Кблокуs-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня. Электронная формула внешней оболочки элементов IА-группы и водорода ns 1 , а элементовIIА-группы и гелия ns 2 . Хотя водород и гелий относят кs-элементам, из-за специфики свойств их целесообразно рассматривать отдельно.

Как следует из электронных формул, элементы IА-группы имеют на внешнем энергетическом уровне по одному s-электрону, а элементы IIА-группы - по два электрона.

Химические свойства s-элементов IА- и IIА-групп сходны. s-Элементы легко отдают валентные s-электроны, т. е. они представляют собой сильные восстановители. Элементные вещества - типичные металлы, обладающие блеском, высокой электрической проводимостью и теплопроводностью, химически весьма активны.

s-Элементы имеют малые значения энергии ионизации при относительно больших радиусах атомов и ионов. Как правило, они образуют соединения с ионным типом связи, исключение составляет водород, для которого в соединениях даже с самыми электроотрицательными элементами (например, в воде) характерна преимущественно ковалентная связь. Частично ковалентный характер связи в соединениях в известной мере имеет место у лития, бериллия и магния.

Большинство природных соединений натрия, калия, кальция, стронция растворимы в воде и слабых кислотах, и поэтому ионы этих металлов могут мигрировать из водных растворов в организм растений, животных и человека.

Водород, натрий, калий, магний, кальций - жизненно необходимы для живых и растительных организмов.

2. Водород и его соединения.

Водород - наиболее легкий s-элемент. Электронная формула валентной оболочки 1s 1 Водород относится к макроэлементам и играет важную роль в живых организмах. В периодической системе водород помещают как вместе с щелочными металлами, так и с галогенами. Действительно, водород сходен с элементамиIА-группы - щелочными металлами (образование иона Н + , восстановительная способность, взаимодействие с неметаллами).

Однако гораздо большее сходство водород имеет с галогенами: газообразное состояние при обычных условиях, двухатомная молекула простого вещества Н 2 , неполярная связь в молекуле Н 2 , полярные связи в соединениях с неметаллами, образование гидрид-иона Н - в соединениях с металлами NаН, СаH 2 (подобно иону Г - в галогенидах металлов NаГ, СаГ 2).

Таким образом, водород является элементом со специфическими свойствами и его следует рассматривать отдельно.

Основная особенность атома водорода заключается в том, что в отличие от других элементов его валентный электрон непосредственно находится в поле действия атомного ядра, так как отсутствуют промежуточные электронные оболочки, имеющиеся у других элементов. Другое отличие водорода - ионизированный атом - ион Н + представляет собой элементарную частицу - протон весьма малых размеров (10 -15 м).

Водород является одним из самых распространенных элементов Вселенной.

Концентрирование водорода в организме человека - около 10% (7 кг) по сравнению с его содержанием в земной коре (1%)-свидетельствует об исключительной роли водорода в биологических процессах. На 100 атомов водорода в организме человека приходится всего 58 атомов остальных элементов. В организме человека водород содержится в виде различных биоорганических соединений и воды.

Известны три изотопа водорода: протий (H), дейтерий (D), тритий (Т). Протий и дейтерий - стабильные изотопы, тритий - радиоактивен (период полураспада 12,5 лет).

В настоящее время дейтерий широко используют в качестве метки, вводимой в различные лекарственные препараты для исследования их фармако-кинетики.

Широкое применение находит и тритий, являющийся излучателем β-частиц. Этот изотоп используется в качестве метки для изучения различных метаболических реакций и для диагностики ряда заболеваний. Особенно часто реагенты, меченные тритием, используются при исследованиях механизма действия ферментов.

Тритий используют для определения общего количества воды в организме. Для этого в организм вводят определенное количество воды, содержащей известную долю трития. После полного усвоения введенной воды отбирают образец сыворотки крови и определяют в нем радиоактивность трития. Зная радиоактивность вводимой порции воды и радиоактивность сыворотки крови, можно рассчитать общее количество воды в организме.

Хотя дейтерий не радиоактивен, при работе с дейтерированными соединениями необходимо учитывать токсическое действие дейтерия на живые организмы.

Простые вещества. Водород образует двухатомные молекулы. Наличие трех изотопов обусловливает способность водорода образовывать молекулы протия Н 2 , дейтерия D 2 , трития Т 2 , протодейтерия НD, прототрития НТ, дейтеротрития DТ.

Наибольший интерес в связи с большой распространенностью в земной коре и живых организмах изотопа протия представляют свойства простого вещества протия Н 2 - диводорода, в дальнейшем именуемого просто водородом.

Водород - самый легкий из всех газов. Малорастворим в воде, но хорошо растворим в некоторых металлах: Рt, Рd и др. Вследствие неполярности и большой прочности молекулы Н 2 при комнатной температуре водород малоактивен и взаимодействует только с фтором. При нагревании водород реагирует со многими неметаллами - хлором, бромом, серой, кислородом и др. Восстановительная способность водорода используется для получения некоторых простых веществ из оксидов и галогенидов. Так, например, при высокой температуре происходит восстановление оксида меди (II):

СuО(т) + Н 2 (г) = Сu(т) + Н 2 О(г)

Вследствие высокого поляризующего действия протон никогда не существует как таковой, он обязательно соединяется с другими атомами и молекулами, например, с водой ион водорода Н + образует ион оксония Н 3 О + . В организме человека в соединениях с углеродом, азотом, серой водород ковалентно связан. Небольшая часть водорода находится в виде иона оксония Н 3 О + (например, в желудочном соке). Содержащиеся в желудочном соке ионы оксония проявляют, с одной стороны, противомикробное действие - убивают многие микроорганизмы, занесенные в желудок с пищей. С другой стороны, ионы Н 3 О + оказывают каталитическое действие - при их участии гидролизуются белки, полисахариды и другие биоорганические соединения.

Спецификой строения атома водорода обусловлено образование водородной связи. В живых организмах водородные связи имеются как в самом растворителе - воде, так и в растворенных в ней веществах - сахарах, белках, нуклеиновых кислотах и др.

Во всех соединениях, содержащихся в живых организмах, водород имеет степень окисления +1.

Наряду со способностью отдавать электрон атом водорода может присоединять электрон. При этом образуется отрицательный ион водорода - гидрид - Н - , имеющий устойчивую электронную конфигурацию благородного газа гелия. В виде иона Н - водород находится в соединениях с активными металлами - гидридах. При взаимодействии водорода с такими металлами проявляется его окислительная способность.

Биологическая роль важнейших соединений водорода и их применение в медицине. Вода - одно из самых важных и распространенных на Земле соединений водорода. Водное пространство занимает почти 75% поверхности земного шара. В организме взрослого человека в среднем содержится 65-67% воды, у эмбрионов (4-месячных) - 94, у новорожденных - 74%.

Все химические реакции в организме протекают только в водной среде. Жизнь без воды невозможна. Дистиллированная вода - фармакопейный препарат.

Тяжелую воду D 2 О широко применяют для изучения движения воды в растениях и скорости всасывания воды в человеческом организме. Например, использование D 2 О позволило установить, что в тканях некоторых растений вода двигается со скоростью 14 м в час, а вода, выпитая человеком, за 2 ч полностью распределяется по органам и тканям организма, и лишь через две недели полностью выводится из него.

В медицинской практике находит применение еще одно соединение водорода - пероксид водорода Н 2 О 2 . Это соединение является важным побочным продуктом метаболизма.

Пероксид водорода - бесцветная, прозрачная жидкость. При попадании на кожу и слизистые вызывает жжение. Строение молекулы Н 2 О 2 показано на рис. 6.1. Молекула Н 2 О 2 полярна, дипольный момент р =7,1 D. Наличие неподеленных пар электронов у атомов кислорода делает возможным образование донорно-акцепторных связей пероксида водорода с лигандами - акцепторами электронов.

Степень окисления кислорода в Н 2 О 2 равна -1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в элементном кислороде О 2 (0). Из этого следует, что пероксид водорода может проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя (окислительно-восстановительная двойственность). Однако, для пероксида водорода более характерны окислительные свойства. Большинство встречающихся на практике веществ имеет более низкие окислительно-восстановительные потенциалы и Н 2 О 2 может их окислять. Восстанавливать пероксид водорода может лишь относительно небольшую группу веществ.

В качестве примера реакции, в которой Н 2 О 2 выступает окислителем, можно привести реакцию окисления сульфида никеля (II) в кислой среде до элементной серы:

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

При взаимодействии с очень сильными окислителями, например с РbО 2 в кислой среде, Н 2 О 2 выступает в качестве восстановителя:

РbО 2 + Н 2 O 2 + 2СН 3 СООН = Рb(СН 3 СОО) 2 + О 2 + 2Н 2 О

Чистый пероксид водорода термодинамически нестабилен и при стоянии разлагается со взрывом на воду и кислород с выделением большого количества теплоты:

2Н 2 О 2 (ж) = 2Н 2 О + О 2

Такое разложение Н 2 О 2 является реакцией диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления).

Водные растворы пероксида водорода более устойчивы, в прохладном месте они могут сохраняться длительное время. В продажу пероксид водорода обычно поступает в виде 30%-ного водного раствора - пергидроля.

Обычно в митохондриях атомы водорода, отщепленные от субстратов дегидрогеназами, передают свои электроны через цепь переносчиков кислороду О 2 , который восстанавливается при этом до воды:

О 2 + 4Н + + 4е ~ = 2Н 2 О

Для клетки очень важно, чтобы, присоединив 4 электрона, молекула кислорода восстанавливалась до двух молекул воды. При неполном восстановлении кислорода, например в случае присоединения 2 электронов, образуется пероксид водорода:

О 2 + 2Н + + 2е - = Н 2 О 2

а при присоединении 1 электрона - надпероксидный (супероксидный) радикал О 2 - :

О 2 + е - = О 2 -

Процесс разложения пероксида водорода значительно ускоряется в присутствии солей тяжелых металлов. Катализируемое ионом металла разложение пероксида водорода может приводить к образованию радикалов, наиболее важными из которых являются гидроксидный НО и гидропероксидный НО 2 . Например, под действием Fе 2+ происходит разрыв связи НО-ОН:

Fе 2+ + Н 2 О 2 → ОН + ОН - + Fе 3+

Важные промежуточные продукты восстановления элементного кислорода до воды - пероксид водорода и супероксидный радикал очень токсичны для клетки. Токсичность связана с тем, что Н 2 О 2 и О 2 взаимодействуют с липидным слоем клеточных мембран и повреждают их.

Аэробные клетки могут защитить себя от вредного действия водородпероксида и супероксид-радикала с помощью ферментов каталазы и, супероксиддисмутазы. Под действием медьсодержащего фермента супероксиддисмутазы (СОД) супероксидный радикал превращается в водородпероксид и элементный кислород, а под действием каталазы пероксид водорода превращается в воду и элементный кислород:

2Н 2 О 2 → 2Н 2 О + О 2

Освободившийся кислород принимает участие в дальнейших процессах биологического окисления.

В медицинской практике пероксид водорода применяют в основном как наружное бактерицидное средство. Действие Н 2 О 2 основано на окислительной способности пероксида водорода и безвредности продукта его восстановления - воды. При обработке ран выделяющийся кислород играет двойную роль:

1) оказывает противомикробное, дезодорирующее и депигментирующее действие, убивая микробные тела;

2) образует пену, способствуя переходу частиц тканевого распада во взвешенное состояние и очищению ран.

В качестве фармакопейного препарата используется 3%-ный водный раствор пероксида водорода, 6%-ный раствор пероксида водорода применяют для обесцвечивания волос. В виде 30%-ного раствора пероксида водорода применяют при лечении бородавчатой формы красного плоского лишая и для удаления юношеских бородавок.

Наряду с окислительно-восстановительными свойствами Н 2 О 2 проявляет и кислотно-основные. В молекуле пероксида водорода связи между атомами водорода и кислорода полярны, поэтому в водном растворе пероксида водорода ведет себя как очень слабая двухосновная кислота, т.е. отщепляет протоны. Н 2 О 2 в незначительной степени ионизирует по первой ступени:

Н 2 О 2 ⇄ Н + + НО 2 -1

Ионизация по второй ступени:

НО 2 -1 ⇄ Н + + О 2 2-

в водной среде практически не протекает. Вода - более сильная кислота и ионы водорода, образующиеся при диссоциации воды, подавляют ионизацию НО 2 -1 (смещение влево по принципу Ле Шателье).

3. Общая характеристика s-элементов IА-группы. Щелочные металлы.

В IА-группу входят s-элементы - щелочные металлы, исключительно важные для нормальной жизнедеятельности животных и человека. Наибольшее значение для живых организмов имеют макроэлементы натрий, калий.

Электронная формула валентной оболочки, атомов щелочных металлов ns 1 , т.е. атомы этих элементов имеют по одному валентному электрону на s-подуровне внешнего энергетического уровня. Соответственно, устойчивая степень окисления щелочных металлов равна +1.

Все элементы IА-группы очень сходны по свойствам, что объясняется однотипным строением не только валентной электронной оболочки, но и предвнешней (за исключением лития).

С ростом радиуса атома в группе Li-Nа-К-RЬ-Сs-Fr ослабевает связь валентного электрона с ядром. Соответственно, в этом ряду энергия ионизации атомов щелочных металлов уменьшается. Имея на валентных оболочках один электрон, расположенный на большом расстоянии от ядра, атомы щелочных металлов легко отдают электрон. Это обусловливает низкую энергию ионизации. В результате ионизации образуются катионы Э + , имеющие устойчивую электронную конфигурацию атомов благородных газов.

В
се щелочные металлы имеют отрицательные стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, большие по абсолютной величине. Это характеризует их как очень сильные восстановители. По химической активности литий уступает многим металлам, несмотря на то, что его стандартный ОВ-потенциал наиболее отрицателен. Такое значение лития обусловлено большей энергией гидратации ионовLi + по сравнению с ионами других щелочных металлов.

Вследствие незначительного поляризующего действия (устойчивая электронная структура, большие размеры, малый заряд ядра) комплексообразование для ионов щелочных металлов, в особенности для ионов К + , Rb + , Сs + , Fr + , малохарактерно. Тем не менее, они способны образовать комплексные соединения с некоторыми биолигандами.

Несмотря на общность свойств, натрий и в особенности литий отличаются от других щелочных металлов. Последнее, прежде всего, обусловлено существенным различием радиусов их атомов и строения электронных оболочек.

Сходство электронного строения ионов щелочных металлов, а, следовательно, и физико-химических свойств соединений определяет и близость их действия на биологические процессы. Различия в электронной структуре обусловливают их разную биологическую роль. На этой основе можно прогнозировать поведение щелочных металлов в живых организмах.

Так, натрий и литий накапливаются во внеклеточной жидкости, а калий, рубидий и цезий - во внутриклеточной. Вследствие близких значений радиусов ионов, энергий ионизации, одинаковых координационных чисел в живых организмах натрий и литий ведут себя сходным образом. Эти элементы, как правило, близки по оказываемому биологическому действию. Например, они очень похожи по ферментоактивирующим свойствам.

Близость свойств натрия и лития обусловливает их взаимозамещаемость в организме. В связи с этим при избыточном введении ионов натрия или лития в организм они способны эквивалентно замещать друг друга. На этом основано введение натрия хлорида при отравлении солями лития. В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие между ионами натрия и лития в организме сдвигается в направлении выведения ионов Li + , что приводит к снижению его концентрации и достижению лечебного эффекта. Известные примеры влияния взаимозамещения натрия и лития на активность ферментативных процессов показывают, что в четырех случаях из пяти натрий является синергистом лития и только в одном случае антагонистом.

Рубидий и цезий близки по физико-химическим свойствам к иону калия, поэтому в живых организмах они ведут себя сходным образом. В изученных системах калий, рубидий и цезий являются синергистами, а с литием - антагонистами. На сходстве рубидия и калия основано введение в организм солей калия при отравлении солями рубидия.

Натрий и калий, как правило, являются антагонистами, но в ряде случаев близость многих физико-химических свойств обусловливает их взаимозамещение в живых организмах. Так, например, при увеличении количества натрия в организме усиливается выведение калия почками, т. е. наступает гипокалиемия.

Щелочные металлы относятся к числу наиболее активных в химическом отношении элементов. Химическая активность щелочных металлов закономерно увеличивается с ростом радиуса атомов.

При взаимодействии с кислородом литий образует оксид Li 2 О, а остальные щелочные металлы - пероксиды Nа 2 О 2 и надпероксиды КО 2 , RbО 2 , СsО 2 . Например:

4Li(т) + O 2 (г) = 2Li 2 O(т)

2Nа(т) + О 2 (г) = Nа 2 О 2 (т)

К(т) + O 2 (г) = КO 2 (т)

П
ероксиды и надпероксиды щелочных металлов - сильные окислители. Натрий пероксид и калий надпероксид применяют в замкнутых объектах (подводных лодках, космических кораблях) для поглощения углерода диоксида и регенерации кислорода:

2Nа 2 О 2 (т) + 2СО 2 (г) = 2Nа 2 СО 3 (т) + О 2 (г)

4КО 2 (т) + 2СО 2 (г) = 2К 2 СО 3 (т) + 3О 2 (г)

Активно взаимодействуют щелочные металлы с галогенами, образуя галогениды ЭГ; с серой - с образованием сульфидов Э 2 S. Непосредственно с азотом щелочные металлы, за исключением лития, не реагируют.

Все щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды ЭОН (щелочи):

2Э(т) + 2Н 2 О(ж) = 2ЭОН(р) + Н 2 (г)

Интенсивность взаимодействия с водой значительно увеличивается в ряду Li - Сs. Гидроксиды образуются и при взаимодействии с водой оксидов щелочных металлов:

Э 2 О(т) + Н 2 О(ж) = 2ЭОН(р)

Щелочи - относительно легкоплавки и хорошо растворимы в воде (за исключением LiOН). Твердые щелочи и их концентрированные растворы разъедающе действуют на живые ткани вследствие обезвоживания и щелочного гидролиза белков:

Поэтому работа с ними требует защитных мер предосторожности.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (исключение составляют соли лития: Li 2 СОз, LiF, Li 3 РО 4). С многоосновными кислотами щелочные металлы образуют как средние (Э 2 SО 4 , Э 3 РО 4 , Э 2 СО 3 , Э 2 SО 3 и др.), так и кислые (ЭНSО 4 , ЭН 2 РО 4 , Э 2 НРО 4 , ЭНСО 3 и т.д.) соли.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ЭЛЕМЕНТОВ S -БЛОКА

К s-элементам относятся две группы Периодической системы: IА и IIА.

В группу IА входят 8 элементов: литий, калий, натрий, рубидий, цезий, франций, водород, гелий. В группу IIА входят 6 элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий.

Общим является застраивание в их атомах электронами s-подуровня внешнего энергетического уровня. (Т.Е. говорим о "семействе элементов". ВСПОМИНАЕМ: "семейство элементов" определяется тем, какой подуровень заполняется электронами в последнюю очередь. )

Электронная формула внешней оболочки:

СРАВНЕНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ I А И II А (КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЕ, ОБРАЗОВАНИЕ ОСАДКОВ) НА ПРИМЕРЕ Na , K И Mg , Ca

Общая характеристика элементов I А и II А

Элементные вещества - типичные металлы, обладающие блеском, высокой электрической проводимостью и теплоповодимостью, химически весьма активны.

Как следует из электронных формул, элементы I А группы (Na , K ) имеют на внешнем энергетическом уровне по одному s электрону. Элементы II А группы (Mg , Ca ) по 2 s электрона.

Химические свойства s элементов I А иII А групп сходны.

s-элементы I А иII А имеют относительно большие радиусы атомов и ионов.

s-элементы I А иII А групп легко отдают валентные электроны. Являются сильными восстановителями. С ростом радиуса атома в группах I А иII А ослабевает связь валентных электронов с ядром, следовательно s-элементы этих групп имеют низкие значения Е и и Е ср. к ẽ . Все щелочные и щелочноземельные металлы имеют отрицательные стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, большие по абсолютной величине. Что также характеризует их, как сильных восстановителей. Восстановительные свойства возрастают закономерно с увеличением радиуса атома. Восстановительная способность увеличивается по группе сверху вниз.

Для элементов II А группы характерна большая, чем для элементов I А группы способность к комплексообразованию.

s-элементы I А иII А образуют соединения с ионным типом связи.

Исключение составляет водород, для которого в соединениях даже с самыми электроотрицательными элементами характерна преимущественно ковалентная связь (например, фтороводород или вода). Частично ковалентный характер связи в соединениях имеет место у лития, бериллия и магния.

Сравнение свойств элементов I А и II А (комплексообразование, образование осадков) на примере Na , K и Mg , Ca

Атомы элементов I А группы имеют по одному валентному электрону на s подуровне внешнего энергетического уровня. Это обуславливает проявление степени окисления +1.

Все элементы I А группы сходны по свойствам, что объясняется однотипным строением не только внешней, валентной оболочки, но и предвнешней (исключение литий).

С ростом радиуса атома в группе I А ослабевает связь валентного электрона с ядром. Соответственно, уменьшается энергия ионизации атомов. Так как радиус атома калия больше, чем радиус атома натрия, то энергия ионизации калия меньше, чем у натрия.

В результате ионизации образуются катионы Э + , имеющие устойчивую конфигурацию благородных газов.

Химическая активность металлов I А группы возрастает закономерно с увеличением радиуса атома и уменьшением их способности к гидратированию (чем меньше способность к гидратированию, тем активнее металл).

Так как радиус атома калия больше, чем радиус атома натрия, то способность к гидратации для катиона калия будет ниже, чем для катиона натрия, а, следовательно, химическая активность катиона калия выше, чем у катиона натрия.

Вследствие незначительного поляризующего действия (устойчивая электронная структура, большие размеры, малый заряд ядра) комплексообразование для ионов щелочных металлов малохарактерно. Вместе с тем, они способны образовывать комплексные соединения с некоторыми биолигандами (КЧ для натрия и калия может принимать значения 4 и 6). Способность образовывать донорно-акцепторные связи с соответствующими лигандами едва намечается у натрия. У калия имеется значительная тенденция к использованию имеющихся в атоме вакантных d-орбиталей.

Например, образование комплексов калия с антибиотиком валиномицином. Валиномицин образует с калием прочные комплексы, связывание этого антибиотика с натрием очень незначительно.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (исключение составляют некоторые соли лития).

Атомы элементов II А группы имеют по два валентных электрона на s подуровне внешнего энергетического уровня.

В нормальном состоянии у атомов этих элементов нет неспаренных электронов, но при переходе атомов в возбужденное состояние один из s валентных электронов переходит на р -подуровень. Это обуславливает проявление степени окисления +2.

Степени окисления больше +2 элементы II А группы не проявляют.

Несмотря на то, что число валентных s электронов у атомов II А группы одинаково, свойства магния и кальция отличаются друг от друга.

Это связанно с тем, что в атоме кальция, в отличие от атома магния, имеются свободные d-орбитали, близкие по энергии к ns орбиталям.

Магний и кальций существенно различаются размерами атомов и ионов:

· металлический радиус атома Mg = 160 пм;

· металлический радиус атома Ca = 197 пм.

· кристаллический радиус иона Mg 2+ = 74 пм;

· кристаллический радиус иона Ca 2+ = 104 пм..

Больший размер иона кальция обусловливает и более высокое координационное число этого иона – КЧ (Ca 2+) 6, 8, тогда как КЧ (Mg 2+) – 6. Прочность комплексных соединений уменьшается по мере увеличения радиуса атома, следовательно, комплексные соединения магния будут более прочными, чем комплексные соединения кальция. Ион Mg 2+ образует шестикоординационные соединения регулярной структуры. Ca 2+ образует несимметричные комплексы. Кальций предпочтительно координируется с атомами кислорода, магний – с атомами азота.

Многие соли щелочноземельных металлов малорастворимы в воде (малорастворимы CaF 2 , MgF 2 ; практически не растворимы фосфаты кальция и магния). Причем с ростом порядкового номера растворимость солей снижается.

Такой характер изменения растворимости солей играет важную роль в биологическом действии катионов этой группы. Уменьшение растворимости кальция фосфата и карбоната по сравнению с фосфатами и карбонатами магния является, по видимому, одной из причин формирования скелета всех живых организмов именно из этих соединений кальция.

В живых организмах из ионов кальция и фосфат-ионов образовался кристаллический минерал ГИДРОКСИЛАПАТИТ – Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 – основное вещество костной и зубной ткани. Магний является макроэлементом, но лучшая растворимость магния фосфата Mg 3 (PO 4) 2 и основного карбоната Mg(OH) 2)*4MgCO 3 *H 2 O объясняет тот факт, что его соединения не сыграли значительной роли в построении скелета.

Биологическая роль натрия, калия, кальция и магния

Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений.

Натрий и калий относятся к жизненно необходимым элементам, постоянно содержатся в организме, участвуют в обмене веществ.

Натрий

В организме человека натрий находится в виде его растворимых солей: хлорида, фосфата, гидрокарбоната.

Распределен по всему организму:

в сыворотке крови,

в спинномозговой жидкости,

в глазной жидкости,

в пищеварительных соках,

в почках,

в костной ткани,

в легких,

Натрий является основным внеклеточным ионом. Концентрация ионов Na + внутри клетки примерно в 15 раз меньше, чем во внеклеточной жидкости.

Ионы натрия играют важную роль в обеспечении постоянства внутренней среды человеческого организма, участвуют в поддержании постоянного осмотического давления биожидкости (осмотического гомеостаза).

В виде противоионов в соединениях с фосфорной кислотой (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) органическими кислотами натрий обеспечивает кислотно-основное равновесие организма.

Ионы натрия участвуют в регуляции водного обмена и влияют на работу ферментов.

Вместе с ионами калия, магния, кальция, хлора ионы натрия участвуют в передаче нервных импульсов. При изменении содержания натрия в организме происходят нарушения функций нервной, сердечно-сосудистой систем, гладких и скелетных мышц.

Натрия хлорид NaCl – основной источник соляной кислоты для желудочного сока.

Ионы натрия принимают участие в формировании разности потенциалов на мембране.

Препараты натрия, применяемые в медицине

Изотонический раствор – NaCl (0,9%) – для инъекций вводят подкожно, внутривенно и в клизмах при обезвоживании организма и при интоксикацях. Также применяют для промывания ран, глаз, слизистой оболочки глаза, также для растворения различных ЛП.

Гипертонические растворы - NaCl (3-5-10%) – применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран. По закону осмоса применение таких компрессов способствует отделению гноя из ран и плазмолизу бактерий (антимикробное действие).

Общая характеристика s - элементов IА-группа: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr щелочные металлы IIA-группа: Be, Mg; Ca, Sr, Ba, Ra щёлочноземельные металлы Общая электронная формула: […] ns 1 2 np 0 […] ns 1 M+I […] ns 2 …ns 1 np 1 M+II Характерно существование ионов M+ и M 2+

Элементы IА-группы Элемент 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 0, 91 0, 86 1 Li имеет наименьший радиус иона, а следовательно наибольший ионизационный потенциал, поэтому он химически менее активен.

Элементы IIА-группы Элемент 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, 99 1 0, 97

Физические свойства простых веществ (IА-группа) Свойство Li Na K Rb Cs Fr Т. пл. , С 180, 5 97, 83 63, 5 39, 3 28, 7 21 Т. кип. , С 1336, 6 886 760 696 667, 6 660 0, 53 0, 86 1, 53 1, 90 ─ Плотность, г/см 3 (20 С) литий 0, 97 калий цезий натрий рубидий

Физические свойства простых веществ (IIА-группа) Свойство Be Mg Ca Sr Ba Ra Т. пл. , С 1287 650 842 768 727 969 Т. кип. , С 2507 1095 1495 1390 1860 1536 1, 85 1, 74 1, 55 2, 54 3, 59 5, 00 Плотность, г/см 3 (20 С) кальций бериллий барий магний стронций

Общая характеристика s -элементов. Простые вещества: все – активные металлы (кроме Be) Реагируют как восстановители M – ne – = Mn+ (n = 1, 2) В ЭХРН – самые левые: E – 3, 01 – 2, 92 – 2, 90 – 2, 34 В Li Cs Ba Be

Общая характеристика s – элементов. Взаимодействие металлов с водой и кислотами 2 Na + 2 H 2 O = 2 Na. OH + H 2 Na –e – = Na+ 2 H 2 O + 2 e – = H 2 + 2 ОH Mg + 2 H 3 O+ = Mg 2+ + H 2 + 2 H 2 O Mg + 2 H 2 O (на холоду) Mg + 2 H 2 O + t = Mg(OH)2 + H 2 (при нагревании)

Общая характеристика s – элементов. Сложные вещества: оксиды, гидроксиды Mn+ – катионы в ионных кристаллах M 2 O, MOH; MO, M(OH)2 – имеют основный характер (кроме оксида и гидроксида Be) В водн. р-ре MOН, M(OH)2 – сильные электролиты и сильные основания (кроме гидроксидов Be и Mg): Na. OH = Na+ + OH p. H 7 Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2 OH p. H 7 Для гидроксидов Mg, Be – фазовое равновесие: Mg(OH)2(т) Mg 2+ + 2 OH p. H 7

Общая характеристика s – элементов. Сложные вещества: соли Соли: аквакатионы – непротолиты (кроме солей Be и Mg): Na. Cl = Na+ + Cl р. Н = 7 непротолит Для бериллия и магния: 2+ + H 2 O + + H 3 O+ ; р. Н 7 2+ + H 2 O + + H 3 O+ ; р. Н 7 Be 2+·H 2 O + H 2 O Be. OH+ + H 3 O+ ; KK= 2, 0· 10 6 Mg 2+·H 2 O + H 2 O Mg. OH+ + H 3 O+ ; KK= 3, 8· 10 12

Общая характеристика s – элементов. Сложные вещества Бинарные соединения: гидриды MH, MH 2; пероксиды M 2 O 2, MO 2; нитриды M 3 N, M 3 N 2 KH + H 2 O = KOH + H 2 Na 2 O 2(т) + 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

Распространение в природе 5. Ca – 3, 38 % 6. Na – 2, 63 % 7. K – 2, 41 % 8. Mg – 1, 95 % по массе. 17. Rb 19. Ba Редкие и 23. Sr рассеянные 28. Li элементы 42. Cs 48. Be 92. Fr 226 Ra радиоактивный элемент Соли Na, K, Ca и Mg – в природных соленых и пресных водах (моря, океаны, озера, реки, подземные воды)

карналлит Важнейшие минералы сильвин галит лепидолит поллуцит сподумен IА-группа Галит (каменная соль) Na. Cl Карналлит KMg. Cl 3. 6 H 2 O Мирабилит Na 2 SO 4· 10 H 2 O Поллуцит (Cs, Na)Al(Si. O 3)2. n. H 2 O Сильвин KCl Сильвинит (K, Na)Cl Сподумен Li. Al(Si. O 3)2 Лепидолит K 2 Li 3 Al 4 Si 7 O 21(OH, F)3 Петалит Li. Al. Si 4 O 10

Важнейшие минералы IIА-группа Фенакит Be 2 Si. O 4 Берилл (Be 3 Al 2)Si 6 O 18 (аквамарин, изумруд). Гипс Ca. SO 4· 2 H 2 O Кальцит Ca. CO 3 (известняк, мрамор, мел) Магнезит Mg. CO 3 Оливин (Mg, Fe. II)2 Si. O 4 Тальк Mg 3 Si 4 O 10(OH)2 Хризоберилл (Be. Al 2)O 4 Целестин Sr. SO 4 Шпинель (Mg. Al 2)O 4 Стронцианит Sr. CO 3 Барит Ba. SO 4 магнезит целестин кальцит шпинель аквамарин барит

История открытия Г. Дэви: Na, K, Ca, Ba, Mg (1807 -1808) Й. Арведсон: Li (1817) Н. Воклен: Be (1798) Р. Бунзен, Г. Кирхгоф: Rb, Cs (1861) М. Склодовская-Кюри, П. Кюри, Ж. Бемон: Ra (1898) М. Пере: Fr (1939)

Бериллий Амфотерность Be + 2 HCl = Be. Cl 2 + H 2 Be + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 t°(сплавление) Be + 2 Na. OH(т) = Na 2 Be. O 2 + H 3 O Be(OH)2 (Кs 10– 22) OH – 2+ 2–

Магний 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 (Кs 10– 10) OH –

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.

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.