Презентация на тему "Елементи головних пiдгруп"

Включить эффекты
1 из 64
Смотреть похожие
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
3.2
2 оценки

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Презентация для школьников на тему "Елементи головних пiдгруп" по химии. pptCloud.ru — удобный каталог с возможностью скачать powerpoint презентацию бесплатно.

Содержание

  • Слайд 1

    ТЕМА:ЕЛЕМЕНТИ ГОЛОВНИХ ПІДГРУП І-ІІІ ГРУП (ПСЕ) І група періодичної системи Менделєєва. Головна підгрупа. Загальна характеристика елементів. Хімічні властивості, застосування а) Літій, Натрій, Кадмій та їх сполуки 2. ІІ група періодичної системи Менделєєва. Головна підгрупа. Загальна характеристика елементів. Хімічні властивості, застосування а) Берилій, Магній, Кальцій та їх сполуки б) Твердість води 3. ІІІ група періодичної системи Менделєєва. Головна підгрупа. Загальна характеристика елементів. Хімічні властивості, застосування а) Бор, Алюміній та їх сполуки

  • Слайд 2

    І група періодичної системи Менделєєва ГОЛОВНА ПІДГРУПА Загальнахарактеристикаелементів

  • Слайд 3

    Електронна будова елементів Металічні (відновні) властивості елементів збільшуються в ряді Li—Na—К—Rb—Cs, оскільки зменшується енергія іонізації (зі зростанням радіуса атома енергія зв'язку валентного електрона з ядром знижується). Атоми елементів головної підгрупи І групи періодичної системи мають на зовнішньому електронному рівні по одному s-електрону (ns1), що обумовлює характер їхньої хімічної взаємодії. Всі ці елементи — типові метали, що проявляють постійний ступінь окиснення (+1). Атоми легко віддають єдиний валентний електрон, набуваючи стійкої електрон­ної конфігурації інертного газу. Цим пояснюється висока відновна здатність цих елементів.

  • Слайд 4

    Фізичні властивості

  • Слайд 5

    Знаходження в природі Літій досить широко розповсюджений. Кількість літію в земній корі досягає 0,002 ат. %. Для одержання літію величезну цінність мають мінерали сподулін LiAl[Si2O6] і амблігонітLiAl(PO4)F. Рубідій, цезій і францій у чистому вигляді не зустрічаються. Рубідій і цезій у невеликих кількостях містяться в мінералах калію (у вигляді домішок). Францій — елемент, отриманий штучно, тому в природі не зустрічається. Натрій входить до числа найпоширеніших елементів — 2,0 ат. %. Він входить до складу безлічі мінералів (у тому числі природних силікатів), серед яких найважливішими є кам'яна сіль NaCl, мірабіліт Na2SO4 • 10Н2О, кріоліт Na3AlF6, бура Na2B4O7 • 10Н2О та ін. Найважливіші мінерали калію — сильвін КС1, карналіт KCl• MgCl2 • 6H2O, каїніт KCl• MgSO4 • 3H2O.

  • Слайд 6

    Хімічні властивості Основні властивості оксидів посилюються в ряді Li2О — Na2O — К2О — Rb2O — Cs2O. Пероксиди лужних металів — сильні окисники, відновленням яких одержують відповідні оксиди. Водневі сполуки лужних металів — гідриди — мають загальну формулу RH. Атоми елементів у молекулах гідридів зв'язані іонним зв'язком. Лужні метали є сильними відновниками (у ряді напруг металів посідають перші місця). Відновна активність збільшується в міру зростання заряду ядра, тобто в ряді Li— Na—К—Rb—Cs найкращим відновником є Цезій. Віддаючи валентні електрони, елементи підгрупи Літію отримують ступінь окиснення +1. Реакційна здатність лужних металів є винятково високою, причому у напрямку від Li до Cs вона зростає. 2Ме + 2Н2О = 2МеОН + Н2 Ме2О + Н2О = 2МеОН

  • Слайд 7

    Літій — високоактивний метал, тому більшість реакцій, у які він вступає, протікають украй бурхливо. На повітрі свіжий розріз літію відносно швидко покривається темно-сірою плівкою з продуктів взаємодії з киснем і азотом повітря: Літій досить активно взаємодіє з рядом складних речовин (вуглекислим газом, водою, аміаком та ін.). Реакція з водою й аміаком проходить із витісненням водню: Ще легше, ніж з водою, літій взаємодіє з кислотами: 2nLi + 2НnА = 2LinOH + nН2. 2Li + 2Н2O = 2LiOH+ Н2↑ 2Li + 2NН3= 2LiNH2+ Н2↑ 4Li + O2 = 2Li2O 6Li + N2 = 2Li3O Нітрит літія t0 2Li + 2C → Li2C2 Літій карбід t0 2Li + S → Li2S (реакцій йде з вибухом) t0 2Li + H2 → 2Li2H

  • Слайд 8

    Натрій оксид одержують тільки непрямим шляхом — нагріванням (t = 180 °С) металу при нестачі кисню: 3Na + О2= 2Na2O або нагріванням натрій пероксиду з надлишком натрію при відсутності кисню: Na2О2+ 2Na = 2Na2O Натрій активно реагує з галогенами. В атмосфері хлору він займається, з рідким бромом реагує поверхово, з йодом реакція йде тільки при нагріванні. Загальна схема реакції: 2Na + Hal2= 2NaHal Натрій — один із найактивніших металів. На повітрі він миттєво окиснюється, покриваючись пухким пористим шаром продуктів окиснювання. У зв'язку з цим натрій необхідно зберігати або в запаяному посуді, або під шаром гасу або парафіну. При нагріванні на повітрі легко загоряється, причому продуктом горіння є не оксид, а пероксид і супероксид натрію: 3Na + 2О2= Na2O2 + NaO2

  • Слайд 9

    На відміну від літію, натрій реагує з азотом і вуглецем тільки при нагріванні: t0 6Na + N2 → 2Na3N t0 2Na + 2C → Na2C2 У реакціях зі складними речовинами Натрій проявляє відновні властивості. У результаті або утворюються вільні метали (у випадку взаємодії з оксидами або солями), або виділяється водень (реакція з водою або аміаком): Na + CaO = Ca + Na2O 6Na + A12(SO4)3 = 3Na2SO4 + 2A1 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2↑

  • Слайд 10

    НАТРІЙ ОКСИД І НАТРІЙ ПЕРОКСИД Натрій пероксид Na2O2 — продукт взаємодії металу з киснем. Пероксид натрію піддається гідролізу відповідно до схеми: Na2O2 + 2Н2О ↔ 2NaOH+ Н2О2 Найхарактернішою властивістю Na2O2 є його взаємодія з вуглекислим газом, у результаті чого виділяється кисень: 2Na2O2 + 2СО2 = 2Na2CO3 + O2↑ СПОЛУКИ НАТРІЮ Оксиліт — технічна назва натрій пероксиду (чистого або такого, що включає домішки, хлорного вапна з додаванням солей нікелю або міді). Він широко застосовується для одержання кисню (реакція взаємодії з водою): Na2O2 + 2Н2О ↔ 2NaOH+ Н2О2; 2Н2О2 = 2Н2О + О2↑ Це типовий основний оксид, що має чітко виражені основні властивості. Він активно реагує з водою, кислотами й кислотними оксидами: Na2O + Н2О = 2NaOH+ Q Na2O + 2НС1 = 2NaCl+ Н2О Na2O + SO3= 2Na2SO4 Натрій оксид Na2О — тверда біла речовина, одержувана з натрій пероксиду в такий спосіб: Na2O2+ 2Na = 2Na2O

  • Слайд 11

    Хімічні властивості NaOH— сильна основа, добре розчинна у воді. У водному розчині гідроксид натріюдисоціює на іони металу й гідроксид-іони: NaOH↔Na+ + ОН- Розчинення NaOH — екзотермічний процес, що протікає з виділенням великої кількості енергії. НАТРІЙ ГІДРОКСИД Одержання Лабораторний спосіб одержання NaOH— розчинення натрію у воді: 2Na + 2Н2О = 2NaOH+ Н2 Також можна розчиняти оксид або пероксид натрію: Na2O + Н2О = 2NaOH Na2O2 + 2Н2О = 2NaOH+ Н2О2 Промислові методи одержання NaOHподіляють на хімічні й електрохімічні.

  • Слайд 12

    Продукти взаємодії гідроксид натрію з неметалами досить різноманітні: 2NaOH+ С12 ↔ NaCl+ NaOCl+ Н2О 2NaOH+ Si + Н2О = Na2SiО3 + 2H2↑ 6NaOH+ 3S ↔ Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O На повітрі гідроксид натріюпоглинає вуглекислий газ відповідно до схеми: 2NaOH+ СО2= Na2CO3 + Н2О NaOHпроявляє високу хімічну активність. Він вступає у взаємодію як із простими, так і зі складними речовинами. Гідроксид натрію, подібно до інших гідроксидів, реагує з кислотними оксидами, кислотами й солями: 2NaOH + SO3 = Na2SO4 + Н2О NaOH + НСl = NaCl + H2O 2NaOH + CaCl2 = Ca(OH)2 + 2NaCl

  • Слайд 13

    Натрієві солі різних кислот мають величезне промислове значення. Серед них найширше використовуються натрій хлорид, а також нітрат, карбонат і сульфат. Натрій хлорид NaCl(кухонна сіль) — кристалічна речовина, прекрасно розчинна у воді. Ця сполука у величезних кількостях використовується у їжі, а крім того, — у промисловості (для одержання їдкого натру, соди, хлору, хлоридної кислоти й ін.). Важливою сферою застосування NaClє медицина. Ізотонічний (фізіологічний) розчин (0,85%-вий водний розчин NaCl) використовується як кровозамінна рідина при крововтратах і явищах шоку. Натрій хлорид NаCl або кухонна сіль. Біла тверда речовина, присутня у морській воді та кам‘яній солі. При розчиненні у воді утворює розсоли, які використовують для одержання гідроксиду натрію, а також для зберігання харчових продуктів і як приправа до їжі.

  • Слайд 14

    Натрій сульфат Na2SO4 у техніці зветься просто «сульфат» й у великих кількостях використовується в скляній промисловості. 2NaCl+ H2SO4 = Na2SO4 + 2НС1 Кристалогідрат Na2SO4 • 10Н2О (мірабіліт, або глауберова сіль) — сполука, що широко використовується в медицині як проносне і протиотрута при отруєннях солями свинцю, барію, креозотом, фенолом та ін. Крім того, мірабіліт знаходить застосування в скляному й содовому виробництві. Натрій утворює дві солі карбонатної кислоти — карбонат (Na2CO3) і бікарбонат (NaHCO3). Обидві вони знайшли широке практичне застосування. Питна сода NaHCO3, на відміну від бікарбонатів інших лужних металів, малорозчинна у воді. Вона використовується в харчовій промисловості й у медицині. У промисловості NaHCO3одержують аміачним способом — насичують концентрований розчин NaClаміаком: і вуглекислим газом: NaCl+ NH3 + СО2+ Н2О = NaHCO3↓ + NH4C1

  • Слайд 15

    Хімічно чисту питну соду одержують, пропускаючи вуглекислий газ через водний розчин натрій карбонату: Na2CO3 + СО2• Н2О = 2NaHCO3 Кальцинована (NaHCO3) і кристалічна (Na2CO3x 10H2O) сода використовуються у багатьох галузях промисловості, і їхнє виробництво становить кілька десятків мільйонів тонн нарік. Соду, що випала в осад, відокремлюють фільтруванням. Якщо отриманий осад прокалити, то утворюється кальцинована сода (процес кальцинації): 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2↑ + Н2О Активно використовується натрій нітрат NaNO3 (переважно як мінеральне добриво). Одержання NaNO3 не є самостійним промисловим виробництвом. Як правило, його одержують як побічний продукт азотнокислотного виробництва в результаті поглинання гідроксидом натрію оксидів азоту з вихідних газів.

  • Слайд 16

    Натрій карбонат Na2CO3 або кальцинована сода Біла тверда речовина, яка розчиняється у воді, утворюючи лужний розчин. Її гідрат (Na2CO3∙ 10Н2О) називаютьпральною содою абокристалічноюсодою. Використовується Na2CO3 у виробництві скла та в солях для ванн. Натрій гідрокарбонат NaНCO3 Називають ще бікарбонатом натрію або питтєвою содою. У воді утворює слабко лужний розчин. NaНCO3 використовують в хлібопекарні, а також як антацид для зменшення диспепсії.

  • Слайд 17

    Калій, Рубідій, Цезій і Францій об'єднують в одну підгрупу, оскільки вони є повними електронними аналогами. Відмінність їхніх властивостей від Літію й Натрію базується на істотній різниці радіусів їхніх атомів (елементи підгрупи Калію мають електронний d-підрівень, тоді як Натрій і Літій не мають його). Так, для них нехарактерним є утворення комплексних сполук і кристалогідратів. Калій, як і Натрій, був відкритий англійським хіміком Г. Деві в 1807 р. У тому ж році елемент був виділений у вільному стані. Рубідій і Цезій були відкриті Р. Бунзеном у 1861 і 1860 р. Францій — елемент, отриманий штучно Маргаритою Перей у 1939 р.

  • Слайд 18

    КАЛІЙ ТА СПОЛУКИ КАЛІЮ Калій і його аналоги активно окиснюються на повітрі, покриваючись плівкою із продуктів реакції: 3К + 2О2 = К2О2 + КО2 Окиснювання рубідію й цезію супроводжується їхнім самозапалюванням: Rb + O2 = RbO2 Cs + O2 = CsO2 Щоб уникнути окиснювання, ці речовини зберігають у запаяних посудинах або під шаром хімічно інертної речовини (парафіну, гасу тощо). Калій та його аналоги активно взаємодіють із галогенами відповідно до схеми: 2Е + Hal2 = 2EHal Калій і його аналоги легко взаємодіють з неметалами (сульфуром, гідрогеном та ін.): Е + нeMet = EHeMet Реакція з металами протікає з утворенням інтерметалічних сполук. К, Rbі Cs вступають у реакцію з водою, причому набагато більш бурхливо, ніж Na і ІН. Так, калій самозаймається, а реакція рубідію й цезію протікає з вибухом: 2Met + 2Н2О = 2MetOH+ Н2↑

  • Слайд 19

    Калій і його аналоги при згорянні в повітрі утворюють надпероксидиMetO2, Пероксиди Met2O2і оксиди Met2O цих елементів можна одержати тільки непрямим шляхом, наприклад:КО2 + 3К = 2К2О Пероксиди й надпероксиди є сильними окисниками. Вони легко відновлюють кисень не тільки з води, але й із розведених кислот: 2KO2 + H2SO4(розб.) = K2SO4 + H2O2 + O2 Оксиди елементів підгрупи Калію (К2О — білий, Rb2O — жовтий, CsO- жовтогарячий) — типові основні оксиди. Вони активно взаємодіють із водою з утворенням лугів, а також з кислотними оксидами й кислотами: K2O + H2O = 2KOH Rb2O + SO3 = Rb2SO4 Cs2O + 2НС1 = 2СsС1 + Н2О

  • Слайд 20

    Гідроксиди калію і його аналогів — безбарвні гігроскопічні речовини, добре розчинні у воді. Розчинення супроводжується виділенням великої кількості теплоти. При цьому відбувається дисоціація лугу відповідно до схеми: MetOH↔ Мet+ + ОН- Гідроксидкалію КОН абоїдкекалі Сильний луг. Реагує з кислотою утворюючи сіль та воду. Застосовується у виробництві мила.

  • Слайд 21

    Калій сульфат K2SO4— один з найважливіших реагентів у скляній промисловості. Його одержання є або побічним процесом при одержанні хлоридної кислоти, або полягає у виділенні із природних мінералів. Нітрати аналогів калію — легкоплавкі, добре розчинні у воді сполуки. Практичне застосування знайшов калій нітрат KNO3 — калійна, або індійська селітра.

  • Слайд 22

    Електронна будова елементів Елементи головної підгрупи, П групи періодичної системи поділяють на дві групи: типові елементи (Be і Mg) і лужноземельні метали, або елементи підгрупи Кальцію (Са, Sr, Ва, На). Свою назву лужноземельні метали отримали завдяки тому, що алхіміки називали їх оксиди землі. Фізичні властивості елементів

  • Слайд 23

    Берилій зустрічається в природі досить рідко. Його кількість у земній корі не перевищує 0,001 ат. %. Найважливішими мінералами берилію є берил Be3Al2[SiO3]6, фенактитBe2[SiО4] та ін. Прозорі кристали берилу, забарвлені різними домішками, є дорогоцінними каменями, наприклад: зелений смарагд, блакитний аквамарин та ін. Сполуки Магнію зустрічаються не тільки в складі мінералів і гірських порід, але й у водах морів і океанів, в організмах тварин і рослин. У природі Магній зустрічається у вигляді мінералів (магнезиту MgCO3 і доломіту СаСО3 • MgCO3), а також легко­розчинного у воді мінералу карналіту КС1 • MgCl2 • 6Н2О. Знаходження у природі

  • Слайд 24

    Кількість Кальцію у земній корі наближається до кількості Магнію (1,5 ат. %). Він входить до складу багатьох силікатних порід, однак більша частина Кальцію зв'язана у вуглекислі й сірчанокислі солі. Відповідними мінералами є кальцит СаСО3 і ангідрит CaSO4. Стронцій і Барій також зустрічаються в природі у вигляді сірчанокислих і вуглекислих мінералів. Найважливішими з них є стронціаніт SrСO3, целестин SrSO4, вітерит ВаСО3, барит (важкий шпат) BaSO4. Радій у природі зустрічається у вигляді супутнього елемента в уранових рудах. CaSO4зустрічається в природі у вигляді гіпсу CaSO4 • 2Н2О. Крім того, велика кількість кальцію знаходиться у вигляді мінералу флюориту (CaF2). Різновидами кальциту є крейда й вапняк. їхні поклади величезні й часто утворюють цілі гірські хребти. Значно рідше можна зустріти мармур — окристалізовану форму СаСО3.

  • Слайд 25

    Берилій і його аналоги — типові метали. Вони проявляють себе як сильні відновники. У сполуках ці елементи переважно мають ступінь окиснення, що дорівнює +2. Хімічна активність елементів посилюється від Берилію до Барію. Це обумовлено збільшенням радіусів атомів елементів. Хімічні властивості Берилій за своїми властивостями істотно відрізняється від інших елементів підгрупи. Він швидше нагадує Алюміній, що обумовлено діагональною подібністю елементів періодичної системи. Відмінність хімічних властивостей Берилію пояснюється меншим радіусом атома й більшим значенням енергії іонізації.

  • Слайд 26

    Для всіх елементів підгрупи характерні такі хімічні властивості: 1. Горіння: Met + О2= MetO (для Барію можливий продукт сполуки ВаО2). 2. Взаємодія з водою: Met + 2Н2О = Ме(ОН)2+ Н2↑ 3. Взаємодія з воднем: Met + Н2= MetH2, а також реакції з галогеном, азотом, сіркою й вуглецем. 4. Проявляють схильність до утворення комплексних сполук як катіонного, так і аніонного характеру. Оксигеновмісні сполуки Берилію і його аналогів (оксиди й гідроксиди) мають основний характер. У ряді ВеО — MgO— СаО — SrO— ВаО хімічна активність оксидів збільшується зліва направо. Розчинність відповідних гідроксидів збільшується в тому ж напрямку (Mg(OH)2 — нерозчинна основа, Са(ОН)2— малорозчинна, Ва(ОН)2 добре розчиняється у воді).

  • Слайд 27

    БЕРИЛІЙ. СПОЛУКИ БЕРІЛІЮ Хімічні властивості Берилій є типовим амфотерним елементом. Берилій проявляє подібність із елементом, що стоїть в періодичній системі по діагоналі від нього, — Алюмінієм. Як елемент головної підгрупи II групи Берилій у сполуках має валентність, що дорівнює двом. У звичайних умовах Берилій досить інертний, оскільки пасивується на повітрі. Утворена оксидна плівка заважає протіканню реакцій Берилію. Однак при нагріванні він горить у кисні з утворенням двох продуктів горіння: 3Ве + 2О2= 2ВеО + ВеО2 Реакції із сіркою й азотом також протікають при нагріванні: Be + S = BeS 3Ве + N2 = Be3N2 Величезне значення має здатність берилію утворювати інтерметалічні сполуки — бериліди.

  • Слайд 28

    Бериліди d-елементів (ТіВе12, ТаВе12, NbB11 та ін.) украй тугоплавкі й стійкі до дії окисників навіть при температурах близько 1500 °С. Берилій (II) гідроксид — нерозчинна у воді основа амфотерної природи. Ве2++ 2ОН- ↔ Ве(ОН)2 ↔ Н2ВеO2 ↔ 2Н++ ВеО22- Відповідно до своєї амфортерної природи берилій (II) гідроксид розчиняється й у кислотах, і в лугах (переважно сильних). Солі берилієвої кислоти називаються берилати. Оскільки берилієва кислота слабка, то берилати піддаються гідролізу за аніоном. Всі сполуки берилію отруйні навіть у малих дозах. Більша частина сполук Берилію (II) — білі кристалічні. речовини, переважно полімерні. Чимало з них добре розчиняються у воді, утворюючи при цьому аквакомплекси [Ве(Н2О)4]2+. Берилій (II) оксид ВеО— тугоплавка кристалічна сполука. Має амфотерну природу: при сплавлянні взаємодіє і з основними, і з кислотними оксидами: 2B2O + SiO2 = Be2SiO4 Na2O + ВеО= Na2BeO2

  • Слайд 29

    Горіння магнію описується наступним рівнянням: 2Mg + О2 = 2MgO + Q При цьому виділяється така велика кількість теплоти, що горіння триває навіть в СО2 атмосфери й водяній парі: t0 2Mg + CО2 → MgO+ С t0 Mg + H2O → MgO+ H2↑ МАГНІЙ. СПОЛУКИ МАГНІЮ Хімічні властивості Магній належить до активних металів, хоча його активності значною мірою перешкоджає захисна оксидна плівка. Після її знищення магній здатний у звичайних умовах вступати в реакції із цілим рядом неметалів: киснем повітря, азотом, фосфором, сіркою, галогенами.

  • Слайд 30

    Взаємодія магнію з азотом супроводжує горіння на повітрі: 3Mg + N2 = Mg3N2 Магній активно взаємодіє з фосфором з утворенням фосфіду магнію: 3Mg + 2P = Mg3P2 Реакція з галогенами протікає відповідно до загальної схеми: Mg + Hal2 = MgHal2 При цьому з F2 iвологим С12 магній реагує на холоді, оскільки ці реакції екзотермічні. Магній активно взаємодіє з кислотами. Розчинення не відбувається тільки в концентрованій сульфатній кислоті, що пасивує магній. Процес розчинення магнію в кислотах описується наступним рівнянням: Mg + 2НС1 = MgCl2 + H2↑

  • Слайд 31

    Наприклад, у ряді сполук Магнію з елементами III періоду зліва направо відбувається зменшення частки металевого й збільшення частки іонного зв'язку: Mg3Al2 — Mg2Si — Mg3P2 — MgS— MgCl2. Більшість солей магнію розчинні у воді. Ті з них, які піддаються гідролізу, створюють слабколужне середовище. Магній — метал, одержання якого обходиться досить дешево. У поєднанні з його прекрасними відновними здатностями це дозволяє використовувати магній як економічний і доступний відновник рідкісних металів: 3Mg + В2О3 → 3MgO+ 2В 2Mg + ZrCl4 = 2MgCl2+ Zr Всі сполуки Магнію мають основний характер. Ступінь окиснення Магнію у всіх його стійких сполуках дорівнює +2. Будова бінарних сполук залежить від природи більш електронегативного елемента. Чим менше електронегативний елемент пов'язаний з Магнієм, тим меншою є частка іонного зв'язку в сполуці.

  • Слайд 32

    Магній оксид MgO(палена магнезія) — біла кристалічна речовина. Дуже тугоплавкий (tпл.= 2800 °С). У воді розчиняється повільно, з утворенням магній гідроксиду: MgO+ Н2О = Mg(OH)2 У лабораторії магній оксид одержують шляхом спалювання металевого магнію (у вигляді порошку або магнієвої стрічки) або прожарюванням магній гідроксиду: 2Mg + O2 =2MgO t0 Mg(OH)2 → MgO+ Н2О Промисловий метод одержання магній оксиду полягає в термічному розкладанні його карбонату: t0 MgCO3→ MgO+ CO3↑ У кислотах MgOрозчиняється дуже добре з утворенням солей: MgO+ 2НС1 = MgCl2 + Н2О Оскільки MgOє типовим основним оксидом, він при нагріванні активно взаємодіє з кислотними оксидами: MgO + SiO2 = MgSiO3

  • Слайд 33

    Магній гідроксид Mg(OH)2 — нерозчинна у воді речовина білого кольору. Легко розчиняється в кислотах: Mg(OH)2 + 2НС1 = MgCl2 + 2Н2О Mg(OH)2 у вигляді суспензії легко розчиняється при пропущеній через неї вуглекислого газу: Mg(OH)2 + СО2 = MgCO3↓ + Н2О MgCO3 + СО2 + Н2О = Mg(HCO3)2 Завдяки цій здатності, магній гідроксиду можна домогтися його розчинення у воді, додаючи в неї солі амонію. На наведеній реакції ґрунтується один із способів якісного й кількісного визначення іонів фосфорної кислоти: MgCl2 + 3NH3 • Н2О + Н3РО4 = MgNH4PO4↓ + 2NH4C1 + 3Н2О Магній гідроксид розчиняється в розчині аміаку: Mg(OH)2 + 2NH4+= Mg2+ + 2NH3 • H2O Одержання магній гідроксиду ґрунтується на обмінній реакції розчинних солей магнію з гідроксидами лужних металів або амонію: MgCl2 + 2LiОН = Mg(OH)2↓ + 2LiC1 MgCl2 + 2NH3 • H2O = Mg(OH)2↓ + 2NH4C1 Наявність у розчині іонів Mg+ надає йому гіркого присмаку.

  • Слайд 34

    ПІДГРУПА КАЛЬЦІЮ Підгрупу Кальцію (підгрупу лужноземельних металів) складають Кальцій, Стронцій, Барій і Радій. Виділення їх в окрему підгрупу обумовлене значно більшими атомними радіусами й меншими енергіями іонізації, ніж у типових елементів — Берилію й Магнію. Хімічні властивості Лужноземельні метали поступаються за активністю лужним, але однаково вважаються дуже активними металами. Вони енергійно взаємодіють із активними неметалами у звичайних умовах і з менш активними — при нагріванні:

  • Слайд 35

    Сполуки (карбіди, сульфіди, нітриди й фосфіди) піддаються гідролізу з утворенням погано розчинного у воді кальцій гідроксиду: СаС2+ 2Н2О = Са(ОН)2+ С2Н2↑ Sr3N2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2+ 2NH3↑ При нагріванні лужноземельні метали взаємодіють з іншими металами з утворенням сплавів, у складі яких виділяють ряд інтерметалідів. Наприклад, кальцій утворює інтерметаліди з такими металами, як А1, Mg, Cu, Li, Pb, Sn, Ag та ін. Лужноземельні метали мають яскраві відновні властивості. На цьому багато в чому ґрунтується їхнє практичне застосування. Наприклад, Кальцій використовується для відновлення багатьох рідкісних елементів (Сr, V, Рb, Ті, U, Тh та ін.): t0 Са + РbО → СаО + Рb t0 2Са + UF4 → 2CaF2 + U

  • Слайд 36

    Знаходячись в ряді напруг задовго до Гідрогену, лужноземельні метали настільки активні, що витісняють водень не тільки з кислот, але й з води: Са+ 2Н2О = Са(ОН)2+ Н2↑ Sr + 2HCl = SrCl2 + H2↑ Ва+ H2SO4 = BaSO4 + H2↑ Слід зазначити, що реакції з кислотами протікають тільки в тому випадку, коли кислота розведена. З концентрованими кислотами, особливо з кислотами-окисниками, протікають окисно-відновні реакції. Оксиди лужноземельних металів мають загальний склад МеtO. Вони являють собою білі тугоплавкі речовини високої хімічної активності. Оксиди кальцію і його аналогів — типові основні сполуки. Вони взаємодіють із кислотами й кислотними оксидами, утворюючи солі, а з водою — гідроксиди: СаО+ 2НС1 = СаС12+ Н2О, BaO + SO3 = BaSO4 SrO + H2O = Sr(OH)2 Гідроксиди кальцію і його аналогів — сильні основи, порівняно добре розчинні у воді. У ряді Са(ОН)2— Sr(OH)2 — Ва(ОН)2 основний характер сполук (відповідно, і їхня розчинність) зростає зліва направо.

  • Слайд 37

    Кальцій оксид СаО— типовий основний оксид. Він бурно реагує з водою з виділенням великої кількості тепла: СаО+ Н2О = Са(ОН)2 СПОЛУКИ КАЛЬЦІЮ Кальцій оксид СаО— біла тугоплавка речовина, добре розчинна у воді. Основний спосіб одержання СаО у промис­ловості — прожарювання вапняку або крейди: t0 СаСО3 → CaO + CO2↑ Процес проводять при температурі близько 1100 °С і на­зивають випалюванням. Отриманий продукт СаО у зв'язку із цим одержав назву паленого, або негашеного вапна. Для випалювання використовують шахтні або обертові трубчасті печі.

  • Слайд 38

    Продукт реакції Са(ОН)2 називають гашеним вапном. Розчин Са(ОН)2 у воді називають вапняним молоком. Основні властивості СаО проявляються в реакціях із кислотами й кислотними оксидами: СаО+ CO2= СаCO3 СаО застосовується переважно у будівництві. Основна форма, у якій вапно використовується у будівництві, це вапняний розчин — в'язкий будівельний матеріал для скріплення цеглин та ін. Вапняний розчин готують у такий спосіб: 1 частина вапна й 3-4 частини піску змішують із водою так, щоб вийшла тістоподібна маса: СаО+ Н2О = Са(ОН)2 Остання згодом втрачає воду й твердіє внаслідок утворення кальцій карбонату (вуглекислий таз надходив із повітря): Са(ОН)2+ СО2= СаСО3• H2О

  • Слайд 39

    Одночасно із зазначеним явищем, під час затвердіння вапняного розчину відбувається утворення кальцій силікату відповідно до рівняння: Cа(OН)2+ SiO2 = CaSiO3 + H2О Кальцій гідроксид Са(ОН)2— біла кристалічна речовина, малорозчинна у воді. Головний спосіб одержання Са(ОН)2— гасіння водою СаО. Якщо процес проводити при високій температурі, то Са(ОН)2 виходить дуже подрібненим. Кальцій карбонат СаСО3 має найбільшу з усіх солей кальцію кількість природних різновидів. Розглянемо способи застосування деяких із них.Са(ОН)2 використовується як сильна основа. Він здатний поглинати СO2 з повітря. Процес протікає у дві стадії. Спочатку розчин Са(ОН)2 каламутніє — відбувається утворення нерозчинного кальцій карбонату: Са(ОН)2+ СО2= СаСО3↓ + Н2О

  • Слайд 40

    , Згодом розчин знову стає прозорим, оскільки кальцій карбонат переходить у розчинний гідрокарбонат: CaCO + H2O + СО2= Са(НСО3)2 Кальцій карбонат СаСО3 має найбільшу з усіх солей кальцію кількість природних різновидів. Розглянемо способи застосування деяких із них. Вапняк — найцінніша сировина для одержання негашеного вапна й цементу. Про виробництво й використання вапна див. вище. Цемент — зеленувато-сірий порошок, що складається переважно із силікатів (Ca3SiO5, Ca2SiO4) і алюмінатів кальцію (Са3(АlO3)2 та ін.). Змішаний з водою цемент являє собою тістоподібну масу, що згодом «схоплюється» — твердне, втрачаючи воду.

  • Слайд 41

    , «Схоплювання» цементу описується наступними реакціями: Ca3SiO5 + 5Н2О = Ca2SiO4• 4Н2О + Са(ОН)2 Ca2SiO4 + 4Н2О • Ca2SiО4 • 4Н2О Са3(А1О3)2+ 6Н2О = Са3(АlO3)2• 6Н2О Алебастр одержують випалюванням природного гіпсу при температурі 180 °С. Гіпс CaSO4 • 2Н2О — природний матеріал, що широко використовується в будівництві, медицині, при виготовленні скульптур. Крім того, природний гіпс застосовується як складовий компонент у виробництві фарб і емалей. У сільському господарстві гіпс знаходить застосування як неорганічне добриво.

  • Слайд 42

    , Скелет тварин. Сполуки кальцію виявлені у кістках та зубах.

  • Слайд 43

    , Природні води містять у розчиненому вигляді деякі солі. Наявність у воді іонів Са2+, Mg2+ й іноді Fe2+ (у вигляді гідрокарбонатів, сульфатів і хлоридів) обумовлює таку характеристику води, як твердість. Постійна твердість визначається наявністю солей кальцію й магнію (найчастіше сульфатів і хлоридів), які не дають при кип'ятінні нерозчинних у воді солей. Найнебезпечнішим є кальцій сульфат, що утворює щільний накип на стінках посудини. Розрізняють тимчасову (карбонатну) і постійну твердість. Тимчасова твердість води визначається наявністю у ній гідрокарбонатів (Са(НСО3)2, Mg(HCO3)2, рідше Fe(HCO3)2). Вона може бути усунута кип'ятінням (звідси й назва — «тимчасова»). Твердість води

  • Слайд 44

    , У результаті кип'ятіння відбувається руйнування гідрокарбонату, виділяється вуглекислий газ і випадає в осад нерозчинний карбонат (Са і Mg) або гідроксид (Fe): Са(НСО3)2 → СаСО3↓ + СО2↑ + Н2О Mg(HCO3)2 → MgCO3↓ + СО2↑ + Н2О Fe(HCO3)2 → Fe(OH) 2↓ + 2СО2↑ Нерозчинні продукти розпаду гідрокарбонатів осідають на стінках посудини, у якій проводилося кип'ятіння, у вигляді накипу. Колір накипу дозволяє охарактеризувати іони, що обумовлюють тимчасову твердість. Якщо накип червонясто-бурий, то у воді присутні у значній кількості іони Fe2+, якщо білий — Fe2+ у воді відсутній. Твердість води робить її непридатною для використання в процесах виробництва. Крім того, у такій воді неможливе прання білизни, миття посуду й т. ін.» оскільки солі двовалентних металів нерозчинні в органічних кислотах, що входять до складу мила.

  • Слайд 45

    , Всі указані недоліки води можна усунути шляхом її пом'якшення. Розрізняють фізичні й хімічні методи пом'якшення. До фізичних методів належить осадження (відстоювання) після кип'ятіння (усунення тимчасової твердості). Усунення тимчасової твердості хімічним методом здійснюється шляхом додавання у воду гашеного вапна: Са(НСО3)2+ Са(ОН)2= 2СаСО3↓ + 2Н2О Постійна твердість усувається додаванням до води соди або гашеного вапна: CaSO4 + Na2СO3 = СаСО3↓ + Na2SO4 MgSO4 + Са(ОН)2 = Mg(OH)2↓ + CaSO4

  • Слайд 46

    , За типом іонів, які обмінюють іонообмінники, останні поділяють на катіоніти, аніоніти й амфоліти. Катіоніти містять кислотні групи (SО3H-, RCO0H та ін.), протони яких здатні обмінюватися на катіони розчинених у воді солей. Пом'якшення хімічними методами ґрунтується на збагаченні води аніонами СО32- ОН-. Нерозчинні карбонати і гідроксиди, що утворюються в результаті, осаджуються у вигляді накипу. Останнім часом величезну популярність здобув іонообмінний метод усунення твердості. Він ґрунтується на здатності деяких природних і штучних високомолекулярних сполук обмінюватися іонами з розчином (так звані іонообмінники).

  • Слайд 47

    , ГОЛОВНА ПІДГРУПА Загальна характеристика елементів IІІ група періодичної системи Менделєєва

  • Слайд 48

    , Електронна будова елементів Фізичні властивості

  • Слайд 49

    , Відновні (металічні) властивості елементів підгрупи посилюються зі зростанням радіуса атома. Із цієї закономірності вибивається лише Талій, що пов'язано з наявністю в нього заповненого електронного f-підрівня. Елементи підгрупи Галію, крім характерної для всіх елементів головної підгрупу ступеня окиснення +3, проявляють і нижчий ступінь окиснення (+1). Це обумовлено зменшенням частки s-орбіталей у гібридизації з р-орбіталями. Головну підгрупу третьої групи складають типові елементи (Бор і Алюміній), а також елементи підгрупи Галію (Галій, Індій і Талій). Атоми елементів головної підгрупи третьої групи на зовнішньому електронному шарі мають по три електрони. Для того, щоб мати завершений зовнішній електронний шар, їм вигідніше віддати три валентні електрони, ніж приєднати п‘ять. Тому ці елементи — типові метали, найбільш характерний ступінь окиснення яких – +3.

  • Слайд 50

    , Хімічна активність елементів у підгрупі посилюється зверху вниз. У цьому ж напрямку відбувається посилення металічних властивостей. Це пов'язане зі збільшенням атомного радіуса й ослабленням притягання зовнішніх валентних електронів до ядра. Алюміній — амфортерний метал, хімічна активність якого у звичайних умовах знижується в результаті пасивування — утворення захисної оксидної плівки А12О3. Сполуки Алюмінію, що містять Оксиген (оксиди й гідроксиди), рівною мірою характеризуються основними й кислотними властивостями. Бор — елемент-неметал, однак ознаки його неметалічності значно ослаблені. Він утворює сполуки як. кислотного, так і основного характеру з перевагою останніх. Схильний до комплексоутворення, причому типовими для Бору є аніонні комплекси.

  • Слайд 51

    , Для всіх елементів головної підгрупи характерним є утворення оксидів із загальною формулою R2O3 (для Талію ще Т12О). Сполуки R2O для Індію й Галію можливі, однак украй нестійкі. Від Галію до Талію відбувається значне посилення основних властивостей, і якщо Галій, подібно до Алюмінію, розчиняється в лугах, то у відсутності сильних окисників Індій і Талій у такі реакції не вступають.

  • Слайд 52

    , Бор активно взаємодіє з киснем. 4В + 3О2= 2В2О3 Бор оксид В2О3 (борний ангідрид) — кислотний оксид, що легко приєднує воду з утворенням борної кислоти: В2О3 + 3Н2О = 2Н3ВО3 БОР. СПОЛУКИ БОРУ Бор не взаємодіє з водою й не окиснюється киснем повітря. У звичайних умовах вія несприйнятливий до дії кислот, але в гарячій концентрованій нітратній кислоті повільно окиснюється: В + 3HNO3 = Н3ВО3+ 3NO2 борна кислота Ортоборна кислота Н3ВО3 — безбарвна кристалічна речовина, що легко розкладається при нагріванні: t0 2Н3ВО3 → 3Н2О + В2О3 Н3ВО3— слабка кислота; легко може бути витіснена зі своїх солей більшістю інших кислот.

  • Слайд 53

    , Реакція нейтралізації ортоборної кислоти лугами призводить до утворення солей тетраборної кислоти: 4Н3ВО3+ 2NaOH= Na2B4O7 + 7Н2О бура Тетраборна кислота Na2B4O7є набагато сильнішою, ніж ортоборна. При цьому розчинними солями як орто-, так і тетраборної кислот є солі активних одновалентних металів. Солі борних кислот (орто- і тетраборати) піддаються гідролізу за аніоном. Розчини солей характеризуються сильнолужною реакціє. Соли борної кислоти мають здатність скляніти, тобто переходити в склоподібний стан після прожарювання. Nа2B4O7 + СоО= 2NaBO2 • Со(ВО2)2 синій

  • Слайд 54

    , Галогеніди бору мають загальну формулу ВНа13. Це легкоплавкі мономірні сполуки, що не мають забарвлення. Бор фторидBF3 — газоподібна речовина, ВС13 і ВВr3 — рідини, Вl3 — тверда речовина. Галогеніди бору досить нестійкі сполуки, у розчині вони піддаються гідролізу відповідно до наступної схеми: ВНа13+ 3Н2О = Н3ВО3+ 3ННаl Галогеніди бору схильні утворювати комплексні сполуки, приєднуючи до себе молекули інших речовин. Наприклад, молекула бор фториду приєднує молекулу фтороводню, утворюючи сильну кислоту — борофтористоводневу: BF3 + HF = H[BF4]

  • Слайд 55

    , Бор карбід В4С — чорна блискуча кристалічна речовина. Утворюється при розжарюванні суміші вільного бору або його оксиду з вугіллям в електропечах. Характерними рисами В4С є його надзвичайна твердість, яку можна порівняти тільки із твердістю алмаза, і тугоплавкість (tпл.= 2550 °С). Бор карбід — сполука в хімічному плані інертна. Бор сульфід B2S3 — безбарвна склоподібна речовина. Утворюється в результаті розжарювання бору в парах сірки. B2S3 — досить нестійка сполука, що розкладається водою на сірководень і ортоборну кислоту: В2S3 + 6Н2О = 3H2S + 2Н3ВО3

  • Слайд 56

    , Алюміній належить до активних елементів — у ряді напруг він займає місце після лужноземельних металів. Відновні властивості алюмінію виражені досить сильно Амфотерний. Безпосередньо алюміній не взаємодіє з водою й неметалами, оскільки на повітрі він пасивується. Утворена плівка оксиду алюмінію дуже міцна, хоча має товщину всього 10-5 мм. АЛЮМІНІЙ. СПОЛУКИ АЛЮМІНІЮ Хімічні властивості Після видалення плівки алюміній активно реагує з водою, витісняючи водень: 2А1 + Н2О = 2А1(ОН)3↓ + Н2↑ На повітрі порошок алюмінію горить. Окиснювання ілюструється наступною реакцією: 4А1 + 3О2= 2А12О3+ Q Утворення 2А12О3 супроводжується виділенням великої кількості енергії.

  • Слайд 57

    , З воднем алюміній не взаємодіє, але з більшістю неметалів реагує, хоча й при високих температурах. 2А1 + 3Hal2= 2А1Hal3 Реакції із сіркою, вуглецем і азотом вимагають нагрівання до 2000 °С: 2Al + 3S = Al2S3 алюміній сульфід 4Al + 3C = Al4C3 алюміній карбід 2A1 + N2 = 2A1N алюміній, нітрид Алюміній — сильний відновник. Він здатний відновлювати, метали й неметали з оксидів (якщо теплота утворення Аl2О3 при цьому перевищує теплоту утворення цих оксидів). Таким методом відновлюють такі метали, як Ва, W, Сг, Мn, V та ін., а також кремній: t0 4А1 + 3СО2 → 2А12О3+ 3С + Q t0 2А1 + 3SrO→ А12О3+ 3Sr + Q 8А1 + 3Fe3O4 = 9Fe + 4А12О3

  • Слайд 58

    , Оскільки алюміній активний метал, він легко витісняє водень із кислот (крім нітратної): 2А1 + 6НС1 = 2А1Сl3+ 3Н2↑ 2А1 + 3Н2SO4= A12(SO4)3 + 3H2↑ Розчинення алюмінію в сульфатній кислоті відбувається набагато складніше, ніж у хлоридній. З нітратною кислотою різних концентрацій алюміній реагує по-різному. Дуже розбавлена HNO3 не розчиняє алюміній. З розведеною HNO3 алюміній взаємодіє з утворенням NО. З концентрованою HNO3реакція йде при нагріванні з виділенням NО2: А1 + 4HNO3(дуже розб.) → Al + 4HNO3(розб.) = A1(NO3)3 + NO↑ + 2Н2О t0 Al + 6HNO3(конц.) → Al(NO3)3+ 3NO2↑ + 3H2O Так, холодна H2SO4пасивує алюміній, розведена вступає з ним у реакцію відповідно до рівняння, наведеного вище, а концентрована H2SO4відновлюється до SO2: 2А1 + 6H2SO4 = A12(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

  • Слайд 59

    , У водяних розчинах лугів алюміній розчиняється з утворенням комплексної сполуки: 2Al +2NaOH+10Н2O = 2Na[Al(OH)4 • 2Н2О] + 3Н2↑ натрій діакватетрагідроксоалюмінат Ця реакція протікає з усіма лугами, крім NH3 • Н20. У природі А12О3 зустрічається у вигляді мінералу корунду, забарвлені кристали якого є дорогоцінними каменями (сапфір, рубін). Оксид алюмінію одержують термічним розкладанням попередньо відфільтрованого А1(OН)3: t0 2А1(ОН)3 → А12О3+ 3H2O t0 А12О3+ 2КOН → 2КАlO2+ Н2О А12О3+ 2КOН + 7Н2О = 2К[А1(ОН)4• 2Н2О]

  • Слайд 60

    , А12О3— амфотерний оксид, у кислотах вів розчиняється з утворенням солі й води: А12О3+ 3H2SO4 = Al2(SO4)3+ 3Н2О Амфотерний характер А12О3 проявляється в реакціях з кислими й основними солями (при сплавленні): t0 А12О3+ 6NaHSO4→ Al(SO4)3 + 3Na2SO4 + 3Н2О t0 Na2CO3 + А12О3 → 2NaA1O2 + СО2↑ t0 3K2S2O7 + A12O3→ A12(SO4)3 + 3K2SO4 Оскільки А12О3 не розчиняється у воді, то А1(OН)3 не може бути отриманий прямим шляхом, а тільки із солей шляхом реакції обміну: A12(SO4)3 + 6NaOH = 3Na2SO4 + 2А1(ОН)3↓

  • Слайд 61

    , Солі алюмінію, як і алюмінати, у розчині піддаються гідролізу, тому можуть існувати тільки в сильнокислому (солі) або сильнолуговому(алюмінати) середовищі. При нагріванні А1(OН)3 розкладається: t0 2А1(ОН)3 → А12О3+ 3Н2О Як і А12О3 алюміній гідроксид має амфотерні властивості, але з явною перевагою основних. Його дисоціація може протікати у двох напрямках: А13++ 3ОН- ↔ А1(OН)3↔ H3A1O3 ↔ 3Н++ А1О33- А1(OН)3 легко розчиняється в кислотах і лугах (крім NH3 • Н2О): А1(OН)3+ 3НС1 • А1С13+ 3Н2О А1(ОН)3+ NaOH = Na[Al(OH)4]

  • Слайд 62

    , Природний А12О3 (корунд) — дуже тверда речовина; він застосовується для виготовлення шліфувальних приладів. У роздробленому вигляді він зветься наждаком і використовується для очищення металевих поверхонь і виготовлення наждакового паперу. Оцтокислий алюміній (ацетат алюмінію) А1(СН3СОО)3 може існувати тільки в розчині в сильно гідролізованому стані. Використовується в медицині (як засіб проти набрякання й розсмоктувальний засіб для компресів і примочок). Алюміній сульфат Аl2O3(корунд) — безбарвна легкорозчинна у воді сполука. У вільному стані існує у вигляді кристалогідрату Al2(SO4)3• 18H2O.

  • Слайд 63

    , Сульфат алюмінію Al2(SO4)3 Біла водорозчинна кристалічна речовина, яка використовується для очищення води та у виробництві паперу.

  • Слайд 64

    Література 3. Ардашникова Е.И., Казеннова Н.Б., Тамм М.Е. Общая и неорганическаяхимия. М.: Аквариум, 998. 1. Романова Р.О. Загальна та неорганічна хімія: Київ, Ірпінь: ВТФ “Перун”, 1998. – 480 с. 2. Спицин В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. В 2-х ч. М.: Изд-во МГУ, 1991, 1994. 4. Фримант М. Химия в дествии. В 2-х ч. – М.: Мир, 1991, 1998.

Посмотреть все слайды

Предложить улучшение Сообщить об ошибке