Элементы главной подгруппы III группы. Элемент Номер Атомная масса
 Скачать 22.32 Kb.
|
|
Элементы главной подгруппы III группы Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Элемент Номер Атомная масса Электронная конфигурация Бор 5 10.81 Іл-2.4-2/)' Алюминий 13 26,98 ІЛЛр'ЗлЧ/)' Галлий 21 69,72 Іг2ї:2/>'і3.у23//31 Индий 49 114.82 1л-2г2/>43л-23/>л3мОни относятся к />-элементам. Атомы элементов подгруппы имеют по три электрона на внешнем энергетическом уровне. В химических соединениях проявляют степень окисления, равную +3, хотя бор может проявлять степень окисления -3. Для таллия наиболее устойчивой является степень окисления +1. Химические свойства элементов главной подгруппы III группы Металлические свойства элементов главной подгруппы III группы ослабевают по сравнению с элементами главной подгруппы II группы. Так, бор относится к неметаллам и имеет наибольшую энергию ионизации в подгруппе. С возрастанием заряда ядра энергия ионизации атомов уменьшается и металлические свойства усиливаются. Алюминий — металл, хотя его гидроксид обладает амфотерными свойствами. Наиболее сильно металлические свойства выражены у таллия, а в степени окисления +1 он близок к щелочным металлам. Все элементы подгруппы образуют оксиды типа R,Oy им отвечают гидроксиды состава R(OH)3. Бор является кислотообразующим элементом, не образует положительно заряженных ионов в водных растворах. С водородом элементы главной подгруппы III группы непосредственно не реагируют. Бор образует летучие водородные соединения — бораны. Гидрид алюминия — полимерное твердое вещество. Все элементы подгруппы при повышенной температуре реагируют с кислородом и другими неметаллами. Например, 4В + ЗО, >7оот 2В,03. Химическая связь в оксиде бора ковалентная; это кислотный оксид. Ему соответствует борная кислота Н3В03. Остальные элементы группы образуют ионные оксиды, проявляющие амфотерные свойства. Соответствующие гидроксиды также амфотерны. Элементы подгруппы бора реагируют со многими металлами, образуя интерметаллиды. Например, ЗА1 + Ni = NiAlj. Алюминий и его соединения Алюминий. Физические свойства. Чистый алюминий представляет собой легкий серебристо-белый металл, очень пластичный и ковкий. После серебра и меди металлический алюминий — лучший проводник электричества и тепла Химические свойства. Алюминий сравнительно легко отдает валентные электроны, проявляя восстановительные свойства. Металлические свойства алюминия более слабые по сравнению с щелочными и щелочноземельными металлами. В ряду стандартных электродных потенциалов алюминий стоит перед железом и по активности близок к щелочноземельным металлам. Чистый алюминий устойчив на воздухе, в горячей и холодной воде, в концентрированных серной и азотной кислотах. Это объясняется тем, что на поверхности алюминия образуется прочная защитная пленка оксида алюминия, которая препятствует дальнейшему взаимодействию. Если оксидную пленку разрушить, то алюминий активно реагирует с водой: 2А1 + 6Н20 = 2А1(ОН)3 + ЗН2Т. Очищенный алюминий так же легко реагирует с разбавленными растворами кислот: 2А1 + 6НС1 = 2А1С1, + ЗН,Т. На холоде алюминий не взаимодействует с концентрированными серной и азотной кислотами.С горячими растворами этих кислот алюминий реагирует, но водород при этом не выделяется: А1 + 6HNO, = A1(NOj)J + 3NO, + ЗН20. Алюминий вступает в реакцию с галогенами: 2А1 + ЗВг2 = 2А1Вг, В присутствии влаги в качестве катализатора порошок алюминия бурно реагирует с йодом: 2А1 + 31, = 2AJ1} При высоких температурах (700-2000°С) алюминий вступает в реакцию с серой, азотом и углеродом, образуя сульфид А1Д, нитрид A1N и карбид А14С3 соответственно. Алюминий легко растворяется в щелочах, при этом образуются алюминаты: 2А1 + 2NaOH + 6Н,0 = 2Na[Al(OH)4] + ЗН,Т. При нагревании порошок алюминия воспламеняется и сгорает ослепительным пламенем: 4А1 + 302 = 2А1,03. При этом выделяется большое количество энергии. Эта особенность алюминия широко используется для получения различных металлов из оксидов путем восстановления их алюминием (алюмотермия) Оксид алюминия. Физические свойства. Белое, твердое, нерастворимое в воде и очень тугоплавкое вещество. Природные кристаллы оксида алюминия (корунд), окрашенные в разные цвета за счет примесей, относятся к драгоценным камням (сапфиры, аметисты, рубины) Химические свойства. Оксид алюминия не растворяется в воде и не реагирует с ней. Он амфотерен. т. е. взаимодействует и с щелочами, и с кислотами: а) с соляной кислотой: А1203 + 6НС1 = 2А1С1, + ЗН,0; б) при сплавлении с твердым гидроксидом натрия: А1,03 + 2NaOH = 2NaA102 + Н20; в) с раствором гидроксида натрия: А1203 + 2NaOH + ЗН.О = 2Na[Al(OH)4). Являясь амфотерным соединением, оксид алюминия может взаимодействовать не только с кислотами и щелочами, но и с карбонатами щелочных металлов (при сплавлении): А1203 + Na2C03 = 2NaA102 + С02. а также с кислыми солями (при сплавлении): А1203 + 6KHSO, = A1,(S04)3 + 3K2S04 + зн2о. Гидроксид алюминия. Физические свойства. Свежеосажденный гидроксид алюминия представляет собой белый студенистый осадок, нерастворимый в воде, но легко растворимый в кислотах и сильных щелочах. 3. Зак. 482 Химические свойства. Гндроксид алюминия имеет амфотерный характер, хотя как кислотные, так и основные свойства выражены у него очень слабо: а) А1(ОН), + 3HCI = А1С1, + ЗН,0; А1(ОИ)} + ЗН* = А1" + ЗН,0; б) А1(ОН), + NaOH = Naf AI(OH)J; АІ(ОН), + ОН" = |AI(OH)j". Как видно из приведенных уравнений реакций, в кислой среде преобладает ион А13*, а в щелочной преимущественно образуется ион [Al(OH)J_, он являегся наиболее устойчивым. Практическая работа № 1 Ответы к 2 варианту. Углерод С является неметаллом, стоящим в 4А группе 2 периода. Его порядковый номер 6. Его 6 электронов находятся на 2 энергетических уровнях и распределены следующим образом: 2, 4. Электронная формула углерода: 1S2 2S2 2P2. Число валентных электронов 4. Углерод является главным элементом живой природы: его атомы образуют основу всех органических веществ. В неживой природе он сосредоточен в карбонатах минералах и в углекислом газе. Для атомов углерода свойственна аллотропия, наиболее известными являются алмаз и графит, представляющие собой чистый углерод. В алмазе атомы углерода образуют абсолютно правильную кристаллическую решетку. Все 4 валентных электрона атома углерода участвуют в образовании 4 ковалентных неполярных связей с соседними 4-мя атомами. Такое строение алмаза обеспечивает исключительную твердость этого вещества. В отличие от алмаза графит имеет слоистую структуру. Внутри каждого слоя атомы углерода также связаны прочными ковалентными связями, но между образованными слоями действуют лишь более слабые межмолекулярные связи. Существует 2 оксида углерода: СО2 - оксид углерода 4 или углекислый газ, СО - оксид углерода 2, или угарный газ. Углекислый газ образуется в результате горения углеродсодержащих веществ. Углекислый газ не имеет цвета и запаха, не является ядовитым газом. Он не поддерживает горения. Угарный газ-это коварный ядовитый газ без цвета и запаха, вызывает тяжёлые отравления и даже смерть. Попадая в организм при дыхании, он вытесняет кислород из крови и тем самым нарушает нормальный обмен веществ. Угарный газ образуется при горении углеродсодержащих веществ в условиях высоких температур и недостатка кислорода. Характеристика элемента по его нахождению в периодической системе. 1.Химический элемент - Mg. 2.Относительная атомная масса - 24, 312. 3.Атомный номер - 12. 4.Номер периода - III (малый) . 5.Номер ряда - 3 (нечетный) . 6.Номер группы - II. 7.Подгруппа - A (главная) , 8.Металл или неметалл - металл. 9. Оксид - MgO, 10.Гидроксид магния - Mg(OH)2. 11.Строение атома: (+12) )-2 )-8 )-2 а) Заряд ядра - +12. б) общее количество электронов - -12 е. в) число электронов на внешнем уровне - 2. г) число завершенных энергетических уровней - 2. д) степень окисления - +2. Дайте характеристику химического элемента магния по плану: • положение элемента в ПСХЭ; • строение атома; • формулы оксида и гидроксида, их характер. Магний -- Mg Порядковый номер Z=12; массовое число А= 24, заряд ядра + 12, число протонов =12, нейтронов( N= A-Z= 12) 24 – 12=12 нейтронов, электронов = 12, период – 3, энергетических уровней - 3, Строение электронной оболочки: 12 М g 2е; 8е; 2е. 12 М g ) ) ) 2 8 2 Степень окисления +2; Восстановительные свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция, что связано с увеличением радиусов атомов Ве – М g -- Са; Ион магния М g 2+ МgО – оксид магния является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Магний образует гидроксид Мg(ОН)2, который проявляет все характерные свойства оснований. 3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида магния с соляной кислотой в молекулярном и ионном виде. MgO+2HCl=MgCl₂ + H₂O MgO+2H+=Mg2+ + H₂O Mg(OН)2+2HCl= MgCl₂ + 2H₂O Mg(OН)2+2H+= Mg2+ + 2H₂O 1. Дано уравнение реакции получения оксида азота (II): N2 + 02 2NO - Q. Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам. Рассмотрите данную реакцию с точки зрения ОВР. Укажите окислитель и восстановитель. N20 + O20 2N+2O-2 - Q N20 – 2*2е = 2N+2 восстановитель O20+2*2е = 2O-2 окислитель Исходные вещества: азот 1 моль, 2 атома N, кислород 1 моль (2 атома О). Продукт реакции: 2 моль оксида азота 2 (в молекуле 1 атом азота и 1 атом кислорода). Исходные вещества и продукты реакции – газы. Реакция эндотермическая. Обратимая. Без катализатора. С изменением степеней окисления. |