ВНЗ ЛОР «САМБІРСЬКИЙ ФАХОВИЙ МЕДИЧНИЙ КОЛЕДЖ»

ЦИКЛОВА КОМІСІЯ ХІМІЧНИХ ДИСЦИПЛІН

 

 

 

ЕлементИ І-А та ІІ-А ГРУП

 

 

 

Методична розробка

лекційного заняття з дисципліни “Неорганічна хімія” для студентів 2 – го курсу спеціальності “Фармація, промислова фармація”

 

Підготувала:

викладач неорганічної хімії КОВНАЦЬКА О.М.

 

 

 

“Хімік дає життя медикаменту, а лікар підтримує його перші кроки”

Із 70 виявлених в організмі хімічних елементів біологічне значення мають близько 20 основних незамінних елементів, які відіграють важливу роль в життєдіяльності організмів.

s – Елементи -  K, Na, Ca, Mg постійно містяться в організмі у макрокількостях і є життєво необхідними.

Вони виконують роль пластичного матеріалу в побудові кісткових тканин, підтримують певні значення осмотичного тиску, рН середовища біологічних рідин, йонну та кислотно – основну рівновагу, а також стан колоїдних систем.

Катіони  цих металів містяться в багатьох лікарських препаратах.

 

“ЕлементИ І - А та ІІ - А ГРУП”

 

І. Навчальна мета:

• загальну характеристику металів, їх властивості;
• загальну характеристику елементів головних підгруп І та ІІ груп;
• електронну будову атомів s – елементів, їх ступені окиснення в сполуках;

• оксигеновмісні сполуки лужних та лужноземельних металів: їх властивості, способи добування;
• причини виникнення та методи усунення твердості води;

•  біологічну роль  та медичне застосування сполук елементів І-А та ІІ-А груп;
• якісні реакції Натрій- та Калій-іонів; йонів Магнію, Кальцію, Cтронцію,  Барію.

• - охарактеризувати елемент за його положенням у періодичній системі

Д. І. Менделєєва та будовою атома;

• здійснювати хімічні перетворення;
• розв’язувати задачі, щодо даної теми.

 

 

 

 

 

 

 

 

ІІІ. Міждисциплінарна інтеграція.

Дисципліна	Знати	Вміти
І. Попередні дисципліни
Хімія	Будову, номенклатуру, класифікацію, добування, властивості металів І А та ІІ А груп та їх сполук.	Записувати рівняння відповідних реакцій; проводити експериментальні досліди, що характеризують властивості металів І А та ІІ А груп та їх сполук.
Техніка лабораторних робіт	Правила техніки безпеки при роботі з лугами.	Проводити експериментальні досліди з дотриманням правил безпечної роботи.
Анатомія з основами фізіології	Склад плазми, склад кісток, склад емалі зубів. Буферні системи крові
ІІ. Наступні дисципліни
Аналітична хімія	Якісні реакції на виявлення катіонів металів  І А та ІІ А груп.	Записувати рівняння відповідних реакцій.
Фармацевтична хімія	Фармакопейні та не фармакопейні реакції ідентифікації катіонів металів І А та ІІ А груп .	Записувати рівння реакцій ідентифікації спиртів.
Фармакологія	Групи лікарських препаратів. Лікарські препарати – похідні металів І А та ІІ А груп.
ОЕФ	Групи лікарських препаратів. Основні принципи зберігання лікарських засобів. Наказ №44 МОЗ України.	Забезпечувати належні умови зберігання ЛЗ і розміщувати ЛЗ в умовах аптеки.
Технологія ліків	Вода очищена та вода для ін’єкцій:одержання, контроль якості, терміни зберігання, застосування	Прогводити контроль якості на недопустимі домішки і вміти вести відповідну документацію.
ІІІ. Внутрішньодисциплінарна інтеграція
Неорганічна хімія	Властивості металів інших груп періодичної системи Д.І. Менделєєва та їх сполук.	Записувати рівняння відповідних реакцій.

 

IV. Обладнання та технічні засоби навчання:

1. Періодична таблиця елементів Д.І. Менделєєва.
2. Слайди.
3. Таблиця «Генетичний зв’язок між основними класами неорганічних сполук».
4. Демонстраційні відеодосліди.
5. Роздатковий матеріал (конспекти лекції, методичні рекомендації до ПСРС).
6. Реактиви, хімічне обладнання.
7. Лікарські препарати.
8. Вислови.

 

Вид заняття:  лекційне заняття з використанням мультимедійної презентації.

 

Місце проведення: лекційний зал практичного корпусу №2 «Фармація».

 

Тривалість: 80 хв.

 

V. Організаційна структура.

№ п/п	Основні етапи і навчально – цільові питання	Рівень	Методи навчання	Засоби навчання	Час
І.	Підготовчий етап   Організаційна частина заняття Науково – методичне обґрунтування теми Повідомлення теми заняття і мотивація навчальної діяльності			Слайди       Слайди	6 хв. 1 хв. 3 хв.     2 хв.
ІІ.	Основний етап Тема: “Елементи І А та ІІ А груп”” План                 Загальна характеристика металів. (ПСРС).				65 хв
	2. Загальна характеристика лужних металів.	α- ІІІ	Бесіда з використанням елементів проблемності	Слайди, таблиці ПС
	3. Загальна характеристика елементів ІІ А групи та утворених ними простих речовин.	α- ІІІ	Запитання проблемного характеру, бесіда	Слайди, таблиці ПС
	4. Сполуки лужних металів: добування та властивості.	α- ІІІ	Дискусія	Таблиця «Генетичний зв’язок між основними класами неорганічних сполук», слайди, відеодосліди, демонстраційні досліди (реактиви, хім.обладнання)
	5. Сполуки лужноземельних металів: добування та властивості.	α- ІІІ               α- ІІ	Самостійна робота студентів (написання рівнянь реакцій)     Елементи бесіди; зв’язок  викладач – студент	Дошка, слайди, демонстраційні досліди (реактиви, хім.обладнання)
	6. Твердість води та способи її усунення.	α- ІІІ	Бесіда, запитання проблемного характеру	Слайди
	7. Біологічна роль елементів І А  та ІІ А груп. Використання їхніх сполук у медицині та фармації.	α- ІІ               α- ІІ	Бесіда; Зв’язок з життям, практикою, новини в медицині     Інформаційні повідомлення, розповідь, поєднання навчання з вихованням	Слайди, лікарські препарати, Фармакопея України, фрагменти відеофільмів   Слайди
ІІІ	Заключний етап         Закріплення  навчального матеріалу         Підведення підсумків заняття         Домашнє завдання			Література для підготовки Основна: Левітін Є.Я. Загальна та неорганічна хімія   В:Нова кн.,2003 р., ст.294-309 Додаткова: Романова Н. В. Загальна та неорганічна хімія К.: Ірпінь : ВТФ “Перун”, 2002 р., ст.312-342. 2. Методичні рекомендації до позааудиторної самостійної роботи № 14т.	9 хв.   6 хв       1 хв       2 хв

 

VI. РЕКОМЕНДОВАНА ЛІТЕРАТУРА:

Основна: Левітін Є.Я. Загальна та неорганічна хімія   В:Нова кн.,2003 р., ст. 279-309

Додаткова: Романова Н. В. Загальна та неорганічна хімія

К.: Ірпінь : ВТФ “Перун”, 2002 р., ст.312-342.

 

 
МАТЕРІАЛИ ОСНОВНОГО ЕТАПУ

 ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ЛУЖНИХ МЕТАЛІВ

До головної підгрупи І-групи елементів періодичної системи належать лужні метали: Літій Li, Натрій Na, Калій K , Рубідій Rb, Цезій Cs, Францій Fr.

Літій	Натрій	Калій

 

Назва елемента	Хімічний символ	Будова зовнішнього електронного шару	Назва простої речовини, формула	Характерні ступені окислення
Літій	Li	2s1	Літій, Li	+1
Натрій	Na	3s1	Натрій, Na	+1
Калій	K	4s1	Калій, K	+1

У зовнішньому електронному шарі атомів лужних металів розміщується по одному електрону, тому атоми цих металів легко віддають 1 електрон, тобто мають низьку енергію іонізації, яка зменшується в підгрупі зверху вниз. Лужні метали легко утворюють катіони Ме⁺.

У ряду Li-Cs властивості простих речовин змінюються зі збільшенням протонного числа елемента – посилюються металічні властивості. Найактивніший з лужних металів є Францій. Всі лужні метали дуже сильні відновники; безпосередньо сполучаються майже з усіма неметалами.

Лужні метали дуже мякі, легкі, легкоплавкі, мають високі електро- і теплопровідність. На відміну від інших твердих металів характер плавлення натрію змінюється при накладанні додаткового тиску

Для Літію, Натрію, Калію, Рубідію характерний сріблясто-білий блиск.

Робота з лужними металами потребує обережності, оскільки вони легко займаються, бурхливо реагують з водою та іншими речовинами.

Поширення у природі

Лужні метали Na і K належать до поширених елементів (вміст у земній корі-2,5%), решта лужних металів менш поширені Li Rb Cs вважаються рідкісними елементами.

Лужні метали у вільному стані не трапляються.

Основні мінерали Натрію: Na₂O Al₂O₃ 6SiO₂- натрієвий польовий шпат,NaCl-галіт (кам'яна сіль), Na₂SO₄ 10H₂O- мірабіліт тощо .

Основні мінерали Калію: K₂O Al₂O₃ 6SiO₂-калієвий польовий шпат, KCl-сильвін, KCl NaCl- сильвініт, KCl MgCl₂ 6H₂O- карналіт

Основні мінерали Літію: LiAl(SiO₃)₂ - сподумен, (Li,K)F2 Al(SiO₃)₂ літієва слюда тощо

 

ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ЕЛЕМЕНТІВ ІІ А ГРУПИ ТА УТВОРЕНИХ НИМИ ПРОСТИХ РЕЧОВИН

До головної підгрупи ІІ –групи елементів періодичної системи належать Берилій Be , Магній Mg, Кальцій Ca Стронцій Sr, Барій Ba, Радій Ra

Магній	Кальцій	Барій

 

Всі елементи головної підгрупи ІІ –групи крім Берилію мають яскраво виявлені металічні властивості .

Магній дещо відрізняється за властивостями від Кальцію. Стронцію, Барію, Радію ,які виділяють в окрему групу- лужноземельні метали.

Будову зовнішніх електронних шарів атомів  Mg, Ca, Sr. Ba  можна подати формулою  ns²⁺  . Ці метали легко віддають свої зовнішні валентні електрони і перетворюються на катіони Ме⁺ . Характерний ступінь окиснення  +2

Активність цих металів зростає із збільшенням протонного числа. Всі метали головної підгрупи ІІ групи мають сріблястий блиск, досить м'які .

Поширення у природі.

Вміст цих елементів у земній корі становить Mg- 2,4%, Ca-2,96%,

Sr -4 10^-2% ; Ba -5 10^-2%  Найпоширенішими є Кальцій і Магній.

У вільному стані метали головної підгрупи ІІ групи не трапляються .

Основні мінерали  Mg MgSO₄ 7H₂O-гірка сіль, KCl MgSO₄ 3H₂O -каїніт,      KCl ∙MgCl₂ 6H₂Oкарналіт і ін.

Основні мінерали Са:СаСО₃- вапняк, мармур, крейда  CaSO₄ 2H₂O- гіпс і ін.

 

 СПОЛУКИ ЛУЖНИХ МЕТАЛІВ : ДОБУВАННЯ ТА ВЛАСТИВОСТІ

Оксиди:

Добування:

Тільки Літій при взаємодії з киснем утворює оксид Li₂O, всі інші лужні метали – пероксиди або супероксиди :

4Li + O₂ → 2Li₂O (літій оксид)

2Na + O₂ → Na₂O₂ (натрій пероксид)

K + O₂ → KO₂ (калій супероксид)

Робота з лужними металами потребує обережності, оскільки вони легко займаються, бурхливо реагують з водою та іншими речовинами. (

Оксиди Натрію ,Калію, Рубідію і Цезію можна добути окисненням у разі нестачі кисню :

                 4Na + O₂ → 2Na₂O

                 4K + O₂ → 2K₂O

aбо під час взаємодії стехіометричних кількостей металу і пероксиду

                   Na₂O₂ + 2Na → 2Na₂O

 

Властивості:

Оксиди Li₂O і Na₂O -безбарвні, K₂O і Rb₂O -мають жовте забарвлення ,     Cs₂O- оранжеве.

Оксиди лужних металів проявляють властивості характерні основним оксидам:

• взаємодія з водою:

Na₂O + H₂O =2NaOH                           K₂O + H₂O = 2KOH            

• взаємодія з кислотами:

Na₂O +2HCl =2NaCl + H₂O                 Li₂O +H₂SO₄ =Li₂SO₄ + H₂O  

• взаємодія з кислотними оксидами:

Na₂O + SO₃ = Na₂SO₄                           K₂O + CO₂ = K₂CO₃

 

        взаємодія з амфотерними оксидами:

Na₂O + ZnO = Na₂ZnO₂

        взаємодія з амфотерними гідроксидами (сплавляння):

Na₂O + 2Al(OH)₃=2NaAlO₂ +3H₂O

 

Гідроксиди

Гідроксиди Li, Na, K, Rb, Cs  - безбарвні кристалічні речовини ,з порівняно невисокими температурами плавлення, добре розчинні у воді . Розчинні у воді гідроксиди LiOH  KOH  NaOH  тощо називають лугами     KOH і NaOH  називають ще їдкими лугами (їдке калі, їдкий натр).

 

Добування

1.                         В лабораторних умовах - взаємодія з водою :

• лужних металів (обережно!) :

2Na + 2H₂O →2NaOH + H₂

•             оксидів лужних металів:   

  Li₂O + H₂O → 2LiOH

 

2) Луги у виробництві добувають електролізом водних розчинів їхніх солей (NaCl KCl):

2NaCl + 2H₂O = H₂ + Cl₂ + 2NaOH,

 

 а також дією на розчини їхніх карбонатів гашеним вапном :

                     Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ ↓ + 2NaOH

          

  Хімічні властивості

Гідроксиди лужних металів проявляють властивості характерні лугам:

• Взаємодія з кислотними оксидами:

                    2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

• Взаємодія з кислотами:

                   KOH + HCl → KCl + H₂O

• Взаємодія з солями٭:

                   2LiOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂ ↓+ Li₂SO₄

                   NaOH + NH₄Cl → NaCl + NH₃ ↑ + H₂O

• взаємодія з амфотерними оксидами:

2NaOH+ZnO+Н₂О=Na₂[Zn(OH)₄]

• взаємодія з амфотерними гідроксидами:

2NaOH+Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄]

• взаємодія з металами, оксиди яких є амфотерними:

2NaOH+Zn+2H₂O=Na₂[Zn(OH)₄] +Н₂

 

Якісні реакції на  Натрій-іони та Калій-іони :

К ⁺:- солі Калію забарвлюють полум'я в бузковий колір

     - дія Натрій гексанітрокобальтотатом (ІІІ)

                  Na₃Co(NO₂)₆ + 2KCl → K₂Na [Co(NO₂)₆]↓+ 2NaCl

                                                                    ^{жовтий осад}

Na⁺ :       Солі Натрію забарвлюють полум'я в жовтий колір .

• дія калій гексагідроксостибіату(v)

Na⁺ +  K[Sb(OH)₆] → Na[Sb(OH)₆]↓ + K⁺

                                                 білий осад

 

СПОЛУКИ ЛУЖНОЗЕМЕЛЬНИХ МЕТАЛІВ: ДОБУВАННЯ ТА ВЛАСТИВОСТІ

Оксиди MgO, CaO, BaO   

•         Тверді;
•         тугоплавкі сполуки;
•         мають йонні кристалічні гратки.

Сильно прожарений MgO  -дуже твердий ,втрачає здатність розчинятись у воді і кислотах.  CaO – відомий під назвою негашене  вапно.

 

Добування:

У промисловості і в лабораторії оксиди металів головної підгрупи ІІ групи добувають не з самих металів, а термічним розкладанням відповідних карбонатів . BaO  зручно добувати нагріванням барій нітрату:

               _t

CaCO₃ → CaO + CO₂

MgCO₃ ^t→ MgO + CO₂

2Ba(NO₃)₂ → 2BaO + 4NO₂ + O₂

 

 

Хімічні властивості:

Хімічна активність цих оксидів зростає від  MgO до  BaO.

Оксиди лужноземельних металів проявляють характерні властивості основних оксидів:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

MgO + H₂O ≠

MgO + 2HCl→ MgCl₂ + H₂O 

SrO + 2HCl → SrCl₂ + H₂O 

BaO + CO₂ → BaCO₃

СаO + 2Al(OH)₃ = Сa(AlO₂)₂ +3H₂O

 

Гідроксиди лужноземельних металів

Ca(OH)₂ і Ва(ОН)₂- тверді речовини білого кольору, розчинні у воді.

Ca(OH)₂  - це гашене вапно, водний розчин якого називають  вапняною водою.

Розчин Ва(ОН)₂ (баритова вода) – важливий лабораторний реактив для якісного виявлення вуглекислого газу.

Гідроксиди кальцію, стронцію, барію - сильні основи, які за силою поступаються лише гідроксидам  s-елементів І-групи.

В ряду Ca(OH)₂ - Sr(OH)₂ - Вa(OH)₂  посилюється хімічна активність, розчинність, термічна стійкість.

 

Добування:

Гідроксиди лужноземельних металів (луги) можна добути взаємодією металів   або їхніх оксидів з водою:

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

BaO + H₂O → Ba(OH)₂

Гідроксид  Магнію добувають дією лугу на розчинну сіль Магнію (загальний спосіб добування нерозчинних основ):

MgSO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Mg(OH)₂↓

 

Хімічні властивості:

Гідроксиди лужноземельних металів проявляють властивості характерні лугам:

• взаємодія з кислотними оксидами

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

• взаємодія з кислотами

Ba(OH)₂ + HCl → BaCl₂ + H₂O

• взаємодія з солями

Sr(OH)₂ + CuSO₄ → Cu(OH)₂ ↓ + SrSO₄

•   взаємодія з амфотерними оксидами:

Сa(OH)₂+ZnO+Н₂О=Сa[Zn(OH)₄]

•   взаємодія з амфотерними гідроксидами:

Сa(OH)₂+Zn(OH)₂ = Сa[Zn(OH)₄]

•   взаємодія з металами, оксиди яких є амфотерними:

Сa(OH)₂+Zn+2H₂O=Сa[Zn(OH)₄] +Н₂

 

Якісні реакції на іони Магнію,Кальцію, Стронцію, Барію:

  Mg²⁺  :

• виявляють дією лугів:

          MgSO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + Mg(OH)₂↓

          Mg²⁺ 2OH^- → Mg(OH)₂ ↓

                                                          ^{Білий аморфний осад}

• реакція  катіонів Mg ²⁺  з натрій гідрогенфосфатом

(реакція  фармакопейна, чутлива, використовується для визначення йонів Mg²⁺  у крові)

MgSO₄ + Na₂HPO₄ + NH₄OH →MgNH₄PO₄ ↓ + Na₂SO₄ + H₂O

                                                    білий кристалічний

 

  Са²⁺ :

• виявляють дією карбонатів:

            Сa²⁺  +CO₃^2- →  CaCO₃↓

                                          ^{білий осад}

• солі Кальцію забарвлюють  полум'я в цегляно-червоний колір

 

Ba²⁺  ,Sr²⁺:   H₂SO₄  та її солі утворюють із цими катіонами білі кристалічні осади:

             Вa²⁺ +SO₄^2- → BaSO₄↓

              Sr²⁺ +SO₄^2- → SrSO₄↓

 

 

 

ТВЕРДІСТЬ ВОДИ

Вмістом у природній воді йонів Са²⁺ і Мg²⁺ зумовлена її твердість.

Застосування твердої води неможливе в ряді виробництв (у разі тривалого використання твердої води утворюється товстий шар накипу).

Сумарний вміст солей магнію і кальцію у воді називається її загальною  твердістю.

Загальну твердість води поділяють на тимчасову, або карбонатну, і постійну, або некарбонатну.

Тимчасова твердість води зумовлена наявністю гідрогенкарбонатів кальцію і магнію, її можна усунути тривалим кип'ятінням води:

Ме(НСО₃)₂ = МеСО₃↓ + Н₂О + СО₂↑.

Постійна твердість води зумовлена наявністю у воді солей сильних кислот — сульфатів і хлоридів магнію і кальцію; кип'ятінням постійну твердість води усунути неможливо.

 

Тимчасова твердість води (Са(НСО3)2; Мg(НСО3)2 )		Постійна твердість води  (СаSO4; Мg SO4; СаCl2; MgCl2)
МЕТОДИ УСУНЕННЯ ТВЕРДОСТІ ВОДИ
-  тривале кип'ятіння води: Ме(НСО3)2 = МеСО3↓ + Н2О + СО2↑.		додавання соди(NaНСО3) або вапна Са(ОН)2 MgCl2+ Са(ОН)2 = 2СаCl2 + Mg(ОН)2↓
- додаванням вапна, яке переводить кислі солі у середні: Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О.		додавання Натрій ортофосфату Na3PО4 СаSO4 + Na3PО4 = Са3(PО4)2↓ + Na2SO4

 

Твердість води прийнято виражати числом міліеквівалентів (мекв) йонів Са²⁺ і Мg²⁺, що містяться в 1 л води (1 мекв = 20,04 мг/л Са²⁺ або 12,16 мг/л    Мg²⁺)

Найм'якша вода у природі — це дощова та снігова.

 

 БІОЛОГІЧНА РОЛЬ ЕЛЕМЕНТІВ І А ТА ІІ А  ГРУП.

ВИКОРИСТАННЯ ЇХНІХ СПОЛУК У МЕДИЦИНІ ТА ФАРМАЦІЇ

В організмі людини йони Калію містяться в макрокількостях і тому є життєво необхідними.

      Загальний вміст Калію становить 0,27% (мас.).

      Солі Калію називаються електролітами. Вони входять у склад всіх рідин, які знаходяться в нашому організмі і беруть участь в широкому спектрі біохімічних реакцій. Йони Калію К⁺ є основними внутрішньоклітинними  йонами.

Вони  необхідні живим організмам для генерування біопотенціалів у нервовій системі, м'язах та секреторній тканині, а також для регулювання роботи серцевого м'яза (міокарда), йони Калію сприяють розслабленню м'язів.

В організмі людини обмін Калію може змінюватися при порушенні функцій нирок, серцево-судинної системи, шлунково-кишкових захворюваннях, цукровому діабеті, опіках, травмі, лікуванні кортикостероїдами, гемотрасфузіях.

      Недостатність загальної кількості Калію в організмі призводить до змін в серцево-судинній системі, що супроводжується порушенням координації, сонливістю, брадикардією, гіпотензією, змінами на ЕКГ і порушенням ритму роботи серця, що є частою причиною раптової смерті.

Добова норма споживання калію для дорослої людини — не менше 2 -2,5г, а при фізкультурних заняттях це число зростає до 5 грам, так як під час різних фізичних навантажень серцево-судинна система починає працювати у два рази активніше. Калій ж якраз допомагає серцево-судинній системі працювати нормально.

    Малий вміст калію в організмі викликає пониження тиску, аритмію, підвищує вміст холестерину в крові. робить кістки крихкими, погіршує роботу нирок, розвиває серцеві хвороби, безсоння і психологічні розлади. Продовжувати фізкультурні тренування стає небезпечно. Щоб прибрати вищевказані симптоми потрібно вивати продукти багаті на К.

   Продукти , з високим вмістом калію — це продукти харчування рослинного походження:

1. Сухофрукти і горіхи — рекордсмени за вмістом калію: курага, чорнослив, родзинки, мигдаль, фундук , арахіс, насіння соняшнику, кедрові горіхи, волоський горіх.
2. Бобові і крупи містять калій у великій кількості: квасоля, горох, сочевиця, вівсяна крупа, гречана крупа, пшоно.
3. Фрукти і ягоди також багаті калієм: банани, персик , абрикоси, виноград , яблука,  хурма, апельсини, грейпфрут, мандарини, калина, журавлина, брусниця, чорниця.
4. Овочі , які ми вирощуємо на своєму городі , теж можуть похвалитися високим вмістом калію: картопля, капуста брюссельська, томати, буряк, часник, моркву, топінамбур, цибуля, червоний перець.
5. Продукти, що містять калій тваринного походження: м’ясо, риба, молочні продукти.

Використання сполук калію у медицині та фармації:

Калій оротат, Калій хлорид, аспаркам, панангін

• протиаритмічні засоби;
• при  гіпокаліємії.

Калій йодид – очні краплі, відхаркувальний засіб;

Калій бромід – заспокійливий засіб.

 

Натрій як і Калій - життєво необхідний елемент.

В організмі людини на долю Натрію припадає 0,1% (мас.).

Солі Натрію входять у склад всіх рідин, які знаходяться в нашому організмі, в основному сконцентрований в крові та міжклітинній рідині.

Основна біологічна функція розчинних у воді сполук s-елементів полягає у підтриманні водно-електролітного балансу. Катіони цих елементів істотно впливають на стан наводнення клітин та в'язкість цитоплазми. Входячи до складу електролітів крові, йони Натрію забезпечують сталу величину осмотичного тиску, а як компоненти буферних систем - підтримують на певному рівні рН біологічних рідин.

Важливо знати, що йони Натрію Na⁺ є основними позаклітинними йонами.

Йони Натрію сприяють скороченню м'язів.

Добова потреба - 1г. Натрій міститься в таких продуктах харчування як: хлібопекарські вироби, молочні продукти, яйця.

Використання сполук натрію у медицині та фармації:  

• Натрій хлорид 0,9% ізотонічний- як розчинник для інших лікарських засобів;
•  Натрій бромід – у формі розчинів та мікстур, як заспокійливий засіб;
•  Натрій гідрогенкарбонат – антацидний засіб, для  інгаляцій при гострих респіраторних захворюваннях

 

Йони Са постійно містяться в організмі людини  й тварин у макрокількостях. Вони необхідні для побудови тканин, оскільки мінеральні солі Кальцію у вигляді гідроксиапатиту Са₅0Н(Р0₄)₃ є основою кісткової тканини, а фторапатит Са₅F(Р0₄)₃  — емалі зубів.

     У плазмі крові йони Кальцію перебувають у зв'язаному з білками стані та у вільному йонізованому вигляді. Вони підтримують нормальну здатність крові до згортання, впливають на кислотно-основний стан біологічних рідин. Крім того, йони Кальцію регулюють поділ клітин, відіграють важливу роль у функціонуванні серцевого м'яза, гальмують збудження ЦНС. Значне збільшення концентрації йонів Са²⁺, особливо у серцевому м'язі, негативно впливає на метаболічні процеси і може викликати руйнування клітинних структур. У зв'язку з цим у медичну практику впроваджена група лікарських засобів, так званих антагоністів Кальцію, які блокують проникнення йонів Кальцію в міокард, поліпшуючи роботу серцевого м'яза.

 

Нестача Кальцію в організмі призводить до нервових розладів.

Надмірне нагромадження Кальцію в деяких органах призводить до утворення каменів.

За своєю біологічною дією Кальцій є фізіологічним антагоністом Магнію і Калію.

Крім того, йони Кальцію виявляють протизапальну та десенсибілізуючу дію, тому його сполуки використовують як лікарські засоби.

Добова потреба дорослої людини в сполуках Кальцію становить 1,0-1,3 г. Вона забезпечується за рахунок рослинної їжі, молока, питної води. Джерелами Кальцію є також зелені листкові культури, цвітна капуста, арахіс та насіння соняшника. В збираному молоці міститься Кальцію набагато більше, ніж в незбираному.

 Засвоєння Кальцію організмом залежить від наявності в ньому вітаміну D, концентрація якого регулюється гормонами щитовидної залози.

“Ворогами” Кальцію є жири, щавлева кислота (яка міститься, наприклад, в шоколаді, щавелі), Фосфор, який міститься у всіх газованих напоях.

Використання сполук кальцію у медицині та фармації:

•    Кальцій хлорид  - протиалергічний, протисудомний засіб (тільки в/в !);
•    Кальцій сульфат– гіпс;
•    Кальцій глюконат – протиалергічний засіб, проявляє  седативну дію на ЦНС.

 

В організмі людини вміст Магнію становить 0,03% (мас.). Депо цього елементу – кістки, м’язи, біологічні рідини, в основному плазма крові.

Сполуки Магнію містяться у внутрішньоклітинних рідинах у вигляді гідратованих йонів, а у кістках скелета та емалі зубів - у вигляді нерозчинних фосфатів. Йони Магнію входять до складу біокомплексів з нуклеїновими кислотами. У складі комплексу з АТФ, Магній активує процеси синтезу і гідролізу цієї біологічно важливої сполуки.

Залежно від концентрації, Магній може як прискорювати, так і гальмувати процес передачі імпульсів по нервових волокнах. Він заспокійливо діє на нервову систему, впливає на обмін Калію і Кальцію.

Магній входить до складу ферментів, позитивно впливає на вуглеводний та фосфорний обміни, сприяє виділенню жовчі, стимулює перистальтику кишківника.

Багато Магнію міститься в листках рослин, куди він у формі йона Мg²⁺ входить до складу хлорофілу, що за своєю структурою нагадує гем крові.

Добова потреба дорослої людини складає приблизно 300мг.

Найкращі джерела Магнію: соєві боби, горіхи, крупи, м’ясо, риба (особливо морські продукти) і фініки. В продуктах рослинного походження його більше, ніж в продуктах тваринного походження.

Використання сполук магнію у медицині та фармації:

Магній сульфат 25% парентерально:

• гіпотензивна дія;
• протисудомна дія;
• седативна дія;
• зменшує набряк головного мозку;

Магній сульфат 33% внутрішньо:

•  проносна дія;
•  жовчогінна дія.

Магній оксид:

•  антацидна дія.

 

Барій (Ва) не відносять до біогенних елементів. Найбільший вміст цього елемента виявлено у пігментній оболонці ока. У крові його концентрація становить приблизно 8-9 мкг.  Доведено, що малі дози сполук Барію стимулюють діяльність кісткового мозку, але у більших кількостях вони отруйні.

Вміст Барію в крові знижується при ішемічній хворобі серця та при захворюванні органів травлення, що може служити додатковим діагностичним критерієм цих захворювань.

У медичній практиці використовують малорозчинну сіль Барію (ВаSО₄, барій сульфат) у рентгенодіагностиці шлунково-кишкового каналу, оскільки вона добре вбирає рентгенівське випромінювання і як малорозчинна речовина виводиться з організму у незмінному виді.

 

Стронцій (Sr) нагромаджується в кістках, в яких він легко заміщує Кальцій, що входить до складу фосфатів. Є відомості, що Стронцій бере участь в утворенні кісткової тканини, зміцнює емаль зубів. Проте його ізотоп ⁹⁰Sr- дуже небезпечний для живих організмів радіонуклід. Внаслідок випробувань ядерної зброї або при аваріях на ядерних реакторах, встановлених на електростанціях, підводних човнах, криголамах, цей нуклід нагромаджується в атмосфері. Потрапляючи в організм, він викликає променеву хворобу, лейкоз або злоякісні пухлини кісток.

У медичній практиці використовують Бівалос- препарат для лікування кісток шляхом їх мінералізації.

Радій (Ra) надзвичайно радіотоксичний. В організмі він поводить себе подібно до кальцію — близько 80% радію, що потрапляє в організм, накопичується в кістковій тканині. Великі концентрації радію викликають остеопороз, самовільні переломи і злоякісні пухлини кісток та кровотворної тканини. Небезпеку несе також радон — газоподібний радіоактивний продукт розпаду радію.

Передчасна смерть Марії Кюрі, яка відкрила радій як елемент, сталася внаслідок хронічного отруєння радієм, тому що в той час ще не було усвідомлено небезпеку опромінення.

В медицині радій використовують як джерело  радона  для приготування  радонових ван (хоча в даний час їх користь піддається сумнівам). Окрім цього, нуклід радію у вигляді  металічних голок застосовувався раніше  в онкології, особливо при лікуванні раку матки. Оскільки він дає дуже жорстке гамма-випромінювання, то опроміненню піддавався практично весь організм хворого. Тому в останній час в медицині практично не використовується.

 

 

МАТЕРІАЛИ ЗАКЛЮЧНОГО ЕТАПУ

ПИТАННЯ ДЛЯ ЗАКРІПЛЕННЯ:

1. Скільки електронів знаходиться на зовнішньому рівні у атомів елементів головної підгрупи І групи?
2. Яка хімічна активність елементів головної підгрупи І групи?
3. Де і в якому вигляді міститься Натрій, Літій та Калій  у природі?
4. Охарактеризуйте фізичні властивості металів головної підгрупи І-А групи.
5. Перерахуйте хімічні властивості металів головної підгрупи І-А групи.
6. Які Оксигеновмісні сполуки металів головної підгрупи І-А групи вам відомі? Охарактеризуйте їх фізичні та хімічні властивості.
7. Які елементи відносяться до головної підгрупи ІІ групи? Які це елементи?
8.  Скільки електронів знаходиться на зовнішньому рівні у атомів елементів головної підгрупи ІІ групи?
9.  Які ступені окиснення можуть виявляти елементи ІІ-А підгрупи ?
10. Охарактеризуйте фізичні властивості металів головної підгрупи ІІ-А групи.
11.  Перерахуйте хімічні властивості металів головної підгрупи ІІ-А групи. Напишіть відповідні рівняння хімічних реакцій.
12.  Які Оксигеновмісні сполуки металів головної підгрупи ІІ-А групи вам відомі? Охарактеризуйте їх фізичні та хімічні властивості.
13.  Де і в якому вигляді містяться метали  ІІ-А групи у природі?
14. Які сполуки металів головних підгруп І-А та ІІ-А груп застосовують у медицині та фармації?

 

Завдання. Здійсніть перетворення :

               а) Ва  ВаO  Ва(NO₃)₂  ВаСО₃  ВаCl₂

 

             б) Сa → CaO → Ca(OH)₂ → CaCO₃ →  CaCl₂

                                                                                       

 

 

     в) NaOH ← Na → NaCl → NaNO₃ → NaNO₂

                          ↓

                                  Na₂O₂                                                                             

 

Тести:

• Виберіть рядок, у якому переліченні лужноземельні метали:

     а) Li, Na, Ba;

     б) Ca, Sr, Ba;

     в) K, Fe, Cs;

     г) Na, Li, Rb.

• Виберіть електронну родину хімічних елементів, до яких належать лужні метали:

а) s–елементи;

б) p-елементи;

в) d-елементи;

г) f-елементи.

 

• Виберіть колір, у який забарвлюють полум’я йони Na⁺:

а) зелений;

б) червоний;

в) жовтий;

г) синій.

 

• За допомогою яких методів  можна отримати магній фосфат?

І. Метал + кислота ІІ. Сіль + сіль ІІІ. Метал + основа ІV. Неметал + кислота V.  Основа + кислота

Варіанти відповідей: А. І, II, ІІІ В. II, IV, V C. I, II, V D. I, II, IV