S-elementu bloks ietver 13 elementus, kuru kopīgā iezīme ir ārējā enerģijas līmeņa s-apakšlīmeņa uzbūve to atomos. IA grupas elementu un ūdeņraža ārējā apvalka elektroniskā formula ir ns 1, bet IIA grupas elementu un hēlija ārējā apvalka elektroniskā formula ir ns 2. Lai gan ūdeņradis un hēlijs tiek klasificēti kā s-elementi, to specifisko īpašību dēļ ir ieteicams tos aplūkot atsevišķi.

Kā izriet no elektroniskajām formulām, IA grupas elementiem ārējā enerģijas līmenī ir viens s-elektrons, bet IIA grupas elementiem ir divi elektroni.

IA un IIA grupu s-elementu ķīmiskās īpašības ir līdzīgas. s-elementi viegli nodod valences s-elektronus, t.i., tie ir spēcīgi reducētāji. Elementārās vielas ir tipiski metāli ar spīdumu, augstu elektrisko un siltuma vadītspēju, un tie ir ķīmiski ļoti aktīvi.

s-elementiem ir zema jonizācijas enerģija pie salīdzinoši lieliem atomu un jonu rādiusiem. Parasti tie veido savienojumus ar jonu saiti, izņemot ūdeņradi, kam savienojumos pat ar elektronegatīvākajiem elementiem (piemēram, ūdenī) raksturīga pārsvarā kovalentā saite. Savienojumos esošo saišu daļēji kovalentā daba zināmā mērā ir sastopama litijā, berilijā un magnijā.

Lielākā daļa dabisko nātrija, kālija, kalcija un stroncija savienojumu šķīst ūdenī un vājās skābēs, un tāpēc šo metālu joni var migrēt no ūdens šķīdumiem augu, dzīvnieku un cilvēku ķermenī.

Ūdeņradis, nātrijs, kālijs, magnijs, kalcijs ir vitāli svarīgi dzīviem un augu organismiem.

2. Ūdeņradis un tā savienojumi.

Ūdeņradis ir vieglākais s-elements. Valences apvalka elektroniskā formula ir 1s 1 Ūdeņradis ir makroelements, un tam ir svarīga loma dzīvos organismos. Periodiskajā sistēmā ūdeņradis tiek novietots kopā gan ar sārmu metāliem, gan halogēniem. Patiešām, ūdeņradis ir līdzīgs IA grupas elementiem - sārmu metāliem (H + jona veidošanās, reducēšanas spēja, mijiedarbība ar nemetāliem).

Tomēr ūdeņradim ir daudz lielāka līdzība ar halogēniem: gāzveida stāvoklis normālos apstākļos, vienkāršas vielas H 2 diatomiskā molekula, nepolāra saite H 2 molekulā, polārās saites savienojumos ar nemetāliem, veidošanās. no hidrīdjona H - savienojumos ar metāliem NaH, CaH 2 (līdzīgi kā G jonam metālu halogenīdos NaG, CaG 2).

Tādējādi ūdeņradis ir elements ar īpašām īpašībām, un tas ir jāapsver atsevišķi.

Ūdeņraža atoma galvenā iezīme ir tā, ka atšķirībā no citiem elementiem tā valences elektrons atrodas tieši atoma kodola darbības laukā, jo citos elementos nav starpposma elektronu apvalku. Vēl viena atšķirība starp ūdeņradi ir tā, ka tas ir jonizēts atoms - H + jons ir elementāra daļiņa - ļoti maza izmēra protons (10 -15 m).

Ūdeņradis ir viens no visbiežāk sastopamajiem elementiem Visumā.

Ūdeņraža koncentrācija cilvēka organismā – aptuveni 10% (7 kg) salīdzinājumā ar tā saturu zemes garozā (1%) – liecina par ūdeņraža ekskluzīvo lomu bioloģiskajos procesos. Uz katriem 100 ūdeņraža atomiem cilvēka ķermenī ir tikai 58 citu elementu atomi. Cilvēka ķermenis satur ūdeņradi dažādu bioorganisko savienojumu un ūdens veidā.

Ir zināmi trīs ūdeņraža izotopi: protijs (H), deitērijs (D), tritijs (T). Protijs un deitērijs ir stabili izotopi, tritijs ir radioaktīvs (pusperiods 12,5 gadi).

Pašlaik deitēriju plaši izmanto kā etiķeti, ko ievada dažādās narkotikās, lai pētītu to farmakokinētiku.

Plaši tiek izmantots arī tritijs, kas ir β-daļiņu izstarotājs. Šo izotopu izmanto kā marķieri, lai pētītu dažādas vielmaiņas reakcijas un diagnosticētu vairākas slimības. Ar tritiju iezīmētos reaģentus īpaši bieži izmanto enzīmu darbības mehānisma pētījumos.

Tritiju izmanto, lai noteiktu kopējo ūdens daudzumu organismā. Lai to izdarītu, organismā tiek ievadīts noteikts ūdens daudzums, kas satur noteiktu tritija daļu. Pēc pilnīgas ievadītā ūdens uzsūkšanās tiek ņemts asins seruma paraugs un tiek noteikta tritija radioaktivitāte tajā. Zinot ievadītās ūdens porcijas radioaktivitāti un asins seruma radioaktivitāti, var aprēķināt kopējo ūdens daudzumu organismā.

Lai gan deitērijs nav radioaktīvs, strādājot ar deuterētiem savienojumiem, jāņem vērā deitērija toksiskā ietekme uz dzīviem organismiem.

Vienkāršas vielas. Ūdeņradis veido diatomiskas molekulas. Trīs izotopu klātbūtne nosaka ūdeņraža spēju veidot protija H 2, deitērija D 2, tritija T 2, protodeitērija HD, prototrija NT, deuterotrija DT molekulas.

Saistībā ar protija izotopa lielo izplatību zemes garozā un dzīvajos organismos vislielāko interesi rada vienkāršās vielas protium H 2 - diūdeņraža, turpmāk tekstā vienkārši ūdeņradis, īpašības.

Ūdeņradis ir vieglākā no visām gāzēm. Nedaudz šķīst ūdenī, bet labi šķīst dažos metālos: Pt, Pd uc H2 molekulas nepolaritātes un lielās stiprības dēļ istabas temperatūrā ūdeņradis ir neaktīvs un mijiedarbojas tikai ar fluoru. Sildot, ūdeņradis reaģē ar daudziem nemetāliem – hloru, bromu, sēru, skābekli utt.. Ūdeņraža reducējošā spēja tiek izmantota, lai no oksīdiem un halogenīdiem iegūtu dažas vienkāršas vielas. Tā, piemēram, kad augsta temperatūra vara(II) oksīds tiek reducēts:

CuO(s) + H2 (g) = Cu(s) + H2O(g)

Pateicoties augstajai polarizējošajai iedarbībai, protons nekad neeksistē kā tāds, tas obligāti savienojas ar citiem atomiem un molekulām, piemēram, ar ūdeni, ūdeņraža jons H + veido oksonija jonu H 3 O +. Cilvēka organismā savienojumos ar oglekli, slāpekli un sēru ūdeņradis ir kovalenti saistīts. Neliela daļa ūdeņraža ir oksonija jona H 3 O + formā (piemēram, kuņģa sulā). Kuņģa sulā esošajiem oksonija joniem, no vienas puses, piemīt pretmikrobu iedarbība – tie nogalina daudzus ar pārtiku kuņģī ievestus mikroorganismus. No otras puses, H 3 O + joniem ir katalītiska iedarbība - ar to līdzdalību tiek hidrolizēti proteīni, polisaharīdi un citi bioorganiskie savienojumi.

Ūdeņraža atoma īpašā struktūra nosaka ūdeņraža saites veidošanos. Dzīvos organismos ūdeņraža saites atrodas gan pašā šķīdinātājā - ūdenī, gan tajā izšķīdinātajās vielās - cukuros, olbaltumvielās, nukleīnskābēs utt.

Visos dzīvos organismos sastopamajos savienojumos ūdeņradim ir oksidācijas pakāpe +1.

Līdz ar spēju ziedot elektronu, ūdeņraža atoms var iegūt elektronu. Šajā gadījumā veidojas negatīvs ūdeņraža jons - hidrīds - H -, kuram ir stabila cēlgāzes hēlija elektroniskā konfigurācija. H jona veidā ūdeņradis ir atrodams savienojumos ar aktīviem metāliem - hidrīdiem. Kad ūdeņradis mijiedarbojas ar šādiem metāliem, izpaužas tā oksidēšanas spēja.

Nozīmīgāko ūdeņraža savienojumu bioloģiskā loma un izmantošana medicīnā. Ūdens ir viens no svarīgākajiem un izplatītākajiem ūdeņraža savienojumiem uz Zemes. Ūdens telpa aizņem gandrīz 75% no zemeslodes virsmas. Pieauguša cilvēka organismā ir vidēji 65-67% ūdens, embrijos (4 mēneši) - 94, jaundzimušo - 74%.

Visas ķīmiskās reakcijas organismā notiek tikai ūdens vidē. Dzīve bez ūdens nav iespējama. Destilēts ūdens ir farmakopejas zāles.

Smago ūdeni D 2 O plaši izmanto, lai pētītu ūdens kustību augos un ūdens uzsūkšanās ātrumu cilvēka organismā. Piemēram, D 2 O izmantošana ļāva konstatēt, ka dažu augu audos ūdens pārvietojas ar ātrumu 14 m stundā, un cilvēka izdzertais ūdens pilnībā izkliedējas pa ķermeņa orgāniem un audiem. 2 stundas, un tikai pēc divām nedēļām no tā tiek pilnībā noņemts.

Medicīnas praksē tiek izmantots vēl viens ūdeņraža savienojums - ūdeņraža peroksīds H 2 O 2. Šis savienojums ir svarīgs vielmaiņas blakusprodukts.

P Ūdeņraža oksīds ir bezkrāsains, caurspīdīgs šķidrums. Saskaroties ar ādu un gļotādām, tas izraisa dedzinošu sajūtu. H 2 O 2 molekulas struktūra ir parādīta attēlā. 6.1. H 2 O 2 molekula ir polāra, dipola moments p = 7,1 D. Vientuļo elektronu pāru klātbūtne uz skābekļa atomiem dod iespēju veidot ūdeņraža peroksīda donora-akceptora saites ar ligandiem - elektronu akceptoriem.

Skābekļa oksidācijas pakāpe H 2 O 2 ir -1, t.i. ir starpvērtība starp skābekļa oksidācijas pakāpi ūdenī (-2) un elementārajā skābeklī O 2 (0). No tā izriet, ka ūdeņraža peroksīdam var būt gan oksidētāja, gan reducētāja īpašības (redox dualitāte). Tomēr ūdeņraža peroksīdu vairāk raksturo oksidējošas īpašības. Lielākajai daļai praksē sastopamo vielu ir zemāks redokspotenciāls, un H 2 O 2 var tās oksidēt. Ūdeņraža peroksīdu var reducēt tikai salīdzinoši neliela vielu grupa.

Piemērs reakcijai, kurā H 2 O 2 darbojas kā oksidētājs, ir niķeļa (II) sulfīda oksidēšana skābā vidē līdz elementāram sēram:

NiS + H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Ni(CH3COO) 2 + S + 2H 2 O

Mijiedarbojoties ar ļoti spēcīgiem oksidētājiem, piemēram, ar PbO 2 skābā vidē, H 2 O 2 darbojas kā reducētājs:

PbO 2 + H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Pb (CH 3 COO) 2 + O 2 + 2H 2 O

Tīrs ūdeņraža peroksīds ir termodinamiski nestabils un, stāvot, eksplozīvi sadalās ūdenī un skābeklī, izdalot lielu daudzumu siltuma:

2H 2 O 2 (l) = 2H 2 O + O 2

Šī H 2 O 2 sadalīšanās ir disproporcijas reakcija (autooksidācija – pašatveseļošanās).

Ūdeņraža peroksīda ūdens šķīdumi ir stabilāki vēsā vietā, tos var uzglabāt ilgu laiku. Ūdeņraža peroksīdu parasti pārdod 30% ūdens šķīduma - perhidrola veidā.

Parasti mitohondrijās ūdeņraža atomi, kas atdalīti no substrātiem ar dehidrogenāzēm, pārnes savus elektronus caur nesēju ķēdi uz skābekli O2, kas tiek reducēts par ūdeni:

O 2 + 4H + + 4e ~ = 2H 2 O

Šūnai ir ļoti svarīgi, lai, pievienojot 4 elektronus, skābekļa molekula tiktu reducēta līdz divām ūdens molekulām. Ja skābeklis nav pilnībā reducēts, piemēram, pievienojot 2 elektronus, veidojas ūdeņraža peroksīds:

O 2 + 2H + + 2e - = H 2 O 2

un, pievienojot 1 elektronu - superoksīda (superoksīda) radikāli O 2 -:

O 2 + e - = O 2 -

Ūdeņraža peroksīda sadalīšanās process ir ievērojami paātrināts smago metālu sāļu klātbūtnē. Metālu jonu katalizēta ūdeņraža peroksīda sadalīšanās var izraisīt radikāļu veidošanos, no kuriem svarīgākie ir hidroksīds HO un hidroperoksīds HO 2 . Piemēram, Fe 2+ ietekmē HO-OH saite tiek pārrauta:

Fe 2+ + H 2 O 2 → OH + OH - + Fe 3+

Svarīgi starpprodukti, kas rodas no elementārā skābekļa reducēšanas līdz ūdenim - ūdeņraža peroksīds un superoksīda radikālis - ir ļoti toksiski šūnām. Toksiskums ir saistīts ar faktu, ka H 2 O 2 un O 2 mijiedarbojas ar šūnu membrānu lipīdu slāni un bojā tās.

Aerobās šūnas var pasargāt sevi no ūdeņraža peroksīda un superoksīda radikāļu kaitīgās ietekmes ar enzīmu katalāzes un superoksīda dismutāzes palīdzību. Vara saturoša enzīma superoksīda dismutāzes (SOD) iedarbībā superoksīda radikālis tiek pārveidots par ūdeņraža peroksīdu un elementāro skābekli, un katalāzes ietekmē ūdeņraža peroksīds tiek pārvērsts ūdenī un elementārajā skābeklī:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

Atbrīvotais skābeklis piedalās turpmākajos bioloģiskās oksidācijas procesos.

Medicīnas praksē ūdeņraža peroksīdu galvenokārt izmanto kā ārēju baktericīdu līdzekli. H 2 O 2 darbības pamatā ir ūdeņraža peroksīda oksidēšanas spēja un tā reducēšanās produkta - ūdens - nekaitīgums. Ārstējot brūces, atbrīvotajam skābeklim ir divējāda loma:

1) piemīt pretmikrobu, dezodorējošs un depigmentējošs efekts, iznīcinot mikrobu ķermeņus;

2) veido putas, veicinot audu sabrukšanas daļiņu pāreju uz suspensiju un brūču attīrīšanu.

Kā farmakopejas preparātu izmanto ūdeņraža peroksīda 3% ūdens šķīdumu, matu balināšanai izmanto 6% ūdeņraža peroksīda šķīdumu. 30% ūdeņraža peroksīda šķīduma veidā to lieto plankumaina ķērpju kārpu formas ārstēšanai un mazuļu kārpu likvidēšanai.

Līdzās redoksīpašībām H 2 O 2 piemīt arī skābju-bāzes īpašības. Ūdeņraža peroksīda molekulā saites starp ūdeņraža un skābekļa atomiem ir polāras, tāpēc ūdens šķīdumā ūdeņraža peroksīds uzvedas kā ļoti vāja divvērtīgā skābe, t.i. sadala protonus. Pirmajā posmā H 2 O 2 nelielā mērā jonizē:

H 2 O 2 ⇄ H + + HO 2 -1

Otrā jonizācijas pakāpe:

HO 2 -1 ⇄ H + + O 2 2-

praktiski neizplūst ūdens vidē. Ūdens ir spēcīgāka skābe, un ūdeņraža joni, kas veidojas ūdens disociācijas laikā, nomāc HO 2 -1 jonizāciju (nobīde pa kreisi pēc Le Šateljē principa).

3. IA grupas s-elementu vispārīgie raksturojumi. Sārmu metāli.

IA grupā ietilpst s-elementi - sārmu metāli, kas ir ārkārtīgi svarīgi dzīvnieku un cilvēku normālai dzīvei. Makroelementi nātrijs un kālijs ir vissvarīgākie dzīviem organismiem.

Valences apvalka elektroniskā formula, sārmu metālu atomi ns 1, t.i. katram šo elementu atomam ir viens valences elektrons ārējā enerģijas līmeņa s apakšlīmenī. Attiecīgi sārmu metālu stabilais oksidācijas stāvoklis ir +1.

Visi IA grupas elementi pēc īpašībām ir ļoti līdzīgi, kas izskaidrojams ar ne tikai valences elektronu apvalka, bet arī ārējā (izņemot litiju) līdzīgo struktūru.

Palielinoties Li-Na-K-Rb-Cs-Fr grupas atoma rādiusam, vājinās saikne starp valences elektronu un kodolu. Attiecīgi šajā sērijā sārmu metālu atomu jonizācijas enerģija samazinās. Ar vienu elektronu valences apvalkos, kas atrodas uz liela distance no kodola sārmu metālu atomi viegli atsakās no elektrona. Tas izraisa zemu jonizācijas enerģiju. Jonizācijas rezultātā veidojas E + katjoni, kuriem ir stabila cēlgāzes atomu elektroniskā konfigurācija.

IN
Visiem sārmu metāliem ir negatīvs standarta redokspotenciāls, kas absolūtā vērtībā ir liels. Tas tos raksturo kā ļoti spēcīgus reducētājus. Ķīmiskās aktivitātes ziņā litijs ir zemāks par daudziem metāliem, neskatoties uz to, ka tā standarta RH potenciāls ir visnegatīvākais. Šī litija vērtība ir saistīta ar augstāku Li + jonu hidratācijas enerģiju salīdzinājumā ar citu sārmu metālu joniem.

Nenozīmīgā polarizējošā efekta dēļ (stabila elektroniskā struktūra, lieli izmēri, mazs kodola lādiņš) kompleksu veidošanās sārmu metālu joniem, īpaši K +, Rb +, Cs +, Fr + joniem, nav raksturīga. Tomēr tie spēj veidot sarežģītus savienojumus ar dažiem bioligandiem.

Neskatoties uz īpašību līdzību, nātrijs un īpaši litijs atšķiras no citiem sārmu metāliem. Pēdējais galvenokārt ir saistīts ar ievērojamām atšķirībām to atomu rādiusos un elektronu apvalku struktūrā.

Sārmu metālu jonu elektroniskās struktūras līdzība un līdz ar to arī savienojumu fizikāli ķīmiskās īpašības nosaka arī to ietekmes uz bioloģiskajiem procesiem līdzību. Elektroniskās struktūras atšķirības nosaka to atšķirīgās bioloģiskās lomas. Pamatojoties uz to, ir iespējams paredzēt sārmu metālu uzvedību dzīvos organismos.

Tādējādi nātrijs un litijs uzkrājas ekstracelulārajā šķidrumā, un kālijs, rubīdijs un cēzijs uzkrājas intracelulārajā šķidrumā. Pateicoties līdzīgām jonu rādiusu vērtībām, jonizācijas enerģiju un identiskiem koordinācijas skaitļiem, nātrijs un litijs dzīvos organismos uzvedas līdzīgi. Šie elementi parasti ir tuvu to bioloģiskajai iedarbībai. Piemēram, tie ir ļoti līdzīgi fermentus aktivizējošo īpašību ziņā.

Nātrija un litija īpašību līdzība nosaka to savstarpējo aizvietojamību organismā. Šajā sakarā ar pārmērīgu nātrija vai litija jonu ievadīšanu organismā tie spēj līdzvērtīgi aizstāt viens otru. Tas ir pamats nātrija hlorīda ievadīšanai litija sāļu saindēšanās gadījumos. Saskaņā ar Le Chatelier principu, līdzsvars starp nātrija un litija joniem organismā novirzās uz Li + jonu izvadīšanu, kas noved pie tā koncentrācijas samazināšanās un terapeitiskā efekta sasniegšanas. Zināmi piemēri par nātrija un litija savstarpējās aizvietošanas ietekmi uz fermentatīvo procesu aktivitāti liecina, ka četros gadījumos no pieciem nātrijs ir litija sinerģists un tikai vienā gadījumā antagonists.

Rubidijs un cēzijs pēc fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām ir tuvi kālija joniem, tāpēc dzīvos organismos tie uzvedas līdzīgi. Izpētītajās sistēmās kālijs, rubīdijs un cēzijs ir sinerģisti, bet litija gadījumā tie ir antagonisti. Rubīdija un kālija līdzība ir pamats kālija sāļu ievadīšanai organismā saindēšanās gadījumā ar rubīdija sāļiem.

Nātrijs un kālijs, kā likums, ir antagonisti, taču dažos gadījumos daudzu fizikāli ķīmisko īpašību līdzība nosaka to savstarpējo apmaiņu dzīvajos organismos. Piemēram, palielinoties nātrija daudzumam organismā, palielinās kālija izdalīšanās caur nierēm, t.i., rodas hipokaliēmija.

Sārmu metāli ir vieni no ķīmiski aktīvākajiem elementiem. Sārmu metālu ķīmiskā aktivitāte dabiski palielinās, palielinoties atomu rādiusam.

Mijiedarbojoties ar skābekli, litijs veido oksīdu Li 2 O, bet atlikušie sārmu metāli veido peroksīdus Na 2 O 2 un superoksīdus KO 2, RbO 2, CsO 2. Piemēram:

4Li(t) + O 2 (g) = 2Li 2O(t)

2Na (t) + O 2 (g) = Na 2 O 2 (t)

K(t) + O 2 (g) = KO 2 (t)

P
sārmu metālu eroksīdi un superoksīdi ir spēcīgi oksidētāji. Nātrija peroksīdu un kālija superoksīdu izmanto slēgtos objektos (zemūdenēs, kosmosa kuģos), lai absorbētu oglekļa dioksīdu un atjaunotu skābekli:

2Na 2O 2 (t) + 2CO 2 (g) = 2Na 2 CO 3 (t) + O 2 (g)

4KO 2 (t) + 2CO 2 (g) = 2K 2 CO 3 (t) + 3O 2 (g)

Sārmu metāli aktīvi mijiedarbojas ar halogēniem, veidojot EG halogenīdus; ar sēru - ar sulfīdu veidošanos E 2 S. Sārmu metāli, izņemot litiju, tieši nereaģē ar slāpekli.

Visi sārmu metāli tieši reaģē ar ūdeni, veidojot EON hidroksīdus (sārmus):

2E(t) + 2H2O(l) = 2EON(r) + H2 (g)

Mijiedarbības intensitāte ar ūdeni ievērojami palielinās Li - Cs sērijā. Hidroksīdi veidojas arī tad, kad sārmu metālu oksīdi reaģē ar ūdeni:

E2O(t) + H2O(l) = 2EON(r)

Sārmi ir samērā kūstoši un labi šķīst ūdenī (izņemot LiOH). Cietajiem sārmiem un to koncentrētajiem šķīdumiem ir kodīga iedarbība uz dzīviem audiem dehidratācijas un olbaltumvielu sārmainas hidrolīzes dēļ:

Tāpēc, strādājot ar viņiem, ir jāievēro piesardzības pasākumi.

Lielākā daļa sārmu metālu sāļu labi šķīst ūdenī (izņēmums ir litija sāļi: Li 2 CO3, LiF, Li 3 PO 4). Ar daudzbāziskām skābēm sārmu metāli veido gan vidēju (E 2 SO 4, E 3 PO 4, E 2 CO 3, E 2 SO 3 u.c.), gan skābu (ENSO 4, EN 2 PO 4, E 2 HPO 4, ENSO). 3 utt.) sāļi.

ELEMENTU ĶĪMISKĀS ĪPAŠĪBAS UN BIOLOĢISKĀ LOMAS-BLOKS

S-elementi ietver divas periodiskās tabulas grupas: IA un IIA.

IA grupā ietilpst 8 elementi: litijs, kālijs, nātrijs, rubīdijs, cēzijs, francijs, ūdeņradis, hēlijs. IIA grupā ietilpst 6 elementi: berilijs, magnijs, kalcijs, stroncijs, bārijs, rādijs.

Viņiem kopīgs ir ārējā enerģijas līmeņa veidošana to atomos, ko veic s-apakšlīmeņa elektroni. ( TIE. mēs runājam par “elementu ģimeni”. ATGĀDINĀT: “elementu saimi” nosaka tas, kurš apakšlīmenis ar elektroniem tiek piepildīts pēdējais.)

Ārējā apvalka elektroniskā formula:

ELEMENTU ĪPAŠĪBU SALĪDZINĀJUMSesA IIIA (KOLEKSĀCIJA, NOGULDĪJUMU VEIDOJUMI) PĒC PIEMĒRANa, KUNMg, Ca

Elementu vispārīgās īpašībasesA unIIA

Elementārās vielas ir tipiski metāli ar spīdumu, augstu elektrovadītspēju un siltumvadītspēju, un tie ir ķīmiski ļoti aktīvi.

Kā izriet no elektroniskajām formulām, elementi esA grupas ( Na, K) ārējā enerģijas līmenī ir viens s elektrons. Elementi IIA grupas ( Mg, Ca) 2 s elektroni.

S elementu ķīmiskās īpašības esA Un IIA grupas ir līdzīgas.

s-elementi esA Un IIA ir salīdzinoši liels atomu un jonu rādiuss.

s-elementi esA Un IIA grupas viegli ziedo valences elektronus. Tie ir spēcīgi reducējoši līdzekļi. Palielinoties atomu rādiusam grupās esA Un IIA vājinās valences elektronu saite ar kodolu, tāpēc šo grupu s-elementiem ir zemas E un E vid. vērtības. uz ẽ. Visiem sārmu un sārmzemju metāliem ir negatīvs standarta redokspotenciāls, kas absolūtā vērtībā ir liels. Kas tos arī raksturo kā spēcīgus reducētājus. Samazinošās īpašības dabiski palielinās, palielinoties atoma rādiusam. Reģeneratīvā spēja palielinās visā grupā no augšas uz leju.

Elementiem IIA grupas ir raksturīgākas nekā elementi esA grupu spēja veidot kompleksus.

s-elementi esA Un IIA veido savienojumus ar jonu saites veidu.

Izņēmums ir ūdeņradis, kam savienojumos ar pat viselektronegatīvākajiem elementiem raksturīga pārsvarā kovalentā saite (piemēram, fluorūdeņradis vai ūdens). Savienojumos esošo saišu daļēji kovalentais raksturs ir litijā, berilijā un magnijā.

Elementu īpašību salīdzināšanaesA unIIA (komplekss, nokrišņu veidošanās) kā piemērsNa, KUnMg, Ca

Elementu atomi esA grupām ir viens valences elektrons uz s ārējā enerģijas līmeņa apakšlīmeni. Tas izraisa oksidācijas stāvokļa +1 izpausmi.

Visi elementi esA grupas ir līdzīgas pēc īpašībām, kas izskaidrojams ar ne tikai ārējā, valences apvalka, bet arī pirms ārējā (izņemot litiju) līdzīgu struktūru.

Palielinoties atoma rādiusam grupā esA vājinās valences elektrona saite ar kodolu. Attiecīgi samazinās atomu jonizācijas enerģija. Tā kā kālija atoma rādiuss ir lielāks par nātrija atoma rādiusu, kālija jonizācijas enerģija ir mazāka nekā nātrija.

Jonizācijas rezultātā veidojas E + katjoni, kuriem ir stabila cēlgāzu konfigurācija.

Metālu ķīmiskā aktivitāte esA grupu skaits dabiski palielinās, palielinoties atomu rādiusam un samazinoties to hidratācijas spējai (jo zemāka ir spēja hidratēt, jo aktīvāks ir metāls).

Tā kā kālija atoma rādiuss ir lielāks par nātrija atoma rādiusu, kālija katjona hidratācijas spēja būs zemāka nekā nātrija katjonam, un līdz ar to kālija katjona ķīmiskā aktivitāte ir augstāka nekā nātrija katjona ķīmiskā aktivitāte. nātrija katjons.

Nenozīmīgā polarizējošā efekta dēļ (stabila elektroniskā struktūra, lieli izmēri, zems kodolenerģijas lādiņš) sārmu metālu joniem kompleksa veidošanās ir retāk sastopama. Tajā pašā laikā tie spēj veidot sarežģītus savienojumus ar dažiem bioligandiem (nātrija un kālija CN var būt 4 un 6). Spēja veidot donora-akceptora saites ar atbilstošajiem ligandiem ir tikko pamanāma nātrijs. Kālijam ir ievērojama tendence izmantot atomā esošās brīvās d-orbitāles.

Piemēram, kālija kompleksu veidošanās ar antibiotiku valinomicīnu. Valinomicīns veido spēcīgus kompleksus ar kāliju, šīs antibiotikas saistīšanās ar nātriju ir ļoti nenozīmīga.

Lielākā daļa sārmu metālu sāļu labi šķīst ūdenī (izņemot dažus litija sāļus).

Elementu atomi IIA grupām ārējā enerģijas līmeņa s apakšlīmenī ir divi valences elektroni.

Normālā stāvoklī šo elementu atomos nav nepāra elektronu, bet, kad atomi pāriet uz ierosinātu stāvokli, viens no s valences elektroniem nonāk r- apakšlīmenis. Tas izraisa oksidācijas stāvokļa +2 izpausmi.

Oksidācijas pakāpe ir lielāka par +2 elementiem IIA grupas nerāda.

Neskatoties uz to, ka valences s elektronu skaits atomos IIA grupas ir vienādas, īpašības magnijs Un kalcijs atšķiras viens no otra.

Tas ir saistīts ar faktu, ka kalcija atomā atšķirībā no magnija atoma ir brīvas d-orbitāles, kas pēc enerģijas ir tuvu ns orbitālēm.

Magnijs un kalcijs būtiski atšķiras pēc atomu un jonu izmēra:

· Mg atoma metāliskais rādiuss = 160 pm;

· Ca atoma metāliskais rādiuss = 197 pm.

· Mg 2+ jona kristāla rādiuss = 74 pm;

· Ca 2+ jonu kristāla rādiuss = 104 pm..

Lielāks izmērs kalcija jons nosaka arī šī jona augstāko koordinācijas skaitli - CN (Ca 2+) 6,8, savukārt CN (Mg 2+) ir 6. Komplekso savienojumu stiprums samazinās, palielinoties atoma rādiusam, līdz ar to magnija kompleksie savienojumi būs stiprāki. nekā kalcija kompleksie savienojumi. Mg 2+ jons veido sešu koordinātu savienojumus ar regulāru struktūru. Ca 2+ veido asimetriskus kompleksus. Kalcijs vislabāk koordinējas ar skābekļa atomiem, magnijs ar slāpekļa atomiem.

Daudzi sārmzemju metālu sāļi slikti šķīst ūdenī (CaF 2 un MgF 2 slikti šķīst; kalcija un magnija fosfāti praktiski nešķīst). Turklāt, palielinoties sērijas numuram, sāļu šķīdība samazinās.

Šim sāls šķīdības izmaiņu raksturam ir svarīga loma šīs grupas katjonu bioloģiskajā darbībā. Kalcija fosfāta un karbonāta šķīdības samazināšanās, salīdzinot ar fosfātiem un magnija karbonātiem, acīmredzot ir viens no iemesliem, kāpēc no šiem kalcija savienojumiem veidojas visu dzīvo organismu skelets.

Dzīvos organismos no kalcija un fosfāta joniem veidojās kristāliskais minerāls HIDROKSILAPATĪTS - Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 - galvenā kaulu un zobu audu viela. Magnijs ir makroelements, bet magnija fosfāta Mg 3 (PO 4) 2 un bāziskā karbonāta Mg(OH) 2) * 4MgCO 3 * H 2 O labāka šķīdība izskaidro faktu, ka tā savienojumiem nebija būtiskas nozīmes konstrukcijā. no skeleta.

Nātrija, kālija, kalcija un magnija bioloģiskā loma

Pateicoties ļoti vieglai oksidēšanai, sārmu metāli dabā sastopami tikai savienojumu veidā.

Nātrijs un kālijs ir vitāli svarīgi elementi, kas pastāvīgi atrodas organismā un piedalās vielmaiņā.

Nātrijs

Cilvēka organismā nātrijs ir atrodams tā šķīstošo sāļu veidā: hlorīds, fosfāts, bikarbonāts.

Izkliedēts visā ķermenī:

asins serumā,

cerebrospinālajā šķidrumā,

acu šķidrumā

gremošanas sulās,

nierēs,

kaulu audos

plaušās

Nātrijs ir galvenais ārpusšūnu jons. Na + jonu koncentrācija šūnā ir aptuveni 15 reizes mazāka nekā ārpusšūnu šķidrumā.

Nātrija joniem ir svarīga loma cilvēka ķermeņa iekšējās vides noturības nodrošināšanā un tie ir iesaistīti pastāvīga biofluīda osmotiskā spiediena uzturēšanā (osmotiskā homeostāze).

Prejonu veidā savienojumos ar fosforskābi (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) un organiskajām skābēm nātrijs nodrošina organisma skābju-bāzes līdzsvaru.

Nātrija joni ir iesaistīti ūdens metabolisma regulēšanā un ietekmē fermentu darbību.

Nātrija joni kopā ar kālija, magnija, kalcija un hlora joniem piedalās nervu impulsu pārvadē. Mainoties nātrija saturam organismā, rodas nervu, sirds un asinsvadu sistēmu, gludo un skeleta muskuļu disfunkcijas.

Nātrija hlorīds NaCl ir galvenais sālsskābes avots kuņģa sulai.

Nātrija joni piedalās potenciālu starpības veidošanā visā membrānā.

Nātrija preparāti, ko izmanto medicīnā

Izotoniskais šķīdums -NaCl (0,9%) – injekcijām, ievada subkutāni, intravenozi un klizmās dehidratācijai un intoksikācijai. Izmanto arī brūču, acu, acs gļotādu mazgāšanai, kā arī dažādu medikamentu šķīdināšanai.

Hipertoniski risinājumi -NaCl (3-5-10%) – ārīgi lieto kompresu un losjonu veidā strutojošu brūču ārstēšanā. Saskaņā ar osmozes likumu šādu kompresu lietošana veicina strutu atdalīšanos no brūcēm un baktēriju plazmolīzi (pretmikrobu iedarbība).

S - elementu vispārīgie raksturojumi IA-grupa: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr sārmu metāli IIA-grupa: Be, Mg; Ca, Sr, Ba, Ra sārmzemju metāli Vispārējā elektroniskā formula: […] ns 1 2 np 0 […] ns 1 M+I […] ns 2 …ns 1 np 1 M+II M+ un M 2 esamība + joni ir raksturīgi

IA grupas elementi Elements Li Na K Rb Cs Fr z 3 11 19 37 55 87 Ar 6, 9 22, 99 39, 1 85, 5 132, 9 223, 0 0, 97 0, 93 0, 89 0, 86 91 0, 86 1 Li ir mazākais jonu rādiuss un līdz ar to arī lielākais jonizācijas potenciāls, tāpēc tas ir ķīmiski mazāk aktīvs.

IIA grupas elementi Elements Be Mg Ca Sr Ba Ra z 4 12 20 38 56 88 Ar 9, 0 24, 3 40, 1 87, 6 137, 3 226, 0 1, 47 1, 23 1, 04 0, 9971

Vienkāršu vielu fizikālās īpašības (IA-grupa) Īpašība Li Na K Rb Cs Fr T. pl. , C 180, 5 97, 83 63, 5 39, 3 28, 7 21 bp. , C 1336. 6 886 760 696 667. 6 660 0. 53 0. 86 1. 53 1. 90 ─ Blīvums, g/cm 3 (20 C) litijs 0,97 kālijs cēzijs nātrija rubidijs

Vienkāršu vielu fizikālās īpašības (IIA grupa) Īpašība Be Mg Ca Sr Ba Ra T. pl. , C 1287 650 842 768 727 969 Kip. , C 2507 1095 1495 1390 1860 1536 1. 85 1. 74 1. 55 2. 54 3. 59 5. 00 Blīvums, g/cm 3 (20 C) kalcijs berilijs bārijs magnijs stroncijs

S-elementu vispārīgie raksturojumi. Vienkāršas vielas: visi ir aktīvie metāli (izņemot Be) Reaģē kā reducētāji M – ne – = Mn+ (n = 1, 2) ECHRN – vistālāk kreisās: E – 3, 01 – 2, 92 – 2, 90 – 2 , 34 In Li Cs Ba Be

S-elementu vispārīgie raksturojumi. Metālu mijiedarbība ar ūdeni un skābēm 2 Na + 2 H 2 O = 2 Na. OH + H 2 Na –e – = Na+ 2 H 2 O + 2 e – = H 2 + 2 OH Mg + 2 H 3 O+ = Mg 2+ + H 2 + 2 H 2 O Mg + 2 H 2 O (ieslēgts auksts) Mg + 2 H 2 O + t = Mg(OH)2 + H 2 (karsējot)

S-elementu vispārīgie raksturojumi. Kompleksās vielas: oksīdi, hidroksīdi Mn+ – katjoni jonu kristālos M 2 O, MOH; MO, M(OH)2 – ir bāzes raksturs (izņemot Be oksīdu un hidroksīdu) Aq. šķīdums MOH, M(OH)2 – spēcīgi elektrolīti un stipras bāzes (izņemot Be un Mg hidroksīdus): Na. OH = Na+ + OH p. H 7 Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2 OH p. H 7 Mg, Be hidroksīdiem – fāzes līdzsvars: Mg(OH)2(t) Mg 2+ + 2 OH p. H 7

S-elementu vispārīgie raksturojumi. Kompleksās vielas: sāļi Sāļi: akvakācijas – neprotolīti (izņemot Be un Mg sāļus): Na. Cl = Na+ + Cl r. H = 7 neprotolīts Berilijam un magnijam: 2+ + H 2 O + + H 3 O+ ; r. H72+ + H2O+ + H3O+; r. H 7 Be 2+ H 2 O + H 2 O Be. OH+ + H3O+; KK= 2,0 10 6 Mg 2+ H 2 O + H 2 O Mg. OH+ + H3O+; KK= 3,8 10 12

S-elementu vispārīgie raksturojumi. Kompleksās vielas Binārie savienojumi: hidrīdi MH, MH 2; peroksīdi M 2 O 2, MO 2; nitrīdi M 3 N, M 3 N 2 KH + H 2 O = KOH + H 2 Na 2 O 2(t) + H 2 O 2 Na+ + OH + HO 2 2 Na. O 2 + H 2 O = Na. OH + Na. HO 2 + O 2 4 Na. O 2 + 2 H 2 O = 4 Na. OH + 3 O 2 2 Cs. O 3 + 2 H 2 O = 2 Cs. OH + H 2 O 2 + 2 O 2 Li 3 N + 3 H 2 O = 3 Li. OH + NH 3 Ca. C 2 + 2 H 2 O = Ca(OH)2 + C 2 H 2 Be 2 C + 4 H 2 O = 2 Be(OH)2 + CH 4

Izplatība dabā 5. Ca – 3, 38 % 6. Na – 2, 63 % 7. K – 2, 41 % 8. Mg – 1, 95 % no svara. 17. Rb 19. Ba Reti un 23. Sr izkaisīti 28. Li elementi 42. Cs 48. Be 92. Fr 226 Ra radioaktīvais elements Sāļi Na, K, Ca un Mg - dabīgos sāļos un saldūdeņos (jūrās, okeānos, ezeros , upes, gruntsūdeņi)

karnalīts Svarīgākie minerāli silvīts halīts lepidolīts pollūcīts spodumēns IA-grupa Halīts (akmens sāls) Na. Cl Carnallite KMg. Cl 3. 6 H 2 O Mirabilite Na 2 SO 4 10 H 2 O Polucīts (Cs, Na)Al(Si. O 3)2. n. H 2 O Silvin KCl Silvinīts (K, Na)Cl Spodumene Li. Al(Si. O 3)2 Lepidolīts K 2 Li 3 Al 4 Si 7 O 21(OH, F) 3 Petalīts Li. Al. Si4O10

Nozīmīgākie minerāli ir IIA grupa Phenakite Be 2 Si. O 4 Berils (Be 3 Al 2) Si 6 O 18 (akvamarīns, smaragds). Ģipsis Ca. SO 4· 2 H 2 O Kalcīts Ca. CO 3 (kaļķakmens, marmors, krīts) Magnezīts Mg. CO 3 Olivīns (Mg, Fe. II) 2 Si. O 4 Talks Mg 3 Si 4 O 10(OH)2 Hrizoberils (Be. Al 2)O 4 Celestīns Sr. SO 4 Spinel (Mg. Al 2) O 4 Strontianite Sr. CO 3 Baryte Ba. SO 4 magnezīta celestīta kalcīta spineļa akvamarīna barīts

G. Davy atklājuma vēsture: Na, K, Ca, Ba, Mg (1807 -1808) J. Arvedson: Li (1817) N. Vauquelin: Be (1798) R. Bunsen, G. Kirchhoff: Rb, Cs (1861) M. Sklodowska-Curie, P. Curie, J. Bemont: Ra (1898) M. Pere: Fr (1939)

Berilija amfoteriskais Be + 2 HCl = Be. Cl 2 + H 2 Be + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 t° (saplūšana) Be + 2 Na. OH(-i) = Na 2 Be. O 2 + H 3 O Be(OH)2 (Ks 10–22) OH – 2+ 2–

Magnija Mg + H 2 O t° Mg + 2 H 2 O = Mg(OH)2 + H 2 Mg + 2 NH 4 Cl + 2 H 2 O = = Mg. Cl 2 + 2 NH 3 H 2 O + H 2 + O 2+ H 3 Mg(OH)2 (Ks 10–10) OH –

Vispārējs apsvērums.

s-elementi ir periodiskās sistēmas I un II grupas galveno apakšgrupu elementi, kā arī hēlijs. Tie visi, izņemot ūdeņradi un hēliju, ir metāli. I grupas metālus sauc par sārmu metāliem, jo ​​tie visi reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus. II grupas metālus, izņemot beriliju, parasti sauc par sārmzemju metāliem. Šī termina rašanās ir saistīta ar seno šo metālu oksīdu nosaukumu - sārmzemju. Francijs, kas pabeidz I grupu, un rādijs, kas pabeidz II grupu, ir radioaktīvie elementi. Vienīgajam dabā sastopamajam izotopam ir īss pussabrukšanas periods, tāpēc par tā ķīmiskajām īpašībām nav daudz zināms.

Visiem metāliem atomu ārējā apvalkā ir viens vai divi elektroni. Šie metāli var viegli ziedot savus elektronus, veidojot jonus ar stabilām cēlgāzu elektronu konfigurācijām.

Visi s-metāli parastos apstākļos ir cietā stāvoklī. I grupas metāli ir ļoti mīksti un tiem ir zems blīvums salīdzinājumā ar citiem metāliem. Litijs, nātrijs un kālijs ir vieglāki par ūdeni un peld uz tā virsmas, reaģējot ar to. II grupas metāli ir cietāki par I grupas metāliem. Tiem ir salīdzinoši lielāks blīvums, lai gan tas ir daudz mazāks nekā pārejas metāliem.

Metālu ķīmiskās īpašības.

Visiem metāliem svaigi griežot ir spīdīga virsma, bet, saskaroties ar gaisa skābekli, tie spēcīgi oksidējas un ātri kļūst blāvi. Tāpēc visi s-metāli, izņemot beriliju un magniju, ir jāuzglabā zem petrolejas vai šķidrā parafīna slāņa, lai novērstu to saskari ar gaisu. Berilijs un magnijs veido aizsargājošu oksīda slāni uz virsmas un tāpēc sarūsē salīdzinoši lēni.

Visi s-metāli sadeg gaisa atmosfērā, veidojot viena vai vairāku veidu oksīdus - parastos sastāva oksīdus (I grupa) un (II), sastāva peroksīdus (I grupa) un (II), sastāva superoksīdus (I grupa) un (II grupa).

Piemēram, tikai litijs sadeg gaisā, veidojot oksīdu

un nātrijs veido peroksīda un superoksīda maisījumu

Nātrija un kālija oksīdus var iegūt tikai tad, ja īpaši nosacījumi piemēram, sildot peroksīda maisījumu ar lieko metālu bez skābekļa:

Visi I un II grupas metāli karsējot savienojas ar ūdeņradi, veidojot hidrīdus, piemēram:

Arī visi s-metāli, karsējot, reaģē ar halogēniem, sēru, slāpekli, fosforu un oglekli, veidojot halogenīdus

Visi I un II grupas s-metāli reducē aukstu ūdeni līdz hidroksīdiem un ūdeņradim:

Viņu reaktivitāte palielinās no grupas augšas uz leju. Tādējādi litijs ar ūdeni reaģē salīdzinoši lēni, savukārt kālijs ar ūdeni reaģē sprādzienbīstami, spontāni aizdegoties un uz ūdens virsmas sadegot ar violetu liesmu.

Grupā no augšas uz leju palielinās arī I un II grupas metālu aktivitāte pret skābēm

Visi sārmu metāli sprādzienbīstami reaģē ar skābēm, tāpēc šādas reakcijas laboratorijās parasti neveic.

S-metālu savienojumi.

Iepriekš tika teikts, ka metāli veido trīs veidu oksīdus, kuriem ir tipiskas pamatīpašības. Izņemot berilija un magnija oksīdus, citu elementu oksīdi, peroksīdi un superoksīdi viegli reaģē ar ūdeni, veidojot stipri sārmainus šķīdumus, piemēram:

Hidroksīdi KOH un NaOH ir vissvarīgākie sārmu metālu ķīmiskie savienojumi. Rūpniecībā tos iegūst ar hlorīda šķīdumu elektrolīzi.

S-elementos ietilpst periodiskās sistēmas I un II grupas galvenās apakšgrupas (IA un IIA - apakšgrupas) elementi. Vispārīgā elektroniskā formula s-elementu valences slānim ir ns 1-2, kur n ir galvenais kvantu skaitlis.

Elementus IA - apakšgrupas Li, Na, K, Rb, Cs un Fr - sauc par sārmu metāliem, bet elementiem IIA ir apakšgrupas - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - pēdējos četrus elementus sauc par sārmzemju metāliem.

Sārmu metālu atomiem ķīmisko saišu veidošanai ir tikai viens elektrons, kas atrodas ns - atomu orbitālē (AO). Salīdzinoši mazā jonizācijas enerģijas vērtība samazinās no Li (I = 520 kJ/mol) līdz Cs (I = 342 kJ/mol), kas atvieglo elektrona izņemšanu no AO. Tāpēc sārmu metālu atomi dažādās ķīmiskās reakcijas viegli pārvēršas atsevišķi lādētos katjonos ar stabilu atbilstošās cēlgāzes astoņu elektronu (n-1)s 2 (n-1)p 6 konfigurāciju. Piemēram: K(4s 1) – e = K + ().

Tādējādi daudzos jonu savienojumos sārmu metāliem ir tikai viens oksidācijas pakāpe (+1).

IIA apakšgrupas elementi ārējā enerģijas līmenī jau satur divus elektronus, kas spēj atdalīties pirms jonu ķīmisko saišu veidošanās, vienam no tiem pārejot uz np AO: ns 2 → ns 1 np 1 . IIA apakšgrupas elementu oksidācijas pakāpe to dažādajos savienojumos ir (+2).

Berilijs ar savām fizikāli ķīmiskajām īpašībām īpaši izceļas starp IIA apakšgrupu. Šī elementa atomiem ir lielākā pirmās jonizācijas enerģijas vērtība starp visiem s-elementiem (I = 901 kJ/mol) un lielākā ns un np-AO atšķirība. Tāpēc berilijs ar citiem elementiem veido galvenokārt kovalentās ķīmiskās saites, kuras parasti aplūko no valences saites metodes viedokļa. Berilija atomu orbitālēs notiek sp-hibridizācija, kas atbilst lineāru molekulu BeCl 2, BeI 2 uc veidošanās. Berilijam (+II) raksturīga tendence veidot sarežģītus savienojumus:

Be(OH)2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

S-elementu oksīdiem un hidroksīdiem ir pamatīpašības. No visiem s-elementiem tikai Be, tā oksīdam un hidroksīdam piemīt amfoteriskas īpašības.

Li un Mg, kā arī Be un Al ķīmiskā izturēšanās diagonālās periodiskuma dēļ lielā mērā ir līdzīga.

Sārmu metāli ar skābekli veido ne tikai Me 2 [O] oksīdus, bet arī Me 2 tipa savienojumus - peroksīdus; Es – superoksīdi; Es – ozonīdi. Skābekļa oksidācijas pakāpe šajos savienojumos ir attiecīgi –1; –1/2; –1/3.

Ir zināmi sārmzemju metālu peroksīdi. No tiem bārija peroksīdam BaO 2 ir vislielākā praktiskā nozīme.

Interesanti ir arī s-elementu savienojumi ar ūdeņraža hidrīdiem, kuros ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir –1.