Презентация на тему "Химия элементов 3А группы" 11 класс

Содержание

• 
  Слайд 1

  Химия элементов IIIA группы

• 
  Слайд 2

  Общая характеристика элементов

  электронная конфигурация внешнего энергетического уровня — ns2пр1

• 
  Слайд 3
  

  Кроме бора, все элементы — металлы, образующие ионные соединения Элементы образуют и ковалентные соединения в результате переноса одного s-электрона нар-орбитальс последующей sp2-ги6ридизацией Начиная с атома алюминия, у атомов появляются d-орбитали, поэтому координационное число увеличивается до шести

• 
  Слайд 4

  Распространенность

  B Na2B4Or ЮН20 (бура), CaBSi04OH (датолит), CaB2Si208 (данбурит), KMg2Bj jО!9 • 9Н2() (калиборит) Al Al4(OH)8Si4Ol0 (каолин),(Na, K)AlSiC)4(нефелин), Al903 wH90 (боксит), K2S04 • A12(S04)3 • 2А1203 • 6Н20 (алунит), Na3| AlF6l (криолит)

• 
  Слайд 5
  

  Ga Рассеянный элемент, не образующий собственных руд. Присутствует как примесь в минералах алюминия In Рассеянные элементы, не образующие собственных руд. Присутствуют как примесь в рудах цинка, свинца и олова

• 
  Слайд 6

  Бор

  Бор — бесцветное, серое или красное кристаллическое либо темное аморфное вещество. Известно более десяти аллотропных модификаций бора. Чрезвычайно твердое вещество, уступающее лишь алмазу, нитриду и карбиду бора. Обладает хрупкостью и полупроводниковыми свойствами.

• 
  Слайд 7

  Получение

  Метод металлотермии (чаще магнием или натрием): Термическое разложение паров бромида бора на раскаленной (1000— 1200°С) вольфрамовой проволоке в присутствии водорода

• 
  Слайд 8

  Химические свойства

  С галогенами С металлами B + Me = MeB

• 
  Слайд 9
  

  С водородом бор непосредственно не реагирует. Борины различного состава образуются при обработке боридов кислотой При нагревании

• 
  Слайд 10
  

  Со щелочью С кислотами

• 
  Слайд 11

  Оксид бора

  вещество белого цвета, с низкой температурой плавления, может быть аморфным или кристаллическим, гигроскопичен, типичный кислотный оксид.

• 
  Слайд 12

  Получение

  либо непосредственным взаимодействием бора с кислородом (при 600°С), либо обезвоживанием борной кислоты:

• 
  Слайд 13

  Химические свойства

  Аморфный оксид бора реагирует с водой с образованием борной (орто- борной) кислоты, с растворами щелочей, концентрированной фтороводородной кислотой, восстанавливается металлами:

• 
  Слайд 14

  Борные кислоты и соли борных кислот

  Ортоборная кислота Н3В03 — бесцветное кристаллическое вещество, без запаха, растворима в горячей воде, проявляет очень слабые кислотные свойства (рКя = 9,24).

• 
  Слайд 15

  Химические свойства

  При нагревании происходит переход ортоборной кислоты в метаборную, затем в тетраборную и, наконец, в борный ангидрид Со щелочами

• 
  Слайд 16
  

  Бура — подвергается в водном растворе гидролизу: В полученном растворе имеют место следующие равновесия: Избытком щелочи тетрабораты могут быть переведены в метабораты:

• 
  Слайд 17
  

  Взаимодействие тетраборатов с кислотами Нагревание Со спиртами

• 
  Слайд 18

  Бороводороды

  Бораны являются необычным классом соединений бора. Простейший из них — диборан В2Н6 — является исходным веществом для синтеза всех остальных боранов Его получают восстановлением соединений бора гидридом натрия при нагревании (175°С):

• 
  Слайд 19

  Химические свойства

  Гидролиз С гидридами щелочных металлов:

• 
  Слайд 20

  Галогениды бора

  Молекулы галогенидов ВХ3 имеют форму правильного треугольника, в центре которого раеположен атом бора. При обычных условиях BF3 и ВС13 — газы, ВВг3 — жидкость, В13 — летучее твердое вещество.

• 
  Слайд 21

  Получение

  Трифторид BF3 получают фторированием боратов, борной кислоты или ее ангидрида: ВС13 и ВВг3 — прямым синтезом, а трииодид — взаимодействием боргидри- да лития с иодом при температуре 78°С:

• 
  Слайд 22

  Химические свойства

  С молекулами — донорами электронов Гидролиз

• 
  Слайд 23

  Борфтористоводородная кислота  (тетрафтороборат водорода

  неорганическое соединение, сильная кислота с формулой H[BF4], существует только в растворе. Бесцветная прозрачная жидкость со слабым запахом

• 
  Слайд 24

  Получение

  Растворение в плавиковой кислоте оксида бора: B2O3 + 8HF →  2H[BF4] + 3H2O  или гидроксида бора: B(OH)3 + 4HF →  H[BF4] + 3H2O  Взаимодействием трифторида бора с водой: 4BF3 + 3H2O →  3H[BF4] + B(OH)3 

• 
  Слайд 25

  Химические свойства

  В холодных растворах проявляет себя как сильная кислота H[BF4] + H2O  →  [BF4]− + H3O+ В горячих растворах разлагается H[BF4]  →−HF,H2O  B(H2O)F3  H[BF4]  →−HF,H2O   H[B(OH)2F2]  H[BF4]  →−HF,H2O   H[B(OH)3F] Разложение при нагревании H[BF4]   → t∘  BF3↑ + HF↑ С щелочами H[BF4] + NaOH →   Na[BF4] + H2O

• 
  Слайд 26

  Соединения бора с азотом

  бинарное соединение бора и азота. Химическая формула: BN. Кристаллический нитрид бора изоэлектронен углероду и, подобно ему, существует в нескольких полиморфных модификациях

• 
  Слайд 27

  Аллотропы

  α-BN, гексагональный α-BN, гексагональный

• 
  Слайд 28
  

  β-BN, структура типа сфалерита β-BN, структура типа вюрцита

• 
  Слайд 29
  

  гексагональная (α) — h-BN, (белый графит — белый, похожий на тальк порошок, имеет гексагональную, графитоподобную кристаллическую структуру, температура плавления 3000 °C, полупроводник, применяется в качестве твёрдой высокотемпературной смазки); кубическая (β) типа сфалерита, подобная алмазу: эльбор (боразон, кубонит, кингсонгит, плотность боразона 3,51 г/см³.); плотная гексагональная (w), типа вюрцита, подобная лонсдейлиту.

• 
  Слайд 30
  

  Химические свойства Нитрид бора не окисляется кислородом до ~700 °C, разрушается в горячих растворах щелочей с выделением аммиака. Со фтороводородом образует NH4[BF4], со фтором — BF3 и N2. Получение Нитрид бора получают реакцией оксида бора B2O3 с аммиаком NH3 при температуре ~2000 °C, плазмохимически, когда в струю азотной плазмы при 5000—6100 К подаётся аморфный бор, а также при пиролизе при 1300—2300 К смеси летучих соединений азота и бора.

• 
  Слайд 31

  Боразол

  химическое вещество с химической формулой B3H6N3, бесцветная жидкость. Молекула представляет собой шестичленное плоское кольцо, в котором чередуются атомы бора и азота, каждый из них соединён с одним атомом водорода.

• 
  Слайд 32

  Получение

  Нагревание 3 LiBH4 + 3 NH4Cl → B3H6N3 + 3 LiCl + 9 H2 Реакция диборана 3 B2H6 + 6 NH3 → 2 B3H6N3 + 12 H2 Реакцией трихлорида бора с хлоридом аммония 3 BCl3 + 3 NH4Cl → Cl3B3H3N3 + 9 HCl Cl3B3H3N3 + 3 NaBH4 → B3H6N3 + 3/2 B2H6 + 3 NaCl Тримеризацияборазина 3 HBNH → B3H6N3

• 
  Слайд 33

  Борид

  это соединение между бором и менее электроотрицательным элементом, например боридом кремния (SiB 3 и SiB 6). Бориды представляют собой очень большую группу соединений, которые обычно обладают высокой температурой плавления и имеют более ковалентную, чем ионную природу. Некоторые бориды обладают очень полезными физическими свойствами

• 
  Слайд 34

  Классификация

  бориды, богатые бором (B: M 4: 1 или более) Металлы основной группы,лантаноидыиактиноиды образуют широкий спектр Богатые бором бориды с соотношением металл: бор до YB66 Бориды с высоким содержанием металлов (B: M менее 4: 1) Переходные металлы имеют тенденцию к образованию боридов с высоким содержанием металлов.

• 
  Слайд 35

  Получение

  Востановление из оксидов V2О5 + В2О3 + 8С = 2VB + 8СО­ Восстановление смесей летучих галогенидов TiCl4 +2ВС13 + 5Н2 = TiB2 + l0HCl­ Некоторые бориды активных металлов (MgB2, А1В2) разлагаются водой, образуя смесь различных боранов. Большинство боридов (А1В12, СаВ6, ZrB2 и др.) водой не разлагаются.

• 
  Слайд 36

  Алюминий

  Общая характеристика подгруппы 5В 1s 2 2s 2 2p 1 13Аl [Ne]3s 2 3p 1 31Ga[Ar]3d 10 4s 2 4p 1 49ln [Kr]4d 10 5s 2 5p 1 81Tl [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 1

• 
  Слайд 37

  Нахождение в природе

  Почти весь алюминий сосредоточен в алюмосиликатах: K2O * Al2O3 * 6SiO2 - ортоклаз; Na2O * Al2O3 * 6SiO2 - альбит; CaO * Al2O3 * 2SiO2 - анортит; K2O * 3Al2O3 * 6SiO2 * 2H2O - слюда; Al2O3 * 2SiO2 * 2H2O - каолин. Na3AlF6 - криолит. Большую ценность для получения алюминия имеют бокситы: Al2O3 * nH2O

• 
  Слайд 38
  
• 
  Слайд 39

  Физические свойства

  лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия. Алюминий обладает высокой электропроводностью и теплопроводностью, обладает высокой светоотражательной способностью. По электропроводности занимает 4-е место после Сu, Аg, Аu.

• 
  Слайд 40

  Способы получения 

  Процесс Холла-Эру Al2O3 → Al3+ + AlO33- На катоде происходит восстановление ионов алюминия: Катод:  Al3+ +3e → Al0 На аноде происходит окисление алюминат-ионов: Анод: 4AlO33- — 12e → 2Al2O3 + 3O2 Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия: 2Al2O3 → 4Al + 3O2

• 
  Слайд 41
  

  Лабораторный способ  AlCl3 + 3K → Al + 3KCl

• 
  Слайд 42

  Качественные реакции

  Взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl При дальнейшем добавлении щелочи Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] При избытке щелочи AlCl3 + 4NaOH = Na[Al(OH)4] + 3NaCl

• 
  Слайд 43

  Химические свойства

  Реагирует со многими неметаллами. с галогенами  2Al  +  3I2  → 2AlI3 с серой  2Al  +  3S  → Al2S3 с фосфором  Al+ P → AlP С азотом  2Al + N2 → 2AlN с углеродом  4Al + 3C → Al4C3 С кислородом  4Al + 3O2 → 2Al2O3 

• 
  Слайд 44
  

  Взаимодействует со сложными веществами с водой  2Al0 + 6H2+O → 2Al+3(OH)3 + 3H20 с минеральными кислотами  2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑ с концентрированной серной кислотой 2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O с азотной кислотой С разбавленной азотной кислотой 10Al + 36HNO3 (разб) → 3N2 + 10Al(NO3)3 + 18H2O с очень разбавленной азотной кислотой 8Al + 30HNO3(оч.разб.) →  8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

• 
  Слайд 45
  

  с щелочами 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ↑ 2Al + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2  2Al + 6NaOH → 2NaAlO2 + 3H2↑ + 2Na2O восстанавливает менее активные металлы из оксидов 2Al + 3CuO → 3Cu + Al2O3 8Al  +  3Fe3O4 →  4Al2O3  +  9Fe 2Al  +  3Na2O2  → 2NaAlO2   +  2Na2O 8Al  +  3KNO3 +  5KOH  +  18H2O→  8K[Al(OH)4] +  3NH3 10Al   +  6KMnO4  +  24H2SO4  →5Al2(SO4)3  +  6MnSO4  +  3K2SO4  +  24H2O 2Al  +  NaNO2 +  NaOH  +  5H2O →  2Na[Al(OH)4]  +  NH3 Al   +  3KMnO4  +  4KOH →  3K2MnO4  +  K[Al(OH)4]   4Al  +  K2Cr2O7 → 2Cr   +  2KAlO2   +   Al2O3

• 
  Слайд 46

  Оксид алюминия

  Получение Горение 4Al + 3O2 → 2Al2O3 Разложение 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O 4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

• 
  Слайд 47

  Химические свойства

  с основными оксидами Na2O  +  Al2O3  → 2NaAlO2 с растворимыми основаниями (щелочами) 2NaOH  +  Al2O3  → 2NaAlO2 +  H2O Al2O3  +  2NaOH +  3H2O →  2Na[Al(OH)4] не взаимодействует с водой с кислотными оксидами  Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3

• 
  Слайд 48
  

  с растворимыми кислотами  Al2O3  +  3H2SO4  → Al2(SO4)3  +  3H2O проявляет слабые окислительные свойства Al2O3  +  3CaH2 → 3CaO  +  2Al  +  3H2 Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида 2Al2O3  → 4Al + 3O2 вытесняет более летучие оксиды из солей Al2O3  +  Na2CO3 → 2NaAlO2  +  CO2

• 
  Слайд 49

  Гидроксид алюминия

  Получение Действие раствора аммиака на соли алюминия AlCl3 + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоалюмината натрия Na[Al(OH)4] + СО2 = Al(OH)3 + NaНCO3  Действие недостатка щелочи на избыток соли алюминия AlCl3 + 3KOH(недост.) = Al(OH)3↓+ 3KCl

• 
  Слайд 50
  

  Взаимодействие растворимых солей алюминия с растворимыми карбонатами, сульфитами 2AlBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O  =  2Al(OH)3↓  +  3CO2↑ +  6NaBr 2AlCl3  +  3Na2S  +  6H2O  =  2Al(OH)3  +  3H2S↑  +  6NaCl

• 
  Слайд 51

  Химические свойства

  С растворимыми кислотами Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O Al(OH)3  +  3HCl →  AlCl3  +  3H2O 2Al(OH)3  +  3H2SO4  → Al2(SO4)3  +  6H2O Al(OH)3  +  3HBr →  AlBr3  +  3H2O С кислотными оксидами сильных кислот 2Al(OH)3 + 3SO3 → Al2(SO4)3 + 3H2O

• 
  Слайд 52
  

  с растворимыми основаниями (щелочами) KOH  +  Al(OH)3  →  KAlO2 + 2H2O Al(OH)3 + KOH  →  K[Al(OH)4] Разложение 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

• 
  Слайд 53

  Соли алюминия

  Нитрат и сульфат алюминия Нитрат алюминия при нагревании разлагается на оксид алюминия, оксид азота (IV)  и кислород: 4Al(NO3)3 → 2Al2O3  +  12NO2  +   3O2 Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид алюминия, сернистый газ и кислород: 2Al2(SO4)3 → 2Al2O3   +  6SO2  +  3O2

• 
  Слайд 54

  Комплексные соли алюминия

  Скислотными оксидами Na[Al(OH)4]  +  CO2  → Al(OH)3↓  +  NaHCO3 K[Al(OH)4]  +  CO2  →Al(OH)3  +  KHCO3      Na[Al(OH)4]  +  SO2  → Al(OH)3↓  +  NaHSO3    K[Al(OH)4]  +  SO2  → Al(OH)3  +  KHSO3  С кислотами Na[Al(OH)4]   +  4HCl(избыток)  → NaCl  +  AlCl3  +  4H2O Na[Al(OH)4]   +  НCl(недостаток)   →Al(OH)3↓  +  NaCl  +  H2O Na[Al(OH)4]  +  HNO3(недостаток)  → Al(OH)3↓  +  NaNO3  +  H2O

• 
  Слайд 55
  

  С хлорной водой  2Na[Al(OH)4]  +  Cl2   →2Al(OH)3↓  +  NaCl  +  NaClO +  H2O С избытком хлорида алюминия AlCl3  +  3Na[Al(OH)4]   → 4Al(OH)3↓  +  3NaCl Na[Al(OH)4]  →  NaAlO2   +  2H2O↑K[Al(OH)4]  →  KAlO2   +  2H2O

• 
  Слайд 56

  Гидролиз солей алюминия

  I ступень: Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+ II ступень: AlOH2+ + H2O = Al(OH)2+ + H+ III ступень: Al(OH)2+ + H2O = Al(OH)3 + H+ Al2(SO4)3  +  6NaHSO3  → 2Al(OH)3  +  6SO2  +  3Na2SO4 2AlBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O →  2Al(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr 2Al(NO3)3  +  3Na2CO3  +  3H2O→  2Al(OH)3↓  +  6NaNO3  +  3CO2↑ 2AlCl3  +  3Na2CO3  +  3H2O →2Al(OH)3↓  +  6NaCl  +  3CO2↑ Al2(SO4)3  +  3K2CO3  +  3H2O→  2Al(OH)3↓  +  3CO2↑  +  3K2SO4 2AlCl3  +  3Na2S  +  6H2O →  2Al(OH)3  +  3H2S↑  +  6NaCl

• 
  Слайд 57

  Алюминаты

  Получение образуются из оксида алюминия при сплавлении с щелочами  Al2O3 + Na2O → 2NaAlO2

• 
  Слайд 58

  Химические свойства

  С кислотами KAlO2  +  4HCl → KCl  +  AlCl3  +  2H2O NaAlO2  +  4HCl →  AlCl3  +  NaCl  +  2H2ONaAlO2  +  4HNO3  →Al(NO3)3  +  NaNO3  +  2H2O 2NaAlO2  +  4H2SO4  →Al2(SO4)3   +  Na2SO4  +  4H2O Под действием избытка воды KAlO2  + 2H2O   =  K[Al(OH)4] NaAlO2  +  2H2O  =  Na[Al(OH)4]

• 
  Слайд 59

  Бинарные соединения

  Al2 S3  +  8HNO3  →  Al2(SO4)3  +  8NO2  +  4H2O Al2 S3  +  30HNO3(конц. гор.)  →  2Al(NO3)3  +  24NO2  +  3H2SO4   +  12H2O Al2S3  + 6H2O →  2Al(OH)3↓    +  3H2S↑ Al4C3  +  12H2O → 4Al(OH)3  +  3CH4 AlN  +  4HCl →  AlCl3  +  NH4Cl AlN  +  3H2O →  Al(OH)3↓  +  NH3 

• 
  Слайд 60

  Гидрид алюминия

  .В нормальных условиях — бесцветное или белое твёрдое вещество, имеющее полимерную структуру: (AlH3)n. Используется как компонент ракетного топлива, мощный восстановитель в органическом синтезе и в качестве катализатора для реакций полимеризации

• 
  Слайд 61

  Физические свойства

  Термодинамические константы: стандартная энтальпия образования, ΔHo298: −12 кДж/моль (по другим данным: −11,43±0,84 кДж/моль); стандартная энтропия, So298: 30 Дж/(моль·K) (по другим данным: 30,06±0,42 Дж/(моль·K)); стандартная энергия Гиббса, ΔGo298: 46 кДж/моль (по другим данным: 46,52±0,96 кДж/моль).

• 
  Слайд 62

  Химические свойства

  Разложение 2 AlH3  →t   2 Al + 3 H2 Взаимодействие с водой AlH3 + 3 H2O  →  Al(OH)3 + 3 H2 ↑ Взаимодействие с диэтиловым эфиром AlH3 + n(C2H5)2O  →  AlH3 ⋅ n(C2H5)2O Востановление углекислого газа 4 AlH3 + 3 CO2  →to   3 CH4 + 2 Al2O3 Взаимодействие с гидридом лития AlH3 + LiH  →(C2H5)2O   LiAlH4 Реагирует с дибораном 2 AlH3 + B2H6   →     2 Al(BH4)3

• 
  Слайд 63

  Получение

  AlCl3 + 4 LiH  →(C2H5)2O  LiAlH4 + 3 LiCl  AlCl3 + 3 LiAlH4   →(C2H5)2O  4 AlH3 + 3 LiCl 2 LiAlH4 + H2SO4   →  2 AlH3 + Li2SO4 + 2 H2  LiAlH4 + HCl  →  AlH3 + LiCl + H2  2 LiAlH4 + BeCl2  →  2 AlH3 + 2 LiCl + BeH2  2 LiAlH4 + ZnCl2   →  2 AlH3 + 2 LiCl + ZnH2  LiAlH4 + R−CH2−Cl  →  AlH3 + LiCl + R−CH3  AlCl3 + 3 NaAlH4  →(C2H5)2O   4 AlH3 + 3 NaCl  2 AlCl3 + 3 MgH2   →  2 AlH3 + 3 MgCl2

• 
  Слайд 64

  Алюмогидриды[А1H4]−

  Легко окисляются O2 Взаимодействуют с водой, растворами кислот и щелочей, выделяя H2 С аммиаком, галогенидами металлов и неметаллов образуют сложные комплексы Восстанавливают органическими соединениями по кратным связям углерода с др. элементами, не затрагивая связи C=C

• 
  Слайд 65
  

  Алюмогидридыщелочных и щел.-зем. металлов (см. табл.) — бесцветные кристаллы, разлагающиеся при нагревании (алюмогидридBe разлагается в эфире уже при — 10 °C) С орг. растворителями (напр., с эфиром) образуют сольваты. Свободные алюмогидридывыделяют из растворов в эфире и ТГФ путем отгонки растворителя, из растворов в ТГФ высаливаниемэфиром или толуолом.

• 
  Слайд 66

  Получение

  Взаимодействие гидрида металла с А1На13 в полярном органическом растворителе прямой синтез из металла Обменные реакции галогенидов или борогидридов металлов с алюмогидридомLi или Na Li[AlH4] + М → М [А1H4] + Li, где М = Na, К, Rb, Cs

• 
  Слайд 67
  
• 
  Слайд 68
  

  Алюмогидратынепереходных металлов групп III и IV и переходных металлов крайне неустойчивы Получение Взаимодействие Li[AlH4] с галогенидами металлов в эфире при температурах от −120 до −80 °C