Как называются металлы первой группы главной подгруппы

Металлы.
Щелочные металлы

            Металлы
составляют большинство химических элементов: 95 из 118 известных на сегодняшний
день. В таблице Менделеева металлы от неметаллов отделены жирной ступенчатой
лестницей. Элементы, находящиеся на границы с этой лестницей (кремний,
германий, мышьяк, сурьма, теллур), могут проявлять как металлические, так и неметаллические
свойства. Эти элементы называются полуметаллами.

Тип связи

Главная отличительная особенность атомов металлов
связана с их электронным строением. Как уже отмечалось, атомы металлов
сравнительно легко отдают электроны, которые в металлическом кристалле
переходят в общее пользование. При этом атомы металлов превращаются в катионы,
которые удерживаются вместе за счет притяжения к электронам, перемещающимся по
всему объему кристалла металла.

Металлы
I А группы (Щелочные металлы)

            Металлы
этой группы на внешнем электронном слое имеют всего 1 электрон. Именно это
обуславливает их высокую химическую активность. Металлы чаще всего проявляют
восстановительные свойства, то есть отдают электроны, приобретая тем самым
положительный заряд.

Me0 –
ne-
→Men+

Литий		Серебристо-белый металл. Из всех щелочных металлов литий характеризуется самыми высокими температурами плавления и кипения. Относительно устойчив на воздухе. При горении солей лития пламя окрашивается в красный цвет.
Натрий		Серебристо-белый металл, мягкий, легко режется ножом. Хорошо проводит ток и тепло. Под давлением становится прозрачным и красным. При горении солей натрия пламя окрашивается в ярко-желтый цвет.
Калий		Мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета. В природе калий встречается только в соединениях с другими элементами, например, в морской воде, а также во многих минералах. Очень лёгок и легкоплавок. При горении солей калия пламя приобретает фиолетово-розовый оттенок.
Рубидий		Рубидий образует серебристо-белые мягкие кристаллы. крайне неустойчив на воздухе (реагирует с воздухом в присутствии следов воды с воспламенением).  При горении солей рубидия пламя приобретает бело-розовый окрас.
Цезий		мягкий металл, при комнатной температуре находится в полужидком состоянии.  Металлический цезий представляет собой вещество золотисто-белого цвета, по внешнему виду похожее на золото, но светлее. Пары цезия окрашены в зеленовато-синий цвет. При горении солей цезия пламя окрашивается в сине-фиолетовый цвет.
Франций		Франций похож по свойствам на цезий, один из редчайших элементов. Общее содержание франция в земной коре оценивается в 340 граммов.

• Химические
  свойства
• Взаимодействие
  с неметаллами
• Щелочные металлы легко реагируют с кислородом:
• 4Li + O2 = 2Li2O,
• С
  галогенами все щелочные металлы образуют галогениды:
• 2Na + Cl2 = 2NaCl.
• Взаимодействие
  с водородом, серой, фосфором, углеродом, кремнием протекает при нагревании:
• с водородом образуются гидриды:
• 2Na
  + H2 = 2NaH,
• с серой – сульфиды:
• 2K
  + S = K2S,
• с фосфором – фосфиды:
• 3K
  + P = K3P,
• с кремнием – силициды:
• 4Cs
  + Si = Cs4Si,
• с углеродом карбиды образуют литий и натрий:
• 2Li
  + 2C = Li2C2,
• калий,
  рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с
  графитом.
• С
  азотом
  легко реагирует только литий, реакция протекает при комнатной температуре с
  образованием нитрида лития:
• 6Li + N2 = 2Li3N.
• Взаимодействие
  с водой 
• Все щелочные металлы реагируют с водой, литий
  реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а
  калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:
• 2Mе + 2H2O = 2MOH + H2.
• Взаимодействие
  с кислотами
• Щелочные металлы способны реагировать с разбавленными
  кислотами с выделением водорода, однако реакция будет протекать неоднозначно,
  поскольку металл будет реагировать и с водой, а затем образующаяся щелочь будет
  нейтрализоваться кислотой.
• При взаимодействии с кислотами-окислителями, например,
  азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции
  также неоднозначно.
• Взаимодействие
  щелочных металлов с кислотами практически всегда сопровождается взрывом, и
  такие реакции на практике не проводятся.
• План
  для ответа!

1.      Металлы в
периодической системе, тип связи в металлах.

2.      Общая
характеристика щелочных металлов. Физические свойства.

3.      Химические
свойства щелочных металлов.

**Na__+O2___->А___+H2O—>B__+C__>Na2SO4

**Какой объём займёт водород, выделившейся при
растворении в 0,5 л воды 69 г натрия? Какова массовая доля щёлочи в полученном
растворе?

Атомы элементов 1(Ia) группы

Электронные формулы инертных газов:

• He — 1s2;
• Ne — 1s22s22p6;
• Ar — 1s22s22p63s23p6;
• Kr — [Ar]3d104s24p6;
• Xe — [Kr]4d105s25p6;
• Rn — [Xe]4f145d106s26p6.

Соединения щелочных металлов:

В 1 группу(Ia группу по старой классификации) периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева входят 6 металлов: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций (см. таблицу выше). Эти металлы принято называть щелочными, поскольку при взаимодействии с водой эти металлы (и их оксиды) образуют щелочи.

Самым распространенным из щелочных металлов в земной коре является натрий (2,3% по массе), далее идут калий (2,1%), рубидий (0,009%), литий (0,002%), цезий (0,0003%). Щелочные металлы по причине их высокой активности в природе в свободном виде не встречаются.

Природные соединения и минералы, богатые натрием и калием:

• NaCl — галит;
• KCl — сильвит;
• KCl·NaCl — сильвинит;
• K[AlSiO3O8] — ортоклаз.

Все атомы элементов 1(Ia) группы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному валентному s-электрону (см. Электронная конфигурация атомов), с которым в химических соединениях достаточно легко «расстаются» с целью завершения внешнего энергетического уровня, который становится в таком случае устойчивым, по аналогии с завершенным энергетическим уровнем инертных газов.

Таким образом, отдавая «ненужный» электрон щелочные металлы в химических соединениях проявляют степень окисления +1.

Нетрудно заметить, что с ростом порядкового номера щелочного металла увеличивается не только общее кол-во электронов (энергетических уровней), но также и радиус атома, что в свою очередь, обуславливает уменьшение энергии ионизации (соответственно усиление металлических свойств элемента) в направлении от лития к францию (по мере увеличения радиуса атома щелочного элемента) — франций со своим s-электроном расстается гораздо легче, чем литий. Говоря другими словами, с ростом радиуса атома (номера элемента) возрастает реакционная (восстановительная) способность щелочного металла.

Физические свойства щелочных металлов

Многие физические свойства щелочных металлов обусловлены металлическими связями, возникающими между атомами этих металлов по причине их низкой энергии ионизации:

• щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет;
• низкую плотность;
• низкую температуру плавления (температуры плавления уменьшаются в подгруппе сверху-вниз);
• обладают высокой пластичностью;
• высокой электро- и теплопроводностью.

Химические свойства щелочных металлов

Как уже было сказано выше, щелочные металлы очень легко вступают в химические реакции с другими элементами, отдавая при этом «ненужный» валентный электрон (см. Валентность) и превращаясь в положительно заряженный ион (катион).

Щелочные металлы легко реагируют со многими простыми веществами:

• с кислородом щелочные металлы образуют оксиды (Li), пероксиды (Na), суперпероксиды: 4Li + O2 = 2Li2O; 2Na + O2 = Na2O2; K + O2 = KO2;
• с серой образуют сульфиды:2Na+S = Na2S
• с водородом образуют гидриды:2Na+H2 = 2NaH
• взаимодействуют с галогенами (F, Cl, Br, I), образуя галогениды: 2Li + F2 = 2LiF;
• бурно реагируют с водой (активность возрастает с ростом атомного номера — натрий воспламеняется, а рубидий взрывается): 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2;
• бурно реагируют с кислотами:
  • с соляной и разбавленной серной реагируют с выделением водорода: 2K + H2SO4(рзб) = K2SO4 + H2;
  • с концентрированной серной восстанавливают серу до степени окисления -2: 8Na + 5H2SO4(кнц) = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O;
  • с разбавленной азотной продуктом восстановления является нитрат аммония (ст. ок. -4) или аммиак: 8Na + 10HNO3(рзб) = 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O;
  • с концентрированной азотной продуктом восстановления является оксид азота (I): 8Na + 10HNO3(кнц) = 8NaNO3 + N2O + 5H2O.

Щелочные металлы окрашивают пламя в следующие цвета:

• Li — светло-красный;
• Na — желтый;
• K — сине-фиолетовый;
• Rb — темно-красный;
• Cs — бледно-голубой.

Получение и применение щелочных металлов

Промышленным способом щелочные металлы получают электролизом расплавов хлоридов (гидроксидов) этих металлов.

NaCl → Na++Cl- (700°C)
Na++e- → Na0 (катод)
2Cl—2e- → Cl20 (анод)
2NaCl → 2Na+Cl2↑

Металлотермические методы получения щелочных металлов (рубидий и цезий получают в вакуумной среде):

• 3LiO + 2Al = Al2O3 + 3Li;
• Na + KCl = NaCl + K;
• 2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2;
• 2CsCl + Mg = 2Cs + MgCl2.

Применение щелочных металлов:

• Li:
  • придает легкость сплавам, его применяют при производстве медных, магниевых и алюминиевых сплавов;
  • в металлургии при помощи лития удаляют из металлических расплавов шлаки, содержащие азот, кислород и серу;
  • в органическом синтезе.
• Na:
  • в качестве наполнителей газоразрядных ламп;
  • в качестве теплоносителя в ядерных реакторах;
  • в органическом и неорганическом синтезе;
  • в металлургии при производстве металлов и сплавов.
• K:
  • для получения металлов;
  • в качестве теплоносителя в ядерных реакторах;
  • в фотоэлементах в качестве преобразователя световой энергии в электрическую.
• Rb, Cs:
  • в источниках инфракрасного излучения;
  • в фотоэлементах.

1.2.2. Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

В IA группу (главная подгруппа первой группы) таблицы Менделеева вхо­дят металлы — литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Традиционно, данные элементы называют щелочными металлами (ЩМ), так как их простые вещества образуют при взаимодействии с водой едкие щелочи.

 Последний из известных представителей группы щелочных металлов (Fr) является радио­активным элементом, в связи с чем его химические свойства изучены недостаточно: период полураспада его наиболее долгоживущего изотопа 223Fr составляет всего лишь около 22 мин.

Электронные формулы, а также некоторые свойства щелочных металлов представлены в таблице ниже:

При движении вниз по IA группе возрастает радиус атомов металлов (rмет), что, собственно,  характерно для любых элементов всех главных подгрупп. Относительно малое увеличение радиуса при переходе от K к Rb и далее к Cs обусловлено заполнением 3d- и 4d-подуровней соответственно.

Ионные радиусы ЩМ существенно меньше металлических, что связано с потерей единственного валентного электрона. Они также зако­номерно возрастают от Li+ к Cs+. Размеры же гидратированных катионов изме­няются в противоположном направлении, что объясняется в рамках простей­шей электростатической модели.

Наименьший по размеру ион Li+ лучше катионов остальных щелочных металлов притягивает к себе полярные молекулы воды, образуя наиболее толстую гидратную оболочку.

Исследования показали, что в водном растворе катион лития Li+ окружен 26 моле­кулами воды, из которых только 4 находятся в непосредственном контакте с ионом лития (первой координационной сфере).

По этой причине многие соли лития, например, хлорид, перхлорат и сульфат, а также гидроксид выделяются из водных растворов в виде кристаллогидратов. Хлорид LiCl·Н2O теряет воду при температуре 95 °С, LiOH·Н2O — при 110°С, а LiClO4·Н2O — только при температуре выше 150°С.

С увеличением ионного радиуса катиона щелочного металла сила его электростатического взаимодействия с молекулами воды ослабевает, что приводит к снижению толщины гидратной оболочки и, как следствие, радиуса гидратированного иона [М(Н2O)n] (где n = 17, 11, 10, 10 для М+ = Na+, К+, Rb+, Cs+ соответственно).

Внешний энергетический уровень атома ЩМ содержит один единственный электрон, который слабо связан с ядром, о чем говорят низкие значения энер­гии ионизации I1. Атомы щелочных металлов легко ионизируются с образова­нием катионов М+, входящих в состав практически всех химических соединений этих элементов.

Значения I2 для всех щелочных металлов настолько высоки, что в реально осуществимых условиях ион М2+ не образуется. Электроотрицатель­ность щелочных элементов мала, их соединения с наиболее электроотрица­тельными элементами (хлор, кислород, азот)имеют ионное строение, как минимум в кристаллическом состоянии.

Маленький радиус иона Li+ и высокая плотность заряда, являются причиной того, что соединения лития оказываются схожими по свойствам аналогичным соединениям магния (диагональное сходство) и в то же время отличаются от соединений остальных ЩМ.

Элементы IIA группы

В IIA группу Периодической системы элементов входят бериллий Ве, магний Мg и четыре щелочноземельных металла (ЩЗМ): кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra, оксиды которых, раньше называемые «землями», при взаимодействии с водой образуют щелочи. Радий — радиоактивный элемент (α-распад, период полураспада примерно 1600 лет).

Электронная конфигурация и некоторые свойства элементов второй группы приведены в таблице ниже:

По электронному строению атомов элементы второй группы близки щелочным металлам. Они имеют конфигурацию благородного газа, дополненную двумя s-электронами на внешнем уровне.

В то же время от элементов первой группы они отличаются более высокими значениями энергии ионизации, убывающими в ряду Ве—Мg—Са—Sr— Ва.

Эта тенденция нарушается при переходе от бария к радию: повышениe П и І, для Rа по сравнению с Ва объясняется эффектом инертной 6s2-пары.

Следует отметить, что в то время как для щелочных металлов характерна значительная разница между I1 и I2 для элементов второй группы подобный скачок наблюдается между I2 и I3.

Именно поэтому щелочные металлы в сложных веществах проявляют только степень окисления +1, а элементы второй группы +2.

Наличие единственной положительной степени окисления и невозможность восстановления ионов M2+ в водной среде придает большое сходство всем металлам s-блока.

Изменение свойств по группе следует общим закономерностям, рассмотренным на примере щелочных металлов. Элемент второго периода бериллий, подобно элементу первой группы литию, значительно отличается по своим свойствам от других элементов второй группы.

Так, ион Be2+ благодаря чрезвычайно малому ионному радиусу (0,027 нм), высокой плотности заряда, большим значениям энергий атомизации и ионизации оказывается устойчивым лишь в газовой фазе при высоких температурах.

Поэтому химическая связь в бинарных соединениях бериллия даже с наиболее электроотрицательными элементами (кислород, фтором) обладает высокой долей ковалентности.

Химия водных растворов бериллия также имеет свою специфику: в первой координационной сфере бериллия могут находиться лишь четыре лиганда ([Be(H2O)4]2+, (Bе(OH)4]—), что связано с малым ионным радиусом металла и отсутствием d-орбиталей.

Щелочноземельные металлы (Са, Sr, Ва, Ra) образуют единое семейство элементов, в пределах которого некоторые свойства (энергия гидратации, растворимость и термическая устойчивость солей) меняются монотонно с увеличением ионного радиуса, а многие их соединения являются изоморфными.

Элементы IIIA группы

Элементы IIIA группы: бор В, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl — имеют мало стабильных изотопов, что характерно для атомов с нечетными порядковыми номерами. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня в основном состоянии ns2nр1 характеризуется наличием одного неспаренного электрона.

В возбужденном состоянии элементы IIIA группы содержат три неспаренных электрона, которые, находясь в sp2-гибридизации, принимают участие в образовании трех ковалентных связей. При этом у атомов остается одна незанятая орбиталь.

Поэтому многие ковалентные соединения элементов IIIA группы являются акцепторами электронной пары (кислоты Льюиса), т.е. могут образовывать четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, создавая которую, они изменяют геометрию своего окружения — она из плоской становится тетраэдрической (состояние sp3-гибридизации).

Бор сильно отличается по свойствам от других элементов IIIA группы. Он является единственным неметаллом, химически инертен и образует ковалентные связи со фтором, азотом, углеродом и т.д. Химия бора более близка химии кремния, в этом проявляется Диагональное сходство.

У атомов алюминия и его тяжелых аналогов появляются вакантные d-орбитали, возрастает радиус атома. Галлий, индий и таллий расположены в Периодической системе сразу за металлами d-блока, поэтому их часто называют постпереходными элементами.

Заполнение d-оболочки сопровождается последовательным сжатием атомов, в 3d-pяду оно оказывается настолько сильным, что нивелирует возрастание радиуса при появлении четвертого энергетического уровня. В результате d-сжатия ионные радиусы алюминия и галлия близки, а атомный радиус галлия даже меньше, чем алюминия.

Для таллия, свинца, висмута и полония наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +1, +2, +3, +4 соответственно.

Для соединений элементов IIIA группы наиболее характерна степень окисления +3. В ряду бор-алюминий-галлий-индий-таллий устойчивость таких соединений уменьшается, а устойчивость соединений со степенью окисления +1, напротив, увеличивается.

Энергия связи М—Hal в галогенидах последних при переходе от легких к более тяжелым элементам М уменьшаются, амфотерные свойства оксидов и гидроксидов смещаются в сторону большей основности, склонность катионов к гидролизу (взаимодействию с водой) ослабевает.

Химия индия и особенно галлия вообще очень близка химии алюминия. Соединения этих металлов в низших степенях окисления (Ga2O, Ga2S, InCl и др.) в водных растворах диспропорционируют. Для таллия состояние +1, напротив, является наиболее устойчивым из-за инертности электронной пары 6s2.

Элементы первой группы главной подгруппы

Тема 1.7. Металлы I, II, III групп главных подгрупп.

Амфотерность гидроксида алюминия.

Вопросы и задания

1. Какие существуют способы защиты металлов от коррозии?
2. Объясните принцип действия гальванического элемента.
3. Как протекает коррозия луженого железа (покрытого оловом), когда слой олова поврежден?
4. В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии?
5. Почему железо подвергается коррозии во влажном воздухе? Чем отличается коррозия железа в кислой среде от коррозии в нейтральной?
6. Анодным или катодным покрытием является никель для цинка, серебра? В чем сущность электрохимической коррозии?

Элементы первой группы главной подгруппы

Металлы главной подгруппы первой группы — литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fг — называются щелочными металлами. Во внешнем электронном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону ns1. В соединениях проявляют всегда сте­пень окисления +1.

Таблица. Сравнительная характеристика щелочных металлов.

Физические свойства:

Щелочные металлы — очень мягкие металлы, легко режутся ножом. На срезе — белого цвета с серебристым металлическим блеском, исче­зающим на воздухе из-за окисления.

Химические свойства:

Являются сильными восстановителями.

1. Взаимодействие с кислородом. Рубидий и цезий самовоспламеня­ются на воздухе. Все щелочные металлы, кроме лития, образуют пероксиды:

• 4Li + О2 = 2Li2О
• 2Na + О2 = Nа2О2
• К + О2 = КО2 (К2O4)
• 2. Взаимодействие с галогенами, с выделением большого количества тепла:
• 2Nа + Сl2 = 2NаСl
• 2Сs + Вr2 = 2СsВr
• 3. Взаимодействие с серой и азотом, при нагревании:
• 2К + S = К2S
• 6Li + N2 = 2Li3N (при комнатной температуре)
• 4. Взаимодействие с водородом при нагревании:
• 2Rb + Н2 = 2RbН

1. 5. Взаимодействие с водой:
2. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
3. 6. Взаимодействие с кислотами:
4. 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
5. 2Сs + Н2SО4(разб) = Сs2SО4 + Н2↑
6. 8К + 5Н2SО4(конц) = 4К2SО4 + Н2S↑ + 4Н2О
7. 8Nа + 10HNО3(разб) = 8NaNO3 + NH4NO4 + 5Н2О
8. 8К + 10HNO3(конц) = 8KNO3 + N2O↑ + 5H2O
9. 7. Взаимодействие с солями менее активных металлов:
10. Аl(NО3) 3 + 3Nа = 3NаNО3 + Аl
11. Получение:
12. 1. Натрий и литий получают электролизом расплавов их соединений:
13. 2NaCl эл. ток 2Na + Cl2
14. 2LiBr эл. ток 2Li + Br2
15. 2. Калий — восстановлением из расплавов КОН или КСl натрием:
16. KCl + Ca = CaCl + K
17. 3. Рубидий и цезий восстановлением из их хлоридов кальцием:
18. 2RbСl + Са = СаСl2 + 2Rb
19. 2CsCl + Ca = CaCl2 + 2Cs
20. Соединения щелочных металлов:
21. Щелочные металлы — самые сильные восстановители, их ионы не проявляют окислительных свойств.

Таблица. Соединения щелочных металлов.

Заказать ✍️ написание учебной работы

1 группа (1А подгруппа) — щелочные металлы (главная группа)

38883

В нее входят Li, Na, К, Rb, Cs, Fr (табл. 1 и 2). По многим химическим свойствам несколько отличается от других щелочных металлов Li+, имеющий диагональное сходство с Mg2+.

Таблица 1. Некоторые химические и физические свойства щелочных металлов

Литий (Li) имеет среди всех металлов самую низкую плотность — 0,53 г/см3, с небольшой активностью реагирует с кислородом и водой. Является стратегическим металлом оборонной промышленности. Применяется в виде сплавов с Аl и Mg в производстве водородных бомб, в составе смазочных масел, эмалей, аккумуляторов, стекла; используется в медицине.

Литий из щелочных металлов наиболее токсичен. Препарат Li2СO3 используют в медицине для лечения маниакально-депрессивного психоза. При длительном воздействии препарат нарушает функции почек и ЦНС.

Поэтому повышенное содержание Li в крови и моче считают признаком нарушения функции почек.

Кроме того, значительный размер катиона приводит к замещению литием магния в Мg2+-зависимых ферментах, например, ферментах гликолиза.

Натрий (Na) — мягкий металл, серебристо-белого цвета, на срезе быстро окисляющийся. Бурно реагирует с водой. В больших количествах используется в промышленности, в частности, в теплообменниках ядерных реакторов; в составе NaCl широко применяется в пищевой и химической индустрии.

Относится к жизненно необходимым элементам. В организме взрослого человека содержится около 100 г натрия, из них 30% — в костях.

В соединениях имеет валентность +1, а КЧ в координационных соединениях (которые натрий образует редко) обычно равно 6. Неорганические соли натрия растворимы в воде с образованием соответствующих ионов.

Некоторые соли натрия с органическими кислотами, например, соли мочевой и винной кислот (ураты и тартраты) растворимы слабо.

Na+ является основным межклеточным катионом, регулирующим электролитный гомеостаз, деятельность натриевых насосов, перенос через биомембраны аминокислот, Сахаров, анионов разной природы; поддерживающим осмотическое давление и рН среды, перенос в крови СO2 (в виде бикарбоната), гидратацию белков, растворимость (солюбилизацию) органических кислот. Избыток натрия в пище вызывает перегрузку систем электролитного гомеостаза и обезвоживание тканей организма. Клинически это проявляется развитием, в частности, артериальной гипертонии.

Калий (К) — мягкий металл белого цвета, активно реагирующий с кислородом и водой. Используется в производстве удобрений, в химической промышленности, для варки стекла.

Относится к жизненно необходимым элементам. В организме взрослого человека содержится около 140 г калия, 98% — внутри клеток. Его валентность в координационных соединениях равна +1, а КЧ зависит от лиганда. К+ является важнейшим внутриклеточным катионом.

Он необходим для поддержания нервно-мышечной возбудимости, внутриклеточного осмотического давления и рН, обеспечения сокращения мышц и проницаемости мембран клеток. Внеклеточный К+ стимулирует работу натриевого насоса. В натрий-калиевом насосе при некоторых физиологических процессах ионы К+ могут замещаться Rb+ и Cs+.

Значительные количества последнего элемента могут появляться в организме после радиоактивного облучения. По реакционной способности калий сходен с Na+.

Na и К —2 основных металла, обеспечивающие электролитный гомеостаз. Оба элемента в живых организмах определяют осмотическое давление по обе стороны мембраны клеток и являются положительными противоионами для отрицательных анионов (Сl–, НРО42–, HCO3– и органических).

В норме у человека соотношение ионов Na+/K+ в крови колеблется около значения 1,5.

Снижение концентрации К+ в цельной крови и повышение в плазме связаны с нарушением проницаемости внешней мембраны клеток, обычно непроницаемой для К+, либо с нарушениями деятельности Na+/K+ — обменивающего насоса па внутренней мембране митохондрий.

В нервных клетках такое нарушение работы этого насоса сопровождается нарушением мембранного потенциала нейронов и проведения по ним нервных импульсов. Изменения содержания ионов щелочных металлов отмечаются при многих неврологических заболеваниях; описано развитие гиперкалиемии при парестезиях, параличах и т.д.

Гипернатриемия сопровождается повышением артериального давления, причем одновременное потребление продуктов с высоким содержанием калия (помидоров, апельсинов, шпината, бананов) значительно снижает вероятность развития инсульта.

По данным Гарвардской школы здравоохранения, проводившей наблюдения над 44 тысячами американцев, такое снижение достигает 38%. Однако К полезен лишь в умеренных дозах; его избыток в крови особенно часто наблюдается при заболеваниях почек.

Длительное нарушение нормального соотношения Na+/K+ приводит к сердечнососудистым заболеваниям.

Рубидий (Kb) — примесный микроэлемент. В организме человека содержится около 0,3 мг рубидия, как правило, внутри клеток (аналогично К+). Может образовывать координационные соединения.

Поскольку кинетика и механизм поглощения и участия в обмене сходны с К, изотоп 86Rb используют в исследованиях обмена К+. При дефиците К+ прием рубидия восстанавливает кислотно-щелочной баланс.

Rb быстро выводится из организма через почки.

Цезий (Cs) — по биологическим свойствам сходен с К+. В организме человека может содержаться до 1,5 мг цезия. В медицине используют в качестве радиоактивной метки изотоп 137Cs (период полураспада t1/2 = 30 лет), а также стабильный изотоп 133Cs при магнитно-резонансной томографии. Считается нетоксичным.

Франций (Fr) — в природе встречается в ничтожных количествах в урановых рудах. Образуется в результате радиоактивного распада актиния (вместе с гелием). Из-за небольшого времени полураспада всех изотопов элемент изучен слабо. Должен быть токсичным из-за радиоактивности, хотя в организме человека не обнаружен.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) щелочных металлов

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

Опубликовал Константин Моканов