Презентация на тему: Металлические элементы 3-А группы

Металлические элементы 3-А группы
Характеристика элементов по положению в ПС
Открытие металлов. Металлы в природе
Получение металлов
Физические свойства
Характеристика химических свойств элементов и их соединений
Алюминий
Алюминий
Оксид алюминия
Гидроксид алюминия
Соли алюминия
Галлий
Галлий
Оксиды галлия
Гидроксид галлия
Индий
Индий
Оксиды индия
Гидроксид индия
Соединения индия
Таллий
Таллий
Оксиды и гидроксиды таллия
Применение
Спасибо за внимание!
1/25
Средняя оценка: 4.0/5 (всего оценок: 37)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (111 Кб)
1

Первый слайд презентации: Металлические элементы 3-А группы

Al Ga In Tl

Изображение слайда
2

Слайд 2: Характеристика элементов по положению в ПС

2 Характеристика элементов по положению в ПС Зн. N Z n ЭУ ЭФ Ст. ок. RH 3 R 2 O 3 Гидр. Al 13 +13 3 3s 2 p 1 +3 Al Н 3 Al 2 O 3 Al (ОН) 3 Ga 31 +31 4 3s 2 p 1 +3 Ga Н 3 Ga 2 O 3 Ga (ОН) 3 In 49 +49 5 4s 2 p 1 +3 In Н 3 In 2 O 3 In (ОН) 3 Tl 81 +81 6 5s 2 p 1 +3, +1 Tl Н 3 Tl 2 O 3 Tl (ОН) 3

Изображение слайда
3

Слайд 3: Открытие металлов. Металлы в природе

3 Открытие металлов. Металлы в природе Алюминий – руда – боксит Галлий, индий, таллий – рассеянные элементы, в составе полиметаллических руд Ме Когда открыт Кем открыт В природе Изотопы Al 18 2 8 Ф.Велер 7,57% 9 / 1 Ga 1874 Лекок де Буабодран 4•10 -4 % 22 / 2 In 1863 Ф.Рейх, Т.Рихтер 1,5•10 -6 % 29 / 2 Tl 1861 В.Крукс 3•10 -5 % 18 / 2

Изображение слайда
4

Слайд 4: Получение металлов

4 Получение металлов Al – электролиз расплава оксида с добавлением криолита Na 3 [AlF 6 ] Ga, In, Tl - рассеянные элементы, для выделения используют пирометаллургические, гидрометаллургические и электролитические методы

Изображение слайда
5

Слайд 5: Физические свойства

5 Физические свойства Чем дальше элементы от начала таблицы, тем резче различаются их свойства… Ме Внеш.вид t пл t кип ρ (кг / м 3 ) Особые свойства Al С / Б 660,2 2400 2702 Амф. Ga С / Б, мягкий 29,78 2230 5907 Молек. реш In С / Б, мягкий 156,17 2080 7310 +1,+2,+3 Tl С / Б 304 1457 11850 +1!

Изображение слайда
6

Слайд 6: Характеристика химических свойств элементов и их соединений

Алюминий Галлий Индий Таллий

Изображение слайда
7

Слайд 7: Алюминий

7 Алюминий Химический элемент Электронная формула – 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 1 Характерная степень окисления - +3, но отдает обычно 1 электрон E E 3p 3p 3 s 3s Легче образует ковалентную связь Возможно проявление акцепторных свойств в степени окисления +3– кислота Льюиса R a R i E i (1) E i (2) E i (3) Δφ 0,143 0,057 +5,8 18,82 28,44 -1,663

Изображение слайда
8

Слайд 8: Алюминий

8 Алюминий Простое вещество 1. Взаимодействие с кислотами: 2Al + 6H + = Al 3+ + 3H 2 2. Взаимодействие с водой: 2Al + 6H 2 О = 2 Al (ОН) 3 + 3H 2 3. Взаимодействие с кислородом: 4 Al + 3О 2 = 2 Al 2 О 3 ; Δ Н = -1676кДж / моль, t пл = 2050 0 С 4. Взаимодействие с галогенами: 2Al +3Gal 2 = 2AlGal 3 5. Взаимодействие с оксидами металлов: 2Al +Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3

Изображение слайда
9

Слайд 9: Оксид алюминия

9 Оксид алюминия Al 2 O 3 – типичный амфотерный оксид С кислотами образует соли: Al 2 О 3 + 6H + = 2 Al 3+ + 3H 2 О, в растворе – [Al ( H 2 О) 3 ] 3+ С растворами щелочей образует комплексные соединения: Al 2 О 3 + 2NaOH + 7H 2 О = 2 Na[Al(OH) 4 ( H 2 О) 2 ] При сплавлении со щелочами образует безводные метаалюминаты : Al 2 О 3 + 2NaOH = 2 NaAl О 2 Взаимодействует с кислотными и основными оксидами с образованием солей: Al 2 О 3 + 3 N 2 O 5 = 2 Al ( NO 3 ) 3 ; Al 2 О 3 + С aO = С a ( Al О) 2 Взаимодействует с солями, растворы которых имеют кислую или щелочную среду: Al 2 О 3 + 6Na Н SO 4 = Al 2 (S О 4 ) 3 +3Na 2 SO 4 + 3H 2 О ; Al 2 О 3 + Na 2 С O 3 = 2 NaAl О 2 + СО 2

Изображение слайда
10

Слайд 10: Гидроксид алюминия

10 Гидроксид алюминия Типичный амфотерный гидроксид С кислотами образует соли: Al (ОН) 3 + 3 H + = [Al ( H 2 О) 3 ] 3+ С растворами щелочей образует соли: Al (ОН) 3 + 3 NaOH = Na 3 [Al(OH) 6 ] Термически неустойчив: Al (ОН) 3 = Al О(ОН) + Н 2 О – метагироксид, t = 200 0 С 2 Al О(ОН) = Al 2 О 3 + Н 2 О, t = 400 0 С При сплавлении со щелочами образуются соли орто- и метаалюминиевых кислот: Al (ОН) 3 + КОН = К Al О 2 + 2Н 2 О

Изображение слайда
11

Слайд 11: Соли алюминия

11 Соли алюминия Галогениды – белые кристаллические, хорошо растворимы в воде, гидролизуются по катиону, AlCl 3 – промышленный катализатор Сульфат алюминия - Al 2 (S О 4 ) 3 • 18Н 2 О – бесцветное кристаллическое вещечство, хорошо растворим, используется для протравки тканей перед крашением и для удаления из воды взвешенных примесей (коагулянт) Природные алюмосиликаты – драгоценные и поделочные материалы – рубин, сапфир, ортоклаз

Изображение слайда
12

Слайд 12: Галлий

12 Галлий Химический элемент Основная степень окисления - +3, но возбуждение s - электронов происходит с трудом, устойчивость +1 больше Акцепторные свойства выражены в меньшей степени, но не исчезают Проявляет амфотерные свойства с некоторым преобладанием металлических R a R i E i (1) E i (2) E i (3) Δφ 0,139 0,062 5,998 20,514 30,70 -0,529

Изображение слайда
13

Слайд 13: Галлий

13 Галлий Простое вещество При затвердевании расширяется на 3,2% Имеет молекулярное строение, молекулы сохраняются и в жидком состоянии Модификации По химическим свойствам близок к алюминию α β γ δ ε t затв. 0 С 29,8 -16,3 -35,6 +19,4 -28,6

Изображение слайда
14

Слайд 14: Оксиды галлия

14 Оксиды галлия Ga 2 O 3 – типичный амфотерный оксид, по свойствам аналогичен оксиду алюминия ( К.Ч.=4 ), получается непосредственным взаимодействием с кислородом, образует пленку на поверхности металла Ga 2 O – темно-коричневый, почти черный: Ga 2 O 3 + 4 Ga = 3 Ga 2 O Сильный восстановитель: 2Ga 2 O + 7H 2 SO 4 = 2Ga 2 (SO 4 ) 3 + H 2 S + 6 H 2 O

Изображение слайда
15

Слайд 15: Гидроксид галлия

15 Гидроксид галлия Ga ( O Н) 3 – идеально амфотерен, осадок белого цвета, аналог гидроксида алюминия При взаимодействии с растворами щелочей образует галлаты (координационные соединения), причем осадок должен быть свежим, координационное число равно 4 Может быть получен взаимодействием оксида с водой Ga 2 O 3 + 3 H 2 O = 2 Ga ( O Н) 3

Изображение слайда
16

Слайд 16: Индий

16 Индий Химический элемент Основная степень окисления - +3, но возбуждение s - электронов происходит с еще большим трудом, устойчивость +1 еще больше; проявляется экранирующий эффект; имеется +2 Спектральная линия - синяя Акцепторные свойства выражены в очень малой степени, но не исчезают Проявляет амфотерные свойства с явным преобладанием металлических R a R i E i (1) E i (2) E i (3) Δφ 0,166 0,092 5,785 18,870 28,00 -0,340

Изображение слайда
17

Слайд 17: Индий

17 Индий Простое вещество 1. Неординарное сочетание мягкости, прочности и хрупкости: в 20 раз пластичнее золота как графит, оставляет черную черту на бумаге при ударе может разрушаться, прочность на разрыв в 6 раз меньше, чем у свинца 2. По химическим свойствам – металл, расположен в РАМ между железом и оловом, взаимодействует с кислотами: 2In + 6HCl =2InCl 3 + 3H 2 3. Со щелочами образует индаты – Ме 3 [In(OH) 6 ]•2H 2 O 4. С кислородом и неметаллами взаимодействует при нагревании с образованием соединений In +3

Изображение слайда
18

Слайд 18: Оксиды индия

18 Оксиды индия Трем степеням окисления соответствуют три оксида: In 2 О 3, In О, In 2 О In 2 О 3 : 4 In + 3О 2 = 2 In 2 О 3 ; Δ Н = -928 кДж / моль вещество желтого цвета, при 850 0 С переходит в In 3 О 4 In О – в твердом состоянии не обнаружен, не изучен, получается в парáх: In 2 О 3 = In О + О In 2 О – вещество черного цвета, получается по реакции: 2 In + СО 2 = In 2 О + СО

Изображение слайда
19

Слайд 19: Гидроксид индия

19 Гидроксид индия In (ОН) 3 По внешнему виду похож на гидроксид алюминия Обладает амфотерными свойствами, но в кислотах растворяется легче, в щелочах – при высоких концентрациях и нагревании При нагревании разлагается с образованием оксида

Изображение слайда
20

Слайд 20: Соединения индия

20 Соединения индия Используются редко, только в лабораторной практике Ионы индия – In 3+ - бесцветны, в растворах гидратированы (К.Ч.=6) Соли подвергаются гидролизу по катиону Наиболее интересны: Нитрат – In(NO 3 ) 3 – при нагревании разлагается с образованием оксида, возгоняется Хлорид – InCl 3 – возгоняется без разложения Сульфат – In 2 (SO 4 ) 3 – образует кристаллогидраты – квасцы со щелочными металлами

Изображение слайда
21

Слайд 21: Таллий

21 Таллий Химический элемент Основная степень окисления - +1, но имеется и +3 причина – сильное не только d- но и f - сжатие Акцепторные свойства присутствуют, к.ч. =6,7,8 Проявляет металлические свойства R a R i E i (1) E i (2) E i (3) Δφ 0,166 0,136 0,105 6,108 20,428 29,80 -0,340

Изображение слайда
22

Слайд 22: Таллий

22 Таллий Простое вещество 1. Белый металл с голубоватым оттенком: 2. По химическим свойствам – металл, расположен в РАМ до водорода, сравним со щелочными металлами: взаимодействует с водой: Tl + H 2 O + O = TlOH вытесняет водород из спиртов : Tl +C 2 H 5 OH + O = C 2 H 5 OTl + H 2 O взаимодействует с кислотами (кроме соляной, хлорид не растворим) 3. Со щелочами не взаимодействует 4. С кислородом и неметаллами взаимодействует при нагревании с образованием соединений In +1 Ядовит сам и его соединения!

Изображение слайда
23

Слайд 23: Оксиды и гидроксиды таллия

23 Оксиды и гидроксиды таллия Оксиды 1. Tl 2 O – вещество черного цвета, основный оксид 2. Tl 2 O 3 – вещество бурого цвета, основный оксид 3. Tl 3 O 4 – промежуточный оксид Tl 2 O + О 2 Tl 2 O 3 Гидроксиды TlO Н – аналогичен гидроксидам щелочных металлов; вещество желтого цвета, устойчив, раствор поглощает СО 2 Tl ( O Н) 3 – неустойчив, осадок бурого цвета, основание Из соединений интересны галогениды – образуют комплексы между собой: 3TlCl 3 = Tl[TlCl 4 ]+Cl 2

Изображение слайда
24

Слайд 24: Применение

24 Применение Алюминий – сплавы, электротехника Галлий – полупроводники, оптика Индий – полупроводники, легкоплавкие сплавы, отражатели, атомная энергетика Таллий – яды-зооциды, оптика, низкотемпературные сплавы, кислотоустойчивые сплавы

Изображение слайда
25

Последний слайд презентации: Металлические элементы 3-А группы: Спасибо за внимание!

25 Спасибо за внимание!

Изображение слайда