Соли щелочных металлов и щелочноземельных металлов
Обновлено: 17.05.2024
По теме «Влияние неорганических токсинов на процессы метаболизма».
Подготовили студентки 2 куса,
факультета медико-профилактическое дело
Дорофеева Е. Т. (гр. 271) и Украинская Е. А. (гр. 271)
Преподаватель: Вольхина И. В.
Содержание
1. Средства, влияющие на процессы обмена веществ
2. Вещества, преимущественно влияющие на процессы тканевого обмена
3. Соли щелочных и щелочноземельных металлов
4. Препараты тяжелых металлов
5. Препараты мышьяка
Введение
В наше время, благодаря созданию множества числа препаратов, можно оказывать влияние почти на все функции организма.
Целью работы является раскрыть классификацию лекарственных препаратов и подробно остановиться на средствах, влияющих на процессы обмена веществ.
Обмен веществ представляет собой сложный процесс превращения химических элементов в организме, обеспечивающих его рост, развитие, деятельность и жизнь в целом. В живом организме постоянно расходуется энергия, причем не только во время физической и умственной работы, а даже при полном покое (сне).
Обмен веществ состоит из двух противоположных, одновременно протекающих процессов. Первый - анаболизм, или ассимиляция, объединяет все реакции, связанные с синтезом необходимых веществ, их усвоение и использование для роста, развития и жизнедеятельности организма. Второй - катаболизм, или диссимиляция, включает реакции, связанные с распадом веществ, их окислением и выведением из организма продуктов распада.
Обмен веществ представляет собой комплекс биохимических и энергетических процессов, обеспечивающих использование пищевых веществ для нужд организма и удовлетворения его потребностей в пластических и энергетических веществах. Белки, жиры, углеводы расщепляются в пищеварительном тракте на более простые низкомолекулярные вещества. Поступая в кровь и ткани, они подвергаются дальнейшим превращениям - аэробному окислению. В процессе этих превращений происходит использование продуктов окисления для синтеза аминокислот и других важных метаболитов. Таким образом, аэробное окисление сочетает в себе элементы распада и синтеза и является связующим звеном в обмене белков, жиров, углеводов и др. веществ.
Хотя обмен веществ происходит непрерывно, видимая неизменность нашего тела вводила в заблуждение не только неискушенных в науке людей, но и некоторых ученых. Полагали, будто в организме имеются два вида веществ, одни из которых идут на строительство тела, неподвижны, статичны, другие же, используемые в качестве источника энергии, быстро перерабатываются.
Таким образом, с обменом веществ неразрывно связан обмен энергией в организме. Живые организмы могут существовать только при условии непрерывного поступления энергии извне. И потому они постоянно нуждаются в энергии для выполнения различного рода работы - механической (передвижение тела. сердечная деятельность и т.д.); электрической (создание разности потенциалов в тканях и клетках); химической (синтез веществ) и т.д.
Средства, влияющие на процессы обмена веществ
Вещества, преимущественно влияющие на процессы тканевого обмена
Обмен веществ между тканями организма и внешней средой осуществляется через тканевую жидкость и кровь, т. е. через внутреннюю среду организма. Из этой среды клетки черпают необходимые для жизнедеятельности вещества и туда же выделяют продукты этой жизнедеятельности.
Для нормального существования организма очень важно иметь постоянство химического состава и физико-химических свойств внутренней среды. При недостатке или избытке какого-нибудь компонента в этой среде развиваются патологические изменения, которые можно нормализовать применением разных лекарственных средств.
Наиболее активные вещества, воздействующие на внутреннюю среду организма, можно разделить на эндогенные, образующиеся в организме, и экзогенные, поступающие в организм из внешней среды. К эндогенным веществам (факторам) внутренней среды относятся гормоны, ферменты, гистамин, глюкоза. К экзогенным факторам внутренней среды следует отнести витамины (хотя некоторые из них образуются в организме), микроэлементы (железо, медь), соли натрия, кальция, калия и магния. К экзогенным факторам относятся вещества, поддерживающие нормальный газовый и солевой состав, а также кислотно щелочное равновесие во внутренней среде организма. Содержание некоторых из них в организме очень мало, но тем не менее они крайне необходимы для нормальной жизнедеятельности организма.
Соли щелочных и щелочноземельных металлов
Для жизни организмов, помимо органических соединений, большое значение имеют неорганические соединения. Щелочные и щелочноземельные металлы являются нормальными составными частями внутренней среды организма. Их делят на соли натрия, кальция, калия и магния. С учетом наиболее главного действия и применения их принято делить на соли, имеющие большое физиологическое значение, рассматриваемые в данном разделе: слабительные соли натрия и магния (см. Слабительные средства) и мочегонные соли калия (см. Мочегонные средства)
Соли действуют в молекулярном виде и в диссоциированном состоянии при распаде на ионы. В молекулярном виде в зависимости от концентрации различают растворы изотонические (для натрия хлорида 0,9%-ные), гипертонические (для натрия хлорида более 0,9%-ных) и гипотонические (для натрия хлорида менее 0,85%-ных). Гипертонические растворы повышают осмотическое давление в крови, усиливают диурез, увеличивают физиологическую активность тканей и вызывают ряд рефлекторных реакций. Гипотонические растворы вызывают гемолиз эритроцитов и раздражают ткани.
Изотонические растворы, осмотическое давление которых равно осмотическому давлению жидкостей организма, чаще используются в качестве кровезамещающих жидкостей и растворителей лекарственных средств.
После всасывания соли распадаются на ионы и оказывают сложное биологическое действие. Они поддерживают постоянное осмотическое давление во внутренней среде, изменяют проницаемость мембран клеток для воды и составных частей протоплазмы, сохраняют кислотно-щелочное равновесие, сложно влияют на состояние возбудимости в клетках. Во внеклеточных жидкостях осмотическое давление создается главным образом за счет ионов натрия, а во внутриклеточных - за счет ионов калия.
Натрия хлорид (хлористый натрий) - Natrii chloridum. Белый кристаллический порошок, хорошо растворимый в воде (1:3). Встречается в морской (озерной) воде и в виде каменной соли в горах, откуда его и получают.
Действие.После внутреннего применения оживляет секрецию и моторику желудка и кишечника, усиливает секрецию глюнных желез и поджелудочной железы, способствует образованию соляной кислоты желудочного сока, повышает аппетит, действует противобродильно и улучшает пищеварение. Особенно необходим травоядным животным, растительный корм которых богат солями калия.
После внутривенного введения гипертонических растворов повышается осмотическое давление в крови, усиливается диурез и выведение из организма продуктов обмена и ядов, повышается секреция и моторика желудочнокишечного канала, усиливается работоспособность вегетативной иннервации, органов и тканей. После всасывания регулирует осмотические процессы и содержание жидкости в организме, оказывает кровоостанавливающее действие, а ионы натрия принимают участие в возбуждении и обмене веществ в мембране клеток.
Применяютдля возбуждения аппетита и улучшения пищеварения, при воспалении желудка и кишечника, гнилостных и бродильных процессах в пищеварительном канале, как необходимую составную часть корма.
Гипертонические растворы хлористого натрия (10- 20%-ные) назначают внутривенно при гипотонии и атонии преджелудков, засорении кишечника, переполнении и закупорке книжки, в качестве кровоостанавливающего средства при легочных, желудочно-кишечных и других кровотечениях. В акушерской практике используют для профилактики родильного пареза и задержания последа у коров (после растела дают солевой раствор внутрь), а для ускорения отделения задержавшегося последа делают промывание влагалища 5-10%-ным раствором. Назначают при лекарственных токсикозах.
Изотонический раствор вводят внутривенно и внутрибрюшинно при обильных поносах, интоксикациях, падении кровяного давления. Используют для промывания слизистых оболочек и как растворитель многих лекарственных веществ.
Среди свиней и птиц часты случаи отравления поваренной солью. В этом случае свежая вода способствует выведению соли, но обильное потребление большого количества воды при отравлении хлористым натрием может ускорить смертельный исход.
Кальция хлорид - Calcii chloridum.Бесцветные кристаллы, легко растворимые в воде (4:1). Гигроскопичен. Кальций, как и натрий, является необходимой составной частью органов и тканей. В костной ткани он содержится в неионизированном состоянии (до 99%), а в крови и в тканевой жидкости - в ионизированном виде.
Действие.Повышает тонус центральной нервной системы и симпатической иннервации, возбуждает работу сердца, уплотняет мембрану клеток, действует кровоостанавливающе, противоотечно и противовоспалительно. При недостатке кальция у молодых животных развивается рахит, а у взрослых - остеомаляция (размягчение костей), отмечаются слабость, поносы, нарушение аппетита, подергивание мышц.
Применяютчаще внутривенно (10%-ный раствор) как противоотечное, противовоспалительное и кровоостанавливающее средство при воспалении легких, печени, почек, отеке легких, гортани, при желудочно-кишечных, маточных и послеоперационных кровотечениях. Используют внутривенно в акушерской практике при метритах, эндометритах, задержании последа, родильном парезе у коров.
Кальция лактат - Calcii lactas.Белый порошок, медленно растворимый в воде (1:20)
Применяютвнутрь при рахите и остеомаляции у животных, лизухе у животных, литье яиц у кур, а также молодым животным для ускорения роста и повышения устойчивости организма. Назначают 2-3 раза в день.
Кальция карбонат осажденный (мел) - Calcii carbonas. Белый порошок или куски, нерастворимые в воде.
Действуетвяжуще, противокислотно, противовоспалительно и адсорбирующее.
Применяютвнутрь молодым животным для ускорения роста, при рахите, отравлении кислотами, вздутии желудка, при воспалении желудка и кишечника. В форме водной взвеси (10%-ной) используют для побелки животноводческих и складских помещений.
Кальция фосфат (фосфорнокислый кальций) - Calcii Phosphas.Мелкокристаллический порошок нерасворимый в воде.
Действие.Фосфор имеет большое значение в обмене веществ, участвует в образовании макроэргических соединений, при распаде которых образуется энергия, необходимая для работы органов.
Одновременное применение фосфора с кальцием усиливает положительное влияние на организм.
Применяютмолодым животным для ускорения роста и повышения их устойчивости, при рахите, хроническом нарушении пищеварения.
Соли щелочных и щелочноземельных
Соли щелочных и щелочноземельных металлов, образованные сильными кислотами (NaCl, Ca(NO 3 ) 2 и др.), не гидролизуются. Соли и другие соединения щелочных и щелочноземельных металлов изменяют окраску пламени
Жесткость воды
• Жесткость воды — это совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде катионов кальция Са 2+
и магния Mg 2+ .
Один из возможных их источников — горные поро ды (известняки, доломиты), которые растворяются в резуль тате
контакта с природной водой.
Анионами растворимых солей Са 2+ и Mg 2+ могут быть гидрокарбонат-ионы НСО 3– , сульфат-ионы SO 42– и режехлорид-ионы Сl – . Различают временную (карбонатную) же -
сткость воды, обусловленную наличием в воде гидрокарбонатов кальция Са(НСО 3 ) 2 и магния Mg(HCO 3 ) 2 , и постоянную жесткость воды, обусловленную наличием в воде сульфатов кальция и магния CaSO 4 , MgSO 4 , хлоридов кальция и магния СаСl 2 , MgCl 2 и других солей.
В жесткой воде плохо развариваются продукты питания,
так как катионы кальция Са 2+ с белками пищи образуют нерастворимые соединения. В такой воде плохо заварива ются
чай, кофе. Постоянное употребление жесткой воды может
привести к расслаблению желудка и отложению солей в организме человека. Употребление в пищу щавеля в районах с повышенным содержанием в воде ионов Са 2+ приводит к обра-
зованию в организме соли щавелевой кислоты — оксалата
кальция СаС 2 О 4 , который труднораство рим в воде. В результате этого образуются камни в почках (мочекаменная болезнь).
Временную (карбонатную) жесткость воды устраняют кипячением, так как при этом гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются, образуя карбонат кальция и гидроксид магния:
Са(НСО3)2 = CaCO3_ + Н2О + СО2
Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2_ + 2СО2
Постоянную жесткость воды кипячением устранить нельзя.
Для устранения общей жесткости воды добавляют смесь
гашеной извести Са(ОН) 2 и соды Na 2 CO 3 (известково-содовый способ). При этом временная жесткость воды уст раняется гашеной известью:
Са 2+ + 2НСО 3– + Са 2+ + 2ОН – = 2СаСО 3 _ + 2Н 2 О
Mg 2+ + 2НСО 3– + 2Са 2+ + 2OН – = Mg(OH) 2 _ + 2СаСО 3 _ + 2Н 2 О
а постоянная — содой:
СаСl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 _ + 2NaCl
Ca 2+ + CO 32– = CaCO 3 _
MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3_ + Na2SO4
Mg2+ + CO32– = MgCO3_
Применение
В медицинской практике широко используются соеди нения, образованные щелочными и щелочноземельными металлами. Некоторые из них:0,9 %-й раствор хлорида натрия NaCl — физиологиче ский раствор, применяемый при большой потере крови;
Na2SO4 · 10Н2О — глауберова соль — применяется как слабительное средство;
MgO — оксид магния — применяется в малых дозах как
нейтрализующее средство при отравлении кислотами; вхо дит
в состав зубных порошков;
3MgCO3 · Mg(OH)2 · 3H2O — гидроксид-карбонат магния — применяется в качестве присыпки;
MgSO4 · 7H2O — английская соль — применяется как слабительное средство;
CaSO4 · 2Н2О — гипс — используется для наложения повязок при переломах костей.
Катионы щелочных и щелочноземельных металлов необходимы и для нормальной жизнедеятельности растительных организмов. Например, хлорофилл содержит до
2 % магния, отсутствие катионов калия приводит к гибели растений.
Для восполнения калия в почве обычно применяют калийные удобрения. Источником их получения служат соединения калия, распространенные в природе: сильвинитNaCl · KCl, каинит MgSO4 · KCl · 3H2O, древесная и торфяная зола, содержащие поташ К2СО3.
Получение
Алюминий получают электролизом оксида алюминия
Al2O3 в расплаве криолита Na3[AlF6]. Процесс электролиза в конечном итоге сводится к разложению Аl2О3 электрическим
Химические свойства
Алюминий — сильный восстановитель, он находится в левой части электрохими ческого
ряда напряжений металлов. Алюминий реагирует со многими
простыми и сложными веществами.
I. Взаимодействие алюминия
с простыми веществами
1 . Алюминий легко соединяется с кислородом при комнатной температуре, при этом на поверхности алюминия образуется оксидная пленка (слой Аl2О3). Эта пленка очень
тонкая (~10–5 мм), но прочная. Она защищает алюминий
от дальнейшего окисления, поэтому называется защитной
Порошок алюминия сгорает в пламени горелки:
4Аl + 3О2 = 2Аl2О3
2. При взаимодействии с галогенами образуются галогениды:
2Аl + 3Сl2 = 2АlСl3
2Аl + 3Br2 = 2АlBr3
3. При взаимодействии с серой образуется сульфид:
4. При взаимодействии с азотом при высокой темпера туре
5. При очень высокой температуре алюминий взаимо дей ству ет с углеродом и образует карбид:
II. Взаимодействие алюминия
со сложными веществами
1. Если с поверхности алюминия удалить оксидную пленку,
то он активно взаимодействует с водой:
2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + 3H2
2. При высокой температуре алюминий реагирует с ок сидами металлов, при этом образуется свободный металл и
оксид алюминия. Взаимодействие алюминия при высокой
температуре с оксидами металлов называется алюминотер мией. Алюминотермию используют в металлургии для
по лучения металлов:
2AI + Fe2O3 = 2Fe + Аl2О3
3. Взаимодействие с разбавленными кислотами (НСl,H2SO4):
а) 2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + 3H2
б) 2AI + 3H2SO4 = AI2(SO4)3 + 3H2
4. Взаимодействие с концентрированной серной кисло той при нагревании:
8Аl + 15H3SO4 = 4Al2(SO4)3 + 3H2S _ + 12Н2О
На холоду алюминий не взаимодействует с концентрированной H2SO4, так как пассивируется ею.
5. С концентрированной азотной кислотой алюминий не
реагирует. Она пассивирует алюминий. Поэтому концент рированную азотную кислоту хранят в алюминиевых емко стях. С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием оксида азота (II):
Аl + 4HNO3 = Al(NO3)3 + NO + 2Н2О
6. Взаимодействие алюминия со щелочами. Алюминий, как и другие металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды, взаимодействует с растворами щелочей.
Рассмотрим механизм этого взаимодействия. Алюминий
при обычных условиях, как уже было отмечено, покрыт защитной пленкой оксида Аl2О3. При погружении алюми ния
в раствор щелочи эта пленка растворяется:
Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О
Освобожденный от защитной пленки алюминий, буду чи активным металлом
с водой подобно щелочным и щелочноземельным метал-
2Al + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + 3H2
Образовавшийся гидроксид алюминия, являясь амфотерным гидроксидом, взаимодействует со щелочью:
Аl(ОН)3 + NaOH = NaAIO2 + 2Н2О
Соединения алюминия
Оксид алюминия Аl2О3 — белое твердое вещество, не ра створяется в воде, температура плавления 2050 °С. Оксид алю-
миния проявляет амфотерные свойства и взаимодей ствует
с кислотами и с основаниями:
Аl2О3 + 6НСl = 2АlСl3 + 3H2О
Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlО2 + Н2О
Гидроксид алюминия Аl(ОН)3 — белое твердое вещество,
не растворяется в воде, обладает амфотерными свойствами.
Гидроксид алюминия реагирует с кислотами и основания ми,
т. е. Аl(ОН)3 в зависимости от условий проявляет сла бые основные или слабые кислотные свойства.
1. Взаимодействие гидроксида алюминия с кислотами:
Аl(ОН)3 + 3HСl = АlСl3 + 3H2О
2. Взаимодействие Аl(ОН)3 со щелочами:
AI(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Аl(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
3. Термическое разложение гидроксида алюминия.
При высокой температуре Аl(ОН)3 разлагается на оксид алюминия и воду:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
Нахождение в природе
Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах. Наиболее важные природные соединения:
Fe2O3 · 3H2О — бурый железняк,
Fe2O3 — красный железняк,
Fe3O4(FeO · Fe2O3) — магнитный железняк,
FeS2 — железный колчедан (пирит).
Соединения железа входят в состав живых организмов.
В промышленности железо получают восстановлением
его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:
3Fe2O3 + СО = 2Fe3O4 + СО2
Fe3O4 + СО =3FеО + СО2
FeO + СО = Fe + СО2
В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми
активными окислителями (галогенами, кислородом, серой),
но при нагревании становится активным и реагирует с ними:
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3 Хлорид железа (III)
3Fe + 2О2 = Fe3O4(FeO · Fe2O3) Оксид железа (II, III)
Fe + S = FeS Сульфид железа (II)
При очень высокой температуре железо реагирует с уг леродом, кремнием и фосфором:
3Fe + С = Fe3C Карбид железа (цементит)
3Fе + Si = Fe3Si Силицид железа
3Fe + 2Р = Fe3P2 Фосфид железа (II)
Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корро дирует):
4Fe + 3О2 + 6Н2О = 4Fe(OH)3
Железо находится в середине электрохимического ряда
напряжений металлов, поэтому является металлом средней
активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алю ми-
ния. Только при высокой температуре раскаленное же лезо
реагирует с водой:
3Fе + 4Н2О = Fe3O4 + 4H2
Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из них водород:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
При обычной температуре железо не взаимодействет
с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H2SO4 окис ляет
железо до сульфата железа (III):
2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2
Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.
Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые
расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Соединения железа (II)
Оксид железа (II) FeO — черное кристаллическое веще -
ство, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксида железа (II, III) оксидом углерода (II):
Fe3O4 + СО = 3FеО + СО2
Оксид железа (II) — основный оксид, легко реагирует
с кислотами, при этом образуются соли железа (II):
FeO + 2НСl = FeCl2 + Н2О
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 — порошок белого цвета,
не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при
взаимодействии их со щелочами:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2_ + Na2SO4
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет свойства осно вания, легко реагирует с кислотами:
Fe(OH)2 + 2НСl = FeCl2 + 2Н2О
При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:
Fe(OH)2 = FeO + Н2О
Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так
Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску — буреет. Измене ние
окраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кисло-родом воздуха:
4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3
Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислой среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает
перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 =
= 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Качественная реакция* на катион железа (II)
* Качественные реакции — это реакции, которые используются для
идентификации (распознавания) различных веществ
Реактивом для обнаружения катиона железа Fe2+ явля ется гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]:
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4
При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]3– с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок — турнбулева синь:
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– = Fe3[Fe(CN)6]2
Соединения железа (III)
Оксид железа (III) Fe2O3 — порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:
а) разложением гидроксида железа (III):
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;
б) окислением пирита (FeS2):
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:
а) взаимодействует с кислотами:
Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2О
б) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и КОН
и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:
Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + Н2О
Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2
Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3_ + 3NaCl
Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавлен ными кислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:
Fe(OH)3 + 3HСl _FeCl3 + 3H2О
2Fe(OH)3 + 3H2SO4_Fe2(SO4)3 + 6Н2О
Реакции с концентрированными растворами щелочей
протекают лишь при длительном нагревании. При этом полу-чаются устойчивые гидроксокомплексы с координационным
Fe(OH)3 + NaOH = Na[Fe(OH)4]
Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]
Соединения со степенью окисления железа +3 проявля ют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:
Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид ка лия до свободного йода:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2
Качественные реакции на катион железа (III)
а) Реактивом для обнаружения катиона Fe3+ является гексациано(II)феррат калия (желтая кровяная соль) K4[Fe(CN)6].
При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]4– с ионами Fe3+ образуется темно-синий осадок — берлинская лазурь:
4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3_ + 12КСl
б) Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощью рода нида аммония (NH4CNS). В результате взаимодействия
ионов CNS– с катионами железа (III) Fe3+ образуется ма лодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво красно го цвета:
FeCl3 + 3NH4CNS _Fe(CNS)3 + 3NH4Cl
В природе хром встречается только в виде соединений.
Одним из важнейших прородных соединений хрома явля ется
хромистый железняк (FeO · Cr2О3).
Металлический хром получают восстановлением окси да
хрома (III) алюминием при нагревании (алюминотермия):
Cr2О3 + 2Аl = 2Cr + Аl2О3
Металлический хром можно также получить электролизом водных растворов его солей.
Хром при обычных условиях неактивный металл. Это
объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной
пленкой (Cr2О3), как у алюминия. При нагревании оксид ная
пленка хрома разрушается, и хром реагирует с просты ми и сложными веществами.
Взаимодействие хрома с простыми веществами
Хром взаимодействует со многими неметаллами: кисло родом, галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием при высокой температуре.
Взаимодействие хрома со сложными веществами
1. При очень высокой температуре хром реагирует с во дой:
2Cr + 3H2О = Cr2О3 + 3H2
2. Хром реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами:
Cr + H2SO4 = CrSO4 + Н2
Cr + 2НСl = CrСl2 + Н2
С концентрированными серной, азотной кислотами и «царской водкой» (смесь концентрированных растворов НСl
и HNO3 в соотношении 3:1) хром при низкой темпе ратуре не реагирует, потому что эти кислоты пассивируют хром.
Хром применяют в металлургии для получения специальных сортов стали, которые имеют большую твердость и устойчивость к коррозии. Хромом покрывают другие метал лы
с целью предохранения их от коррозии.
Оксиды и гидроксиды хрома
Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3, CrО3.
Оксид хрома (II) — CrО — это типичный основный оксид, ему соответствует гидроксид хрома (II) — Cr(ОН)2 — основание. СrO и Cr(ОН)2 не растворяются в воде, но ра створяются в кислотах:
CrО + 2НСl = CrCl2 + Н2О
Cr(ОН)2 + 2НСl = CrСl2 + 2Н2О
Оксид хрома (III) — Cr2O3 — тугоплавкий порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Получают оксид хрома (III)
разложением дихромата аммония:
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2+ 4Н2О
В промышленности оксид хрома (III) получают восстановлением дихромата калия коксом или серой:
2К2Cr2О7 + 3С = 2Cr2О3 + 2К2СО3 + СО2
K2Cr2O7 + S = Cr2О3 + K2SO4
Оксид хрома (III) — Cr2O3 — амфотерный оксид. При
обычных условиях он плохо растворяется в кислотах и ще лочах. Однако при сплавлении его со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются метахромиты:
Cr2О3 + 2КОН = 2КСrO2 + Н2О
Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CО2
Оксид хрома (III) с кислотами образует соли хрома (III):
Cr2О3 + 6НСl = 2CrСl3 + 3H2О
Гидроксид хрома (III) — Cr(ОН)3 — является амфотерным гидроксидом, он осаждается при действии щелочей на
CrСl3 + 3NaOH = Cr(OH)3_ + 3NaCl
Серо-зеленый осадок Cr(ОН)3 растворим в кислотах:
Cr(ОН)3 + 3HСl = CrСl3 + 3H2О
и в избытке щелочей:
Cr(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Оксид хрома (VI) — CrО3 — кристаллическое вещество
красного цвета, имеет кислотный характер. При растворении оксида хрома (VI) в воде образуются хромовые кислоты:
СrO3 + Н2О = Н2CrО4 Хромовая кислота
2CrО3 + Н2О = Н2Cr2О7 Дихромовая кислота
Как кислотный оксид CrО3 взаимодействует с основа ниями:
CrО3 + 2КОН = К2СrO4 + Н2О
Хромовая и дихромовая кислоты существуют только
в водных растворах, но образуют устойчивые соли, соответ ственно хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы
имеют желтую окраску, а дихроматы — оранжевую.
среде хроматы переходят в дихроматы, желтая ок раска переходит в оранжевую:
2К2СrO4 + H2SO4_K2Cr2O7 + K2SO4 + Н2О
В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы, оранжевая окраска сменяется желтой:
К2Cr2О7 + 2КОН _2К2CrO4 + Н2О
© 2014-2022 — Студопедия.Нет — Информационный студенческий ресурс. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав (0.058)
Металлов
Общая характеристика солей щелочных и щелочноземельных металлов.
Субботин В.М., Субботина С.Г., Александров И.Д. Современные лекарственные средства в ветеринарии. / Серия “Ветеринария и животноводство”, Ростов-на-Дону: “Феникс” , 2000. - 592 с.
Фармакология / В.Д. Соколов, М.И. Рабинович, Г.И. Горшков и др. Под. ред. В.Д. Соколова. - М. : Колос, 1997. - 543 с.
И.Е. Мозгов. Фармакология. - М. : Агропромиздат, 1985. - 445 с.
Д.К. Червяков, П.Д. Евдокимов, А.С. Вишкер. Лекарственные средства в ветеринарии. - М. : Колос, 1977. - 496 с.
М.И. Рабинович. Практикум по ветеринарной фармакологии и рецептуре. - М. : Агропромиздат, 1988. - 239 с.
5. М.Д. Машковский. Лекарственные средства. - Москва: “Новая Волна” , 2000 том 1 - 530 с., том 2 - 608 с.
6. Д.А. Харкевич. Фармакология. - М. : Медицина, 2004. - 735 с.
7. В.Н. Жуленко, О.И. Волкова, Б.В. Уша и др. Общая и клиническая ветеринарная рецептура. - М. : Колос, 1998. - 551 с.
8. И.Ф. Кленова, Н.А. Еременко. Ветеринарные препараты в России. Справочник. - Сельхозиздат, 2000. - 543 с.
9. Учебно-методическое пособие для самостоятельной работы студентиов по общей и частной фармакологии / Толкач Н.Г., Арестов И.Г. Голубицкая А.В., Жолнерович З.М. и др. - Витебск, 2000. -37 с.
Современные фармакологические средства и способы их применения: учебно-методическое пособие по частной фармакологии. /Толкач Н.Г., Арестов И.Г., Голубицкая А.В. и др. - Витебск 2001 г.- 64 с.
11. М.Д. Машковский. Лекарственные средства. М.: «Новая волна», 2005 – 1015 с.
12. Лекарственные средства в ветеринарии. Справочник. Ятусевич А.И., Толкач Н.Г., Ятусевич И.А. и др. Минск, 2006. –
В жизнедеятельности организмов, помимо органических соединений, имеют большое значение неорганические, в т. ч. соли щелочных и щелочноземельных металлов. Соли - это соединения получаемые при замещении ионов водорода в кислотах на ионы металлов или при замещении гидроксильных ионов гидроокисных металлов на ионы кислот. Различают соли средние (нейтральные) - NaCl, кислые NaHCO3 и основные BiNO(OH)2. Эти соли действую в молекулярном виде и в диссоциированном состоянии.
В растворах они диссоциируют на ионы и т. обр. проявляют разностороннее биологическое действие, но строго специфичное для каждой соли.
Соли изменяют состояние протоплазмы клеток, их проницаемость для воды и составных частей протоплазмы, понижают или повышают напряжение тканей, сохраняют кислотно-основное равновесие и активность биологических жидкостей организма. В зависимости от содержания ионов в клетках и тканях изменяется характер течения процессов обмена и возбуждения в организме. Присутствие солей натрия, калия, кальция и магния является обязательным для живых клеток. Они способствуют сохранению здоровья, обеспечивают прочность костей, имеют большое значение в обмене веществ, выполняют важные функции в химических, а также и в ферментативных реакциях организма.
Соли в недиссоциированном состоянии влияют главным образом на осмотическое напряжение тканей. Местно это действие бывает разным в зависимости от концентрации соли в растворе. Изотонические растворы в связи с одинаковым осмотическим напряжением с тканями не влияют на последние. Гипертонические растворы солей повышают осмотическое давление в крови и межтканевых жидкостях, в связи с чем увеличивают проницаемость веществ в окружающие ткани, последние теряют воду и воспринимают соли, уменьшаются в объеме, в них увеличивается концентрация веществ и усиливается физиологическая активность. После в/в введения такие растворы увеличивают лимфообразование, усиливают функцию пищеварительных желез, повышают кровяное давление, сердечную деятельность, усиливают дыхание.
Под влиянием гипертонических растворов развивается целый ряд рефлексов как по месту применения, так и во всем организме. Гипертонические растворы трудновсасываемых солей действуют слабительно и мочегонно.
Под влиянием гипотонических растворов солей развивается действие , противоположное применению гипертонических растворов. Такие растворы после внутривенного введения вызывают гемолиз эритроцитов, а после подкожного введения раздражают ткани. В практике гипотонические растворы применяют редко.
С учетом главного действия и применения соли щелочных и щелочноземельных металлов можно подразделить на три группы:
Щелочные и щелочноземельные металлы
Наиболее активными среди металлической группы являются щелочные и щелочноземельные металлы. Это мягкие лёгкие металлы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами.
Общее описание
Активные металлы занимают первую и вторую группы периодической таблицы Менделеева. Полный список щелочных и щелочноземельных металлов:
Электронная конфигурация щелочных металлов – ns 1 , щелочноземельных металлов – ns 2 .
Соответственно, постоянная валентность щелочных металлов – I, щелочноземельных – II. За счёт небольшого количества валентных электронов на внешнем энергетическом уровне активные металлы проявляют мощные свойства восстановителя, отдавая внешние электроны в реакциях. Чем больше энергетических уровней, тем меньше связь с внешних электронов с ядром атома. Поэтому металлические свойства возрастают в группах сверху вниз.
Из-за активности металлы I и II групп находятся в природе только в составе горных пород. Чистые металлы выделяют с помощью электролиза, прокаливания, реакции замещения.
Физические свойства
Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет с металлическим блеском. Цезий – серебристо-жёлтый металл. Это наиболее активные и мягкие металлы. Натрий, калий, рубидий, цезий режутся ножом. По мягкости напоминают воск.
Рис. 2. Разрезание натрия ножом.
Щелочноземельные металлы имеют серый цвет. По сравнению со щелочными металлами являются более твёрдыми, плотными веществами. Ножом можно разрезать только стронций. Самый плотный металл – радий (5,5 г/см 3 ).
Наиболее лёгкими металлами являются литий, натрий и калий. Они плавают на поверхности воды.
Химические свойства
Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с простыми веществами и сложными соединениями, образуя соли, оксиды, щёлочи. Основные свойства активных металлов описаны в таблице.
Взаимодействие
Щелочные металлы
Щелочноземельные металлы
Самовоспламеняются на воздухе. Образуют надпероксиды (RO2), кроме лития и натрия. Литий образует оксид при нагревании выше 200°C. Натрий образует смесь пероксида и оксида.
На воздухе быстро образуются защитные оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются.
Реагируют при нагревании с серой, водородом, фосфором:
С азотом реагирует только литий, с углеродом – литий и натрий:
Реагируют при нагревании:
Бурно реагируют с образованием галогенидов:
Образуются щёлочи. Чем ниже металл расположен в группе, тем более активно протекает реакция. Литий взаимодействует спокойно, натрий горит жёлтым пламенем, калий – со вспышкой, цезий и рубидий взрываются.
Менее активно, чем щелочные металлы, реагируют при комнатной температуре:
Со слабыми и разбавленными кислотами реагируют с взрывом. С органическими кислотами образуют соли.
Из всех металлов реагирует только бериллий:
Вступают в реакцию все металлы, кроме бериллия. Замещают менее активные металлы:
2Mg + ZrO2 → Zr + 2MgO
Рис. 3. Реакция калия с водой.
Щелочные и щелочноземельные металлы можно обнаружить с помощью качественной реакции. При горении металлы окрашиваются в определённый цвет. Например, натрий горит жёлтым пламенем, калий – фиолетовым, барий – светло-зелёным, кальций – тёмно-оранжевым.
Что мы узнали?
Щелочные и щелочноземельные – наиболее активные металлы. Это мягкие простые вещества серого или серебристого цвета с небольшой плотностью. Литий, натрий, калий плавают на поверхности воды. Щелочноземельные металлы более твёрдые и плотные, чем щелочные. На воздухе быстро окисляются. Щелочные металлы образуют надпероксиды и пероксиды, оксид образует только литий. Бурно реагируют с водой при комнатной температуре. С неметаллами реагируют при нагревании. Щелочноземельные металлы вступают в реакцию с оксидами, вытесняя менее активные металлы. Со щелочами реагирует только бериллий .
Читайте также: