Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия» (для студентов инженерно технологического факультета)
|
|
Скачать 1.27 Mb.
|
|
Тема: s - ЭЛЕМЕНТЫ II ГРУППЫ ^ Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – элементы II А группы, из них Ca, Sr, Ba, Ra – щелочноземельные металлы, т.к. их гидроксиды обладают щелочными свойствами. Из всех этих элементов только бериллий – является моноизотопным, все остальные полиизотопны. Радий – единственный элемент этой подгруппы, для которого неизвестно ни одного устойчивого изотопа. Все 14 изотопов радиоактивны и среди них наиболее устойчив 226Ra. Атомы элементов на внешнем электронном уровне имеют по 2 электрона с противоположными спинами. В возбужденном состоянии один из двух внешних электронов занимает р-орбиталь  ), за счет чего атомы могут быть двухвалентными.2s 2p Be [He] 2s2 Be* [He] 2s1 2p1   Радиусы атомов их меньше, чем у атомов щелочных металлов, поэтому потенциал ионизации больше. От Be(Mg) к Ra увеличивается радиус атома и иона, в соответствии с этим усиливаются металлические свойства. Причем они менее выражены, чем у щелочных металлов. У щелочноземельных металлов – тип металлических структур:Be, Mg – ГПУ (гексагональная плотная упаковка) Ca, Sr – ГКУ (гранецентрированная кубическая упаковка) Ba – ОЦКУ (объемно-центрированная кубическая упаковка)     ГПУ ГКУ ОЦКУ Температура плавления и кипения бериллия, а также твердость значительно превосходит остальные элементы подгруппы, это связано с тем, что бериллий образует наиболее прочную кристаллическую решетку. Стандартный электродный потенциал уменьшается сверху вниз, соответственно. Восстановительная активность увеличивается от Ве к Ra, но они менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Незакономерное изменение физических свойств: плотности, температуры плавления, температуры кипения обусловлены существенными различиями в строении пространственных кристаллических решеток. В свободном состоянии это легкие металлы, тверже щелочных, самый мягкий барий, имеют серебристо-белый цвет. Для элементов II-A группы характерна степень окисления +2, соединения со степенью окисления +1 – неустойчивы. Все окисляются на воздухе и бериллий, и магний покрываются плотной пленкой оксидов, защищающей их от воздействий. Но остальные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха более энергично, поэтому хранят также как и щелочные. При нагревании все металлы сгорают на воздухе с образованием оксидов.  При высоких температурах взаимодействуют с азотом, образуя нитриды.       Взаимодействуют с водой, вытесняя водород, все кроме бериллия, магний реагирует медленно и только при высоких температурах, а остальные бурно, т.к. в ряду стандартных электродных потенциалов находятся левее водорода.   Магний сначала образует оксид, а затем гидроксид.  Магний покрыт оксидной плёнкой MgO, который растворяется в H2O при нагревании.    ^ при нагревании) СаS + 2H2O → Ca(OH)2 + H2S↑ Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3↑ CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2↑ CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2↑ Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3↑ Mg2Si + 4H2O → 2Mg(OH)2 + SiH4↑ Ca, Sr, Ba легко взаимодействуют с водородом, а Be, Mg – не взаимодействуют. Наряду с обычными оксидами в отличие от Be и Mg образуют пероксиды   Гидроксиды щелочноземельных металлов – сильные основания (щелочи). Be(OH)2 - aмфолит. Mg(OH)2 – как основание средней силы хорошо растворяется в кислотах и в растворах солей аммония  .С ростом ионных радиусов Э2+ в ряду Be-Ba растет растворимость гидроксидов и усиливаются основные свойства в ряду Са(ОН)2 – Sr(OH)2 –Ba(OH)2. Об этом можно судить по значениям  образования ЭСО3 в реакции: BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3  ,кДж/моль 25,1 -38,1 -74,9 -110,0 -128,0Малорастворимые гидроксиды бериллия и магния получают с помощью реакций обмена между солями этих металлов и щелочами. MgCl2 + 2KOH → Mg(OH)2↓ + 2KCl Гидроксиды рассматриваемых элементов разлагаются при нагревании.  Из разбавленых кислот (кроме HNO3) эти металлы вытесняют водород   ;разбавленную HNO3 восстанавливают до иона аммония, концентрированную как активные металлы до N2О   Способы получения Получение бериллия. 1. Из оксидов, фторидов пирометаллургическим методом, т.е. при высокой температуре (восстановители – CO, C, Mg).    2. Электролиз расплавов солей.   Получение магния из оксидов восстановлением C и Si   Mg + H2≠ Ca - электролизом расплавов солей, Sr и Ba- алюмотермией 3   Растворимость солей: Хорошо растворимы: хлориды, бромиды, иодиды и нитраты. Плохо растворимы сульфаты (кроме MgSO4), карбонаты, фосфаты, силикаты. Сульфиты – малорастворимы в воде и сильно гидролизуются. Все соли бария токсичны, применяются в сельском хозяйстве как инсектициды – яды для борьбы с вредными насекомыми (BaCl2, BaCO3). ^ Также как литий отличается от элементов I-A группы, Be – отличается от элементов II-А группы. Атом Ве имеет на предвнешнем электронном уровне только два электрона, в отличие от остальных элементов II-A группы, у которых их по 8. У него наименьший радиус. Поэтому Ве проявляет диагональное сходство с Al. Ве и его аналоги при нагревании с галогенами образуют галогениды ЭГ2. Их получают также действуя НГ на металл или на Э(ОН)2. Be + Cl2 → BeCl2 ЭГ2 – кристаллические вещества. В молекуле BeCl2 в наружном слое 4 электрона. Ве – может быть акцептором электронных пар и образовывает две связи по донорно-акцепторному механизму. Cl – донор электронной пары.  В итоге при конденсации BeCl2 образуются линейные полимерные цепи. Бериллий образует бинарные соединения: Be + O2 = 2BeO Be + S  BeS  и разлагаются водой  В обычных условиях бериллий не образует простых ионов, как и для алюминия, для него характерны катионные и анионные комплексы, где координационное число Be равно 4 (Кч.Be = 4); в водных растворах не существует иона Be2+ так как он гидратирован. Также как и алюминий бериллий обладает амфотерными свойствами, растворяется и в кислотах и в щелочах  Be + 2H+ + 4H2O = [Be(H2O)4]2+ + H2↑  Be + 2OH- + 2H2O = [Be(OH)4]2- + H2↑ Be пассивируется концентрированной азотной и серной кислотами, но при нагревании реагируют с этими кислотами:  Амфотерный оксид Ве взаимодействует при сплавлении как с кислотными так и с основными оксидами.  (бериллат натрия) (ортосиликат бериллия).Как и оксид, амфотерны сульфиды и галогениды бериллия. BeS + Na2S → Na2BeS2 кис. осн. BeS + SiS2 → Be2[SiS4] осн. кис. BeF2 + NaF → Na2[BeF4] кис. осн. BeF2 + SiF4 → Be[SiF6] осн. кис. Амфотерен и гидроксид бериллия   Соль бериллия, образованную слабой кислотой, можно получить только непосредственно соединением элементов, но нельзя получить смешиванием водных растворов, так как идет совместный гидролиз солей. Все соединения Ве токсичны. С учетом особенностей его свойств, применяется в атомной технике, электронике. ^ В природных водах содержатся соли кальция, например, благодаря растворимости гипса CaSO42H2O. В присутствии СО2 растворяются в воде карбонаты кальция и магния   Вода, в которой много растворимых солей Ca и Mg считается жесткой. Жесткость воды выражается числом миллиэквивалентов ионов Са2+ и Mg+2, содержащихся в 1 л Н2О.  (мг- экв/л),где  и  - концентрация Са+2 и Mg+2 (мг-экв/л).Вода считается мягкой, если в литре воды содержание кальция и магния менее 4 мг-экв/л, средней 4-8, жесткой 8-12, очень жесткой – более 12 мг-экв/л. В жесткой воде мыло плохо пенится, снижается его моющие действия, т.к. соли Ca и Mg образуют с ним нерастворимые соединения. Мыло – Na-соли высокомолекулярных кислот, натрий замещается на Ca2+и образуется осадок. В жесткой воде плохо развариваются овощи. У животных нарушается Ca-Mg обмен. Только растворимые соли Ca и Mg обуславливают жесткость воды. Различают временную и постоянную жесткость воды. Временная (карбонатная) жесткость воды связана с наличием в воде растворимых гидрокарбонатов Ca и Mg. Ее устраняют нагреванием (кипячением).   или добавлением известковой воды, фосфатов  , или3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 3Na2CO3 + 3H2O + 3CO2↑ Устранить жесткость – значит получить нерастворимые соли. При этом образуется накипь СаСO3 и MgCO3. Накипь плохо проводит тепло, вызывает увеличение расхода топлива. ^ обусловлена наличием в растворе Са и Mg-солей сильных кислот – сульфатов, хлоридов. Кипячением она не устраняется. Постоянная жесткость удаляется добавлением соды и извести  MgSO4 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + Ca SO4 ^ – сумма временной и постоянной жесткости. Общую жесткость можно удалить действием соды и известкового молока (содово-известковый способ).   .Все это химические способы устранения жесткости. Ионы Са2+ и Mg2+ можно удалить из воды посредством катионитов (ионообменных смол), сложных веществ, нерастворимых в воде, способных обменивать свои катионы.  (R – сложный кислотный остаток)Ионы Са2+ и Mg2+ из воды переходят в катиониты. Для восстановления катионита, его промывают концентрированным раствором NaCl, катионит потом снова можно использовать для очистки воды.  ^ – жженая магнезия, применяется для нейтрализации при отравлении кислотами, входит в состав зубных порошков. ^ 2 – для производства Н2О2 и как отбеливающее средство. Са(ОН)2 – гашенная известь (известковое молоко) дешевое растворимое основание. СаСО3 – карбонат кальция – главная составная часть известняка, мела, мрамора. Служит для производства (негашеной, гашеной и хлорной извести). СаSO4 – используют для штукатурных работ, в медицине для изготовления отливочных форм и слепков, наложения повязок при переломах. 2CaSO4H2O – алебастр (в строительстве) СаSO42H2O – гипс (в строительстве) CaCl2 – широко применяется в медицине для внутренних инъекций. ^ M  gCl26H2OРаствор Ва(ОН)2 – баритовая вода – лабораторный реактив для открытия СО2. Ba(NO3)2 – в пиротехнике. ^ – микроэлемент. Кальцию принадлежит исключительно важная биогенная роль. Он необходим организмам для скелетообразования, костной ткани, зубов, сердечной и нервной деятельности. Кальций играет большую роль в процессах фотосинтеза, образования белков, различных органических кислот. В животных организмах его присутствие необходимо для свертывания крови, осаждения казеина (сложного белка) при действии сычужного фермента. Избыток ионов кальция подавляет возбудимость мышечной ткани и нервных волокон, повышает тонус сердечной мышцы, действие нервной системы. Радиоактивный изотоп кальция (45Са) широко используется в биологии и медицине при изучении процессов минерального обмена в живых организмах, процессов усвоения кальция растениями. Многие растения являются кальцефильными, например европейская лиственница, европейская пихта, пушистый дуб. Для своего развития они требуют повышенные концентрации кальция в почвах с нейтральной или слабощелочной средой. Ион Са2+ - антагонист иона Mg2+, Ca2+ в отличие от Mg2+ является внеклеточным катионом. При поступлении избытка солей Mg наблюдается усиленное выделение кальция из костной ткани. Основная масса Са находится в костной и зубной тканях. Са, вводимый с пищей только на 50% всасывается в кишечнике. Плохое всасывание является следствием образования труднорастворимого Са3(РО4)2. Кальций не используется внутри клетки, он выступает в качестве строительного материала в организме, в костях, зубах. Скелет – основное хранилище кальция в организме. Нарушение нормального обмена веществ приводит к отложениям различных кальциевых солей в различных органах (образование «камней», глаукомы, артериосклеротические изменения сосудов и др.). Ионы кальция участвуют в обмене веществ, они поддерживают в норме свертываемость крови. Ежедневная нормальная доза кальция для здорового человека составляет 1 г. Кальций содержит шпинат, молочный продукты, сыр, абрикосы. Са – почвообразующий элемент. Почвы с высоким содержанием Са отличаются хорошей структурой и высоким плодородием. Почвы бедные Са наоборот имеют высокую кислотность. Почвы редко нуждаются в увеличении содержания Са2+ и Mg2+. Но карбонаты Са и Mg вносят в почвы для химической мелиорации – устранение избыточной кислотности (известкование) и устранение избыточной щелочности (гипсование). ППК Н2+ + СаСО3 = ППК Са2+ + Н2О + СО2 ППК Na2+ + Ca2+ + SO42-= ППК Са2+ + 2Na+ + SO42- Хорошо растворимый Na2SO4 вымывается из почвы. Магний – необходимая часть молекулы хлорофилла растений, без которого не могут происходить процессы фотосинтеза и развитие растительного мира. Магниевое микроудобрение – доломит MgCO3CaCO3. В растениях магний участвует также в превращениях фосфорных соединений, в образовании жиров, в синтезе и распаде углеводов. При недостатке магния в почвах у растений возникают заболевания – хлороз (разрушение хлорофилла, обесцвечивание хлоропласта), у животных мышечные судороги, наблюдается остановка роста конечностей. Белое вещество мозга содержит Mg больше, чем серое, спинной мозг больше, чем головной. Богаты Mg абрикосы, персики, цветная капуста, картофель, помидоры. Магний содержат орехи, мед, морские продукты, хлеб из обойной муки, фасоль, горох, овсяная и гречневая крупа. Стронций – концентрируется в костях, частично заменяя кальций. Радиоактивный изотоп 90Sr вызывает лучевую болезнь. Он поражает костную ткань и в особенности костный мозг. Накопление 90Sr в атмосфере и в организме способствует развитию лейкемии и рака костей. Применение ЭДТА для удаления 90Sr приводит к дополнительному вымыванию Са из костей. Поэтому используют не кислоту, а Na2CaЭДТА – комплекс. Избыток стронция вызывает ломкость костей, стронциевый рахит и др. Причина – замена кальция костного вещества стронцием: ион стронция легко вымывается из костей и наступает их разрушение. ЛЕКЦИЯ 3 Тема: p – Элементы III группы ^ Известно 30 р - элементов в периодической системе, это элементы, расположенные в III-A - VIII-A группах. У р - элементов заполняется электронами р- подуровень внешнего электронного уровня. III-A группа – B, Al, Ga, In, Tl – характеризуются наличием 3-х электронов в наружном электронном слое атома, причем у бора на предвнешнем слое атома – 2 электрона, у алюминия – 8 электронов, Ga, In, Tl – 18 электронов. III группа самая элементоемкая – содержит 37 элементов, включая лантаноиды и актиноиды. Все элементы металлы, за исключением бора. При переходе от Al к Ga радиус атома уменьшается. Это связано с тем, что у Ga заполнение р - подуровня начинается после того, как заполняется 3d10 электронная оболочка. Под действием 3d10 - электронов электронная оболочка всего атома сжимается и размер атома уменьшается (эффект d - сжатия). Монотонного (последовательного) изменения металлических свойств не наблюдается. Металлические свойства резко усиливаются при переходе от бора к алюминию, несколько ослабевают у галлия, и вновь постепенно растут при переходе к таллию. Обусловлено это тем, что атома Ga происходит сжатие электронной оболочки за счет d –электронов (эффект d – сжатия) , In, Tl (в отличие от B и Al) содержат по 18 электронов на предпоследнем слое. Поэтому нарушается линейное изменение свойств (rат, Тпл и т.п.) от Al к Ga. Температура кипения закономерно уменьшается от B к Tl. Температура плавления незакономерно из-за особенностей строения кристаллической решетки. Самый легкоплавкий металл – Ga (Тпл = 29,8˚С). В невозбужденном состоянии конфигурация внешнего уровня ns2np1, в возбужденном состоянии - ns1np2. В невозбужденном состоянии имеется 1 неспаренный электрон, однако соединения большинства этих элементов, в которых их степень окисления +1, очень неустойчивы и наиболее характерна для них степень окисления +3 в возбужденном состоянии, т.к. на перевод электрона из s-состояния в р - надо немного энергии.
B – неметал, Al – еще не типичный металл, Ga, In, Tl –типичные металлы. Соединения: ЭН3, Э2О3, Э(ОН)3.  B [He] 2s22p1 В2Н6A растет восстановительная способность, устойчивость l [Ne]3s23p1 (AlH3)n Ga [Ar]4s24p1 (GaH3)n In [Kr]5s25p1 (InH3)n Tl [Xe]6s26p1 TlH3 Э2О3 B2O3 кислотный оксид Al2O3 амфотерный оксид Ga2O3 амфотерный оксид (с преобладанием основных свойств) In2O3 амфотерный оксид (с преобладанием основных свойств) Tl2O ( Tl2O3 ) основной оксид Э(ОН)3 H   нарастают основные свойства 3BO3 ортоборная кислота Al(OH)3 амфотерный гидроксид Ga(OH)3 амфотерный гидроксид In(OH)3 амфотерный гидроксид TlOH основной гидроксид Образуют соединения с галогенами ЭГ3, серой Э2S3, азотом ЭN. Много общего имеет химия кислородных соединений бора и кремния: кислотная природа оксидов и гидроксидов, способность образовывать многочисленные полимерные структуры, стеклообразование оксидов. ^ Бор по своим свойствам наиболее схож с элементом IV-A группы кремнием («диагональное сходство»). Бор – кристаллическое вещество, черного цвета, тугоплавкое при t = 2300 С. Наиболее распространены две модификации бора: аморфный и кристаллический. Аморфная модификация наиболее реакционноспособна. Получение бора 1. Термическое разложение гидридов бора: B2H6  2B + 3H22. Магнийтермией из оксида бора: B2O3 + 3Mg 3MgO + 2BB2O3 + Zn ZnO + B3. Из хлорида бора: 2BCl3 + 3Zn 3ZnCl2 + 2BНепосредственно активно бор реагирует только со фтором, однако при нагревании протекает взаимодействие с кислородом, азотом, углеродом. B + 2F2 → BF4 4B + 3O2 2B2O32B + N2 2BN4B + 3C B4C3Бор реагирует с горячими концентрированными кислотами H2SО4 и HNO3 B + H2SO4конц. → H3BO3 + SO2↑ + H2O B + HNO3конц. → H3BO3 + NO2↑ + H2O Со щелочами реагирует только в присутствии сильных окислителей: B + NaOH + H2O2 → NaBO2 + H2O Однако аморфный бор может реагировать со щелочами при кипячении: ^ Bаморфн. + NaOH NaBO2 + H2↑SiO2 + B → Si + B2O3 Галогениды бора BF3 BCl3 BBr3 BI3 газ газ жидкость твердый Ecвязи кДж 644 443 376 284  устойчивость падаетВСl3 образуется посредством взаимодействия трех электронов атома бора в возбужденном состоянии. Образуется три связи по спин - валентному (обменному) механизму. B* 3Cl Тип гибридизации бора – sp2   Так как в галогениде BГal3 имеется свободная орбиталь за счет атома бора, то в этом случае молекула BГal3 может быть акцептором электронной пары и участвовать в образовании связи по донорно-акцепторному механизму. BF3 + :F- → [F3B F] -→ [BF4-] атом бора (sp3 гибридизация)   Ион имеет тетраэдрическую структуру BF3 + NH3 → BF3 · NH3 (валентность бора = 4) Галогениды бора имеют кислотный характер и гидролизуются: BCl3 + H2O → H3BO3 + HCl BF4 + HF → H[BF4] (сильная кислота) Кислотные галогениды реагируют с основными галогенидами: ВF3 + NaF = Na[BF4] С водородом бор непосредственно не реагирует. Гидриды бора получают не прямым взаимодействием с водородом, а косвенным путем. Например, действием соляной кислоты на борид магния. Мg3В2 + 6HCl В2Н6 +3МgCl2 Получается смесь бороводородов (боранов). Бораны известны газообразные, жидкие и твердые. В2Н6 – диборан – газ В4Н10 – тетраборан – жидкость В10Н14 – твердый боран. Они имеют неприятный запах и очень ядовиты. Большинство из них самовоспламеняются и разлагаются водой. 2В4Н10 + 11 О2 = 4В2О3 + 10 Н2О В2Н6 + 6 Н2О = 2Н3ВО3 + 6Н2 В молекулах бороводородов атомы бора связаны водородными «мостиками».  Бораны – особый вид соединений, в них образуется электроннодефицитная связь. В их молекулах электронов меньше, чем необходимо для образования двухэлектронных связей. Это так называемая «банановая связь», образуется в результате перекрывания двух sp3-гибридных орбиталей атомов бора и одной s-орбитали атома водорода. Каждый мостиковый атом водорода образует с двумя атомами бора общую двухэлектронную трехцентровую связь В – Н – В. Соединения с дефицитом электронов являются акцепторами электронов.  при температуре  4НВО2 = Н2В4О7 + Н2О Н2В4О7 = 2В2О3 + Н2О H2B4O7 ↔ 2H+ + B4O72- (кислых солей не образует) В отличие от обычных кислот ортоборная кислота не отщепляет Н+, а вызывает смещение равновесия диссоциации воды, присоединяя за счет донорно-акцепторного взаимодействия OH-, выступает в роли одноосновной. B(OH)3 + H2O → B(OH)4- + H+ Кд = 5,8 ·10-10 Координационное число бора по кислороду равно 3, поэтому кислородные соединения бора образуют полимерные соединения (полибораты). Все кислоты превращаются в ортоборную: HBO2 + H2O → H3BO3 H2B4O7 + 5H2O → 4H3BO3 Если ортоборная наиболее устойчивая кислота, то соли ее не существуют в обычных условиях по сравнению с солями мета- и тетраборной кислот. Так при действии на раствор борной кислоты гидроксидом натрия получается не ортоборат, а тетраборат натрия (при недостатке NaOH) или метаборат (в избытке NaOH): ^ NaOHизб + H3BO3 = NaBO2 + 2H2O При избытке щелочи образующийся тетраборат натрия превращается в метаборат натрия: ^ Кислотный гидролиз тетрабората натрия приводит к образованию ортоборной кислоты: Na2B4O7 + 2HCl + 5 H2O = 2NaCl + 4 H3BO3 3. Алюминий По содержанию в земной коре занимает первое место среди металлов и третье среди всех элементов, после кислорода и кремния. Металлические свойства его выражены сильнее, чем у бора. Химические связи алюминия с другими металлами в основном ковалентного характера. Тип кристаллической структуры - ГПУ. В отличие от бора атом алюминия имеет свободные d-подуровни на внешнем уровне. У Al3+ небольшой радиус и довольно высокий заряд, за счет чего он является комплексообразователем с координационным числом 4 или 6. Соединения Al более устойчивы, чем бора. ^ В промышленности Al получают электролизом расплава Al2O3 в криолите (Na3AlF6) Al2O3 → Al+3 + AlO3-3 K (-) Al+3 + 3e = Al0 A (+) 2AlO3-3 – 6e = Al2O3 +  O2Ga, In, Tl – рассеянные элементы, встречаются в оксидных и сульфидных рудах. В этом случае соответствующие соединения концентрируют и действуют восстановителями. Э2O3 + 3H2 → 2Э + 3H2O Э2O3 + CO → 2Э + CO2 ^
4Al + 3O2 → 2Al2O3 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3 Al + P → AlP
Алюминий – активный металл с большим сродством к кислороду. На воздухе покрывается защитной пленкой оксида. Если пленку уничтожить, то алюминий активно взаимодействует с водой. 2Al + 6H2O  = 2Al(OH)3 + 3H2
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 С концентрированными HNO3 и H2SO4 при обычных условиях не реагирует, а только при нагревании. 5. Со щелочами: ^ 2Al + 2NaOH 2NaAlO2 + 3H2С водными растворами щелочей алюминий образует комплексы: 2Al + 2NaOH + 10 H2O = 2Na+[Al(OH)4(H2O)2]- + 3H2↑  или Na[Al(OH)4], Na3[Al(OH)6], Na2[Al(OH)5] – гидроксоалюминаты. Продукт зависит от концентрации щелочи. 4Al + 3O2 → 2Al2O3 Al2O3 (глинозем) встречается в природе в виде минерала корунда (по твердости близок к алмазу). Драгоценные камни рубин и сапфир – тоже Al2O3, окрашенный примесями железа, хрома ^ – амфотерен. При сплавлении его со щелочами получаются соли метаалюминиевой кислоты HAlO2. Например:  .Также взаимодействует с кислотами  .Белый студенистый осадок гидроксида алюминия растворяется как в кислотах Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3 H2O, так и в избытке растворов щелочей, проявляет амфотерность ^ При сплавлении со щелочами гидроксид алюминия образует соли метаалюминиевой или ортоалюминиевой кислот   .Аl(OH)3 Al2O3 + H2OСоли алюминия сильно гидролизуются. Соли алюминия и слабых кислот превращаются в основные соли или подвергаются полному гидролизу: ^ Al+3 + HOH ↔ AlOH+2 + H+ pH>7 протекает по I ступени, но при нагревании может протекать и по II ступени. AlOHCl2 + HOH ↔ Al(OH)2Cl + HCl AlOH+2 + HOH ↔ Al(OH)2+ + H+ При кипячении может протекать и III ступень Al(OH)2Cl + HOH ↔ Al(OH)3 + HCl Al(OH)2+ + HOH ↔ Al(OH)3 + H+   .Соли алюминия хорошо растворимы. AlCl3 – хлорид алюминия является катализатором при переработке нефти и различных органических синтезах. Al2(SO4)318H2O – сульфат алюминия применяется для очистки воды от коллоидных частиц, захватываемых Al(OH)3 образовавшихся при гидролизе и снижении жесткости Al2(SO4)3 + Ca(HCO3)2 = Al(OH)3 + CO2↑ + CaSO4↓ В кожевенной промышленности служит протравой при крошении хлопчатобумажных тканей – KAl(SO4)212H2O –сульфат калия-алюминия (алюмокалиевые квасцы). Основное применение алюминия – производство сплавов на его основе. Дюралюмин – сплав алюминия, меди, магния и марганца. Силумин – алюминий и кремний. Основное их достоинство – малая плотность, удовлетворительная стойкость против атмосферной коррозии. Из алюминиевых сплавов изготавливают корпуса искусственных спутников Земли и космических кораблей. Используется алюминий как восстановитель при выплавке металлов (алюминотермия) Cr2O3 + 2 Al t = 2Cr + Al2O3. Также применяют для термитной сварки металлических изделий (смесь алюминия и оксида железа Fe3O4) называемая термитом дает температуру около 3000С. При движении от Ga к Tl кислотные свойства оксидов ослабевают, а основные усиливаются. В связи с этим Тl2O3 не взаимодействует со щелочами. Устойчивость оксидов сверху вниз падает. Тl2O3 при небольшом нагревании разлагается. Тl2O растворяется в H2O. Тl2O + H2O → 2TlOH TlOH – щелочь По размерам ион Тl+1 близок к иону К+, отсюда близость свойств этих соединений. Получают их из оксидов восстановлением H2(CO). У Ga как и у алюминия амфотерные свойства. ^ Могут реагировать с галогенами: Tl + Cl2 → TlCl Tl + Cl2 → TlCl3 Ga + Cl2 → GaCl3 Соединения Ga, In, Tl – ядовиты. ^ Все элементы III-А группы относятся к примесным микроэлементам. Массовая доля их в организме человека приблизительно 10-5%. Биологическое действие их недостаточно изучено. Бор концентрируется в легких (0,34 мг), щитовидной железе (0,3 мг), селезенке (0,26 мг), печени, мозге (0,22 мг), почках, сердечной мышце. Имеются данные, что бор снижает активность адреналина. Алюминий концентрируется в сыворотке крови, легких, печени, почках, костях, ногтях, волосах. Al +3 замещает Са+2, Mg+2. (У них одинаковые координационные числа, равные 6, радиус атома и энергия ионизации). Избыток Al в организме тормозит синтез гемоглобина. Tl – весьма токсичный элемент, так как подавляет активность ферментов, содержащих тиогруппы -SH, наблюдается выпадение волос. Ионы Тl+ и К+ являются синергистами (совместно действующий в одном направлении). Борная кислота применяется в медицине как дезинфицирующее средство, Бура Na2B4O710H2O применяется при спаивании металлов. Бура в расплавленном состоянии растворяет оксиды металлов, при соприкосновении наколенного паяльника с бурой, оксиды металлов растворяются в ней (поверхность очищается) и припой хорошо пристает к поверхности металла. Бор – микроэлемент, оказывает специфическое влияние на углеводный обмен в растениях, необходим для нормального роста и деления клеток, образования семян. Болотные и подзолистые почвы бедны бором. При борном голодании растения не образуют семян или их мало. Внесение борных удобрений повышает урожай сахарной свеклы, бобовых и овощных культур, менее реагируют на борные удобрения злаковые культуры. Подкормку ведут через почву или опрыскиванием (внекорневая подкормка), эффективна предпосевная подкормка семян водными растворами борной кислоты. Применяют: бораты магния, бородатолитовое удобрение, боросуперфосфат, бородвойной суперфосфат, термические бораты. Н3ВО3 – антисептическое средство, высокая растворимость борной кислоты в липидах обеспечивает быстрое проникновение ее в клетки через липидные мембраны. В результате происходит свертывание белков (денатурация) цитоплазмы микроорганизмов и их гибель. Как антисептик применяют буру Na2В4О710Н2О. Фармакологическое действие препарата обусловлено гидролизом соли с выделением Н3ВО3. КAl(SO4)212H2O – алюмокалиевые квасцы. КAl(SO4)2 – жженые квасцы применяют для полосканий, промываний и примочек при воспалительных процессах слизистых оболочек и кожи, применяют как кровоостанавливающее средство при порезах. Жженые квасцы – в виде присыпок как вяжущее и высушивающее средство при потливости ног. Осушающее действие связано с тем, что жженые квасцы медленно поглощают воду. Al – почвообразующий элемент. Наибольшее его количество стимулирует прорастание семян; избыток – снижает интенсивность фотосинтеза, нарушает фосфорный обмен, задерживает рост корневой системы. Присутствие Al+3 в почве обуславливает вредную для растений обменную кислотность почвенного раствора. Ионы Al+3 поглощаются почвенными коллоидами, но под действием солей (KCl) вытесняются из почвы  Полученная соль AlCl3 гидролизуется по уравнению Al3+ + HOH ↔ AlOH2+ + H+ , и в результате гидролиза повышается концентрация ионов Н+ (понижается pH). ЛЕКЦИЯ 4 Тема: р - Элементы IV группы ^
Радиусы атомов закономерно растут с увеличением порядкового номера, ионизационный потенциал соответственно уменьшается. В большинстве неорганических соединений углерод и кремний проявляют степень окисления +4. Но от германия к свинцу прочность соединений со степенью окисления +4 уменьшается, более стабильна низкая степень окисления +2. Могут проявлять степени окисления - 4 в гидридах. Углерод стоит в середине 2-го периода, он одинаково может притягивать и отдавать электроны, промежуточное значение электроотрицательности приводит к тому, что углерод образует ковалентные связи со всеми реакционноспособными элементами периодической системы, стоящими от него слева (в том числе Н), справа (О, N, галогены) и снизу (Si,Ge, Sn, Pb). Li Be B C N O F ОЭО 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4 Невозможность донорно - акцепторного взаимодействия в возбужденном состоянии обусловливает примерно одинаковую прочность одинарных связей с водородом. Четырехвалентность углерода предоставляет широкие возможности для разветвлений цепей углеродных атомов и образования циклических структур. ^ - типичный неметалл Ge - есть металлические свойства Sn - металлические свойства преобладают над неметаллическими Pb - металлические свойства преобладают над неметаллическими   Увеличение восстано-вительных свойств, уменьшение устойчивости молекул   Увеличение основных свойств и устойчивости молекул. Нерастворимы в воде Гидроксидов не образуют       уменьшение устойчивости молекул Кремний по распространенности в земной коре занимает второе место (после кислорода). Если углерод – основа жизни, то кремний – основа земной коры. Он встречается в громадном многообразии силикатов и алюмосиликатов, песка. Германий, олово, свинец достаточно редкие элементы. Аморфный уголь (сажа) черного цвета, аморфный кремний – порошок бурого цвета. Кристаллический кремний – полупроводник. Важные сорта аморфного угля – кокс, древесный уголь. Германий как и кремний, полупроводник, имеет алмазоподобную решетку, по внешнему виду типичный металл серебристо-белого цвета. Олово имеет модификации белое (-модификация устойчива выше 286 К серебристо-белый металл, серая - -модификация (серое олово) имеет алмазоподобную решетку. Свинец – темно-серый металл. ^ Углерод встречается в природе в свободном виде и в соединениях. Его аллотропные видоизменения – алмаз, графит, карбин, фуллерен. Алмаз – самое твердое вещество в природе. Твердость по шкале Маоса -10, тем не менее он хрупок. Ограненный алмаз имеет более 20 граней и называется бриллиантом, используется в ювелирной промышленности. Масса бриллианта измеряется в каратах (1 карат = 0,2 г). Существенные различия в свойствах алмаза и графита обусловлены особенностями строения их кристаллов. 1. Кристаллическая решетка алмаза атомная. Каждый атом углерода расположен в центре тетраэдра, четыре вершины которого заняты другими атомами углерода. Все атомы находятся на одинаковых расстояниях друг от друга. Кристалл алмаза (диэлектрик) – имеет плотную упаковку с высокой компактностью и твердостью. Атомы углерода в sp3-гибридизации. 2. В кристаллах графита атомы углерода расположены в углах правильных шестиугольников, находящихся в параллельных плоскостях. Под внешним воздействием такой кристалл легко расслаивается на чешуйки. Графит в отличие от алмаза очень мягок. Атомы углерода в графите в sp2-гибридизации.  3. Карбин – твердое кристаллическое вещество.  Это линейный полимер углерода, в котором чередуются одинарные и тройные связи. Атомы углерода в карбине в sp-гибридизации.  - карбин (полиин) = - карбин (поликумулен)Карбин – наиболее стабильная форма углерода, - карбин обладает полупроводниковыми свойствами. 4. Фуллерен – четвертая аллотропная модификация углерода. Его молекулы имеют четное число атомов углерода и имеют состав С60, С70, С80 и т.д. Молекула С60 имеет вид футбольного мяча, построенного из пяти- и шестигранных углеродных циклов с общими ребрами. Водородные соединения углерода – углеводороды являются объектом изучения в органической химии. К неорганическим соединениям углерода относятся СО и СО2. С + О2 СО2 С + О2 СО С + Н2 СН4 С + S2 CS2 (сероуглерод) С + F2 СF4 Из галогенидов СГаl самое большое значение имеет СCl4 – бесцветная, достаточно токсичная жидкость. В обычных условиях СCl4 химически инертен. Применяют как невоспламеняющийся и негорючий растворитель смол, лаков, жиров и для получения фреона CF2Cl2.  ^ С + H2SO4 конц СО2 + SO2 + H2O С + HNO3 конц СО2 + NO2 + H2O Химическая связь в молекуле СО. Распределение электронов в возбужденном атоме углерода и в кислороде таково, что между ними возможно образование двух химических связей – в атоме кислорода имеются 2 неспаренных электрона. Однако при переходе одного электрона от кислорода к углероду в образовавшихся ионах С- и О+ будет по 3 неспаренных электрона, аналогично электронной конфигурации азота. При соединении этих ионов образуется тройная связь, аналогичная молекуле N2, поэтому свойства СО и N2 очень близки. |
Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Похожие:
База данных защищена авторским правом ©MedZnate 2000-2016
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям