P–элементы III A группы

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
P–элементы III A группы

Содержание

3. К p-элементам III-A группы относятся бор В алюминий Al и элементы семейства галлия – галлий Ga,
4. С увеличением порядкового номера энергия ионизации атомов уменьшается, а металлические свойства элементов III-A группы, как и
5. Бор – неметалл, таллий – типичный элемент металл. Металлические свойства этих элементов выражены слабее, чем соответствующих
6. Степени окисления: +3, -3, +1, -1. Для таллия наиболее устойчивы соединения, где степень окисления равна +1.
7. История открытия и получения бора. Название элемента появилось за тысячу лет до его открытия, во времена
8. Позже в 1856 году химики А. Девиль и Ф. Велер выяснили, что бор может существовать в
9. Споры о свойствах бора в чистом состоянии не затихали примерно 100 лет после первого его выделения.
10. В настоящее время Bкристаллический получают аналогично восстановлением галогенидов водородом: t 2BBr3 + 3H2 → 2B +
11. Технический Bаморфный получают Mg-термическим восстановлением борного ангидрида, образующегося при термическом разложении борной кислоты. Методика была предложена
12. БОР. Содержание в земной коре составляет 3·10-4%. В свободном состоянии не встречается. Основные минералы: Na2B4O7 ·
13. Бор – первый p-элемент в периодической системе элементов. Строение электронной оболочки атома в невозбужденном состоянии: 2p
14. При комнатной температуре бор инертен и непосредственно взаимодействует со фтором, образуя BF3, где имеет место sp2-гибридизация,
15. В кислотах, не являющихся окислителями, бор не растворяется. Он взаимодействует при нагревании с конц. H2SO4, HNO3,
16. При нагревании бора с галогенами получаются галогениды: BF3, BCl3: газы BBr3: жидкость BI3: кристаллическое вещество Галогениды
17. Вещества, реагирующие необратимо с водой с образованием двух кислот, одна из которых галогеноводородная, называются галогеноангидридами. Таким
18. При нагревании бор взаимодействует со многими металлами, образуя бориды. Это кристаллические тугоплавкие вещества. Почти все бориды
19. Большинство металлов в зависимости от условий синтеза образуют бориды различного состава. При действии разбавленной HCl на
20. Простейшие водородные соединения бора – BH3 в обычных условиях не существует. Из выделенных в свободном состоянии
21. H H H B B H H H Бороводороды – соединения с дефицитом электронов. Например: в
22. В диборане имеют место двухцентровые и трехцентровые связи. Две концевые BH2 лежат в одной плоскости, а
23. Она возникает в результате перекрывания двух sp2-гибридных орбиталей бора и 1s-орбитали атома H, что и обеспечивает
24. Гидриды бора разлагаются водой, спиртами, щелочами с выделением водорода B2H6 + 6H2O → 2H3BO3 + 3H2↑
25. Борогидриды лития и натрия используют в органических синтезах как сильные восстановители. Чаще используют Na[BH4] – белое
26. Тетрафторобораты очень разнообразны, хорошо растворимы в воде, мало растворимы - K[BF4], Rb[BF4], Cs[BF4]. Все эти комплексы
27. С кислородом бор образует борный ангидрид B2O3 – кристаллическое вещество. В газообразном состоянии молекула B2O3 имеет
28. При взаимодействии с водой вначале образуются метаборная кислота, а дальнейшее обводнение приводит к образованию ортоборной кислоты:
29. Ортоборная кислота или ортоборат водорода при нагревании теряет воду, переходя в полимерные метабораты водорода HBO2 и
30. H3BO3 и бораты образуют устойчивые комплексы с глицерином, при этом кислотные свойства ее усиливаются: CH2 OH
31. Соли борных кислот в своем большинстве полимеры. Так, в кристаллах NaBO2 присутствует циклический метаборатный анион, а
32. Эти анионы состоят из плоских треугольных структурных единиц BO3 4H3BO3 → H2B4O7 + 5H2O H3BO3 –
33. Качественной реакцией на H3BO3 и соли борных кислот является взаимодействие с H2SO4 (к) и метанолом (этанолом)
34. При нейтрализации H3BO3 не образуются ортобораты, содержащие ион BO33-, а получаются тетрабораты, метабораты: 4H3BO3 + 2NaOH
35. Невозможность получения ортоборатов объясняется малой диссоциацией H3BO3, приводящей к практически полному гидролизу ее солей: Na2B4O7 +
36. Применение в фармации. Кислота борная, натрия тетраборат применяются наружно в качестве антисептических средств. Алюминия гидроксид применяется
37. АЛЮМИНИЙ Характерная степень окисления +3. КЧ=6; 4. Содержание Al в земной коре составляет 2,8%.
38. Основным сырьем для получения алюминия являются бокситы, содержащие до 60% глинозема Al2O3. Перспективным является выделение его
40. На воздухе алюминий покрывается тончайшей пленкой Al2O3, отличающейся большой прочностью. Это объясняет его устойчивость при комнатной
41. Наличие в валентном слое незаполненных p- и d-орбиталей дает возможности для донорно-акцепторного взаимодействия. Ион Al3+ проявляет
42. При комплексообразовании в химическую связь могут вносить вклад свободные d-орбитали. Поэтому существуют комплексы с КЧ=6. Например:
43. Металлический алюминий, поверхность которого покрыта защитной пленкой Al2O3 не реагирует с водой, но если ее разрушить,
44. При нагревании Al энергично взаимодействует с O2, S, N2, но не реагирует с H2. 4Al +
45. Однако очень разбавленные и очень концентрированные растворы HNO3 и H2SO4 на Al практически не действуют –
46. С растворами щелочей алюминий взаимодействует энергично, поскольку они растворяют оксидную защитную пленку: 2Al + 6NaOH +
47. Al не вступает в реакцию с водородом H2. Гидрид Al (алан) получают косвенным путем, действуя LiH
48. Оксид Al - Al2O3 – очень твердое тугоплавкое соединение, известно его 3 модификации – . Al2O3
49. Гидроксид алюминия - Al(OH)3 Получают: Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3 студ.белый осадок + 3Na2SO4 Al(OH)3 –
50. В отличие от многих гидроксидов d-элементов Al(OH)3 не растворяется в NH3 Галиды алюминия (галогениды) получают прямым
51. AlCl3 – малорастворимое и тугоплавкое вещество, остальные хорошо растворимы, причем при растворении их в воде выделяется
52. Далее образуются различные полиядерные комплексы [Al2(OH)2]4+, которые остаются в растворе, поэтому не наблюдается образование осадка гидроксида,
53. Биологическая роль Алюминий и бор относятся к примесным микроэлементам. Концентрируются в сыворотке крови, легких, мозге, печени,
54. Избыток бора вреден для организма, так как он угнетает амилазы, протеиназы, уменьшает активность адреналина, нарушает в
56. Скачать презентацию

Слайд 2

Слайд 3

К p-элементам III-A группы относятся бор В алюминий Al
и элементы

семейства галлия –
галлий Ga, индий In, таллий Tl.

Слайд 4

С увеличением порядкового номера энергия ионизации атомов уменьшается, а металлические свойства

элементов III-A группы, как и в других главных подгруппах заметно усиливаются.
Так, оксид бора имеет кислотный характер, оксиды Al, галлия и индия амфотерны, причем их основные свойства постепенно усиливаются, а оксид таллия имеет основной характер.

Слайд 5

Бор – неметалл, таллий – типичный элемент металл. Металлические свойства этих

элементов выражены слабее, чем соответствующих главных подгрупп (IIA и особенно IA групп).
Неметалличность бора отвечает его положению в периодической системе между бериллием и углеродом и по диагонали рядом с кремнием, поэтому у бора проявляются сходства не только с Al, но и с кремнием.

Слайд 6

Степени окисления: +3, -3, +1, -1. Для таллия наиболее устойчивы соединения,

где степень окисления равна +1.
Электронные формулы B, Al, Ga, In, и Tl
В [He] – 2s22p1
Al [Ne] – 3s23p1
Ga [Ar] – 4s23d104p1
In [Kr] – 5s24d105p1
Tl [Xe] – 6s24f145d106p1

Слайд 7

История открытия и получения бора.

Название элемента появилось за тысячу лет

до его открытия, во времена алхимии так называли буру. Первое сообщение о получении бора было сделано в 1808 г. сразу двумя учеными в двух страна: Гей-Люссаком во Франции и Гемфри Дэви в Англии. Полученные продукты были так непохожи, что казались различными веществами.

Слайд 8

Позже в 1856 году химики А. Девиль и Ф. Велер выяснили,

что бор может существовать в двух различных модификациях: кристаллической и аморфной. И та, и другая модификации могут быть получены действием активных металлов на соединения бора:
t
B2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Bкристаллический
H3BO3 + 3Na → 3NaOH + Bаморфный

Слайд 9

Споры о свойствах бора в чистом состоянии не затихали примерно 100

лет после первого его выделения. В 1892 г. французский ученый Анри Муассон, проверяя работы Гей-Люссака, Деви, Велера, установил, что полученные ими вещества содержали лишь 70% бора. Чистый бор был получен в 1908 г. восстановлением хлорида бора в электрической дуге:
t
2BCl3 + 3H2 → 2B + 6HCl

Слайд 10

В настоящее время Bкристаллический получают аналогично восстановлением галогенидов водородом:
t
2BBr3

+ 3H2 → 2B + 6HBr

Слайд 11

Технический Bаморфный получают Mg-термическим восстановлением борного ангидрида, образующегося при термическом разложении

борной кислоты. Методика была предложена А. Муассоном:
t
2H3BO3 → B2O3 + 3H2O
t
3Mg + B2O3 → 3MgO + 2B

Слайд 12

БОР. Содержание в земной коре составляет 3·10-4%. В свободном состоянии не

встречается. Основные минералы:
Na2B4O7 · 10 H2O – бура
H3BO3 –борная кислота
Аморфная форма бора – коричневая, кристаллическая – черная. Кристаллическая решетка бора прочна, по твердости уступает только алмазу.

Слайд 13

Бор – первый p-элемент в периодической системе элементов. Строение электронной оболочки

атома в невозбужденном состоянии:
2p
2s
1s
В возбужденном состоянии:
2p
2s
1s

Слайд 14

При комнатной температуре бор инертен и непосредственно взаимодействует со фтором, образуя

BF3, где имеет место sp2-гибридизация, орбитали расположены под углом 120º.
При нагревании (400-700 ºС) окисляется O2, S, хлором и даже азотом (свыше 1200 ºС). С водородом бор не взаимодействует.

Слайд 15

В кислотах, не являющихся окислителями, бор не растворяется. Он взаимодействует при

нагревании с конц. H2SO4, HNO3, с царской водкой.
2B + 3H2SO4 (к) → 2H3BO3 + 3 SO2↑
B + 3 HNO3 (к) → H3BO3 + 3 NO2↑
Bкрист не реагирует с растворами щелочей.
Bаморфн взаимодействует с их конц. растворами.
550°
2B + 3 H2O B2O3 + 3H2↑

Слайд 16

При нагревании бора с галогенами получаются галогениды:
BF3, BCl3: газы
BBr3:

жидкость
BI3: кристаллическое вещество
Галогениды бора активно взаимодействуют с водой:
BBr3 + 3HOH → H3BO3 + 3HBr

Слайд 17

Вещества, реагирующие необратимо с водой с образованием двух кислот, одна из

которых галогеноводородная, называются галогеноангидридами. Таким образом, галогениды бора – это галогеноангидриды борной кислоты.
При гидролизе стеклообразного сульфида бора:
B2S3 + 6 H2O → 2H3BO3 + 3H2S

Слайд 18

При нагревании бор взаимодействует со многими металлами, образуя бориды. Это кристаллические

тугоплавкие вещества. Почти все бориды d-элементов характеризуются очень большими твердостью и тугоплавкостью, химической инертностью. Бориды s-элементов (MgB2, Mg3B2) реакционно способны:
t
2B + 3Mg → Mg3B2

Слайд 19

Большинство металлов в зависимости от условий синтеза образуют бориды различного состава.
При

действии разбавленной HCl на борид Mg получают гидрид бора (бороводород или боран):
6MgB2 + 12HCl → H2 + B4H10 + 6MgCl2 + 8B
Mg3B2 + 6H2O → B2H6 + 3Mg(OH)2

Слайд 20

Простейшие водородные соединения бора – BH3 в обычных условиях не существует.

Из выделенных в свободном состоянии гидридов бора состава BnHn+4 и BnHn+6 простейшими являются:
B2H6, B4H10 – газы
B6H12 – жидкость
B10H14 – твердое вещество
Имеют отвратительный запах и ядовиты.

Слайд 21

H H H
B B
H H H
Бороводороды – соединения с

дефицитом электронов. Например:
в B2H6 общее число валентных электронов равно 12, т.е. их не хватает для образования восьми обычных двух электронных двухцентровых связей.

Слайд 22

В диборане имеют место двухцентровые и трехцентровые связи. Две концевые BH2

лежат в одной плоскости, а атомы водорода и бора связаны двухцентровыми двухэлектронными связями. Два же центральных атома водорода расположены симметрично над этой плоскостью и под нею и объединены с атомами бора трехцентровой двухэлектронной связью.

Слайд 23

Она возникает в результате перекрывания двух sp2-гибридных орбиталей бора и 1s-орбитали

атома H, что и обеспечивает прочность молекулы B2H6. Диборан B2H6 – энергичный восстановитель, на воздухе он самовоспламеняется:
B2H6 + 3O2 → B2O3 + 3H2O

Слайд 24

Гидриды бора разлагаются водой, спиртами, щелочами с выделением водорода
B2H6 +

6H2O → 2H3BO3 + 3H2↑
В среде эфира B2H6 взаимодействует с LiH, образуя анионные комплексы
B2H6 + 2LiH → 2Li[BH4]
тетрагидридоборат(III) лития или боронат лития

Слайд 25

Борогидриды лития и натрия используют в органических синтезах как сильные восстановители.

Чаще используют Na[BH4] – белое кристаллическое вещество, получают:
4NaH + B(OCH3)3 →
Na[BH4] + 3CH3ONa
B(OCH3)3 – метиловый эфир ортоборной кислоты
Na[BH4] – боронат натрия

Слайд 26

Тетрафторобораты очень разнообразны, хорошо растворимы в воде, мало растворимы - K[BF4],

Rb[BF4], Cs[BF4].
Все эти комплексы соответствуют sp3-гибридному состоянию атома бора и имеют форму тетраэдра.

Слайд 27

С кислородом бор образует борный ангидрид B2O3 – кристаллическое вещество. В

газообразном состоянии молекула B2O3 имеет строение:

O
B 95° B
O O

B2O3 необходимая составная часть эмалей, глазурей, а также термостойкого стекла. Борный ангидрид гидроскопичен.

Слайд 28

При взаимодействии с водой вначале образуются метаборная кислота, а дальнейшее обводнение

приводит к образованию ортоборной кислоты:
B2O3 + H2O → 2HBO2 метаборная кислота
B2O3 + 3H2O → 2H3BO3 ортоборная кислота
В разбавленном водном растворе существует только одна кислота H3BO3 – кристаллическое вещество, имеет слоистую структуру, в которой молекулы прочно объединены водородными связями. Плохо растворяется в воде, хорошо - в горячей.

Слайд 29

Ортоборная кислота или ортоборат водорода при нагревании теряет воду, переходя в

полимерные метабораты водорода HBO2 и далее в B2O3:
2H3BO3 2HBO2 B2O3
-2H2O -H2O
В ортоборной кислоте субъединицы B(OH)3 связаны друг с другом водородными связями и образуют бесконечные слои с симметрией, близкой к гексагональной.

Слайд 30

H3BO3 и бораты образуют устойчивые комплексы с глицерином, при этом кислотные

свойства ее усиливаются:

CH2 OH
H+
2 CH OH + H3BO3
-2H2O
CH2 OH

CH2 OH HO CH2
CH O O CH
B
CH2 O O CH2

Слайд 31

Соли борных кислот в своем большинстве полимеры. Так, в кристаллах NaBO2

присутствует циклический метаборатный анион, а в Сa(BO2)2 полиметаборатный анион, образующий бесконечные цепи в виде зигзагов:

O
B
O O
B B
O O O

O
O O B
O B O B O
O

Слайд 32

Эти анионы состоят из плоских треугольных структурных единиц BO3
4H3BO3 →

H2B4O7 + 5H2O
H3BO3 – слабая кислота. В отличие от обычных кислот ее кислотные свойства обязаны не отщеплению протона, а присоединением OH-ионов.
H3BO3 + HOH → [B(OH)4]- + H+

Слайд 33

Качественной реакцией на H3BO3 и соли борных кислот является взаимодействие с

H2SO4 (к) и метанолом (этанолом) при нагревании. Образуется борнометиловый эфир, который при поджигании горит очень красивым зеленым пламенем.
Na2B4O7 + H2SO4 (к) + 5H2O → 4H3BO3 + Na2SO4
H3BO3 + 3CH3OH → (CH3O)3B + 3H2O

Слайд 34

При нейтрализации H3BO3 не образуются ортобораты, содержащие ион BO33-, а получаются

тетрабораты, метабораты:
4H3BO3 + 2NaOH → Na2B4O7 + 7H2O
H3BO3 + NaOH → NaBO2 + 2H2O

Слайд 35

Невозможность получения ортоборатов объясняется малой диссоциацией H3BO3, приводящей к практически полному

гидролизу ее солей:
Na2B4O7 + 7H2O → 4H3BO3 + 2NaOH
Как и B2O3, так и бораты легко образуют стекловидные фазы, что обуславливает их полимерное строение.

Слайд 36

Применение в фармации.
Кислота борная, натрия тетраборат применяются наружно в качестве

антисептических средств.
Алюминия гидроксид применяется в качестве адсорбирующего и обволакивающего средства: наружно – для присыпок, внутрь – для лечения язвенной болезни, гастритов, входит в состав препарата “Алмагель”.
В фарманализе в методе кислотно-основного титрования применяют тетраборат натрия как установочное вещество.

Слайд 37

АЛЮМИНИЙ
Характерная степень окисления +3.
КЧ=6; 4.
Содержание Al в земной коре составляет

2,8%.

Слайд 38

Основным сырьем для получения алюминия являются бокситы, содержащие до 60%

глинозема Al2O3. Перспективным является выделение его из алюминиевой руды нефелина - Na2O•Al2O3•2SiO2. Встречается минерал криолит – Na3[AlF6]. Встречается чистый Al2O3 – минерал корунд. Драгоценные камни рубин и сапфир – это кристаллы корунда, окрашенные примесью оксида хрома (рубин) и оксидов титана и железа (сапфир).

Слайд 39

Слайд 40

На воздухе алюминий покрывается тончайшей пленкой Al2O3, отличающейся большой прочностью. Это

объясняет его устойчивость при комнатной температуре к действию кислорода и воды. Конфигурация внешних электронных оболочек - 3s23p1.
3d
Al* 3p
3s

Слайд 41

Наличие в валентном слое незаполненных p- и d-орбиталей дает возможности для

донорно-акцепторного взаимодействия. Ион Al3+ проявляет склонность к комплексообразованию. Как вообще для s- и p-элементов, для Al3+ характерно образование комплексов с H2O, OH-, F-, менее устойчивые с Cl-, Br-, I-.

Слайд 42

При комплексообразовании в химическую связь могут вносить вклад свободные d-орбитали. Поэтому

существуют комплексы с КЧ=6. Например: [AlF6]3- - sp3d2-гибридизация. В водных растворах солей Al содержатся октаэдрические комплексы [Al(H2O)6]3+. С ионами H- и Al3+ образует тетраэдрический комплекс [AlH4]-.

Слайд 43

Металлический алюминий, поверхность которого покрыта защитной пленкой Al2O3 не реагирует с

водой, но если ее разрушить, то происходит бурное взаимодействие с водой с образованием Al(OH)3 и H2:
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2↑

Слайд 44

При нагревании Al энергично взаимодействует с O2, S, N2, но не

реагирует с H2.
4Al + 3O2 → 2Al2O3
С кислотами Al активно взаимодействует с выделением водорода:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑
2Al + 6H+ + 12H2O →
2[Al(H2O)6]3+ + 3H2↑

Слайд 45

Однако очень разбавленные и очень концентрированные растворы HNO3 и H2SO4 на

Al практически не действуют – происходит пассивация. В умеренной концентрации растворов этих кислот Al растворяется.

Слайд 46

С растворами щелочей алюминий взаимодействует энергично, поскольку они растворяют оксидную защитную

пленку:
2Al + 6NaOH + 6H2O →
2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑
гексагидроксоалюминат (III) натрия
3Cu2+ +2Al → 3Cu + 2Al3+
Cu – красная губчатая масса

Слайд 47

Al не вступает в реакцию с водородом H2. Гидрид Al (алан)

получают косвенным путем, действуя LiH в эфирном растворе на AlCl3:
AlCl3 + 3LiH → AlH3 + 3LiCl
AlH3 – белый порошок, имеет полимерное строение, это соединение с дефицитом электронов.
Если взять большое количество LiH, то получается гидридоалюминат или аланат лития:
AlCl3 + 4LiH → Li[AlH4] + 3LiCl
Это устойчивое соединение, сильный восстановитель.

Слайд 48

Оксид Al - Al2O3 – очень твердое тугоплавкое соединение, известно его

3 модификации – .
Al2O3 – корунд, по твердости он уступает только алмазу. Обладает амфотерными свойствами, но не взаимодействует с водой, кислотами и щелочами.

Слайд 49

Гидроксид алюминия - Al(OH)3
Получают:
Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3 студ.белый

осадок + 3Na2SO4
Al(OH)3 – полимерное соединение, формула условна Al(OH)3•H2O. Это типичное амфотерное соединение:
t
2Al(OH)3 → 3H2O + Al2O3
Al(OH)3 + 3H+ + 3H2O → [Al(H2O)6]3+
Al(OH)3 + 3OH- → [Al(OH)6]3-

Слайд 50

В отличие от многих гидроксидов d-элементов Al(OH)3 не растворяется в NH3

Галиды алюминия (галогениды) получают прямым взаимодействием простых веществ. Это бесцветные кристаллические вещества.

Слайд 51

AlCl3 – малорастворимое и тугоплавкое вещество, остальные хорошо растворимы, причем при

растворении их в воде выделяется большое количество теплоты. Соли сильно гидролизуются:
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 6NaCl + 3H2CO3
Гидролиз необратимый, первой стадией которой является отщепление H+
[Al(H2O)6]3+ ↔ [Al(H2O)5OH]2+ + H+

Слайд 52

Далее образуются различные полиядерные комплексы [Al2(OH)2]4+, которые остаются в растворе, поэтому

не наблюдается образование осадка гидроксида, хотя протекание гидролиза можно легко заметить по изменению раствора.
С фторидами щелочных металлов AlF3 образует фтороалюминаты, наиболее устойчивый из них криолит Na3[AlF6].

Слайд 53

Биологическая роль
Алюминий и бор относятся к примесным микроэлементам. Концентрируются в

сыворотке крови, легких, мозге, печени, печени, почках. Избыток алюминия тормозит синтез гемоглобина, блокируя активные центры ферментов, участвующих в кроветворении.

Слайд 54

Избыток бора вреден для организма, так как он угнетает амилазы, протеиназы,

уменьшает активность адреналина, нарушает в организме обмен углеводов и белков, что приводит к кишечным заболеваниям – энтеритам.