Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия» (для студентов инженерно технологического факультета)
|
|
Скачать 1.27 Mb.
|
|
МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ «ГРОДНЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» Кафедра химии Курс лекций по дисциплине «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ» (для студентов инженерно – технологического факультета)  Гродно 2012 УДК: 546 (076.5) ББК 24.1 Я 73 Р 13 Рецензенты: доктор биологических наук, профессор кафедры химии Учреждения образования «Гродненский государственный аграрный университет» З.В. Горбач, кандидат химических наук, доцент кафедры общей и неорганической химии Учреждения образования «Белорусский государственный технологический университет» Л.И.Хмылко. ^ Курс лекций по дисциплине «Неорганическая химия». Р 13 Р 13 Лекции по курсу «Неорганическая химия »для студентов инженерно – технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно: ГГАУ , 2012. – 146с. Учебно-методическое пособие включает лекции по отдельным темам курса «Неорганическая химия» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического факультета, для которых введен отдельный курс по химии элементов, а также может быть использовано студентами других факультетов. УДК: 546 (076.5) ББК 24.1 Я 73 Рекомендовано межфакультетской методической комиссией инженерно – технологического факультета 24 апреля 2009 г. (протокол №8). © УО «Гродненский государственный аграрный университет», 2012 © Апанович З.В., 2012 Содержание
ЛЕКЦИЯ 1 Тема: s - Элементы I группы ^ 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. ^ . 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. ^ 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 О22-, 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 + H2O2KO2 + 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 способы2Na + 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
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. ^ Все растворимы в воде – щелочи. LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH  реакционная способность увеличивается
NaOH + HCl → NaCl + H2O
NaOH + CO2 → NaHCO3 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
2NaOH + BeO + H2O → Na2[Be(OH)4]
Сl2 + KOH → KCl + KClO + H2O холодная Сl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O горячая 3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
2AlCl3 + 6NaOH(недост.) → 2Al(OH)3 + 6NaCl AlCl3 +4NaOH(избыт.) → Na[Al(OH)4] + 3NaCl
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4] Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и СО2, т.е. содержат примесь Н2О (в виде кристаллогидратов NaOHH2O) 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!» ^ 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 1000С, 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:
2LiCl  2Li + Cl2расплав K ( -) Li+ + 1e →Li0 A (+) 2Cl- - 2e →Cl2 Электролизом водных растворов щелочных металлов их получить нельзя.
а) металлотермией из расплавов солей или оксидов; LiCl + Na  Li + NaClCsCl + Na Cs + NaClNa – получить трудно, т.к. tпл Na и NaCl близки, и для понижения tпл 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 (tкипения(Al) = 2467C, а tкипения (Na) = 983C). ^ Исходные вещества NH3, CO2, NaCl, вначале получают CO2 CaCO3 CaO + CO2В 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)  .^ 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 510-5%. 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 (600-900С) 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). 2H2O 2H2 + O2^ 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. ^ 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 2500-2800С 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).^ 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.^ 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 4С, а при дальнейшем нагревании плотность ее уменьшается. Вода обладает аномально большой теплоемкостью равной 4,18 , песок = 0,79, NaCl = 0,88 (Дж/(гК). 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, Tкипения, °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  1045’ 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 1000С 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 Na2SO410H2O (глауберова соль), Na2CO310H2O - 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]SO4H2O – медный купорос. ^ . 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 150С. Температура плавления 0,41С. 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 = 2,610-12. 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 ^ 2О2-1 + 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 = 0,095нм1,48 А0 = 0,148нм 120° О О 95° Н ЕО-О = 210 кДж/моль ЕО-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. ^ 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). ^ 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. ^ 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. ^ 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. ^ 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. ^ – (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. ^ 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. ^ – 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. Na2SO4 • 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, Na2CO310H2O – 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». ^ 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. K2OAl2O36H2O – полевой шпат (ортоклаз). ЛЕКЦИЯ 2 |
Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Похожие:
База данных защищена авторским правом ©MedZnate 2000-2016
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям