Основа легких и прочных сплавов. Раскислитель стали. Используется для получения ряда металлов алюминотермией.

Получение

 

Электролиз расплава Al2O3 (в присутствии криолита Na3[AlF6]):

 

2Al2O3 = 4Al + 3O2

Свойства элементов подгруппы алюминия

 

 

Свойства элементов подгруппы алюминия

 

Атомный номер Название Электронная конфигурация   r г/см3 t°пл. °C t°кип. °C ЭО ПИ эВ Атомный радиус, нм Степень окисления
Бор B [He] 2s22p1 2,35 2,0 8,3 0,095 +3
Алюминий Al [Ne] 3s23p1 2,70 1,47 6,0 0,143 +3
Галлий Ga [Ar] 3d10 4s24p1 5,91 1,6 6,0 0,122 +3
Индий In [Kr] 4d10 5s2 5p1 7,30 1.7 5,8 0,162 +1,+2,+3
Таллий Tl [Xe]4f145d106s26p1 11,85 1,8 6,1 0,167 +1,+3

 

Физические свойства

 

· 1. С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов (В - неметалл; остальные - металлы).

· 2. Бор значительно отличается по свойствам от других элементов (высокие т.пл., т.кип., твердость; инертность). Остальные элементы - легкоплавкие металлы, In и Tl - очень мягкие.

 

Химические свойства

 

· 1. Все элементы трехвалентны, но с повышением атомной массы приобретает значение валентность, равная единице (Tl в основном одновалентен).

· 2. Основность гидроксидов R(OH)3 возрастает с увеличением атомной массы (H3BO3 - слабая кислота, Al(OH)3 и Ga(OH)3 - амфотерные основания, ln(OH)3 и Tl(OH)3 -типичные основания, TlOH - сильное основание).

· 3. Металлы подгруппы алюминия (Al, Ga, In, Tl) химически достаточно активны (реагируют с кислотами, щелочами (Al, Ga), галогенами).

· 4. Соли элементов подгруппы алюминия в большинстве случаев подвергаются гидролизу по катиону. Устойчивы лишь соли одновалентного таллия.

· 5. Al и Ga защищены тонкой оксидной пленкой; Tl разрушается при действии влажного воздуха, (хранят в керосине).

 
Медь. Химические свойства

 

  Химические свойства   Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах:   2Cu + O2 -t°= 2CuO Cu + Ci2 -t°= CuCl2   Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах - окислителях:   3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO­ + 2H2O Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2­ +2H2O   Сплавы меди с оловом - бронзы, с цинком - латуни.
Получение   · 1. Пирометаллургия CuO + C = Cu + CO CuO + CO = Cu + CO2   · 2. Гидрометаллургия CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu электролиз: 2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2­ + 2H2SO4 (на катоде) (на аноде)
Свойства элементов подгруппы меди

 

 

Свойства элементов подгруппы меди

 

Атомный номер Название Электронная конфигурация   r г/см3 t°пл. °C t°кип. °C ЭО Атомный радиус, нм Удельная злектро- проводность м,мм-2,ом-1 Степень окисления
Медь Cu [Ar] 3d104s1 8,96 1,9 0,127 58,1 +1,+2
Серебро Ag [Kr] 4d105s1 10,5 1,9 0,144 61,0 +1
Золото Au [Xe]4f145d106s1 19,3 2,4 0,144 41,3 +1,+3

 

Физические свойства

 

· 1. Высокие значения плотности, температур плавления и кипения.

· 2. Высокая тепло- и электропроводность.

 

Химические свойства

 

Химическая активность небольшая, убывает с увеличением атомного номера.
Оксид углерода (II) CO

 

  Оксид углерода (II) CO   Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.   Получение   В промышленности (в газогенераторах):   C + O2 = CO2 CO2 + C = 2CO   В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):   HCOOH = H2O + CO­ H2C2O4 = CO­ + CO2­ + H2O   Химические свойства   При обычных условиях CO инертен; при нагревании - восстановитель; несолеобразующий оксид.   с кислородом 2C+2O + O2 = 2C+4O2   с оксидами металлов C+2O + CuO = Сu + C+4O2   с хлором (на свету) CO + Cl2 -hn= COCl2(фосген)   реагирует с расплавами щелочей (под давлением)   CO + NaOH = HCOONa(муравьинокислый натрий (формиат натрия))   с переходными металлами образует карбонилы   Ni + 4CO -t°= Ni(CO)4 Fe + 5CO -t°= Fe(CO)5
Углерод. Химические свойства

 

  Химические свойства   Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.   Восстановительные свойства   · 1) с кислородом C0 + O2 -t°= CO2 углекислый газ   при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:   2C0 + O2 -t°= 2C+2O угарный газ   · 2) со фтором С + 2F2 = CF4   · 3) с водяным паром C0 + H2O -1200°= С+2O + H2 водяной газ   · 4) с оксидами металлов C0 + 2CuO -t°= 2Cu + C+4O2   · 5) с кислотами - окислителями:   C0 + 2H2SO4(конц.) = С+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O С0 + 4HNO3(конц.) = С+4O2­ + 4NO2­ + 2H2O   Окислительные свойства   · 6) с некоторыми металлами образует карбиды   4Al + 3C0 = Al4C3 Ca + 2C0 = CaC2-4   · 7) с водородом C0 + 2H2 = CH4
Углерод. Общая характеристика

 

  Углерод Аллотропия   Алмаз Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, r = 3,5 г/см3; t°пл. = 3730°C; t°кип. = 4830°C. Атомы углерода находятся в sp3- гибридизации и образуют атомную кристаллическую решётку с прочными ковалентными s- связями. Можно получить из графита при p > 50 тыс. атм; t° = 1200°C.   Применение   Шлифовальный порошок, буры, стеклорезы, после огранки - бриллианты.     Графит   Кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тёмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; r = 2,5 г/см3. В кристаллической решётке атомы углерода находятся в sp2- гибридном состоянии и образуют слои из шестичленных колец; между слоями действуют межмолекулярные силы.   Применение   Электроды, карандашные грифели, замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, входит в состав некоторых смазочных материалов.   Карбин   Чёрный порошок; r = 2 г/см3; полупроводник. Состоит из линейных цепочек -CºC-CºC- и =С=С=С=С=; атомы углерода находятся в sp- гибридном состоянии. При нагревании переходит в графит.   Адсорбция   Адсорбция - поглощение газообразных или растворённых веществ поверхностью твёрдого вещества. Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.   Применение адсорбции   Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.
Азот. Химические свойства

 

  Химические свойства   Молекула азота (:NºN:)   Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.   Восстановитель N20 = 2N+2 Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)   N20 + O2 = 2N+2O (в природе - во время грозы)   Окислитель N20 = 2N-3 · 1. c водородом (500°С, kat, p) N20 + 3H2 = 2N-3HЗ   · 2. с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)   6Li + N20 = 2LiЗN-3 3Mg + N20 -t°= MgЗN2-3
Получение   · 1. Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха. · 2. Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:   NH4NO2 -t°= N2 + 2H2O
Азот N Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе). В молекуле имеются одна s- и две p- связи.   Физические свойства   Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H2O растворяется 1,54V N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.
Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы (подгруппы азота) Таблица. Электронное строение и физические свойства  
Поряд- ковый № Элемент Относит. атомная масса Электронная конфигурация Атомный радиус, нм ПИ эВ ЭО Степени окисления t°пл. °С t°кип. °С r г/см3
Азот (N) 14,01 [He] 2s22p3 0,075 14,5 3,0 -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5 -210 -196  
Фосфор (P) 30,97 [Ne] 3s23p3 0,110 10,5 2,1 -3, +1, +3, +5 44,1 1,83
Мышьяк (As) 74,92 [Ar] 3d104s24p3 0,121 9,8 2,0 -3, +3, +5   5,7
Сурьма (Sb) 121,75 [Kr] 4d105s25p3 0,141 8,6 1,9 -3, +3, +4, +5 630,7 6,68
Висмут (Bi) 208,98 [Xe] 4f145d106s26p3 0,152 7,8 1,9 +3, +5 271,3 9,78

 

В ряду - N - P - As - Sb - Bi увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические свойства, возрастают металлические свойства, ЭО уменьшается.

 

N, P - типичные неметаллы

As, Sb - проявляют неметаллические и металлические свойства

Bi - типичный металл

P, As и Bi существуют в твердом состоянии в нескольких модификациях.

 

Химические свойства

 

· 1. Основной характер оксидов R2O5 увеличивается, а кислотный - ослабевает с увеличением порядкового номера.

· 2. Гидроксиды всех элементов в пятивалентном состоянии имеют кислотный характер.

· 3. Основной характер гидроксидов R(OH)3 увеличивается, а кислотный - ослабевает с увеличением порядкого номера.

 

RO33- + 3H+ = R(OH)3 = R3+ + 3OH- (R - элемент)

 

· 4. As, Sb, и Bi плохо растворимы в воде.

· 5. Восстановительные свойства водородных соединений RH3 усиливаются, а устойчивость уменьшается с увеличением порядкого номера.