Аллотропия калия


Аллотропия химических элементов — Знаешь как

Содержание статьи

Атомы одного и того же химического элемента могут образовывать несколько простых веществ. Это явление носит название аллотропии. (Термин «аллотропия» произошел от греческого словосочетания, означающего «другая форма». Он был введен в химическую литературу Я. Берцелиусом в 1841 г. Первоначально этим термином определялось явление существования химического элемента или соединения в твердом состоянии в нескольких кристаллических формах (модификациях). Я. Берцелиус ошибочно считал, что различные аллотропные формы элементов образуют в результате химических реакций различные вещества.) Аллотропные формы отличаются составом своих молекул (кислород О2 и озон О3), строением кристаллов (графит и алмаз) или направлением вращения атомных ядер в молекулах (ортоводород и параводород). Последний случай аллотропии характерен не только для водорода, но и для некоторых других двухатомных газов. Однако молекула Н2 имеет очень маленькую массу и направление вращения ядер в ту или иную сторону заметно влияет на ее свойства.

Самопроизвольное превращение одной аллотропной формы в другую представляет собой переход от структуры с более высокой внутренней энергией к структуре с меньшей внутренней энергией. При низких температурах устойчивыми являются те аллотропные формы, в которых частицы расположены ближе друг к другу и связаны между собой наибольшим числом химических связей. С повышением температуры амплитуда колебательного движения частиц возрастает и более устойчивыми оказываются аллотропные формы с большими межатомными расстояниями.

Теоретически любое изменение внешних условий должно приводить к перестройке взаимного расположения частиц в молекулах или кристаллических решетках. В действительности же мы наблюдаем на первый взгляд странную картину: при одинаковой температуре сосуществуют различные аллотропные формы одного и того же элемента. Так, например, озон О3 и кислород О2 могут сосуществовать во всех трех агрегатных состояниях. Однако никакого противоречия здесь нет. Просто мы не учли одно очень важное обстоятельство: чтобы произошел переход одной аллотропной формы в другую, необходимо первоначально затратить определенное количество энергии, которая называется энергией возбуждения или потенциальным барьером перехода. И если атомы не обладают такой энергией, то аллотропного превращения не происходит.

Аллотропия водорода

Ядра атомов, подобно электронам, обладают спином. Поэтому молекула, состоящая из двух одинаковых атомов, может находиться в двух различных формах в зависимости от того, параллельны ядерные спины или антипараллельны. Для молекул Н2 они получили название орто- и параводорода. Обычный водород при комнатной температуре содержит 25% параформы и 75% ортоформы. Это соотношение не изменяется с повышением температуры, так как переход Н2 (лара)→Н2 (орто), сопровождающийся поглощением небольшого количества теплоты, запрещен законами квантовой механики. Обратное превращение может протекать при низких температурах. Пропуская обычный водород сквозь слой охлажденного до 20К активированного угля, удается получить почти чистый параводсрод (99,7%).

Аллотропия кислорода

Простое вещество кислород при .обычных условиях может существовать в виде двух аллотропных модификаций — кислорода О2 и озона О3. Кислород является наиболее распространенной формой этого элемента. Он составляет приблизительно одну пятую часть всего объема земной атмосферы.

Как показывают магнитные исследования, молекула О2 имеет два неспаренных электрона. В соответствии с этим ее строение можно выразить следующей структурной формулой:

Благодаря наличию нескольких ковалентных связей молекула кислорода очень устойчива; ее диссоциация на атомы становится заметной лишь при температуре выше 2000°С. Поскольку масса молекулы О2сравнительно невелика, кислород имеет низкие температуры плавления (-218,9°С) и кипения ( — 183°С). Его растворимость в воде при обычных условиях составляет примерно 3 мл в 100 мл.

Образование озона наблюдается во всех химических процессах, сопровождающихся выделением атомного кислорода, а также при действии на молекулярный кислород быстрых электронов и протонов, рентгеновских и ультрафиолетовых лучей. Его возникновение можно изобразить в виде схемы:

или суммарно:

2 = 2О3 — Q

В природе озон образуется при грозовых разрядах и в процессе окисления некоторых смол. На высоте 10—30 км над поверхностью Земли имеется тонкий слой озона, обеспечивающий возможность биологической жизни на Земле. Он задерживает идущее от Солнца жесткое ультрафиолетовое излучение и отражает инфракрасные лучи Земли, препятствуя ее охлаждению.

Молекула озона имеет угловую форму и небольшой дипольный момент:

Поскольку молекулы O3 обладают относительно большой массой и сложным строением, озон характеризуется более

высокими температурами кипения и плавления, чем кислород. Этим же объясняется интенсивная окраска жидкого и твердого озона и его хорошая растворимость в воде.

Озон является неустойчивым соединением и при большой концентрации способен распадаться со взрывом. Он обладает гораздо более высокой окислительной способностью, чем молекулярный кислород. Так, уже при обычных условиях озон окисляет серебро, ртуть и многие другие вещества:

8Ag+2O3= 4Ag2O + O2

Для качественного обнаружения озона обычно пользуются его реакцией с иодидом калия:

2KI + O3 + Н2O = I2 + 2КОН + О2

С молекулярным кислородом О2 эта реакция не идет. Существует и другой, более простой и оригинальный метод качественного определения озона, основанный на его способности быстро разрушать резину. Если тонкую резиновую полоску натянуть в озонированном воздухе, она разрывается в течение нескольких секунд.

В последнее время озон находит все более широкое и разнообразное применение. Он используется для устранения неприятных запахов, обеззараживания питьевой воды и стерилизации перевязочных материалов. Благодаря исключительно высокой окислительной способности озон применяется для получения органических кислот, быстрого старения вин и выдерживания табака.

Аллотропия серы

Элементная сера существует в виде нескольких аллотропных форм. При температуре ниже 95,6°С устойчивой является ромбическая сера, для которой характерна высокая растворимость в неполярных органических растворителях, например в сероуглероде CS2. Плотность этой формы равна 2,07 г/см3Кристаллы ромбической серы построены из восьми атомных молекул S8, имеющих форму короны (рис. 5).

Рис. 5. Строение кольцевых молекул S8

В интервале температур 95,6÷119,3°С (темп, пл.) устойчива моноклинная или призматическая сера. Ее плотность составляет 1,96 г/см3. Кристаллы моноклинной и ромбической серы отличаются взаимной ориентацией молекул S8. Переход ромбической серы в моноклинную может занимать от нескольких минут до нескольких часов. При быстром нагреве ромбическая сера не успевает полностью перейти в моноклинную и плавится при 112,8°C.

Есть еще две аллотропные модификации серы, нерастворимые в сероуглероде. Это пластичная и пурпурная сера; первая получается при быстром охлаждении расплава серы, а вторая — при быстром охлаждении ее паров, нагретых до высокой температуры.

Рис. 6. Изменение вязкости жидкой серы в зависимости от температуры

Рассмотрим превращения, происходящие с серой при постепенном повышении температуры выше температуры ее плавления. В интервале от t°пл до 155° C в расплаве присутствуют в основном молекулы S8. Эти сравнительно небольшие и почти сферические частицы легко смещаются друг относительно друга, благодаря чему вязкость жидкой серы при этих температурах сравнительно невелика (рис. 6). Начиная со 155—159°C происходит процесс полимеризации — кольца (S8) разрываются и соединяются в длинные цепи:

Образующиеся цепочки скручиваются, переплетаются и утрачивают способность свободно перемещаться с повышением температуры концентрация полимерных цепочек возрастает, а их средняя длина увеличивается. Расплав серы становится все более вязким, а его цвет изменяется от оранжево-желтого до темно-коричневого. При 187— 195°с вязкость серы достигает наибольшего значения. Ее не удается даже вылить из сосуда. Максимальная длина цепочек соответствует молекулярной массе 3•107 у. е., что составляет около миллиона атомов серы.

С увеличением температуры выше 200°C полимерные цепочки начинают постепенно уменьшаться и вязкость серы понижается. Если такой расплав вылить в холодную воду, образуется пластичная сера. Она имеет аморфную структуру и не растворяется в CS2.

Пластичная сера очень быстро превращается в ромбическую модификацию.

При обычном давлении сера кипит при 444°C; образующиеся пары содержат циклические молекулы S8. с увеличением температуры появляются частицы с меньшей массой: S6, S4, S2. Изменение состава молекул вызывает постепенное обесцвечивание паров серы. Выше 900°C в парах присутствуют только двухатомные молекулы S2. Они представляют собой электронные аналоги молекул O2 и содержат два неспаренных электрона:

Выше 1500°C молекулы S2 начинают диссоциировать на отдельные атомы

S2 + Q⇄ S + S

Аллотропия фосфора

Атомы фосфора могут образовывать двухатомные, четырех атомные и полимерные молекулы. Двухатомные молекулы аналогичны по своему электронному строению молекулам азота:

Они существуют при температурах выше 1000°C. В жидком состоянии, в растворе, а также в парах ниже 1000°C

устойчивы четырехатомные молекулы Р4, имеющие форму тетраэдра (рис. 10). Каждый атом фосфора в такой молекуле связан ковалентными связями с тремя другими атомами и имеет неподеленную пару электронов.

Рис. 10 . Строение молекул Р4

Конденсируясь, пары фосфора образуют белый фосфор — воскообразное бесцветное вещество, растворимое в сероуглероде, бензоле, диэтиловом эфире и некоторых других органических жидкостях; его плотность 1,828 г/см3, темп. пл. 44,1 °С, темп. кип. 280,5 °С. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой расположены тетраэдрические молекулы Р4. Поскольку связи Р—Р в молекулах Р4 довольно легко рвутся, белый фосфор является исключительно реакционноспособным веществом. При температуре, близкой к 40°С, он самопроизвольно воспламеняется на воздухе, образуя густой белый «дым» оксида Р2О5:

Р4 + 5O2 = 2Р2O5 + Q

Медленное окисление белого фосфора (например, под водой) сопровождается характерным свечением — фосфоресценцией. Желтоватая окраска, появляющаяся при его длительном хранении, объясняется постепенным превращением белого фосфора в красный. Этот переход ускоряется под действием рентгеновских и ультрафиолетовых лучей, а также в присутствии катализатора — молекулярного иода I2.

Рис. 11 . Структура черного фосфора

Красный фосфор получают из белого, нагревая последний до 275—340°С без доступа воздуха. Он гораздо устойчивее, чем белый фосфор: не растворяется ни в одном из известных растворителей и не воспламеняется при нагревании на воздухе до 240°С. В зависимости от условий получаются различные формы красного фосфора. Его цвет может меняться от темно-коричневого до красного или фиолетового; плотность изменяется в интервале 2,0—2,4 г/см3, а температура плавления — от 585 до 600°С. Красный фосфор построен из длинных цепей, в которых каждый атом связан с тремя другими соседними атомами:

На концах макромолекул находятся атомы кислорода галогенов или группы ОН. При 500—600°С полимер начинает медленно разлагаться и испаряться, причем образующиеся пары содержат тетраэдрические молекулы Р4. Наиболее устойчивой модификацией является черны фосфор, получающийся из белого при 200°С и 12•108 н/м2 

Белый фосфор (t°, PnР4 →(Р)4Черный фосфор

Его можно обрабатывать на воздухе, не опасаясь воспламенения; он загорается лишь выше 400°С. По внешнему виду черный фосфор напоминает графит, но является полупроводником. Его кристаллы построены из волнистых слоев (рис. 11). При нагревании до 550°С он самопроизвольно превращается в красный, а с повышением давления переходит в металлическое состояние.

Аллотропия углерода

Существуют три аллотропных модификации углерода: алмаз, графит и карбин. Другие хорошо известные формы углерода — сажа, кокс, древесный и каменный уголь — представляют собой аморфные образования с графитоподобной структурой.

Алмаз — это бесцветное полимерное тело, превосходящее по твердости все известные вещества. Каждый

Рис. 13. Природные кристаллы алмаза

атом углерода образует четыре одинаковые ковалентные связи, направленные из центра правильного тетраэдра к его вершинам. В такой трехмерной структуре нельзя выделить какие-либо отдельные группы атомов; все атомы совершенно равноценны. Поскольку на образование химических связей затрачиваются все наружные электроны атомов углерода, кристалл алмаза является изолятором.

Алмазы встречаются чаще всего в виде октаэдров с округленными плоскостями (рис. 13). Благодаря высокой светопреломляющей способности они переливаются всеми цветами радуги. Окрашенные за счет посторонних примесей голубые и розовые алмазы в природе очень редки. Зато черные непрозрачные кристаллы (карбонадо), обладающие повышенной твердостью, составляют около половины всех добываемых алмазов.

Рис. 18. Кристаллическая решетка идеального графита

Рис. 14. Структура графита

Алмазы находят самое различное применение. Наиболее крупные и красивые кристаллы дополнительно шлифуют и под названием «бриллианты» используют для изготовления дорогих украшений. Масса бриллиантов выражается в каратах; один карат равен 0,2 г. Самый крупный из когда-либо найденных алмазов, до того как он был распилен на более мелкие куски, весил 2024 карата.

Крупные бриллианты очень часто оставляли за собой в истории кровавый след самых различных преступлений. Драгоценные камни выкрадывали из сокровищниц и, чтобы обмануть охрану и назойливых сыщиков, глотали бриллианты, прятали их в складки одежды, зашивали в мышцы своего тела и, наконец, часто теряли. Так, например, бесследно исчез один из крупнейших алмазов «Великий могол» (280 карат).

Небольшие по размерам алмазы (алмазные осколки), окрашенные в темный цвет, применяются для изготовления стеклорежущего инструмента, алмазных буров, используемых при прохождении твердых горных пород, специальных пил и рубанков, фильер для вытягивания тонкой проволоки диаметром 15,02—0,08 мм. Алмазный порошок — хороший материал для полировки бриллиантов, гравирования на металлах и стекле. В 1954 г. ученые научились получать искусственные алмазы. Переход графита в алмаз происходит (При высоком давлении и повышенной температуре. Менее чем за три года этим способом удалось получить свыше 100 тыс. каратов промышленных кристаллов

Графит имеет слоистую структуру, причем каждый слои представляет собой как бы гигантскую сетчатую

макромолекулу (рис. 14). В плоскости любого слоя атомы углерода окружены тремя ближайшими соседями; угол между связями равен 120°. Четвертые электроны атомов углерода делокализованы в пределах всей макромолекулы. Этим объясняется электропроводность, металлический блеск и темный цвет графита. Отдельные слои связаны между собой слабыми силами Ван-дер-Ваальса, поэтому графит очень мягок, он легко расслаивается на отдельные чешуйки и его применяют в качестве смазывающего вещества. Электропроводность графита, измеренная вдоль

Рис. 15. Строение графида калия состава С8К

слоев и в перпендикулярном направлении, отличается более чем в 100 раз.

Важным свойством графита является его способность образовывать слоистые соединения при воздействии паров элементов и соединений. При этом кристалл графита сохраняет свою форму, но сильно набухает, расширяясь в направлении, перпендикулярном слоям. При нагревании графита с расплавами цезия, рубидия или калия образуются графитиды, в которых атомы щелочных металлов занимают пространство между отдельными слоями (рис. 15). Подобные соединения представляют собой очень реакционноспособные вещества медно-красного цвета. Они самовоспламеняются на воздухе, а с водой реагируют со взрывом. Графит, из которого удалены примеси газообразных веществ, может поглощать фтор с образованием вещества состава CFх (где х≤1). Расстояние между слоями увеличивается при этом до 0,82 нм, а электропроводность и характерный блеск графита постепенно исчезают.

При окислении графита азотной кислотой получается бензолгексакарбоновая кислота С6(СООН)6. Если ее нагреть с известью, то образуется бензол. Это доказывает, что структура отдельных ячеек слоя графита близка к структуре молекул бензола.

Под действием сильных окислителей, например смеси HNO3+H2SO4 в присутствии хлората калия КСlO3, графит переходит в «графитовую кислоту». В процессе реакции между слоями внедряются атомы кислорода; графит набухает, а его цвет изменяется от зеленого до коричневого. На концах отдельных слоев появляются карбоксильные группы —СООН.

Благодаря высокой термоустойчивости (температура возгонки графита равна 3650°С), электро- и теплопроводности и коррозионной стойкости графит находит очень широкое практическое применение. Из него изготовляют огнеупорные тигли, высокотемпературные смазки, электроды и футеровку печей. Смеси графита с различными наполнителями используют для изготовления карандашей и красок. Огромное количество высокочистого графита идет на устройство атомных реакторов, в которых он выполняет роль замедлителя нейтронов.

Синтезированное советскими учеными В. В. Коршаком и А. М. Сладковым новое аллотропное видоизменение углерода — карбин представляет собой черный порошок, состоящий из прямолинейных цепочек Сn с тройными связями:

…..—С≡С—С≡С—С≡С—…

Высокая степень делокализации электронов обусловливает черную окраску полимера и его полупроводниковые свойства. При нагревании до 2300°С карбин переходит в графит — наиболее устойчивую аллотропную форму углерода.

Аллотропия олова

Олово может существовать в виде двух аллотропных форм, одна из которых (серое олово) обладает свойствами полупроводника, а другая (белое олово) представляет собой металл с высокой электропроводностью. При 13°С эти две формы находятся в равновесии:

Sncepoe⇄ Snбелое

При более низких температурах устойчивым является серое олово, имеющее структуру алмаза. Однако высокотемпературная форма переходит с заметной скоростью в

низкотемпературную только при очень низкой температуре (около —30°С). Так как на практике используют только высокотемпературную модификацию — белое олово, малая скорость превращения Snб→Sncпредставляет собой положительное явление.

На морозе оловянные предметы покрываются серыми пятнами, затем превращаются в порошок. Разрушение кристаллической структуры связано с изменением плотности при переходе белого олова (7,3 г/см3) в серое (5,8 г/см3). Остановить начавшийся на холоду процесс разрушения белого олова невозможно, поэтому он получил название «оловянная чума». История с оловянными пуговицами, которые растрескались от жестоких морозов на шинелях наполеоновских солдат во время их отступления из Москвы, является одним из примеров такого аллотропного перехода. Аналогичный случай произошел в 1912 г. во время полярной экспедиции Скотта. Припой на баках с топливом, которое везли с собой участники этой экспедиции, содержал очень много олова и при низкой температуре быстро разрушился. Горючее вытекло и залило запасы пищи, что послужило причиной трагической гибели экспедиции.

Статья на тему Аллотропия химических элементов

Аллотропия - обзор | ScienceDirect Topics

Аллотропия Fe представляет собой важный пример, когда в области γ чистого Fe разность энергий Гиббса между b.c.c. Fe и f.c.c. Fe небольшое (50-60 Дж / моль). Как следствие, небольшие изменения в G mag оказывают явно непропорциональное влияние на топографию области α / γ в сплавах на основе Fe. Из-за расположения температуры Кюри в чистом Fe влияние магнитных сил на A3 намного более выражено, чем на A4, и легирующие добавки могут вызывать асимметричные эффекты на двух переходах (Zener 1955, Miodownik 1977, 1978a, b). .Интересно, что хотя температура Кюри Co намного выше, значение G f.c.c.-c.p.h. mag не подвергается такому влиянию, потому что магнитные свойства обеих фаз схожи (Miodownik 1977). Однако, поскольку S f.c.c.-c.p.h. также мала, температура аллотропного перехода может быть существенно снижена (рис. 8.11).

.

Аллотропия | химия | Britannica

Аллотропия , существование химического элемента в двух или более формах, которые могут отличаться расположением атомов в кристаллических твердых телах или наличием молекул, содержащих разное количество атомов. Существование различных кристаллических форм элемента - это то же явление, которое в случае соединений называется полиморфизмом. Аллотропы могут быть монотропными, и в этом случае одна из форм является наиболее стабильной во всех условиях, или энантиотропными, и в этом случае разные формы стабильны в разных условиях и претерпевают обратимые переходы от одной к другой при характерных температурах и давлениях.

Подробнее по этой теме

сера: аллотропия

В сере аллотропия возникает из двух источников: (1) различные способы связывания атомов в единую молекулу и (2) упаковка многоатомных ...

Элементы, проявляющие аллотропию, включают олово, углерод, серу, фосфор и кислород. Олово и сера энантиотропны: первая существует в серой форме, стабильна ниже 13.2 ° C, и белая форма, устойчивая при более высоких температурах; сера образует ромбические кристаллы, стабильные ниже 95,5 ° C, и моноклинные кристаллы, стабильные между 95,5 ° C и точкой плавления (119 ° C). Углерод, фосфор и кислород монотропны; графит более стабилен, чем алмаз, красный фосфор более стабилен, чем белый, а двухатомный кислород, имеющий формулу O 2 , более стабилен, чем трехатомный кислород (озон, O 3 ) во всех обычных условиях.

.

Руководство по дозировке хлорида калия и меры предосторожности

Проверено с медицинской точки зрения Drugs.com. Последнее обновление: 28 мая 2020 г.

Относится к следующим концентрациям: 8 мЭкв; 10 мэкв; 20 мэкв; 40 мг-экв / 15 мл; 20 мг-экв / 15 мл; 2 мг-экв / мл; 1,5 мг-экв / мл; 10 мг-экв / 100 мл; 10 мг-экв / 50 мл; 20 мг-экв / 100 мл; 30 мг-экв / 100 мл; 20 мг-экв / 50 мл; 40 мг-экв / 100 мл; 500 мг; 25 мэкв; 15 мэкв; 30 мг-экв / 15 мл; 6,7 мэкв; 3 мэкв / мл; 99 мг; 40 мэкв / 250 мл-NaCl 0,9%; 40 мэкв / 500 мл-NaCl 0,9%; 50 мэкв / 500 мл-LR; 20 мэкв / 250 мл-NaCl 0.9%; 4 мэкв / 10 мл-NaCl 0,9%; 2 мэкв / 5 мл-NaCl 0,9%; 3 мэкв / 7,5 мл-NaCl 0,9%; 595 мг

Обычная доза для взрослых для:

Обычная детская доза для:

Дополнительная информация о дозировке:

Обычная доза для взрослых при гипокалиемии

Перорально :
От 40 до 100 мг-экв в день, перорально, разделенными на 2-5 приемов
Максимальная разовая доза: 20 мг-экв на дозу
Максимальная суточная доза: 200 мг-экв

Парентерально (необходимо разбавить перед введением) :
Доза и скорость введения зависят от состояния пациента.

-Если уровень калия в сыворотке равен 2.5 мг-экв / л или выше, норма не должна превышать 10 мг-экв / час, и производители рекомендуют, чтобы концентрация не превышала 40 мг-экв / л
Максимальная суточная доза: 200 мг-экв

-Если лечение является срочным (уровень калия в сыворотке менее 2 мг-экв / л и электрокардиографические изменения и / или паралич мышц), осторожно вводить со скоростью до 40 мЭкв / час при непрерывном сердечном мониторинге
Максимальная суточная доза: 400 мЭкв
-В критических ситуациях может вводиться в физиологическом растворе, а не с декстрозой (декстроза может снизить уровень калия в сыворотке)

Комментарии :
-Никогда не давайте неразбавленный хлорид калия для инъекций.
- Обычная диета для взрослых составляет от 50 до 100 мг-экв калия в день.
-Истощение запасов калия, достаточное для того, чтобы вызвать гипокалиемию, обычно требует потери 200 мг-экв или более общих запасов калия в организме.

Обычная доза для взрослых для профилактики гипокалиемии

Перорально :
Типичная доза: 20 мг-экв, перорально, ежедневно
-Индивидуальная доза в зависимости от уровня калия в сыворотке
-Разделите дозу, если используется более 20 мг-экв в день

Парентерально (необходимо разбавить перед введением) :
Доза и скорость введения зависят от состояния пациента.
-Если уровень калия в сыворотке равен 2.5 мэкв / л или выше, норма не должна превышать 10 мэкв / час, и производители рекомендуют, чтобы концентрация не превышала 40 мэкв / л
Максимальная суточная доза: 200 мэкв

Комментарии :
-Никогда не вводите неразбавленный хлорид калия в инъекциях
- Обычная диета для взрослых составляет от 50 до 100 мг-экв калия в день.

Обычная детская доза при гипокалиемии

От рождения до 16 лет :
Раствор для перорального применения :
Начальная доза: от 2 до 4 мг-экв / кг / день, перорально, разделенными дозами
-Предел до 1 мг-экв / кг или 40 мг-экв на дозу, в зависимости от того, что меньше
Максимальная суточная доза: 100 мЭкв

Парентерально (необходимо разбавить перед введением) :
Доза и скорость введения зависят от состояния пациента

-Если уровень калия в сыворотке равен 2.5 мг-экв / л или выше, норма не должна превышать 10 мг-экв / час, и производители рекомендуют, чтобы концентрация не превышала 40 мг-экв / л
Максимальная суточная доза: 200 мг-экв

-Если лечение является срочным (уровень калия в сыворотке менее 2 мг-экв / л и электрокардиографические изменения и / или паралич мышц), осторожно вводить со скоростью до 40 мЭкв / час при непрерывном сердечном мониторинге
Максимальная суточная доза: 400 мЭкв
-В критических ситуациях может вводиться в физиологическом растворе, а не с декстрозой (декстроза может снизить уровень калия в сыворотке)

Комментарии :
-Никогда не давайте неразбавленный хлорид калия для инъекций

Обычная детская доза для профилактики гипокалиемии

От рождения до 16 лет :
Раствор для перорального применения :
Начальная доза: 1 мг-экв / кг / день, перорально
Максимальная суточная доза: 3 мг-экв / кг / день

Внутривенно (необходимо разбавить перед введением) :
Доза и скорость введения зависят от состояния пациента.
-Если уровень калия в сыворотке равен 2.5 мэкв / л или выше, норма не должна превышать 10 мэкв / час, и производители рекомендуют, чтобы концентрация не превышала 40 мэкв / л
Максимальная суточная доза: 200 мэкв

Комментарии :
-Никогда не вводите неразбавленный хлорид калия в инъекциях

Коррекция дозы для почек

Противопоказан при почечной недостаточности.
-Может вызвать отравление калием и опасную для жизни гиперкалиемию у пациентов с почечной недостаточностью из-за снижения экскреции с мочой.
- Начните лечение пациентов с почечной недостаточностью легкой степени, особенно при одновременном применении ингибитора ренин-ангиотензин-альдостерона, с нижней границы диапазона доз и часто контролируйте уровень калия в сыворотке.
-Периодически оценивайте функцию почек.

Коррекция дозы для печени

Используйте с осторожностью.
- Опубликованная литература показывает, что у пациентов с циррозом исходная скорректированная концентрация калия в сыворотке (измеренная через 3 часа после перорального приема) была примерно вдвое выше, чем у нормальных субъектов.
- Пациентам с циррозом печени рекомендуется начинать лечение с нижней границы диапазона доз и периодически контролировать уровень калия в сыворотке.

Корректировка дозы

Первоначальные дозировки могут быть скорректированы в соответствии с потребностями конкретного пациента на основе стабильной концентрации калия в сыворотке крови.

Гериатрия :
- В клинических исследованиях не было достаточного количества пациентов 65 лет и старше, чтобы определить, реагируют ли они иначе, чем у более молодых субъектов, а также не сообщалось о выявленных различиях клиническим опытом.
- В общем, соблюдайте осторожность, начиная с нижней границы диапазона доз, из-за вероятности снижения функции печени, почек или сердца; периодически контролировать уровень калия в сыворотке.

Меры предосторожности

Безопасность и эффективность пероральных составов у пациентов моложе 18 лет не установлены.

Дополнительные меры предосторожности см. В разделе ПРЕДУПРЕЖДЕНИЯ.

Диализ

Хлорид калия поддается диализу; Однако никаких рекомендаций по корректировке дозы не поступало.
-Диализ может использоваться для лечения передозировки.

Другие комментарии

Рекомендации администрации :
-Никогда не вводите неразбавленный хлорид калия в инъекциях.
-Не вводите быстро.
- Введение калия внутрь во время еды или после нее, чтобы минимизировать раздражение желудка.

Рекомендации пациенту :
-Принимайте калий внутрь во время еды и запивайте полным стаканом воды или других жидкостей.
-Принимайте это лекарство в соответствии с предписаниями.
-Сразу же посоветуйтесь с врачом, если не заметил дегтеобразный стул или другие признаки желудочно-кишечного кровотечения.

Дополнительная информация

Всегда консультируйтесь со своим врачом, чтобы убедиться, что информация, отображаемая на этой странице, применима к вашим личным обстоятельствам.

Заявление об отказе от ответственности за медицинское обслуживание

.

селена | химический элемент | Британника

Селен (Se) , химический элемент кислородной группы (группа 16 [VIa] периодической таблицы), тесно связанный по химическим и физическим свойствам с элементами серы и теллура. Селен встречается редко, составляя примерно 90 частей на миллиард земной коры. Иногда он встречается в несмешанном виде вместе с самородной серой, но чаще встречается в сочетании с тяжелыми металлами (медью, ртутью, свинцом или серебром) в некоторых минералах.Основным коммерческим источником селена является побочный продукт рафинирования меди; его основное применение - производство электронного оборудования, пигментов и стекла. Селен - это металлоид (элемент, промежуточный по свойствам между металлами и неметаллами). Серая металлическая форма элемента наиболее устойчива в обычных условиях; эта форма имеет необычное свойство значительно увеличивать электрическую проводимость при воздействии света. Соединения селена токсичны для животных; растения, выращенные на селеносных почвах, могут концентрировать элемент и становиться ядовитыми.

Encyclopædia Britannica, Inc.

Британская викторина

118 Названия и символы из таблицы Менделеева

Кд

Свойства элемента
атомный номер 34
атомный вес 78.96
массы стабильных изотопов 74, 76, 77, 78, 80, 82
точка плавления
аморфный 50 ° C (122 ° F)
серый 217 ° C (423 ° F)
точка кипения 685 ° C (1265 ° F)
плотность
аморфный 4,28 г / см 3
серый 4.79 г / см 3
степени окисления −2, +4, +6
электронная конфигурация 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 с 2 3 p 6 3 d 10 4 с 2 4 p 4

История

В 1817 году шведский химик Йенс Якоб Берцелиус заметил красное вещество, образовавшееся из сульфидных руд рудников Фалуна, Швеция.Когда в следующем году исследовали этот красный материал, он оказался элементом и был назван в честь Луны или богини Луны Селены. Руда с необычно высоким содержанием селена была обнаружена Берцелиусом всего за несколько дней до того, как он сделал доклад о селене мировым научным сообществам. Его чувство юмора очевидно в названии, которое он дал руде, эвкарит , что означает «как раз вовремя».

Возникновение и использование

Доля селена в земной коре составляет от 10 −5 до 10 −6 процентов.Его получают в основном из анодных шламов (отложений и остаточных материалов с анода) при электролитическом рафинировании меди и никеля. Другими источниками являются дымовая пыль при производстве меди и свинца и газы, образующиеся при обжиге пирита. Селен сопровождает медь при рафинировании этого металла: около 40 процентов селена, присутствующего в исходной руде, может концентрироваться в меди, осажденной в электролитических процессах. Из одной тонны выплавленной меди можно получить около 1,5 килограмма селена.

При добавлении в стекло в небольших количествах селен служит обесцвечивателем; в больших количествах он придает стеклу чистый красный цвет, который используется в сигнальных огнях. Этот элемент также используется для изготовления красных эмалей для керамики и стальных изделий, а также для вулканизации резины с целью повышения устойчивости к истиранию.

Britannica Premium: удовлетворение растущих потребностей искателей знаний. Получите 30% подписки сегодня. Подпишись сейчас

Наибольшие усилия по переработке селена прилагаются в Германии, Японии, Бельгии и России.

Аллотропия селена не такая обширная, как у серы, и аллотропы изучены не так тщательно. Только две кристаллические разновидности селена состоят из циклических молекул Se 8 : обозначенные α и β, обе существуют в виде красных моноклинных кристаллов. Серый аллотроп с металлическими свойствами образуется при выдерживании любой из других форм при температуре 200–220 ° C и является наиболее стабильным в обычных условиях.

Аморфная (некристаллическая) красная порошкообразная форма селена образуется при обработке раствора селенистой кислоты или одной из ее солей диоксидом серы.Если растворы очень разбавлены, очень мелкие частицы этого сорта образуют прозрачную красную коллоидную суспензию. Прозрачное красное стекло получается в результате аналогичного процесса, который происходит при обработке расплавленного стекла, содержащего селениты, углеродом. Стекловидная, почти черная разновидность селена образуется при быстром охлаждении других модификаций от температур выше 200 ° C. Превращение этой стекловидной формы в красные кристаллические аллотропы происходит при ее нагревании выше 90 ° C или при поддержании контакта с органическими растворителями, такими как хлороформ, этанол или бензол.

Препарат

Чистый селен получают из шламов и шламов, образующихся при производстве серной кислоты. Неочищенный красный селен растворяется в серной кислоте в присутствии окислителя, такого как нитрат калия или некоторые соединения марганца. Образуются как селеновая кислота, H 2 SeO 3 , так и селеновая кислота, H 2 SeO 4 , которые могут выщелачиваться из остаточного нерастворимого материала. В других методах используется окисление на воздухе (обжиг) и нагревание с карбонатом натрия с получением растворимого селенита натрия, Na 2 SeO 3 · 5H 2 O, и селената натрия Na 2 SeO 4 .Также можно использовать хлор: его действие на селениды металлов дает летучие соединения, включая дихлорид селена, SeCl 2 ; тетрахлорид селена, SeCl 4 ; дихлорид диселена, Se 2 Cl 2 ; и оксихлорид селена, SeOCl 2 . В одном процессе эти соединения селена превращаются водой в селенистую кислоту. Наконец, селен регенерируют путем обработки селенистой кислоты диоксидом серы.

Селен - обычный компонент руд, который ценится за содержание серебра или меди; он концентрируется в шламах, осаждаемых при электролитической очистке металлов.Были разработаны методы отделения селена от этих шламов, которые также содержат некоторое количество серебра и меди. При плавлении шлама образуется селенид серебра Ag 2 Se и селенид меди (I) Cu 2 Se. Обработка этих селенидов хлорноватистой кислотой HOCl дает растворимые селениты и селенаты, которые можно восстановить диоксидом серы. Окончательная очистка селена проводится повторной перегонкой.

Физико-электрические свойства

Самым выдающимся физическим свойством кристаллического селена является его фотопроводимость: при освещении электрическая проводимость увеличивается более чем в 1000 раз.Это явление возникает в результате продвижения или возбуждения светом относительно слабо удерживаемых электронов в более высокие энергетические состояния (называемые уровнями проводимости), что позволяет электронам мигрировать и, таким образом, обеспечивать электрическую проводимость. Напротив, в типичных металлах электроны уже находятся на уровнях или зонах проводимости, способных течь под действием электродвижущей силы.

Удельное электрическое сопротивление селена варьируется в огромном диапазоне в зависимости от таких переменных, как природа аллотропа, примеси, метод очистки, температура и давление.Большинство металлов нерастворимы в селене, а неметаллические примеси увеличивают удельное сопротивление.

Освещение кристаллического селена в течение 0,001 секунды увеличивает его проводимость в 10-15 раз. Красный свет более эффективен, чем свет с более короткой длиной волны.

Эти фотоэлектрические и фоточувствительные свойства селена используются при создании различных устройств, которые могут преобразовывать изменения интенсивности света в электрический ток и, следовательно, в визуальные, магнитные или механические эффекты.Устройства сигнализации, механические устройства открытия и закрытия, системы безопасности, телевидение, звуковые пленки и ксерография зависят от полупроводниковых свойств и светочувствительности селена. Выпрямление переменного электрического тока (преобразование в постоянный) в течение многих лет выполнялось с помощью устройств, контролируемых селеном. Многие фотоэлементы, использующие селен, были заменены другими устройствами, в которых используются материалы, более чувствительные, более доступные и более простые в изготовлении, чем селен.

Соединения

В своих соединениях селен существует в степенях окисления -2, +4 и +6. Он проявляет отчетливую тенденцию к образованию кислот в более высоких степенях окисления. Хотя сам элемент не ядовит, многие из его соединений чрезвычайно токсичны.

Селен непосредственно соединяется с водородом, в результате чего образуется селенид водорода H 2 Se, бесцветный газ с неприятным запахом, который является совокупным ядом. Он также образует селениды с большинством металлов (например, селенид алюминия, селенид кадмия и селенид натрия).

В сочетании с кислородом он встречается в виде диоксида селена, SeO 2 , белого твердого цепочечного полимерного вещества, которое является важным реагентом в органической химии. Реакция этого оксида с водой дает селенистую кислоту H 2 SeO 3 .

Селен образует множество соединений, в которых атом селена связан как с кислородом, так и с атомом галогена. Ярким примером является оксихлорид селена, SeO 2 Cl 2 (с селеном в степени окисления +6), чрезвычайно мощный растворитель.Наиболее важной кислотой селена является селеновая кислота, H 2 SeO 4 , которая так же сильна, как серная кислота, и легче восстанавливается.

Роберт К. Брастед

Узнайте больше в этих связанных статьях Britannica:

  • элемент кислородной группы: естественное происхождение и использование

    Элемент селен (символ Se) встречается гораздо реже, чем кислород или сера, составляя примерно 90 частей на миллиард земной коры.Иногда он встречается в несмешанном виде вместе с самородной серой, но чаще встречается в сочетании с тяжелыми металлами (такими как медь, ртуть, свинец или…

  • телевидение: Механические системы

    … Джозеф Мэй понял, что селеновая проволока имеет разную электропроводность.Дальнейшее расследование показало, что изменение произошло, когда луч солнечного света упал на проволоку, которая случайно оказалась на столе у ​​окна. Хотя в то время его важность не осознавалась,…

  • Технология фотографии: Экспонометрические системы

    Ячейки Selenium , которые все еще используются в некоторых камерах, также генерируют ток, но они больше и менее чувствительны.…

.

Смотрите также