วันอาทิตย์ที่ 14 มิถุนายน พ.ศ. 2552
ผู้จัดทำ
นายวรากร แซ่วู เลขที่ 26 ชั้น ม.5/2
นายณัชณนนท์ กรเกี่ยว เลขที่ 27 ชั้น ม.5/2 นางสาว ฐิติมา รัตนอุดมสินชัย เลขที่ 36 ชั้น ม.5/2
นางสาวณัตญา คุณชัยประเสริฐ เลขที่ 39 ชั้น ม.5/2นางสาวภรณ์ประภา ปานประภากร เลขที่ 42 ชั้น ม.5/2
นางสาววิรินรัตน์ ศิริธนาศาสตร์ เลขที่ 43 ชั้น ม.5/2
นางสาวชลธิชา ผาสุพรรณ์ เลขที่ 44 ชั้น ม.5/2นางสาววิสสุตา สุพรประสิทธิ์ เลขที่ 45 ชั้น ม.5/2
วันเสาร์ที่ 13 มิถุนายน พ.ศ. 2552
โลหะหมู่ 1A
ธาตุหมู่ 1A
ธาตุหมู่ที 1A หรือ โลหะอัลคาไล (Alkali metals) ได้แก่ Li, Na , K , Rb , Cs , Fr
สมบัติบางประการของธาตุหมู่ 1A
1. ธาตุหมู่ 1 ทุกตัวมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 1 มีประจุไฟฟ้า +1 หรือมีเล็กอกซิเดชันในสารประกอบ +1 แต่เป็นธาตุอิสระมีเลขออกซิเดชัน 0
2.รัศมีอะตอมเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
3.พลังงานไอออไนเซชันของธาตุหมู่ 1 ลดลง เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
4.จุดหลอมเหลวของธาตุหมู่ 1 มีแนวโน้มเพิ่มขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
5.ความหนาแน่นของธาตุหมู่หมู่ 1 มีแนวโน้มเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
6.อิเล็กโตรเนกาติวิตีลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
7.เป็นตัวรีดิวซ์ที่ดี (สามารถให้อิเล็กตรอนได้ดี) มีค่า E0 ต่ำมาก
8.สารประกอบของธาตุหมู่ 1 ทุกตัวเป็นสารประกอบไอออนิกและละลายน้ำได้ดี
9.เป็นโลหะอ่อน มีความเป็นโลหะเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
10.ทำปฏิกิริยากับน้ำรุนแรงได้ก๊าซไฮโดรเจน และสารละลายมีสมบัติเป็นเบส
11.เกลือของธาตุหมู่ 1 นำมาเผาจะให้เปลวไฟสีต่าง ๆ
ธาตุหมู่ที 1A หรือ โลหะอัลคาไล (Alkali metals) ได้แก่ Li, Na , K , Rb , Cs , Fr
สมบัติบางประการของธาตุหมู่ 1A
1. ธาตุหมู่ 1 ทุกตัวมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 1 มีประจุไฟฟ้า +1 หรือมีเล็กอกซิเดชันในสารประกอบ +1 แต่เป็นธาตุอิสระมีเลขออกซิเดชัน 0
2.รัศมีอะตอมเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
3.พลังงานไอออไนเซชันของธาตุหมู่ 1 ลดลง เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
4.จุดหลอมเหลวของธาตุหมู่ 1 มีแนวโน้มเพิ่มขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
5.ความหนาแน่นของธาตุหมู่หมู่ 1 มีแนวโน้มเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
6.อิเล็กโตรเนกาติวิตีลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
7.เป็นตัวรีดิวซ์ที่ดี (สามารถให้อิเล็กตรอนได้ดี) มีค่า E0 ต่ำมาก
8.สารประกอบของธาตุหมู่ 1 ทุกตัวเป็นสารประกอบไอออนิกและละลายน้ำได้ดี
9.เป็นโลหะอ่อน มีความเป็นโลหะเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
10.ทำปฏิกิริยากับน้ำรุนแรงได้ก๊าซไฮโดรเจน และสารละลายมีสมบัติเป็นเบส
11.เกลือของธาตุหมู่ 1 นำมาเผาจะให้เปลวไฟสีต่าง ๆ
ลิเทียม
Lithium (Li)ลิเทียม
เลขอะตอม 3 เป็นธาตุแรกของหมู่ IA (ไม่นับ H) ในตารางธาตุจัดเป็นโลหะ และโลหะอัลคาไล
น้ำหนักอะตอม 6.939 amu
จุดหลอมเหลว 179 c
จุดเดือด (โดยประมาณ) 1317 c
ความหนาแน่น (จากการคำนวณ) 0.534 g/cc ที่ 20 c
เลขออกซิเดชันสามัญ +1
การค้นพบ
ลิเทียมค้นพบโดย Arfvedson ในปี ค.ศ. 1877 ในแร่ etalite
ในปี ค.ศ. 1855 Bunsen และ Matthiessen สกัดธาตุอิสระของ Li ได้เป็นครั้งแรก
การใช้ประโยชน์
ถึงแม้ Li จะเป็นโลหะแต่ไม่เหมาะที่จะนำไปใช้เป็นโลหะโครงสร้าง เพราะขาดสมบัติทางความร้อนและเป็นโลหะที่ว่องไวต่อปฏิกิริยาเกินไป แต่ Li ก็มีสมบัติทางเคมีและทางกายภาพพิเศษที่เอื้ออำนวยการใช้ประโยชน์ของโลหะนี้ ซึ่งส่วนใหญ่เป็นการใช้งานเฉพาะ ดังนี้
1. ใช้ทำโลหะเจือโดยผสมกับโลหะอื่น ๆ(สำหรับจุดประสงค์ข้างต้นอาจใช้โลหะเจือของ Ba กับ
2. เป็นรีเอเจนต์ (reagent) ในปฏิกิริยาเคมี เช่น ใช้เป็นตัวรีดิวซ์และตัวเดิมไฮโดรเจน (ในรูปของไฮไดรด์)
3. เป็นตัวขจัดแก๊ส (degasifier) และตัวช่วยทำให้โลหะเหลว เช่น ทองแดง เหล็กบริสุทธิ์ โดยใช้ร่วมกับ O 2 , S, N2 หรือ H2
4. ใช้เตรียมน้ำยา Grignard และเป็นตัวเร่งในบางปฏิกิริยา
5. ใช้ในอุตสาหกรรมเภสัชภัณฑ์
ความเป็นพิษ
โลหะ Li เป็นพิษมากกว่าโลหะอัลคาไลอื่น ๆ แต่ความเป็นพิษก็ยังจัดอยู่เกณฑ์ต่ำ โลหะนี้เป็นธาตุที่ไม่จำเป็นสำหรับร่างกาย ความเป็นพิษจึงมีสาเหตุจากการที่โลหะนี้ (ในรูปของอิออน) เข้าไปทำให้ Na-K-Ca ในเซลล์ของร่างกายเสียสมดุลไป ถึงแม้ Li จะว่องไวต่อปฏิกิริยาน้อยกว่าโลหะอัลคาไลอื่น ๆ แต่ก็ควรระมัดระวังเวลาใช้โลหะนี้ เพราะอาจติดไฟหรือระเบิดได้
ลิเทียมเป็นโลหะที่เบาที่สุดในบรรดาโลหะทั้งหมด และมีความหนาแน่นเพียงครึ่งหนึ่งของน้ำ ด้วยลิเทียมเป็นโลหะสีเงินอ่อนนิ่มมากจนตัดด้วยมีดคมๆ ได้ ลิเทียมมีสมบัติอย่างโลหะแอลคาไลทั้งหลาย นั่นคือมีวาเลนซ์อิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว และพร้อมที่จะสูญเสียอิเล็กตรอนตัวนี้ไปเป็นไอออนบวก ทำให้มีอิเล็กตรอนในระดับชั้นพลังงานที่ไม่ครบถ้วน เนื่องจากกรณีดังกล่าว ทำให้ลิเทียมทำปฏิกิริยาในน้ำได้ง่าย และไม่ปรากฏโดยอิสระในธรรมชาติ อย่างไรก็ตาม ลิเทียมยังถือว่าทำปฏิกิริยายากกว่าโซเดียม ซึ่งมีคุณสมบัติทางเคมีที่คล้ายกัน
เมื่ออังลิเทียมไว้เหนือเปลวไฟ มันจะให้สีแดงเข้มออกมา แต่เมื่อเผาไหม้โดยตรง เปลวไฟจะเป็นสีขาวสว่างจ้า โลหะลิเทียมจะติดไฟและไหม้เมื่อกระทบกับออกซิเจนและน้ำ ลิเทียมมีความจุความร้อนจำเพาะ ที่สูงมาก คือ 3582 J และมีช่วงอุณหภูมิที่กว้างเมื่ออยู่ในรูปของเหลว ซึ่งทำให้เป็นสารเคมีที่มีประโยชน์ใช้งานได้
ลิเทียมที่อยู่ในรูปโลหะบริสุทธิ์จะติดไฟได้ง่ายมากและระเบิดได้ค่อนข้างง่าย เมื่อกระทบกับอากาศ และโดยเฉพาะกับน้ำ ไฟจากลิเทียมนั้นดับได้ยาก ต้องอาศัยสารเคมีเฉพาะที่ผลิตมาสำหรับการดับไฟนี้โดยตรง สำหรับโลหะลิเทียมยังสึกกร่อนง่าย และต้องจับต้องอย่างระมัดระวังเป็นพิเศษ เพื่อหลีกเลียงการสัมผัสโดยตรงกับผิวหนัง การเก็บรักษาควรเก็บไว้ในรูปของสารประกอบที่ไม่ทำปฏิกิริยา เช่น แนพธา (naphtha) หรือไฮโดรคาร์บอน เป็นพิษพอสมควร เมื่อใช้เป็นยา จะต้องคอยตรวจสอบอย่างระมัดระวัง เพราะลิเทียมไอออน (Li+) จะทำให้เลือดมีความเข้มข้นมากขึ้น
ในปี ค.ศ. 1855 Bunsen และ Matthiessen สกัดธาตุอิสระของ Li ได้เป็นครั้งแรก
การใช้ประโยชน์
ถึงแม้ Li จะเป็นโลหะแต่ไม่เหมาะที่จะนำไปใช้เป็นโลหะโครงสร้าง เพราะขาดสมบัติทางความร้อนและเป็นโลหะที่ว่องไวต่อปฏิกิริยาเกินไป แต่ Li ก็มีสมบัติทางเคมีและทางกายภาพพิเศษที่เอื้ออำนวยการใช้ประโยชน์ของโลหะนี้ ซึ่งส่วนใหญ่เป็นการใช้งานเฉพาะ ดังนี้
1. ใช้ทำโลหะเจือโดยผสมกับโลหะอื่น ๆ(สำหรับจุดประสงค์ข้างต้นอาจใช้โลหะเจือของ Ba กับ
2. เป็นรีเอเจนต์ (reagent) ในปฏิกิริยาเคมี เช่น ใช้เป็นตัวรีดิวซ์และตัวเดิมไฮโดรเจน (ในรูปของไฮไดรด์)
3. เป็นตัวขจัดแก๊ส (degasifier) และตัวช่วยทำให้โลหะเหลว เช่น ทองแดง เหล็กบริสุทธิ์ โดยใช้ร่วมกับ O 2 , S, N2 หรือ H2
4. ใช้เตรียมน้ำยา Grignard และเป็นตัวเร่งในบางปฏิกิริยา
5. ใช้ในอุตสาหกรรมเภสัชภัณฑ์
ความเป็นพิษ
โลหะ Li เป็นพิษมากกว่าโลหะอัลคาไลอื่น ๆ แต่ความเป็นพิษก็ยังจัดอยู่เกณฑ์ต่ำ โลหะนี้เป็นธาตุที่ไม่จำเป็นสำหรับร่างกาย ความเป็นพิษจึงมีสาเหตุจากการที่โลหะนี้ (ในรูปของอิออน) เข้าไปทำให้ Na-K-Ca ในเซลล์ของร่างกายเสียสมดุลไป ถึงแม้ Li จะว่องไวต่อปฏิกิริยาน้อยกว่าโลหะอัลคาไลอื่น ๆ แต่ก็ควรระมัดระวังเวลาใช้โลหะนี้ เพราะอาจติดไฟหรือระเบิดได้
ลิเทียมเป็นโลหะที่เบาที่สุดในบรรดาโลหะทั้งหมด และมีความหนาแน่นเพียงครึ่งหนึ่งของน้ำ ด้วยลิเทียมเป็นโลหะสีเงินอ่อนนิ่มมากจนตัดด้วยมีดคมๆ ได้ ลิเทียมมีสมบัติอย่างโลหะแอลคาไลทั้งหลาย นั่นคือมีวาเลนซ์อิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว และพร้อมที่จะสูญเสียอิเล็กตรอนตัวนี้ไปเป็นไอออนบวก ทำให้มีอิเล็กตรอนในระดับชั้นพลังงานที่ไม่ครบถ้วน เนื่องจากกรณีดังกล่าว ทำให้ลิเทียมทำปฏิกิริยาในน้ำได้ง่าย และไม่ปรากฏโดยอิสระในธรรมชาติ อย่างไรก็ตาม ลิเทียมยังถือว่าทำปฏิกิริยายากกว่าโซเดียม ซึ่งมีคุณสมบัติทางเคมีที่คล้ายกัน
เมื่ออังลิเทียมไว้เหนือเปลวไฟ มันจะให้สีแดงเข้มออกมา แต่เมื่อเผาไหม้โดยตรง เปลวไฟจะเป็นสีขาวสว่างจ้า โลหะลิเทียมจะติดไฟและไหม้เมื่อกระทบกับออกซิเจนและน้ำ ลิเทียมมีความจุความร้อนจำเพาะ ที่สูงมาก คือ 3582 J และมีช่วงอุณหภูมิที่กว้างเมื่ออยู่ในรูปของเหลว ซึ่งทำให้เป็นสารเคมีที่มีประโยชน์ใช้งานได้
ลิเทียมที่อยู่ในรูปโลหะบริสุทธิ์จะติดไฟได้ง่ายมากและระเบิดได้ค่อนข้างง่าย เมื่อกระทบกับอากาศ และโดยเฉพาะกับน้ำ ไฟจากลิเทียมนั้นดับได้ยาก ต้องอาศัยสารเคมีเฉพาะที่ผลิตมาสำหรับการดับไฟนี้โดยตรง สำหรับโลหะลิเทียมยังสึกกร่อนง่าย และต้องจับต้องอย่างระมัดระวังเป็นพิเศษ เพื่อหลีกเลียงการสัมผัสโดยตรงกับผิวหนัง การเก็บรักษาควรเก็บไว้ในรูปของสารประกอบที่ไม่ทำปฏิกิริยา เช่น แนพธา (naphtha) หรือไฮโดรคาร์บอน เป็นพิษพอสมควร เมื่อใช้เป็นยา จะต้องคอยตรวจสอบอย่างระมัดระวัง เพราะลิเทียมไอออน (Li+) จะทำให้เลือดมีความเข้มข้นมากขึ้น
โซเดียม
Sodium (Na)โซเดียม
เลขอะตอม 11 เป็นธาตุที่ 2 ในหมู่ IA (ไม่รวม H) จัดเป็นโลหะและโลหะอัลคาไล
น้ำหนักอะตอม 22.9898 amu
จุดหลอมเหลว 97.83 c
จุดเดือด 882.9 c
ความหนาแน่น 0.9674 g/cc ที่ 25 c
เลขออกซิเดชันสามัญ +1
การค้นพบ
Sir Humphry Davy เป็นคนแรกที่สกัดธาตุโพแทสเซียมก่อนตามด้วยธาตุโซเดียมใน ปี ค.ศ. 1807 ขณะที่เขาศึกษาปฏิกิริยาการแยกสลายด้วยไฟฟ้าของโพแทสเซียมไฮดรอกไซด์ และโซเดียมไฮดรอกไซด์ตามลำดับ
ในปีถนัดมา (ปี ค.ศ. 1808) Gay-Lussac และ Thernard สามารถเตรียมโลหะโซเดียมได้โดยนำ โซเดียมไฮดรอกไซด์มารีดิวซ์ด้วยเหล็ก ณ อุณหภูมิสูง
ในปี ค.ศ. 1921 บริษัท du Pont ผลิตโซเดียมได้ในราคาถูกมาก โดยใช้ Downs cell สัญลักษณ์ของธาตุนี้มาจากคำลาติน Natrium
การใช้ประโยชน์
โซเดียมใช้ประโยชน์กว้างขวางมาก ที่สำคัญพอสรุปได้ดังนี้
1. ใช้ประโยชน์ในด้านอาศัยสมบัติทางกายภาพของโซเดียม เนื่องจากโลหะนี้เป็นตัวนำความร้อนและไฟฟ้าที่ดีมาก จึงใช้เป็นตัวกลางแลกเปลี่ยนความร้อน (heat exchange medium) เป็นตัวหล่อเย็นในปฏิกรณ์นิวเคลียร์ เป็นตัวนำไฟฟ้า (โลหะที่นำไฟฟ้าดีกว่าโซเดียมมีไม่กี่โลหะเท่านั้น ได้แก่ เงิน ทองแดง อะลูมินัมและทองคำ) หลอดไฟโซเดียมใช้เป็นตัวให้แสงสว่างบนทางหลวง เป็นต้น
2. ใช้ประโยชน์ในด้านอาศัยสมบัติทางเคมี โดยใช้เตรียมสารเคมีของโซเดียมมากมายก่ายกอง เช่น เตรียมโซเดียมเปอร์ออกไซด์ (Na2O2) ซึ่งใช้เป็นตัวฟอกสี โซเดียมไฮไดรด์ (NaH) เตรียมเตตระเมทิลเลด [(CH3)4Pb], เตตระเอทิลเลด [(C2H5)4Pb] ซึ่งใช้เติมใส่แก๊สโซลีนเพื่อเพิ่มเลขออกเทนของน้ำมันแก๊สโซลีน ใช้เป็นตัวรีดิวซ์และเป็นตัวเร่งในปฏิกิริยาหลายประเภท นอกจากนี้ยังใช้เตรียมสารอินทรีย์ของโซเดียมหลายสาร
ความเป็นพิษ
โซเดียมอิออน (Na+) จำเป็นสำหรับร่างกายจึงไม่เป็นพิษ แต่โซเดียมในรูปธาตุอิสระ เป็นพิษอย่างแรง กัดเนื้อเยื่อทำให้เกิดอาการคันและผี่นแดง ทำปฏิกิริยากับน้ำและออกซิเจนในอากาศอย่างรุนแรง ติดไฟง่าย โลหะโซเดียมจึงต้องเก็บรักษาไว้ในตัวกลางเฉื่อย เช่น ในน้ำมันเคโซซิน การใช้โลหะนี้ต้องใช้ความระมัดระวังสูง
โซเดียม เป็นแร่ธาตุที่จำเป็นทำงานร่วมกับโปตัสเซียม และคลอไรด์ ที่ของเหลวภายนอกเซลล์ เพื่อควบคุมดุลยภาพของแรงออสโมติค และปริมาตรของของเหลว ไตทำหน้าที่ควบคุมสมดุลของโซเดียมในเลือดโดยมีอัลโดสเตอโรน ซึ่งเป็นฮอร์โมนจากต่อมแอดรีนัลเป็นตัวควบคุมอีกตัวหนึ่ง โซเดียมที่มากเกินไปจะถูกขับออกมาทางปัสสาวะ การขาดโซเดียมไม่ค่อยพบ เนื่องจากอาหารส่วนมากจะมีโซเดียม และเกลือแกงที่ใส่ลงไปในอาหารอีกด้วย การมีเหงื่อออกมากเกินไป ท้องร่วง หรือการใช้ยาขับปัสสาวะเป็นเวลานานๆ อาจทำให้โซเดียมในร่างกายลดน้อยลง ทำให้เกิดอาการขาดโซเดียมได้ อาจแสดงอาการดังนี้ คือคลื่นไส้ กล้ามเนื้อไม่มีแรง เหน็บ หรือ ตะคิว ปวดหัว โรคทางจิต อาจเกิดภาวะ ความดันเลือดต่ำ ปริมาณเลือดน้อย ระบบทางเดินหายใจทำงานล้มเหลว
การมีโซเดียมมากเกินไปจะเป็นอันตรายต่อร่างกาย ซึ่งพบในคนที่สูญเสียน้ำมาก หรือได้รับน้ำในปริมาณที่จำกัด และในคนที่เป็นโรคเกี่ยวกับไตทำงานไม่ปรกติ ( nephrotic syndrome ) จึงทำให้มีการคั่งของโซเดียมความผิดปรกติที่พบแสดงอาการดังนี้คือ ร่างกายอยู่ในสภาวะบวมน้ำ อาจจะแสดงลักษณะรู้สึกเหนื่อยตลอดเวลา ระดับเกลือแร่ในเลือดสูงเกินไปจะทำให้เลือดแข็งตัวได้ ซึ่งนำไปสู่ภาวะต่างๆ ที่เป็นอันตรายต่อร่างกาย เช่น เส้นเลือดในสมองตีบตัน ไตวาย หัวใจวาย และยัง สนับสนุนให้ความดันเลือดสูง โซเดียมพบมากในอาหารแทบทุกชนิด โดยเฉพาะโซเดียมคลอไรด์หรือเกลือและพบมากที่สุดในอาหารทะเล ปลา และเนื้อ สาหร่ายทะเลก็เป็นแหล่งของโซเดียมที่ดี
เลขอะตอม 11 เป็นธาตุที่ 2 ในหมู่ IA (ไม่รวม H) จัดเป็นโลหะและโลหะอัลคาไล
น้ำหนักอะตอม 22.9898 amu
จุดหลอมเหลว 97.83 c
จุดเดือด 882.9 c
ความหนาแน่น 0.9674 g/cc ที่ 25 c
เลขออกซิเดชันสามัญ +1
การค้นพบ
Sir Humphry Davy เป็นคนแรกที่สกัดธาตุโพแทสเซียมก่อนตามด้วยธาตุโซเดียมใน ปี ค.ศ. 1807 ขณะที่เขาศึกษาปฏิกิริยาการแยกสลายด้วยไฟฟ้าของโพแทสเซียมไฮดรอกไซด์ และโซเดียมไฮดรอกไซด์ตามลำดับ
ในปีถนัดมา (ปี ค.ศ. 1808) Gay-Lussac และ Thernard สามารถเตรียมโลหะโซเดียมได้โดยนำ โซเดียมไฮดรอกไซด์มารีดิวซ์ด้วยเหล็ก ณ อุณหภูมิสูง
ในปี ค.ศ. 1921 บริษัท du Pont ผลิตโซเดียมได้ในราคาถูกมาก โดยใช้ Downs cell สัญลักษณ์ของธาตุนี้มาจากคำลาติน Natrium
การใช้ประโยชน์
โซเดียมใช้ประโยชน์กว้างขวางมาก ที่สำคัญพอสรุปได้ดังนี้
1. ใช้ประโยชน์ในด้านอาศัยสมบัติทางกายภาพของโซเดียม เนื่องจากโลหะนี้เป็นตัวนำความร้อนและไฟฟ้าที่ดีมาก จึงใช้เป็นตัวกลางแลกเปลี่ยนความร้อน (heat exchange medium) เป็นตัวหล่อเย็นในปฏิกรณ์นิวเคลียร์ เป็นตัวนำไฟฟ้า (โลหะที่นำไฟฟ้าดีกว่าโซเดียมมีไม่กี่โลหะเท่านั้น ได้แก่ เงิน ทองแดง อะลูมินัมและทองคำ) หลอดไฟโซเดียมใช้เป็นตัวให้แสงสว่างบนทางหลวง เป็นต้น
2. ใช้ประโยชน์ในด้านอาศัยสมบัติทางเคมี โดยใช้เตรียมสารเคมีของโซเดียมมากมายก่ายกอง เช่น เตรียมโซเดียมเปอร์ออกไซด์ (Na2O2) ซึ่งใช้เป็นตัวฟอกสี โซเดียมไฮไดรด์ (NaH) เตรียมเตตระเมทิลเลด [(CH3)4Pb], เตตระเอทิลเลด [(C2H5)4Pb] ซึ่งใช้เติมใส่แก๊สโซลีนเพื่อเพิ่มเลขออกเทนของน้ำมันแก๊สโซลีน ใช้เป็นตัวรีดิวซ์และเป็นตัวเร่งในปฏิกิริยาหลายประเภท นอกจากนี้ยังใช้เตรียมสารอินทรีย์ของโซเดียมหลายสาร
ความเป็นพิษ
โซเดียมอิออน (Na+) จำเป็นสำหรับร่างกายจึงไม่เป็นพิษ แต่โซเดียมในรูปธาตุอิสระ เป็นพิษอย่างแรง กัดเนื้อเยื่อทำให้เกิดอาการคันและผี่นแดง ทำปฏิกิริยากับน้ำและออกซิเจนในอากาศอย่างรุนแรง ติดไฟง่าย โลหะโซเดียมจึงต้องเก็บรักษาไว้ในตัวกลางเฉื่อย เช่น ในน้ำมันเคโซซิน การใช้โลหะนี้ต้องใช้ความระมัดระวังสูง
โลหะโซเดียมทำปฏิกิริยาอย่างรวดเร็วกับน้ำให้สารละลายโซเดียมไฮดรอกไซด์ (NaOH) และแก๊สไฮโดรเจน สารละลายมีสภาพเป็นด่างจากการละลายของไฮดรอกไซด์ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเป็นปฏิกิริยาคายความร้อน ระหว่างเกิดปฏิกิริยา โลหะโซเดียมจะหมุนวนอยู่ในน้ำและค่อยๆสลายไป ปฏิกิริยาจะร้อนจนบางครั้งติดไฟลุกไหม้ ให้เปลวไฟสีเหลืองส้ม ตามสมการ 2 Na + 2H2O -----> 2 NaOH + H2
โซเดียม เป็นแร่ธาตุที่จำเป็นทำงานร่วมกับโปตัสเซียม และคลอไรด์ ที่ของเหลวภายนอกเซลล์ เพื่อควบคุมดุลยภาพของแรงออสโมติค และปริมาตรของของเหลว ไตทำหน้าที่ควบคุมสมดุลของโซเดียมในเลือดโดยมีอัลโดสเตอโรน ซึ่งเป็นฮอร์โมนจากต่อมแอดรีนัลเป็นตัวควบคุมอีกตัวหนึ่ง โซเดียมที่มากเกินไปจะถูกขับออกมาทางปัสสาวะ การขาดโซเดียมไม่ค่อยพบ เนื่องจากอาหารส่วนมากจะมีโซเดียม และเกลือแกงที่ใส่ลงไปในอาหารอีกด้วย การมีเหงื่อออกมากเกินไป ท้องร่วง หรือการใช้ยาขับปัสสาวะเป็นเวลานานๆ อาจทำให้โซเดียมในร่างกายลดน้อยลง ทำให้เกิดอาการขาดโซเดียมได้ อาจแสดงอาการดังนี้ คือคลื่นไส้ กล้ามเนื้อไม่มีแรง เหน็บ หรือ ตะคิว ปวดหัว โรคทางจิต อาจเกิดภาวะ ความดันเลือดต่ำ ปริมาณเลือดน้อย ระบบทางเดินหายใจทำงานล้มเหลว
การมีโซเดียมมากเกินไปจะเป็นอันตรายต่อร่างกาย ซึ่งพบในคนที่สูญเสียน้ำมาก หรือได้รับน้ำในปริมาณที่จำกัด และในคนที่เป็นโรคเกี่ยวกับไตทำงานไม่ปรกติ ( nephrotic syndrome ) จึงทำให้มีการคั่งของโซเดียมความผิดปรกติที่พบแสดงอาการดังนี้คือ ร่างกายอยู่ในสภาวะบวมน้ำ อาจจะแสดงลักษณะรู้สึกเหนื่อยตลอดเวลา ระดับเกลือแร่ในเลือดสูงเกินไปจะทำให้เลือดแข็งตัวได้ ซึ่งนำไปสู่ภาวะต่างๆ ที่เป็นอันตรายต่อร่างกาย เช่น เส้นเลือดในสมองตีบตัน ไตวาย หัวใจวาย และยัง สนับสนุนให้ความดันเลือดสูง โซเดียมพบมากในอาหารแทบทุกชนิด โดยเฉพาะโซเดียมคลอไรด์หรือเกลือและพบมากที่สุดในอาหารทะเล ปลา และเนื้อ สาหร่ายทะเลก็เป็นแหล่งของโซเดียมที่ดี
โพแทสเซียม
Potassium (K)
โพแทสเซียม
เลขอะตอม 19 เป็นธาตุที่ 3 ของหมู่ IA (ไม่นับไฮโดรเจน) ในตารางธาตุ จัดเป็นโลหะและโลหะอัลคาไลโพแทสเซียม
น้ำหนักอะตอม 39.102 amu
จุดหลอมเหลว 63.4 c
จุดเดือด 1637 c
ความหนาแน่น 0.856 g/cc ที่ 18 ํc
เลขออกซิเดชันสามัญ +1
โพแทสเซียมเป็นธาตุที่มีความว่องไวต่อปฏิกิริยามากที่สุดธาตุหนึ่ง สารประกอบหลายชนิดมีความสำคัญ เป็นธาตุประจำสำหรับการเจริญเติบโตของพืช และจำเป็นสำหรับการดำรงชีวิตอย่างปกติของคนและสัตว์
การค้นพบ
สารประกอบของโพแทสเซียมรู้จักกันมาตั้งแต่สมัยโบราณในพระคำภีร์เก่า (Old Testament) ได้มีการกล่าวถึง "lye" ในที่นี้หมายถึงโพแทสเซียมคาร์บอเนต มาแยกสลายด้วยไฟฟ้า ได้โลหะสีเงินและตามความเป็นจริงแล้ว โพแทสเซียมเป็นธาตุแรกที่ค้นพบโดยกระบวนการการแยกสลายด้วย ไฟฟ้า (electrolysis)
การใช้ประโยชน์
โพแทสเซียมในรูปธาตุอิสระใช้ประโยชน์ไม่มากนักที่สำคัญได้แก่ใช้เตรียมโพแทสเซียมเปอร์ออกไซด์ ใช้เตรียมโลหะเจือที่ทำหน้าที่แลกเปลี่ยนความร้อน เช่น NaK และใช้เตรียม รีเอเจนต์ในห้องปฏิบัติการหลายชนิด เป็นต้น
ความเป็นพิษ
ถึงแม้โพแทสเซียมในรูปของอิออนเป็นธาตุจำเป็นสำหรับการเจริญเติบโตของพืชและจำเป็นสำหรับการดำรงชีวิตอย่างปกติโดยมนุษย์และสัตว์
โปตัสเซียมเป็นอิเล็กโทรไลท์ ที่พบส่วนใหญ่ในของเหลวภายในเซลล์ ทำงานร่วมกับโซเดียมเพื่อช่วยควบคุมสมดุลของของเหลวในเซลล์ และมีความสำคัญในการควบคุมสมดุลอันนี้ให้เป็นปกติ อัลโดสเตอโรนซึ่งเป็นฮอร์โมนจากต่อมแอดรีนัลจะเป็นตัวคอยควบคุมการขับถ่ายโป ตัสเซียม การใช้ยา เช่นยาขับปัสสาวะ คอร์ติโซน หรือ อัลโดสเตอโรน ท้องร่วงหรืออาเจียนอย่างรุนแรง เหงื่อออกมากเกินไป การผ่าตัดใหญ่หรือบาดแผลใหญ่ ความเครียด เกลือที่มากเกินไปในอาหาร เป็นปัจจัยที่ทำให้โปตัสเซียมในร่างกายลดลง หน้าที่ภายในเซลล์ช่วยควบคุมของเหลวและสมดุลของอิเล็กโทรไลท์ภายในเซลล์ และยังจำเป็นสำหรับการหดตัวของกล้ามเนื้อ และการส่งสัญญาณของการกระตุ้นประสาท เป็นตัวสำคัญในการควบคุมการเต้นของหัวใจให้เป็นปกติ หากขาดโปตัสเซียมนานๆ ทำให้เกิด มีการสะสมโซเดียมในหัวใจและเนื้อเยื่อกล้ามเนื้อ ทำให้การเผาผลาญกลูโคสไม่ดีพอเกิดโรคน้ำตาลในเลือดต่ำ กล้ามเนื้อไม่มีแรง เหนื่อยง่ายและนอนไม่หลับ การเต้นหัวใจไม่เป็นปกติ บวมผิดปกติทางประสาท ผนังลำไส้ไม่มีกำลัง ทำให้เกิดอาหารไม่ย่อยและทำให้ท้องผูกตและปอดทำงานล้มเหลว อาการเป็นพิษ ในโรคไต ความสามารถของไตที่จะขับโปตัสเซียมอาจไม่ดีพอ เป็นผลให้เกิดโปตัสเซียมมากเกินไป และมีอาการเหล่านี้คือ จังหวะการเต้นของหัวใจผิดปกติ เจ็บหัวใจ กล้ามเนื้อไม่มีแรงและเกิดอัมพาต
แหล่งอาหารที่พบมากที่สุดคือ มันฝรั่ง ( โดยเฉพาะเปลือก ) และกล้วย นอกจากนี้ยังพบในปลา เนื้อ นม เนย โยเกิร์ต บริเวอร์ยีสต์ โมลาส ( MOLASSES ) หรือน้ำเหลืองอ้อย ข้าวต่างๆ ( ข้าวกล้อง ข้าวซ้อมมือ ) รำข้าวสาลี แป้ง – ถั่วเหลือง ถั่ว เม็ดอัลมอนด์ เมล็ดทานตะวัน เมล็ดผักชี ยี่หร่า ผักต่างๆ โดยเฉพาะผักสีเขียว และผลไม้ เช่น กล้วย ส้ม มะม่วง มะละกอ เชอรี่ แอปเปิล ผลไม้แห้ง
รูบิเดียม
Rubidium (Rb)
รูบิเดียม
รูบิเดียม
เลขอะตอม 37 เป็นธาตุที่ 4 ของหมู่ I A (ไม่นับไฮโดรเจน) ในตารางธาตุ จัดเป็นโลหะและโลหะอัลคาไล
น้ำหนักอะตอม 85.47 amu
จุดหลอมเหลว 39 c
จุดเดือด (โดยประมาณ) 688 c
ความหนาแน่น (จากการคำนวณ) 1.532 g/cc ที่ 20 c
เลขออกซิเดชันสามัญ +1
การค้นพบ
รูบิเดียมค้นพบโดย Kirknoff และ Bunsen ในปี ค.ศ. 1861 เมื่อเขาทั้งสองได้พบเส้นสเปกตรัมใหม่ ในแถบแดงเข้มของสเปกตรัมของแร่ lepidodite ที่มาจาก Saxony
ต่อมา Bunsen ได้พยายามเตรียมธาตุนี้ในรูปธาตุอิสระ โดยนำรูบิเดียวไฮโดรเจนทาร์เตรตมาเผากับคาร์บอน แต่เขาได้รูบิเดียมที่มีความบริสุทธิ์เพียง 18 % เท่านั้น
Hevesy เป็นคนแรกที่สามารถเตรียมธาตุ Rb ได้สำเร็จ โดยนำ RboH เหลวมาแยกสลายด้วยไฟฟ้า
ชื่อของธาตุนี้มาจากคำลาติน rubidus หมายถึงแดงเข้ม
การใช้ประโยชน์
เนื่องจากขาดแหล่งแร่หลักเป็นเหตุให้เกิดอุปสรรค์ในการผลิตธาตุนี้ในปริมาณมากและราคาถูก (เปรียบเทียบกับ Na, K, Li) การใช้ประโยชน์ของธาตุนี้จึงมีขีดจำกัด การใช้ประโยชน์ที่สำคัญที่สุดได้แก่ การใช้ในหลอดสูญญากาศและ photocell ส่วนการใช้ประโยชน์อื่น ๆ ยังอยู่ในขั้นการทดลองและการวิจัย
ความเป็นพิษ
ยังไม่มีหลักฐานยืนยันว่ารูบิเดียมเป็นพิษต่อมนุษย์ แต่เนื่องจากธาตุนี้ไวต่ออากาศและน้ำมาก เวลาใช้จึงต้องใช้ความระมัดระวังให้มาก ต้องเก็บรักษาไว้ในเคโรซีนหรือน้ำมันที่คล้ายคลึงกันอย่างอื่น นอกจากนี้แล้วยังต้องหลีกเลี่ยงการให้โลหะนี้มาสัมผัสกับผิวหนัง เพราะทำให้ผิวหนังไหม้ เกิดอาการผื่นแดงและคันได้
Isolation
รูบิเดียมไม่ได้ถูกสร้างขึ้นโดยวิธีเดียวกันกับที่สร้างโซเดียมเพราะว่าโลหะโพแทสเซียมถูกสร้างขึ้นจากการอิเล็กโทรลิซิสจากรูบิเดียมคลอไรด์เหลวซึ่งละลายได้ง่ายในเกลือเหลว
cathode: Rb+(l) + e- _____ Rb (l)
anode: Cl-(l) _____ 1/2Cl2 (g) + e-
หรือมันอาจจะถูกสร้างขึ้นมาจากปฏิกิริยาของโลหะโซเดียมกับรูบิเดียมคลอไรด์ที่เหลวและร้อน
Na + RbCl _____ Rb + NaCl
นี่เป็นปฏิกิริยาที่คงที่และภายใต้สภาพรูบิเดียมนี้ มันระเหยออกได้ง่ายและจะถูกกำจัดออกไปจากโซเดียมที่ไม่บริสุทธิ์
สมัครสมาชิก:
บทความ (Atom)