Возможности экологического воспитания школьников при изучении темы: "Кальций и его соединения"

ВОЗМОЖНОСТИ ЭКОЛОГИЧЕСКОГО ВОСПИТАНИЯ ШКОЛЬНИКОВ ПРИ ИЗУЧЕНИИ ТЕМЫ: «КАЛЬЦИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ»






Введение



Современная экология – обширный междисциплинарный научный комплекс. Наряду с традиционной общей (биологической) экологией, исследующей отношения организмов и условий среды на уровне популяций, биоценозов и экосистем, этот комплекс включает прикладную экологию (промышленная, городская сельскохозяйственная, лесная экология и т.д.) и социальную экологию (взаимоотношения природы и общества). Столь широкий круг проблем экологии привел к тому, что в школах Российской Федерации нет специального предмета «Экология» и получил распространение так называемый интегрированный вариант экологического образования. При этом варианте практически все предметы составляют единое образовательное экологическое пространство.

Большая роль в экологическом образовании школьников отводиться химии, так как в основе любых процессов, протекающих в организме и экосистеме, лежат химические реакции. Тем более важна роль химии при оценке влияния человека на конкретные экосистемы и биосферу в целом. На уроках химии наиболее целесообразно изучать вопросы, связанные с химическим загрязнением окружающей среды, знакомиться с методами мониторинга загрязнения и способами снижения его пагубного влияния на живые организмы, включая человека [1].

Учитель химии может профессионально обсуждать с учащимися новые малоотходные технологии и методы очистки жидких стоков и газовых выбросов, а также проблему утилизации твердых отходов. На уроках химии надо рассматривать биосферные круговороты веществ и последствия влияния на них человека (усиление парникового эффекта, разрушения озонового экрана, трансграничный перенос загрязняющих веществ и кислотные дожди), химизацию сельского хозяйства, проблемы энергетики с использованием углеродистых энергоносителей и водорода.

Некоторые из перечисленных вопросов изучаются и в курсах других предметов, входящих в образовательное экологическое пространство, – биологии, географии, физики. Однако эти неизбежные элементы дублирования материала даже полезны, так как позволяют учащимся взглянуть на одну и ту же проблему с разных сторон.

Исходя из всего вышесказанного, считаем возможным, представить вашему вниманию квалификационную работу: «Возможности экологического воспитания школьников при изучении темы: «Кальций и его соединения». Работа позволит сформировать конкретные химические и экологические знания у учеников. Работа важна и актуальна, так как позволяет представить основной материал, представленный в школьном учебнике в новом свете, отражающем конкретные экологические проблемы, связанные с растущим загрязнением окружающей природной среды, приобретающим поистине глобальные масштабы. Все это не может не отразиться на здоровье человека, на численности и разнообразии популяций, на общем фоне биосферы.	

Целью настоящей работы является выявление возможностей экологического воспитания школьников на примере выбранной темы. Немаловажен при этом анализ школьных учебников (тем и заданий, оценка сложности и доступности анализируемого материала), тщательная подготовка необходимого дополнения к этим темам, внедрение материалов с экологическим содержанием, увеличение числа заданий и тестов, носящих экологический характер, а также проведение различных внеклассных мероприятий с экологическим содержанием.

Работа включает в себя: введение, три главы и заключение. Первая глава содержит материал, характеризующий современные тенденции и пути формирования экологической культуры школьников, а также излагает основные способы получения и использования кальция в промышленности, влияние кальция и его соединений на здоровье человека. Во второй главе рассматривается тема «Кальций и его соединения» так, как она излагается в школьной программе. Третья глава восполняет недостатки школьного курса через развитие химических знаний посредством раскрытия экологической проблематики, связанной с выбранной темой.






1. Экологическое образование



1.1 Современные тенденции: пути формирования экологической культуры



Выживание человечества зависит от его нравственного совершенствования. Сегодня для дальнейшего развития цивилизации становиться очевидной необходимость формирования экологической культуры на основе ценностей экологической этики. Экологическая культура должна проявляться в социальной активности и гражданской зрелости личности. Чтобы экологические требования превратились в норму поведения каждого человека, необходимо с детских лет целенаправленно воспитывать чувство ответственности за состояние окружающей среды, природный мир, его экологическую чистоту. Господствующая сегодня культура отношения людей к природе впервые поставила человечество перед альтернативой: жить комфортно и богато в экологически нездоровой истощенной среде или ограничивать свои потребности и отдавать часть богатств на поддержание устойчивого развития и создание экологически здоровой среды. Такое понимание проблемы дает основание для рассмотрения экологической культуры в концепции готовности и способности человека к самоограничению в потреблении природных ресурсов, к поступкам, соответствующим экологическим нормам и правилам поведения в окружающей среде [2].

Новая экологическая культура требует более целостного взгляда на мир, оценки места и роли в нем человека. Содержание общего образования необходимо конструировать в культурологической парадигме, т.е. вывести детей из господствующего «поля заучивания» в «поле размышления». Составная часть экологической культуры – экологическое мировоззрение. Оно проявляется в системе обобщенных взглядов на отношение людей к окружающей среде. Возникает педагогическая проблема формирования убежденности в большой важности общечеловеческих экологических ценностей, чем эгоистические интересы отдельных личностей [3].

Человек – единственный вид в биосфере, определяющий ее судьбу на исторически малом отрезке времени, и совершенно очевидно, что необходимо формировать у него мировоззрение, определяющее его поведение. Дальнейшее развитие цивилизации может происходить только в согласии с законами природы, при осознании человеком своей истинной роли в системе биотической регуляции. Это требует изменения многих стереотипов поведения, механизмов экономики и социального развития.

Одна из социальных технологий, способных обеспечить экологически безопасное развитие страны – экологическое просвещение. Образованность становиться существенным фактором личной и государственной безопасности, так как образованный человек способен снижать уровень социального и экологического риска.

Экологическое образование нацеливает на осуществление интегрированного процесса обучения и воспитания, на разработку образовательных моделей, органично сочетающих познавательную и ценностную сторону сознания. Современное образование должно строиться на прочном естественнонаучном и гуманитарном фундаменте, обеспечивающем системные, междисциплинарные, интегративные знания о природе и обществе, принципах их взаимодействия [3,4].



1.2 Интеграционные процессы в химии и экологии



Рассмотрение экологических вопросов требует, наряду с традиционными биологическими, географическими, социальными и другими аспектами, химического подхода. В основе процессов жизнедеятельности, как и в основе изменения химического состава окружающей среды, лежит превращение веществ. Для описания экологических систем и управления ими в условиях нарастающего возмущения этих систем деятельностью человека необходимо знание химических механизмов взаимодействия между человеком, средой его обитания и отдельными экологическими подсистемами. С другой стороны, химия и химическое производство как неотъемлемые составные части процесса развития цивилизации ответственны за многие экологические проблемы, без них человек не может полноценно существовать на земле, а также эффективно преодолевать негативные последствия своей деятельности.

Интеграционные процессы в химии и экологии находят свое отражение в образовании. При моделировании учебных курсов использован вариативный подход к построению их содержания. Для углубления общеэкологических знаний в курсе химии преобладает биосферная концепция. В курсе химии для усиления экологической компоненты стоит расставить акценты на проблеме загрязнения окружающей среды, превращении веществ под воздействием внешних факторов, отраслевые концепции и критерии, и физико-химические методы очистки природных сред, особого внимания заслуживает элемент кальций.



1.3 Кальций и его распространенность в природе



Кальций (Calcium) Ca – химический элемент периодической системы элементов Д.И. Менделеева с порядковым номером 20 и атомной массой 40,08 а.е.м. Природный кальций образован 6 стабильными изотопами: кальций – 40 (96,94%), кальций – 44 (2,09%), кальций – 42 (0,067%), кальций – 48 (0,187%), кальций – 43 (0,135%), кальций – 46 (0,003%). Основные характеристики атома кальция таковы: строение внешнего энергетического уровня 4 s2, степень окисления +2, очень редко +1, электороотрицательность по Полингу 1,0; атомный радиус 0,197 нм [5].

Металлический кальций был впервые получен в 1808 году Г. Дэви методом электролиза; название элемента кальция происходит от латинского «калькс» – мел, мрамор, известняк и т.п.

По распространенности в земной коре кальций занимает пятое место – его содержание составляет 3,38% по массе. Кальций встречается только в виде соединений, чаще всего солей кислородсодержащих кислот. Известно около 400 минералов, содержащих данный элемент. Наиболее распространенны различные силикаты и алюмосиликаты, в частности анортит Ca3[Al2Si2O8], диопсид CaMg[SiO6], волластонид Ca[Si3O9], также промышленное значение имеют кальцит (известняк, мрамор, мел) CaCO3, доломит CaMg(CO3)2 фосфорит Ca5(PO4)3(OH, CO3), апатиты Ca5(PO4)3(F, Cl), гипс CaSO4 ∙ 2 H2O, флюорит CaF2 и др. Значительное количество кальция находится в природных водах вследствие существования глобального карбонатного равновесия между практически нерастворимым карбонатом кальция, хорошо растворимым гидрокарбонатом кальция и находящимся в воде и воздухе диоксиде углерода. Заметное количество кальция содержится в организме человека и животных, в частности, гидроксилапатит – в костной ткани позвоночных, карбонат кальция – в раковинах моллюсков, яичной скорлупе.

Применение кальция основано на следующих моментах: при металлотермическом получении урана, тория, циркония, цезия, рубидия и некоторых лантаноидов из их соединений, для удаления примесей кислорода, азота, серы, фосфора из сталей, бронз и других сплавов, для обезвоживания многих органических жидкостей, очистки аргона от примесей азота, в качестве геттер в вакуумных устройствах, легирующего элемента для алюминиевых сплавов и модифицирующей добавки для магниевых сплавов. Сплавы кальция со свинцом являются антифрикционными материалами в производстве подшипников. Еще большее применение нашли соединения кальция. Например, карбонат кальция применяют в качестве антацидного средства, при повышенной кислотности желудочного сока, хлорид кальция организму необходим для осуществления передачи нервных импульсов, сокращения сердечных и скелетных мышц, для формирования костной ткани, свертывания крови и нормальной деятельности других органов и систем.


1.4 Метаболизм кальция в организме человека



Метаболизм кальция.

К функциям кальция в организме относятся:

структурная (кости, зубы);

сигнальная (внутриклеточный вторичный мессенджер-посредник);

ферментативная (кофермент факторов свертывания крови);

нейромышечная (контроль возбудимости, выделение нейротрансмиттеров, инициация мышечного сокращения).

Главная роль в метаболизме кальция в организме человека принадлежит костной ткани. В костях кальций представлен фосфатами – Са3(РО4)2 (85%), карбонатами – СаСО3 (10%), солями органических кислот – лимонной и молочной (около 5%). Вне скелета кальций содержится во внеклеточной жидкости и практически отсутствует в клетках. В состав плотного матрикса кости, наряду с коллагеном, входит фосфат кальция – кристаллическое минеральное соединение, близкое к гидроксилапатиту Са10(РО4)6(ОН)2. Часть ионов Са2+ замещена ионами Mg2+, незначительная часть ионов ОН- – ионами фтора, которые повышают прочность кости. Минеральные компоненты костной ткани находятся в состоянии химического равновесия с ионами кальция и фосфата сыворотки крови. Клетки костной ткани могут ускорять отложение или, наоборот, растворение минеральных компонентов при локальных изменениях рН, концентрации ионов Са2+, НРО42-, хелатообразующих соединений [6]. В организме взрослого человека содержится 1–2 кг кальция, 98% которого находится в составе скелета [А. Уайт и соавт., 1981]. Он составляет около 2% массы тела (примерно 30 моль). В крови уровень кальция – 9–11 мг/100 мл (2,2–2,8 ммоль/л), во внеклеточной жидкости – около 20 мг/100 мл. Регуляция обмена кальция между вне- и внутриклеточной жидкостью осуществляется паратгормоном, кальцитонином, 1,25 – диоксихолекальциферолом. При уменьшении концентрации ионов кальция возрастает секреция паратиреотропного гормона (ПТГ), и остеокласты увеличивают растворение содержащихся в костях минеральных соединений. ПТГ увеличивает одновременно реабсорбцию ионов Са2+ в почечных канальцах. В итоге повышается уровень кальция в сыворотке крови. При увеличении содержания ионов кальция секретируется кальцитонин, который снижает концентрацию ионов Са2+ за счет отложения кальция результате деятельности остеобластов. В процессе регуляции участвует витамин D, он требуется для синтеза кальцийсвязывающих белков, необходимых для всасывания ионов Са2+ в кишечнике, реабсорбции его в почках. Постоянное поступление витамина D необходимо для нормального течения процессов кальцификации. Изменение уровня кальция в крови могут вызывать тироксин, андрогены, которые повышают содержание ионов Са2+, и глюкокортикоиды, снижающие его. Ионы Са2+ связывают многие белки, в том числе некоторые белки системы свертывания крови. В белках системы свертывания содержатся кальций-связывающие участки, образование которых зависит от витамина К.

В пищевых продуктах кальций содержится в основном в виде фосфата кальция, который и поступает в организм. В природе кальций встречается в виде карбоната, оксалата, тартрата, фитиновой кислоты (в составе злаков).

Дефицит кальция в организме часто связан с малой растворимостью большинства его солей.

С плохой растворимостью солей кальция связывают кальцификацию стенок артерий, образование камней в желчном пузыре, почечных лоханках и канальцах. Формы фосфата кальция по степени возрастания растворимости располагают следующим образом: Са3(РО4)2>СаНРО4>Са(Н2РО4)2.

Фосфаты кальция легко растворяются в желудочном содержимом. Максимальное всасывание кальция происходит в проксимальных отделах тонкого кишечника и уменьшается в дистальных отделах.

Доля усвоения кальция более значительна у детей (по сравнению со взрослыми), у беременных и кормящих. Усвоение кальция снижается с возрастом человека, при дефиците витамина D.

В плазме крови содержатся фракции связанного с белком (недиффундирующего) кальция (0,9 ммоль/л) и диффундирующего: ионизированного (1,1–1,4 ммоль/л) и неионизированного (0,35 ммоль/л). Биологически активным является ионизированный кальций, он проникает в клетки через мембраны, неионизированная форма связана с белками (альбумином), углеводами и другими соединениями. Внутри клеток концентрация свободного кальция низкая. Так, общая концентрация ионов Са2+ в цитоплазме эритроцитов составляет около 3 мкм, из них на свободные ионы приходится менее 1 мкм. Градиент концентрации ионов кальция по разные стороны от мембраны (от 102 до 105) поддерживается при помощи кальциевого насоса. Очень медленная обратная диффузия ионов внутрь клетки противостоит работе насоса. Са2+ относится к вторичным месенджерам – внутриклеточным веществам, концентрация которых контролируется гормонами, нейромедиаторами, внеклеточными сигналами. Низкий уровень кальция в клетках поддерживается кальциевыми насосами (кальциевыми АТФ-азами) и натрийкальциевыми обменниками. Высокая активация Mg2+-, Са2+-АТФ-азы связана с конформационными изменениями кальциевого насоса, приводящими к переносу Са2+. Резкое увеличение содержания кальция в клетке происходит при открытии кальциевых каналов или внутриклеточных кальциевых депо (концентрация повышается до 500–1000 нМ при 10–100 нМ в нестимулированной клетке). Открытие каналов может быть вызвано деполяризацией мембран, действием сигнальных веществ, нейромедиаторов (глутамат, АТФ), вторичных мессенджеров (инозит – 1,4,5 – трифосфат, цАМФ) [7]. Уровень кальция в клетках повышается (в 5–10 раз) в виде кратковременных флюктуаций (высокие концентрации кальция оказывают цитотоксическое действие). В клеточных органеллах и цитоплазме клеток имеется большое количество белков, способных связывать кальций и выполнять роль буфера. Действие кальция опосредовано «кальциевыми сенсорами» – специальными кальцийсвязывающими белками – аннексином, кальмодулином, тропонином. Кальмодулин имеется во всех клетках и при связывании четырех ионов кальция переходит в активную форму, которая может взаимодействовать с белками. Са2+ оказывает влияние на активность ферментов, ионных насосов, компонентов цитоскелета за счет активации кальмодулина.

Гипоальбуминемия не влияет на уровень ионизированного кальция, который варьирует в узком диапазоне и тем самым обеспечивает нормальное функционирование нервно-мышечного аппарата. С увеличением рН доля связанного кальция возрастает. При алкалозе ионы водорода диссоциируют из молекулы альбумина, что приводит к снижению концентрации ионов кальция. Это может вызвать клинические симптомы гипокальциемии, несмотря на то, что концентрация общего кальция в плазме не изменена. Обратная картина (увеличение концентрации ионов кальция в плазме) отмечается при остром ацидозе. Глобулины также связывают кальций, хотя и в меньшей степени, чем альбумин.

Составные компоненты регуляции содержания кальция в плазме крови включают:

скелет (резервуар кальция);

почки;

экскрецию кальция через кишечник с желчью;

паратгормон, кальцитонин (их секреция определяется уровнем кальция в плазме);

1,25 – диоксихолекальциферол.

Внеклеточный пул кальция в течение суток обновляется приблизительно 33 раза [8], проходя через почки, кишечник и кости. И даже небольшое изменение любого из этих потоков оказывает существенное влияние на концентрацию кальция во внеклеточной жидкости, включая плазму крови.

Кальций, входящий в состав секретов пищеварительного тракта, частично реабсорбируется вместе с пищевым кальцием.

Нарушения обмена кальция сопровождаются нарушениями обмена фосфатов и клинически проявляются в изменениях костного скелета и нервно-мышечной возбудимости.

Наблюдается обратная зависимость между содержанием кальция и фосфора в сыворотке крови (одновременное повышение наблюдается при гиперпаратиреоидизме, снижение – при рахите у детей). При повышенном содержании фосфора в пище в желудочно-кишечном тракте образуется невсасывающийся трехосновной фосфорнокислый кальций. Суточная потребность в кальции взрослого человека составляет 20–37,5 ммоль (0,8–1,5 г), у беременных и кормящих в два раза выше [9]. В пищевой канал ежедневно поступает 35 ммоль кальция, но всасывается только половина, в 50 раз медленнее, чем натрий, но интенсивнее, чем железо, цинк, марганец. Всасывание происходит в тонком кишечнике (максимально в 12-перстной кишке). Лучше всего всасывается глюконат и лактат кальция. Оптимум всасывания наблюдается при рН=3,0. Кальций соединяется с жирными и желчными кислотами и через воротную вену поступает в печень. Транспорту через мембрану энтероцита в кровь способствует витамин D. Всасывание снижается при недостатке фосфатов (важное значение имеет соотношение кальций / фосфор). На всасывание влияет концентрация Nа+, активность щелочной фосфатазы, Mg2+-, Са2+-АТФ-азы, содержание кальций-связывающего белка. Из организма в норме кальций выводится через кишечник. Ежедневно в пищевой канал секретируется слюнными, желудочными и поджелудочными железами и выводится около 25 ммоль Са2+. Выведение кальция с калом сохраняется даже при бескальциевой диете (в составе желчи). В почках за сутки фильтруется около 270 ммоль Са2+. 90% кальция, фильтруемого в почках, реабсорбируется, поэтому в целом с мочой его выделяется мало (выделение возрастает при увеличении концентрации кальция в крови и ведет к образованию камней в почках). Суточная экскреция колеблется от 1,5 до 15 ммоль и зависит от суточного ритма (максимум в утренние часы), уровня гормонов, кислотно-основного состояния, характера пищи (углеводы усиливают выведение кальция). При рассасывании минерального остова костей, реабсорбция кальция снижается. Кости являются резервуаром кальция: при гипокальциемии кальций поступает из костей и, наоборот, при гиперкальциемии он откладывается в скелете.

Ионы кальция важны для течения многих процессов:

нервно-мышечного возбуждения;

мышечного сокращения;

свертывания крови;

проницаемости клеточных мембран;

активности многих ферментов и перекисного окисления липидов.

Основные источники кальция – молоко, молочные продукты (творог, твердые сыры), рыба, яйца. Он содержится также в зеленых овощах, орехах. Одним из источников кальция является питьевая вода (в 1 литре до 350–500 мг). С питьевой водой поступает 10–30% кальция [10]. Биодоступность кальция улучшают кисломолочные продукты, животные белки, снижают ее – пищевые волокна, алкоголь, кофеин, избыток жиров (образуются нерастворимые соединения), фосфаты, оксалаты. Повышенное содержание в пище магния и калия тормозит всасывание кальция: они конкурируют с кальцием за желчные кислоты. Препараты витамина D способствуют всасыванию кальция. При лечении остеопороза одновременно с назначением препаратов кальция необходимо восполнение дефицита белков, кальциферола, витаминов.

Гиперкальциемия – результат повышенного поступления кальция во внеклеточную жидкость из резорбируемой костной ткани или из пищи в условиях снижения почечной реабсорбции. Наиболее частой причиной гиперкальциемии (90% случаев) являются первичный гиперпаратиреоз, злокачественные новообразования. Часто гиперкальциемия клинически не проявляется. К редким причинам гиперкальциемии относят [12] гранулематозные заболевания (в том числе саркоидоз), гипервитаминоз D, тиреотоксикоз, применение тиазидных диуретиков, препаратов лития, молочно-щелочной синдром, длительную обездвиженность, наследственную гипокальциурическую гиперкальциемию, почечную недостаточность. К клиническим симптомам гиперкальциемии относятся:

отсутствие аппетита, тошнота, рвота, боли в животе (развивается язва желудка и 12-перстной кишки, панкреатит), запоры;

слабость, утомляемость, снижение массы тела, мышечная слабость;

изменения личности, ухудшение концентрации внимания, сонливость, кома;

аритмии, укорочение интервала Q-T на ЭКГ;

нефрокальциноз, почечные конкременты, кальциноз сосудов, роговицы;

полиурия, дегидратация, почечная недостаточность.

Наиболее частой причиной снижения общей концентрации кальция в сыворотке является гипоальбуминемия.

Обмен кальция в организме не нарушается, если содержание свободного кальция находится в пределах нормы. Концентрация свободного кальция в сыворотке снижается при гипопаратиреозе, резистентности к паратиреоидному гормону (псевдогипопаратиреозе), авитаминозе D, почечной недостаточности, выраженной гипомагниемии, гипермагниемии, остром панкреатите, некрозе скелетных мышц (рабдомиолизе), распаде опухолей, многократном переливании цитратной крови. К клиническим проявлениям гипокальциемии относятся: парестезии, чувство онемения, судороги мышц, спазм гортани, отклонения в поведении, ступор, положительные симптомы Хвостека и Труссо, удлинение интервала Q-T на ЭКГ, катаракта. Умеренная гипокальциемия может быть бессимптомной.

Гиперкальциурия развивается при повышенном потреблении кальция с пищей, передозировке витамина D (усиливается резорбция в кишечнике), канальцевых расстройствах (идиопатическая гиперкальциурия, почечные тубулярные ацидозы), при повышенном распаде костной ткани (миеломная болезнь, опухоли костной ткани, фосфатный диабет, остеопороз, гиперпаратиреоз).

Гипокальциурия наблюдается при гипопаратиреозе, гиповитаминозе D, гипокальциемии, снижении клубочковой фильтрации.

Роль фосфора в организме человека

В организме взрослого человека содержится около 670 г. фосфора (1% массы тела), который необходим для образования костей и клеточного энергетического обмена. 90% фосфора, подобно кальцию, находится в скелете – костях и зубах [9]. Вместе с кальцием они составляют основу твердого вещества кости. В костях фосфор представлен трудно растворимым фосфатом кальция (2/3) и растворимыми соединениями (1/3). Большая часть остального количества фосфора находится внутри клеток, 1% – во внеклеточной жидкости. Поэтому уровень фосфора в сыворотке крови не позволяет судить об общем его содержания в организме.

Фосфаты являются структурными элементами костной ткани, участвуют в переносе энергии в виде макроэргических связей (АТФ, АДФ, креатинфосфат, гуанинфосфат и других). Фосфор и сера – два элемента в организме человека, которые входят в состав различных макроэргических соединений. С участием фосфорной кислоты осуществляется гликолиз, гликогенез, обмен жиров. Фосфор входит в структуру ДНК, РНК, обеспечивающих синтез белка. Он участвует в окислительном фосфорилировании, в результате которого образуется АТФ, фосфорилировании некоторых витаминов (тиамина, пиридоксина и других). Фосфор важен также для функционирования мышечной ткани (скелетной мускулатуры и сердечной мышцы). Неорганические фосфаты входят в состав буферных систем плазмы и тканевой жидкости. Фосфор активирует всасывание ионов кальция в кишечнике. Суточная потребность в фосфоре составляет 30 ммоль (900 мг), у беременных она возрастает на 30–40%, в период лактации – в два раза [9]. По данным [10], потребность в фосфоре у взрослых – 1600 мг в сутки, у детей – 1500–1800 мг в сутки.

В организм человека фосфор поступает с растительной и животной пищей в виде фосфолипидов, фосфопротеинов и фосфатов.

В растительных продуктах (в частности, в бобовых) содержится много фосфора, однако усвояемость его низкая. Важным источником его является мясо и рыба. В желудке и кишечнике фосфорная кислота отщепляется от органических соединений. Всасывание 70–90% фосфора происходит в тонком кишечнике. Оно зависит от концентрации фосфора в просвете кишки, активности щелочной фосфатазы (угнетение ее снижает всасывание фосфора). Активность щелочной фосфатазы повышает витамин D, а всасывание фосфатов – паратиреоидный гормон. Всосавшийся фосфор поступает в печень, участвует в процессах фосфорилирования, частично откладывается в виде минеральных солей, которые затем переходят в кровь и используются костной и мышечной тканью (синтезируется креатинфосфат). От обмена фосфатов между кровью и костной тканью зависит нормальное течение процессов окостенения, поддержания нормальной костной структуры.

В крови фосфор находится в виде четырех соединений: неорганического фосфата, органических фосфорных эфиров, фосфолипидов и свободных нуклеотидов. В плазме крови неорганический фосфор присутствует в виде ортофосфатов, но его концентрацию в сыворотке оценивают непосредственно (1 мг% фосфора=0,32 ммоль/л фосфата). Он проникает через полунепроницаемые мембраны, фильтруется в почечных клубочках. Концентрация неорганического пирофосфата в плазме крови составляет 1–10 мкмоль/л. Содержание неорганического фосфора в плазме крови взрослых людей – 3,5–4 мг фосфора/100 мл, несколько выше оно у детей (4–5 мг/100 мл) и у женщин после менопаузы. В плазме также содержатся гексозофосфаты, триозофосфаты и другие. Скелет является резервуаром неорганического фосфора: при снижении его содержания в плазме он поступает из скелета и, наоборот, откладывается в скелете при повышении его концентрации в плазме. Концентрацию фосфора в сыворотке крови рекомендуется определять натощак: богатая фосфором пища повышает его, а углеводы, инфузия глюкозы – снижают. Фосфор выводится из организма через кишечник и почки в виде фосфата кальция. С мочой выделяется 2/3 растворимых одно- и двузамещенных фосфатов натрия и калия и 1/3 фосфатов кальция и магния. В почках за сутки фильтруется около 208 ммоль фосфата, экскретируется 16–26 ммоль. Соотношение одно- и двузамещенных солей фосфора зависит от кислотно-основного состояния. При ацидозе однозамещенных фосфатов выводится в 50 раз больше, чем двузамещенных. При алкалозе усиленно образуются и выделяются двузамещенные соли фосфатов.

Паратиреоидный гормон снижает уровень фосфора в сыворотке крови, угнетая реабсорбцию его в проксимальных и дистальных канальцах, усиливая выведение с мочой. Кальцитонин оказывает гипофосфатемическое действие, уменьшая реабсорцию и усиливая экскрецию. 1,25 (ОН) 2Д3, усиливая всасывание фосфата в кишечнике, повышает его уровень в крови, способствует фиксации фосфорно-кальциевых солей костной тканью. Инсулин стимулирует поступление фосфата в клетки и тем самым снижает его содержание в сыворотке крови. Гормон роста увеличивает реабсорбцию фосфатов, вазопрессин – экскрецию.

Обмен фосфора и кальция тесно взаимосвязаны. Считается, что оптимальным для совместного усвоения из пищи является соотношение между фосфором и кальцием равное 1:1–1,5. Гиперкальциемия, снижая секрецию паратиреоидного гормона, стимулирует реабсорбцию фосфатов. Фосфат может соединяться с кальцием и приводить к отложению кальция в тканях и гипокальциемии.

При нарушении обмена фосфора обнаруживаются повышение и снижение его в крови. Гиперфосфатемия часто наблюдается при почечной недостаточности, встречается при гипопаратиреозе, псевдогипопаратиреозе, рабдомиолизе, распаде опухолей, метаболическом и респираторном ацидозе. Гиперфосфатемия подавляет гидроксилирование 25-гидроксикальциферола в почках. Умеренная гипофосфатемия не сопровождается существенными последствиями. Тяжелая гипофосфатемия (менее 0,3 ммоль/л (1 мг%) сопровождается нарушением функции эритроцитов, лейкоцитов, мышечной слабостью (нарушается образование АТФ, 2,3 – дифосфоглицерата). Она наблюдается при злоупотреблении алкоголем и абстиненции, респираторном алкалозе, нарушении всасывания в кишечнике, приеме средств, связывающих фосфат, возобновлении приема пищи после голодания, при переедании, тяжелых ожогах, лечении диабетического кетоацидоза [11]. При диабетическом кетоацидозе гипофосфатемия не является признаком истощения запасов фосфата. Умеренная гипофосфатемия (1,0–2,5 мг%) может наблюдаться при инфузии глюкозы, дефиците витамина D в пище или снижении его всасывания в кишечнике, при гиперпаратиреозе, остром тубулярном некрозе, после пересадки почек, при наследственной гипофосфатемии, синдроме Фанкони, паранеопластической остеомаляции, увеличении объема внеклеточной жидкости. Респираторный алкалоз может вызвать гипофосфатемию, стимулируя активность фосфофруктокиназы и образование фосфорилированных промежуточных продуктов гликолиза. Хроническая гипофосфатемия приводит к рахиту и остеомаляции.

Гипофосфатемия проявляется потерей аппетита, недомоганием, слабостью, парестезиями в конечностях, болью в костях. Гипофосфатурия наблюдается при остеопорозе, гипофосфатемическом почечном рахите, инфекционных заболеваниях, острой желтой атрофии печени, снижении клубочковой фильтрации, повышенной реабсорбции фосфора (при гипосекреции ПТГ).

Гиперфосфатурия наблюдается при повышенной фильтрации и сниженной реабсорбции фосфора (рахит, гиперпаратиреоз, тубулярный ацидоз, фосфатный диабет), гипертиреозе, лейкозах, отравлениях солями тяжелых металлов, бензолом, фенолом.

Гомеостаз кальция и фосфата

Гипокальциемия стимулирует секрецию паратиреоидного гормона и тем самым увеличивает продукцию кальцитриола. В результате увеличивается мобилизация кальция и фосфатов из костей, их поступление из кишечника. Избыток фосфатов экскретируется с мочой (ПТГ оказывает фосфатурическое действие), а реабсорбция кальция в почечных канальцах возрастает, и концентрация его в крови нормализуется. Гипофосфатемия сопровождается усилением секреции только кальцитриола. Увеличение под действием кальцитриола его концентрации в плазме приводит к снижению секреции паратиреоидного гормона. Гипофосфатемия приводит к стимуляции абсорбции фосфата и кальция в кишечнике. Избыток кальция выводится с мочой, так как кальцитриол усиливает реабсорбцию кальция в незначительной мере (по сравнению с ПТГ). В результате описанных процессов нормальная концентрация фосфата в плазме крови восстанавливается независимо от концентрации кальция [12].



1.5 Методика определения жесткости воды в условиях школьной лаборатории



В настоящее время учителю химии приходиться рассматривать самые различные экологические проблемы, одна из которых – проблема чистой воды. Оценивая воду на содержание минеральных солей, отдельно выделяют концентрацию в ней солей кальция и магния, говоря о степени жесткости воды.

Мыло в жесткой воде не мылится, овощи плохо развариваются, а при использовании такой воды в паровых котлах образуется накипь, которая снижает эффективность их работы и может привести к взрыву. Жесткую воду перед употреблением целесообразно умягчить, удалив катионы кальция и магния.

Однако для жизнедеятельности организма кальций и магний необходимы, так как играют важную роль в процессах формирования костей, свертываемости крови, сокращении сердечной мышцы, передачи нервных импульсов. Установлено, что в местностях с пониженным содержанием кальция в питьевой воде сердечные заболевания более распространенны. В тоже время, употребление жесткой воды увеличивает опасность заболевания мочекаменной болезнью, неблагоприятно влияет на формирование сосудов. Избыток ионов кальция в организме приводит к отложению солей в шейном, грудном, поясничном отделах позвоночника, суставах конечностей. Отсюда следует, что важно вести контроль за содержанием солей кальция и магния в питьевой воде. А познакомиться с некоторыми простыми методами определения жесткости воды учащиеся могут на уроках химии [13].

Определение общей жесткости воды в лабораторных условиях проводят методом комплексонометрического титрования с помощью кальциево-магниевых ионоселективных электродов. Но эти методы требуют дорогостоящих и практически недоступных для школы реактивов и приборов, поэтому предлагаем более приемлемый для школьной лаборатории способ с применением соляной кислоты и ортофосфата натрия.

Метод основан на осаждение ионов Са2+ Mg2+ избытком раствора ортофосфата натрия Na3PO4 с последующим определением остатка осадителя:



3 MeCl2 + 2 Na3PO4 → Me3 (PO4)2↓ + 6NaCl

3 Me(HCO3)2 + 2 Na3PO4 → Me3 (PO4)2↓ + 6 NaHCO3.



Как видно из приведенных выше уравнений, из Me(HCO3)2 образуется эквивалентное количество NaHCO3. При титровании остатка фосфата натрия соляной кислотой одновременно оттитровывается и гидрокарбонат натрия, на определение которого расходуется такое же количество соляной кислоты, как и на определение временной жесткости воды, что необходимо учитывать в расчетах.

Методика проведения анализа

В мерную колбу, вместимостью 250 мл переносят 100 мл анализируемой воды, добавляют точно измеренный объем (например, 25 мл) 0,2 н. раствора Na3PO4 и отстаивают 30 минут. Затем доводят до метки дистиллированной водой, тщательно перемешивают и фильтруют через плотный бумажный фильтр в сухую емкость.

В коническую колбу объемом 250 мл отбирают 100 мл фильтрата и добавляют 2–3 капли индикатора метилоранжа, затем титруют соляной кислотой до появления бледно-розовой окраски раствора.

Параллельно определяют объем соляной кислоты, пошедшей на определение временной жесткости в идентичных условиях. Для этого берут мерную колбу вместимостью 250 мл, добавляют 100 мл анализируемой воды, доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. После этого в коническую колбу для титрования отбирают 100 мл раствора, добавляют 2–3 капли метилоранжа и титруют соляной кислотой до появления бледно-розового окрашивания.

Расчеты:

1. Рассчитываем временную жесткость воды (моль/л) по формуле:



Ж в. = (Сэ (HCl) ∙ V (HCl) / Vпр.) ∙ (Vколбы / V (H2O) ∙ 1000, где V (HCl) – объем соляной кислоты, пошедшей на титрование, л;



Сэ (HCl) – молярная концентрация эквивалента соляной кислоты, моль/л;

V (H2O) – объем анализируемой воды, л;

Vколбы – объем мерной колбы, л;

Vпр. – объем воды, взятой для титрования, л.

Пример расчета представлен в Приложении 1. Сравнение полученных разными методами результатов показывает, что предлагаемый метод вполне может быть использован при определении общей жесткости воды.

Информацию о составе жесткой воды, видах жесткости и способах ее устранения можно почерпнуть из табл. 1.



Таблица 1.

Жесткость воды и способы ее устранения

Состав жесткой воды

Вид жидкости

Способы устранения



катионы

анионы

по составу

по способу её устранения



Са 2 +
Mg 2+

НСО-3

карбонатная

временная

1) нагревание 

2) добавка извести 

3) пропускание через ионообменник



Сl -
N0-3

SO42-

некарбонатная

постоянная

1) добавка соды, 

2) пропускание через ионообменник



Сl -
N0-3
SO42-
НСО-3



общая

1) пропускание через ионообменник 

2) добавка соды






2. Тема «Кальций и его соединения» в школьном курсе химии



Химия – одна из стремительно развивающихся областей знания, результаты ее ускоренного развития в макро- и микромасштабах проявляются в повседневной жизни. А вот время на изучение этой дисциплины в школе неуклонно сокращается. И это не может не увеличивать пропасть между наукой и содержанием школьного предмета. Мы убеждены, что содержание школьного курса химии и процесс обучения должны отражать не упрощенные представления об особенностях развития химической науки, а состояние современного знания, реальную сложность объекта познания химии.



2.1 Урок по теме «Кальций и его соединения» в 9-х классах средней общеобразовательной школы с. Карасу



Цель урока: познакомить учащихся с новым элементом – кальцием, ознакомить с его положением в периодической системе Д.И. Менделеева, рассмотреть важнейшие природные соединения и области их применения. Рассмотреть способы получения соединений кальция в промышленности, дать определение следующих понятий: жесткость воды, карбонатная и некарбонатная жесткость, изучить способы устранения жесткости воды.

Задачи обучения: сформировать представление об одном из биогенных элементов – кальции, расширить представление о способах получения, свойствах и способах получения и применения различных соединений кальция в промышленности.

Задачи развития: развитие у учащихся основных приемов мышления (умения анализировать, сравнивать и т.д.), совершенствовать умение учащихся самостоятельно работать с табличными данными и т.д.



Задачи воспитания: продолжить химическое образование школьников.

Ход урока

Организационный момент (1–2 мин.)

– посадка детей;

– проверка принадлежностей;

– отметка отсутствующих и т.д.

II. Опрос домашнего задания (10 мин.)

Вспомните, какое место занимает кальций в периодической системе Д.И. Менделеева?

Какую степень окисления проявляют кальций и магний? Почему?

Известна ли вам роль кальция в организме человека и живых существ?

III. Изучение нового материала (20 мин.)

1. Характеристика магния и кальция. Соединения кальция



Таблица 1. Схема строения атомов магния и кальция

Химический знак

Размещение электронов по энергетическим уровням

Электронная формула

Mg

+12 Mg 2e-, 8e-, 2e-

1s2 / 2s22p6 / 3s2

Ca

+20 Ca 2e-, 8e-, 8e-, 2e-

…3s23p63d0 / 4s2



Положение магния и кальция в периодической системе и строение их атомов. Магний и кальций в периодической системе находятся в главной подгруппе группы. Схемы строения их атомов представлены в таблице. Как видно из схемы, последние два электрона у атомов магния и кальция расположены на наружном энергетическом уровне. Этим и объясняется, что магний и кальций во всех соединениях проявляют степень окисления +2.

2. Нахождение в природе.

Кальций обладает большой химической активностью, поэтому встречается в природе только в виде соединений (табл. 2) [14].



Название минерала

Химическая формула (основной составной части)

Важнейшие месторождения

Известняк, мрамор

CaCO3

Широко распространен

Гипс

CaSO4 ∙ 2 H2O

Широко распространен

Фосфорит

Ca3 (PO4) 2

CaCO3 ∙ MgCO3

Широко распространен



3. Получение. Кальций получают путем электролиза его расплавленного хлорида.

4. Физические свойства. Кальций – металл серебристо-белого цвета, очень легкий (ρ = 1,55 г./см3), как и щелочные металлы, но несравненно тверже их и имеет гораздо более высокую температуру плавления, равную 851 0С.

5. Химические свойства. Подобно щелочным металлам кальций является сильным восстановителем, что схематически можно изобразить так:







Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет. Как и щелочные металлы, металлический кальций обычно хранят под слоем керосина.

6. Применение. Благодаря большой химической активности металлический кальций применяют для восстановления некоторых тугоплавких металлов (титан, цирконий и др.) из их оксидов. Кальций используют также в производстве стали и чугуна, для очистки последних от кислорода, серы и фосфора, для получения некоторых сплавов, в частности, свинцово-кальциевых, необходимых для изготовления подшипников.

7. Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.

Оксид кальция получают в промышленности обжигом известняка:



CaCO3 → CaO + CO2



Оксид кальция – тугоплавкое вещество белого цвета (плавится при температуре 2570 0С), обладает химическими свойствами, присущими основным оксидам активных металлов (I, табл. II, с. 88) [14].

Реакция оксида кальция с водой протекает с выделением большого количества теплоты:



CaO + H2O ═ Ca (OH)2 + Q



Оксид кальция является основной составной частью негашеной извести, а гидроксид кальция – гашеной извести.

Реакция оксида кальция с водой называется гашением извести.

Оксид кальция применяется в основном для получения гашеной извести.

Гидроксид кальция Ca(OH)2 имеет большое практическое значение. Он применяется в виде гашеной извести, известкового молока и известковой воды.

Гашенная известь – тонкий рыхлый порошок, обычно серого цвета (составная часть гидроксида кальция), немного растворим в воде (1,56 г. растворяется в 1 л воды при 20 0С). Тестообразную смесь гашенной извести с цементом, водой и песком применяют в строительстве. Постепенно смесь твердеет:



Ca (OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O



Известковое молоко – взвесь (суспензия), похожая на молоко. Она образуется при смешивании избытка гашеной извести с водой. Применяют известковое молоко для получения хлорной извести, при производстве сахара, для приготовления смесей, необходимых в борьбе с болезнями растений, для побелки стволов деревьев.

Известковая вода – прозрачный раствор гидроксида кальция, получаемый при фильтровании известкового молока. Используют ее в лаборатории для обнаружения оксида углерода (IV):



Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O



При длительном пропускании оксида углерода (IV) раствор становится прозрачным:



CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2



Если полученный прозрачный раствор гидрокарбонатного кальция нагревают, то снова происходит помутнение:



Ca(HCO3)2 → CaCO3 ↓ + H2O + CO2 ↑



Подобные процессы протекают также и в природе. Если вода содержит растворенный оксид углерода (IV) и действует на известняк, то некоторая часть карбоната кальция превращается в растворимый гидрокарбонат кальция. На поверхности раствор согревается, и из него вновь выпадает карбонат кальция.

* Большое практическое значение имеет хлорная известь. Она получается при реакции гашеной извести с хлором:



0 +1 -1

2 Ca(OH)2 + 2 Cl2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O



Действующей составной частью хлорной извести является гипохлорит кальция. Гипохлориты подвергаются гидролизу. При этом выделяется хлорноватистая кислота. Хлорноватистую кислоту из ее соли может вытеснить даже угольная кислота:



Ca(ClO)2 + CO2 + H2O → CaCO3 ↓+ 2 HClO

2 HClO → 2 HCl + O2 ↑



Это свойство хлорной извести широко используют для отбеливания, дезинфекции и дегазации.

8. Гипс. Различают следующие виды гипса: природный – CaSO4 ∙ 2H2O, жженый – (CaSO4)2 ∙ H2O, безводный – CaSO4.

Жженый (полуводный) гипс, или алебастр, (CaSO4)2 ∙ H2O получают при нагревании природного гипса до 150–180 0С:



2 [CaSO4 ∙ 2H2O] → (CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O ↑



Если смешать порошок алебастра с водой, то образуется полужидкая пластическая масса, которая быстро твердеет. Процесс затвердевания объясняется присоединением воды:


(CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O → 2 [CaSO4 ∙ 2H2O]



Свойство жженого гипса затвердевать используют на практике. Так, например, алебастр в смеси с известью, песком и водой применяют в качестве штукатурки. Из чистого алебастра изготавливают художественные изделия, а в медицине его используют для накладывания гипсовых повязок.

Если природный гипс CaSO4 ∙ 2H2O нагревать при более высокой температуре, то выделяется вся вода:



CaSO4 ∙ 2H2O → CaSO4 + 2H2O↑



Образовавшийся безводный гипс CaSO4 уже не способен присоединить воду, и поэтому его назвали мертвым гипсом.

Жесткость воды и способы ее устранения.

Всем известно, что в дождевой воде мыло хорошо пенится (мягкая вода), а в ключевой – обычно плохо (жесткая вода). Анализ жесткой воды показывает, что в ней содержатся значительные количества растворимых солей кальция и магния. Эти соли образуют с мылом нерастворимые соединения. Такая вода непригодна для охлаждения двигателей внутреннего сгорания и питания паровых котлов, так как при нагревании жесткой воды на стенках охладительных систем образуется накипь. Накипь плохо проводит теплоту; поэтому возможен перегрев моторов, паровых котлов, кроме того, ускоряется их изнашивание.

Какие бывают виды жесткости?

Карбонатная, или временная, жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния. Ее можно устранить следующими способами:

1) кипячением:



Ca(HCO3)2 → CaCO3 ↓ + H2O + CO2 ↑

Mg(HCO3)2 → MgCO3 ↓ + H2O + CO2 ↑



2) действием известкового молока или соды:



Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 → 2CaCO3 ↓ + 2H2O

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + 2NaHCO3

Ca2+ + 2 HCO3 - + 2 Na+ + CO32- → CaCO3 ↓ + 2 Na+ + 2HCO3-

Ca2+ + CO32- → CaCO3 ↓



Некарбонатная, или постоянная, жесткость обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов кальция и магния.

Ее устраняют действием соды:



CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + Na2SO4

MgSO4 + Na2CO3 → MgCO3 ↓ + Na2SO4

Mg2+ + SO42- + 2Na+ + CO32- → MgCO3 ↓ + 2Na+ + SO42-

Mg2+ + CO32- → MgCO3 ↓



Карбонатная и некарбонатная жесткости в сумме составляют общую жесткость воды.






IV. Закрепление знаний (5 мин.)

1. На основе периодической системы и теории строения атомов поясните, какие свойства магния и кальция являются общими. Составьте уравнения соответствующих реакций.

2. Какие минералы содержат кальций и как их используют?

3. Расскажите, как отличить один природный минерал от другого.

V. Домашнее задание (3 мин.)

Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1–15, § 48,49, решите упражнения 1–4, стр. 132–133 [14].

Именно таким образом выглядит план урока в школе по теме «Кальций и его соединения».

Исходя из вышеизложенного, очевидна необходимость наполнения школьного курса химии экологическим содержанием. Результаты проделанной работы будут изложены в третьей главе.






3. Использование экологических знаний при изучении темы «Кальций и его соединения



Бесспорно, что сегодня образованному человеку не обойтись без экологических знаний. В общеобразовательных учреждениях проблема решается введением дисциплины «Экология». В случае, когда это невозможно, вопрос решается через экологизацию школьных дисциплин. На уроках химии учитель поднимает многие экологические проблемы, обсуждает вместе с учащимися возможные пути их решения.

Вашему вниманию представляется урок на тему: «Кальций и его соедирнения», наполненный экологическим содержанием, позволяющий оценить важную роль перспективы развития экологического воспитания школьников, выявить взаимосвязь между изучаемым объектом и окружающей средой, а также определить роль уроков химии при формировании экологической самосознания школьников, их способности применять знания и навыки для достижения основной цели экологии – охраны окружающей природной среды.



3.1 Урок по теме «Кальций и его соединения» в 9-ом классе с. Карасу, позволяющий развить экологическое сознание школьников



Цель урока: познакомить учащихся с основными способами получения кальция и его соединений, возможностями применения соединений кальция, показать необходимость контроля содержания ионов кальция и магния в питьевых и сточных водах и обозначить значимость кальция как биогенного элемента.

Задачи обучения: сформировать понятие кальций, соединения кальция, расширить представление о способах применения различных минералов, содержащих кальций, в промышленности. Развить экологическое сознание и воспитание школьников, дать возможность ученику понять необходимость изучения экологических проблем для дальнейшего предотвращения загрязнения окружающей природной среды.

Задачи развития: продолжить развитие у учащихся основных приемов мышления (умения анализировать, сравнивать и т.д.), совершенствовать умение учащихся самостоятельно работать с дополнительной информацией. Развить экологическое сознание школьников, заложить в основу воспитания представления о взаимосвязи состава, строения, свойств и биологической функции веществ, их двойственной роли в живой природе.

Задачи воспитания: продолжить экологическое воспитание школьников.

Ход урока

Организационный момент (1–2 мин.)

– посадка детей;

– проверка принадлежностей;

– отметка отсутствующих и т.д.

II. Опрос домашнего задания (10 мин.)

Какие щелочные металлы Вы можете назвать?

Какое положение они занимают в периодической системе элементов Д.И. Менделеева?

Как получают натрий и калий?

Щелочные металлы являются сильными восстановителями или окислителями?

Какое место занимает кальций и магний в периодической системе элементов Д.И. Менделеева?

Где в промышленности применяют гидроксиды натрия и калия?

Какую степень окисления проявляет кальций и магний в соединениях?

III. Изучение нового материала (20 мин.)

1. Характеристика магния и кальция. Соединения кальция.


Таблица 1. Схема строения атомов магния и кальция

Химический знак

Размещение электронов по энергетическим уровням

Электронная формула

Mg

+12 Mg 2e-, 8e-, 2e-

1s2 / 2s22p6 / 3s2

Ca

+20 Ca 2e-, 8e-, 8e-, 2e-

…3s23p63d0 / 4s2



Положение магния и кальция в периодической системе и строение их атомов. Магний и кальций в периодической системе находятся в главной подгруппе группы. Схемы строения их атомов представлены в таблице. Как видно из схемы, последние два электрона у атомов магния и кальция расположены на наружном энергетическом уровне. Этим и объясняется, что магний и кальций во всех соединениях проявляют степень окисления +2.

2. Нахождение в природе.

По распространенности в земной коре кальций занимает пятое место – его содержание составляет 3,38% по массе. Кальций встречается только в виде соединений, чаще всего солей кислородсодержащих кислот. Известно около 400 минералов, содержащих данный элемент. Наиболее распространенны различные силикаты и алюмосиликаты, в частности анортит Ca3[Al2Si2O8], диопсид CaMg[SiO6], волластонид Ca[Si3O9], также промышленное значение имеют кальцит (известняк, мрамор, мел) CaCO3, доломит CaMg(CO3)2 фосфорит Ca5(PO4)3(OH, CO3), апатиты Ca5(PO4)3(F, Cl), гипс CaSO4 ∙ 2 H2O, флюорит CaF2 и др. Значительное количество кальция находится в природных водах вследствие существования глобального карбонатного равновесия между практически нерастворимым карбонатом кальция, хорошо растворимым гидрокарбонатом кальция и находящимся в воде и воздухе диоксиде углерода. Заметное количество кальция содержится в организме человека и животных, в частности, гидроксилапатит – в костной ткани позвоночных, карбонат кальция – в раковинах моллюсков, яичной скорлупе.

3. Получение. Кальций получают путем электролиза его расплавленного хлорида.

4. Физические свойства. Кальций – металл серебристо-белого цвета, очень легкий (ρ = 1,55 г./см3), как и щелочные металлы, но несравненно тверже их и имеет гораздо более высокую температуру плавления, равную 851 0С.

5. Химические свойства. Подобно щелочным металлам кальций является сильным восстановителем, что схематически можно изобразить так:







Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет. Как и щелочные металлы, металлический кальций обычно хранят под слоем керосина.

6. Применение кальция основано на следующих моментах: при металлотермическом получении урана, тория, циркония, цезия, рубидия и некоторых лантаноидов из их соединений, для удаления примесей кислорода, азота, серы, фосфора из сталей, бронз и других сплавов, для обезвоживания многих органических жидкостей, очистки аргона от примесей азота, в качестве геттер в вакуумных устройствах, легирующего элемента для алюминиевых сплавов и модифицирующей добавки для магниевых сплавов. Сплавы кальция со свинцом являются антифрикционными материалами в производстве подшипников. Еще большее применение нашли соединения кальция. Например, карбонат кальция применяют в качестве антацидного средства, при повышенной кислотности желудочного сока, хлорид кальция организму необходим для осуществления передачи нервных импульсов, сокращения сердечных и скелетных мышц, для формирования костной ткани, свертывания крови и нормальной деятельности других органов и систем.

7. Метаболизм кальция в организме человека.

К функциям кальция в организме относятся:

структурная (кости, зубы);

сигнальная (внутриклеточный вторичный мессенджер-посредник);

ферментативная (кофермент факторов свертывания крови);

нейромышечная (контроль возбудимости, выделение нейротрансмиттеров, инициация мышечного сокращения).

Главная роль в метаболизме кальция в организме человека принадлежит костной ткани. В костях кальций представлен фосфатами – Са3(РО4)2 (85%), карбонатами – СаСО3 (10%), солями органических кислот – лимонной и молочной (около 5%). Вне скелета кальций содержится во внеклеточной жидкости и практически отсутствует в клетках. В состав плотного матрикса кости, наряду с коллагеном, входит фосфат кальция – кристаллическое минеральное соединение, близкое к гидроксилапатиту Са10(РО4)6(ОН)2. Часть ионов Са2+ замещена ионами Mg2+, незначительная часть ионов ОН- – ионами фтора, которые повышают прочность кости. Минеральные компоненты костной ткани находятся в состоянии химического равновесия с ионами кальция и фосфата сыворотки крови. Клетки костной ткани могут ускорять отложение или, наоборот, растворение минеральных компонентов при локальных изменениях рН, концентрации ионов Са2+, НРО42-, хелатообразующих соединений [6]. В организме взрослого человека содержится 1–2 кг кальция, 98% которого находится в составе скелета [12]. Он составляет около 2% массы тела (примерно 30 моль). В крови уровень кальция – 9–11 мг/100 мл (2,2–2,8 ммоль/л), во внеклеточной жидкости – около 20 мг/100 мл.

В пищевых продуктах кальций содержится в основном в виде фосфата кальция, который и поступает в организм. В природе кальций встречается в виде карбоната, оксалата, тартрата, фитиновой кислоты (в составе злаков).

Дефицит кальция в организме часто связан с малой растворимостью большинства его солей.

С плохой растворимостью солей кальция связывают кальцификацию стенок артерий, образование камней в желчном пузыре, почечных лоханках и канальцах. Формы фосфата кальция по степени возрастания растворимости располагают следующим образом: Са3(РО4)2>СаНРО4>Са(Н2РО4)2.

Фосфаты кальция легко растворяются в желудочном содержимом. Максимальное всасывание кальция происходит в проксимальных отделах тонкого кишечника и уменьшается в дистальных отделах.

Доля усвоения кальция более значительна у детей (по сравнению со взрослыми), у беременных и кормящих. Усвоение кальция снижается с возрастом человека, при дефиците витамина D.

8. Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.

Оксид кальция получают в промышленности обжигом известняка:



CaCO3 → CaO + CO2



Оксид кальция – тугоплавкое вещество белого цвета (плавится при температуре 2570 0С), обладает химическими свойствами, присущими основным оксидам активных металлов (I, табл. II, с. 88) [14].

Реакция оксида кальция с водой протекает с выделением большого количества теплоты:



CaO + H2O ═ Ca (OH)2 + Q




Оксид кальция является основной составной частью негашеной извести, а гидроксид кальция – гашеной извести.

Реакция оксида кальция с водой называется гашением извести.

Оксид кальция применяется в основном для получения гашеной извести.

Гидроксид кальция Ca(OH)2 имеет большое практическое значение. Он применяется в виде гашеной извести, известкового молока и известковой воды.

Гашенная известь – тонкий рыхлый порошок, обычно серого цвета (составная часть гидроксида кальция), немного растворим в воде (1,56 г. растворяется в 1 л воды при 20 0С). Тестообразную смесь гашенной извести с цементом, водой и песком применяют в строительстве. Постепенно смесь твердеет:



Ca (OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O



Известковое молоко – взвесь (суспензия), похожая на молоко. Она образуется при смешивании избытка гашеной извести с водой. Применяют известковое молоко для получения хлорной извести, при производстве сахара, для приготовления смесей, необходимых в борьбе с болезнями растений, для побелки стволов деревьев.

Известковая вода – прозрачный раствор гидроксида кальция, получаемый при фильтровании известкового молока. Используют ее в лаборатории для обнаружения оксида углерода (IV):



Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O



При длительном пропускании оксида углерода (IV) раствор становится прозрачным:


CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2



Если полученный прозрачный раствор гидрокарбонатного кальция нагревают, то снова происходит помутнение:



Ca(HCO3)2 → CaCO3 ↓ + H2O + CO2 ↑



Подобные процессы протекают также и в природе. Если вода содержит растворенный оксид углерода (IV) и действует на известняк, то некоторая часть карбоната кальция превращается в растворимый гидрокарбонат кальция. На поверхности раствор согревается, и из него вновь выпадает карбонат кальция.

8. Гипс. Различают следующие виды гипса: природный – CaSO4 ∙ 2H2O, жженый – (CaSO4)2 ∙ H2O, безводный – CaSO4.

Жженый (полуводный) гипс, или алебастр, (CaSO4)2 ∙ H2O получают при нагревании природного гипса до 150–180 0С:



2 [CaSO4 ∙ 2H2O] → (CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O ↑



Если смешать порошок алебастра с водой, то образуется полужидкая пластическая масса, которая быстро твердеет. Процесс затвердевания объясняется присоединением воды:



(CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O → 2 [CaSO4 ∙ 2H2O]



Свойство жженого гипса затвердевать используют на практике. Так, например, алебастр в смеси с известью, песком и водой применяют в качестве штукатурки. Из чистого алебастра изготавливают художественные изделия, а в медицине его используют для накладывания гипсовых повязок.

Если природный гипс CaSO4 ∙ 2H2O нагревать при более высокой температуре, то выделяется вся вода:



CaSO4 ∙ 2H2O → CaSO4 + 2H2O↑



Образовавшийся безводный гипс CaSO4 уже не способен присоединить воду, и поэтому его назвали мертвым гипсом.

9. Жесткость воды:



Жесткость воды и способы ее устранения

Состав жесткой воды

Вид жидкости

Способы устранения



катионы

анионы

по составу

по способу её устранения



Са 2 +
Mg 2+

НСО-3

карбонатная

временная

1) нагревание 
2) добавка извести 
3) пропускание через ионообменник



Сl -
N0-3
SO42-

некарбонатная

постоянная

1) добавка соды, 
2) пропускание через ионообменник



Сl -
N0-3
SO42-
НСО-3



общая

1) пропускание через ионообменник 

2) добавка соды



IV. Закрепление знаний (5–7 мин.)

1. Что такое гашенная и негашеная известь и где их применяют?

2. Как получают гипс?

3. Расскажите, какие виды жесткости воды Вы знаете?

4. Какой вред здоровью человека могут нанести повышенное содержание ионов кальция и магния в организме человека, а также их недостаток?

5. Какие функции выполняет кальций в организме человека?

6. Каким образом можно устранить карбонатную жесткость?

7. Как избавиться от некарбонатной жесткости?

V. Домашнее задание (2–3 мин.)

Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1–15, § 48,49, решите упражнения 1–4, стр. 132–133 [14].

Для того чтобы выяснить насколько хорошо были усвоены эти два урока и оказывают ли уроки с содержанием экологических знаний благотворное влияние на восприятие учениками нового материала было проведено контрольное тестирование. Тестирование проводилось по 2-м вариантам (Приложение 1), вопросы одного из которых были составлены на основе обычного школьного материала в сочетании с вопросами экологических проблем, связанных с содержанием кальция в организме человека, освещенных в третьей главе.

Результаты тестирования представлены в табл. 3.

Оценка уровня знаний учащихся в 9 классе до и после проведения уроков химии по теме «Кальций и его соединения» с экологическим содержанием.



Таблица 3.

Оценка

Обычный урок

Урок с экологическим содержанием

неудовлетворительно

0

0

удовлетворительно

1

0

хорошо

1

1

отлично

2

3



Анализ результатов эксперимента свидетельствует о недостаточном уровне знаний учащихся по экологии, о повышении интереса учащихся к экологическим проблемам, дополнение уроков химии экологической информацией способствует развитию представлений об охране окружающей природной среды, что в конечном итоге привело к лучшему усвоению химических знаний. После проведения уроков с экологическим содержанием все 4 учеников 9 класса школы с. Карасу получили хорошие и отличные оценки.




Выводы



1. Проведен литературный обзор по теме квалификационной работы.

2. Подобран экологический материал для изучения темы «Кальций и его соединения» в школьном курсе химии 9 классов.

3. Приведена методика проведения урока по выбранной теме с экологическим содержанием.

4. Проведены уроки с содержанием обычной школьной программы и с экологическим уклоном.

5. Литературный обзор и Приложение 1 содержат материал, который учителя могут использовать при проведении уроков по химии в сельской в школе.

6. Задачи и тесты, представленные в Приложении 1, могут быть использованы для контрольных мероприятий.

Результаты проведенного в средней школе с. Карасу эксперимента показали улучшение усвоения материала школьниками, что способствовало развитию экологического воспитания школьников и расширило их познания в области охраны окружающей природной среды




Литература



1. Ефимова Е.В., Чупанова Л.В., Намова Л.Г., Миркин Б.М. Об экологической состовляющей химического образования/ Химия в школе, №9, 2003 г., с. 25–28.

2. Голубкова Г.Л., Степанова В.Н. Экологическое образование в гимназическом пространстве/ Химия в школе, №4, 2008 г., с. 17–24.

3. Бруннер В., Хорнинг Э. и др. Экологическое образование. Методы и примеры. – Опубликовано фондом «Сохраним чистоту Швеции», 1997 г.

4. Моисеев Н.Н. Экология и образование. – М.:, 1996 г.

5. Шаов А.Х. Элементы периодической системы Д.И. Менделеева с точки зрения химической экологии: Справочное пособие. – Н.:, КБГУ, 2003 г., 166 с.

6. Мецлер Д. Биохимия. Химические реакции в животной клетке/В 3 томах, т. 1, М., Мир, 407 с.

7. Кольман Я., Рем К.Г. Наглядная биохимия: Пер. с нем. М., Мир, 2000, 469 с.

8. Маршалл В.Дж. Клиническая биохимия / Пер. с англ. М., СПб, Бином – Невский диалект, 2002, 348 с.

9. Руководство по клинической лабораторной диагностике. Ч. 3. Клиническая биохимия / Под ред. М.А. Базарновой, В.Т. Морозовой. К., Вища школа, 1986, 279 с.

10. Смоляр В.И. Рациональное питание. К., Наукова думка, 1991, 368 с.

11. Клаттер У. Нарушения минерального обмена и костного метаболизма // Терапевтический справочник Вашингтонского университета. Под ред. М. Вудли и А. Уэлан. М., Практика, 1995, с. 502–601.

12. Уайт А., Хендлер Ф., Смит Э., Хилл Р., Леман И. Основы биохимии/ В 3 томах, т. 3, пер. с англ., М., Мир, 1981, 726 с.

13. Чен Т.Х., Раткевич Е.Ю., Алферова Е.А. Методика определения общей жесткости воды / Химия в школе, №5,2000 г., с. 80–81.

14. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия, учебник для 9 класса М.; Просвещение, 2002 г. -192 с.

15. Грамм-Осипова В.Н., Арефьева О.Д. Расчетные задачи с экологическим содержанием / Химия в школе, №7, 2000 г., 59–60.

16. Сведения об экологии в химических задачах / Химия в школе, №6, 2000 г., 55–56.