Химия элементов 3А группы
презентация к уроку по химии (9, 11 класс)

Слайд 1

Слайд 2

Общая характеристика элементов электронная конфигурация внешнего энергетического уровня — n s 2 пр 1 Свойство/ элемент В А1 Ga In Т1 Атомный радиус, нм 0,083 0,143 0,122 0,163 0,170 Ионный радиус, нм 0,027 0,054 0,061 0,080 0,089 Энергия ионизации, кДж/моль 801 577 579 558 589 Элсктроотрицатсльность по Полингу 2,04 1,61 1,81 1,78 2,04

Слайд 3

Кроме бора, все элементы — металлы, образующие ионные соединения Элементы образуют и ковалентные соединения в результате переноса одного s -электрона на р- орбиталь с последующей sp 2 -ги6ридизацией Начиная с атома алюминия, у атомов появляются d- орбитали , поэтому координационное число увеличивается до шести

Слайд 4

Распространенность B Na 2 B 4 O r ЮН 2 0 (бура), CaBSi0 4 OH ( датолит ), CaB 2 Si 2 0 8 ( данбурит ), KMg 2 Bj jО!9 • 9Н 2 () ( калиборит ) Al Al 4 (OH) 8 Si 4 O l0 (каолин ), ( Na , K) AlSiC ) 4 ( нефелин), Al 9 0 3 wH 9 0 (боксит), K 2 S0 4 • A1 2 (S0 4 ) 3 • 2А1 2 0 3 • 6Н 2 0 (алунит), Na 3 | AlF 6 l (криолит)

Слайд 5

Ga Рассеянный элемент, не образующий собственных руд. Присутствует как примесь в минералах алюминия In Рассеянные элементы, не образующие собственных руд. Присутствуют как примесь в рудах цинка, свинца и олова

Слайд 6

Бор Бор — бесцветное, серое или красное кристаллическое либо темное аморфное вещество. Известно более десяти аллотропных модификаций бора. Чрезвычайно твердое вещество, уступающее лишь алмазу, нитриду и карбиду бора. Обладает хрупкостью и полупроводниковыми свойствами.

Слайд 7

Получение Метод металлотермии (чаще магнием или натрием ): Термическое разложение паров бромида бора на раскаленной (1000— 1200°С) вольфрамовой проволоке в присутствии водорода

Слайд 8

Химические свойства С галогенами С металлами B + Me = MeB

Слайд 9

С водородом бор непосредственно не реагирует. Борины различного состава образуются при обработке боридов кислотой При нагревании

Слайд 10

Со щелочью С кислотами

Слайд 11

Оксид бора вещество белого цвета, с низкой температурой плавления, может быть аморфным или кристаллическим, гигроскопичен, типичный кислотный оксид.

Слайд 12

Получение либо непосредственным взаимодействием бора с кислородом (при 600°С), либо обезвоживанием борной кислоты:

Слайд 13

Химические свойства Аморфный оксид бора реагирует с водой с образованием борной ( орто - борной) кислоты, с растворами щелочей, концентрированной фтороводородной кислотой, восстанавливается металлами:

Слайд 14

Борные кислоты и соли борных кислот Ортоборная кислота Н 3 В0 3 — бесцветное кристаллическое вещество, без запаха, растворима в горячей воде, проявляет очень слабые кислотные свойства ( р К я = 9,24).

Слайд 15

Химические свойства При нагревании происходит перехо д ортоборной кислоты в метабор ную, затем в тетраборную и, наконец, в борный ангидрид Со щелочами

Слайд 16

Бура — подвергается в водном растворе гидролизу : В полученном растворе имеют место следующие равновесия : Избытком щелочи тетрабораты могут быть переведены в метабораты:

Слайд 17

В заимодействие тетраборатов с кислотами Нагревание Со спиртами

Слайд 18

Бороводороды Бораны являются необычным классом соединений бора. Простейший из них — диборан В 2 Н 6 — является исходным веществом для синтеза всех остальных боранов Его получают восстановлением соединений бора гидридом натрия при нагревании (175°С):

Слайд 19

Химические свойства Гидролиз С гидридами щелочных металлов:

Слайд 20

Галогениды бора Молекулы галогенидов ВХ 3 имеют форму правильного треугольника, в центре которого раеположен атом бора. При обычных условиях BF 3 и ВС1 3 — газы, ВВг 3 — жидкость, В1 3 — летучее твердое вещество.

Слайд 21

Получение Трифторид BF 3 получают фторированием боратов, борной кислоты или ее ангидрида : ВС1 3 и ВВг 3 — прямым синтезом, а трииодид — взаимодействием боргидри - да лития с иодом при температуре 78°С:

Слайд 22

Химические свойства С молекулами — донорами электронов Гидролиз

Слайд 23

Борфтористоводородная кислота ( тетрафтороборат водорода неорганическое соединение, сильная кислота с формулой H[BF 4 ], существует только в растворе. Бесцветная прозрачная жидкость со слабым запахом

Слайд 24

Получение Растворение в плавиковой кислоте оксида бора: B 2 O 3 + 8HF → 2H[BF 4 ] + 3H 2 O или гидроксида бора: B(OH) 3 + 4HF → H[BF 4 ] + 3H 2 O Взаимодействием трифторида бора с водой: 4BF 3 + 3H 2 O → 3H[BF 4 ] + B(OH) 3

Слайд 25

Химические свойства В холодных растворах проявляет себя как сильная кислота H[BF 4 ] + H 2 O → [BF 4 ] − + H 3 O + В горячих растворах разлагается H[BF 4 ] → −HF,H 2 O B(H 2 O)F 3 H[BF 4 ] → −HF,H 2 O H[B(OH) 2 F 2 ] H[BF 4 ] → −HF,H 2 O H[B(OH) 3 F ] Разложение при нагревании H[BF 4 ] → t ∘ BF3↑ + HF ↑ С щелочами H[BF 4 ] + NaOH → Na[BF 4 ] + H 2 O

Слайд 26

Соединения бора с азотом бинарное соединение бора и азота. Химическая формула: BN . Кристаллический нитрид бора изоэлектронен углероду и, подобно ему, существует в нескольких полиморфных модификациях

Слайд 27

Аллотропы α-BN, гексагональный α-BN, гексагональный

Слайд 28

β-BN, структура типа сфалерита β-BN, структура типа вюрцита

Слайд 29

гексагональная (α) — h-BN, ( белый графит — белый, похожий на тальк порошок, имеет гексагональную, графитоподобную кристаллическую структуру, температура плавления 3000 °C, полупроводник, применяется в качестве твёрдой высокотемпературной смазки); кубическая (β) типа сфалерита, подобная алмазу: эльбор ( боразон , кубонит , кингсонгит , плотность боразона 3,51 г/см³.); плотная гексагональная (w), типа вюрцита , подобная лонсдейлиту .

Слайд 30

Химические свойства Нитрид бора не окисляется кислородом до ~700 °C, разрушается в горячих растворах щелочей с выделением аммиака. Со фтороводородом образует NH 4 [BF 4 ], со фтором — BF 3 и N 2 . Получение Нитрид бора получают реакцией оксида бора B 2 O 3 с аммиаком NH 3 при температуре ~2000 °C, плазмохимически , когда в струю азотной плазмы при 5000—6100 К подаётся аморфный бор, а также при пиролизе при 1300—2300 К смеси летучих соединений азота и бора.

Слайд 31

Боразол химическое вещество с химической формулой B 3 H 6 N 3 , бесцветная жидкость. Молекула представляет собой шестичленное плоское кольцо, в котором чередуются атомы бора и азота, каждый из них соединён с одним атомом водорода.

Слайд 32

Получение Нагревание 3 LiBH 4 + 3 NH 4 Cl → B 3 H 6 N 3 + 3 LiCl + 9 H 2 Реакция диборана 3 B 2 H 6 + 6 NH 3 → 2 B 3 H 6 N 3 + 12 H 2 Реакцией трихлорида бора с хлоридом аммония 3 BCl 3 + 3 NH 4 Cl → Cl 3 B3H 3 N 3 + 9 HCl Cl 3 B 3 H 3 N 3 + 3 NaBH 4 → B 3 H 6 N 3 + 3/2 B 2 H 6 + 3 NaCl Тримеризация боразина 3 HBNH → B 3 H 6 N 3

Слайд 33

Борид это соединение между бором и менее электроотрицательным элементом, например боридом кремния ( SiB 3 и SiB 6). Бориды представляют собой очень большую группу соединений, которые обычно обладают высокой температурой плавления и имеют более ковалентную, чем ионную природу. Некоторые бориды обладают очень полезными физическими свойствами

Слайд 34

Классификация бориды, богатые бором ( B: M 4: 1 или более ) Металлы основной группы, лантаноиды и актиноиды образуют широкий спектр Богатые бором бориды с соотношением металл: бор до YB66 Бориды с высоким содержанием металлов (B: M менее 4: 1 ) Переходные металлы имеют тенденцию к образованию боридов с высоким содержанием металлов.

Слайд 35

Получение Востановление из оксидов V 2 О 5 + В 2 О 3 + 8С = 2 VB + 8СО ­ В осстановление смесей летучих галогенидов TiCl 4 +2ВС1 3 + 5Н 2 = TiB 2 + l 0 HCl ­ Некоторые бориды активных металлов ( MgB 2 , А1В 2 ) разлагаются водой, образуя смесь различных боранов . Большинство боридов (А1В 12 , СаВ 6 , ZrB 2 и др.) водой не разлагаются .

Слайд 36

Алюминий Общая характеристика подгруппы 5 В 1s 2 2s 2 2p 1 13 А l [Ne]3s 2 3p 1 31 Ga[Ar]3d 10 4s 2 4p 1 49 ln [Kr]4d 10 5s 2 5p 1 81 Tl [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 1

Слайд 37

Нахождение в природе Почти весь алюминий сосредоточен в алюмосиликатах: K 2 O * Al 2 O 3 * 6SiO 2 - ортоклаз; Na 2 O * Al 2 O 3 * 6SiO 2 - альбит; CaO * Al 2 O 3 * 2SiO 2 - анортит; K 2 O * 3Al 2 O 3 * 6SiO 2 * 2H 2 O - слюда; Al 2 O 3 * 2SiO 2 * 2H 2 O - каолин. Na 3 AlF 6 - криолит. Большую ценность для получения алюминия имеют бокситы: Al 2 O 3 * nH 2 O

Слайд 38

Оксиды Гидроксиды Формула Характер Отношение к воде Формула Характер Отношение к воде B 2 O 3 кислотный хорошо растворимый H 3 BO 3 H[B(OH) 4 ] слабая кислота 1-основная хорошо растворимая Al 2 O 3 амфотерный не растворимый Al(OH) 3 H 3 AlO 3 HAlO 2 H[Al(OH) 4 ] амфотерный не растворимый Ga 2 O 3 амфотерный не растворимый Ga(OH) 3 H 3 GaO 3 HGaO 2 амфотерный (идеальный амфолит) не растворимый In 2 O 3 основный со слабыми признаками амфотерности не растворимый In (OH) 3 амфотерный (основные свойства преобладают) не растворимый Tl 2 O основный растворимый Tl(OH) основание (подобен щелочам) хорошо растворимый

Слайд 39

Физические свойства лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия. Алюминий обладает высокой электропроводностью и теплопроводностью, обладает высокой светоотражательной способностью. По электропроводности занимает 4-е место после Сu , Аg , Аu .

Слайд 40

Способы получения Процесс Холла-Эру Al 2 O 3 → Al 3+ + AlO 3 3- На катоде происходит восстановление ионов алюминия : Катод: Al 3+ +3e → Al 0 На аноде происходит окисление алюминат-ионов : Анод: 4AlO 3 3- — 12e → 2Al 2 O 3 + 3O 2 Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия: 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2

Слайд 41

Лабораторный способ AlCl 3 + 3K → Al + 3KCl

Слайд 42

Качественные реакции Взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl При дальнейшем добавлении щелочи Al(OH) 3 + NaOH = Na[Al(OH) 4 ] При избытке щелочи AlCl 3 + 4NaOH = Na[Al(OH) 4 ] + 3NaCl

Слайд 43

Химические свойства Реагирует со многими неметаллами . с галогенами 2Al + 3I 2 → 2AlI 3 с серой 2Al + 3S → Al 2 S 3 с фосфором Al + P → AlP С азотом 2Al + N 2 → 2AlN с углеродом 4Al + 3C → Al 4 C 3 С кислородом 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

Слайд 44

Взаимодействует со сложными веществами с водой 2Al 0 + 6H 2 + O → 2Al +3 (OH) 3 + 3H 2 0 с минеральными кислотами 2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 ↑ с концентрированной серной кислотой 2Al + 6H 2 SO 4( конц .) → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O с азотной кислотой С разбавленной азотной кислотой 10Al + 36HNO 3 ( разб ) → 3N 2 + 10Al(NO 3 ) 3 + 18H 2 O с очень разбавленной азотной кислотой 8Al + 30HNO 3( оч . разб .) → 8Al(NO 3 ) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

Слайд 45

с щелочами 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 ↑ 2Al + 6NaOH → 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 2Al + 6NaOH → 2NaAlO 2 + 3H 2 ↑ + 2Na 2 O восстанавливает менее активные металлы из оксидов 2Al + 3CuO → 3Cu + Al 2 O 3 8Al + 3Fe 3 O 4 → 4Al 2 O 3 + 9Fe 2Al + 3Na 2 O 2 → 2NaAlO 2 + 2Na 2 O 8Al + 3KNO 3 + 5KOH + 18H 2 O→ 8K[Al(OH) 4 ] + 3NH 3 10Al + 6KMnO 4 + 24H 2 SO 4 →5Al 2 (SO 4 ) 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 24H 2 O 2Al + NaNO 2 + NaOH + 5H 2 O → 2Na[Al(OH) 4 ] + NH 3 Al + 3KMnO 4 + 4KOH → 3K 2 MnO 4 + K[Al(OH) 4 ] 4Al + K 2 Cr 2 O 7 → 2Cr + 2KAlO 2 + Al 2 O 3

Слайд 46

Оксид алюминия Получение Горение 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 Разложение 2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O 4Al(NO 3 ) 3 → 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

Слайд 47

Химические свойства с основными оксидами Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2 с растворимыми основаниями (щелочами) 2NaOH + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2 + H 2 O Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na[Al(OH) 4 ] не взаимодействует с водой с кислотными оксидами Al 2 O 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4 ) 3

Слайд 48

с растворимыми кислотами Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O проявляет слабые окислительные свойства Al 2 O 3 + 3CaH 2 → 3CaO + 2Al + 3H 2 Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2 вытесняет более летучие оксиды из солей Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

Слайд 49

Гидроксид алюминия Получение Д ействие раствора аммиака на соли алюминия AlCl 3 + 3NH 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоалюмината натрия Na[Al(OH) 4 ] + СО 2 = Al(OH) 3 + Na Н CO 3 Действие недостатка щелочи на избыток соли алюминия AlCl 3 + 3KOH ( недост .) = Al (OH) 3 ↓+ 3KCl

Слайд 50

В заимодействие растворимых солей алюминия с растворимыми карбонатами, сульфитами 2AlBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 ↑ + 6NaBr 2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S↑ + 6NaCl

Слайд 51

Химические свойства С растворимыми кислотами Al(OH) 3 + 3HNO 3 → Al(NO 3 ) 3 + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3HCl → AlCl 3 + 3H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O Al (OH) 3 + 3HBr → AlBr 3 + 3H 2 O С кислотными оксидами сильных кислот 2Al(OH) 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O

Слайд 52

с растворимыми основаниями (щелочами ) KOH + Al (OH) 3 → KAlO 2 + 2H 2 O Al(OH) 3 + KOH → K[Al(OH) 4 ] Разложение 2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

Слайд 53

Соли алюминия Нитрат и сульфат алюминия Нитрат алюминия при нагревании разлагается на оксид алюминия , оксид азота (IV) и кислород : 4Al(NO 3 ) 3 → 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2 Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид алюминия , сернистый газ и кислород : 2Al 2 (SO 4 ) 3 → 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

Слайд 54

Комплексные соли алюминия С кислотными оксидами Na[Al(OH) 4 ] + CO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHCO 3 K[Al(OH) 4 ] + CO 2 →Al(OH) 3 + KHCO 3 Na[Al(OH) 4 ] + SO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHSO 3 K[Al(OH) 4 ] + SO 2 → Al(OH) 3 + KHSO 3 С кислотами Na [ Al (OH) 4 ] + 4HCl (избыток) → NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O Na [ Al (OH) 4 ] + НCl (недостаток) → Al (OH) 3 ↓ + NaCl + H 2 O Na [ Al (OH) 4 ] + HNO 3(недостаток) → Al (OH) 3 ↓ + NaNO 3 + H 2 O

Слайд 55

С хлорной водой 2Na[Al(OH) 4 ] + Cl 2 →2Al(OH) 3 ↓ + NaCl + NaClO + H 2 O С избытком хлорида алюминия AlCl 3 + 3Na[Al(OH) 4 ] → 4Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl Na[Al(OH) 4 ] → NaAlO 2 + 2H 2 O↑ K[Al(OH) 4 ] → KAlO 2 + 2H 2 O

Слайд 56

Гидролиз солей алюминия I ступень: Al 3+ + H 2 O = AlOH 2+ + H + II ступень: AlOH 2+ + H 2 O = Al (OH) 2 + + H + III ступень: Al (OH) 2 + + H 2 O = Al (OH) 3 + H + Al 2 (SO 4 ) 3 + 6NaHSO 3 → 2Al(OH) 3 + 6SO 2 + 3Na 2 SO 4 2AlBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + CO 2 ↑ + 6NaBr 2Al(NO 3 ) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O→ 2Al(OH) 3 ↓ + 6NaNO 3 + 3CO 2 ↑ 2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O →2Al(OH) 3 ↓ + 6NaCl + 3CO 2 ↑ Al 2 (SO 4 ) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O→ 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 ↑ + 3K 2 SO 4 2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 + 3H 2 S↑ + 6NaCl

Слайд 57

Алюминаты Получение образуются из оксида алюминия при сплавлении с щелочами Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2

Слайд 58

Химические свойства С кислотами KAlO 2 + 4HCl → KCl + AlCl 3 + 2H 2 O NaAlO 2 + 4HCl → AlCl 3 + NaCl + 2H 2 O NaAlO 2 + 4HNO 3 →Al(NO 3 ) 3 + NaNO 3 + 2H 2 O 2NaAlO 2 + 4H 2 SO 4 →Al 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + 4H 2 O Под действием избытка воды KAlO 2 + 2H 2 O = K[Al(OH) 4 ] NaAlO 2 + 2H 2 O = Na[Al(OH) 4 ]

Слайд 59

Бинарные соединения Al 2 S 3 + 8HNO 3 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 8NO 2 + 4H 2 O Al 2 S 3 + 30HNO 3( конц . гор .) → 2Al(NO 3 ) 3 + 24NO 2 + 3H 2 SO 4 + 12H 2 O Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S↑ Al 4 C 3 + 12H 2 O → 4Al(OH) 3 + 3CH 4 AlN + 4HCl → AlCl 3 + NH 4 Cl AlN + 3H 2 O → Al (OH) 3 ↓ + NH 3

Слайд 60

Гидрид алюминия .В нормальных условиях — бесцветное или белое твёрдое вещество, имеющее полимерную структуру: (AlH 3 ) n . Используется как компонент ракетного топлива, мощный восстановитель в органическом синтезе и в качестве катализатора для реакций полимеризации

Слайд 61

Физические свойства Термодинамические константы: стандартная энтальпия образования, ΔH o 298 : −12 кДж/моль (по другим данным: −11,43±0,84 кДж/моль); стандартная энтропия, S o 298 : 30 Дж/( моль·K ) (по другим данным: 30,06±0,42 Дж/( моль·K )); стандартная энергия Гиббса, ΔG o 298 : 46 кДж/моль (по другим данным: 46,52±0,96 кДж/моль).

Слайд 62

Химические свойства Разложение 2 AlH 3 → t 2 Al + 3 H 2 Взаимодействие с водой AlH 3 + 3 H 2 O → Al(OH) 3 + 3 H 2 ↑ Взаимодействие с диэтиловым эфиром AlH 3 + n(C 2 H 5 ) 2 O → AlH 3 ⋅ n(C 2 H 5 ) 2 O Востановление углекислого газа 4 AlH 3 + 3 CO 2 → to 3 CH 4 + 2 Al 2 O 3 Взаимодействие с гидридом лития AlH 3 + LiH → (C 2 H 5 ) 2 O LiAlH 4 Реагирует с дибораном 2 AlH 3 + B 2 H 6 → 2 Al (BH 4 ) 3

Слайд 63

Получение AlCl 3 + 4 LiH → (C 2 H 5 ) 2 O LiAlH 4 + 3 LiCl AlCl 3 + 3 LiAlH 4 → (C 2 H 5 ) 2 O 4 AlH 3 + 3 LiCl 2 LiAlH 4 + H 2 SO 4 → 2 AlH 3 + Li 2 SO 4 + 2 H 2 LiAlH4 + HCl → AlH 3 + LiCl + H 2 2 LiAlH4 + BeCl 2 → 2 AlH 3 + 2 LiCl + BeH 2 2 LiAlH4 + ZnCl 2 → 2 AlH 3 + 2 LiCl + ZnH 2 LiAlH4 + R−CH2−Cl → AlH 3 + LiCl + R− CH 3 AlCl 3 + 3 NaAlH 4 → (C 2 H 5 ) 2 O 4 AlH 3 + 3 NaCl 2 AlCl 3 + 3 MgH 2 → 2 AlH 3 + 3 MgCl 2

Слайд 64

Алюмогидриды [А1H 4 ] − Легко окисляются O 2 Взаимодействуют с водой, растворами кислот и щелочей, выделяя H 2 С аммиаком, галогенидами металлов и неметаллов образуют сложные комплексы Восстанавливают органическими соединениями по кратным связям углерода с др. элементами, не затрагивая связи C=C

Слайд 65

Алюмогидриды щелочных и щел .- зем . металлов (см. табл.) — бесцветные кристаллы, разлагающиеся при нагревании ( алюмогидрид Be разлагается в эфире уже при — 10 °C ) С орг. растворителями ( напр . , с эфиром) образуют сольваты . Свободные а люмогидриды выделяют из растворов в эфире и ТГФ путем отгонки растворителя, из растворов в ТГФ высаливанием эфиром или толуолом.

Слайд 66

Получение В заимодействие гидрида металла с А1На1 3 в полярном органическом растворителе прямой синтез из металла Обменные реакции галогенидов или борогидридов металлов с алюмогидридом Li или Na Li [AlH 4 ] + М → М [А1H 4 ] + Li , где М = Na , К, Rb , Cs

Слайд 68

Алюмогидраты непереходных металлов групп III и IV и переходных металлов крайне неустойчивы Получение В заимодействие Li [AlH 4 ] с галогенидами металлов в эфире при температурах от −120 до −80 ° C