Скачать

Мир состоит из элементов

Видно, чем-то похожа

На камень вода.

И в далеком родстве

Светлячок и звезда.

Что все это роднит:

Облака и гранит,

Человека, и звезды, и птиц?

Сложен мир.

Сложен мир из мельчайших частиц.

Ефим Ефимовский

Мир состоит из химических элементов.

Химические элементы являются кирпичиками мироздания.

Все многообразие окружающей нас действительности (и мы сами) состоит из комбинаций атомов сравнительно небольшого числа химических элементов. Около 90 элементов существует в природе (остальные получены искусственно с помощью ядерных реакций). Организм человека содержит около 70 элементов.

Всего лишь 8 элементов - кислород, кремний, алюминий, железо, кальций, натрий, калий и магний – составляют по массе 99% земной коры, причем половина приходится на кислород, а четверть – на кремний.

Поскольку все живое и окружающая живое среда состоят из атомов определенных элементов, совершенно ясно, что любое экологическое взаимоотношение только тогда будет глубоко раскрыто и понятно, когда будут проанализированы атомно-молекулярные основы этого взаимоотношения. Циклические перемещения химических элементов в биосфере придают последней определенную стабильность и обуславливают ее специфические свойства. Поэтому рассмотрение вопросов превращения элементов в природе, роли, которую они играют для биосферы, ее живых и неживых компонентов является ключевым моментом для понимания основ той или иной экологической проблемы.

1. Классификация наиболее распространенных в природе химических элементов

Из химических элементов, встречающихся в природе в существенных количествах (а таких ~ 50), примерно половину составляют биогенные элементы. Они жизненно необходимы организмам.

Оставшаяся половина – второстепенные элементы, не представляющие какой-либо известной ценности для живой клетки. Сам термин «второстепенные элементы» не совсем удачен. В природе нет таких элементов, к которым можно бы было относиться пренебрежительно Второстепенность здесь следует понимать как редкость, слабое распространение атомов некоторых химических элементов в составе живой природы.

В свою очередь, биогенные элементы делят на макро- и микроэлементы.

Макроэлементы (у животных к ним обычно относят 11 элементов) включают две группы: основные (6), из которых строятся биомолекулы клетки – белки, нуклеиновые кислоты, липиды и углеводороды, и другие (5). Для углерода, азота, кислорода и водорода используют также исторически сложившееся общее название органогены – т. е. элементы, порождающие органические вещества.

Роль микроэлементов в жизни человека для одних из них доказана, для других вероятна. Главный критерий, по которому отличают макро- от микроэлементов – потребность организма в элементе. (выраженная в мг/кг массы или мг/сутки). Ежедневная потребность в макроэлементах составляет примерно 100мг/ сутки, тогда как в микроэлементах не превышает нескольких миллиграммов.

1.1 Круговороты химических элементов

Химические элементы путешествуют, как и люди. Однако средств передвижения у химических элементов больше, потому что они используют транспорт, созданный и природой, и человеком. В природе химические элементы передвигаются в земной коре вместе с магматическими расплавами, по земле – в виде обломков горных пород, с глубинными и поверхностными водами, с живыми организмами.

Химическим элементам помогают путешествовать люди, отправляя их с продуктами питания (зерном, фруктами, овощами), с сырьем для промышленности (железной рудой, древесиной, углем) по железным дорогам, на самолетах и морских судах.

На пути химических элементов могут возникнуть препятствия – геохимические барьеры, заставляющие их накапливаться в земной коре, почвах, илах и живых организмах. Химические элементы всегда путешествуют вместе.

1.2 Круговорот азота в природе

При гниении органических веществ значительная часть содержащегося в них азота превращается в аммиак, который под влиянием живущих в почве и трифицирующих бактерий окисляется затем в азотную кислоту. Последняя, вступая в реакцию с находящимися в почве карбонатами, например, с карбонатом кальция СаСОз, образует нитраты

2НNОз + СаСОз = Са(NОз)₂ + СО₂ +Н₂О

Некоторая же часть азота всегда выделяется при гниении в свободном виде в атмосферу. Свободный азот выделяется также при горении органических веществ, при сжигании дров, каменного угля, торфа. Кроме того, существуют бактерии, которые при недостаточном доступе воздуха могут отнимать кислород от нитратов, разрушая их с выделением свободного азота. Деятельность этих денитрифицирующих бактерий приводит к тому, что часть азота из доступной для зеленых растений формы (нитраты) переходят в недоступную (свободный азот). Таким образом, далеко не весь азот, входивший в состав погибших растений, возвращается обратно в почву, часть его постепенно выделяется в свободном виде.

Непрерывная убыль минеральных азотных соединений давно должна была бы привести к полному прекращению жизни на Земле, если бы в природе не существовали процессы, возмещающие потери азота. К таким процессам относятся, прежде всего, происходящие в атмосфере электрические разряды, при которых всегда образуется некоторое количество оксидов азота; последние с водой дают азотную кислоту, превращающуюся в почве в нитраты. Другим источником пополнения азотных соединений почвы является жизнедеятельность так называемых азотобактерий, способных усваивать атмосферный азот. Некоторые из этих бактерий поселяются на корнях растений из семейства бобовых, вызывая образование характерных вздутий – «клубеньков», почему они и получили название клубеньковых бактерий. Усваивая атмосферный азот, клубеньковые бактерии перерабатывают его в азотные соединения, а растения, в свою очередь, превращают последние в белки и другие сложные вещества.

Таким образом, в природе совершается непрерывный круговорот азота. Однако ежегодно с урожаем с полей убираются наиболее богатые белками части растений, например, зерно. Поэтому в почву необходимо вносить удобрения, возмещающие убыль в ней важнейших элементов питания растений.

На поверхности земного шара постоянно происходят процессы окисления (дыхание растительных и животных организмов, гниение), в результате чего свободный кислород связывается с другими элементами, входящими в состав органических веществ, и образует разнообразные соединения, например углекислый газ CO₂, воду Н₂О.

1.3 Круговорот кислорода в природе

Но количество свободного кислорода в атмосфере остаётся неизменным. Это происходит потому, что природу протекают процессы, обратные окислению, в результате которых образуется свободный кислород. Действительно, как показал русский ученый К.А. Тимирязев, в зеленых листьях растений под действием солнечных лучей и хлорофилла из воды и углекислого газа СО₂ образуются органические вещества и кислород О₂, выделяющийся в атмосферу.

Освобожденный кислород снова затрачивается при окислении органических веществ. Образующиеся при этом окислении вода и углекислый газ вновь превращаются в зеленых листьях на солнечном свету в органические вещества и свободный кислород и т. д. Так осуществляется круговорот кислорода в природе, т. е. попеременное вхождение его в соединения и выделение из них.

1.4 Круговорот фосфора

Растения могут произрастать, если в почве содержатся фосфаты. Но этих солей даже в наиболее плодородных почвах содержится мало. Там, где человек не вмешивается в жизнь природы, извлеченный растениями из почвы фосфор вновь возвращается в почву при гниении остатков растений и животных. Так осуществляется круговорот фосфора в природе.

1.5 Круговорот углерода

Подробно другим элементам, атомы углерода в природе не находятся постоянно в одних и тех же соединениях, а переходят из одних веществ в другие.

До 17 млрд. т углерода двуокиси углерода ежегодно переходит из атмосферы в состав органических веществ растений. Много углерода, перешедшего в состав растений, усваивается организмами животных и человека с растительной пищей. Часть ассимилированного растениями углерода отлагается в земле в виде торфа, угля и сланцев.

Кроме поглощения двуокиси углерода растениями, много ее связывается также в результате взаимодействия с карбонатами земной коры, которые при этом переходят в бикарбонаты.

Наряду с процессами связывания двуокиси углерода идут процессы выделения ее в атмосферу. В огромном количестве двуокись углерода образуется при дыхании животных, человека и растений. Выделение двуокиси углерода в атмосферу происходит также при сжигании различных видов топлива. Наконец, атмосфера пополняется двуокисью углерода благодаря деятельности вулканов, выделению газов из трещин земли и водных источников. Так происходит в природе непрерывный круговорот углерода.

2. История человечества

Токсичные элементы вокруг нас: Свинец, ртуть, кадмий, алюминий диета, диетическое питание, лечебное питание, микроэлементы и витамины, пищевые добавки, биологически активные пищевые добавки, голодание, лечебное голодание, токсичные металлы, тяжелые металлы, радиация

Ртуть

Ртуть широко применялась со времен Римской империи и до наших дней. В Древнем Риме ртуть использовали при очистке серебра и золота от примесей. С древних времен и до наших дней шахтеры и рабочие очистных установок страдали от различных заболеваний. Есть и другие опасные профессии. Выражение "сумасшедший как шляпный мастер" объясняется тем, что шляпные мастера постоянно подвергались воздействию ртутных соединений, использовавшихся при изготовлении фетровых шляп, и впоследствии часто сходили с ума.

Кроме безумия к признакам ртутного отравления относится бледность, выпадение зубов, нарушение деятельности головного мозга и изменение двигательных рефлексов. При длительном контакте с ртутью возможны кома и смертельный исход.

Часть ртути поступает в организм в виде "серебряных" зубных пломб. Некоторые наполнители из амальгамы содержат до 40-50 % ртути. Такие пломбы являются постоянно действующим источником яда в организме. К счастью, стоматологи сейчас уже используют другие материалы для этих целей. Под действием ртути снижается иммунитет. Ртуть снижает количество белых клеток крови, включая Т-клетки, убивающие инородные тела в организме. Доктор Давид Эглман сообщил, что после удаления у пациента шести пломб из амальгамы наблюдался 26%-ный рост количества Т-клеток. Чтобы удостовериться, что это не случайное совпадение, он снова установил 4 пломбы пациенту и обнаружил 18%-ное снижение числа Т-клеток.

В США с 1900 года было использовано в химии, сельском хозяйстве и промышленности свыше 160 миллионов фунтов ртути. Ртуть является кумулятивным ядом. Она поступает в окружающую среду в виде токсичных паров или ядовитых органических форм, известных под названием метилртуть. Метилртуть проникает в воду и накапливается в пищевой цепочке. В начале пищевой цепочки происходит загрязнение ртутью больших рыб, например меч-рыбы. Я считаю, что следует отказаться от употребления блюд из крупной рыбы, например тунца. Источники и последствия действия ртути приведены в следующей таблице.

Ртуть: источники, эффекты, защитные средства

Источники:

· химические удобрения

· загрязненные виды крупных рыб

· пломбы из амальгамы

· взрывчатые вещества

· мастики для пола

· мази и некоторые косметические средства (особенно кремы для смягчения кожи)

· пестициды

· лекарства

· фунгициды

· промышленные отходы

· водозмульсионные краски

· фотопленки

· пластмассы

Потенциальные эффекты:

· разнообразные аллергичекие реакции

· артрит

· врожденные дефекты

· нарушения мозговой деятельности

· нарушение структуры соединительной ткани локтевого и коленного суставов

· ухудшение зрения, катаракта, слепота

· депрессивные состояния

· поражение почек

· потеря веса

· выпадение зубов

· неврологические нарушения, приводящие к эпилепсии, инсульту и обширному склерозу

· ослабление иммунной системы

· вредное воздействие на развитие плода

· уменьшение количества белых клеток крови

Защитные средства:

· Пищевые волокна

· Различные сорта капусты

· Хорошее питание в целом

· Селен

Кадмий

Кадмий, напоминающий олово, тоже угрожает нашему здоровью. Он может оказаться более опасным, чем свинец. Кадмиевая пыль и пары высокотоксичны. Воздействие кадмия может привести к серьезным заболеваниям почек и легких и способствует развитию рака. Национальный институт профессиональной безопасности и здоровья установил, что около 1,5 млн рабочих США постоянно подвержены действию кадмия. Согласно сообщению ЁРА, ежегодно около 700 тонн кадмия выбрасывается в атмосферу из печей, плавилен и других промышленных установок. Этот металл широко используется в никель-кадмиевых аккумуляторах, припоях и других сплавах в качестве пигмента и отвердителя, при изготовлении пластмасс. Кадмиевое гальваническое покрытие предохраняет сталь от коррозии.

В ряде последних исследований показано, что курильщики имеют значительные количества кадмия в организме. "Пассивные курильщики", то есть люди, окружающие курящих, также получают определенное количество кадмия. Кадмий - кумулятивный яд и приводит к отравлениям разной степени. Он вызывает гипертонию, накапливается в почках и снижает иммунитет. Избыток кадмия в организме уменьшает продолжительность жизни, вызывает анемию, влияет на метаболизм цинка, приводит к заболеваниям легких и уменьшает количество Т-клеток в организме. Общий иммунитет снижается из-за нарушения функций органов (печень, почки), жизненно важных для иммунной системы и уменьшения количества Т-клеток. Приведенная выше таблица содержит список источников кадмия и потенциальных последствий его воздействия на организм.

Кадмий: источники, эффекты, защитные средства

Источники:

· дым сигар и сигарет

· питьевая вода

· удобрения

· плодородный слой почвы

· промышленное загрязнение воздуха

· металлургия

· дым из печных труб

· обработанные зерна злаков

Потенциальные эффекты:

· подавление антител

· шелушение кожи

· эмфизема

· сердечные заболевания

· гипертония

· нарушение метаболизма кальция

· поражение почек

· выпадение волос

· потеря цинка организмом

Защитные средства:

· витамин С и другие антиоксиданты

· кальций

· селен

· пищевые волокна

· различные сорта капусты

· цинк

Алюминий

Несмотря на то что алюминий является легким металлом, его в последнее время считают токсичным. В течение многих лет никто не подозревал, что он может поглощаться в организме, и поэтому его все еще используют при изготовлении кухонной посуды. Алюминий используют также при изготовлении множества медицинских приспособлений, а также добавляют в виде алюмосульфата натрия во многих технологических процессах при спекании порошков. Иногда его находят в питьевой воде.

Устранение источников алюминия, таких, как кухонная посуда, алюминиевая фольга, антиокислитель, чрезвычайно важно ввиду того, что в пище уже, как правило, присутствует некоторое количество алюминия из природных источников (почвы). Подобно другим примесям, концентрация алюминия возрастает при движении по пищевой цепочке. У пациентов с болезнью Альцгеймера (старческое слабоумие) количество алюминия в нервных клетках мозга в четыре раза превышало норму. Большие дозы алюминия могут способствовать появлению этого заболевания. Кроме того, алюминий может стать причиной появления повышенной возбудимости и нарушения психомоторных реакций у детей, анемии, головной боли, заболеваний почек и печени, слабоумия у пожилых пациентов, колитов и неврологических изменений, связанных с болезнью Паркинсона. В приводимой таблице даны сведения об источниках алюминия и возможных последствиях его действия.

Алюминий: источники, эффекты, защитные средства

Источники:

· банки из алюминия

· алюминиевая фольга

· антиокислитель

· прессовочные порошки с алюмосульфатом натрия

· некоторые сорта сыра

· кухонная посуда

· дезодоранты

· питьевая вода

· солонина

· противни и сковородки

· постоянное употребление столовой соли

· препараты для снижения кислотности желудочного сока

· стабилизированный аспирин

Потенциальные эффекты:

· анемия

· болезнь Алцгеймера

· изменения в клетках мозга и нервной системы

· колит

· угнетение функции паращитовидной железы

· нарушение функции щитовидной железы

· диализное слабоумие

· головные боли

· агрессивность подростков

· болезни почек и печени

· повышенная возбудимость у детей

· низкий уровень кальция

· неврологические изменения

Защитные средства:

· витамин С

· кальций

· цинк

· пищевые волокна

3. Металлы в природе

Все живые организмы на Земле, в том числе и человек, находятся в тесном контакте с окружающей средой. Пищевые продукты и питьевая вода способствуют поступлению в организм практически всех химических элементов. Они повседневно вводятся в организм и выводятся из него. Анализы показали, что количество отдельных химических элементов и их соотношение в здоровом организме различных людей примерно одинаковы.

Мнение о том, что в организме человека можно обнаружить практически все элемента периодической системы Д.И. Менделеева, становится привычным. Однако предположения ученых идут дальше - в живом организме не только присутствуют все химические элементы, но каждый из них выполняет какую-то биологическую функцию.

Экспериментально установлено, что в организме человека металлы составляют 3 процента. Это очень много. Если принять массу человека за 70 кг, то на долю металлов приходится 2,1 кг. По отдельным металлам масса распределяется следующим образом: кальций (1700 г), калий (250 г), натрий (70 г), магний (42 г), магний (42 Г), железо (5 г), цинк (3 г). Остальное приходится на микроэлементы. Неорганические вещества в живом организме находятся в различных формах. Большинство ионов металлов образуют соединения с биологическими объектами. Уже сегодня установлено, что многие ферменты содержат ионы металлов.

Например, марганец входит в состав 12 различных ферментов, железо -в 70, медь -в 30, а цинк – более чем в 100.

Рассмотрим имеющуюся на сегодняшнее время информацию о химических элементах, которые входят в биологические системы и оказывают на них определенное влияние. Прежде всего, нужно указать на шесть элементов, атомы которых входят в состав белков и нуклеиновых кислот: углерод, водород, азот, кислород, фосфор, сера.

Далее следует выделить двенадцать элементов, роль и значение которых для жизнедеятельности организмов известны: хлор, иод, натрий, калий, магний, кальций, мараганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден.

3.1 Кальций

Кальций (лат. Calcium), Ca (читается «кальций»), химический элемент с атомным номером 20, расположен в четвертом периоде в группе IIА периодической системы элементов Менделеева; атомная масса 40,08. Относится к числу щелочноземельных элементов.

Природный кальций состоит из смеси нуклидов с массовыми числами 40 (в смеси по массе 96,94 %), 44 (2,09%), 42 (0,667%), 48 (0,187%), 43 (0,135%) и 46 (0,003%). Конфигурация внешнего электронного слоя 4s². Практически во всех соединениях степень окисления кальция +2 (валентность II).

Радиус нейтрального атома кальция 0,1974 нм, радиус иона Cа2+ от 0,114 нм (для координационного числа 6) до 0,148 нм (для координационного числа 12). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома кальция равны, соответственно, 6,133, 11,872, 50,91, 67,27 и 84,5 эВ.

По шкале Полинга электроотрицательность кальция около 1,0. В свободном виде кальций — серебристо-белый металл.

Нахождение в природе

Кальций — один из наиболее распространенных на Земле элементов. На его долю приходится 3,38% массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.). В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже.

Довольно широко распространены такие минералы кальция, как известняк СaCO3, ангидрит CaSO4 и гипс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3·СaCO3. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется ее жесткость. Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксилапатит Ca5(PO4)3(OH), или, в другой записи, 3Ca3(PO4)2 ·Са(OH)2 — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др.

Физические и химические свойства

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях (см. Аллотропия). До 443°C устойчив -Ca с кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчивCa с кубической объемно центрированной решеткой типа -Fe (параметр a = 0,448 нм). Температура плавления кальция 839°C, температура кипения 1484°C, плотность 1,55 г/см3.

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.

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:

Ca + 2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2.

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 (гидрид кальция),

Ca + 6B = CaB₆ (борид кальция),

3Ca + N₂= Ca₃N₂ (нитрид кальция)

Са + 2С = СаС₂ (карбид кальция)

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 (т. е. 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 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2NН3.

Оксид кальция — типично основной. В лаборатории и технике его получают термическим разложением карбонатов:

CaCO3 = CaO + CO2.

Технический оксид кальция СаО называется негашеной известью.

Он реагирует с водой с образованием Ca(ОН)2 и выделением большого количества теплоты:

CaО + Н2О = Ca(ОН)2.

Полученный таким способом Ca(ОН)2 обычно называют гашеной известью или известковым молоком из-за того, что растворимость гидроксида кальция в воде невелика (0,02 моль/л при 20°C), и при внесении его в воду образуется белая суспензия.

При взаимодействии с кислотными оксидами CaO образует соли, например:

CaО +СО2 = СаСО3; СаО + SO3 = CaSO4.

Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя 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, средний ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что в отличие от среднего 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 (см. Карст), а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» — сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жесткость воды. Временной ее 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 кальция и его соединений

Металлический кальций применяют для металлотермического получения урана, тория, титана, циркония, цезия и рубидия.

Природные соединения кальция широко используют в производстве вяжущих материалов (цемент, гипс, известь и др.). Связывающее действие гашеной извести основано на том, что с течением времени гидроксид кальция реагирует с углекислым газом воздуха. В результате протекающей реакции образуются игольчатые кристаллы кальцита СаСОз, которые прорастают в расположенные рядом камни, кирпичи, другие строительные материалы и как бы сваривают их в единое целое. Кристаллический карбонат кальция — мрамор — прекрасный отделочный материал. Мел используют для побелки. Большие количества известняка расходуются при производстве чугуна, так как позволяют перевести тугоплавкие примеси железной руды (например, кварц SiO2) в сравнительно легкоплавкие шлаки.

В качестве дезинфицирующего средства очень эффективна хлорная известь — «хлорка» Ca(OCl)Cl — смешанный хлорид и гипохлорид кальция, обладающий высокой окислительной способностью.

Широко применяется и сульфат кальция, существующий как в виде безводного соединения, так и в виде кристаллогидратов — так называемого «полуводного» сульфата — алебастра CaSO4·0,5H2O и двухводного сульфата — гипса CaSO4·2H2O. Гипс широко используют в строительстве, в скульптуре, для изготовления лепнины и различных художественных изделий. Применяют гипс и в медицине для фиксации костей при переломах.

Хлорид кальция CaCl2 используют наряду с поваренной солью для борьбы с оледенением дорожных покрытий. Фторид кальция СаF2 — прекрасный оптический материал.

Кальций в организме

Кальций — биогенный элемент, постоянно присутствующий в тканях растений и животных. Важный компонент минерального обмена животных и человека и минерального питания растений, кальций выполняет в организме разнообразные функции. В составе апатита, а также сульфата и карбоната кальций образует минеральный компонент костной ткани. В организме человека массой 70 кг содержится около 1 кг кальция. Кальций участвует в работе ионных каналов, осуществляющих транспорт веществ через биологические мембраны, в передаче нервного импульса, в процессах свертывания крови и оплодотворения. Регулируют обмен кальция в организме кальциферолы (витамин D). Недостаток или избыток кальция приводит к различным заболеваниям — рахиту, кальцинозу и др. Поэтому пища человека должна в нужных количествах содержать соединения кальция (800-1500 мг кальция в сутки). Содержание кальция высоко в молочных продуктах (таких, как творог, сыр, молоко), в некоторых овощах и других продуктах питания. Препараты кальция широко используются в медицине.

3.2 Магний

Магний (лат. Magnesium), Mg (читается «магний»), химический элемент IIА группы третьего периода периодической системы Менделеева, атомный номер 12, атомная масса 24,305. Природный магний состоит из трех стабильных нуклидов: 24Mg (78,60% по массе), 25Mg (10,11%) и 26Mg (11,29%). Электронная конфигурация нейтрального атома 1s 2 2s 2 p 6 3s 2, согласно которой магний в стабильных соединениях двухвалентен (степень окисления +2). Простое вещество магний — легкий, серебристо-белый блестящий металл.

Нахождение в природе

Магний — один из десяти наиболее распространенных элементов земной коры. В ней содержится 2,35% магния по массе. Из-за высокой химической активности в свободном виде магний не встречается, а входит в состав множества минералов — силикатов, алюмосиликатов, карбонатов, хлоридов, сульфатов и др. Так, магний содержат широко распространенные силикаты оливин (Mg,Fe)2(SiO4) и серпентин Mg6(OH)8(Si4O10). Важное практическое значение имеют такие магнийсодержащие минералы, как асбест, магнезит, доломит MgCO3·CaCO3, бишофит MgCl2·6H2O, карналлит KCl·MgCl2·6H2O, эпсомит MgSO4·7H2O, каинит KCl·MgSO4·3H2O, астраханит Na2SO4·MgSO4·4H2O и др. Магний содержится в морской воде (4% Mg в сухом остатке), в природных рассолах, во многих подземных водах.

Физические и химические свойства

Металлический магний обладает гексагональной кристаллической решеткой. Температура плавления 650°C, температура кипения 1105°C, плотность 1,74 г/см3 (магний — очень легкий металл, легче только кальций и щелочные металлы). Стандартный электродный потенциал магния Mg/Mg2+ –2,37В. В ряду стандартных потенциалов он расположен за натрием перед алюминием.

Поверхность магния покрыта плотной пленкой оксида MgO, при обычных условиях надежно защищающей металл от дальнейшего разрушения. Только при нагревании металла до температуры выше примерно 600°C он загорается на воздухе. Горит магний с испусканием яркого света, по спектральному составу близкого к солнечному. Поэтому раньше фотографы при недостаточной освещенности проводили съемку в свете горящей ленты магния. При горении магния на воздухе образуется рыхлый белый порошок оксида магния MgO:

2Mg + O2 = 2MgO.

Одновременно с оксидом образуется и нитрид магния Mg3N2:

3Mg + N2 = Mg3N2.

C холодной водой магний не реагирует (или, точнее, реагирует, но крайне медленно), а с горячей водой он вступает во взаимодействие, причем образуется рыхлый белый осадок гидроксида магния Mg(OH)2:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2.

Если ленту магния поджечь и опустить в стакан с водой, то горение металла продолжается. При этом выделяющийся при взаимодействии магния с водой водород немедленно загорается на воздухе. Горение магния продолжается и в атмосфере углекислого газа:

2Mg + CO2 = 2MgO + C.

Способность магния гореть как в воде, так и в атмосфере углекислого газа существенно усложняет тушение пожаров, при которых горят конструкции из магния или его сплавов.

Оксид магния MgO представляет собой белый рыхлый порошок, не реагирующий с водой. Раньше его называли жженой магнезией или просто магнезией. Этот оксид обладает основными свойствами, он реагирует с различными кислотами, например:

MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O.

Отвечающее этому оксиду основание Mg(OH)2 — средней силы, но в воде практически нерастворимо. Его можно получить, например, добавляя щелочь к раствору какой-либо соли магния:

2NaOH + MgSO4 = Mg(OH)2 + Na2SO4.

Так как оксид магния MgO при взаимодействии с водой щелочей не образует, а основание магния Mg(OH)2 щелочными свойствами не обладает, магний, в отличие от своих «согруппников» — кальция, стронция и бария, не относится к числу щелочноземельных металлов.

Металлический магний при комнатной температуре реагирует с галогенами, например, с бромом:

Mg + Br2 = MgBr2.

При нагревании магний вступает во взаимодействие с серой, давая сульфид магния:

Mg + S = MgS.

Если в инертной атмосфере прокаливать смесь магния и кокса, то образуется карбид магния состава Mg2C3 (следует отметить, что ближайший сосед магния по группе — кальций — в аналогичных условиях образует карбид состава СаС2). При разложении карбида магния водой образуется гомолог ацетилена — пропин С3Н4:

Mg2C3 + 4Н2О = 2Mg(OH)2 + С3Н4.

Поэтому Mg2C3 можно назвать пропиленидом магния.

В поведении магния есть черты сходства с поведением щелочного металла лития (пример диагонального сходства элементов в таблице Менделеева). Так, магний, как и литий, реагирует с азотом (реакция магния с азотом протекает при нагревании), в результате образуется нитрид магния:

3Mg + N2= Mg3N2.

Как и нитрид лития, нитрид магния легко разлагается водой:

Mg3N2 + 6Н2О = 3Mg(ОН)2 + 2NН3.

Сходство с литием проявляется у магния и в том, что его карбонат MgCO3 и фосфат Mg3(PO4)2 в воде плохо растворимы, как и соответствующие соли лития.

С кальцием магний сближает то, что присутствие в воде растворимых гидрокарбонатов этих элементов обусловливает жесткость воды. Как и в случае гидрокарбоната кальция (см. ст. Кальций), жесткость, вызванная гидрокарбонатом магния Mg(HCO3)2, — временная. При кипячении гидрокарбонат магния Mg(HCO3)2 разлагается и в осадок выпадает его основной карбонат — гидроксокарбонат магния (MgOH)2CO3:

2Mg(HCO3)2 = (MgOH)2CO3 + 3CO2 + Н2О.

Практическое применение до сих пор имеет перхлорат магния Mg(ClO4)2, энергично взаимодействующий с парами воды, хорошо осушающий воздух или другой газ, проходящий через его слой. При этом образуется прочный кристаллогидрат Mg(ClO4)2·6Н2О. Это вещество можно вновь обезводить, нагревая в вакууме при температуре около 300°C. За свойства осушителя перхлорат магния получил название «ангидрон».

Большое значение в органической химии имеют магнийорганические соединения, содержащие связь Mg—C. Особенно важную роль среди них играет так называемый реактив Гриньяра — соединения магния общей формулы RMgHal, где R — органический радикал, а Hal = Cl, Br или I. Эти соединения образуются в эфирных растворах при взаимодействии магния и соответствующего органического галоида RHal и используются для самых разнообразных синтезов.

Применение

Основная часть добываемого магния используется для получения различных легких магниевых сплавов. В состав этих сплавов, кроме маг