в виде алюмосиликатов и алюмофосфатов, из которых получают другие его соединения.

Таблица 5

Свойства элементов IА группы

Получение . Металлический литий получают электролизом расплавов LiCI и КС1.

Литий также получают восстановлением его оксидов:

Si + 2Li 2 O 4Li + SiO 2 .

Натрий получают электролизом расплавов, содержащих хлорид натрия, а также электролизом расплава NаОН:

Анод: Катод:

4OH - 4eO 2 +2H 2 O Na + +leNa

Из-за высокой реакционной способности калия разработано несколько методов его получения:

1) восстановление калия из расплавленного КОН или КС1 натрием;

2) электролиз расплава смеси КС1 и К 2 СО 3 (катод - жидкий свинец) с последующей отгонкой из сплава со свинцом. Удобным методом получения рубидия и цезия является термическое восстановление из хлоридов с помощью кальция в вакууме:

2CsC?+ Ca CaC? 2 + 2Cs,

2RbC? + Ca CaC? 2 + 2Rb.

Легколетучие рубидий и цезий при этом отгоняются. Очищают Na, К, Rb, Cs вакуумной перегонкой.

Металлические Li, Na, К хранят в герметичной железной таре, Rb и Cs в запаянных стеклянных ампулах. Небольшие количества Li, Na, К в лабораториях хранят в керосине, из-за их высокой химической активности.

Свойства . В твердом состоянии в отсутствии влаги и воздухаLi, Na, К, Rb - имеют металлический блеск и серебристо - белую окраску, а Сs-золотисто - желтую. На воздухе металлический блеск быстро исчезает, поверхность металла покрывается оксидной пленкой. Щелочные металлы обладают высокой сжимаемостью, высокой электро - и тепло - проводимостью. Это легкие металлы, литий самый легкий из твердых веществ. Работа со щелочными металлами требует большой осторожности, т.к. они легко загораются, бурно реагируют с водой и другими веществами. После работы остатки щелочных металлов уничтожают, бросая их маленькими порциями в этанол, при этом образуется алкоголят натрия

2Na + 2C 2 H 5 OН2C 2 H 5 ONa + H 2 .

Соединения . Щелочные металлы реагируют с сухим водородом, образуя гидриды ЭН:

2Na + H 2 = 2NaH,

2К + Н 2 = 2КН.

Гидриды щелочных металлов - твердые кристаллические вещества, имеющие ионную решетку. Термическая стойкость гидридов уменьшается в ряду от LiH к CsH. Гидриды щелочных металлов являются сильными восстановителями. С водой они энергично взаимодействуют с выделением водорода:

ЭН + H 2 OЭОН + Н 2 ,

NaH + H 2 ONaOH + H 2 .

Взаимодействуют с углекислым газом:

NaH + CO 2 NaCOOH.

формиат натрия

Реакционная способность гидридов увеличивается при переходе от LiH к CsH.

Все щелочные металлы энергично реагируют с кислородом, образуя оксиды, пероксиды, надпероксиды:

4Li + O 2 2Li 2 O (оксид лития),

2Na + O 2 Na 2 O 2 (пероксид натрия).

Калий, рубидий, цезий с кислородом образуют надпероксиды:

Rb + O 2 = RbO 2 (надпероксид рубидия),

Cs + O 2 = CsO 2 (надпероксид цезия).

Оксиды щелочных металлов Э 2 O могут быть получены при недостатке кислорода. Оксиды Li 2 O, Na 2 О - бесцветные; К 2 О, Rb 2 O - желтые; Cs 2 O - оранжевый (при увеличении размера иона, а следовательно, его поляризуемости, соединения становятся окрашенными). Надпероксид КО 2 имеет кристаллическую решетку типа КС?, в которой в положении ионов хлора находится надпероксид-ион O 2 - . Пероксиды являются солями пероксида водорода H 2 O 2 . Кислотные свойства Н 2 О 2 выражены слабо и пероксиды при растворении в воде подвергаются почти полному гидролизу:

Na 2 O 2 + 2HOpNaOH + Н 2 O 2 .

При гидролизе надпероксидов получается Н 2 О 2 и О 2, 2KO 2 + 2HOpKOH + 2H 2 O 2 + O 2 .

Пероксиды и надпероксиды щелочных металлов - сильные окислители.

Оксиды щелочных металлов энергично взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

Э 2 O + Н 2 O 2ЭОН,

Na 2 O + H 2 O2NaOH.

Еще более активно реагируют с водой щелочные металлы:

2Cs + 2H 2 O2CsOH + H 2 (реакция протекает со взрывом).

Химические свойства . Гидроксиды щелочных металлов - бесцветные кристаллические вещества. Они легкоплавки и очень хорошо растворяются в воде (за исключением NaОН). Это щелочи (щелочью называются хорошо растворимые в воде основания). На практике применяют NaOH и КОН (едкий натр и едкое кали - технические названия). Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и CO 2:

NaOH + CO 2 = NaНСО 3

NaOH + H 2 O = NaOH ? Н 2 О (кристаллогидрат NaOH)

Щелочи при плавлении разрушают стекло и фарфор:

2NaOH (к) + SiO 2 (к) = Na 2 SiO 3 (к) + H 2 O (г).

При доступе кислорода щелочи разрушают платину, их плавят в сосудах из серебра, никеля или железа, хранят в полиэтиленовых сосудах. Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, поэтому работа с ними требует мер предосторожности (резиновые перчатки, защитные очки). Из щелочей наибольшее практическое значение имеет NaОН, его получают:

1) электролизом водного раствора NaCI:

2NaCl + 2H 2 OCl 2 + H 2 + 2NaOH

2) нагреванием раствора соды с известковым молоком:

Na 2 CO 3 + Ca (ОН) 2 СаСO 3 +2NaOH.

Все щелочные металлы реагируют с кислотами, образуя соли:

2Э + 2НС1Н 2 + 2ЭС1.

Взаимодействуют с галогенами:

2Na + Cl 2 2NaCl,

а также с халькогенами:

2NaOH + H 2 SNa 2 S + 2H 2 O (реакция нейтрализации),

NaOH + H 2 S NaHS + H 2 O.

Щелочные металлы с многоосновными кислотами образуют средние соли (Na 2 CO 3, КNO 3 , K 2 SO 4 , K 3 PO 4 и т.д.) и кислые соли (NaHCO 3, KHSO 3, K 2 HPO 4 , NaH 2 PO 4 , NaHSO 4 и т.д.). Соли щелочных металлов и слабых кислот (СН 3 СООН, HCN, H 2 CO 3 и т.д.) гидролизируются, их водные растворы имеют щелочную реакцию:

Соли щелочных металлов (за исключением солей Li) хорошо растворимы в воде. Из солей щелочных металлов практическое значение имеет карбонат натрия Na 2 СО 3 (кальцинированная сода). Ее получают аммиачным способом:

NН 3 + Н 2 О + СО 2 NH 4 НСО 3, гидрокарбонат аммония

NH 4 HCO 3 + NaC?NaHCO 3 + NH 4 C?,

2NaHCO 3 Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

Выделяющийся СО 2 возвращают в процесс. При нагревании нитраты щелочных металлов разлагаются:

4LiNO 3 2Li 2 O + 4NO 2 + O 2, 2KNO 3 2KNO 2 + O 2 .

Применение . Из щелочных металлов наибольшее применение находит натрий, его используют для получения пероксида натрия, в органических синтезах, в металлотермии, как теплоноситель в ядерных реакторах, для осушки органических растворителей. Калий применяют в металлотермии, из калия получают надпероксид КО 2 , используемый в подводных лодках и космических кораблях для поглощения СО 2 и регенерации кислорода:

4КО 2 + 2CO 2 2К 2 СО 3 + 3O 2 .

Для этой же цели используют пероксид натрия:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 2Na 2 CO 3 + O 2 .

Литий служит добавкой к некоторым сплавам, его применяют в химических источниках тока для получения алюмогидрида лития. В авиации используют конструкционный материал А1-Li. Цезий применяют в фотоэлементах. Широкое применение находят соли щелочных металлов. NaCl - приправа к пище и консервирующее средство в пищевой промышленности, а также используется в производстве мыла, органических красителей. КС1 используют как удобрение. NaОН используют для производства искусственного волокна, очистки нефтепродуктов. Пероксид натрия - для отбелки, дезинфекции. Соли Na 2 SO 4 , К 2 СО 3 используются для производства стекла, КNО 3 - для производства удобрения, Nа 2 СО 3 применяют для производства алюминия, стекла, в мыловарении; NaHCO 3 используется в пищевой промышленности. Li 2 О - входит в состав специальных сортов стекла, обладающих низкой температурой плавления.

6. Биологическая роль элементов IА-группы

Биологическая роль лития как микроэлемента пока до конца не выяснена. Доказано, что на уровне клеточных мембран ионы лития (при достаточной концентрации) конкурируют с ионами натрия при проникновении в клетки. Замещение ионов натрия ионами лития в клетках связано с большей ковалентностью соединений лития, вследствие чего они лучше растворяются в фосфолипидах.

Натрий является основным внеклеточным ионом. В организме человека находится натрий в виде в виде его растворимых солей - хлоридов, фосфатов, гидрокарбонатов. В организм человека натрийпоступает в виде поваренной соли. Ежедневная потребность в натрии составляет 1 г. Хотя среднее потребление этого элемента 4-7 г. Избыточное потребление натрия способствует развитию гипертонии. Хлорид натрия используется для приготовления гипертонических растворов. При отравлении нитратом серебра желудок промывают 2-5% раствором NaCl.

Гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (сода) используют при заболеваниях, связанных с повышенной кислотностью. Сульфат натрия (глауберова соль) NaSO 4 ·10Н 2 О применяется как слабительное средство.

Калий является основным внутриклеточным анионом, составляя 2/3 от общего количества активных клеточных анионов.

Ионы калия играют важную роль в физиологических процессах - нормальном функционировании сердца, сокращении мышц, поведении нервных импульсов. Калий является антагонистом натрия. Ионы калия и натрия принимают участие в биокатализе. При калиевом истощении принимают хлорид калия КСl 4-5 раз в день по 1 г.

Рубидий и цезий относятся к микроэлементам. Синергист калия - рубидий активирует многие те же самые ферменты, что и калий.

Радиоактивные изотопы 127 Cs и 87 Rb используют в радиотерапии злокачественных опухолей.

Франций - это радиоактивный химический элемент, полученный искусственным путем. Франций способен избирательно накапливаться в опухолях на ранних стадиях их развития, что оказывается полезным при диагностике онкологических заболеваний.

7. Элементы IIA группы

В главную подгруппу II группы входят элементы: бериллий, магний, кальций. стронций, барий и радий. Все эти элементы, кроме бериллия, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. в свободном состоянии они представляют собой серебристо-белые вещества. Более твердые. Чем щелочные металлы, с довольно высокой температурой плавления. По плотности все они, кроме радия, относятся к легким металлам. Их важнейшие свойства приведены в табл.6. Элемент второго периода бериллий бериллийотличается по своим свойствам от других элементов этой подгруппы. Так ион Ве 2+ благодаря очень малому ионному радиусу (0,027 нм), высокой плотности заряда, большим значениям энергии ионизации оказывается устойчивым лишь в газовой фазе при высоких температурах. Поэтому химическая связь в бинарных соединениях бериллия даже с наиболее электроотрицательными элементами (ВеО, ВеF 2) обладает высокой долей ковалентности.

Для щелочноземельных металлов (Са, Sr, Ba, Ra) характерно образование ионных связей и высокие координационные числа. Магний занимает промежуточное, так как с одной стороны он похож на щелочноземельные, приемущественно ионные соединения, образование иона 2+ , а по ряду свойств (растворение с олей, основности гидроксида) - на бериллий. Степень ионности связи в солях и гидроксидах меньше, чем в соединениях щелочных металлов. Во многих случаях связи в кристаллической структуре настолько точны, что соли щелочнокмельных (сульфаты, карбонаты, ортофосфаты) оказываются малорастворимыми.

Мg и Са широко распространены в природе, Sr и Ba мало распространены, Be - редкий элемент, Ra в ничтожных количествах сопутствует урану, при распаде которого он образуется.

В свободном состоянии элементы подгруппы II A не встречаются (в очень небольших количествах найден самородный магний). Мg и Са входят в состав природных силикатов, алюмосиликатов и карбонатов:

2МgОSiО 2 (оливин); МgОAI 2 О 3 (шпинель); МgС1 2 6Н 2 O (бишофит); MgCO 3 (магнезит); СаСОз (известняк, мрамор, мел). СаСО 3 МgСОз (доломит), CaF 2 (флюорит).

Подобные документы

Положение водорода в периодической системе химических элементов и особенности строения его атома. Свойства газа, распространенность и нахождение в природе. Химические реакции получения водорода в промышленности и лабораторным путем и способы применения.

презентация , добавлен 13.02.2011


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 , добавлен 30.11.2012


Металлоорганические соединения. Щелочные металлы первой подгруппы. Органические соединения лития, способы получения, химические свойства. Взаимодействие алкиллития с карбонильными соединениями. Элементы второй группы. Магнийорганические соединения.

реферат , добавлен 03.12.2008


Переходные металлы - элементы побочных подгрупп периодической системы химических элементов. Элементы VIIB и VIIIB группы: химические и физические свойства. Соединения марганца. Применение перманганата калия. Соединения кобальта и никеля и их свойства.

презентация , добавлен 02.05.2013


Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.

презентация , добавлен 23.04.2014


Английский естествоиспытатель, физик и химик Генри Кавендиш - первооткрыватель водорода. Физические и химические свойства элемента, его содержание в природе. Основные методы получения и области применения водорода. Механизм действия водородной бомбы.

презентация , добавлен 17.09.2012


Изотопы водорода как разновидности атомов химического элемента водорода, имеющие разное содержание нейтронов в ядре, общая характеристика. Сущность понятия "легкая вода". Знакомство с основными достоинствами протиевой воды, анализ способов получения.

курсовая работа , добавлен 31.05.2013


Периодическая система химических элементов. Строение атомов и молекул. Основные положения координационной теории. Физические и химические свойства галогенов. Сравнение свойств водородных соединений. Обзор свойств соединений p-, s- и d-элементов.

лекция , добавлен 06.06.2014


Общая характеристика р-элементов III группы, их основные физические и химические свойства. Описание самых распространенных элементов: бора, алюминия, подгруппы галлия. Их биологическая роль, применение и распространенность. Причины парникового эффекта.

дипломная работа , добавлен 08.08.2015


Физические свойства элементов главной подгруппы III группы. Общая характеристика алюминия, бора. Природные неорганические соединения углерода. Химические свойства кремния. Взаимодействие углерода с металлами, неметаллами и водой. Свойства оксидов.

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.

Общее рассмотрение.

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

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

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

Химические свойства металлов.

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

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

Например, только литий сгорает на воздухе с образованием оксида

а натрий образует смесь пероксида и супероксида

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

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

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

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

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

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

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

Соединения s-металлов.

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

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