Cyfroteka.pl

klikaj i czytaj online

Cyfro
Czytomierz
00080 006366 11244798 na godz. na dobę w sumie
Właściwości fizykochemiczne i biologiczne wybranych biopierwiastków - ebook/pdf
Właściwości fizykochemiczne i biologiczne wybranych biopierwiastków - ebook/pdf
Autor: , , Liczba stron:
Wydawca: Zakład Optymalizacji Zawodowej - Ośrodek UMEA Język publikacji: polski
ISBN: 978-83-936591-4-2 Data wydania:
Lektor:
Kategoria: ebooki >> naukowe i akademickie >> chemia
Porównaj ceny (książka, ebook, audiobook).

Autorzy oddając w ręce Czytelników opracowanie „Właściwości fizykochemiczne i biologiczne wybranych biopierwiastków” podali istotne informacje o wybranych pierwiastkach koncentrując się na ich roli w organizmach żywych, a szczególnie w organizmie człowieka. Pierwiastki zostały omówione według kolejności występowania w Układzie Okresowym Pierwiastków tj. bloku s, bloku p i bloku d. Podano właściwości fizykochemiczne omawianych pierwiastków oraz przedstawiono wybrane reakcje wykorzystywane w ich analizie jakościowej.

Znajdź podobne książki Ostatnio czytane w tej kategorii

Darmowy fragment publikacji:

Włodzimierz Opoka Bożena Muszyńska Anita Rutkowska Małgorzata Schlegel-Zawadzka Małgorzata Płonka Właściwości fizykochemiczne i biologiczne wybranych pierwiastków Kraków 2015 ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== Copyright by ZOZ Ośrodek UMEA Shinoda-Kuracejo Kopiowanie w całości i fragmentach niedozwolone Wydanie I, Kraków 2015 Projekt okładki: Bożena Muszyńska, Jacek Lelek Skład komputerowy Jacek Lelek, Bożena Muszyńska Wydawca: ZOZ Ośrodek UMEA Shinoda-Kuracejo 31-851 Kraków, os. Albertyńskie 1-2, tel./fax 12 649-98-74, tel. kom. 601-919-305 e-mail: umea@interia.pl http://umeaopoka.republika.pl 2 ISBN 978-83-936591-4-2 ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 1. WSTĘP Niniejsze opracowanie, zawiera ważne informacje dotyczące wybranych właściwości fizyko- chemicznych i biologicznych pierwiastków, szczególnie tych, które są istotne dla życia i zdrowia człowieka. Są one omawiane w kolejności grup Układu Okresowego Pierwiastków: blok s, blok p i na końcu blok d z uwzględnieniem form występowania w środowisku naturalnym, związków chemicznych, które mogą tworzyć, a także wybranych informacji dotyczących analizy jakościowej kationów według rozdziału Freseniusa i anionów wg rozdziału Bunsena. Przedstawio- no rolę w organizmie człowieka pierwiastków mających fizjologiczne znaczenie jako makroele- menty (pierwiastki występujące w ilościach powyżej 0,01 ), mikroelementy (w ilościach mniej- szych niż 0,01 i do 1∙10-4 ) oraz ultraelementy (poniżej 1∙10-4 ). W starożytności uważano, że pierwiastki są to substancje proste i według filozofów greckich zali- czano do nich: wodę, ogień, powietrze i ziemię. Arystoteles zdefiniował pierwiastek jako ”jedno z tych ciał, na które inne ciała mogą być rozłożone i które samo nie może być już dalej podzielone”. Za twórcę obecnego określenia pierwiastka można uznać Roberta Boyle a, który powrócił do pier- wotnej definicji Arystotelesa w roku 1661 w dziele ”The Sceptical Chymist” i uznał, że pierwiastki to substancje będące kresem analizy chemicznej. Definicję tę częściowo obaliło dopiero odkrycie przez Marię Skłodowską-Curie (1867-1934) zjawiska rozpadu promieniotwórcze- go (nagroda Nobla 1903). Obecna definicja pierwiastka obowiązuje od lat czterdziestych XX wie- ku i została ustalona przez IUPAC (ang. International Union of Pure and Applied Chemistry – Mię- dzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej). Według tej definicji pierwiastek jest substancją składającą się wyłącznie z atomów o tej samej liczbie protonów w jądrze. Począwszy od Układu Okresowego Pierwiastków zaproponowanego w 1869 r. przez rosyjskiego uczonego Dymitra Men- delejewa (1834-1907) (według znanych wówczas liczb masowych A) i na podstawie odkrytego empirycznie prawa okresowości (niezależnie od J.L. Meyera), własności chemiczne i fizyczne ule- gają cyklicznym zmianom od pierwiastków o niższych masach atomowych do pierwiastków o wyż- szych masach atomowych (we współczesnym sformułowaniu prawa okresowości liczba masowa A jest zastąpiona liczbą atomową Z). Aktualnie znacznie wzrosła liczba pierwiastków chemicznych o te otrzymywane w wyniku sztucznych reakcji jądrowych o liczbie atomowej większej od 92. W przeciwieństwie do innych uczonych, którzy podejmowali próby graficznego przedstawienia pierwiastków Mendelejew jako jedyny przewidział „luki” w swoim Układzie Okresowym Pier- wiastków, które w wyniku rozwoju chemii oraz fizyki były i są uzupełniane. Według Międzynaro- dowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej od 01.05.2013 roku w układzie okresowym występują pierwiastki o liczbie atomowej od Z=1 do Z=112 oraz zatwierdzone pierwiastki o Z=114 i Z=116. Opublikowano także doniesienia o otrzymaniu kolejnych pierwiastków o liczbach atomowych 113, ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 3 115, 117 i 118, które muszą zostać jeszcze potwierdzone, aby IUPAC oficjalnie je uznała. Współ- czesna wersja układu okresowego, publikowana przez IUPAC od 2013 roku nie uwzględnia przyję- tego podziału pierwiastków w układzie okresowym na metale, półmetale i niemetale. Proponuje się podział tylko na metale i niemetale. Wśród wszystkich pierwiastków metale stanowią większość (80 ), a pozostałe to niemetale w tym do niedawna pierwiastki określane jako półmetale (Ryc. 1). Ryc. 1. Układ Okresowy Pierwiastków wg IUPAC W powyższym układzie okresowym pierwiastków podano następujące nazwy pierwiastków począwszy od liczby atomowej Z=104: ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 104Rf – rutherfordium 109Mt – meitnerium 105Db – dubnium 110Ds – darmstadium 106Sg – seaborgium 111Rg – roentgenium 107Bh – bohrium 112Cn – copernicium 108Hs – hassium 114Fl – flerovium 116Lv – livermorium 4 W warunkach standardowych (temp. 25°C/298 K, ciśnienie 1013,25 hPa) większość pierwiast- ków występuje w stanie stałym, dwa są w postaci cieczy (brom i rtęć), a jedenaście w formie gazu (wodór, azot, tlen, fluor, chlor oraz helowce: hel, neon, argon, ksenon, krypton, radon). Trudno do końca zgodzić się z podziałem tylko na metale i niemetale, gdyż rzeczywiście w grupie półmetali występują takie cechy fizyczne, jakie przypisuje się metalom, czyli mają poły- skliwą powierzchnię w fazie krystalicznej, wysokie temperatury topnienia, a jednocześnie wykazują słabsze przewodnictwo prądu elektrycznego i ciepła, co stawia je w szeregu z niemetalami. Z punk- tu widzenia własności chemicznych tworząc dość silne kwasy nieorganiczne wykazują cechy niemetali, ale z kolei mając zdolność do tworzenia zasad i zdolność do tworzenia związków kom- pleksowych podobnie jak metale bloku d potwierdzają posiadanie cech metali. Szanując zalecenia IUPAC autorzy proponują ze względu na okres adaptacyjny w niniejszym opracowaniu jako element graficzny Układ Okresowy Pierwiastków chemicznych uwzględniający półmetale. Ewolucja naszej planety nie jest jeszcze do końca poznana, ale wiadomo, że wszystko zaczęło się od pierwiastków. Pięć miliardów lat temu w atmosferze powstającej Ziemi było niewiele pier- wiastków w postaci prostych związków nieorganicznych pozostających w fazie gazowej i w obec- ności pary wodnej. Częste wyładowania elektryczne, katalizując pierwsze reakcje, doprowadziły do powstania z nich związków nieorganicznych, które zaczęły tworzyć początkowo płynną skorupę ziemską. Gdy lawa stygła tworzyły się z istniejących związków nieorganicznych prymitywne związki organiczne zwane koacerwatami, następnie powstały kwasy nukleinowe: rybonukleinowy i białka oraz w końcu kwas deoksyrybonukleinowy jako nośnik informacji genetycznej, dzięki czemu mogły pojawić się pierwsze komórki i wreszcie wielokomórkowe organizmy. Patrząc na otaczający Świat, żyjąc wśród różnych form i kształtów, nieczęsto zastanawiamy się, że to po prostu pierwiastki, które go budują, dzięki nieprzerwanie zachodzącym reakcjom chemicznym. Pierwiastki występują w ekosystemach, a w skorupie ziemskiej bardzo rzadko w formie czystej jak np. srebro czy złoto. Zgodnie z aktualnym stanem wiedzy wiadomo, że wiele z pierwiastków warunkuje prawidłowe funkcjonowanie organizmów żywych i musi być dostarczane do nich wraz z dietą. Znajomość właściwości oraz roli pierwiastków w przyrodzie pozwala lepiej zrozumieć możliwości ich profi- laktycznego wykorzystania, w dobrze zbilansowanej diecie, a także unikać zagrożeń, które mogą być spowodowane ich nadmierną ilością lub niedoborem w organizmach żywych. Pierwiastki wchodząc w skład związków nieorganicznych i organicznych w organizmach często działają też jako jony aktywujące enzymy. Na przykład wiadomo, że bez wapnia nie wytworzy się skrzep na ranie. Dzieje się tak dlatego, że pierwiastek ten aktywując enzym trombokinazę uruchamia ka- skadę krzepnięcia krwi. Są też pierwiastki, które w formie jonów mogą hamować działanie enzy- mów i poprzez to powodować zatrucie, nawet śmiertelne. ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 5 Oddając w ręce Czytelników to opracowanie mamy nadzieje udowodnić jak istotna jest rola pier- wiastków w prawidłowym funkcjonowaniu ekosystemów. ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 6 Wodór (łac. Hydrogenium; ang. Hydrogen); odkrycie: Henry Cavendish, 1766 r. (Londyn, Anglia). 2. WODÓR Występowanie w przyrodzie Właściwości fizykochemiczne Palny  Gaz bezbarwny bez zapachu i smaku   Z tlenem tworzy mieszaninę wybuchową  Słabo rozpuszcza się w wodzie (0,021 obj. H2 w 1 obj. H2O w temp. 298 K)  Temp. top. [K]: 13,95  Temp. wrz. [K]: 20,28  Gęstość [g L-1]: 0,0899 (273,15 K)  Promienie [pm]: H+ 10-5, H- 154  Atom. 78  Elektroujemność 2,20 (Pauling)  Najlepszy przewodnik ciepła spośród gazów  Powinowactwo elektronowe: (M → M+) [kJ · mol-1]: 72,8  E0 H+/H0 [V] 0 Energie jonizacji [kJ · mol-1] M → M+ 1312 Konfiguracja elektronowa stanu podstawowego 1s1 Stopnie utlenienia H-1 NaH, CaH2 H0 H2 HI H2O, H3O+, OH-, HF, HCl, NH3 Głównie we Wszechświecie (ok. 75 masy wszystkich ato- mów). Stanowi znaczną część atmosfery słońca (80 ), dużą część hydrosfery oraz wchodzi w skład wielu związków orga- nicznych w organizmach roślinnych i zwierzęcych oraz w przyrodzie nieożywionej. Skorupa ziemska zawiera 0,9 , a organizm człowieka 10 wodoru. Otrzymywanie roztworów kwasów Reakcje wypierania wodoru z wody, i wodorotlenków za pomocą metali o niższych potencjałach redoks. H3O+ + OH-  2H2O  K + H3O+ = ½H2 + K+ + OH-  Mg + 2HCl = MgCl2 + H2  Mg + H2O = MgO + H2  Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2  W wyniku elektrolizy wody wydziela się na kato- dzie. Produkt uboczny przy elektrolitycznym otrzy- mywaniu NaOH z NaCl. W wyniku elektrolizy sto- pionego np. NaH wydziela się na anodzie.  Konwersja węglowodorów z parą wodną. (Ni – kata- lizator) CH4 + H2O = CO + 3H2  W reakcji wodorku: NaH + H2O = NaOH + H2  Skroplony przez Karola Olszewskiego i Zygmunta Wróblewskiego – bezbarwna ciecz o gęstości 0,07 g·mL-1 Podstawowe izotopy 1 H 2 H 3 H prot deuter tryt Masa atomowa 1,0079 2,0158 Naturalny udział [ ] 99,980 0,015 3,0237 0,005 ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== Ważniejsze nieorganiczne związki chemiczne H2O, H2O2, NH3; kwasy typu: HX (HF, HI, HCl, HBr, HNO3); H2X (H2S, H2Se, H2SO4); H3X (H3PO4, H3BO3); wodorotlenki typu: YOH, Y(OH)2, Y(OH)3, Y(OH)4 ; wodorki: LiH, CaH2, jon oksoniowy H3O+. 7 )H(11)D(21)T(31 Rola w organizmie Wodór należący do makroelementów, jest po tlenie i węglu trzecim co do zawartości wagowej związkiem organizmów żywych. Wchodzi w skład wielu związków biologicznie czynnych. W połączeniu z tlenem tworzy wodę. Wodorowi nie przypisuje się bezpośredniej funkcji w organizmie człowieka lecz pośrednią, gdyż wchodząc w skład niezbędnych fizjologicznie sub- stancji pośrednio pełni bardzo ważną rolę w organizmach roślin i zwierząt. Na szczególną uwagę zasługują jego liczne połączenia z węglem, tlenem i azotem, a więc węglowodany, tłuszcze i białka. Ważnym związkiem chemicznym dla organizmu człowieka jest m.in. alkohol glicerynowy (propa- no-1,2,3-triol) jako prekursor wielu szlaków metabolicznych w organizmach żywych, czy glukoza, która stanowi główne źródło energii mięśni podczas ruchu. Niektóre węglowodany złożone – poli- sacharydy takie jak skrobia, glikogen, inulina, agar-agar, laminaryna są substancjami zapasowymi, a dla organizmu człowieka prozdrowotnymi, a te które budują rośliny i grzyby (celuloza, chityna, pektyny) stanowią niezbędny błonnik pokarmowy. Występowanie w żywności Wodór jest składnikiem wody, która stanowi średnio około 80 zawartości świeżej masy organi- zmów żywych. Występuje we wszystkich związkach organicznych np. w białkach, których najlep- szym źródłem jest mięso czerwone i białe, ryby, owoce morza, jaja, produkty mleczne, a także nasiona roślin strączkowych, zboża oraz orzechy. Jest składnikiem cukrów prostych, takich jak fruktoza, która występuje w owocach (m.in. winogrona), sacharoza (cukier używany do słodze- nia potraw i napojów), występująca w dużych ilościach w trzcinie cukrowej i burakach cukrowych. Laktoza, należąca również do disacharydów znajduje się w mleku, a inny disacharyd – maltoza jest zawarta w kiełkującym jęczmieniu. Wodór jest też składnikiem tłuszczy. Orzechy, ryby, oleje ro- ślinne i niektóre margaryny miękkie zawierają tłuszcze nienasycone korzystne w diecie człowieka. Wodór wykorzystywany jest w procesie utwardzania tłuszczy roślinnych np. w trakcie przekształ- cania olejów roślinnych w margarynę. Zastosowanie Wodór w postaci gazowej wykorzystywano do unoszenia sterowców. Jest gazem palnym, który w odpowiednich warunkach może spalać się wybuchowo. Gaz ten łatwo dyfunduje przez niektóre metale jak np. pallad. Wykorzystywany jest w palnikach gazowych, w niektórych silnikach ekolo- gicznych (obecnie coraz częściej w samochodach, jako źródło energii), a także w technice chroma- ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 8 tografii gazowej jako gaz nośny. W wodzie jony wodoru tworzą jon oksoniowy (dawniej nazywany hydroniowy) H3O+. Izotopy wodoru: deuter i tryt zostały po raz pierwszy (1952) przez fizyków Edwarda Tellera i Stanisława Ulama wykorzystane jako paliwo w amerykańskiej bombie termoją- drowej, której siła wybuchu przewyższała kilkaset razy siłę wybuchu bomby atomowej zrzuconej na Hiroszimę. Istotne Wodór jest podstawowym składnikiem gwiazd, a jego przemiana w hel – zasadniczym źródłem energii we Wszechświecie. Mieszanina wodoru z tlenem stanowi tzw. „mieszaninę piorunującą“ ulegającą wybuchowemu spalaniu. Wodór, a głównie reakcje pomiędzy jego nuklidami na Słońcu stanowią źródło olbrzymiej energii, dzięki której występuje wiele form życia na Ziemi. Istnieje niebezpieczeństwo wykorzystania energii otrzymanej w podanych wyżej reakcjach do celów militarnych, dlatego należy mieć świadomość, że skutki eksplozji termojądrowej tzw. wielo- stopniowej bomby wodorowej o mocy np. 20 MT będą bardzo groźne: kula ognia od miejsca deto- nacji obejmie obszar ok. 3 km w każdym kierunku, wzniecając setki tysięcy pożarów i nastąpi sko- kowy wzrost ciśnienia do 0,44 MPa, prędkość wiatru przekroczy 1000 km/h. Fala cieplna od miej- sca detonacji sięgnie ponad 26 km i na tym obszarze ulegnie spaleniu wszystko, co możliwe oraz nastąpi nawet zniszczenie ukrytych pod ziemią schronów. Zniszczenia obejmą obszar ok. 1280 km² i jeśli wybuch nastąpiłby w strefie metropolitalnej o liczbie mieszkańców 3 miliony, to wtedy przewiduje się w ciągu kilku minut jeden milion zabitych i pół miliona rannych, ciężko poparzo- nych. W reakcji otrzymywania helu wydziela się więcej energii niż w reakcji rozszczepiania jąder uranu 235U lub plutonu 239Pu. ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 9 MeV 3,6 He D D10322121nMeV 11,4 2 He T T10423131nMeV 17,6 He D T10422131n ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 10 Lit (łac. Lithium; ang. Lithium); odkrycie: Johan August Arfvedson, 1817 r. (Szwecja, Sztokholm); wyodrębnienie czystego metalu: William Thomas Brande i Humphry Davy. 3. LIT Występowanie w przyrodzie W skorupie ziemskiej (5∙10-3 wag.) m. in. w postaci glinokrzemianów, np.: LiAl[Si2O6] (spodumen) Otrzymywanie  Elektroliza stopionego chlorku lub wodoro- tlenku litu.  Rozkład termiczny azydku litu LiN3. Stopnie utlenienia Li-I roztwory litu w ciekłym amoniaku LiI Li2O, LiOH, LiH Podstawowe izotopy Masa atomowa Naturalny udział [ ] 6,015121 7,016003 7,5 92,5 Konfiguracja elektronowa stanu podstawowego [He]2s1 Właściwości fizykochemiczne  Miękki, srebrzystoszary metal o charakterze elektro- dodatnim  Łatwo reaguje m.in. z tlenem i azotem  Najlżejszy metal  Pływa po wodzie, ale reaguje z nią bardzo intensywnie  Łatwo reaguje z powietrzem.  Tworzy stopy z innymi metalami np. z Al, Mg  Temp. top. [K]: 453,69  Temp. wrz. [K]: 1615,15  Gęstość [g∙cm-3]: 0,534 (293K)  Promienie [pm]: Li+ 78;  Atom. 152;  Elektroujemność 0,98 (Pauling)  Powinowactwo elektronowe: (M→ M-) [kJ · mol-1]: 59,6  E0 Li+/Li0 [V] -3,04  Wprowadzone na pręciku platynowym sole litu do płomienia palnika gazowego zabarwiają go na karminowoczerwono (odcień wiśniowy) Energie jonizacji [kJ mol-1] 1. M → M+ 513,3 2. M+ → M2+ 7298,0 3. M2+ → M3+ 11814,8 ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== Ważniejsze nieorganiczne związki chemiczne LiH– wodorek litu, Li[AlH4] – tetrahydrydoglinianu litu; Li3N – azotek litu; Li2O – tlenek litu LiOH – wodoro- tlenek litu; Li2CO3 – węglan litu; LiNO3 – azotan(V) litu; Li2SO4 – siarczan(VI) litu; LiCl – chlorek litu. 11 Li6Li7 Rola w organizmie Lit jest mikroelementem i występuje w tkankach organizmu człowieka. Umiejscawia się w błonie komórkowej neuronów i stąd oddziałuje na skomplikowaną strukturę wewnętrzną komórki. Pier- wiastek ten jest niezbędnym do życia. Jego właściwości zostały poznane zwłaszcza dzięki bada- niom australijskiego psychiatry F.J. Cade a w XX wieku. Wykazał on skuteczność stosowania litu w leczeniu choroby afektywnej dwubiegunowej oraz łagodzeniu objawów psychoz. Jako stabiliza- tor nastroju obniża skłonność do agresji i przemocy, wpływa na samopoczucie człowieka, tym samym na zdrowie. Przy dużej podatności na stres stosuje się go w połączeniu z magnezem. Duński psychiatra Mogens Schou, zajmujący się leczeniem depresji dwubiegunowej, wprowadził lit do terapii i został nominowany za to do nagrody Nobla. Do lecznictwa sole tego pierwiastka wprowa- dzono w latach 50-tych XX wieku. Lit nasila przekaźnictwo serotoninoergiczne w hipokampie przez zwiększanie uwalniania serotoniny oraz noradrenaliny poprzez hamowanie cyklazy adenylo- wej. Przedostaje się on bardzo szybko do krwi, natomiast równie szybko jest wydalany z moczem. Akumuluje się on głównie w nerkach i trzustce, ale też w innych organach miąższowych. Kumula- cja może być przyczyną działania toksycznego na organizm człowieka, dlatego zaleca się spożywa- nie go w ilości nie większej niż ok. 1 mg/dobę. Przy nadmiarze litu mogą pojawić się objawy tok- syczne dotyczące wielu narządów: układu nerwowego (drżenie mięśni, zmiany w EEG, obrzęk tarczy nerwu wzrokowego, ruchy kloniczne, niezborność, zawroty głowy, drgawki, oczopląs, sen- ność, nietrzymanie moczu i stolca, tiki, halucynacje itp.), układu sercowo-naczyniowego (hipoto- nia, zaburzenia rytmu, bradykardia, zmiany w EKG – spłaszczenie lub odwrócenie załamka T), układu pokarmowego (nudności, wymioty, biegunka, obrzęk ślinianek, bóle brzucha, ślinotok, wzdęcia), układu moczowego (cukromocz, białkomocz, moczówka prosta nerkopochodna), skóry (trądzik, suchość, wypadanie włosów, świąd, owrzodzenia, obrzęki), układu endokrynnego (wole, niedoczynność gruczołu tarczycowego, nadczynność gruczołów przytarczycznych, impotencja). Terapia litem wymaga jego stałego monitoringu w organizmie człowieka. Poziom fizjologiczny tego pierwiastka w surowicy wynosi 1 mmol L-1, natomiast dawka toksyczna: 92-200 mg. Występowanie w żywności Naturalnym źródłem litu są: owoce dzikiej róży, goździki, kapusta, ziemniaki, pomidory, papryka, sól kuchenna szara, twarda woda pitna (woda mineralna lecznicza Słotwinka – 0,32 mg L-1). Dotychczas nie stwierdzono zatrucia litem u osób stosujących urozmaiconą prawidłową dietę. ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 12 Ze względu na jego niewielką zawartość w różnych produktach pokarmowych nie ma możliwości osiągnięcia dawki toksycznej dla człowieka. Zastosowanie Zastosowanie przemysłowe litu do produkcji szkła i ceramiki żaroodpornej, wytrzymałych stopów używanych w lotnictwie, ogniwach litowych oraz akumulatorach litowo-jonowych. Lithium carbonicum; Lithii carbonas – węglan litu. Wykorzystanie w medycynie: leczenie fazy maniakalnej, zapobieganie występowania faz depresyj- nych w chorobie afektywnej dwubiegunowej, a także zmniejszenie nasilenia i częstotliwości kolej- nych epizodów manii, w leczeniu łojotokowego zapalenia skóry. Preparaty: Camcolit zawierający 250 mg Lithium Carbonate, stosowany jest także pod postacią żelu lub toniku. Istotne Pierwiastek ten ze względu na dużą reaktywność przechowuje się w pojemnikach pod warstwą ciekłych związków organicznych o mniejszej gęstości niż gęstość litu (0,534 g·cm-3) np. pod war- stwą benzyny. ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 13 ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 14 4. SÓD Występowanie w przyrodzie Właściwości fizykochemiczne  Albit – Na[AlSi3O8] oraz jego roztwory potasu glinokrzemianami Sód (łac. Natrium; ang. Sodium); odkrycie: Humphry Davy, 1807 r. (Londyn, Anglia).  Temp. top. [K]: 370,96  Temp. wrz. [K]: 1156,1  Gęstość [g ∙ cm-3] 0,971 (293K)  Promienie [pm]: Na+ 98  Atom. 153,7  Elektroujemność 0,93 (Pauling)  Powinowactwo elektronowe: Na-I roztwory metalicznego Na w ciekłym NH3 NaI Na2O, Na2O2, NaOH, NaHCO3 lub stopionego wodorotlenku sodu.  Rozkład termiczny azydku sodu. Konfiguracja elektronowa stanu podstawowego stałe z i wapnia. NaNO3 [Ne]3s1  Elektroliza stopionego chlorku sodu  Chlorek sodu – NaCl  Azotan(V) sodu (saletra chilijska) – 2NaN3 → 2Na + 3N2 Stopnie utlenienia Otrzymywanie (M→ M-) [kJ · mol-1]: 52,9  E Na+/Na0 [V] -2,71  Wprowadzone na pręciku platynowym sole sodu do płomienia palnika gazowego, zabarwiają go na ja- skrawożółty kolor  Miękki srebrzysty metal  Gwałtownie utlenia się w powietrzu, jak i w reakcji z wodą. Energie jonizacji [kJ · mol-1] 1. M → M+ 495,8 2. M+ → M2+ 4562,4 3. M2+→ M3+ 6912 Podstawowe izotopy Masa atomowa 21,994434 22,989767 Naturalny udział [ ] - 100 Na+ V grupa kationów wg rozdziału Freseniusa Ważniejsze nieorganiczne związki chemiczne NaCl – chlorek sodu [sól kuchenna]; Na2O – tlenek sodu; NaOH – wodorotlenek sodu, Na2O2 – nadtlenek disodu; NaCN – cyjanek sodu; NaSCN – cyjanian sodu; Na2CO3 – węglan sodu; NaHCO3 – wodorowęglan sodu; NaNO3 – azotan(V) sodu; Na2SO4 – siarczan(VI) sodu; Na3PO4 – ortofosforan(V) sodu; Na2HPO4 – wodoroortofosfo- ran(V) disodu; Na2S – siarczek sodu; NaN3 – azydek sodu. 15 ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== Na22Na23 Rola w organizmie Sód należy do makroelementów. Organizm człowieka zawiera około 105 g sodu, tj. ok. 4567 mmol. Znaczne ilości tego pierwiastka znajdują się w płynach ustrojowych, głównie w pozakomórkowym, podobnie jak w osoczu krwi. W organizmie człowieka sód występuje wraz z anionami, przede wszystkim: chlorkowym oraz wodorowęglanowym, który jest niezbędny w regulacji równowagi kwasowo-zasadowej. Z tkanek najbogatsze w sód są skóra i kości. Sód występuje również w soku trzustkowym i jelitowym. Sód odgrywa podstawową rolę w: • regulacji gospodarki wodnej organizmu, • utrzymaniu ciśnienia osmotycznego płynów ustrojowych, • zobojętnianiu reszt kwasowych powstających podczas przemiany materii, • zachowaniu prawidłowej pobudliwości mięśni i przepuszczalności błon komórkowych (wraz z potasem). Stężenie sodu w osoczu krwi wynosi 135-145 mmol/L, a w moczu ok. 80 mmol/L. Spadek stężenia sodu we krwi poniżej 135 mmol/L określany jest jako hiponatremia, a wzrost powyżej 148 mmol/L hipernatremia. Bardzo rzadko występuje hiponatremia prowadząca na zasadzie osmozy do obrzęku komórek, może do niej dojść przez skrajne odwodnienie np. u maratończyków czy osób nadużywa- jących środków odwadniających czy przeczyszczających. Niedobór sodu spowodowany nadmierną aktywnością wazopresyny może też prowadzić do hiponatremii. Znajomość zawartości sodu w produktach spożywczych jest szczególnie ważna ze względu na fakt, iż jego nadmierne spożycie ma wpływ na zatrzymanie wody w organizmie człowieka, co skutkować może obrzękami oraz rozwojem nadciśnienia tętniczego. Nadmiar sodu zwiększa wydalanie wapnia z moczem, sprzyjając tym samym powstawaniu ujemnego bilansu wapniowego i zwiększeniu zagrożenia osteoporozą, zwiększa też ryzyko powstawania raka żołądka (uszkadza błonę śluzową) i udarów mózgu (powiązane pośrednio z nadciśnieniem/niedociśnieniem krwi). Ze względu na to, że sód jest antagonistą potasu oba pierwiastki muszą występować w organizmie człowieka w określonych proporcjach, a co za tym idzie ich stosunek stężeń w pokarmie (Na : K) powinien wynosić 1:1,7. Należy zwrócić uwagę na fakt, że zarówno potas jak i sód są wydalane z organizmu także z potem, a straty te podczas dużego wysiłku fizycznego mogą być znaczne. Ko- nieczne jest wówczas uzupełnianie ubytków wody i składników mineralnych poprzez podanie pre- paratów zawierających te minerały. Niedobór sodu u zwierząt powoduje zaburzenie pobudliwości komórek ze względu na zanikanie różnicy potencjałów błonowych. U roślin odgrywa niewielką rolę, ponieważ dominujący jest potas, który odpowiada za potencjał osmotyczny i turgor w komórkach roślin. Sód ma znaczenie dla słonorośli czyli roślin rosnących np. na skałach, u których występuje w soku komórkowym we wło- ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 16 śnikach, aby umożliwić pobieranie wody (osmoza – przeciwdziała wysokiemu potencjałowi osmo- tycznemu wody w glebie, wynikającemu z ilości rozpuszczonych soli ze skał). Występowanie w żywności Głównym źródłem sodu w pokarmie (ok. 90 dziennej racji spożytego sodu) jest sól kuchenna – chlorek sodu (NaCl), stosowany w przetwórstwie żywności i podczas przygotowywania potraw. Tylko 10 sodu pochodzi z produktów spożywczych nieprzetworzonych, jako naturalny ich skład- nik, np. mleka, mięsa, ryb. Dzienna minimalna norma spożycia sodu wynosi dla dorosłego człowieka ok. 0,50-0,60 g co odpowiada ok. 1,27-1,53 g chlorku sodu. Dla dzieci i młodzieży zale- ca się mniejsze jego ilości. Tymczasem zwyczajowe spożycie soli kuchennej w wielu krajach, w tym także w Polsce przewyższa zalecane normy. Dobrym nawykiem jest zmniejszenie ilości soli dodawanej do przygotowywanych w domu potraw. Powyżej 120 mg sodu w 100 g zawierają podroby (nerki, mózg), jaja, produkty przetwarzane z dodatkiem soli kuchennej (np. pieczywo, sery). Mniejsze ilości chlorku sodu, od 40 mg do 120 mg/100 g zawiera mleko, mięso, wątroba, ryby wędliny – np. polędwica 748 mg/100 g, drób, niektóre warzywa: buraki, seler oraz marchew zawierająca ok. 80 mg/100 g. Poniżej 40 mg chlorku sodu znajduje się w 100 g owoców, suchych nasionach roślin strączkowych, mąkach, kaszach, a w 100 g ziemniaków – 7 mg. Grzyby mają znacznie większą niż rośliny zielne zdolność akumulacji w owocnikach pierwiastków. Największą zawartością sodu – 46,80 mg/100 g s.m. (suchej masy) – charakteryzuje się powszechnie występu- jący gatunek – maślak sitarz (Suillus bovinus). Zawartość sodu w tym gatunku jest dwukrotnie wyż- sza niż w innych gatunkach Basidiomycota np. gąska zielonka (Tricholoma equestre) – 26,80 mg/100 g s.m. Zastosowanie Wykorzystanie w medycynie. Sód w postaci soli fizjologicznej (sterylny 0,9 roztwór NaCl) stosowany jest przede wszystkim w zaburzeniach gospodarki elektrolitowej występujących w trakcie zabiegów i po zabiegach chirurgicznych, w stanach odwodnienia będących wynikiem oparzenia, urazów, obfitych biegunek, wymiotów, we wstrząsie, odwodnieniu. Sól fizjologiczna stosowana jest miejscowo do przemywania i przepłukiwania oczu, nosa, gardła oraz do iniekcji. W postaci kropli do oczu niezawierających środków konserwujących stosowany do nawilżania powierzchni gałki ocznej i soczewek kontaktowych w przypadku pieczenia, kłucia czy przemęcze- nia oczu w celu zapewnienia pacjentowi większego komfortu. ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 17 Preparaty: Olimp-Chela-Potas; Hydronea Baby Plus, Ozone ArthroKomplex, Sojaprotein, Basica proszek, Zdrowit-Litorsal; Zdrowit-Optimum V+; Zdrowit-Witaminy i minerały + luteina, Zdrowit- Multiwitamina; Geriatrix, Runner, Sensilab Sprawny Układ Moczowy, Zdrowit-Witaminy i minera- ły + Żeń-szeń. Istotne Wybuchowy rozkład azydku sodu jest wykorzystywany w poduszkach powietrznych 2NaN3 → 2Na + 3N2 Czas napełnienia poduszki powietrznej zainicjowany wypadkiem samochodowym wynosi kilka milisekund. Sód 23 [23Na ] – trwały, niepromieniotwórczy izotop sodu występujący w przyrodzie. ##7#52#aSUZPUk1BVC1WaXJ0dWFsbw== 18
Pobierz darmowy fragment (pdf)

Gdzie kupić całą publikację:

Właściwości fizykochemiczne i biologiczne wybranych biopierwiastków
Autor:
, ,

Opinie na temat publikacji:


Inne popularne pozycje z tej kategorii:


Czytaj również:


Prowadzisz stronę lub blog? Wstaw link do fragmentu tej książki i współpracuj z Cyfroteką: