Презентации
презентация к уроку по химии по теме
Презентации
Скачать:
| Вложение | Размер |
|---|---|
 galogeny_7_gruppy._biologicheskaya_rol_i_primenenie_v_meditsine.pptx | 805.81 КБ |
| kaltsiy_i_magniy.pptx | 1.36 МБ |
| elementy_3_gruppy_boralyuminiy_ih_oksidy_soli_i_bornaya_kislota.pptx | 366.06 КБ |
| biologicheskaya_rol.pptx | 1.47 МБ |
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Общая характеристика элементов VII группы Элементы, входящие в VII группу периодической системы, делятся на две подгруппы: главную — подгруппу галогенов — и побочную — подгруппу марганца. В эту же группу помещают и водород, хотя его атом имеет на внешнем, валентном, уровне единственный электрон и его следовало бы поместить в I группу. Однако водород имеет очень мало общего как с элементами основой подгруппы — щелочными металлами, так и с элементами побочной подгруппы — медью, серебром и золотом. В то же время он, как и галогены, присоединяя в реакциях с активными металлами электрон, образует гидриды, имеющие некоторое сходство с галогенидами.
К подгруппе галогенов относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые четыре элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово галоген означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли.
Хлор Хлор был открыт шведским химиком К . В. Шееле в 1774 г. Нахождение в природе. Из-за высокой активности хлор в свободном состоянии в природе не встречается. Широко известны его природные соединения — хлориды щелочных и щелочноземельных металлов, наиболее распространенными из которых являются каменная (поваренная) соль NаС1, сильвинит — смесь хлоридов калия и натрия — и карналлит КС1·МgC1 2 ·6Н 2 О. Как примеси к названным минералам встречаются хлориды других металлов. Значительное количество хлоридов различиях металлов содержится в морской воде.
Хлор в медицине Хлор применяли для обеззараживания воды и многих других целей. Хлор - один из основных элементов водно-солевого обмена животных и человека, определяющего физико-химические процессы в тканях организма. Хлор присутствует во всех органах и тканях, участвует в обмене веществ, входит в состав биологически активных соединений организма и является незаменимым химическим элементом . Хлор, являясь важнейшим анионом, поддерживает осмотическое давление и кислотно-щелочное состояние . Действует в виде соединений с калием и натрием . Способствует выведению шлаков из организма, улучшая функцию печени . Норма потребления не установлена, но если вы в день потребляете среднее количество соли, то вы получаете достаточно хлора. Важнейшее химическое соединение хлора - поваренная соль.
Получение В лабораторных условиях хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на различные окислители, например диоксид марганца (при нагревании), перманганат калия или бертолетову соль: МпО 2 + 4 НСl = МпС1 2 + С1 2 + 2 Н 2 О 2КМпО 4 + 16 НСl = 2 КС1 + 2 МnС1 2 + 5 С1 2 + 8 Н 2 О КС1O 3 + 6 НСl = КС1 + 3 С1 2 + 3 Н 2 О
Бром Бром был открыт в 1826 г. французским химиком А. Ж. Баларом . Нахождение в природе . В свободном состоянии бром в природе не встречается. Он не образует также самостоятельных минералов, а его соединения (в большинстве случаев со щелочными металлами) являются примесями хлорсодержащих минералов, таких, как каменная соль, сильвинит и карналит . Соединения брома встречаются также в водах некоторых озер и буровых скважин.
Физические свойства Бром — легколетучая красно-бурая жидкость с неприятным, удушливым запахом. Кипит при 58,8 °С и затвердевает при -7,3 °С. В 1 л воды при 20°С растворяется 35 г брома. В органических растворителях бром растворяется значительно лучше.
Препараты брома Бромиды ( bromida ) — лекарственные средства, содержащие бром и его соединения и оказывающие седативное действие. Аммония бромид — бесцветные кристаллы, применяется редко, так как раздражает слизистые оболочки. Калия бромид — бесцветные или белые блестящие кристаллы, применяется по тем же показаниям, что и другие соли брома, препарату свойственно вызывать незначительное замедление сердечного ритма. Натрия бромид — белый кристаллический порошок солёного вкуса, назначается внутрь в порошках, таблетках , растворах. Менее других бромидов раздражает слизистую оболочку желудка, часто комбинируется с другими седативными лекарственными препаратами. Бромоформ — сладковатая летучая жидкость сладковатого вкуса мало растворимая в воде, хорошо растворяется в эфире и этиловом спирте.
Бром в медицине Применение препаратов брома Бромиды применяются внутрь в порошках и растворах. Бромид натрия, кроме того, вводится и внутривенно. Дозирование бромидов значительно колеблется в зависимости от характера заболевания и типа высшей нервной деятельности. Пределы эффективных доз бромидов — от нескольких сотых до целого грамма на приём, чаще всего — 0,1–1 г на приём 3 раза в день. При эпилепсии, постепенно повышая дозу, доводят её до 6–8 г в сутки.
Получение . В лабораторных условиях бром получают действием на различные окислители бромо водородной кислоты или ее солей в сернокислотной среде: 2 КМnO 4 + 16 НВr = 2 КВr + 2 МnВr 2 + 5 Вr 2 + 8 Н 2 О КСlO 3 + 6 НВr = КСl + 3 Вr 2 + 3 Н 2 O2 КМnO 4 + 10 КBr + 8 Н 2 SO 4 = 6 К 2 SО 4 + 2 МnSO 4 + 5 Вr 2 + 8 Н 2 О В промышленности бром получают действием хлора на различные бромиды: 2 КВr + Сl 2 = 2 КСl + Вr 2
Применение . Бром применяют для получения различных броморганических соединений, используемых в лакокрасочной и фармацевтической промышленности. Значительные количества брома расходуются для получения бромида серебра, используемого в качестве светочувствительного вещества при изготовлении кинофотоматериалов.
Й од Иод был открыт французским химиком-селитроваром Б. Куртуа в 1811 г. Нахождение в природе . Соединения иода самостоятельных залежей не образуют, а встречаются в виде примесей к минералам хлора. Соли иода содержится в водах буровых скважин. Заметные количества иодавходят в состав некоторых морских водорослей, вола которых может быть использована как сырье для получения этого элемента.
Й од в медицине Йод - уникальное лекарственное вещество. Он определяет высокую биологическую активность и разностороннее действие лекарственных препаратов, и используют его в основном для изготовления различных лекарственных форм . Различают четыре группы препаратов йода : содержащие элементарный йод - (3- или 5%-ный раствор йода спиртовой, раствор Люголя ); 2) неорганические йодиды (калия и натрия йодид) - большинство выпускаемых препаратов содержат от 25 до 250 мкг микроэлемента; органические вещества - отщепляющие элементарный йод (йодоформ, йодинол и др.); Йод содержащие органические вещества - в молекуле которых йод прочно связан ( рентгенконтрастные вещества).
Препараты, содержащие йод, обладают различными свойствами. Элементарный йод оказывает противомикробное и противогрибковое ( фунгицидное ) действие, его растворы широко применяют для обработки ран, подготовки операционного поля и т. п . Препараты йода блокируют накопление радиоактивного йода в щитовидной железе и способствуют его выведению из организма, тем самым снижают лучевую дозу и ослабляют радиационное воздействие.
При приеме внутрь препараты йода оказывают влияние на обмен веществ, усиливают функцию щитовидной железы. Малые дозы йода тормозят функцию щитовидной железы, угнетая образование ширеотропного гормона передней доли гипофиза. Установлено также, что йод влияет на обмен жиров и белков. Рефлекторным повышением выделения слизи железами дыхательных путей и протеолитическим действием (расщеплением белков) объясняется применение препаратов йода в качестве отхаркивающих и муколитических (разжижающих мокроту) средств.
Получение . В лаборатории й од можно получить аналогично получению хлора или брома действием й одо водородной кислоты на различные окислители (КМnО 4 , МnО 2 , КСlO 3 , КВrО 3 и даже FеСl 3 и СuSO 4 ): 2 КМnО 4 + 16 НI = 2 КI + 2 MnI 2 + 5I 2 + 8 Н 2 О КВrО 3 + 6 НI = КВr + 5 I 2 + 3 Н 2 О 2 FеC 3 + 2 НI = 2 FeCl 2 + I 2 + 2 НСl 2 СuSO 4 + 4 НI = 2 СuI + 2 Н 2 SO 4 + I 2 В промышленности иод получают действием хлора на иодиды: 2 КI + СI 2 = 2 КCl + I 2
Фтор В свободном состоянии фтор впервые получен французским химиком А . Муассаном в 1886 г. Нахождение в природе . Из солей фтора наиболее распространен в природе флюорит (плавиковый шпат) СаF 2 . Фтор в виде фторида кальция входит также в состав апатита. 3Са 3 (РО 4 } 2 · СаF 2 (или Са 5 (РО 4 ) 3 F). Физические свойства . В обычных условиях фтор представляет собой бесцветный, обладающий резким запахом газ, который в толстых слоях окрашен в зеленовато-желтый цвет. При -181,1 °С фтор переходит в жидкое состояние, а при -219,6 °С затвердевает. Растворимость фтора не изучена, так как он разрушает почти все растворители .
Фтор в медицине Fluosol-DA ( Green Cross Corp ., Japan ) — первый коммерческий препарат на основе перфторуглеродных эмульсий. Препарат был воспринят предвзято — обеспечивал удовлетворительную консервацию органов, но недостаточную, как полагали фармакологи и физиологи, газотранспортную эффективность. Перфторан — разработанный российскими учеными в 80-х годах XX в. препарат (так же называемый « Голубая кровь») . Перфторан был допущен к клиническому использованию в 1996 г . Oxygent ( Alliance Pharmaceutical Corp ., USA) — американский препарат, который в данный момент проходит клинические испытания. Фторотан ( галотан ) CF3-CHBrCl — анестетик Кроме того, на основе биологически нейтральных фторорганических соединений изготовляются искусственные сосуды и клапаны для сердца
Фтор также имеет очень сильно выраженный противо кариесный эффект , который объясняется замещением гидроксильной группы (OH-) гидроксиапатита эмали на фтор (F-). Некоторые авторы приводят данные о том, что фтор также подавляет кислотообразующие бактерии. Самым радикальным и эффективным методом считается фторирование воды (до концентрации 1 мг/л) , что приводит к снижению кариеса на 30-50 %, а также применяются местные аппликации 1-2% раствором фторида натрия или фторида олова.
Галогены применение в медицине
Фторид натрия NaF Фторид натрия NaF употребляют в медицинской практике в качестве местно действующего наружного средства. Применение NaF основано на образовании фторапатита . При этом происходит одновременно и подщелачивание среды ротовой полости, что спо – собствует нейтрализации кислот, вырабатываемых бактериями. Вреден не только недостаток, но и избыток фто – ра . При содержании фтора в питьевой воде выше предельно допустимой нормы (1,2 мг/л) зубная эмаль становится хрупкой, легко разрушается, и появляются другие симптомы хронического отравления фтором – повышение хрупкости костей, костные деформации и общее истощение организма. Возникающее в этом случае заболевание называется флуорозом ( фторозом )
Хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникно – вения через мембрану клеток . Именно этим объясняется его совместное участие с ионами Na и K в создании определенного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Суточная потребность в натрия хлориде составляет 5—10 г. Как уже рассматривалось, NaCl необходим для выработки соляной кислоты в же– лудке . Помимо важной роли соляной кислоты в процес –се пищеварения, она уничтожает различные болезне – творные бактерии (холеры, тифа).
Если в желудок с большим количеством воды попа–дают бактерии, то вследствие разбавления HCl не оказы – вает антибактериального действия, и бактерии выжи – вают . Это приводит к заболеванию организма. Поэтому во время эпидемий особенно опасна сырая вода. При не–достаточном количестве соляной кислоты в желудке по– вышается рН и нарушается нормальное пищеварение, что тяжело отражается на здоровье человека. При пони– женной кислотности желудочного сока в медицинской практике используют разбавленный раствор соляной кислоты. При воспалении желудка (гастрите), язвенной болезни секреция желудочного сока увеличивается, повышается его кислотность .
Спасибо за внимание
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
План: Кальций; Физические свойства; Химические свойства; Оксиды; Гидроксиды ; Соли; Нахождение в природе; Биологическая роль; Применение в медицине;
План: Магний; Физические свойства; Химические свойства; Оксиды; Гидроксиды ; Соли; Нахождение в природе; Биологическая роль; Применение в медицине;
Простое вещество кальций мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета .
Кальций Элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Обозначается символом Ca . Атомная масса равна 40,078.
Физические свойства Кальций — типичный щёлочноземельный металл. Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. 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 (то есть параллели в периодической системе сохраняются).
Химические свойства Химическая активность кальция высока, но ниже, чем более тяжёлых щёлочноземельных 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 щёлочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина:
В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения: С активными неметаллами, такими как Бром, кальций реагирует при обычных условиях: При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется и горит красным пламенем с оранжевым оттенком.
С менее активными неметаллами кальций вступает во взаимодействие при нагревании: Протекание этих реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты. Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция (+2).
Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например : Ион Ca 2+ бесцветен. При внесении растворимых солей кальция в пламя оно окрашивается в кирпично-красный цвет.
Оксид кальция Окси́д ка́льция (окись кальция, негашёная и́звесть или « кипелка », « кираби́т ») — белое кристаллическое вещество, кристаллизующееся в кубической гранецентрированной кристаллической решётке, по типу хлорида натрия. Формула CaO .
Получение оксида кальция В промышленности оксид кальция получают термическим разложением известняка (карбоната кальция): Также оксид кальция можно получить при взаимодействии простых веществ: или при термическом разложении гидроксида кальция и кальциевых солей некоторых кислородсодержащих кислот:
Применение оксида кальция Основные объёмы используются в строительстве при производстве силикатного кирпича. Раньше известь также использовали в качестве известкового цемента — при смешивании с водой оксид кальция переходит в гидроксид , который далее, поглощая из воздуха углекислый газ, сильно твердеет, превращаясь в карбонат кальция. Однако в настоящее время известковый цемент при строительстве жилых домов стараются не применять, так как полученные строения обладают способностью впитывать и накапливать сырость. Категорически недопустимо использование известкового цемента при кладке печей — из-за термического разложения и выделения в воздух удушливого диоксида углерода.
Некоторое применение также находит в качестве доступного и недорогого огнеупорного материала — плавленый оксид кальция имеет некоторую устойчивость к воздействию воды, что позволяет его использовать в качестве огнеупора там, где применение более дорогих материалов нецелесообразно. В небольших количествах оксид кальция также используется в лабораторной практике для осушения веществ, которые не реагируют с ним . В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E-529 .
Гидроксид кальция Гидрокси́д ка́льция - Ca (OH) 2 — химическое вещество, сильное основание, из-за чего раствор имеет щелочную реакци ю . Представляет собой порошок белого цвета, плохо растворимый в воде.
Получение гидроксида кальция Получают путём взаимодействия оксида кальция (негашёной извести) с водой (процесс получил название «гашение извести»): CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 Эта реакция экзотермическая, идёт с выделением 16 ккал (67 кДж) на моль.
Применение гидроксида кальция При побелке помещений. Для производства хлорной извести. Для производства известковых удобрений и нейтрализации кислых почв. В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E526. В стоматологии — для дезинфекции корневых каналов зубов.
Соли кальция Соли кальция, как хлорид CaCl 2 , бромид CaBr 2 , иодид CaI 2 и нитрат Ca(NO 3 ) 2 , хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF 2 , карбонат CaCO 3 , сульфат CaSO 4 , ортофосфат Ca 3 (PO 4 ) 2 , оксалат СаС 2 О 4 и некоторые другие.
Хлорид кальция Нитрат кальция Растворимые соли кальция
Нерастворимые соли кальция Сульфат кальция Фторид кальция
Нахождение в природе Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры. В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO 3 ). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже. Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO 3 , ангидрит CaSO 4 , алебастрCaSO 4 ·0.5H 2 O и гипс CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит CaF 2 , апатиты Ca 5 (PO 4 ) 3 ( F,Cl,OH ), доломит MgCO 3 ·CaCO 3 . Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость. Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов.
Биологическая роль Кальций — распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. В костях кальций содержится в виде гидроксиапатита . 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 служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы — мышечное сокращение, экзоцитоз , в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов .
Концентрация кальция в крови из-за её важности для большого числа жизненно важных процессов точно регулируется, и при правильном питании и достаточном потреблении обезжиренных молочных продуктов и витамина D дефицита не возникает. Длительный дефицит кальция и/или витамина D в диете приводит к увеличению риска остеопороза , а в младенчестве вызывает рахит. Избыточные дозы кальция и витамина D могут вызвать гиперкальцемию . Максимальная безопасная доза для взрослых в возрасте от 19 до 50 лет включительно составляет 2500 мг в сутки.
Применение в медицине Кальций очень важен для здоровья человека, поэтому он и его соединения активно применяются в медицине. Чтобы жизненные процессы протекали нормально, организм человека должен получать определенное количество кальция. Впервые кальций как лекарственный препарат применил великий врач, философ и ученый Авиценна. Он лечил своих пациентов скорлупой яиц. Как выяснилось, в яичной скорлупе содержится самый доступный для человеческого организма кальций. Самый простой рецепт Авиценны: «Чистая яичная скорлупа без пленок растирается в ступке в порошок. Этот порошок принимается по щепотке ежедневно во время еды».
В наше время не стоит утруждать себя приготовлением порошка в ступке. В аптеках можно найти недорогой препарат « Кальцид », созданный на основе яичной скорлупы и витаминов С и D3. Легко приобрести и препарат " Кальцетин », содержащий кальций с витамином D 3 и другие важные для костей и зубов минералы. Хлористый кальций оказывает противовоспалительное действие. Используют этот препарат для лечения аллергий различного происхождения, в том числе и лекарственной аллергии. Как противоядие хлористый кальций используется при отравлениях вместе с солями магния, щавелевой и фтористой кислотами. Выпускается хлористый кальций в виде раствора.
Впервые гипс в медицине применил известный врач и ученый Николай Иванович Пирогов. В 1853 г. во время первой обороны Севастополя Пирогов спасал раненых, оперирую их практически круглосуточно. В те времена врачи часто делали ампутацию конечностей даже при простом переломе. Пирогов пропитывал гипсом марлевую повязку и накладывал её на место перелома. Таким способом он сохранил конечности многим людям. После этого гипс начали применять и другие врачи.
Простое вещество Магний лёгкий, ковкий металл серебристо-белого цвета.
Магний Магний — элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 12. Обозначается символом Mg (лат. Magnesium ).
Физические свойства Магний — металл серебристо-белого цвета с гексагональной решёткой, обладает металлическим блеском. При обычных условиях поверхность магния покрыта прочной защитной плёнкой оксида магния MgO , которая разрушается при нагреве на воздухе до примерно 600 °C, после чего металл сгорает с ослепительно белым пламенем с образованием оксида и нитрида магния Mg 3 N 2 . Плотность магния при 20 °C — 1,738 г/см³, температура плавления металла t пл = 650 °C, температура кипения t кип = 1090 °C, теплопроводность при 20 °C — 156 Вт/(м·К). Магний высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддаётся обработке резанием.
Химические свойства При нагревании на воздухе магний сгорает с образованием оксида и небольшого количества нитрида. При этом выделяется большое количество теплоты и световой энергии: Магний может гореть даже в углекислом газе:
Раскаленный магний энергично реагирует с водой, вследствие чего горящий магний нельзя тушить водой: Возможна также реакция: Щелочи на магний не действуют, в кислотах он растворяется с бурным выделением водорода: Магний со взрывом реагирует с сильными окислителями типа порошкового перманганата калия.
Оксиды магния Оксид магния (жжёная магнезия, периклаз ) — химическое соединение с формулой MgO , белые кристаллы, нерастворимые в воде, пожаро - и взрывобезопасен. Основная форма — минерал периклаз . Легкий, рыхлый порошок белого цвета, легко впитывает воду. На этом свойстве основано его применение в спортивной гимнастике: нанесенный на ладони спортсмена, порошок предохраняет его от опасности сорваться с гимнастического снаряда. Температура плавления — 2825 °C. Температура кипения — 3600 °C. Плотность=3,58 г/см3.
Применение оксида магния В промышленности применяется для производства огнеупоров, цементов, очистки нефтепродуктов, как наполнитель при производстве резины. Сверхлегкая окись магния применяется как очень мелкий абразив для очистки поверхностей, в частности, в электронной промышленности. В медицине применяют при повышенной кислотности желудочного сока, так как она обусловливается избыточным содержанием соляной кислоты. Жжёную магнезию принимают также при случайном попадании в желудок кислот. В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E530 . Может применяться как доступный эталон белого цвета.
Гидроксид магния Гидрокси́д ма́гния — неорганическое вещество, осно́вный гидроксид металла магния. Слабое нерастворимое основание. При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой бесцветные кристаллы с гексагональной решёткой. При температуре выше 350 °C разлагается на оксид магния и воду. Поглощает углекислый газ и воду из воздуха с образованием основного карбоната магния. Гидроксид магния практически нерастворим в воде, но растворим в солях аммония. Является слабым основанием. Встречается в природе в виде минерала брусита .
Применение гидроксида магния Гидроксид магния применяется для связывания диоксида серы, как флокулянт для очистки сточных вод, в качестве огнезащитного средства в термопластических полимерах(полиолефины, ПВХ), как добавка в моющие средства, для получения оксида магния, рафинирования сахара, в качестве компонента зубных паст. В медицине его применяют в качестве лекарства для нейтрализации кислоты в желудке, а также как очень сильное слабительное. В Европейском союзе гидроксид магния зарегистрирован в качестве пищевой добавки E528.
Соли магния Сульфат магния — неорганическое вещество, соль металла магния и серной кислоты с формулой MgSO 4 , белый порошок, образует несколько кристаллогидратов. В медицине используется при лечении ожирения как солевое слабительное, для достижения так называемого магниевого стресса.
Сульфат магния
Нахождение в природе Это один из самых распространённых элементов земной коры. Большие количества магния находятся в морской воде. 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.
Биологическая роль Магний — один из важных биогенных элементов, в значительных количествах содержится в тканях животных и растений (хлорофиллы). Его биологическая роль сформировалась исторически, в период зарождения и развития протожизни на нашей планете в связи с тем, что морская среда первобытной земли была преимущественно хлоридно-магниевая, в отличие от нынешней — хлоридно-натриевой. Магний является кофактором многих ферментативных реакций. Магний необходим для превращения креатинфосфата в АТФ — нуклеотид, являющийся универсальным поставщиком энергии в живых клетках организма. Магний необходим на всех этапах синтеза белка.
Он участвует в поддержании нормальной функции нервной системы и мышцы сердца, оказывает сосудорасширяющее действие, стимулирует желчеотделение, повышает двигательную активность кишечника, что способствует выведению из организма холестерина. Усвоению магния мешают наличие фитина и избыток жиров и кальция в пище. Дефицит магния может проявляться по-разному: бессонница, хроническая усталость, остеопороз , артрит, фибромиалгия , мигрень, мышечные судороги и спазмы, сердечная аритмия, запоры, предменструальный синдром (ПМС). При потливости, частом употреблении слабительных и мочегонных, алкоголя, больших психических и физических нагрузках (в первую очередь при стрессах и у спортсменов) потребность в магнии увеличивается.
К пище, богатой магнием, относятся: кунжут, отруби, орехи. Однако обилие фитина в этих продуктах делает его малодоступным для усвоения, поэтому только зелёные овощи могут служить надёжным источником магния. Магния совсем мало в хлебе, молочных, мясных и других повседневных продуктах питания современного человека. Суточная норма магния — порядка 300 мг для женщин и 400 мг для мужчин (предполагается, что всасывается около 30 % магния). Одним из наиболее биологически целесообразных источников магния при транскутанном ( чрезкожном ) всасывании является минерал бишофит , широко использующийся в целях медицинской реабилитации, физиотерапии и санаторно-курортного лечения. Преимуществом транскутанного применения является высокая биодоступность ионов магния, насыщающего локальные проблемные зоны, минуя выделительную систему.
Применение в медицине Магний является жизненно-важным элементом, который находится во всех тканях организма и необходим для нормального функционирования клеток. Участвует в большинстве реакций обмена веществ, в регуляции передачи нервных импульсов и в сокращении мышц, оказывает спазмолитическое и антиагрегантное действие. Оксид и соли магния применяются в кардиологии, неврологии и гастроэнтерологии ( аспаркам , сульфат магния). Наиболее интересным природным ресурсом магния является минерал бишофит . Бишофитотерапия использует биологические эффекты природного магния в лечении и реабилитации широкого круга заболеваний, в первую очередь — позвоночника и суставов, последствий травм, нервной системы.
Спасибо За Внимание!!!
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Элементы III группы К III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа), а также скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды (побочная подгруппа). На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по 3 электрона (s 2 р 1 ). Они легко отдают эти электроны или образуют 3 неспаренных электрона за счет перехода 1 электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3.
Бор в организме Бор относится к числу химических элементов, которые в очень малых количествах содержатся в тканях растений и животных (тысячные и десятитысячные доли% на сухую массу). Бор необходим для поддержания нормальной жизнедеятельности растений. Важнейший симптом недостатка Бора - отмирание точки роста главного стебля, а затем и пазушных почек. Одновременно черешки и листья становятся хрупкими, цветки не появляются или не образуются плоды; поэтому при недостатке Бора падает урожай семян. Известны многие болезни, связанные с недостатком Бора, например гниль сердечка сахарной свеклы, черная пятнистость столовой свеклы, побурение сердцевины брюквы и цветной капусты, засыхание верхушки льна, желтуха верхушки люцерны, бурая пятнистость абрикосов, опробковение яблок. При недостатке Бора замедляется окисление сахаров, аминирование продуктов углеводного обмена, синтез клеточных белков; однако ферменты, для которых Бор является необходимым элементом, пока неизвестны .
Получение Бора. Элементарный Бор из природного сырья получают в несколько стадий . Разложением боратов горячей водой или серной кислотой (в зависимости от их растворимости) получают борную кислоту, а ее обезвоживанием - борный ангидрид . Восстановление В 2 О 3 металлическим магнием дает Бор в виде темно-бурого порошка; от примесей его очищают обработкой азотной и плавиковой кислотами.
Алюминий нахождение в природе Распространённость По распространённости в земной коре Земли занимает 1-е место среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию . Массовая концентрация алюминия в земной коре по данным различных исследователей оценивается от 7,45 до 8,14 %.
Природные соединения алюминия В природе алюминий, в связи с высокой химической активностью, встречается почти исключительно в виде соединений. Некоторые из природных минералов алюминия: Бокситы — Al 2 O 3 · H 2 O (с примесями SiO 2 , Fe 2 O 3 , CaCO 3 ) Нефелины — KNa 3 [AlSiO 4 ] 4 Алуниты — (Na,K) 2 SO 4 ·Al 2 (SO 4 ) 3 ·4Al(OH) 3 Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO 2 , известняком CaCO 3 , магнезитом MgCO 3 ) Корунд ( сапфир , рубин , наждак ) — Al 2 O 3 Полевые шпаты — (K,Na) 2 O·Al 2 O 3 ·6SiO 2 , Ca[Al 2 Si 2 O 8 ] Каолинит — Al 2 O 3 ·2SiO 2 · 2H 2 O Берилл ( изумруд , аквамарин ) — 3ВеО · Al 2 О 3 · 6SiO 2 Хризоберилл ( александрит ) — BeAl 2 O 4 .
ПРИМЕНЕНИЕ АЛЮМИНИЯ В МЕДИЦИНЕ Существуют препараты для внутреннего приема на основе алюминия . Среди наиболее популярных «алюминиевых» лекарств — средства от изжоги, гастритов и язвы желудка : «Антацид», «Алюмаг», «Альмагель», «Альмагель-а», «Гастал» «Гастралюгель», «Алюгастрин» и другие. Препараты эти с каждым годом совершенствуются — за счет новых разработок снижается их побочное воздействие и усиливается эффективность. Однако замену основе таких лекарств — алюминиевым соединениям — исследователи пока не нашли.
Оксид бора Окси́д бо́ра B 2 O 3 — ангидрид борной кислоты , бесцветное, довольно тугоплавкое стекловидное или кристаллическое вещество горьковатого вкуса, диэлектрик . Стеклообразный оксид бора имеет слоистую структуру (расстояние между слоями 0.185 нм), в слоях атомы бора расположены внутри равносторонних треугольников ВО 3 (d В—О=0.145 нм). Эта модификация плавится в интервале температур 325—450 °C и обладает высокой твёрдостью
Оксид алюминия Оксид алюминия Al 2 O 3 — в природе распространён как глинозём, нестехиометрическая смесь оксидов алюминия, калия, натрия, магния и т. д. Свойства Бесцветные нерастворимые в воде кристаллы. химические свойства — амфотерный оксид. Практически не растворим в кислотах. Растворяется в горячих растворах и расплавах щелочей. t пл 2044 °C. Является полупроводником n-типа , но несмотря на это используется в качестве диэлектрика в алюминиевых электролитических конденсаторах. Диэлектрическая проницаемость 9,5 — 10. Электрическая прочность 10 кВ/мм. плотность
Основные модификации оксида алюминия В природе можно встретить только α-модификацию оксида алюминия в виде минерала называемого корунд. γ-форму получают при термообработке гидроксидов алюминия. При 1100-1200 °С с γ-модификацией происходят необратимые превращения в α-Al 2 O 3 , однако скорость этого процесса невелика, и для завершения фазового перехода необходимо либо наличие минерализаторов, либо повышение температуры обработки до 1400-1450 °С. β-Al 2 O 3 – это ряд алюминатов щелочных и щелочноземельных металлов со следующими общими формулами: MeO·6Al 2 O 3 и Me 2 O·11Al 2 O 3 , где МеО это оксиды кальция, бария стронция и т.д., а Ме 2 О - оксиды натрия, калия, лития и других щелочных металлов).
Соли Со́ли — сложные вещества , которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков [1] . ИЮПАК определяет соли как химические соединения , состоящие из катионов и анионов [2] . Есть ещё одно определение: солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды [3 ] . Кроме катионов металлов в солях могут находиться катионы аммония NH 4 + , фосфония PH 4 + и их органические производные, а также комплексные катионы и т. д. Анионами в солях выступают анионы кислотного остатка различных кислот Брёнстеда — как неорганических , так и органических , включая карбанионы и комплексные анионы [4] .
Типы солей 1)Если рассматривать соли как продукты замены протонов в кислотах или гидроксогрупп в основаниях , то можно выделить следующие типы солей [4] : 2)Средние (нормальные) соли — продукты замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла ( Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 ). 3) Кислые соли — продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла ( NaHCO 3 , K 2 HPO 4 ). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты). 4) Осно́вные соли — продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH - ) кислотными остатками ( ( CuOH ) 2 CO 3 ). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.
Применение солей Соли повсеместно используются как в производстве, так и в повседневной жизни. Соли соляной кислоты . Из хлоридов больше всего используют хлорид натрия и хлорид калия . Хлорид натрия (поваренную соль) выделяют из озерной и морской воды, а также добывают в соляных шахтах. Соли серной кислоты . В строительстве и в медицине широко используют полуводный гипс , получаемый при обжиге горной породы (дигидрат сульфата кальция Соли азотной кислоты . Нитраты больше всего используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве. Важнейшим из них является нитрат натрия , нитрат калия , нитрат кальция и нитрат аммония . Из ортофосфатов важнейшим является ортофосфат кальция . Эта соль служит основной составной частью минералов — фосфоритов и апатитов. Соли угольной кислоты . Карбонат кальция используют в качестве сырья для получения извести. Карбонат натрия (соду) применяют в производстве стекла и при варке мыла. Карбонат кальция в природе встречается и в виде известняка , мела и мрамора .
Бо́рная кислота́ Бо́рная кислота́ (ортоборная кислота) — слабая кислота , имеющая химическую формулу H 3 BO 3 (или B(OH) 3 ). Бесцветное кристаллическое вещество в виде чешуек без запаха, имеет слоистую триклинную решетку , в которой молекулы кислоты соединены водородными связями в плоские слои, слои соединены между собой межмолекулярными связями (d= 0,318 нм).
Свойства Борная кислота проявляет очень слабые кислотные свойства. Она сравнительно мало растворима в воде. Ее кислотные свойства обусловлены не отщеплением протона Н + , а присоединением гидроксильного аниона: K a = 5.8·10 −10 моль/л; p K a = 9.24.
Опасность борной кислоты Борная кислота токсична . Из-за медленного выведения почками, опасная концентрация накапливается в организме человека (а особенно — ребенка) при регулярном применении. Смертельная доза при отравлении через рот для взрослого человека 15-20 г, для детей 4-5 г [1] . Борная кислота применяется в медицине с 60-х годов XIX века как антисептическое средство не раздражающее ран и не имеющее вкуса, запаха и цвета. В современной медицине противомикробная эффективность борной кислоты считается низкой.
Применение В ядерных реакторах в качестве поглотителя нейтронов , растворённого в теплоносителе . Борное удобрение . В лабораториях применяют для приготовления буферных растворов . В медицине — как самостоятельное дезинфицирующее средство для взрослых , а также в виде 2 % раствора — для промывки кожи после попадания щелочей. Также на основе борной кислоты производятся различные комбинированные препараты (группа АТХ D08AD ), например, паста Теймурова . В фотографии — в составе мелкозернистых проявителей и кислых фиксажей для создания слабой кислотной среды. В пищевой промышленности — зарегистрирована как пищевая добавка E284 (на территории России эта добавка не входит в список разрешённых к применению [2] ). В ювелирном деле — как основа флюсов для пайки золотосодержащих сплавов. В литейном производстве — связующее при кислой футеровке печей, компонент защиты струи от окисления при разливке магниевых сплавов. В быту — уничтожение тараканов.
Борная кислота в медицине Антисептик Отсутствие вкуса, запаха и раздражающего действия создало борной кислоте ложную славу безвредного вещества. Однако токсикологи показали, что микроэлемент бор относится к группе так называемых общеклеточных ядов. Только высокая стабильность борной кислоты в организме человека делает её относительно безвредной . Но небольшое количество борной кислоты все же расщепляется. При остром отравлении людей она поражает мозг, слизистые оболочки и кожу, а при хроническом — кроветворные и половые клетки. Особенно опасна борная кислота для развивающихся эмбрионов. Даже поступление однократной нетоксической дозы в организм матери может вызвать патологические изменения плода. Из-за низкой эффективности и высокой токсичности борная кислота со временем покинула больничные палаты, где не очень-то заботятся о внешнем виде, запахе и вкусе препарата — был бы эффект, и перешла в число исключительно домашних средств, приятность которых чаще ценится выше их полезности. В большинстве домашних аптечек и сейчас можно встретить тот или иной лекарственный или косметический продукт с борной кислотой: присыпки, водный раствор для промывания глаз, спиртовой раствор для закапывания в уши, борную мазь, борный вазелин, борное мыло и даже минеральную воду с бором. И многие из них предназначены для детей…
Спасибо за внимание
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
В медицине Ввиду высокой ядовитости элементарный фосфор в медицине почти не применялся. Из органических препаратов применяются Lecitinum- препарат из яичных желтков, содержащий 3,5% фосфора. Phitinum- органическое соединение фосфора, содержащиеся в семенах , клубнях и луковицах растений ( плохо расщепляется в кишечнике ) ; из неорганических соединений-Calcium glycerophoricum. В последние 15 лет в клинике внутренних болезней , в терапии лейкозов и эритем стал применяться радиоактивный фосфор (Р32). Терапевтический эффект связан с подавлением гематом по этической системы, при этом тормозится образование новых клеток в костном мозгу и задерживается появление их в периферической крови.
В медицине Оксид азота NO используется в медицине для расширения кровеносных сосудов при ишемической болезни сердца путем уменьшения нагрузки на сердце. Старые, атеросклеротические изменённые сосуды могут с оксидом азота снова восстановиться. Благодаря этому улучшиться кровообращение и может нормализоваться кровяное давление.
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
Урок по теме: "Мультимедийные интерактивные презентации. Дизайн презентации и макеты слайдов. "
Данный урок рассматривается первым по счету в разделе «Компьютерные презентации». На данном уроке учащиеся знакомятся с программой POWERPOINT, учатся изменять дизайн и макет слайдов....
Презентация "Использование мультимедийных презентаций как универсального средства познания"
В презентации "Использование мультимедийных презентаций как универсального средства познания" даются советы по оформлению и наполнению презентаций....
Разработка урока и презентации "The Sightseeng Tours" London and Saint-Petersburg c презентацией
Цели: развитие речевого умения (монологическое высказывание); совершенствование грамматических навыков чтения и говорения (прошедшее неопределенное время, определенный артикль) Задачи: учи...
Презентация "Рекомендации по созданию мультимедийных презентаций"
§Предложить рекомендации по подготовке презентаций; §научить профессиональному оформлению слайдов. ...
Презентация к уроку "Обобщение по теме презентации"
Урок – деловая игра «Работа с пакетом презентаций Power Point». В ходе урока организовано повторение материала "электронные таблицы" с использованием КИМов, повторение технологи...
Презентация "Лица Победы". Данную презентацию можно использовать на уроках литературы в день памяти о тех, кто сражался и погиб в годы Великой Отечественной войны.
Данная презентация посвящена событиям Великой Отечественной войны и может быть использована в средних и старших классах как на уроках литературы, так и на внеклассных мероприятиях для пров...
Проектная деятельность на уроках литературы. 7 класс. Стихи Н.А.Некрасова .Презентация. презентация
Презентация к уроку"Проектная деятельность на уроках литературы.Стихи Н.А.Некрасова.7класс"...