Wikibooks

Periodiek systeem/Alkalimetalen, biologie en veiligheid

< Periodiek systeem
Werk in uitvoering.
Dit hoofdstuk bevindt zich nog in de opbouwfase.
De auteur ervan heeft zich voorgenomen de genoemde onderwerpen verder uit te werken.
Indien u wilt bijdragen, overleg dan even met t.vanschaik
* Met name de verwijzingen moeten even wachten tot de vertaling van "Alkali metals" klaar is.

Biologie en veiligheid [1]

bewerken

Metalen

bewerken

Metallische alkali-metalen zijn gevaarlijk reactief met lucht en water en moeten verwijderd gehouden worden van warmte, vuur, oxiderende reagentia, zuren, veel organische verbindingen (koolstof-halogeenverbindingen, plastics) en vocht. Ze reageren ook met koolstofdioxide en tetrachloormethaan, waardoor de standaard brandblussers contraproductief werken bij alkali-metaal-branden.[2]

Experimenten worden doorgaans uitgevoerd in een zuurkast met een hoeveelheid die enkele grammen niet te boven gaat. Kleine hoeveelheden lithium kunnen vernietigd worden door ze met koud water te laten reageren, de zwaardere alkalimetalen moeten met een minder reactief reagens opgeruimd worden, bijvoorbeeld propaan-2-ol.[3][4] Alkalimetalen moeten onder olie bewaard worden of in een inerte atmosfeer. Als inerte atmosfeer kan argon gebruikt worden of, behalve voor lithium dat ermee reageert, stikstof.[3] Rubidium en caesium moeten ook beschermd worden tegen lucht, omdat zelfs een kleine hoeveelheid die in de olie kan oplossen aanleiding kan zijn voor een gevaarlijke explosieve reactie. Om dezelfde reden moet kalium ook niet langer dan 6 maanden onder olie in een zuurstof-bevattende atmosfeer bewaard worden.[5][6]

Ionen

bewerken
 
Lithiumcarbonaat

De bio-anorganische chemie van de alkalimetalen is uitgebreid bestudeerd en beschreven.[7] In vaste toestand is de kristalstructuur van een groot aantal alkali-complexen (kleine peptides, nucleïnezuren, koolhydraten en ionofore complexen) bepaald.[7]

Lithium

bewerken

Lithium komt van nature slechts in sporen voor in biologische systemen en heeft ook geen bekende biologische rol, al heeft het wel effecten op het lichaam als het ingeslikt wordt.[8] Lithiumcarbonaat wordt in de psychiatrie toegepast om stemmingsstoornissen te bestrijden (Bipolaire stoornis). Hierbij wordt, hoewel er bijwerkingen zijn, een dagelijkse dosis van 0,5 tot 2,0 gram gebruikt.[8] Excessieve opname van lithium veroorzaakt naast andere symptomen slaperigheid, onduidelijk spreken en kwijlen,[8] en vergiftigd het centraal zenuwstelsel,[8] wat een risico op zich is, omdat de benodigde dosering om een bipolaire stoornis te behandelen slechts weinig lager is dan de giftige dosis.[8][9] De biochemie van lithium, de manier hoe het menselijk lichaam reageert en omgaat met het metaal-ion en studies met ratten en geiten, suggereren dat lithium een essentieel sporen-element is, maar de natuurlijke, biologische rol in het menselijk lichaam is nog niet duidelijk.[10][11]

Natrium

bewerken

Natrium speelt een rol in alle bekende levensvormen. Het vormt een essentieel onderdeel van de elektrolieten (positieve en negatieve eenvoudige ionen) vooral buiten de cel.[12] Natrium is een essentieel voedingsbestanddeel dat een rol speelt in de regeling van het bloedvolume, bloeddruk, het osmotisch evenwicht en de pH; de minimale fysiologische hoeveelheid natrium bedraagt {{nowrap}1=500 mg per dag.[13]}} Natriumchloride (ook bekend als keukenzout) is de voornaamste bron in het voedsel, wordt gebruikt als smaakmaker en conserveermiddel, zoals bij inleggen en pekelen. Het grootste deel is afkomstig van fabrieksmatig klaargemaakt voedsel.[14] De aanbevolen dagelijkse hoeveelheid voor natrium ligt op 1.5 gram per day,[15] maar de meeste mensen in de Verenigde Staten en de Europese Unie gebruiken meer dan 2.3 gram per dag[16] de minimumhoeveelheid die [[w:Hypertensie|hoge bloeddruk bevordert;[17] wereldwijd betekent dit 7,6 miljoen voortijdige overlijdens.[18]

Kalium

bewerken

In der dierlijke en menselijk cel is kalium het voornaamste kation,[19], terwijl natrium dat is buiten de cel.[12] De balans tussen de twee ionen wordt in stand gehouden door ion-transport-eiwitten in het celmembraan. Het actieve transport door de eiwitten zorgt voor een elektrisch potentiaalverschil over het membraan, de membraanpotentiaal.[20] De membraanpotentiaal die ontstaat door het concentratieverschil voor natrium en kalium in en buiten de cel, stelt het membraan in staat een actiepotentiaal te genereren door tijdelijk natrium- en kalium-ionen vrij door te laten. Het potentiaalverschil valt weg of wordt ineens veel kleiner. Deze mogelijkheid van een elektrische ontlading is kritisch voor lichaamsfuncties als neurotransmissie, spiercontractie en hartwerking. [20] Verstoring van de balans natrium/kalium en binnen/buiten de cel kan dus fataal zijn. Zo zal het innemen van een grote hoeveelheid van een kaliumverbinding leiden tot hyperkaliëmie wat een grote invloed heeft op het cardiovasculaire systeem.[21][22] In de VS wordt kaliumchloride gebruikt als de doodstraf voltrokken wordt door middel van een injectie.[21]

Rubidium

bewerken

Ten gevolge van hun vergelijkbare ion-stralen worden rubidium en cesium door het lichaam op dezelfde manier benaderd, en opgenomen, als kalium. Van rubidium is geen biologische rol bekend, maar het kan bevorderend werken op het metabolisme,[23][24][25] en, net als cesium,[23][26] kalium in het lichaam vervangen waardoor hypokaliëmie ontstaat.[23][25] Gedeeltelijke vervanging van kalium door rubidium schijnt goed mogelijk en nauwelijks toxisch: een persoon van 70 kg bevat gemiddeld 3,36 gram rubidium. Een verhoging met een factor 50 tot 100 leidde niet tot negatieve effecten bij de testpersoon.[27] Ratten overleven een vervanging van 50% kalium door rubidium.[25][28] Rubidium en (in veel mindere mate) cesium kunnen als tijdelijke oplosing van een hypokaliëmie ingezet worden. Rubidium kan daarbij zelfs kalium in een aantal systemen kalium fysiologisch adequaat vervangen, cesium is hiertoe niet in staat.[24] Er is enig bewijs via deficiëtie-symptomen dat rubidium in geiten essentieel kan zijn, maar, zelfs als dit waar is, zijn de sporen rubidium in het voer meer dan genoeg.[29][30]

 
Een wielvormig type radiobron met een lange collimator waarmee de straling in een nauwe bundel gericht kan worden. De  -bron is donkerblauw aangegeven in het midden van de bron. De gamma-straling wordt weergegeven door de straal die uit het apparaat komt. Een dergelijke radioactieve bron met ongeveer 93 gram   speelde een rol in het Goiânia-incident.

Cesium

bewerken

Cesiumverbindingen zijn mild toxisch maar komen zelden voor in mensen. Net als rubidium neigt cesium naar het substitueren van kalium, maar door zijn grotere ionstraal is het een slechtere vervanger dan rubidium. [26] Een overmaat aan cesium kan aanleiding gaven tot hypokaliëmie, hartritmestoornissen en acute hartstilstand,[31] maar de hiervoor benodigde hoeveelheden zullen niet snel beschikbaar zijn vanuit natuurlijke bronnen.[32] Als zodanig is cesium geen belangrijke chemische verontreiniging.[32] De LD50-waarde voor cesiumchloride in muizen is 2,3 gram/kg wat vergelijkbaar is met de waarden voor natrium- en kaliumchloride.[33] Cesiumchloride is gepromoot als alternatieve kanker-therapie,[34] maar is in verband gebrahct met de dood van 50 patienten bij wie het als anti-kankermedicijn was toegepast in een wetenschappelijk niet gevalideerd onderzoek.[35]

Radioisotopen van cesium behoeven speciale voorzorgsmaatregelen. Het onoordeelkundig omgaan met cesium-137, een bron van gammastraling kan leiden tot het vrijkomen van het radio-isotoop en stralingsschade. Waarschijnlijk het meest bekende ongeluk hiermee was het Goiânia-incident in 1987. Een onzorgvuldig tot afval verklaarde bron van gamma-straling, afkomstig uit een verlaten ziekenhuid in de stad Goiânia in Brazilië, bevatte een kleine 100 gram cesium-137. De bron werd op de vuilstortplaats ondekt en het (door de eigen straling) oplichtende cesiumzout werd verkocht aan nieuwsgierige, maar niet ter zake deskundige, kopers. Dit leidde tot vier doden en een groot aantal gewonden ten gevolge van blootstelling aan de straling. Samen met cesium-134, jood-131 en strontium-90 was cesium-137 een van de isotopen die vrijgekomen zijn in de kernramp van Tsjernobyl en de grootste gezondheidsrisico's vertegenwoordigden.[36] De bij die ramp mogelijk ook vrijgekomen isotopen van francium zouden, door hun hoge verval-energie gevaarlijk kunnen zijn, maar geen ervan is (als het al het geval was) in groot genoege hoeveelheden ontstaan om enig serieus risico te vormen.[37]


  1. ↑ Deze pagina is een vertaling van de tekst in het lemma Alkali metal op de Engelse Wikipedia, paragraaf "Biological role and precautions" zoals deze op 1juli 2023 aanwezig was.
  2. ↑ Robert E. Solomon: Fire and Life Safety Inspection Manual  p. 459 Uitgever: Jones & Bartlett Learning ISBN 978-0-87765-472-8
  3. ↑ 3,0 3,1 Standard Operating Procedure: Storage and Handling of Alkali Metals. Oregon State University (2013).
  4. ↑ R. J. Angelici: Synthesis and Technique in Inorganic Chemistry Uitgever: University Science Books ISBN 978-0-935702-48-4
  5. ↑  Chemical risk analysis: a practical handbook  p. 215 ISBN 978-1-903996-65-2
  6. ↑ Wray, Thomas K.. Danger: peroxidazable chemicals. Environmental Health & Public Safety (North Carolina State University).
  7. ↑ 7,0 7,1  The Alkali Metal Ions: Their Role in Life Uitgever: Springer ISBN 978-3-319-21755-0
  8. ↑ 8,0 8,1 8,2 8,3 8,4 Winter, Mark. WebElements Periodic Table of the Elements | Lithium | biological information. Webelements.
  9. ↑ Gray, Theodore. Facts, pictures, stories about the element Lithium in the Periodic Table. theodoregray.com.
  10. ↑ Howland, Robert H. (September 2007). Lithium: Underappreciated and Underused?. Psychiatric Annals 37 (9): 13–17. PMID: 17848039. DOI: 10.3928/00485713-20070901-06.
  11. ↑ Zarse, Kim; Terao, Takeshi; Tian, Jing; Iwata, Noboru; Ishii, Nobuyoshi; Ristow, Michael (August 2011). Low-dose lithium uptake promotes longevity in humans and metazoans. European Journal of Nutrition 50 (5): 387–9. PMID: 21301855. PMC: 3151375. DOI: 10.1007/s00394-011-0171-x.
  12. ↑ 12,0 12,1 Winter, Mark. WebElements Periodic Table of the Elements | Sodium | biological information. WebElements.
  13. ↑ Sodium. Northwestern University.
  14. ↑ Sodium and Potassium Quick Health Facts.
  15. ↑ Dietary Reference Intakes: Water, Potassium, Sodium, Chloride, and Sulfate. Food and Nutrition Board, Institute of Medicine, United States National Academies (11 February 2004).
  16. ↑  Dietary Guidelines for Americans, 2010  (7th)  p. 22 ISBN 978-0-16-087941-8
  17. ↑ Geleijnse, J. M.; Kok, F. J.; Grobbee, D. E. (2004). Impact of dietary and lifestyle factors on the prevalence of hypertension in Western populations. European Journal of Public Health 14 (3): 235–239. PMID: 15369026. DOI: 10.1093/eurpub/14.3.235. Gearchiveerd van origineel op 1 August 2018. Geraadpleegd op 30 August 2017.
  18. ↑ Lawes, C. M.; Vander Hoorn, S.; Rodgers, A. (2008). Global burden of blood-pressure-related disease, 2001. Lancet 371 (9623): 1513–1518. PMID: 18456100. DOI: 10.1016/S0140-6736(08)60655-8. Gearchiveerd van origineel op 28 January 2012.
  19. ↑ Winter, Mark. WebElements Periodic Table of the Elements | Potassium | biological information. WebElements.
  20. ↑ 20,0 20,1 Hellgren, Mikko; Sandberg, Lars; Edholm, Olle (2006). A comparison between two prokaryotic potassium channels (KirBac1.1 and KcsA) in a molecular dynamics (MD) simulation study. Biophys. Chem. 120 (1): 1–9. PMID: 16253415. DOI: 10.1016/j.bpc.2005.10.002.
  21. ↑ 21,0 21,1 Seth Schonwald: Medical toxicology Uitgever: Lippincott Williams & Wilkins ISBN 978-0-7817-2845-4
  22. ↑  Emergency medicine secrets  p. 223 Uitgever: Elsevier Health Sciences ISBN 978-1-56053-503-4
  23. ↑ 23,0 23,1 23,2 Winter, Mark. WebElements Periodic Table of the Elements | Rubidium | biological information. Webelements.
  24. ↑ 24,0 24,1 Relman, A. S. (1956). The Physiological Behavior of Rubidium and Cesium in Relation to That of Potassium. The Yale Journal of Biology and Medicine 29 (3): 248–62. PMID: 13409924. PMC: 2603856.
  25. ↑ 25,0 25,1 25,2 Meltzer, H. L. (1991). A pharmacokinetic analysis of long-term administration of rubidium chloride. Journal of Clinical Pharmacology 31 (2): 179–84. PMID: 2010564. DOI: 10.1002/j.1552-4604.1991.tb03704.x. Gearchiveerd van origineel op 9 July 2012.
  26. ↑ 26,0 26,1 Winter, Mark. WebElements Periodic Table of the Elements | Caesium | biological information. WebElements.
  27. ↑ Fieve, Ronald R.; Meltzer, Herbert L.; Taylor, Reginald M. (1971). Rubidium chloride ingestion by volunteer subjects: Initial experience. Psychopharmacologia 20 (4): 307–14. PMID: 5561654. DOI: 10.1007/BF00403562.
  28. ↑ Follis, Richard H., Jr. (1943). Histological Effects in rats resulting from adding Rubidium or Cesium to a diet deficient in potassium. American Journal of Physiology. Legacy Content 138 (2): 246. DOI: 10.1152/ajplegacy.1943.138.2.246.
  29. ↑ Michele M. Gottschlich: (2001) The Science and Practice of Nutrition Support: A Case-based Core Curriculum  p. 98 Uitgever: Kendall Hunt ISBN 978-0-7872-7680-5
  30. ↑  (2004) Nutrition  p. 499 Uitgever: Jones & Bartlett Learning ISBN 978-0-7637-0765-1
  31. ↑ Melnikov, P.; Zanoni, L. Z. (June 2010). Clinical effects of cesium intake. Biological Trace Element Research 135 (1–3): 1–9. PMID: 19655100. DOI: 10.1007/s12011-009-8486-7.
  32. ↑ 32,0 32,1 Pinsky, Carl; Bose, Ranjan; Taylor, J. R.; McKee, Jasper; Lapointe, Claude; Birchall, James (1981). Cesium in mammals: Acute toxicity, organ changes and tissue accumulation. Journal of Environmental Science and Health, Part A 16 (5): 549–567. DOI: 10.1080/10934528109375003.
  33. ↑ Johnson, Garland T.; Lewis, Trent R.; Wagner, D. Wagner (1975). Acute toxicity of cesium and rubidium compounds. Toxicology and Applied Pharmacology 32 (2): 239–245. PMID: 1154391. DOI: 10.1016/0041-008X(75)90216-1.
  34. ↑ Sartori, H. E. (1984). Cesium therapy in cancer patients. Pharmacol Biochem Behav 21 (Suppl 1): 11–13. PMID: 6522427. DOI: 10.1016/0091-3057(84)90154-0.
  35. ↑ Wood, Leonie. 'Cured' cancer patients died, court told. The Sydney Morning Herald (20 November 2010).
  36. ↑  (1988) The Radiological Accident in Goiânia Uitgever: IAEA
  37. ↑ Price, Andy (20 December 2004). Francium.
Informatie afkomstig van https://nl.wikibooks.org Wikibooks NL.
Wikibooks NL is onderdeel van de wikimediafoundation.