Лекции по неорганической химии. Курс лекций по дисциплине неорганическая химия

• Название: Курс лекций по дисциплине неорганическая химия
• Анкор: Лекции по неорганической химии.doc
• Дата: 21.03.2017
• Размер: 2.04 Mb.
• Имя файла: Лекции по неорганической химии.doc
• Тип: Курс лекций; #4057
• страница: 2 из 13

ЛЕКЦИЯ 1

Тема: s - Элементы I группы

1. Общая характеристика элементов I А группы. Особенности лития и его соединений.

В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп. Элементы I А группы – щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns¹, сильно удаленному от ядра, с низким потенциалом ионизации. Всегда проявляют степень окисления +1.



Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней.

В группах по мере увеличения числа энергетических уровнейатомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион , сопровождается уменьшением радиуса поскольку в катионе заряд ядра удерживает меньшее число электронов. Очевидно, с возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать.

Энергия ионизации – это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns¹, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками, увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается.

С ростом заряда ядра от Na к Fr усиливаются восстановительные свойства, это самые активные металлы. Их стандартные электродные потенциалы  отрицательные и имеют большое абсолютное значение. Наиболее отрицателен  лития равный -3,02 В по сравнению с ионами других щелочных металлов (ион Li⁺ имеет среди них наименьший радиус), хороший комплексообразователь. Энтальпия гидратации катионов лития велика (∆Н° _{гидрат.}= - 486,6 кДж/моль). Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li⁺ самый слабый окислитель.

С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО).

Все щелочные металлы образуют одинаковую кристаллическую структуру. У щелочных металлов тип металлической структуры – объемно - центрированная кубическая упаковка (ОЦКУ).


Координационное число равно 8.


От Li к Cs увеличиваются размеры атомов и межъядерные расстояния в кристаллических решетках. Так как химическая связь большей длины является менее прочной, то по мере роста межъядерного расстояния уменьшается прочность кристаллических решеток, поэтому снижаются температуры плавления и кипения. Щелочные металлы активно окисляются кислородом воздуха при обычной температуре, поэтому их хранят под слоем керосина или бензина.
4Э + О₂ = 2Э₂О

Взаимодействуют с другими окислителями (галогенами, серой, фосфором), образуя соединения LiCl, Li₂S, Li₃P, NaBr, Na₂S.

С азотом взаимодействует только литий при обычной температуре.

6Li + N ₂ = 2Li₃N

Нагревая щелочной литий в струе газообразного водорода получают гидрид.

2Li + Н₂ = 2LiH^-.

С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды.

4Li + O₂ → 2Li₂O – оксид лития

2Na + O₂ → Na₂O₂ – пероксид натрия

K + O₂ → KO₂ – надпероксид (супероксид калия)

Пероксиды содержат диамагнитный ион О₂^2-, надпероксиды– парамагнитный ион О₂^-.



Оксиды Na и K могут получиться при недостатке кислорода. Элементы могут образовывать озониды по реакции с озоном:

K + O₃ → KO₃

KOH + O₃ → KO₃ + O₂ + H₂O

Все озониды, пероксиды, надпероксиды сильные окислители и разлагаются водой.

KO₂ + H₂O → KOH + O₂ + H₂O₂

KO₂ + H₂O_{(теплая)} → KOH + O₂
КО₃ + H₂O → KOH + O₂

Причем разложение может идти как обменное взаимодействие.

Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂

Оксиды щелочных металлов Ме₂О – кристаллические термически устойчивые вещества, при взаимодействии с водой образуют щелочи.

Ме₂О + Н₂О = 2МеОH
Ме₂O + H₂O → 2MeOH лабораторные способы

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ получения щелочей
карбонатный способ получения щелочей:

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + 2NaOH
В промышленности NaOH получают электролизом раствора поваренной соли:

NaCl + H₂O ^{электролиз} → NaOH + Cl₂ + H₂

K ( - ) 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-

A ( + ) 2Cl- - 2e = Cl₂

Этим способом получают достаточно чистый NaOH.

Оксиды и гидроксиды

Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O Fr2O

растворимость

LiOH NaOH KOH RbOH CsOH FrOH

сила оснований

Гидроксиды щелочных металлов МеОН – твердые кристаллические вещества, легкоплавки, хорошо растворяются в воде с выделением тепла (кроме LiOH), полностью диссоциируют на ионы, сила оснований растет от Li к Fr.

ЭОH  Э⁺ + OH^-


Более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы.



Интенсивность взаимодействия с водой увеличивается в ряду Li - Cs, Rb и Cs реагируют с Н₂О со взрывом.
Свойства гидроксидов
Все растворимы в воде – щелочи.

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH




реакционная способность увеличивается

1. 
   реакция нейтрализации:
   

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

2. 
   c кислотными оксидами:
   

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

3. 
   с амфотерными оксидами:
   

2NaOH + BeO + H₂O → Na₂[Be(OH)₄]

4. 
   с неметаллами:
   

Сl₂ + KOH → KCl + KClO + H₂O

холодная

Сl₂ + KOH → KCl + KClO₃ + H₂O

горячая

3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

5. 
   с амфотерными металлами:
   

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

6. 
   с солями:
   

2AlCl₃ + 6NaOH_{(недост.)} → 2Al(OH)₃ + 6NaCl

AlCl₃ +4NaOH_{(избыт.)} → Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

7. 
   с амфотерными гидроксидами:
   

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и СО₂, т.е. содержат примесь Н₂О (в виде кристаллогидратов NaOHH₂O) и карбонатов.

Щелочи при плавлении разрушают стекло и фарфор



ΔG⁰₂₉₈= -100кДж
За счет этого щелочи нельзя долго хранить в посуде с пришлифованными пробками, они прилипают вследствие взаимодействия щелочи со стеклом.

Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, особенно опасно попадание частиц твердой щелочи в глаза (приводит к слепоте).

Не только с кислотами, но даже с водой большинство щелочных металлов реагируют со взрывов – отсюда шутливые плакаты с серьезным подтекстом в студенческих практикумах: «Не хотите быть уродом, не бросайте натрий в воду!»
Особенности лития и его соединений
Литий существенно отличается от остальных элементов IA группы. Особые свойства характерны для всех элементов II периода. В отличие от остальных ионов щелочных металлов, у которых по 8 электронов на предвнешнем уровне ион Li⁺ имеет только 2 электрона. У лития на кайносимметричной 2р-орбитали нет еще ни одного электрона.

Связь лития с другими элементами имеет менее ионный характер, что приближает его к магнию (диагональное сходство элементов в периодической системе). В периодической системе только у 2-го или даже 3-го элемента А групп полностью проявляются характерные свойства. Аномальное поведение Li заключается в том, что у Li самое отрицательное значение электродного потенциала и можно ожидать, что Li поэтому должен быть самым активным из всех металлов. Но это не так. По активности он близок к Mg, Ca.

Поэтому низкое значение электродного потенциала объясняется тем, что у Li самая высокая энергия гидратации из-за малого размера атома. Такая закономерность справедлива лишь для всех водных растворов. По химическим свойствам Li отличается от щелочных металлов, как и его соединения.

Подобно соединениям магния малорастворимы в воде LiF, Li₂CO₃, Li₃PO₄. LiOH менее других растворим в воде.

Li взаимодействует с азотом Li₃N,

6Li + N₂ → 2Li₃N^-3 (нитрид лития),

с кремнием − Li₄Si,

4Li + Si → Li₄Si (силицид лития)
с углеродом – Li₂С₂,

2Li + 2C = (ацетиленид лития)
с водородом − LiH,

2Li + H₂ → 2LiH (гидрид лития)
с кислородом − Li₂O

4Li + O₂ → 2Li₂O (оксид лития)
Гидроксиды МеОН, за исключением LiOH выдерживают нагревание до более 1000С, LiOH разлагается при температуре красного каления (550 – 600⁰С).

Кислородосодержащие соединения (LiOH, LiNO₃, Li₂CO₃) при нагревании разлагаются.





Li₂CO₃ Li₂O + CO₂↑

Малый радиус иона Li⁺ обусловливает возможность координации лигандов вокруг этого иона, образование большого числа двойных солей, различных сольватов, высокую растворимость ряда солей лития в органических растворителях (подобно магнию).



Аналогию в свойствах соединений лития и магния можно объяснить близостью величин их ионных радиусов

r (Li⁺) = 0,068 нм, r (Mg⁺²) = 0,074 нм.

Получение элементов IА группы
Получение Li:

1. 
   В промышленности – электролизом расплавов солей:
   

2LiCl2Li + Cl₂

расплав

K ( -) Li⁺ + 1e →Li⁰

A (+) 2Cl^- - 2e →Cl₂

Электролизом водных растворов щелочных металлов их получить нельзя.

2. 
   Остальные металлы получают в основном:
   

а) металлотермией из расплавов солей или оксидов;

LiCl + Na Li + NaCl

CsCl + Na Cs + NaCl

Na – получить трудно, т.к. t_пл Na и NaCl близки, и для понижения t_пл необходимы добавки.

Наиболее чистый Na, K получают

б) электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов.
расплав



Реже используется восстановление соединений щелочных металлов Al, Si или коксом; полученные при этом металлы не отличаются высокой чистотой из-за частичного образования алюминатов, карбидов, силицидов.









Возможность протекания этих реакций объясняется более высокой летучестью щелочных металлов по сравнению с Si, С, Al (t_{кипения}(Al) = 2467C, а t_{кипения} (Na) = 983C).
Получение соды по методу Сольве
Исходные вещества NH₃, CO₂, NaCl,

вначале получают CO₂

CaCO₃ CaO + CO₂

В теплый насыщенный раствор NaCl пропускают аммиак, а затем углекислый газ, вначале образуется NH₄HCO₃

1),

далее он вступает в обменную реакцию с NaCl

2) .

Из 4-х солей наименее растворим в воде NaHCO₃, который выпадает в осадок, затем при нагревании

3) .

2. Водород (Hydrogenium – воду рождающий)

Имеет 3 изотопа: протий , дейтерий или Д и тритий или Т, тритий образуется в атмосфере в результате ядерных реакций, вызванных действием космического излучения.

Свободного водорода на Земле почти нет, в атмосфере его содержание не превышает 510^-5%. Практически весь водород находится в связанном состоянии в составе многих минералов, углей, нефти, живых и растительных организмов, но самым распространенным его соединением является вода.

Водород – s-элемент, в различных вариантах периодической системы помещают его то в I A, вместе со щелочными металлами, то в VII A вместе с галогенами, а иногда рассматривают отдельно.

Со щелочными металлами он сходен в том, что образует положительный ион Н⁺ и играет роль восстановителя.

Но с галогенами у него больше сходства: в гидридах активных металлов (CaH₂, NaH), содержится ион Н^-, подобный ионам Г^- (NaCl, CaCl₂). Молекулы водорода и галогенов двухатомны (Н₂, Cl₂, Br₂). Для водорода, как и для фтора, хлора, характерны газообразное состояние и неметаллические свойства. Потенциалы ионизации водорода и галогенов близки. Атомы водорода легко замещаются атомами галогенов в органических соединениях. Поэтому вариант ПС, где Н возглавляет VII А группу более правилен.

Особенности водорода – единственный валентный электрон водорода находится непосредственно в зоне действия атомного ядра. Особенностями строения атома водорода обусловлено существование водородной связи.
Получение Н₂
В промышленности водород получают из воды и углеводородов. При этом восстановителем водорода при температуре (600-900С) являются атомы углерода

.

Конверсия метана с водяным паром:

.

При более высокой температуре (950-1100) можно получить разложением метана особо чистый водород и углерод.

В лаборатории:

1) при действии разбавленного раствора кислоты на активный металл (в аппарате Киппа):



или



2) щелочные металлы и щелочноземельные вытесняют водород из воды.



3) действием едких щелочей на металлы





или

4) разложением гидридов типичных металлов водой



5) электролизом воды (электролиз водных растворов щелочей).

2H₂O2H₂ + O₂
Физические свойства. В обычных условиях водород – это самый легкий газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде.

Атомарный водород гораздо активнее молекулярного, для которого нужны дополнительные затраты энергии на расcпаривание электронов.

По электроотрицательности занимает промежуточное положение между неметаллами и металлами. И в реакциях с неметаллами и кислородсодержащими веществами играет роль восстановителя.

Химические свойства Н₂

Водород легко соединяется с кислородом, горит на воздухе или в атмосфере чистого кислорода бледно-синим пламенем.

1)

Если состав смеси приближается к стехиометрическому

(2 объема Н₂ и 1 объем кислорода), то смесь называется “гремучим газом”, т.к. реакция имеет в этом случае взрывной характер.

Водородно-кислородное пламя, имеющее температуру 2500-2800С используют для плавления тугоплавких металлов и автогенной сварки.

2) (при температуре 450 – 500⁰С и повышенном давлении, в присутствии катализатора).

3) (при нагревании).

4) (при повышении температуры и давления, в присутствии катализатора).

5) (с очень активными металлами водород взаимодействует непосредственно как окислитель, превращаясь в ион Н^- (гидрид-ион).
3. Вода и ее свойства. Экологическое и биологическое значение Н₂О
Три изотопа водорода и три стабильных изотопа кислорода ¹⁶О, ¹⁷О, ¹⁸О в различных сочетаниях могут образовывать 18 изотопических разновидностей воды с молекулярными массами от 18 до 24 (Т₂¹⁸О). В тяжелой воде вещества растворяются хуже, растворы меньше проводят электрический ток. Она гигроскопична, жадно поглощает влагу из воздуха. Помещенные в нее без предварительной подготовки живые существа (рыбы, черви и т.п.) погибают, семена в ней не прорастают, микробы не живут. Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека. Согласно с современными представлениями происхождение жизни связано с водной средой. Во всяком живом организме в воде протекают химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма.

Ф
1045’
изические свойства. Чистая вода бесцветная, прозрачная жидкость, без запаха и вкуса. Плотность воды при переходе из твердого состояния в жидкое не уменьшается, как у всех других веществ, а возрастает и максимальной плотностью обладает вода при 4С, а при дальнейшем нагревании плотность ее уменьшается.

Вода обладает аномально большой теплоемкостью равной 4,18 , песок = 0,79, NaCl = 0,88 (Дж/(гК).

Поэтому это имеет большое значение для жизни. При переходе от лета к зиме, ото дня к ночи она остывает медленно и является регулятором температуры на земном шаре.

Она имеет самую высокую температуру кипения в ряду

Н₂О – Н₂S – H₂Se – H₂Te,

T_{кипения}, °С 100 -60 -41 -2
Если от H₂Te к Н₂S температура кипения закономерно уменьшается, то при переходе от Н₂S к Н₂О резко увеличивается. Это объясняется наличием водородной связи между молекулами воды, вследствие кулоновского взаимодействия положительно заряженного атома водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом кислорода другой



Такое взаимодействие затрудняет отрыв молекул друг от друга, т.е. уменьшает их летучесть, а, следовательно, повышает температуру кипения.

Молекула воды из-за sp³-гибридизации орбиталей атома кислорода имеет угловую конфигурацию, а атомы водорода, соединенные с сильно-электроотрицательным атомом кислорода, определяют ее способность к установлению четырех водородных связей с соседними молекулами.


О


1045’

Химические свойства Н₂О

Вода – очень активный реагент по следующим причинам:

а) за счет ориентационного взаимодействия с полярными молекулами других веществ;

б) установления водородных связей;

в) проявления донорных свойств со стороны атома кислорода по отношению к частицам – акцепторам электронных пар;

г) электролитической диссоциации при обычных условиях (ионы Н⁺ гидратируются, образуя ионы Н₃О⁺ ).

1. При температуре выше 1000С диссоциация водяного пара, но равновесие сдвинуто в сторону воды.

.

2. Оксиды металлов и неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты (гидрооксиды).





3. Некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты. При растворении веществ с ионной структурой молекулы растворителя удерживаются около иона силами электростатического притяжения, т.е. за счет ион -дипольного взаимодействия.

Например: кристаллогидрат сульфата натрия Na₂SO₄10H₂O (глауберова соль), Na₂CO₃10H₂O - кристаллическая сода.

Гидраты, образующиеся в результате донорно-акцепторного взаимодействия (где ионы растворенного вещества выступают обычно в качестве акцепторов, а молекулы растворителя в качестве доноров электронных пар) представляют собой частный случай комплексных соединений.

Аквакомплексы– лигaндами является вода, [Co(H₂O)₆]Cl₂, [Al(H₂O)₆]Cl₃, [Cr(H₂O)₆]Cl₃ и др. Некоторые аквакомлексы в кристаллическом состоянии удерживают кристаллизационную воду [Cu(H₂O)₄]SO₄H₂O – медный купорос.
4. Пероксид водорода. Окислительно - восстановительная двойственность Н₂О₂
1. Строение молекулы. Структурная формула Н - О – О - Н. Энергия связи О-О (210 кДж/моль) почти в 2 раза меньше энергии связи О-Н (468 кДж/моль). Из-за несимметричного распределения связей Н - О молекула Н₂О₂ сильно полярна. Между молекулами Н₂О₂ возникает довольно прочная водородная связь, поэтому в обычных условиях Н₂О₂ – сиропообразная светло-голубая жидкость с высокой температурой кипения равной 150С. Температура плавления 0,41С. Почти в 1.5 раза тяжелее воды, поверхностное натяжение (σ) больше, чем у Н₂О.

В молекуле Н₂О₂ связи между атомами кислорода и водорода полярны (вследствие смещения общих электронных пар к кислороду). В водных растворах – это слабая кислота, хоть и в незначительной степени распадается на ионы:

I ст. К₁ = 2,610^-12.

II ст. практически не протекает,

т.к. подавляется диссоциацией Н₂О, которая протекает в большей степени, чем Н₂О₂. Сместить диссоциацию по 2-й ступени можно введением щелочи.

2. С некоторыми основаниями Н₂О₂ взаимодействует непосредственно образуя соли, что подтверждает его кислотные свойства.

Ba(OH)₂ + H₂O₂ = BaO₂ + 2H₂O

соль

пероксида водорода

3. В отличие от воды пероксид водорода – непрочное соединение, разлагается даже при комнатной температуре (диспропорционирует на свету)

Н₂О₂^-1 + Н₂О₂^-1 = О₂⁰ + 2Н₂О^-2

Н₂О₂ = Н₂О+ О

Неустойчивость Н₂О₂ обусловлена непрочностью связи О - О.

Атомы кислорода в молекуле Н₂О₂ связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. Связи О - Н полярны. Поэтому молекула Н₂О₂ также полярна.

Пероксиды относят к классу солей. Как соли они могут вступать в реакцию обмена с кислотами:

ВаО₂ + Н₂SO₄ = BaSO₄ + H₂O₂

в отличие от оксидов

SnO₂ + 2H₂SO₄ = Sn(SO₄)₂ + 2H₂O

Этой реакцией пользуются для различия оксидов и пероксидов.
Н 0.95 А⁰ = 0,095нм

1,48 А⁰ = 0,148нм

120°

О О

95°


Н

Е_О-О = 210 кДж/моль Е_О-Н = 468 Дж/моль
Молекула нелинейна, две связи О - Н расположены не симметрично, а в 2-х плоскостях под углом 120. Поэтому полярность Н₂О₂ > Н₂О.
4. Окислительно-восстановительная двойственность Н₂О₂

Н₂О₂ + 2КI = I₂ + 2KOH

окислитель восстановитель

Н₂О₂ + Ag⁺₂O = 2Ag⁰ + O₂ + H₂O

восстановитель окислитель

H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → O₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

H₂O₂ + KI + H₂SO₄ → H₂O + I₂ + K₂SO₄

Na₂O₂ и K₂O₂ – используют для регенерации кислорода в подводных лодках и в изолирующих противогазах.

2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂↑

Наличие атомарного кислорода сообщает Н₂О₂ и Na₂O₂ сильные окислительные свойства. Na₂O₂ способен гидролизоваться с образованием H₂O₂ по реакции

Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂

В связи с этим они находят применение для отбеливания шерсти, шелка, мехов.

Аптечная перекись водорода – 3% водный раствор Н₂О₂, применяется как дезинфицирующее средство, (30% раствор называется пергидроль).
5. Биогенная роль элементов IА группы
Литий.

Недостаток лития в пищевом рационе способствует заболеваемости маниакально-депрессивными психозами, шизофренией и др. Для депрессивных больных характерен избыток, а для страдающих маниями – недостаток натрия в клетках. Роль же лития важна для выравнивания натрий -калиевого баланса в организмах больных.

Биологическая роль K и Na. Взаимосвязь ионов K и Na в биологических системах. Калий как необходимый элемент цитоплазмы, натрий как элемент межклеточных растворов

Содержание натрия в организме человека массой 70 кг составляет 60г. Из этого 44% натрия находится во внеклеточной жидкости и 9% - во внутриклеточной. Концентрация Na⁺ внутри клетки приблизительно в 15 раз меньше, чем во внеклеточной жидкости. Наоборот, концентрация К⁺ приблизительно в 35 раз выше внутри клетки, чем вне ее.

Остальное количество находится в костной ткани, являющейся местом депонирования иона Na⁺ в организме (около 40%). Натрий – основной внеклеточный ион, в организме находится в виде растворимых солее NaCl, Na₃PO₄, NaHCO₃, распределен в сыворотке крови, спинномозговой жидкости, по всему организму, глазной жидкости, пищеварительных соках, желчи, почках, легких, мозге. Натрий поддерживает постоянство осмотического давления и кислотно-основное равновесие (фосфатная буферная система Na₂HPO₄ + NaH₂PO₄).

Натрий содержится в поваренной соли, овощах. Натрий концентрируют в больших количествах водоросли, ламинарии, фукусы. Высокие содержания натрия способна переносить сахарная свекла.

. В поддержании кислотно - щелочного равновесия в организме важнейшая роль принадлежит натрию. Его главная обязанность поддерживать нормальное кровяное давление, защищать организм от потери жидкости, влиять на мышечную активность.

Радиоактивный ²⁴Na используется в качестве метки для определения скорости кровотока и для лечения некоторых форм лейкимии.

NaCl – основной источник соляной кислоты для желудочного сока. Непрерывное, избыточное появление NaCl в организме способствует развитию гипертонии. Около 90% потребляемого натрия выводится мочой, а остальные – с потом и калом.

Изотонический раствор NaCl (0,9%) для инъекций вводят подкожно, внутривенно при обезвоживании организма и при интоксикациях, а также применяют для промывания глаз, слизистой оболочки носа, а также для растворения лекарственных препаратов.

Гипертонические растворы NaCl (3-5-10%) применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран. Применение таких компрессов способствует, по законам осмоса, отделению гноя из ран и плазмолизу бактерий.

NaCl – используется для консервирования продукции сельского хозяйства (соления, квашения овощей).

NaOH – (каустическая сода) используется в мыловаренной, кожевенной, фармацевтической, текстильной промышленность и в сельском хозяйстве, 10%-ый раствор входит в состав силамина, применяемого в ортопедической практике для отливки огнеупорных моделей.

NaHCO₃ (питьевая, чайная сода) – применяют в виде полосканий, промываний при воспалительных заболеваниях глаз, слизистых оболочек верхних дыхательных путей. Действие основано на гидролизе, раствор имеет слабощелочную среду.

NaHCO₃ + H₂O ↔ NaOH + H₂CO₃.

При воздействии щелочей на микробные клетки происходит осаждение клеточных белков и вследствие этого гибель микроорганизмов. NaHCO₃ применяется в кондитерском деле, в медицине, в лабораторной практике.

NaHCO₃ – используют при повышенной кислотности (ацидоз), взаимодействует с кислыми продуктами, образуя натриевые соли органических кислот, которые выводятся с мочой, а СО₂ с выдыхаемым воздухом.

NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂

– нейтрализуется избыточная соляная кислота. Слишком большая доза NaHCO₃ приводит к алкалозу, что не менее вредно, чем ацидоз.

Na₂CO₃ – (кальцинированная сода).

Na₂CO₃ • 10H₂O – (кристаллическая сода), потребляется мыловаренной, стекольной, текстильной, бумажной, нефтяной промышленностью.

Na₂SO_{4 •} 10H₂O – глауберова соль (мирабилит) или слабительное. Эта соль медленно всасывается из кишечника, что приводит к повышению осмотического давления и накоплению воды в кишечнике, содержимое его разжижается, и каловые массы быстрее выводятся из организма.

Na₂B₄O₇ · 10H₂O - (бура) применяется наружно, как антисептическое средство для полосканий, спринцеваний, смазываний. Антисептическое действие аналогично NaHCO₃ и связано с гидролизом и с образованием противомикробного лекарственного средства борной кислоты.

Na₂B₄O₇ + 7H₂O ↔ 4H₃BO₃ + 2NaOH

NaNO₃ – натриевая (чилийская) селитра, азотное удобрение с нитратной формой азота.

Na₃[AlF₆] – криолит

Наибольшее практическое значение среди соединений натрия имеют: NaOH – каустическая сода, NaHCO₃ – питьевая сода, Na₂CO₃ - кальцинированная сода, Na₂CO₃10H₂O – кристаллическая сода.

Калий.

Содержание калия в организме 70 кг приблизительно 160г. Калий - основной внутриклеточный катион, распространен по всему организму: печень, почки, сердце, костная ткань, мышцы, кровь, мозг. Ионы К⁺ играют важную роль в физиологических процессах – сокращении мышц, функционировании сердца, проведении нервных импульсов. Калий антагонист натрия. Калий в отличие от натрия «работает» внутри клеток, где участвует в регулировании водного баланса. Необходим калий для нормальной работы сердечной мышцы.

Почти все соли калия хорошо растворимы в воде, но в отличие от солей натрия не содержат кристаллизационной воды. Вместе с азотом и фосфором, калий – один из основных элементов питания растений, при отсутствии его они погибают.

Забирают из почвы калий подсолнечник, лен, конопля и калий накапливается в их стеблях. Калий участвует в процессе фотосинтеза, приводит к снижению содержания сахаров в корнеплодах свеклы и крахмала в зерне, отмиранию листьев растений, снижению всхожести семян, восприимчивости к грибковым заболеваниям.

Na и К присутствуют в почвах в трех основных формах – необменной, обменной, водорастворимой. Основная масса щелочных металлов (более 99 %) в необменной форме. В обменной форме калия больше чем натрия, т.к. калий прочнее удерживается почвенными ионообменниками. Натрий входит в ППК только в солонцах и засоленных почвах. В почвенных растворах натрий преобладает над калием. Катионы Na⁺ слабо удерживаются почвенными массами, мигрируют на далекие расстояния. Накапливаются в океанах, морях, соленых озерах.

Соли натрия накапливаются в почвах засушливых районов, вызывая засоление. Засоленные почвы (солонцы, солончаки, солоди) содержат много Na₂CO₃, Na₂SO₄, NaCl. Для этих почв характерны щелочная среда, высокое осмотическое давление, так называемая физиологическая сухость. Это нарушает поступление воды в корни растений, вызывает их увядание и гибель. Эти почвы подвергают нейтрализации и рассолонцеванию. Для этого вносят гипс CaSO₄•2H₂O (гипсование).



Особенно велика биогенная роль калия. В культурных растениях большие содержания калия обнаружены в картофеле, свекле, табаке, изюме, черносливе, цветной капусте, редьке, абрикосах, подсолнечнике. В животных организмах калий имеется в печени, селезенке. Велико содержания калия в эритроцитах, крови животных. В организмах калий находится в виде минеральных солей органических кислот (щавелевой, лимонной, пировиноградной). Установлено, что соли калия не могут быть заменены в организме никакими другими солями.

При недостатке калия в почвах растения поражаются грибковыми и бактериальными болезнями, листья их бледнеют и отмирают.

При нарушении деятельности почек у животных калий накапливается в крови, что приводит к тяжелым расстройствам функций сердца, мышц, центральной нервной системы. Калий играет большую роль в обмене веществ и фотосинтезе. Ферсман сказал о значении калия для организмов «Калий – основа жизни растений».

KCl – концентрированное калийное удобрение, является сырьем для получения сильвинита (KCl NaCl).

KNO₃ – калийная селитра, сложное удобрение, содержит два элемента питания растений – калий и азот, используется в производстве тугоплавкого стекла и черного пороха.

KPO₃ – метафосфат, сложное удобрение содержит – два элемента калий и фосфор.

K₂SO₄ – самое дорогое из калийных удобрений, т.к. методы получения дороги.

K₂CO₃ (поташ) – зола, необходим в мыловарении, стекольном производстве, в фотографии, при крашении тканей.

K₂OAl₂O₃6H₂O – полевой шпат (ортоклаз).

ЛЕКЦИЯ 2