Свойства S, P, D элементов, имеющих биологическое значение

 

Федеральное государственное образовательное  учреждение

высшего профессионального образования

«Ивановская государственная сельскохозяйственная академия

имени академика Д.К. Беляева»

 

Кафедра химии

 

Реферат на тему:

 «Свойства  S, P, D элементов,

имеющих биологическое значение»

Выполнила:

студентка 4 группы  1 курса

агротехнологического факультета

Якубов Комрон П.

Проверила:

ст. преподаватель

Дельцова Л.Н.

 

 

Иваново 2011

 

S- Элементы

Биологические функции s–элементов очень разнообразны: активация ферментов, участие в процессах свертывания крови, в различных реакциях организма, связанных с изменением проницаемости мембран по отношению к ионам калия, натрия и кальция, участие в образовании мембранного потенциала, в запуске внутриклеточных процессов, таких как обмен веществ, рост, развитие, сокращение, деление и секреция. Обеспечивают перенос в клетке информации. Чувствительность клеток к данным ионам обеспечивается разностью их содержания вне и внутри клетки, градиентом концентрации (ионной асимметрией). Старение – понижение градиента концентрации, смерть – выравнивание концентрации вне и внутри клетки. Градиент концентрации обеспечивается связыванием свободных ионов клетки специфическими белками. Одним из немногих универсальных регуляторов жизнедеятельности клеток являются ионы кальция. Градиент концентраций Са2+ между цитоплазмой и средой на уровне 4 порядков и обеспечивается связыванием Са2+ в хелатное соединение специфическими белками. Кальмодулин – один из наиболее изученных кальций связывающих белков, широко распространенных и встречается в клетках животных, растений и грибов. Этот белок способен регулировать большое число (более 30 описанных в настоящее время) различных процессов, происходящих в клетке.

Вещества, регулирующие поток ионов, называются эффекторами, которые делятся на блокаторы и активаторы. В клинической практике применяются блокаторы в сердечнососудистой терапии (стенокардия, аритмия, инфаркт, миокарда), иммунологии, химиотерапии онкологических заболеваний. Верапамил, дигидропиридил ингибируют на 80-90% образование метастазов меланомы, значительно снижают адгезию (прилипание) опухолевых клеток к эндотелию и образованию колоний. Система регуляции градиента концентрации вне и внутри клеток, является перспективным направлением в биотехнологии (химической ионике) для получения важных веществ из клеток-продуцентов (b-клетки – источник инсулина, гипофизарные клетки – продуценты гормонов, фибробласты – источники факторов роста). Кроме активации ферментов, ионы щелочных металлов играют важную роль в осмотическом давлении, действуют как переносчики зарядов при передаче нервного импульса.стабилизируют структуру нуклеиновых кислот. Ионы кальция инициируют некоторые физиологические процессы, такие, как сокращение мышц, секрецию гормонов, свертывание крови и другие. Содержание ионов натрия, кальция и хлора во внеклеточной среде выше, а ионов калия и магния наоборот. Стационарное состояние достигается при равенстве потоков ионов калия внутрь клетки (активный транспорт) и из клетки за счет диффузии. Обратное явление наблюдается при транспорте ионов натрия. Существование калиево-натриевого градиента концентраций приводит к возникновению мембранного потенциала, величина которого около 80 мb. Благодаря ему нервные волокна способны передавать импульсы, а мышцы – сокращаться. Увеличение концентрации калия вне клетки в два раза, несмотря на наличие градиента концентрации ионов калия приводит к нарушению сердечного ритма и смерти. Биологическая роль других ионов s-элементов пока неясна. Известно, что введением в организм ионов лития, удается лечить одну из форм маниакально-депрессивного психоза.

 

 

1. Калий

1. Нахождение и распространение в природе

В природе калий встречается только в соединениях с другими элементами, например, в морской воде, а также во многих минералах. Очень быстро окисляется на воздухе и очень легко вступает в химические реакции, особенно с водой, образуя щёлочь. Во многих отношениях химические свойства калия очень близки к натрию, но с точки зрения биологической функции и использования их клетками живых организмов они всё же отличаются.

В свободном состоянии не встречается. Калий входит в состав сильвина KCl, сильвинита KCl·NaCl, карналлита KCl·MgCl2·6H2O, каинита KCl·MgSO4·6H2O, а также присутствует в золе некоторых растений в виде карбоната K2CO3 (поташ). Калий входит в состав всех клеток. Кларк калия в земной коре составляет 2,4 % (5-й по распространённости металл, 7-й по содержанию в коре элемент). Концентрация в морской воде 380 мг/л[3].

Крупнейшие месторождения калия находятся на территории Канады (производитель PotashCorp), России (ОАО «Уралкалий», г. Березники, ОАО «Сильвинит», г. Соликамск, Пермский край, Верхнекамское месторождение калийных руд, Белоруссии (ПО «Беларуськалий», г. Солигорск, Старобинское месторождение калийных руд).

2. Получение

Калий, как и другие щелочные металлы, получают электролизом расплавленных хлоридов или щелочей. Так как хлориды имеют более высокую температуру плавления (600—650 °C), то чаще проводят электролиз расправленных щелочей с добавкой к ним соды или поташа (до 12 %). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор:

K+ + e− → K

2Cl− − 2e−  → Cl2

 

При электролизе щелочей на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:

4OH− − 4e−  → 2H2O + O2

 

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся калий в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготовляют также в виде цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).

 

1. Физические и Химические свойства

Калий — серебристое вещество с характерным блеском на свежеобразованной поверхности. Очень лёгок и легкоплавок. Относительно хорошо растворяется в ртути, образуя амальгамы. Будучи внесённым в пламя горелки калий (а также его соединения) окрашивает пламя в характерный розово-фиолетовый цвет.

  Калий активно взаимодействует  с водой. Выделяющийся водород  воспламеняется, а ионы калия  придают пламени фиолетовый цвет. Раствор фенолфталеина в воде  становится малиновым, демонстрируя  щелочную реакцию образующегося KOH.

Элементарный калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем. На воздухе свежий срез быстро тускнеет из-за образования плёнок соединений (оксиды и карбонат). При длительном контакте с атмосферой способен полностью разрушиться. С водой реагирует со взрывом. Хранить его необходимо под слоем бензина, керосина или силикона, дабы исключить контакт воздуха и воды с его поверхностью. С Na, Tl, Sn, Pb, Bi калий образует интерметаллиды.

 

• Применение

Жидкий при комнатной температуре сплав калия и натрия используется в качестве теплоносителя в замкнутых системах, например, в атомных силовых установках на быстрых нейтронах. Кроме того, широко применяются его жидкие сплавы с рубидием и цезием. Сплав состава: натрий 12 %, калий 47 %, цезий 41 % — обладает рекордно низкой температурой плавления −78 °C.

Соединения калия — важнейший биогенный элемент и потому применяются в качестве удобрений.

Соли калия широко используются в гальванотехнике, так как, несмотря на относительно высокую стоимость, они часто более растворимы, чем соответствующие соли натрия, и потому обеспечивают интенсивную работу электролитов при повышенной плотности тока.

 

• Биологическое значение

Калий содержится большей частью в клетках, до 40 раз больше чем в межклеточном пространстве. В процессе функционирования клеток избыточный калий покидает цитоплазму, поэтому для сохранения концентрации он должен нагнетаться обратно при помощи натрий-калиевого насоса. Калий и натрий между собой функционально связаны и выполняют следующие функции:

Создание условий для возникновения мембранного потенциала и мышечных сокращений.

Поддержание осмотической концентрации крови.

Поддержание кислотно-щелочного баланса.

Нормализация водного баланса.

Рекомендуемая суточная доля калия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов, для взрослых от 1800 до 5000 миллиграммов. Потребность в калии зависит от общего веса тела, физической активности, физиологического состояния, и климата места проживания. Рвота, продолжительные поносы, обильное потение, использование мочегонных повышают потребность организма в калии.

Основными пищевыми источниками являются сушёные абрикосы, дыня, бобы, киви, картофель, авокадо, бананы, брокколи, печень, молоко, ореховое масло, цитрусовые, виноград. Калия достаточно много в рыбе и молочных продуктах.

Практически все сорта рыбы содержат более 200 мг калия в 100 г. Количество калия в разных видах рыбы различается. Овощи, грибы и травы также содержат много калия, однако в консервированных продуктах его уровень может быть гораздо меньше. Много калия содержится в сладостях, особенно в шоколаде.

Всасывание происходит в тонком кишечнике. Усвоение калия облегчает витамин B6, затрудняет — алкоголь.

При недостатке калия развивается гипокалиемия. Возникают нарушения работы сердечной и скелетной мускулатуры. Продолжительный дефицит калия может быть причиной острой невралгии.

При переизбытке калия развивается гиперкалиемия, длякоторой основным симптомом является язва тонкого кишечника. Настоящаягиперкалиемия может вызвать остановку сердца.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2.     Натрий

• Нахождение и распространение в природе.

Содержание натрия в земной коре 2,64% по массе. В гидросфере натрий содержится в виде растворимых солей в количестве около 2,9% (при общей концентрации солей в морской воде 3,5-3,7%); содержание натрия в морской воде 1,5.1016 т. Наличие натрия установлено в атмосфере Солнца и межзвездном пространстве. В природе натрий находится только в виде солей. Важнейшие минералы-галит (каменная соль) NaCl, мирабилит (глауберова соль) Na2SO4•10 Н2О, тенардит Na,SO4, чилийская селитра NaNO3, криолит Na3[AlF6], трона NaHCO3•Na2CO3•2Н2О, бура (тинкал) Na2B4O7•10Н2О, а также природные силикаты, напр. альбит Na[AlSi3O8], нефелин Na [AlSiO4], содержащие помимо натрия и др. элементы. Соединения натрия входят в состав живых организмов, главным образом в виде NaCl.

 

• Получение

Натрий получают: электролизом расплава NaCl (одновременно производят Сl2) с добавками КСl, NaF или СаСl2 для снижения т-ры плавления электролита; электролизом расплава NaOH; небольшие количества разложение азида 2NaN32Na + 3N2 и др. Электролиз NaCl проводят в электролизерах с диафрагмой; аноды изготовлены из графита, катоды из Сu или Fe. Очищают натрий от примесей хлоридов, оксидов, Са, С добавлением в расплавленный натрий смеси NaOH -Na2CO3- NaCl или Na2O2, обработкой расплава металлические Li, Ti или сплавом Ti-Zr, низшими хлоридами TiCl3, TiCl2, вакуумной дистилляцией.

 

• Физические и химические свойства

Натрий — серебристо-белый металл,в тонких слоях с фиолетовым оттенком, пластичен, даже мягок (легко режется ножом), свежий срез натрия блестит. Величины электропроводности и теплопроводности натрия достаточно высоки, плотность равна 0,96842 г/см³ (при 19,7 °C), температура плавления 97,86 °C, температура кипения 883,15 °C.Под давлением становится прозрачным и красным, как рубин.

Хим. активность натрия весьма высока. На воздухе он активно окисляется с поверхности, в жидком состоянии выше 200 0С загорается. В зависимости от условий натрий может окисляться до натрия оксида Na2O или пероксида Na,O2. Энергично реагирует с водой с образованием натрия гидроксида NaOH и выделением Н2, при большой поверхности контакта реакция идет со взрывом. Натрий воспламеняется в атмосфере F2, в Сl2 горит при обычной т-ре, с Вr2 реагирует лишь при нагревании, с I2 в обычных условиях не реагирует. Энергично взаимодействует с S, Se и Те, образуя халькогениды составов Na2X, NaX, NaX2, Na2X5. Благородные газы незначительно растворим в твердом и жидком натрии, при 200 °С натрий начинает поглощать Н2, образуя весьма гигроскопичный гидрид NaH. С N2 в электрическом разряде дает нитрид Na3N или азид NaN3, с разбавленными кислотами соли. В жидком NH3 натрий легко растворяется, образуя раствор синего цвета с металлической проводимостью, содержащий катионы Na+ и сольватированные электроны; растворимость натрия (г в 100 г NH3): 34,6 (0°С), 31,9 (-50°С), 29,4 (-105°С). Взаимодействие натрия с NH3 при 300-400 °С или в присутствии катализатора при охлаждении до — 30 °С получают амид NaNH2.

 

• Применение

Металлический натрий широко используется в препаративной химии и промышленности как сильный восстановитель, в том числе в металлургии. Натрий используется в производстве весьма энергоёмких натриево-серных аккумуляторов. Его также применяют в выпускных клапанах грузовиков как теплоотвод. Изредка металлический натрий применяется в качестве материала для электрических проводов, предназначенных для очень больших токов.

В сплаве с калием, а также с рубидием и цезием используется в качестве высокоэффективного теплоносителя. В частности, сплав состава натрий 12 %, калий 47 %, цезий 41 % имеет рекордно низкую температуру плавления −78 °C и был предложен в качестве рабочего тела ионных ракетных двигателей и теплоносителя для атомных энергоустановок.

Натрий также используется в газоразрядных лампах высокого и низкого давления (НЛВД и НЛНД). Лампы НЛВД типа ДНаТ (Дуговая Натриевая Трубчатая) очень широко применяются в уличном освещении. Они дают ярко-жёлтый свет. Срок службы ламп ДНаТ составляет 12-24 тысяч часов. Поэтому газоразрядные лампы типа ДНаТ незаменимы для городского, архитектурного и промышленного освещения. Также существуют лампы ДНаС, ДНаМТ (Дуговая Натриевая Матовая), ДНаЗ (Дуговая Натриевая Зеркальная) и ДНаТБР (Дуговая Натриевая Трубчатая Без Ртути).

Металлический натрий применяется в качественном анализе органического вещества. Сплав натрия и исследуемого вещества нейтрализуют этанолом, добавляют несколько миллилитров дистиллированной воды и делят на 3 части, проба Ж. Лассеня (1843), направлена на определение азота, серы и галогенов (проба Бейльштейна)

Хлорид натрия (поваренная соль) — древнейшее применяемое вкусовое и консервирующее средство.

Азид натрия (NaN3) применяется в качестве азотирующего средства в металлургии и при получении азида свинца.

Цианид натрия (NaCN) применяется при гидрометаллургическом способе выщелачивания золота из горных пород, а также при нитроцементации стали и в гальванотехнике (серебрение, золочение).

Хлорат натрия (NaClO3) применяется для уничтожения нежелательной растительности на железнодорожном полотне.

 

• Биологическое значение

В организме натрий находится большей частью снаружи клеток (примерно в 15 раз больше чем в цитоплазме). Эту разницу поддерживает натрий-калиевый насос, который откачивает попавший внутрь клетки натрий.

Совместно с калием натрий выполняет следующие функции:

Создание условий для возникновения мембранного потенциала и мышечных сокращений.

Поддержание осмотической концентрации крови.

Поддержание кислотно-щелочного баланса.

Нормализация водного баланса.

Обеспечение мембранного транспорта.

Активация многих энзимов.

Рекомендуемая доза натрия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграммов, для взрослых от 1200 до 2300 миллиграммов. В виде поваренной соли это составляет от 3 до 6 граммов в день.

Натрий содержится практически во всех продуктах, хотя большую его часть организм получает из поваренной соли. Усвоение в основном происходит в желудке и тонкой кишке. Витамин Д улучшает усвоение натрия, однако, чрезмерно соленая пища и пища богатая белками препятствуют нормальному всасыванию. Количество поступившего с едой натрия показывает содержание натрия в моче. Для богатой натрием пищи характерна ускоренная экскреция.

Дефицит натрия у питающегося сбалансированной пищей человека не встречается, однако, некоторые проблемы могут возникнуть при вегетарианских диетах. Временный дефицит может быть вызван использованием мочегонных, поносом, обильным потением или избыточным употреблением воды. Симптомами нехватки натрия являются потеря веса, рвота, образование газов в желудочно-кишечном тракте, и нарушение усвоения аминокислот и моносахаридов. Продолжительный дефицит вызывает мышечные судороги и невралгию.

Переизбыток натрия вызывает отек ног и лица, а также повышенное выделение калия с мочой. Максимальное количество соли, которое может быть переработано почками составляет примерно 20-30 граммов, большее количество уже опасно для жизни.

 

 

 

 

3.    Кальций

 

• Нахождение и распространение в природе

По распространенности в земной коре кальций занимает пятое место (после О, Si, Al, Fe), его содержание в земной коре составляет 3,38% по массе. Встречается только в виде соед., в основном солей кислородсодержащих кислот. Известно около 400 минералов, содержащих кальций. Очень распространены различные силикаты и алюмосиликаты, например, анортит Са[Al2Si2O8], диопсид CaMg[Si2O6], волластонит Са3[Si3O9]. Кроме них промышленное значение имеют кальцит СаСО3 (природные формы - известняк, мел, мрамор), доломит CaMg(CO3)2, фосфорит Са5(РО4)3(ОН, СО3) (с различными примесями), апатиты Са5(PO4)3(F, Cl), гипс CaSO4.2H2O, флюорит CaF2 и др. Большое кол-во кальция находится в природных водах вследствие существования глобального карбонатного равновесия между практически нерастворимым СаСО3, хорошо растворимым Са(НСО3)2 и находящимся в воде и воздухе СО2. Значительное кол-во кальция содержится в организмах мн. животных, напр., гидроксилапатит - в костной ткани позвоночных, СаСО3 - в раковинах моллюсков, яичной скорлупе

 

• Получение

В промышленности кальций получают электролизом расплава СаСl2 (75-85%) + КСl, а также алюмотермическим восстановлением СаО. Необходимый для электролиза чистый безводный СаСl2 производят хлорированием СаО при нагревании в присутствии угля или обезвоживанием СаСl2.6Н2О, полученного действием соляной кислоты на известняк. По мере выделения кальция в электролит добавляют СаСl2. Электролиз ведут с графитовым анодом, катодом служит жидкий сплав Са (62 65%) + Сu. Содержание кальция в сплаве постоянно возрастает. Часть обогащенного сплава периодически извлекают и добавляют сплав, обедненный кальцием (30-35% Са). Температура процесса 680-720 °С; при более низкой температуре обогащенный кальцием сплав всплывает на поверхность электролита, а при более высокой происходит растворение кальция в электролите с образованием СаСl. На 1 кг Са расходуется энергии 40-50 кВт.ч. Из сплава Са + Сu кальций отгоняют в вакуумной реторте при 1000-1080 °С и остаточном давлении 13-20 кПа. Для получения высокочистого кальция его перегоняют дважды.

При электролизе с жидкими катодами из сплавов Са + Рb или Са + Zn непосредственно получают используемые в технике сплавы кальция с Рb (для подшипников) и с Zn (для получения пенобетона - при взаимодействие сплава с влагой выделяется Н2 и создается пористая структура). Иногда процесс ведут с железным охлаждаемым катодом, который только соприкасается с поверхностью расплавленного электролита. По мере выделения кальция катод постепенно поднимают, вытягивают из расплава стержень из кальция, защищенный от кислорода воздуха слоем затвердевшего электролита.

Алюмотермический  метод основан на реакции: 6СаО + 2Аl : 3СаО.Аl2О3 + 3Са. Из смеси СаО с порошкообразным Аl прессуют брикеты; их помещают в реторту из хромоникелевой стали и отгоняют образовавшийся кальций при 1170-1200 °С и остаточном давлении 0,7-2,6 Па. Аналогично кальций может быть также получен восстановлением СаО ферросилицием или силикоалюминием. Кальций выпускают в виде слитков или листов с чистотой 98-99%.

 

• Физические и химические свойства

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443 °C устойчив α-Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчив β-Ca с кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартная энтальпия ΔH0 перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.

При постепенном повышении давления начинает проявлять свойства полупроводника, но не становится полупроводником в полном смысле этого слова (металлом уже тоже не является). При дальнейшем повышении давления возвращается в металлическое состояние и начинает проявлять сверхпроводящие свойства (температура сверхпроводимости в шесть раз выше, чем у ртути, и намного превосходит по проводимости все остальные элементы). Уникальное поведение кальция похоже во многом на стронций (т. е. параллели в периодической системе сохраняются)

Кальций — типичный щелочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.

В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca2+/Ca0 −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:

Ca + 2Н2О → Ca(ОН)2 + Н2↑ + Q.

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:

2Са + О2 → 2СаО

Са + Br2 → CaBr2.

 

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:

Са + Н2 → СаН2, Ca + 6B = CaB6,

3Ca + N2 → Ca3N2, Са + 2С → СаС2,

3Са + 2Р → Са3Р2 (фосфид кальция), известны  также фосфиды кальция составов  СаР и СаР5;

2Ca + Si → Ca2Si (силицид кальция), известны  также силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (то есть эти реакции — экзотермические). Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

СаН2 + 2Н2О → Са(ОН)2 + 2Н2↑,

Ca3N2 + 6Н2О → 3Са(ОН)2 + 2NH3↑.

Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Такие соли кальция, как хлорид CaCl2, бромид CaBr2, иодид CaI2 и нитрат Ca(NO3)2, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО3, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО3)2 в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:

СаСО3 + СО2 + Н2О → Са(НСО3)2.

В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:

Са(НСО3)2 → СаСО3 + СО2↑ + Н2О.

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жёсткость воды. Временной её называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО3. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.

 

• Применение

Кальций применяют при металлотермическом получении U, Th, Ti, Zr, Cs, Rb и некоторых лантаноидов из их соединений, для удаления примесей кислорода, азота, серы, фосфора из сталей, бронз и др. сплавов, обезвоживания органических жидкостей, очистки Аr от примеси N2, как геттер в вакуумных устройствах, легирующий элемент для алюминиевых сплавов, как модифицирующую добавку для магниевых сплавов. Сплавы Са + Рb антифрикционные материалы в производстве подшипников. Несравненно большее применение находят соединения кальция: Кальция алюминаты, Кальция гипохлорит, Кальция карбид, Кальция оксид, Кальция силикаты, Кальция фосфаты, Кальция фторид. Мировое производство соединений кальция и материалов, содержащих кальций (в т.ч. сплавов), около 1 млрд. т/год. Металлический кальций впервые получил в 1808 Г. Дэви.

 

• Биологическое значение

Кальций — распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть содержится в скелете и зубах в виде фосфатов. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят скелеты большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также в обеспечении постоянного осмотического давления крови. Ионы кальция также служат одним из универсальных вторичных посредников и регулируют самые разные внутриклеточные процессы — мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов и др. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10−7 моль, в межклеточных жидкостях около 10−3 моль.

Потребность в кальции зависит от возраста. Для взрослых необходимая дневная норма составляет от 800 до 1000 миллиграммов (мг), а для детей от 600 до 900 мг, что для детей очень важно из-за интенсивного роста скелета. Большая часть кальция, поступающего в организм человека с пищей, содержится в молочных продуктах, оставшийся кальций приходится на мясо, рыбу, и некоторые растительные продукты (особенно много содержат бобовые). Всасывание происходит как в толстом, так и тонком кишечнике и облегчается кислой средой, витамином Д и витамином С, лактозой, ненасыщенными жирными кислотами. Немаловажна роль магния в кальциевом обмене, при его недостатке кальций «вымывается» из костей и осаждается в почках (почечные камни) и мышцах.

Усваиванию кальция препятствуют аспирин, щавелевая кислота, производные эстрогенов. Соединяясь с щавелевой кислотой, кальций дает нерастворимые в воде соединения, которые являются компонентами камней в почках.

Содержания кальция в крови из-за большого количества связанных с ним процессов точно регулируется, и при правильном питании дефицита не возникает. Продолжительное отсутствие в рационе может вызвать судороги, боль в суставах, сонливость, дефекты роста, а также запоры. Более глубокий дефицит приводит к постоянным мышечным судорогам и остеопорозу. Недостаток кальция может вызывать до 147 заболеваний[источник не указан 40 дней]. Злоупотребление кофе и алкоголем могут быть причинами дефицита кальция, так как часть его выводится с мочой.

Избыточные дозы кальция и витамина Д могут вызвать гиперкальцемию, после которой следует интенсивная кальцификация костей и тканей (в основном затрагивает мочевыделительную систему). Продолжительный переизбыток нарушает функционирование мышечных и нервных тканей, увеличивает свертываемость крови и уменьшает усвояемость цинка клетками костной ткани. Максимальная дневная безопасная доза составляет для взрослого от 1500 до 1800 миллиграмм.

 

 

 

 

 

 

 

4.     Магний

 

 

• Нахождение и распространение в природе

Кларк магния 19 кг/т. Это распространённый элемент земной коры. Большие количества магния находятся в морской воде. Главными видами нахождения магнезиального сырья являются:

морская вода — (Mg 0,12-0,13 %),

карналлит — MgCl2 • KCl • 6H2O (Mg 8,7 %),

бишофит — MgCl2 • 6H2O (Mg 11,9 %),

кизерит — MgSO4 • H2O (Mg 17,6 %),

эпсомит — MgSO4 • 7H2O (Mg 16,3 %),

каинит — KCl • MgSO4 • 3H2O (Mg 9,8 %),

магнезит — MgCO3 (Mg 28,7 %),

доломит — CaCO3·MgCO3 (Mg 13,1 %),

брусит — Mg(OH)2 (Mg 41,6 %).

Магнезиальные соли встречаются в больших количествах в солевых отложениях самосадочных озёр. Месторождения ископаемых солей карналлита осадочного происхождения известны во многих странах.

Магнезит образуется преимущественно в гидротермальных условиях и относится к среднетемпературным гидротермальным месторождениям. Доломит также является важным магниевым сырьём. Месторождения доломита широко распространены, запасы их огромны. Они ассоциируют с карбонатными толщами и большинство из них имеет докембрийский или пермский возраст. Доломитовые залежи образуются осадочным путём, но могут возникать также при воздействии на известняки гидротермальных растворов, подземных или поверхностных вод.

Типы месторождений:

Ископаемые минеральные отложения (магнезиальные и калийно-магнезиальные соли)

Морская вода

Рассолы (рапа соляных озёр)

Природные карбонаты (доломит и магнезит)

Главные месторождения находятся на территории США, Норвегии, Китая, России.

 

 

• Получение

Обычный промышленный метод получения металлического магния — это электролиз расплава смеси безводных хлоридов магния MgCl2 (бишофит), натрия NaCl и калия KCl. В расплаве электрохимическому восстановлению подвергается хлорид магния:

MgCl2 (электролиз) = Mg + Cl2.

Расплавленный металл периодически отбирают из электролизной ванны, а в нее добавляют новые порции магнийсодержащего сырья. Так как полученный таким способом магний содержит сравнительно много (около 0,1 %) примесей, при необходимости «сырой» магний подвергают дополнительной очистке. С этой целью используют электролитическое рафинирование, переплавку в вакууме с использованием специальных добавок — флюсов, которые «отнимают» примеси от магния или перегонку (сублимацию) металла в вакууме. Чистота рафинированного магния достигает 99,999 % и выше.

Разработан и другой способ получения магния — термический. В этом случае для восстановления оксида магния при высокой температуре используют кремний или кокс:

MgO + C = Mg + CO

Применение кремния позволяет получать магний из такого сырья, как доломит CaCO3·MgCO3, не проводя предварительного разделения магния и кальция. С участием доломита протекают реакции: