Разделы презентаций


Презентация на тему Химия р-элементов

Содержание

р-Элементыр-элементы включают в себя все благородные газы, кроме гелия, все неметаллы, кроме водорода, все металлоиды, и даже несколько металлов, в том числе Al, Sn и РЬO, Si и Al – наиболее распространенные элементы в земной кореC, N, O, P, S и Cl –

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Химия р-элементов

Химия  р-элементов

Слайд 3р-Элементы
р-элементы включают в себя все благородные газы, кроме гелия, все неметаллы, кроме водорода, все металлоиды, и даже несколько металлов,

в том числе Al, Sn и РЬ

O, Si и Al – наиболее распространенные элементы в земной коре

C, N, O, P, S и Cl – среди элементов, составляющих большую часть живой материи

C и S могут встречаться в свободном виде

р-Элементыр-элементы включают в себя все благородные газы, кроме гелия, все неметаллы, кроме водорода, все металлоиды, и даже несколько металлов, в том числе Al, Sn и РЬO, Si

Слайд 4Общая характеристика p - элементов
Общая электронная формула:
[…] ns 2(n–2)f 14(n–1)d 10np

16
Степени окисления (от –IV до +VII).
Отличие свойств последнего элемента группы (6 период): стабилизация низшей степени окисления. Например, в 13 группе таллий (I); в 14 группе свинец (II); в 15 группе висмут (III) и т.д.
Характерно образование кратных (- и -) связей; тип гибридизации атомных орбиталей преимущественно sp3.
Общая характеристика  p - элементовОбщая электронная формула:[…] ns 2(n–2)f 14(n–1)d 10np 16Степени окисления (от –IV до

Слайд 5р - элементы:
Для простых и сложных веществ: катенация – образование

структур типа –Э—Э—Э– … (O3, P4, S8, Na2Se5, HN3 …) и –Э—О—Э—О—Э– … (H2S2O7, Na2B4O7 ...).
Неметаллические свойства: склонность к образованию одноатомных анионов (S2–, Cl– и т.д.), к образованию только сложных катионов (NH4+, NO+ и т.д.), окислительные свойства.
С увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз по группе) усиливается металличность.
р - элементы: Для простых и сложных веществ: катенация – образование структур типа –Э—Э—Э– … (O3, P4,

Слайд 6 Металлический характер элементов уменьшается слева направо в периодах в связи с увеличением энергии

ионизации.
Максимальная степень окисления увеличивается в периодах.
Ионный характер галогенидов и оксидов уменьшается в каждом периоде.
Кислотный характер оксидов возрастает в каждом периоде.
Ионный характер оксидов и галогенидов увеличивается (сверху вниз по группе) и они становятся более основными.
Металлический характер элементов уменьшается слева направо в периодах в связи с увеличением энергии ионизации. Максимальная степень окисления увеличивается в периодах.

Слайд 7Общая характеристика элементов 13-группы.

Общая характеристика элементов 13-группы.

Слайд 8Элементы 13 группы
Общая электронная формула:
[…] ns 2 (n –1)d 10

np 1

Степени окисления: 0, +I, +III
(TlIII – с. ок-ль)

Валентные возможности: B 3, 4; Al, Ga, In, Tl 3  6

Элементы 13 группы Общая электронная формула:[…] ns 2 (n –1)d 10 np 1 Степени окисления: 0, +I,

Слайд 9Физические свойства простых веществ

Физические свойства простых веществ

Слайд 10Элементы 13 группы

Элементы 13 группы

Слайд 11Распространение в природе. Минералы
3. Al 7,57 % масс.
37. B 2·10–3 %.

масс.
38. Ga
65. Tl
68. In

Al: боксит AlO(OH)
каолин Al4(Si4O10)(OH)8
корунд Al2O3 (рубин и сапфир)
криолит Na3[AlF6]
алунит (K,Na)Al3(SO4)2(OH)6
полевые шпаты – ортоклаз K(AlSi3O8)
нефелин K,Na(AlSiO4)

Распространение в природе. Минералы3. Al 7,57 % масс.37. B 2·10–3 %. масс.38. Ga65. Tl68. InAl:  боксит

Слайд 12B: бура Na2B4O7 . 10H2O
кернит Na2B4O7 . 4H2O
борацит Mg3(B7O13)Cl
сассолин B(OH)3


B:  бура Na2B4O7 . 10H2Oкернит Na2B4O7 . 4H2Oборацит Mg3(B7O13)Clсассолин B(OH)3

Слайд 14Открыт в 1808 г. Два известных французских ученых Жозеф Гей-Люссак и Луи

Тенар «отняли» воду у борной кислоты и на полученный оксид подействовали металлическим калием. Гей-Люссак и Тенар объявили об открытии нового элемента.
Спустя несколько месяцев бор открыли вторично. Великий английский химик Хэмфри Дэви получил его при электролизе расплавленного борного ангидрида.
Своим названием элемент обязан латинскому слову borax, что значит бура.

Открыт в 1808 г. Два известных французских ученых Жозеф Гей-Люссак и Луи Тенар «отняли» воду у борной кислоты

Слайд 15Жозеф Гей-Люссак Луи Жак Тенар

Жозеф Гей-Люссак      Луи Жак Тенар

Слайд 16Свойства бора

1. Единственный неметалл в 13 группе

2. Очень высокие т.пл. (2573

оС) и т.кип. (3660 оС)

3. d = 2.35 г/см3 - черный, кристаллический бор d = 1.73 г/см3 - коричневый, аморфный бор

4. Кристаллический бор очень твердый
(9.5 по шкале Мооса)

5. Кристаллический бор - полупроводник, Еg = 1.55 эВ

6. Бор имеет 2 стабильных изотопа 10В, 11В

10

5В + 110n = 42He + 73Li

замедление нейтронов

7. Бор - восстановитель, Е0(Н3ВО3/В) = -0.87 В

Свойства бора1. Единственный неметалл в 13 группе2. Очень высокие т.пл. (2573 оС) и т.кип. (3660 оС)3.

Слайд 17Строение бора

В основе кристаллического

строения бора лежит икосаэдр В12

d(B-B) = 173 пм

в

икосаэдре В12

d(B-B) = 202 пм

между икосаэдрами В12

Новая форма бора - ионный бор высокого давления ( В2 + В12 )

Строение бораВ основе кристаллическогостроения бора лежит икосаэдр В12d(B-B) = 173 пмв икосаэдре В12d(B-B) = 202 пммежду икосаэдрами

Слайд 18ПОЛУЧЕНИЕ
Наиболее чистый бор получают пиролизом: 
B2H6 = 2B + 3H2
Термическое разложение паров

бромида бора на раскаленной (1000—1200°С) танталовой проволоке в присутствии водорода:
2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr
Метод металлотермии (чаще восстановление
магнием или натрием):
B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B ΔG= −525 кДж
KBF4 + 3Na = 3NaF + KF + B ΔG= −377 кДж

ПОЛУЧЕНИЕ Наиболее чистый бор получают пиролизом: B2H6 = 2B + 3H2Термическое разложение паров бромида бора на раскаленной (1000—1200°С) танталовой

Слайд 19АЛЮМИНИЙ

АЛЮМИНИЙ

Слайд 20  1808 году Хэмфри Дэви получил сплав алюминия с железом. Он писал:

«Если бы мне посчастливилось получить металлическое вещество, которое я ищу, я бы предложил для него название — алюминий». 

Впервые алюминий был получен датчанином Гансом Эрстедом в 1825 году действием амальгамы калия на хлорид алюминия с последующей отгонкой ртути.

Название элемента образовано от латинского aluminis — квасцы.

 1808 году Хэмфри Дэви получил сплав алюминия с железом. Он писал: «Если бы мне посчастливилось получить металлическое вещество, которое

Слайд 21 Ганс Эрстед

Ганс Эрстед

Слайд 23 Температуру ванны поддерживают в пределах 950—970°С за счет тепла, выделяющегося

при прохождении постоянного тока через электролит. 


Температуру ванны поддерживают в пределах 950—970°С за счет тепла, выделяющегося при прохождении постоянного тока через электролит. 

Слайд 24Получение Al

Электролиз Al2O3 в расплаве Na3AlF6 с графитовым электродом

Основной катодный процесс:

Al3+ + 3e- = Al

Основной анодный процесс: 2O2- - 4e- + C = CO2 Химические реакции:

2Al2O3= 4Al + 3O2

C + O2 = CO2

Суммарная: 2Al2O3 + 3C = 4Al + 3CO2

C + CO2 = 2CO

2Al+AlF3 = 3AlF

Alраств.

Al + 3NaF = AlF3 + 3Na

Обратная: Alраств + CO2 = Al2O3 + CO

Получение AlЭлектролиз Al2O3 в расплаве Na3AlF6 с графитовым электродомОсновной катодный процесс:  Al3+ + 3e- = AlОсновной

Слайд 25Производительность современных электролизных ванн составляет 500—1200 кг алюминия в сутки.

Для получения 1 т алюминия расходуется:
1,95 т глинозема,
25 кг криолита,
25 кг фтористого алюминия,
0,5—0,6 т анодной массы,
14—16 МВт • ч электроэнергии.

Производительность современных электролизных ванн составляет  500—1200 кг алюминия в сутки. Для получения 1 т алюминия расходуется:

Слайд 26Галлий, индий, таллий
В 1875 году Лекок де Буабодран

исследовал спектр цинковой обманки. В этом спектре и была обнаружена новая фиолетовая линия. После длительных опытов удалось получить новый элемент, но в очень небольшом количестве, что не позволило изучить его физические и химические свойства.
Он назвал элемент в честь своей родины Франции, по её латинскому названию — Галлия (Gallia). Символ Франции — петух (по-французски — le coq), так что в названии элемента его первооткрыватель неявно увековечил и свою фамилию. Кроме того на латыни «петух» — gallus.
Галлий, индий, таллий   В 1875 году Лекок де Буабодран исследовал спектр цинковой обманки. В этом

Слайд 27Лекок де Буабодран

Лекок де Буабодран

Слайд 28Индий был обнаружен Фердинандом Рейхом и Теодором Рихтером в 1863 году при спектроскопическом

исследовании цинковой обманки. Спектроскопическая линия индия — цвета индиго. Отсюда и происхождение названия.
Таллий был открыт спектральным методом в 1861 году английским ученым Уильямом Круксом. Название элемент получил по характерным зеленым линиям своего спектра и зеленой окраске пламени. От греч. θαλλος — молодая, зелёная ветвь.


Индий был обнаружен Фердинандом Рейхом и Теодором Рихтером в 1863 году при спектроскопическом исследовании цинковой обманки. Спектроскопическая линия индия —

Слайд 29Элементы 13 группы
Tl2O, TlOH, TlCl ...
TlIII – окисл. св-ва
Э2O3, Э(OH)3,

ЭХ3 …

Э2O3, Э(OH)3, ЭХ3 …

Элементы 13 группыTl2O, TlOH, TlCl ... TlIII – окисл. св-ваЭ2O3, Э(OH)3, ЭХ3 …Э2O3, Э(OH)3, ЭХ3 …

Слайд 30Водородные соединения
(Э+IIIН3–I)n (Al, Ga)
(Э+IН–I)n (In, Tl)
BH3
B2H6 –

диборан
Водородные соединения(Э+IIIН3–I)n (Al, Ga)  (Э+IН–I)n (In, Tl) BH3 B2H6 – диборан

Слайд 31Свойства диборана

H3B-CO

(HBNH)3 боразол

B2H5Cl + H2

CO p, to

B2H6

B(OCH3)3 + H2

LiBH4

NaBH4 + NaB3H8 + …

Свойства диборанаH3B-CO(HBNH)3 боразолB2H5Cl + H2CO p, toB2H6B(OCH3)3 + H2LiBH4NaBH4 + NaB3H8 + …

Слайд 32Строение B2H6
E
E
*
св

Строение B2H6EE* св

Слайд 33Гидридные комплексы
Na[BH4] – тетрагидридоборат натрия
Li[AlH4] – тетрагидридоалюминат лития
Восстановительные свойства
[AlH4] +

4H2O = [Al(OH)4] + 4H2
Li[AlH4] + RCHO = RCH2OH + LiOH + Al(OH)3

ЭН3 + H– = [ЭH4]

B Al Ga In Tl

Гидридные комплексыNa[BH4] – тетрагидридоборат натрияLi[AlH4] – тетрагидридоалюминат литияВосстановительные свойства [AlH4] + 4H2O = [Al(OH)4] + 4H2Li[AlH4] +

Слайд 34Химические свойства простых веществ
B + 3HNO3 = B(OH)3 + 3NO2

4B + 4NaOH(т) + 3O2 = 4NaBO2 + 2H2O
(сплавление)

2Ga + 6H3O+ + 6H2O = 2[Ga(H2O)6]3+ + 3H2
2Ga + 2OH + 6H2O = 2[Ga(OH)4] + 3H2
Химические свойства простых веществ B + 3HNO3 = B(OH)3 + 3NO2 4B + 4NaOH(т) + 3O2 =

Слайд 35Простые вещества
ЭГ3 (Al2Cl6)
Э2О3 (Tl2O)
Э2S3 (Tl2S)
Э3+ + H2 [Al(H2O)6]3+ (Al

 In)

[Э(OH)4]– + H2 [Al(H2O)2(OH)4]– (Al  In)

Э13

Простые веществаЭГ3 (Al2Cl6)Э2О3 (Tl2O) Э2S3 (Tl2S) Э3+ + H2 [Al(H2O)6]3+ (Al  In) [Э(OH)4]– + H2 [Al(H2O)2(OH)4]–

Слайд 36Кислородные соединения
Э2O3(т) + 2NaOH (т) = 2NaЭO2(т) + H2O(г)


(Э = B  Tl, сплавление)
Э2O3(т) + 6H3O+(р) = 2Э3+(р) + 9H2O
(Э = Al  Tl)

Э2О3

B Al Ga In Tl

Tl2O – основный оксид, TlOH – сильное основание

Кислородные соединения Э2O3(т) + 2NaOH (т) = 2NaЭO2(т) + H2O(г)      (Э =

Слайд 37Кислородные соединения
Э(OH)3
B Al

Ga In Tl

B(OH)3 кислота

амфотерные гидроксиды

катион

анион

Вид катионов [Э(H2O)6]3+ (КЧ 6)

Вид анионов [ЭХ4]– (КЧ 4) [ЭХ6]3– (КЧ 6)

Кислородные соединенияЭ(OH)3B         Al  Ga  In  TlB(OH)3

Слайд 38Кислородные соединения бора
B2O3 – кислотный оксид
B2O3 + 3H2O = 2B(OH)3


Гидроксид бора B(OH)3 (борная кислота)
Растворение и гидратация:
B(OH)3(т) + H2O = [B(H2O)(OH)3](р)
Протолиз
[B(H2O)(OH)3] + H2O  [B(OH)4] + H3O+
Кислородные соединения бораB2O3 – кислотный оксид B2O3 + 3H2O = 2B(OH)3 Гидроксид бора B(OH)3 (борная кислота)Растворение и

Слайд 39Строение B(OH)3 и [B(H2O)(OH)3]

t° t° t°
B(OH)3  (HBO2)3  (HBO2)n  B2O3
–H2O –H2O –H2O

sp2-гибр.

sp3-гибр.

: OH2

Строение B(OH)3 и [B(H2O)(OH)3]          t°

Слайд 40Строение (HBO2)3 и (HBO2)n
Триметаборная кислота
Полиметаборная кислота

Строение  (HBO2)3 и (HBO2)nТриметаборная кислотаПолиметаборная кислота

Слайд 41Тетраборат натрия Na2B4O7·10H2O (бура)
Na2B4O7 + 2H2O = 2Na+ + [B4O72– ·

2H2O]
(диссоциация и гидратация)
Тетраборат натрия Na2B4O7·10H2O (бура)Na2B4O7 + 2H2O = 2Na+ + [B4O72– · 2H2O]

Слайд 42Гидролиз тетрабората натрия
[B4O5(OH)4] 2 + 2H2O  4B(OH)3 ·H2O + 2OH–
pH

> 7
Гидролиз тетрабората натрия[B4O5(OH)4] 2 + 2H2O  4B(OH)3 ·H2O + 2OH–pH > 7

Слайд 43Получение B(OH)3
BCl3 + 3H2O = B(OH)3  + 3HCl (лаб.)



Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O =
= 4B(OH)3 + Na2SO4 (лаб., пром.)
Получение B(OH)3 BCl3 + 3H2O = B(OH)3  + 3HCl (лаб.) Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O =

Слайд 44Обнаружение соединений бора
Na2B4O7 + 12C2H5OH + 2H2SO4 =
= 4B(OC2H5)3

+ 7H2O + 2NaHSO4

2B(OC2H5)3 + 18 O2 = B2O3 + 15H2O + 12CO2

Получение и горение борноэтилового эфира.

Обнаружение соединений бора Na2B4O7 + 12C2H5OH + 2H2SO4 = = 4B(OC2H5)3 + 7H2O + 2NaHSO4 2B(OC2H5)3 +

Слайд 45Бориды

1. Образуются большинством металлов

2. Бориды d-металлов тугоплавки,
часто нестехиометричны т.пл. (ZrB)

= 2996оС

3. Получаются прямым взаимодействием при высокой t

4. По кристаллическому строению делятся на 2 группы:

- Образованные внедрением атомов B в структуру металла

- Содержащие кластеры В

MgB2

CaB6

Бориды1. Образуются большинством металлов2. Бориды d-металлов тугоплавки, часто нестехиометричны 	т.пл. (ZrB) = 2996оС3. Получаются прямым взаимодействием при

Слайд 46Алюминий
Al2Г6
Al2О3
Al2S3
Al3+ + H2
[Al(OH)4]– + H2
AlN
Al(OH)3 + H2
Al

Алюминий Al2Г6Al2О3Al2S3Al3+ + H2[Al(OH)4]– + H2AlNAl(OH)3 + H2Al

Слайд 47Окисление амальгамированного алюминия

Алюминиевая ложка, погруженная в раствор Hg(NO3)2, покрывается амальгамой –

сплавом Al и Hg.
Алюминий теряет защитную оксидную плёнку и окисляется, превращаясь в белые хлопья Al(OH)3.
Окисление амальгамированного алюминияАлюминиевая ложка, погруженная в раствор Hg(NO3)2, покрывается амальгамой – сплавом Al и Hg.Алюминий теряет защитную

Слайд 48 2Al + 6H3O+ + 6H2O = 2[Al(H2O)6]3+ + 3H2

2Al +

2OH + 6H2O = 2[Al(OH)4] + 3H2

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
В щелочной среде восст. св-ва сильнее:
8Al + 30 HNO3(оч. разб.) =
= 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
8Al + 18H2O + 5KOH + 3KNO3 =
= 8K[Al(OH)4] + 3NH3
2Al + 6H3O+ + 6H2O = 2[Al(H2O)6]3+ + 3H22Al + 2OH + 6H2O = 2[Al(OH)4] +

Слайд 49Al2O3 и Al(OH)3
Al3+ + 3 NH3·H2O
Al2O3
Al(OH)3 – амфолит:
Al(OH)3(т) +

3H2O  [Al(H2O)3(OH)3](р)
[Al(H2O)3(OH)3] + H2O 
 [Al(H2O)2(OH)4]– + H3O+
[Al(H2O)3(OH)3] + H2O 
 [Al(H2O)4(OH)2]+ + OH–
Al2O3 и Al(OH)3Al3+ + 3 NH3·H2O Al2O3Al(OH)3 – амфолит: Al(OH)3(т) + 3H2O  [Al(H2O)3(OH)3](р)[Al(H2O)3(OH)3] + H2O 

Слайд 50Формы существования AlIII в растворах
рН < 4 (изб. к-ты): [Al(H2O)6]3+ sp3d

2
(октаэдр)
рН > 4 (гидролиз):
[Al(H2O)6]3+ + H2O  [Al(H2O)5OH]2+ + H3O+

рН > 7: [Al(H2O)2(OH)4 ] sp3d 2
(искаж. октаэдр)
рН > 7 (изб. щелочи): [Al(OH)4 ] sp3
(тетраэдр)
Формы существования AlIII в растворахрН < 4 (изб. к-ты): [Al(H2O)6]3+ sp3d 2

Слайд 55ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Ga, In, Tl

Характерная степень окисления Ga и In

+3, для Tl +1. От галлия к таллию увеличивается активность. С углеродом и азотом эти элементы не взаимодействуют.
Галлий растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот, легко растворяется в щелочах и даже в аммиаке:
2Ga + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3H2 
2Ga + 2NH4OH + 6H2O = 2NH4[Ga(OH)4] + 3H2 
Индий хорошо растворим и в кислотах и щелочах: 
2In + 6HCl = 2InCl3 + 3H2 
 
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Ga, In, Tl Характерная степень окисления Ga и In +3, для Tl +1. От галлия

Слайд 56Таллий в щелочах не растворяется, хорошо растворим в кислотах:
Tl +

2HNO3 = TlNO3 + NO2  + H2O
Оксиды Ga2O3, In2O3, Tl2O получают термическим разложением гидроксидов.
2Ga(ОН)3 = Ga2O3 + 3Н2О
Оксиды галлия и индия в воде не растворимы, Tl2O при взаимодействии с водой образует гидроксид TlOH - сильное основание 
Tl2O + Н2О = 2TlОН
Таллий в щелочах не растворяется, хорошо растворим в кислотах:Tl  +  2HNO3 = TlNO3  +

Слайд 57В чистом виде галлий применяется для изготовления высококачественных зеркал, в полупроводниковой

промышленности. Оксид галлия при добавлении в стекло дает эффект высокого блеска.
Индий применяется в полупроводниковой технике и для изготовления сплавов особого назначения.
Таллий – в виде соединений в приборах ночного видения.

В чистом виде галлий применяется для изготовления высококачественных зеркал, в полупроводниковой промышленности. Оксид галлия при добавлении в

Слайд 58Общая характеристика элементов 14 группы.

Общая характеристика элементов 14 группы.

Слайд 59Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np2
Валентные возможности:

С: 2, 4; Si, Ge, Sn, Pb: 2  6

Степени окисления: –IV, 0, +II, +IV
Устойчивые ст.ок.: С, Si, Ge, Sn: +IV
(PbIV – сильн.окисл.). Уст. ст.ок.: Pb: +II

Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np2Валентные возможности:

Слайд 60Элементы 14 группы
Неметаллы
Амфотерные элементы

Элементы 14 группыНеметаллы Амфотерные элементы

Слайд 61Распространение в природе и важнейшие минералы
2. Si 25,80%
(27,72%

в литосфере)
13. C 0,087%
(0,032% в литосфере)
31. Sn 0,0035%
35. Pb 0,0018%
46. Ge 6 ·10–4% (РРЭ)

Кремний: кварц, яшма, агат, опал, силикаты, алюмосиликаты

Распространение в природе и важнейшие минералы 2. Si  25,80% (27,72% в литосфере)13. C  0,087% (0,032%

Слайд 62Углерод: графит, алмаз, каменный уголь, нефть, природный газ, орг. в-ва, карбонаты

Углерод: графит, алмаз, каменный уголь, нефть, природный газ, орг. в-ва, карбонаты

Слайд 63Германий, олово и свинец

Германий, олово и свинец

Слайд 64КРЕМНИЙ
В 1825 году шведский химик Йенс Якоб Берцелиус действием металлического калия на фтористый кремний SiF4 получил чистый элементарный кремний.


Новому элементу было дано название «силиций» (от лат. silex — кремень).
Русское название «кремний» введено в 1834 году российский химиком Германом Ивановичем Гессом. В переводе c греческого kremnos — «утес, гора».

КРЕМНИЙВ 1825 году шведский химик Йенс Якоб Берцелиус действием металлического калия на фтористый кремний SiF4 получил чистый элементарный кремний. Новому элементу было дано название «силиций»

Слайд 65Кремний в природе содержится во многих минералах в виде оксида SiO2,

из которого элементарный кремний можно получить восстановлением магнием или углеродом:
SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si
В чистом виде кремний тверд, хрупок, имеет алмазоподобную структуру.


Кремний в природе содержится во многих минералах в виде оксида SiO2, из которого элементарный кремний можно получить

Слайд 66ГЕРМАНИЙ
Элемент был предсказан Д.И.Менделеевым (эка-кремний) и открыт в 1885 году немецким химиком Клеменсом Винклером при

анализе минерала - аргиродита Ag8GeS6.
Германий выделяют в виде оксида GeO2,который восстанавливают водородом при 600 оС до простого вещества:
GeO2 + 2H2 = Ge + 2H2O

ГЕРМАНИЙЭлемент был предсказан Д.И.Менделеевым (эка-кремний) и открыт в 1885 году немецким химиком Клеменсом Винклером при анализе минерала - аргиродита Ag8GeS6.Германий выделяют

Слайд 67Простые вещества
Аллотропия
Углерод: алмаз (sp3), графит (sp2), карбин (sp), фуллерен.
Олово «белое»

и «серое».

Структура алмаза и графита

Простые вещества АллотропияУглерод: алмаз (sp3), графит (sp2), карбин (sp), фуллерен.Олово «белое» и «серое».Структура алмаза и графита

Слайд 68Графит
Т. пл. 3800 С, т. кип. 4000 С, плотность 2,27 г/см3,

электропроводен, устойчив.
Типичный восст-ль (реагирует с водородом, кислородом, фтором, серой, металлами).
Кристаллическая решетка слоистая (sp2-гибридизация).
ГрафитТ. пл. 3800 С, т. кип. 4000 С, плотность 2,27 г/см3, электропроводен, устойчив.Типичный восст-ль (реагирует с водородом,

Слайд 69Алмаз
Бесцветные прозрачные кристаллы, диэлектрик, ювелирный драгоценный камень (бриллиант), плотность 3,515 г/см3.
Крист.

решетка атомная (sp3-гибридизация).
Выше 1200 С переходит в графит.
При прокаливании на воздухе сгорает.
АлмазБесцветные прозрачные кристаллы, диэлектрик, ювелирный драгоценный камень (бриллиант), плотность 3,515 г/см3.Крист. решетка атомная (sp3-гибридизация). Выше 1200 С

Слайд 70Карбин и фуллерен
Карбин: линейные макромолекулы (С2)n, бесцветен и прозрачен, полупроводник; плотность

3,27 г/см3; выше 2300 С переходит в графит.

Фуллерен: С60 и С70 (полые сферы), темно-окрашенный порошок, полупроводник, т. пл. 500-600 C, плотность 1,7 г/см3 (С60).

Карбин и фуллеренКарбин: линейные макромолекулы (С2)n, бесцветен и прозрачен, полупроводник; плотность 3,27 г/см3; выше 2300 С переходит

Слайд 71Новые формы углерода

Углеродная нанотрубка

Длина до 10 мкм, диаметр 10-15 нм

+Н2

плазма

Графен -

один слой графита

Графан - гидрированный графен

Новые формы углеродаУглеродная нанотрубкаДлина до 10 мкм, диаметр 10-15 нм+Н2плазмаГрафен - один слой графитаГрафан - гидрированный графен

Слайд 72Новые формы углерода

Нобелевская премия по физике 2010 года

Андрей Гейм

Константин Новоселов

«За новаторские

эксперименты с двумерным материалом - графеном»

Новые формы углеродаНобелевская премия по физике 2010 годаАндрей ГеймКонстантин Новоселов«За новаторские эксперименты с двумерным материалом - графеном»

Слайд 73Химические свойства
При комнатной температуре

С, Si, Ge + H2O 
С, Si, Ge

+ H3O+ 
Sn, Pb + H2O 

Sn + H3O+  Sn2+ + H2
Pb + H3O+  Pb2+ + H2
Химические свойстваПри комнатной температуреС, Si, Ge + H2O С, Si, Ge + H3O+ Sn, Pb + H2O

Слайд 74Химические свойства
С(т) + KOH 
Si + 4NaOH = Na4SiO4 + 2H2
Si

+ 8OH– –4e – = SiO44– + 4H2O
2H2O + 2e – = H2 + 2OH–
Ge + 2KOH + 2H2O2 = K2[Ge(OH)6]
Ge + 6OH– –4e – = [Ge(OH)6]2–
H2O2 + 2e – = 2OH–
Sn + NaOH + 2H2O = Na[Sn(OH)3] + H2
Sn + 3OH– –2e – = [Sn(OH)3]–
2H2O + 2e – = H2 + 2OH–
Химические свойстваС(т) + KOH Si + 4NaOH = Na4SiO4 + 2H2	Si + 8OH– –4e – = SiO44–

Слайд 75Простые вещества
Э14
ЭГ2, ЭГ4 (Sn, Pb)
ЭO, ЭO2 (Sn, Pb)
ЭS, ЭS2
SiO44–
[Э(OH)3]– + H2


(Sn, Рb)

Э2+ + H2 (Sn, Pb)

CO2, Pb2+, SnO2 · nH2O

Sn2+, Pb2+

Простые веществаЭ14ЭГ2, ЭГ4 (Sn, Pb)ЭO, ЭO2 (Sn, Pb)ЭS, ЭS2SiO44–[Э(OH)3]– + H2 (Sn, Рb)Э2+ + H2 (Sn, Pb)CO2,

Слайд 76Шкала степеней окисления углерода
CO2, CO32, H2CO3, Na2CO3, CS2, CF4, CCl2O
CO,

HCN, C2F4

C (графит, алмаз, карбин, фуллерен)

СH4, Be2C, Al4C3, SiC

Шкала степеней окисления углерода CO2, CO32, H2CO3, Na2CO3, CS2, CF4, CCl2OCO, HCN, C2F4 C (графит, алмаз, карбин,

Слайд 77Водородные соединения элементов 14 группы
СH4
SiH4
GeH4
SnH4
PbH4 неуст.
Склонность к катенации (образование цепей состава

Э—Э—Э—Э—Э) в ряду
C Si Ge Sn Pb
Водородные соединения элементов 14 группыСH4SiH4GeH4SnH4PbH4 неуст.Склонность к катенации (образование цепей состава Э—Э—Э—Э—Э) в ряду  C

Слайд 78Водородные соединения. Метан - CH4
СН4 – газ без цвета и

запаха, горюч, главная сост. часть природного газа.
Получение в лаборатории:
CH3COONa + NaOH (+t) =
= Na2CO3 + CH4
Горение:
CH4 + O2 = С + 2H2O
CH4 + 2O2 (изб.) =
= СO2 + 2H2O

sp3

Водородные соединения. Метан - CH4 СН4 – газ без цвета и запаха, горюч, главная сост. часть природного

Слайд 79Карбиды

Карбиды

Слайд 80Оксиды элементов 14 группы
+IV

CO2(г) уст.
SiO2(т) уст.
GeO2(т)

уст.
SnO2(т) уст.
PbO2(т) с.окисл.

+II


CO
SiO
GeO
SnO
PbO уст.

Оксиды элементов 14 группы+IV	CO2(г)   уст.SiO2(т)   уст.GeO2(т)  уст.SnO2(т)  уст.PbO2(т)  с.окисл.+IICOSiOGeOSnOPbO уст.

Слайд 81Монооксид углерода CO – несолеобразующий оксид
Бесцветный газ, без запаха, легче

воздуха, малорастворим в воде, т.кип. –191,5 С, ядовит («угарный газ»).
Восстановительные свойства (t):
4CO + Fe3O4 = 3Fe + 4CO2
(пирометаллургия)
Монооксид углерода CO – несолеобразующий оксид Бесцветный газ, без запаха, легче воздуха, малорастворим в воде, т.кип. –191,5

Слайд 82Монооксид углерода CO
Донорные свойства:
CO образует прочные комплексы, например [Fe(CO)5].
: C :::

O

Обнаружение:
PdCl2 + CO + H2O = Pd + CO2 + 2HCl
I2O5 + 5CO = I2 + 5CO2

Монооксид углерода COДонорные свойства:CO образует прочные комплексы, например [Fe(CO)5].: C ::: O Обнаружение:PdCl2 + CO + H2O

Слайд 83Диоксид углерода CO2 (кислотный оксид)
Бесцветный газ, без запаха, тяжелее воздуха, умеренно

растворим в воде (при комн. т-ре в 1 л воды – около 1,7 л CO2).
В тв. сост. («сухой лёд») – молекулярная крист. решетка; т. возгонки –78 С, т.пл. –57 С (р = 5 атм).

sp-гибридизация

Диоксид углерода CO2 (кислотный оксид)Бесцветный газ, без запаха, тяжелее воздуха, умеренно растворим в воде (при комн. т-ре

Слайд 84Моногидрат CO2 . H2O и угольная кислота H2CO3
В водном растворе:
CO2

(г) + H2O  CO2 . H2O  H2CO3
H2CO3 – слабая двухосновная кислота:
H2CO3 + H2O  HCO3– + H3O+ ; KK = 4,27 · 10–7
HCO3– + H2O  CO32– + H3O+ ; KK = 4,68 · 10–11

Соли – карбонаты и гидрокарбонаты M2CO3 и MHCO3 подвергаются гидролизу (рН > 7).
Термическое разложение гидрокарбонатов:
2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

Моногидрат CO2 . H2O и  угольная кислота H2CO3 В водном растворе:CO2 (г) + H2O  CO2

Слайд 85Строение: sp2-гибридизация

Строение: sp2-гибридизация

Слайд 87Псевдогалогениды
Циановодород HCN – бесцв.ж., т. пл. –13,3 С, т.кип. +25,6С).

В водн. р-ре – слабая «синильная кислота»:
HCN + H2O  CN– + H3O+
KK = 4,93 · 10–10
Цианид-ион CN : донорные св-ва, образует прочные комплексы, ядовит.

: C:::N–

HCN – производное дициана C2N2

Псевдогалогениды Циановодород HCN – бесцв.ж., т. пл. –13,3 С, т.кип. +25,6С). В водн. р-ре – слабая «синильная

Слайд 89Псевдогалогениды
Тиоцианат водорода HNCS («родановодород») не ядовит.
В водном растворе

HNCS - сильная к-та
Ион NCS : слабые донорные свойства

HNCS – производное дитиоциана (SCN)2

Псевдогалогениды Тиоцианат водорода HNCS («родановодород») не ядовит. В водном растворе HNCS - сильная к-та  Ион NCS

Слайд 91Карбамид и цианамид
Синтез карбамида:
NH4NCO  (NH2)2CO (+t)
(Фридрих Вёлер, 1828

г.)

Цианамид NH2CN и цианамид кальция Ca(CN2) – соль цианамида H2(CN2)

Карбамид и цианамид Синтез карбамида: NH4NCO  (NH2)2CO (+t)(Фридрих Вёлер, 1828 г.)Цианамид NH2CN и цианамид кальция Ca(CN2)

Слайд 93Кремний
Химическое растворение
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO +

8H2O
Si + 4NaOH = Na4SiO4 + 2H2
Получение кремния
SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si
SiCl4 + 2H2 = Si + 4HCl (кремний ос.ч.)
КремнийХимическое растворение3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2OSi + 4NaOH = Na4SiO4 +

Слайд 94Водородные соединения SinH2n+2 (силаны)
Моносилан SiH4:
SiH4 + 2O2 = SiO2

+ 2H2O
Получение силанов:
SiO2 + 4Mg(изб) = Mg2Si + 2MgO
(силицид магния)
Mg2Si + 4H2O = 2Mg(OH)2 + SiH4
Mg2Si + 4H3O+ = 2Mg2+ + 4H2O + SiH4
Водородные соединения SinH2n+2 (силаны) Моносилан SiH4: SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2OПолучение силанов: SiO2 + 4Mg(изб)

Слайд 95Кислородные соединения
Полиморфизм диоксида кремния:
кварц
тридимит
кристобалит
SiO2(ж) (расплав)
SiO2


GeO2

+ H2O 

SiO2 + 4NaOH(р) = Na4SiO4 + 2H2O (ортосиликат натрия)
GeO2 + 2NaOH(т) = Na2GeO3 + H2O (метагерманат натрия)

SiO2
GeO2

+ H3O+ 

Кислородные соединения Полиморфизм диоксида кремния:    кварцтридимиткристобалитSiO2(ж) (расплав) SiO2 GeO2+ H2O SiO2 + 4NaOH(р) =

Слайд 96Травление стекла
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O
SiO2 + 6HF

(изб.) = H2[SiF6] + 2H2O
(гексафторосиликат водорода)

Травление стекла SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2OSiO2 + 6HF (изб.) = H2[SiF6] + 2H2O (гексафторосиликат

Слайд 97При подкислении водных растворов силикатов и германатов
SiO2 . nH2O ( n

 300)

дикремниевая к-та H6Si2O7 трикремниевая к-та H6Si3O10, тетраметакремниевая к-та (H2SiO3)4, полиметакремниевая к-та (H2SiO3)n

GeO2 . nH2O



H4SiO4 Kк 10–10

H2GeO3 Kк 10–9

Na4SiO4(р) + 2CO2 + 2H2O = H4SiO4 + 2Na2CO3
Na2CO3 + SiO2(т) = Na2SiO3(т) + CO2 (сплавление)

При подкислении водных растворов силикатов и германатовSiO2 . nH2O ( n  300) дикремниевая к-та H6Si2O7 трикремниевая

Слайд 100Sn, Pb
Аллотропия олова:
-Sn (порошок)

13,2 °С
-Sn (металл)

-Sn

173 °С
расплав
232 °С

Sn, PbАллотропия олова:-Sn (порошок)13,2 °С -Sn (металл)-Sn 173 °С расплав232 °С

Слайд 101Sn, Pb
Cплавы:
припой (30-70)% Sn, Pb
бронза Cu+Sn, Al, Be, Pb
баббит

Sn+Sb, Cu; Pb+Sb, Cu
гарт (типограф. сплав) 84% Pb, 11% Sb, 5% Sn
Олово – лужение железа (белая жесть); станиоль
Свинец – аккумуляторы, защита от радиации, хим. аппаратура

181

232

327

Эвтектика

0,65

Sn(т) – уст. на воздухе; Pb(т) – покр. оксидн. пленкой

Sn, Pb Cплавы:припой (30-70)% Sn, Pbбронза Cu+Sn, Al, Be, Pb баббит Sn+Sb, Cu;

Слайд 102В ЭХРН: Zn… Al… Sn… Pb H Cu…Ag Hg
Получение металлов
SnO2(т) +

C(т) = Sn(ж) + CO2(г)
2PbS(т) + 3O2(г) = 2PbO(т) + 2SO2(г)
PbO(т) + C(т) = Pb(ж) + CO(г)
Регенерация Sn из покрытий
а) хим. растворение в NaOH, б) электролиз
а) хлорирование, б) восстановление SnCl4

HNO3(конц)

SnO2·n H2O

Pb(NO3)2

при комн. т-ре реакция не идет (оксидн. пленка)

в HNO3(разб) получ. Sn(NO3)2

В ЭХРН: Zn… Al… Sn… Pb H Cu…Ag HgПолучение металловSnO2(т) + C(т) = Sn(ж) + CO2(г)2PbS(т) +

Слайд 103 ЭII Оксиды - ЭО
SnO
PbO (устойчив: глёт, массикот)
Sn(OH)2(т) + 2H3O+

= [Sn(H2O)3]2+ + H2O
Sn(OH)2(т) + OH = [Sn(OH)3]
Pb(OH)2 (т) + 2H3O+ = [Pb(H2O)3]2+ + H2O
Pb(OH)2(т) + OH = [Pb(OH)3]

Гидроксиды Sn(OH)2 и Pb(OH)2 малорастворимы и амфотерны:

Устойчивость ст.ок. +II растет

ЭII		Оксиды - ЭОSnOPbO (устойчив: глёт, массикот) Sn(OH)2(т) + 2H3O+ = [Sn(H2O)3]2+ + H2O Sn(OH)2(т) +

Слайд 104Соли SnII Соли PbII
[Pb2+]: PbSO4 > PbCrO4 > PbS
PbSO4(т)

+ CrO42– = PbCrO4(т) + SO42–
белый желтый
PbCrO4(т) + S2– = PbS(т) + CrO42–
жёлтый черный
Растворение осадков:
PbSO4(т) + H2SO4 = Pb(HSO4)2
2PbCrO4(т) + 4HNO3 = 2Pb(NO3)2 + H2Cr2O7 + H2O
PbCrO4(т) + 3NaOH = Na[Pb(OH)3] + Na2CrO4
Соли SnII Соли PbII [Pb2+]: PbSO4 > PbCrO4 > PbS PbSO4(т) + CrO42– = PbCrO4(т) + SO42–

Слайд 105 ЭIV Оксиды - ЭО2
амфотерн. с преобладанием кислотн. св-в
полигидраты

ЭO2.n H2O (уст. при рН<7)
ЭO2.n H2O + 2OH = [Э(OH)6]2 + (n –2)H2O
Получение
SnCl4 + 2H2O = SnO2 + 4HCl
PbCl4 = PbCl2 + Cl2
(вода – катализатор ОВР)

SnO2 - устойч.

PbO2 - c. окислитель

ЭIV		Оксиды - ЭО2 амфотерн. с преобладанием кислотн. св-в полигидраты ЭO2.n H2O (уст. при рН

Слайд 106Окислительно-восстановительные свойства
Sn2+ – мягкий восстановитель

рН < 7 (HCl):

[SnCl3]– + 3Cl– –2e – = [SnCl6]2–

рН > 7: [Sn(OH)3] + 3OH 2e – = [Sn(OH)6]2

Sn2+ – слабый окислитель (восстановители – Ti3+, Cr2+)
рН < 7: (HCl): [SnCl3]– + 2e – = Sn(т) + 3Cl–
Окислительно-восстановительные свойстваSn2+ – мягкий восстановительрН < 7 (HCl):    [SnCl3]– + 3Cl– –2e – =

Слайд 107Окислительно-восстановительные свойства
PbO2 – сильный окислитель
рН < 7: PbO2 + 4H+

+2e  = Pb2+ + 3H2O
рН > 7: PbO2 + 2H2O +2e  = [Pb(OH)3] + OH
(Pb2IIPbIV)O4 – свинцовый сурик
(двойной оксид)
(Pb2IIPbIV)O4 + 4HNO3 = 2Pb(NO3)2 + PbO2(т) + 2H2O
(не ОВР!)
рН < 7: (Pb2IIPbIV)O4 + 8H+ +2e  = 3Pb2+ + 4H2O

Примеры: PbO2 + 8H+ + Mn2+  MnO4– + …
(Pb2IIPbIV)O4 + 8HCl(конц)  Cl2(г) + …
Окислительно-восстановительные свойства PbO2 – сильный окислительрН < 7: PbO2 + 4H+ +2e  = Pb2+ + 3H2OрН

Слайд 108Разделение олова и свинца (сульфидный метод)
Осаждение сульфидов (+H2S):
SnS(т)

PbS(т)

2. Растворение сульфида, образование Na2[SnS3] (тиокомплекс)

Na2S2: S–I +1e – = S–II
SnS  [SnS3]2– :
Sn+II –2e – = Sn+IV

3. Осаждение [SnS3]2– + 2H+  SnS2(т) + H2S

+Na2S2

+ HCl

Разделение олова и свинца (сульфидный метод)Осаждение сульфидов (+H2S):SnS(т)     PbS(т)2. Растворение сульфида, образование Na2[SnS3]

Слайд 109Олово и кислоты
3. Sn + 4HNO3 (к) = β-SnO2·H2O + 4NO2 + H2O


3Sn +

8HNO3 (р) = 3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Sn + 4HClк = SnCl4 + H2

или хлороловянные кислоты составов
HSnCl3, H2SnCl4 

Sn + 3HCl = HSnCl3 + 2H2


Олово и кислоты3. Sn + 4HNO3 (к) = β-SnO2·H2O + 4NO2 + H2O3Sn + 8HNO3 (р) = 3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Слайд 110SnCl4 + 4NH3 + 6H2O = H2[Sn(OH)6] + 4NH4Cl

H2[Sn(OH)6] = a-SnO2·nH2O + 3H2O
Свежеполученная a-оловянная кислота

амфотерна

a-SnO2·nH2O + KOH = K2[Sn(OH)6]

a-SnO2·nH2O + HNO3 = Sn(NO3)4 + H2O
SnCl4 + 4NH3 + 6H2O = H2[Sn(OH)6] + 4NH4ClH2[Sn(OH)6] = a-SnO2·nH2O + 3H2OСвежеполученная a-оловянная кислота амфотернаa-SnO2·nH2O + KOH = K2[Sn(OH)6]a-SnO2·nH2O +

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика