• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Біологічна роль

Література

План.

Елементів.

Тема. 3.3 Лужні та лужноземельні елементи. Біологічна роль

1. Лужні, лужноземельні елементи та магній .

2. Фізичні та хімічні властивості простих речовин, основний характер іх

оксидів та гідроксидів.

3. Біологічна роль елементів.

4.Поняття про твердість води і методи іі усунення.

1. П.П. Попель, Л.С. Крикля Хімія 10 кл. К.: ВЦ "Академія", 2010 - с. 136-

151.

2. Буринська Н.М., Величко Л.П. Хімія, 9 кл.: Підручник для серед.

загальноосвіт. шк.- Київ; Ірпінь: ВТФ " Перун ", 2000

Положення в Періодичній системі. Учні характеризують положення Натрію й Калію у Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва.

В атомів елементів ІА групи на зовнішньому енергетичному рівні перебуває один валентний електрон, розташований на s-підрівні. Ці елементи належать до s-елементів.

- Виходячи з електронної будови атомів лужних металів, вкажіть який ступінь окиснення для них характерний.

Усі елементи ІА групи дуже подібні за властивостями. Що пояснюється однотипною будовою не тільки валентної електронної оболонки, але й перед зовнішньою (за винятком Літію). Зі зростанням радіуса атома в групі Li – Na – K - Rb – Cs – Frслабшає зв'язок валентного електрона з ядром. Маючи на валентних оболонках один електрон, розташований на великій відстані від ядра, атоми лужних металічних елементів легко віддають електрон. Усі лужні метали мають негативні стандартні окисно-відновні потенціали. Це їх характеризує як дуже сильні відновники.

Будова атомів лужних металів.

Атоми лужних металів мають на зовнішньому електронному рівні по одному електрону. Електрон перебуває у віддаленні від ядра, і атоми легко віддають його. У результаті утворюються однозарядні позитивні йони, які мають стійку електронну структуру відповідного інертного газу (Li+ - Не; Na+ - Ne).
Здатність легко віддавати зовнішні електрони характеризує лужні елементи як найбільш типових представників металічних елементів: металічні властивості в лужних металів виражені дуже сильно.

Фізичні властивості лужних металів:

Лужні метали - сріблясто-білі речовини, крім цезію, у якого золотаве забарвлення. На свіжому повітрі s-метали у розрізі мають блискучу поверхню, але при контакті з киснем повятря дуже швидко тускніє, тому їх зберігають під шаром гасу. Більшість складних сполук лужних металів безбарвні, оскільки електронна оболонка Ме+ (оболонка інертного газу) є дуже стійкою, а йони не деформані (якщо йони не деформовані, то сполука безбарвна).

Фізичні властивості лужних металів змінюються досить закономірно залежно від положення у періодичній системі елементів, будови атома і структури кристалічної решітки (табл.1).

Таблиця 1 - Фізичні властивості лужних металів

Температури плавлення і кипіння для металів ІА-підгрупи низькі, вони зменшуються по групі згори униз, а густини, навпаки, збільшуються. Це пояснюється так. Валентні електрони надзвичайно тонким шаром розподіляються по позитивно заряджених йонах s-металів, параметри кристалічних комірок зростають (завдяки збільшенню радіусів атомів) із зростанням порядкового номера, що призводить по послабшення хімічних зв’язків. Це й зумовлює зменшення температур плавлення. Однак поряд із зростанням радіусів збільшується й маса атомів. У калію відбувається різке збільшення радіуса порівняно з натрієм (за рахунок появи d-підрівня), тому вплив об’єму переважає над впливом маси, що приводить до зниження густини порівняно з натрієм (табл.1).

Лужні метали дуже м’які, пластичні, легко ріжуться ножем, тому їх неможливо використовувати як конструкційні матеріали, але літій і натрій застосовуються у сплавах з іншими металами.

Хімічні властивості лужних металів.

У хімічних реакціях атоми лужних металів виявляють сильні відновні властивості, вони легко втрачають валентні електрони, перетворюючись на позитивно заряджені йони - катіони:

Mе⁰ - ē ->Mе+.

Лужні метали належать до найбільш хімічно активних елементів. Їх активність зростає в групі зверху вниз.

З киснем тільки літій окиснюється до оксиду, решта лужних металів дає пероксиди (в яких ступінь окисненя Оксигену дорівнює -1) чи супероксиди (в старій номенклатурі - надпероксиди, в яких О^-1/

4Li + O₂ -> 2Li₂O; 2 Na + O₂ -> Na₂O₂; K + O₂ -> KO₂ (або K₂O₄).

Доречно згадати, що оксиди калію та натрію можуть бути одержані тільки при нагріванні суміші пероксиду з надлишком металу при повній відсутності кисню:

Na₂O₂ + 2Na -> 2Na₂O K₂O₂ + 2K -> 2K₂O

З воднем лужні метали утворюють гідриди:

2Li + H₂ -> 2LiH;

з азотом - нітриди; при кімнатній температурі у реакцію вступає літій, решта лужних металів - при нагріванні

6Mе + 3N₂ -> 2Mе₃N;

з галогенами – галіти:

2Mе + Hal₂ -> 2MеHal, де Hal - F, Cl, Br, I;

з сіркою та її аналогами (Se, Te) у розплавленому стані чи при нагріванні – халькогеніди

2Na + S -> Na₂S; 2K + S -> K₂S;

Взаємодія з водою:

Учитель демонструє реакцію взаємодії Натрію з водою.

При взаємодії з водою утворюються луги і водень:

2K + 2H₂O -> 2KOH + H₂. 2Na + 2H₂O -> 2NaOH + H₂.

Взаємодія з кислотами (розведена сірчана H₂SO₄, галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI, фосфорна H₃PO₄ та інші слабкі кислоти), в яких окисником завжди є йон Гідрогену Н+ (чи, точніше, гідроксоній-катіон Н₃О+) супроводжується виділенням водню та утворенням солі і проходить за загальною схемою:

2Mе + 2HАn ->2MеAn + H₂. 2Na + 2HCl ->2NaCl + H₂.

Взаємодія з окиснювальними кислотами (азотна HNO₃, концентрована сірчана H₂SO₄ та ін), окиснювальна здатність яких зумовлюється не наявністю йона Гідрогену, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх кислотних залишків - аніонів. Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вони окиснюють метал без виділення водню:

8Na + 10HNO_{3 (розв)} ->8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3H₂O,
3Na + 4HNO_{3 (п.розв.)} -> 3NaNO₃ + NO + 2H₂O,
8 Na + 5H₂SO_{4 (конц)} -> 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O.

Оксиди Натрію й Калію, їх властивості.

Взаємодія

1) з водою:

Na₂O + H₂O = 2NaOH K₂O + H₂O = 2KOH

2) з кислотами:

Na₂O + 2HCl = 2NaCl + H₂O K₂O + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂O

3) з кислотними оксидами:

Na₂O + CO₂ = Na₂ CO₃ K₂O + SiO₂ = K₂ SiO₃

Луги – добре розчинні у воді.

Гідроксиди Натрію й Калію, їх властивості.

1) Взаємодія з кислотними оксидами:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O 2KOH + SO₂ = K₂SO₃ + H₂O

2) Взаємодія з кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O 2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂O

3) Взаємодія із солями:

2NaOH + CuSO₄ = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂

2KOH + CuSO₄ = K₂SO₄ + Cu(OH)₂

Поширення в природі:

Натрій і Калій – дуже поширені в природі. Вміст кожного із них в земній корі становить 2,5%. У вільному стані не зустрічаються через високу активність.

Натрій входить до складу багатьох мінералів (NaCl – кам’яна сіль , NaNO₃ – чилійська селітра, Na₂SO₄ * 10H₂O – глауберова сіль, Na₂CO₃ – сода). Калій входить до складу сильвініту – KCl * NaCl, карналіту - KCl * MgCl₂ * 6 H₂O та інші. Також присутній у золі деяких рослин у вигляді карбонату Калію (поташу). Калій входить до складу майже всіх рослин.

Застосування: Натрій і Калій використовують для отримання амідів та пероксидів, а сплави Натрію та Калію – в якості теплоносія у ядерних реакторах. Також Натрій використовують в органічному синтезі.

Біологічна роль. Натрій і Калій – життєво необхідні елементи, які беруть участь в обміні речовин. За вмістом в організмі людини Натрій (0,08%) і Калій (0,23%) належать до мікроелементів, а решта лужних металів – до мікроелементів. Натрій і Калій є антагоністами (при збільшенні кількості Натрію в організмі підсилюється виведення Калію нирками, тобто настає гіпокаліємія).

ІV. Узагальнення та систематизація знань.

1. Напишіть рівняння хімічних реакцій, щоб здійснити ланцюжок перетворень:

1) K → KOH → K₂CO₃ → KCl

2) Na → Na₂O → NaOH → Na₂CO₃ → Na.

До родини лужноземельних елементів належать елементи ІІ групи головної підгрупи : Кальцій, стронцій, барій, радій. У назві родини присутня складова лужно тому, що розчини їх гідратів оксидів теж милкі на дотик. Друга складова назви — земельні — пов'язана з тим, що окси¬ди цих елементів уперше були виділені з мінералів земної кори.

Положення Mg і Ca в періодичній системі Д.І. Менделєєва.

Учні характеризують положення Mg і Ca в Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва.

Будова атомів лужноземельних елементів. В усіх представників цієї родини однакова будова зовнішнього енергетичного рівня, на ньому розміщені 2 електрони. Здатність віддавати 2 зовнішні валентні електрони зростає в підгрупі зі збільшенням атомного радіуса й атомного номера елемента. Максимальний ступінь окиснення становить +2.

Фізичні властивості лужноземельних металів:

У вільному стані всі метали ІІА-підгрупи - сріблясто-білі речовини за винятком берилію, який має світло-сірий колір.

Загальна закономірність змінення фізичних властивостей нагадує лужні метали (табл.2).

За винятком берилію та радію, всі вони є достатньо ковкими, пластичними і м’якими, хоч і твердіші за лужні метали. Берилій відрізняється значною твердістю та крихкістю, барій при різкому сильному ударі розколюється на окремі шматки.

Таблиця 2 - Фізичні властивості металів ІІА-підгрупи

Температури плавлення та кипіння цих металів вищі, ніж у лужних, причому із зростаннім порядкового номера Тпл. змінюються не монотонно, що пов’язано зі зміненою типу кристалічних решіток (у кристалічному стані за звичайних умов берилій та магній мають гексагональну кристалічну решітку, кальцій та стронцій - кубічну гранецентровану, а барій - кубічну об’ємоцентровану). Від Be до Mg при однаковому типі решітки температури плавлення зменшуються. При переході від Mg до Са змінюється тип кристалічної решітки, тому Тпл. (Mg) < Тпл. (Са). Потім, починаючи від Са, темпратури плавлення знов зменшуються.

Тип зв’язку - металічний - зумовлює високу тепло - і елекропровідність.

При переході від Mg до Ca радіус атома змінюється дуже різко, а маса - мало, що й призводить до стрибка густини.

Берилій та магній покриті оксидною плівкою і не змінюються на повітрі. Завдяки хімічній активності та для запобігання взаємодії з повітрям лужноземельні метали зберігать у запаяних ампулах під шаром гасу.

Хімічні властивості лужноземельних елементів.

Таблиця хімічних властивостей лужноземельних металів

Генетичний зв'язок лужноземельних металів та їх сполук передає схема:

Лужноземельний метал → МеО → Ме(ОН)2 → сіль

Оксиди та гідроксиди лужноземельних елементів мають чітко виражені основні властивості. На підтвердження цього проведемо демонстраційний дослід. До невеликої кількості порошку кальцій оксиду, насипаного в порцелянову чашку, добавимо води — спостерігаємо бурхливу взаємодію, що супроводжується спіненням вмісту чашки. Якщо до одержаного розчину добавити кілька крапель індикатору фенолфталеїну, то він набуде малинового кольору, що свідчить про наявність лугу:

СаО + Н20 = Са(ОН)2 - (ця реакція має назву «гасіння» негашеного вапна)

Оксиди Магнію та лужноземельних елементів

Добувають у техніці термічним розкладом відповідних природних карбонатів:

MgCO3 = MgO + CO2↑ CaCO3 = CaO + CO2↑

Всі оксиди – тугоплавкі речовини. Магній оксид з водою не реагує; оксиди лужноземельних елементів енергійно реагують із водою:

MgO + H2O ≠ BaO + H2O = Ba(OH)2 CaO + H2O = Ca(OH)2

(ця реакція має назву «гасіння» негашеного вапна)

Виявляють характерні властивості основних оксидів: реагують з кислотами та кислотними оксидами з утворенням солей.

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O CaО+H2S04 = CaS04+ Н20

CaO + SO3 = CaSO4

Гідроксиди Магнію та лужноземельних елементів

Магній гідроксид добувають із розчинних солей Магнію дією розчинів лугів:

MgSO4 + 2KOH = Mg(OH)2↓ + K2SO4

Гідроксиди лужноземельних металів добувають при взаємодії відповідних оксидів із водою:

SrO + H2O = Sr(OH)2

Mg(OH)2 – погано розчинний у воді, основа середньої сили. Кальцій гідроксид (гашене вапно) – малорозчинна у воді речовина. Насичений розчин Са(ОН)2 – називають вапняною водою. Sr(OH)2 та Ba(OH)2 – гідроксиди добре розчинні у воді. Гідроксиди Магнію та лужноземельних елементів розкладаються при нагріванні:

Ba(OH)2 = BaO + H2O Mg(OH)2 = MgO + H2O

Інша спільна властивість цих гідроксидів – взаємодія у розчинні з кислотами та кислотними оксидами з утворенням солей:

Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3↓ + H2O

Внаслідок осадження ВаСО3 розчин баритової води мутнішає; ця реакція використовується для виявлення вуглекислого газу.

Поширення в природі: Вміст Кальцію в земній корі — 4,1%, а Магнію — 1,87 % . Кальцій та Магній входять до складу осадових гірських порід, різних мінералів ( вапняк, мрамор, крейда - СаСО3 ; гіпс - СаSO4 • 2Н2O ; фосфорити й апатити -Са3(РO4)2 ; доломіт - СаСО3 • МgСО3, магнетит - МgСО3).

Застосування :Магній - для одержання легких сплавів (дюралюмінію). Додають його і до чугунку з метою покращення механічних властивостей чугуна.
Кальцій – використовують у металургії для очистки чугунка і сталі від оксидів.

Магній, як легкий та корозійностійкий метал, використовується в конструкційних сплавах у авіації та автомобілебудуванні. Біологічна роль магнію полягає в необхідності його для правильного функціонування м’язів і нервової системи. І середньому в дорослої людини його міститься всього 25г, більша частина якого сконцентрована в кістках. До організму Магній потрапляє із земним листям овочів, оскільки воно містить хлорофіл – комплексну сполуку, центральним атомом якої є Магній.

Кальцій – у виробництві скла, вапняних мінеральних добрив; для каустифікації соди; для виготовлення вапняних будівельних розчинів.

Біологічна роль Кальцію полягає в тому, що в організмі дорослої людини міститься близько 1 кг Кальцію. Приблизно 99% цієї кількості входить до складу кальцій фосфату, що знаходиться в кісткових та зубних тканинах. Без Кальцію неможливо згортання крові, скорочення м’язів і функціонування нервової системи. Засвоєнню цього елемента в організмі сприяє наявність вітаміну D, нестача якого у дитячому віці може викликати рахіт. Кальцій, як Натрій та Калій, також відіграє важливу роль у гомеостазі.

ІV. Узагальнення та систематизація знань.

1. Напишіть рівняння хімічних реакцій, щоб здійснити ланцюжок перетворень:

1) Ca → CaO → Ca(OH)2 → CaCO3 → CaHCO3
2) Mg → MgO → MgCl2 →MgSO4

Тве́рдість води́ — якщо вода містить значні кількості солей кальцію і магнію, то таку воду називають твердою, а коли цих солей зовсім немає, або вони містяться в незначних кількостях, то — м'якою.

Відрізняють тимчасову, або карбонатну, твердість води і сталу. Тимчасова твердість обумовлюється наявністю кислих карбонатів (гідрокарбонатів) кальцію і магнію: Ca(HCO₃)₂ і Mg(HCO₃)₂, а стала — наявністю сульфатів і хлоридів кальцію і магнію: CaSO₄, MgSO₄, CaCl₂ і MgCl₂. Загальна твердість води являє собою суму тимчасової і сталої твердості.

Тверда вода непридатна майже для всіх галузей виробництва. Так, наприклад, тверду воду не можна вживати для прання білизни, миття шерсті і фарбування тканин, бо в ній мило втрачає свою мийну здатність. Це пояснюється тим, що розчинний у воді стеарат натрію С₁₇Н₃₅СООNa, який становить головну складову частину мила, переходить у нерозчинний стеарат кальцію (або магнію), утворюючи так зване кальцієве (або магнієве) мило:

· 2С₁₇Н₃₅СООNa + CaSO₄ = Са(С₁₇Н₃₅СОО)₂ ↓ + Na₂SO₄

При цьому мильна піна утворюється тільки після повного осадження іонів кальцію і магнію, на що непродуктивно витрачається багато мила. Крім того, утворюваний осад кальцієвого і магнієвого мила міцно осідає на волокнах тканин і забруднює їх, а при фарбуванні утворює плями.

Тверда вода непридатна і для цілого ряду інших виробництв: паперового, шкіряного, крохмального, спиртового тощо. Вона непридатна і для паросилового господарства, бо при кип'ятінні води утворюється накип, який погано проводить тепло, внаслідок чого збільшується витрата палива. Накип викликає інтенсивне руйнування стінок котлів, що може призвести до аварії.

Для приготовлення їжі тверду воду теж не вживають, бо в ній погано розварюються м'ясо і овочі. Для пиття вона теж непридатна.

Читайте також:

1. Біологічна безпека харчової сировини і продуктів
2. Біологічна дія іонізуючих випромінювань
3. Біологічна дія іонізуючих випромінювань
4. Біологічна дія іонізуючих випромінювань. Ознаки радіаційного ураження
5. Біологічна дія іонізуючого випромінювання
6. БІОЛОГІЧНА ДІЯ МАГНІТНОГО ПОЛЯ
7. БІОЛОГІЧНА КОРОЗІЯ БУДІВЕЛЬНИХ МАТЕРІАЛІВ
8. Біологічна роль
9. Біологічна роль білків
10. Біологічна, соціальна та психологічна сутність здоров’я.
11. Досягнення мікробіології в боротьбі з інфекційними хвороба­ми. Мікробіологічна служба в Україні.

Переглядів: 5335