Ogólne właściwości elementów p. Elementy P grupy III A Do elementów p III-A
Pierwiastki w układzie okresowym Mendelejewa dzielą się na s-, p-, d-elementy. Podziału tego dokonuje się na podstawie tego, ile poziomów ma powłoka elektronowa atomu pierwiastka i na jakim poziomie kończy się zapełnianie powłoki elektronami.
DO elementy S zawierać elementy Grupy IA – metale alkaliczne. Wzór elektroniczny powłoki walencyjnej atomów metali alkalicznych ns1. Stabilny stopień utlenienia wynosi +1. Elementy Grupy IA mają podobne właściwości ze względu na podobną budowę powłoki elektronowej. Wraz ze wzrostem promienia w grupie Li-Fr wiązanie między elektronem walencyjnym a jądrem słabnie, a energia jonizacji maleje. Atomy pierwiastków alkalicznych łatwo oddają swój elektron walencyjny, co charakteryzuje je jako silne czynniki redukujące.
Właściwości redukujące rosną wraz ze wzrostem numeru seryjnego.
DO elementy p zawierać 30 elementów Grupy IIIA-VIIIA układ okresowy; elementy p znajdują się w drugim i trzecim mniejszym okresie, a także w czwartym do szóstego głównego okresu. Elementy Grupy IIIA mieć jeden elektron na orbicie p. W IVA-VIIIA-grupy obserwuje się wypełnienie podpoziomu p maksymalnie 6 elektronami. Ogólny wzór elektroniczny p-elementów ns2np6. W okresach zwiększonego ładunku jądrowego zmniejszają się promienie atomowe i jonowe pierwiastków p, wzrasta energia jonizacji i powinowactwo elektronowe, wzrasta elektroujemność, wzrasta aktywność oksydacyjna związków i właściwości niemetaliczne pierwiastków. W grupach promień atomów wzrasta. Od elementów 2p do elementów 6p energia jonizacji maleje. Właściwości metaliczne pierwiastka p w grupie rosną wraz ze wzrostem liczby atomowej.
DO elementy d Układ okresowy zawiera 32 elementy Okresy główne IV–VII. W Grupa IIIB atomy mają pierwszy elektron na orbicie d, w kolejnych grupach B podpoziom d jest wypełniony aż do 10 elektronami. Wzór ogólny na zewnętrzną powłokę elektronową (n-1)dansb, gdzie a=1?10, b=1?2. Wraz ze wzrostem liczby porządkowej właściwości pierwiastków d nieznacznie się zmieniają. Pierwiastki d powoli zwiększają promień atomowy, a także mają zmienną wartościowość związaną z niekompletnością zewnętrznego podpoziomu d-elektronów. Na niższych stopniach utlenienia pierwiastki d wykazują właściwości metaliczne, wraz ze wzrostem liczby atomowej w grupach B zmniejszają się. W roztworach pierwiastki d o najwyższym stopniu utlenienia wykazują właściwości kwasowe i utleniające i odwrotnie na niższych stopniach utlenienia. Pierwiastki o pośrednich stopniach utlenienia wykazują właściwości amfoteryczne.
8. Wiązanie kowalencyjne. Metoda wiązań walencyjnych
Wiązanie chemiczne tworzone przez wspólne pary elektronów powstające w powłokach związanych atomów o spinach antyrównoległych nazywa się wiązanie atomowe lub kowalencyjne. Wiązanie kowalencyjne jest dwuelektronowe i dwucentrowe (zatrzymuje jądra). Tworzą go atomy jednego typu - kowalencyjne niepolarny– nowa para elektronów, powstająca z dwóch niesparowanych elektronów, staje się wspólna dla dwóch atomów chloru; oraz atomy różnego typu, o podobnym charakterze chemicznym - kowalencyjne polarny. Pierwiastki o większej elektroujemności (Cl) będą odciągać wspólne elektrony z pierwiastków o mniejszej elektroujemności (H). Atomy z niesparowanymi elektronami o równoległych spinach odpychają się - nie powstaje wiązanie chemiczne. Nazywa się sposób tworzenia wiązania kowalencyjnego mechanizm wymiany.
Właściwości wiązań kowalencyjnych. Długość łącza – odległość międzyjądrowa. Im krótsza ta odległość, tym silniejsze wiązanie chemiczne. Energia komunikacji – ilość energii potrzebna do rozerwania wiązania. Krotność wiązania jest wprost proporcjonalna do energii wiązania i odwrotnie proporcjonalna do długości wiązania. Kierunek komunikacji – specyficzny układ chmur elektronów w cząsteczce. Nasycalność– zdolność atomu do tworzenia określonej liczby wiązań kowalencyjnych. Nazywa się wiązaniem chemicznym utworzonym przez nakładanie się chmur elektronów wzdłuż osi łączącej środki atomów ?-połączenie. Wiązanie utworzone przez nakładanie się chmur elektronów prostopadle do osi łączącej środki atomów nazywa się ?-połączenie. Orientację przestrzenną wiązania kowalencyjnego charakteryzują kąty między wiązaniami. Kąty te nazywane są kąty wiązania. Hybrydyzacja – proces restrukturyzacji chmur elektronów o nierównym kształcie i energii, prowadzący do powstania chmur hybrydowych identycznych pod względem tych samych parametrów. Wartościowość– liczba wiązań chemicznych (kowalencyjny ), przez który atom jest połączony z innymi. Nazywa się elektrony biorące udział w tworzeniu wiązań chemicznych wartościowość. Liczba wiązań między atomami jest równa liczbie jego niesparowanych elektronów uczestniczących w tworzeniu wspólnych par elektronów, dlatego wartościowość nie uwzględnia polaryzacji i nie ma znaku. W związkach, w których nie ma wiązania kowalencyjnego, występuje stopień utlenienia – konwencjonalny ładunek atomu, oparty na założeniu, że składa się on z jonów naładowanych dodatnio lub ujemnie. Pojęcie stopnia utlenienia dotyczy większości związków nieorganicznych.
Uut
Up
U nas
Uuo
Blok p obejmuje sześć ostatnich pierwiastków głównej podgrupy, z wyłączeniem helu (który znajduje się w bloku s). Blok ten zawiera wszystkie niemetale (z wyjątkiem wodoru i helu) i półmetale, a także niektóre metale.
Blok P zawiera elementy o różnych właściwościach, zarówno fizycznych, jak i mechanicznych. P-niemetale są z reguły substancjami wysoce reaktywnymi o silnej elektroujemności, p-metale są metalami średnio aktywnymi, a ich aktywność wzrasta w kierunku dołu tabeli pierwiastków chemicznych.
Zobacz też
Napisz recenzję o artykule "P-elementy"
Literatura
- Dickerson R., Gray G., Haight J. Podstawowe prawa chemii: W 2 tomach. Za. z angielskiego - M.: Mir, 1982. 652 s., il. - T. 1. - s. 452–456.
|
Fragment opisujący elementy P
Miał w dużym stopniu tę praktyczną wytrwałość, której brakowało Pierre'owi, a która bez zakresu i wysiłku z jego strony wprawiała wszystko w ruch.Jeden z jego majątków, składający się z trzystu dusz chłopskich, został przekazany wolnym rolnikom (był to jeden z pierwszych przykładów w Rosji), w innych pańszczyznę zastąpiono kapitulacją. W Bogucharowie na jego konto zapisano uczoną babcię, aby pomagała matkom w porodzie, a za wynagrodzeniem ksiądz uczył czytać i pisać dzieci chłopów i służących na podwórzu.
Książę Andriej połowę czasu spędził w Górach Łysych z ojcem i synem, który nadal był z nianiami; drugą połowę czasu w klasztorze Boguczarów, jak jego ojciec nazywał swoją wieś. Pomimo obojętności, jaką okazywał Pierre'owi na wszystkie zewnętrzne wydarzenia świata, pilnie je śledził, otrzymał wiele książek i ku swemu zaskoczeniu zauważył, kiedy z samego wiru życia przybyli do niego lub jego ojca z Petersburga nowi ludzie , że ci ludzie, wiedząc o wszystkim, co dzieje się w polityce zagranicznej i wewnętrznej, są daleko w tyle za nim, który cały czas siedzi we wsi.
Oprócz zajęć z imion, oprócz ogólnego czytania szerokiej gamy książek, książę Andriej był w tym czasie zaangażowany w krytyczną analizę naszych dwóch ostatnich niefortunnych kampanii i opracowywanie projektu zmiany naszych przepisów i przepisów wojskowych.
Wiosną 1809 r. Książę Andriej udał się do posiadłości Ryazan swojego syna, którego był opiekunem.
Ogrzany wiosennym słońcem siedział w wózku, patrząc na pierwszą trawę, pierwsze liście brzozy i pierwsze chmury białych wiosennych chmur rozsypujących się po jasnoniebieskim niebie. Nie myślał o niczym, tylko rozglądał się wesoło i bez znaczenia.
Minęliśmy powóz, w którym rok temu rozmawiał z Pierrem. Przejechaliśmy przez brudną wieś, klepiska, zieleń, zjazd z resztkami śniegu w pobliżu mostu, podjazd przez wypłukaną glinę, pasy ścierniska i zielone krzaki gdzieniegdzie i wjechaliśmy w brzozowy las po obu stronach drogi . W lesie było prawie gorąco, nie było słychać wiatru. Brzoza, cała pokryta zielonymi lepkimi liśćmi, nie poruszyła się, a spod zeszłorocznych liści, unosząc je, wypełzła pierwsza zielona trawa i fioletowe kwiaty. Małe świerki, rozsiane tu i ówdzie po brzozowym lesie, swoją szorstką, wieczną zielenią były nieprzyjemnym przypomnieniem zimy. Konie parskały, gdy wjechały do lasu, i zaczęła się mgła.
Lokaj Piotr powiedział coś do woźnicy, woźnica odpowiedział twierdząco. Ale najwyraźniej Piotr nie miał współczucia dla woźnicy: przekazał skrzynię kapitanowi.
- Wasza Ekscelencjo, jakie to proste! – powiedział, uśmiechając się z szacunkiem.
- Co!
- Spokojnie, Wasza Ekscelencjo.
"Co on mówi?" pomyślał książę Andriej. „Tak, to prawda, jeśli chodzi o wiosnę” – pomyślał, rozglądając się. I wszystko jest już zielone...jak to szybko! I brzoza, czeremcha i olcha już zaczynają... Ale dębu nie widać. Tak, to jest ten dąb.
Na skraju drogi rósł dąb. Prawdopodobnie dziesięć razy starsza od brzóz tworzących las, była dziesięć razy grubsza i dwukrotnie wyższa od każdej brzozy. Był to ogromny dąb, szeroki na dwa obwody, z odłamanymi od dawna gałęziami i połamaną korą porośniętą starymi ranami. Ze swoimi ogromnymi, niezdarnymi, asymetrycznie rozłożonymi, sękatymi dłońmi i palcami stał niczym stary, wściekły i pogardliwy dziwak pomiędzy uśmiechniętymi brzozami. Tylko on sam nie chciał poddać się urokowi wiosny i nie chciał widzieć ani wiosny, ani słońca.
„Wiosna, miłość i szczęście!” – jakby ten dąb mówił: – „i jak tu nie znudzić się tym samym głupim i bezsensownym oszustwem. Wszystko jest takie samo i wszystko jest kłamstwem! Nie ma wiosny, nie ma słońca, nie ma szczęścia. Spójrz, tam siedzą zmiażdżone, martwe świerki, zawsze takie same, a ja tam, rozkładam moje połamane, pozbawione skóry palce, gdziekolwiek wyrosły - z tyłu, z boków; Kiedy dorastaliśmy, nadal stoję i nie wierzę w wasze nadzieje i oszustwa.
Jadąc przez las, książę Andriej kilka razy spoglądał na ten dąb, jakby czegoś się od niego spodziewał. Pod dębem rosły kwiaty i trawa, a on wciąż stał pośrodku nich, marszcząc brwi, nieruchomy, brzydki i uparty.
Do pierwiastków p grupy III-A zalicza się bor B, glin Al oraz pierwiastki z rodziny galu – gal Ga, ind In, tal Tl.
Wraz ze wzrostem liczby atomowej energia jonizacji atomów maleje, a właściwości metaliczne pierwiastków grupy III-A, podobnie jak w innych głównych podgrupach, zauważalnie wzrastają. Zatem tlenek boru ma charakter kwasowy, tlenki Al, galu i indu są amfoteryczne, a ich podstawowe właściwości stopniowo rosną, a tlenek talu ma charakter zasadowy.
Bor jest niemetalem, tal jest typowy element metal. Właściwości metaliczne tych pierwiastków są mniej wyraźne niż w przypadku odpowiednich głównych podgrup (IIA, a zwłaszcza grupy IA). Niemetaliczność boru odpowiada jego pozycji w układzie okresowym między berylem a węglem i po przekątnej obok krzemu, więc bor wykazuje podobieństwa nie tylko do Al, ale także do krzemu.
Stany utlenienia: +3, -3, +1, -1. W przypadku talu najbardziej stabilne związki to te, których stopień utlenienia wynosi +1. Elektroniczne wzory B, Al, Ga, In i Tl B – 2 s 22 p 1 Al – 3 s 23 p 1 Ga – 4 s 23 d 104 p 1 In – 5 s 24 d 105 p 1 Tl – 6 s 24 f 145 d 106 p 1
Historia odkrycia i produkcji boru. Nazwa pierwiastka pojawiła się tysiąc lat przed jego odkryciem, w czasach alchemii nazywano tak boraks. Pierwsze doniesienie o produkcji boru sporządziło w 1808 roku dwóch naukowców z dwóch krajów: Gay-Lussac we Francji i Humphry Davy w Anglii. Powstałe produkty były tak różne, że wydawało się, że to różne substancje.
Później w 1856 roku chemicy A. Deville i F. Wöhler odkryli, że bor może występować w dwóch różnych modyfikacjach: krystalicznej i amorficznej. Obie modyfikacje można otrzymać poprzez działanie metali aktywnych na związki boru: t B 2 O 3 + 2 Al → Al 2 O 3 + 2 Bkrystaliczny H 3 BO 3 + 3 Na → 3 Na. OH + Bamorficzny
Spory dotyczące właściwości boru w stanie czystym nie ucichły przez około 100 lat od jego pierwszej izolacji. W 1892 roku francuski naukowiec Henri Moisson sprawdzał pracę Gay’a. Lussac, Devi, Velera odkryli, że otrzymane przez nich substancje zawierały jedynie 70% boru. Czysty bor otrzymano w 1908 r. poprzez redukcję chlorku boru w łuku elektrycznym: t 2 BCl 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HCl
Obecnie krystaliczny B otrzymuje się podobnie poprzez redukcję halogenków wodorem: t 2 BBr 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HBr
Techniczny Bamorphic otrzymuje się w wyniku termicznej redukcji Mg bezwodnika borowego powstającego podczas termicznego rozkładu kwasu borowego. Technikę zaproponował A. Moisson: t 2 H 3 BO 3 → B 2 O 3 + 3 H 2 O t 3 Mg + B 2 O 3 → 3 Mg. O+2B
BOR. Zawartość w skorupie ziemskiej wynosi 3,10 -4%. Nie znaleziono w stanie wolnym. Główne minerały: Na 2 B 4 O 7 · 10 H 2 O – boraks H 3 BO 3 – kwas borowy Bezpostaciowa forma boru jest brązowa, forma krystaliczna jest czarna. Sieć krystaliczna boru jest mocna, ustępując jedynie diamentowi pod względem twardości.
Bor jest pierwszym pierwiastkiem p w układzie okresowym pierwiastków. Budowa powłoki elektronowej atomu w stanie niewzbudzonym: 2 p 2 s 1 s W stanie wzbudzonym: 2 p 2 s 1 s
W temperaturze pokojowej bor jest obojętny i bezpośrednio oddziałuje z fluorem, tworząc BF 3, gdzie zachodzi hybrydyzacja sp 2, orbitale rozmieszczone są pod kątem 120°. Po podgrzaniu (400 -700 ºС) ulega utlenieniu przez O 2, S, chlor, a nawet azot (ponad 1200 ºС). Bor nie wchodzi w interakcję z wodorem.
Bor nie rozpuszcza się w kwasach, które nie są utleniaczami. Reaguje po podgrzaniu ze stęż. H 2 SO 4, HNO 3, z wodą królewską. 2 B + 3 H 2 SO 4 (k) → 2 H 3 BO 3 + 3 SO 2 B + 3 HNO 3 (k) → H 3 BO 3 + 3 NO 2 Bcryst nie reaguje z roztworami alkalicznymi. Bamorph wchodzi w interakcję z ich stężeniem. rozwiązania. 550° 2 B + 3 H 2 O B 2 O 3 + 3 H 2
Podczas ogrzewania boru z halogenami otrzymuje się następujące halogenki: BF 3, BCl 3: gazy BBr 3: ciecz BI 3: substancja krystaliczna Halogenki boru aktywnie oddziałują z wodą: BBr 3 + 3 HOH → H 3 BO 3 + 3 HBr
Substancje, które nieodwracalnie reagują z wodą, tworząc dwa kwasy, z których jeden jest halogenowodorem, nazywane są halogenkami kwasowymi. Zatem halogenki boru są halogenkami kwasu borowego. Po hydrolizie szklistego siarczku boru: B 2 S 3 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 S
Po podgrzaniu bor reaguje z wieloma metalami, tworząc borki. Są to krystaliczne substancje ogniotrwałe. Prawie wszystkie borki pierwiastków d charakteryzują się bardzo dużą twardością i ogniotrwałością oraz obojętnością chemiczną. Borki pierwiastków s (Mg. B 2, Mg 3 B 2) są reaktywne: t 2 B + 3 Mg → Mg 3 B 2
Większość metali, w zależności od warunków syntezy, tworzy borki o różnym składzie. Kiedy rozcieńczony HCl działa na borek Mg, otrzymuje się wodorek boru (borowodor lub boran): 6 Mg. B 2 + 12 HCl → H 2 + B 4 H 10 + 6 Mg. Cl 2 + 8 B Mg 3 B 2 + 6 H 2 O → B 2 H 6 + 3 Mg(OH)2
Najprostsze wodorowe związki boru - BH 3 - w normalnych warunkach nie istnieją. Spośród wodorków boru wyodrębnionych w stanie wolnym skład to Bn. Hn+4 i Bn. Pierwotniaki Hn+6 to: B 2 H 6, B 4 H 10 – gazy B 6 H 12 – ciecz B 10 H 14 – ciało stałe Mają odrażający zapach i są trujące.
HH Borowodorki są związkami z niedoborem elektronów. Na przykład: H H w B 2 H 6 całkowita liczba elektronów walencyjnych B B H H wynosi 12, tj. nie wystarczą one do utworzenia ośmiu zwykłych dwuelektronowych wiązań dwucentralnych.
W diboranie występują wiązania dwu- i trójśrodkowe. Dwa końcowe BH 2 leżą w tej samej płaszczyźnie, a atomy wodoru i boru są połączone dwuśrodkowymi wiązaniami dwuelektronowymi. Dwa centralne atomy wodoru są rozmieszczone symetrycznie powyżej i poniżej tej płaszczyzny i są połączone z atomami boru trójśrodkowym wiązaniem dwuelektronowym.
Powstaje w wyniku nakładania się dwóch orbitali hybrydowych sp 2 boru i orbitalu 1 s atomu H, co zapewnia wytrzymałość cząsteczki B 2 H 6. Diboran B 2 H 6 jest energetycznym środkiem redukującym, w powietrze samozapala się: B 2 H 6 + 3 O 2 → B 2 O 3 + 3 H 2 O
Wodorki boru rozkładają się z wodą, alkoholami, zasadami, uwalniając wodór B 2 H 6 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 W środowisku eterowym B 2 H 6 oddziałuje z Li. H, tworząc kompleksy anionowe B 2 H 6 + 2 Li. H → 2 Li tetrahydridoboran(III) litu lub boronian litu
Borowodorki litu i sodu stosowane są w syntezach organicznych jako silne środki redukujące. Częściej stosuje się Na, białą substancję krystaliczną, w wyniku czego otrzymuje się: 4 Na. H + B(OCH 3)3 → Na + 3 CH 3 ONa B(OCH 3)3 – ester metylowy kwasu ortoborowego Na – boronian sodu
Tetrafluoroborany są bardzo różnorodne, dobrze rozpuszczalne w wodzie, słabo rozpuszczalne - K, Rb, Cs. Wszystkie te kompleksy odpowiadają stanowi hybrydowemu sp 3 atomu boru i mają kształt czworościanu.
Z tlenem bor tworzy bezwodnik borowy B 2 O 3 - substancję krystaliczną. W stanie gazowym cząsteczka B 2 O 3 ma strukturę: B 2 O 3 niezbędna część O emalie, szkliwa, a także szkło żaroodporne B 95° B. Bezwodnik borowy O O jest higroskopijny.
Podczas interakcji z wodą najpierw powstaje kwas metaborowy, a dalsze podlewanie prowadzi do powstania kwasu ortoborowego: B 2 O 3 + H 2 O → 2 HBO 2 kwas metaborowy B 2 O 3 + 3 H 2 O → 2 H 3 BO 3 kwas ortoborowy B W rozcieńczonym roztworze wodnym występuje tylko jeden kwas, H 3 BO 3 - substancja krystaliczna, ma strukturę warstwową, w której cząsteczki są trwale połączone wiązaniami wodorowymi. Słabo rozpuszcza się w wodzie, ale dobrze rozpuszcza się w gorącej wodzie.
Kwas ortoborowy lub ortoboran wodoru traci wodę po podgrzaniu, zamieniając się w polimerowe metaborany wodoru HBO 2, a następnie w B 2 O 3: 2 H 3 BO 3 2 HBO 2 B 2 O 3 -2 H 2 O -H 2 O W podjednostkach kwasu ortoborowego B(OH)3 są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi i tworzą nieskończone warstwy o symetrii zbliżonej do heksagonalnej.
H 3 BO 3 i borany tworzą trwałe kompleksy z gliceryną, jednocześnie wzmacniając jej właściwości kwasowe: CH 2 2 CH CH 2 OH OH + H 3 BO 3 OH CH 2 H + -2 H 2 O OH CH HO O CH 2 B CH 2 O
Sole kwasów borowych to głównie polimery. Zatem w kryształach Na. BO 2 zawiera cykliczny anion metaboranowy, natomiast w Ca(BO 2)2 występuje anion polimetaboranowy, tworzący nieskończone łańcuchy w postaci zygzaków: O O B O O O B
Aniony te składają się z płaskich trójkątnych jednostek strukturalnych BO 3 4 H 3 BO 3 → H 2 B 4 O 7 + 5 H 2 O H 3 BO 3 jest słabym kwasem. W przeciwieństwie do zwykłych kwasów, jego właściwości kwasowe nie wynikają z usunięcia protonu, ale z dodania jonów OH. H 3BO 3 + HOH → - + H+
Jakościową reakcją na H 3 BO 3 i sole kwasu borowego jest interakcja z H 2 SO 4 (k) i metanolem (etanolem) po podgrzaniu. Tworzy się eter Bornometylowy, który po zapaleniu pali się bardzo pięknym zielonym płomieniem. Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 (k) + 5 H 2 O → 4 H 3 BO 3 + Na 2 SO 4 H 3 BO 3 + 3 CH 3 OH → (CH 3 O) 3 B + 3 H 2 O
Podczas neutralizacji H 3 BO 3 nie powstają ortoborany zawierające jon BO 33 -, ale otrzymuje się tetraborany i metaborany: 4 H 3 BO 3 + 2 Na. OH → Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O H 3 BO 3 + Na. O → Nie. BO 2 + 2 H 2 O
Niemożność otrzymania ortoboranów tłumaczy się niewielką dysocjacją H 3 BO 3, prowadzącą do prawie całkowitej hydrolizy jego soli: Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O → 4 H 3 BO 3 + 2 Na. OH Podobnie jak B 2 O 3, borany łatwo tworzą fazy szkliste, co determinuje ich strukturę polimerową.
Zastosowanie w farmacji. Kwas borowy i tetraboran sodu są stosowane zewnętrznie jako środki antyseptyczne. Wodorotlenek glinu stosuje się jako środek adsorbujący i otaczający: zewnętrznie - do proszków, wewnętrznie - do leczenia wrzodów trawiennych, zapalenia żołądka i jest częścią leku „Almagel”. W analizie farmaceutycznej tetraboran sodu stosuje się jako substancję wiążącą w metodzie miareczkowania kwasowo-zasadowego.
Głównym surowcem do produkcji aluminium jest boksyt, zawierający do 60% tlenku glinu Al 2 O 3. Obiecujące jest wyizolowanie go z nefelinowej rudy aluminium - Na 2 O Al 2 O 3 2 Si. O 2. Znaleziono mineralny kriolit - Na 3. Jest czysty Al 2 O 3 - mineralny korund. Rubiny i szafiry to kryształy korundu barwione domieszką tlenku chromu (rubin) oraz tlenków tytanu i żelaza (szafir).
Na powietrzu aluminium pokrywa się cienką warstwą Al 2 O 3, która jest bardzo trwała. To wyjaśnia jego stabilność w temperaturze pokojowej na tlen i wodę. Konfiguracja zewnętrznych powłok elektronowych - 3 s 23 p 1. 3 d 3 p Al* 3 s c v
Obecność niewypełnionych orbitali p i d w warstwie walencyjnej stwarza możliwości interakcji donor-akceptor. Jon Al 3+ wykazuje tendencję do tworzenia kompleksów. Podobnie jak ogólnie dla pierwiastków s i p, Al 3+ charakteryzuje się tworzeniem kompleksów z H 2 O, OH-, F- i mniej stabilnych z Cl-, Br-, I-.
Podczas tworzenia kompleksu wolne orbitale d mogą przyczyniać się do tworzenia wiązania chemicznego. Dlatego istnieją kompleksy z CN = 6. Na przykład: hybrydyzacja 3 - - sp 3 d 2. Wodne roztwory soli Al zawierają oktaedryczne kompleksy 3+. Z jonami H- i Al 3+ tworzy kompleks czworościenny -.
Metaliczne aluminium, którego powierzchnia pokryta jest warstwą ochronną Al 2 O 3, nie reaguje z wodą, ale jeśli zostanie zniszczone, następuje gwałtowna interakcja z wodą z utworzeniem Al(OH) 3 i H 2: 2 Al + 6 H 2 O → 2 Al(OH)3 + 3H2
Po podgrzaniu Al energetycznie oddziałuje z O 2, S, N 2, ale nie reaguje z H 2. 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3 Al aktywnie oddziałuje z kwasami, uwalniając wodór: 2 Al + 6 HCl → 2 Al. Cl 3 + 3 H 2 2 Al + 6 H+ + 12 H 2 O → 23+ + 3 H 2
Jednakże bardzo rozcieńczone i bardzo stężone roztwory HNO 3 i H 2 SO 4 praktycznie nie mają wpływu na Al - następuje pasywacja. Al rozpuszcza się w umiarkowanych stężeniach roztworów tych kwasów.
Aluminium reaguje energicznie z roztworami alkalicznymi, ponieważ rozpuszczają one warstwę ochronną tlenku: 2 Al + 6 Na. OH + 6 H 2 O → 2 Na 3 + 3 H 2 heksahydroksoglinian (III) sodu 3 Cu 2+ +2 Al → 3 Cu + 2 Al 3+ Cu – czerwona masa gąbczasta
Al nie reaguje z wodorem H2.Wodorek Al (alan) otrzymuje się pośrednio przez działanie Li. H w roztworze eterowym na Al. kl.3: Al. Cl 3 + 3 Li. H → Al. H 3 + 3 Li. ClAl. H 3 jest białym proszkiem, ma strukturę polimerową, jest związkiem z niedoborem elektronów. Jeśli weźmiesz dużą ilość Li. H, następnie otrzymuje się wodoroglinian lub alanian litu: Al. Cl 3 + 4 Li. H → Li + 3 Li. Cl Jest to związek stabilny, silny środek redukujący.
Tlenek glinu - Al 2 O 3 jest związkiem bardzo twardym, ogniotrwałym, znane są 3 modyfikacje: . Al 2 O 3 to korund, pod względem twardości ustępuje jedynie diamentowi. Ma właściwości amfoteryczne, ale nie wchodzi w interakcję z wodą, kwasami i zasadami.
Wodorotlenek glinu - Al(OH)3 Otrzymuj: Al 2(SO 4)3 + 6 Na. OH → 2 Al(OH)3 st. biały osad + 3 Na 2 SO 4 Al(OH)3 – związek polimerowy, wzór to Al(OH)3 H 2 O. Jest to typowy związek amfoteryczny: t 2 Al(OH)3 → 3 H 2 O + Al 2 O 3 Al(OH)3 + 3 H+ + 3 H 2 O → 3+ Al(OH)3 + 3 OH- → 3 -
W przeciwieństwie do wielu wodorotlenków pierwiastków d, Al(OH)3 nie rozpuszcza się w NH3. Halogenki glinu (halogenki) otrzymuje się w wyniku bezpośredniego oddziaływania prostych substancji. Są to bezbarwne substancje krystaliczne.
Glin. Cl 3 jest substancją słabo rozpuszczalną i ogniotrwałą, pozostałe są dobrze rozpuszczalne, a po rozpuszczeniu w wodzie uwalniana jest duża ilość ciepła. Sole są silnie hydrolizowane: 2 Al. Cl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 6 H 2 O → 2 Al(OH) 3 + 6 Na. Cl + 3 H 2 CO 3 Nieodwracalna hydroliza, której pierwszym etapem jest eliminacja H+ 3+ 2+ + H+
Następnie tworzą się różne wielopierścieniowe kompleksy 4+, które pozostają w roztworze, zatem nie obserwuje się powstawania osadu wodorotlenku, chociaż występowanie hydrolizy można łatwo zauważyć po zmianie roztworu. Z fluorkami metali alkalicznych Al. F3 tworzy fluorogliniany, z których najbardziej stabilnym jest kriolit Na3.
Rola biologiczna Aluminium i bor są uważane za pierwiastki śladowe. Koncentruje się w surowicy krwi, płucach, mózgu, wątrobie, nerkach. Nadmiar aluminium hamuje syntezę hemoglobiny, blokując aktywne centra enzymów biorących udział w hematopoezie.
Nadmiar boru jest szkodliwy dla organizmu, gdyż hamuje amylazy, proteinazy, zmniejsza aktywność adrenaliny, zaburza metabolizm węglowodanów i białek w organizmie, co prowadzi do chorób jelit - zapalenia jelit.
R- ELEMENTYIICHZNAJOMOŚCI
1. ogólna charakterystyka elementy p (blok p).
Czerwony blok zawiera 30 elementów z grup IIIA-VIIIA układu okresowego. Elementy p są zawarte w drugim i trzecim mniejszym okresie, a także w czwartym - szóstym głównym okresie. Pierwiastki grupy IIIA mają swój pierwszy elektron na orbicie p. W pozostałych grupach IVA-VIIIA podpoziom p jest sekwencyjnie zapełniany maksymalnie 6 elektronami (stąd nazwa elementy p).
Budowa zewnętrznych powłok elektronowych atomów pierwiastków bloku p (wzór ogólny PS 2 n.p. A, gdzie a = 1-6).
W okresy od lewej do prawej, promienie atomowe i jonowe pierwiastków p zmniejszają się wraz ze wzrostem ładunku jądrowego, ogólnie wzrasta energia jonizacji i powinowactwo elektronowe, wzrasta elektroujemność, wzrasta aktywność oksydacyjna substancji elementarnych i właściwości niemetaliczne.
W grupach promienie atomów i jonów tego samego typu na ogół rosną. Energia jonizacji podczas przejścia z elementów 2p do elementów 6p maleje, ponieważ wraz ze wzrostem liczby powłok elektronowych wzrasta ekranowanie ładunku jądrowego przez elektrony poprzedzające elektrony zewnętrzne.
Wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka p w grupie właściwości niemetaliczne słabną i metalowe są wzmocnione.
Na właściwości pierwiastków p i ich związków wpływa zarówno pojawienie się nowych podpoziomów na zewnętrznej powłoce elektronowej, jak i wypełnienie podpoziomów wewnętrznych powłok elektronowych. Elementy p drugiego okresu - B, C, N, O, F - różnią się znacznie od elementów kolejnych okresów.Tak więc, zaczynając od elementów p trzeciego okresu, nisko położony wolny podpoziom d pojawia się, na który elektrony z podpoziomu p mogą być przenoszone na wzbudzonych atomach. Całkowicie wypełniony półpoziom 3d pierwiastków d czwartego okresu - Ga, Ge, As, Se, Br - określa różnicę ich właściwości od pierwiastki trzeciego okresu Maksymalne wypełnienie podpoziomu 4f w szóstym okresie ma podobny wpływ na różnicę właściwości pierwiastków p szóstego i piątego okresu.
Z biegiem czasu maleje zdolność pierwiastków p do tworzenia dodatnio naładowanych jonów o ładunku odpowiadającym numerowi grupy. Wręcz przeciwnie, zdolność do tworzenia jonów ujemnych o ładunku równym różnicy (8 - liczba grup) wzrasta wraz z upływem okresu.
R
-Pierwiastki tworzą dwuatomowe cząsteczki E 2, które różnią się stabilnością. Najbardziej stabilne cząsteczki to pierwiastki E2 drugiego okresu - N2, O2 i F2. Przy przejściu z grup IIIA do IVA i VA stabilność cząsteczek wzrasta, a następnie przy przejściu do grupy VIIIA maleje. W grupach podczas schodzenia w dół, siła Komunikacja E-E maleje.
Pierwiastki p drugiego okresu - azot, tlen i fluor - mają wyraźną zdolność uczestniczenia w tworzeniu wiązań wodorowych. Elementy trzeciego i kolejnych okresów tracą tę zdolność.
Podobieństwo elementów p drugiego okresu do elementów p kolejnych okresów polega głównie jedynie na budowie zewnętrznych powłok elektronowych i stanach walencyjnych, które powstają w wyniku niesparowanych elektronów w niewzbudzonych atomach. Bor, węgiel, a zwłaszcza azot bardzo różnią się od pozostałych pierwiastków swoich grup (obecność d - i podpoziomy f).
Podczas przejścia od elementów p drugiego okresu do elementów p trzeciego i kolejnych okresów zachowywane są wszystkie typy wiązań charakterystyczne dla pierwiastków drugiego okresu i pojawiają się nowe typy wiązań chemicznych. W tym kierunku wzrasta tendencja pierwiastków do tworzenia związków złożonych i rosną liczby koordynacyjne.
T
Jeśli więc p-elementy drugiego okresu mają w swoich związkach liczby koordynacyjne 2, 3, 4, to p-elementy kolejnych okresów mogą mieć liczby koordynacyjne 5, 6, 7, 8, a nawet 12.
W miarę przesuwania się w dół grupy stabilność maksymalnego dodatniego stopnia utlenienia pierwiastków p maleje, a stabilność niższych stopni utlenienia wzrasta. Na przykład dla węgla stabilny stopień utlenienia wynosi +4, dla ołowiu +2, dla aluminium +3 i dla talu +1.
Właściwości fizyczne prostych substancji, pierwiastków p, są bardzo zróżnicowane. Niektóre substancje – tlen, azot (gazy) – wrzą i topią się w bardzo niskich temperaturach, inne – bor, węgiel – w bardzo wysokich temperaturach. Według grup i okresów właściwości fizyczne zmieniają się niemonotonicznie, a charakter zmian nie zawsze łatwo powiązać ze strukturą powłok elektronowych atomów, rodzajem wiązania chemicznego czy liczbą koordynacyjną atomu.
Zatem w przypadku elementów p różnice we właściwościach elementów sąsiednich, zarówno w obrębie grupy, jak i na przestrzeni okresu, są znacznie wyraźniejsze niż w przypadku elementów s.
Wszystkie pierwiastki p, a zwłaszcza pierwiastki p drugiego i trzeciego okresu (C, N. P, O, S, Si, Cl) tworzą liczne związki między sobą oraz z s-, d - i elementy f. Większość związków znanych na Ziemi - Są to związki p-pierwiastków.
Dlatego badanie pierwiastków p jest szczególnie ważne dla lekarzy, ponieważ pięć z nich - C, N. P, O i S - to organogeny i stanowią podstawę układów żywych, a szereg innych - P, Cl, I - to niezbędne mikroelementy.
Wyślij swoją dobrą pracę do bazy wiedzy jest prosta. Skorzystaj z poniższego formularza
Studenci, doktoranci, młodzi naukowcy, którzy wykorzystują bazę wiedzy w swoich studiach i pracy, będą Państwu bardzo wdzięczni.
Opublikowano na http://www.allbest.ru/
1. Ogólna charakterystyka p-pierwiastków grupy III
Konfiguracja elektronowa stanu podstawowego tych pierwiastków ns 1 np 2 charakteryzuje się obecnością jednego niesparowanego elektronu. W stanie wzbudzonym zawierają trzy niesparowane elektrony, które będąc w hybrydyzacji sp 2 biorą udział w tworzeniu trzech wiązań kowalencyjnych. W tym przypadku atomy pierwiastków grupy IIIA pozostają na jednym niezajętym orbicie, a liczba elektronów walencyjnych pozostaje mniejsza liczba dostępne orbitale energetyczne. Dlatego wiele związków kowalencyjnych pierwiastków z grupy IIIA to kwasy Lewisa - akceptory pary elektronów, nabywając je, nie tylko zwiększają liczbę koordynacyjną do czterech, ale także zmieniają geometrię swojego otoczenia - jedna z płaszczyzn staje się czworościenna (sp 2 stan hybrydyzacji).
Bor różni się właściwościami od innych pierwiastków tej podgrupy. Bor jest jedynym niemetalem, który jest chemicznie obojętny i tworzy wiązania kowalencyjne B?F, B?N, B?C itp., których wielość jest często zwiększona w wyniku wiązania pp?pp. Chemia boru jest zbliżona do chemii krzemu, co wskazuje na podobieństwo diagonalne. W atomach aluminium pojawiają się wolne orbitale d, promień atomu wzrasta, a zatem liczba koordynacyjna wzrasta do sześciu. Gal, ind i tal znajdują się bezpośrednio za metalami bloku d; wypełnianiu powłoki d towarzyszy sukcesywna kompresja atomów. W wyniku kompresji d promienie jonowe aluminium i galu są bliskie, a promień atomowy galu jest jeszcze mniejszy. Przy przejściu od Al do Ga wzrost efektywnego ładunku jądrowego okazuje się bardziej znaczący niż zmiana promienia atomowego, więc energia jonizacji wzrasta. Wzrost energii jonizacji podczas przejścia od Ip do Tl jest wynikiem kompresji d i f, prowadzącej do zwiększonego oddziaływania elektronów walencyjnych z jądrem atomowym. Wzrost energii wiązania elektronów talu 6s 2 z jądrem utrudnia ich udział w tworzeniu wiązań i prowadzi do zmniejszenia stabilności ich związków na najwyższym stopniu utlenienia. Zatem dla talu, ołowiu, bizmutu i polonu związki o stopniach utlenienia +1, +2, +3, + są stabilne
Do pierwiastków p III grupy zaliczamy pierwiastki typowe – bor i aluminium oraz pierwiastki podgrupy galu – gal, ind, tal. Wszystkie wymienione pierwiastki, z wyjątkiem boru, są metalami. Wszystkie pierwiastki są rzadkie, z wyjątkiem aluminium, które stanowi 8,8% masy skorupy ziemskiej. Na zewnętrznym poziomie elektronicznym mają trzy elektrony ns 2 np 1, a w stanie wzbudzonym - elektrony ns 1 np 2. Najwyższy stopień utlenienia pierwiastków podgrupy boru wynosi +3. Ze względu na to, że w atomach Ga, In, T1 przedostatni poziom zawiera 18 elektronów, naturalne różnice w niektórych właściwościach zostają naruszone przy przejściu z A1 do Ga. Niektóre stałe fizyczne pierwiastków podgrupy IIIA podano w tabeli. 7.
2. Pierwiastki grupy IIIA (podgrupa boru)
2.1 Bohr
Zasoby naturalne . Bor nie występuje w stanie wolnym, lecz jedynie w stanie związanym. Głównymi minerałami są borany: Na 2 B 4 0 7 10H 2 O - boraks, H 3 VO 3 - kwas borowy, azotek boru BN.
Paragon. Bor techniczny (amorficzny) otrzymywany jest poprzez redukcję termiczną magnezu jego tlenku:
3Mg + B 2O 3 3MgO + 2B; N<0.
MgO usuwa się przez rozpuszczenie w HCl. Bor krystaliczny otrzymuje się przez redukcję halogenków wodorem:
2ВВr 3 + ЗН 2 6HBr + 2B.
Nieruchomości. Bor występuje w postaci amorficznej (brązowej) i krystalicznej (czarnej). Sieć krystaliczna boru jest bardzo mocna (dwudzieściany), objawia się to dużą twardością, niską entropią S 0 (b) = 7 e.u. i wysoką temperaturę topnienia. Bor jest półprzewodnikiem, pasmo wzbronione wynosi 1,42 eV.
Bor jest pierwszym pierwiastkiem p w układzie okresowym pierwiastków. Struktura zewnętrznej powłoki elektronowej to 2s 2 2p l. Wzbudzenie przenosi atom do sp 2 - hybrydowy stan walencyjny, w którym orbitale znajdują się przy 120 0 (ВФз, ВС1з). Ze względu na obecność wolnego orbitalu p i niewielkie rozmiary atomu bor jest jednym z najsilniejszych akceptorów samotnych par elektronów i tworzy jony złożone typu:
BF 3 (g) + HF = H (p),
BF 3 (g) + F - (p) = -1 (p).
Jon kompleksowy [ВF 4 ] -1 ma budowę czworościenną, charakterystyczną także dla innych związków boru.
Właściwości pierwiastków podgrupy III A
Właściwości elementu |
||||||
Promień atomowy, nm |
||||||
Promień jonowy E 3+, nm |
||||||
Energia jonizacji, E 0 E + , eV |
||||||
Temperatura topnienia, °C |
||||||
Temperatura wrzenia, °C |
||||||
Gęstość, g/cm3 |
||||||
mi 0 (E 3+ / mi 0), V |
||||||
Elektroujemność |
||||||
Stan utlenienia |
Obecność dużej liczby nieorganicznych polimerów zawierających bor jest związana z interakcją donor-akceptor. Pod względem elektroujemności bor plasuje się niemal pośrodku skali elektroujemności, zatem może być zarówno utleniaczem w związkach o stopniu utlenienia +3 (BF 3, B 2 O 3), jak i reduktorem w związkach o stopniu utlenienia stopień utlenienia -3 (Mg 3 B 2, B 3 H 6). Wiązania utworzone przez bor są kowalencyjne. Typowymi związkami boru są te, w których jest on częścią anionu złożonego (B 4 O 7 2-, BF 4 -).
Bohr ujawnia diagonalną analogię z krzemem. W przypadku boru i krzemu najbardziej charakterystycznymi pochodnymi są te, w których pierwiastki te są spolaryzowane dodatnio. W przypadku obu pierwiastków ich niższe wodorki są niestabilne i gazowe. Chemia tlenowych związków boru i krzemu ma wiele wspólnego: kwasowy charakter tlenków i wodorotlenków, tworzenie szkła przez tlenki, zdolność do tworzenia licznych struktur polimerowych itp. W normalnych warunkach bor jest chemicznie obojętny. Woda nie ma wpływu na bor; stężone kwasy azotowy i siarkowy utleniają go do kwasu borowego:
2B + ZN 2 S0 4 = 2N 3 VO 3 + 3SO 2,
B + 3HNO 3 = H 3 VO 3 + ZN0 2.
Wrzący kwas solny i fluorowodorowy nie mają na to wpływu. Amorficzny bor rozpuszcza się w stężonych roztworach alkalicznych, tworząc metaborany:
2V + 2KON + 2N 2 O 2KVO 2 + ZN 2.
We wszystkich przypadkach bor krystaliczny jest mniej aktywny chemicznie niż bor amorficzny. W reakcjach chemicznych bor często działa jako środek redukujący.
Wodorowe związki boru. Bor nie reaguje z wodorem; Borowodorki lub borany otrzymuje się sztucznie. Są to gazy lub bardzo lotne ciecze o bardzo nieprzyjemnym zapachu trujący! Można je podzielić na dwie grupy: B n H n +4 (B 2 H 6) i B n H n +6 (B 4 H 10). Boran BH3 występuje jako produkt pośredni w reakcjach chemicznych, którego cząsteczki oddziałują ze sobą tworząc dimer (diboran):
2BH 3 (g) = B 2 H 6 (g), G 0 = -126 kJ
Diboranie otrzymują:
1) ЗNа[ВН 4 ] + 4ВF 3 faza gazowa 2В 2 Н 6 + ЗNа[ВF 4 ];
2) 2ВС?з+6H2 (d) faza gazowa В2Н6 + 6НС1;
Reakcje te zachodzą w fazie gazowej lub w środowisku niewodnym.
Diboran jest energicznym środkiem redukującym; zapala się w powietrzu:
B 2H 6 + 3O 2 3H 2O + B 2 O 3;
reaguje energicznie z wodą wydzielając wodór:
B 2 H b + 6H 2 0 2B(OH) 3 + 6H 2.
W środowisku eterowym B 2 H b reaguje z wodorkiem litu, tworząc tetrahydroboran litu:
B 2H 6 + 2LiH 2Li.
Z tlenem bor tworzy tlenek B 2 O 3 - biały higroskopijny proszek lub kruchą szklistą masę. B 2 O 3 energicznie dodaje wodę, tworząc kwasy:
B 2 O 3 + H 2 O = 2HBO 2 (kwas metaborowy),
HBO 2 + H 2 O = H 3 BO 3 (kwas ortoborowy).
Kwas ortoborowy (lub po prostu borowy) jest białą, krystaliczną substancją, która łatwo rozdziela się na bardzo cienkie perłowe płatki. Cząsteczki H 3 VO 3 ułożone w płaskich, równoległych warstwach są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi, a połączenie między warstwami odbywa się za pomocą słabych sił van der Waalsa. Kwas borowy jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, a także w niektórych roztworach rozpuszczalników organicznych. W roztworach wodnych objawia się jako kwas jednozasadowy w wyniku tworzenia kompleksu hydroksylowego:
B(OH) 3 + H 2 0 = H [B(OH) 4].
Tetrahydroksoboran wodoru jest słabym kwasem, o sile podobnej do kwasu węglowego. Kwas ortoborowy H 3 BO 3 w temperaturze 100°C przy eliminacji cząsteczki wody przekształca się w kwas metaborowy HBO 2. Hydrolizie ulegają zarówno ortoborany, jak i metaborany metali aktywnych:
Na 2 B 4 0 7 + 3H 2 O2NaB0 2 + 2H 3 BO 3.
Kwas tetraborowy H 2 B 4 O 7 w stanie wolnym jest nieznany, jego sole tetraboranowe występują w przyrodzie; Tetraboran sodu powstaje przez zobojętnienie H 3 BO 3 wodnymi roztworami zasad:
4H 3VO 3 + 2NaOH = Na 2B 4 O 7 + 7H 2 O.
Stopień utlenienia +3 boru objawia się w związkach z większą liczbą pierwiastków elektroujemnych (azotki, halogenki).
Kwaśny charakter halogenków objawia się podczas ich hydrolizy:
VS1 3 + ZN 2 O = N 3 VO 3 + ZNS1.
Z azotem bor tworzy związek BN - azotek boru. Syntezę prowadzi się w temperaturach powyżej 1200°C zgodnie z reakcją:
B 2 O 3 + 2NH 3 = 2BN + 3H 2 O.
Otrzymany w ten sposób azotek boru jest białym, talkopodobnym proszkiem; często nazywany jest „białym grafitem”. Jego struktura krystaliczna jest podobna do grafitu. Atomy boru i azotu są połączone wiązaniami hybrydowymi sp 2. W płaszczyźnie warstw następuje dodatkowe wiązanie ze względu na pusty orbital p atomu boru i samotną parę elektronów atomu azotu. Poszczególne warstwy połączone są siłami van der Waalsa. „Biały grafit” jest wysoce ognioodporny, chemicznie obojętny i złuszcza się, tworząc płatki podobne do grafitu.
Inna modyfikacja azotku boru ma sześcienną strukturę przypominającą diament. W nim atomy boru i azotu są w stanie hybrydowym sp 3. Przy CN = 4 trzy wiązania powstają w wyniku mechanizmu wymiany i jedno w mechanizmie donor-akceptor, przy czym atom boru jest akceptorem pary elektronów, a atom azotu jest donorem. Ta modyfikacja BN nazywa się borazonem lub elborem. Na wysokie temperatury CBN można otrzymać z „białego grafitu”, tak jak diament otrzymuje się z czarnego grafitu:
BN (sześcian) BN (sześcian).
Po podgrzaniu węglem bor tworzy węglik B 4 C:
7C + 2B 2 O 3 6CO + B 4 C.
Węglik boru ustępuje jedynie diamentowi i borazonowi pod względem twardości.
Po podgrzaniu bor oddziałuje z wieloma metalami, tworząc borki o różnym składzie, na przykład: Cr 4 B, Cr 3 B, CrB, CrB 2. Są to substancje krystaliczne. Wszystkie borki pierwiastków d charakteryzują się dużą twardością, są ogniotrwałe i chemicznie obojętne. Borki pierwiastków s, na przykład MgB 2, są reaktywne.
Aplikacja. Bor stosowany jest jako dodatek do stopów, zwiększający ich żaroodporność i odporność na zużycie. Ponieważ rdzeń borowy ma duży przekrój wychwytu neutronów, bor jest stosowany do ochrony neutronów oraz w urządzeniach sterujących reaktorów jądrowych.
Borany występują w wielu detergentach. B 2 O 3 jest istotnym składnikiem wielu emalii, szkliw i specjalnych rodzajów szkła. W mikroelektronice bor stosowany jest jako półprzewodnik i służy do domieszkowania materiałów półprzewodnikowych. Biały grafit służy jako izolator i stały smar wysokotemperaturowy. Borazon jest używany jako supertwardy materiał w operacjach wiercenia i obróbce metali. Borki są używane do produkcji części wysoce ogniotrwałych.
Kwas borowy jest stosowany w medycynie. Tetraboran sodu Na 2 B 4 0 7 (boraks) stosuje się jako topnik do lutowania, ponieważ W stopie tej soli tlenki metali dobrze się rozpuszczają, tworząc metaborany:
Na 2 B 4 O 7 + CuO2NaBO2 Cu(BO 2) 2.
2.2 Aluminium
Drugi typowy pierwiastek III grupy układu okresowego. Aluminium jest pierwszym i najlżejszym p-metalem. W porównaniu z borem aluminium ma większy promień atomowy i niższy potencjał jonizacji; w konsekwencji zwiększają się jego właściwości metaliczne. W przeciwieństwie do niemetalicznego boru, aluminium jest pierwiastkiem amfoterycznym. Glin i jego wodorotlenek rozpuszczają się w kwasach i zasadach. Dla chemii aluminium niezwykle ważne jest jego wysokie powinowactwo do tlenu; w tabeli 8 przedstawiono wartości entalpii i energii Gibbsa tworzenia tlenków glinu i jego analogów.
Parametry termodynamiczne tlenków grupy IIIA
Zarówno entalpia, jak i energia Gibbsa tworzenia aluminium znacznie różnią się od entalpii galu i jego analogów, co wskazuje na jego wysoką stabilność. I wreszcie w przypadku aluminium istnieje pozioma analogia z krzemem. Wyraźnie objawia się to w glinokrzemianach, najpowszechniejszych związkach chemicznych w skorupie ziemskiej.
Zasoby naturalne . Aluminium jest jednym z najpowszechniejszych pierwiastków na Ziemi, zajmując trzecie miejsce pod względem liczebności po tlenie i krzemie. Glin wchodzi w skład 250 minerałów, głównie glinokrzemianów, z których powstaje skorupa ziemska; produktem ich zniszczenia jest glina A1 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O (kaolinit). Zazwyczaj glina zawiera domieszkę związków żelaza, co nadaje jej brązową barwę. Czasami można znaleźć białą glinkę, bez zanieczyszczeń żelaznych. Techniczna nazwa A1 2 O 3 to tlenek glinu. Do ekstrakcji aluminium wykorzystuje się następujące minerały: boksyt A1 2 O 3 H 2 O, a także nefelinę Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2, kriolit Na 3. Jest czysty A1 2 O 3 - korund. W zależności od zawartości zanieczyszczeń korund ma różne kolory i nazwy. Rubiny i szafiry to kryształy korundu barwione domieszką tlenku chromu (rubin) oraz tlenków tytanu i żelaza (szafir).
Aluminium wytwarza się w procesie elektrolizy stopionej mieszaniny tlenku glinu i kriolitu. Roztopić A? 2 O 3 w kriolicie Na 3 poddaje się elektrolizie w temperaturze 950 o C i napięciu 6-7 V. Procesy zachodzące:
Al2O3 = 2A? 3+ + 3O 2 - (dysocjacja na jony);
na katodzie: A? 3+ +3e = A?;
na anodzie: 2O 2- - 4e =O 2.
Szczególnie czyste aluminium, niezbędne np. w technologii elektronicznej, otrzymuje się specjalnymi metodami: destylacją próżniową lub topieniem strefowym.
Fizyczne i Właściwości chemiczne aluminium . Aluminium to srebrzystobiały metal. Bardzo miękki, łatwo rozciągliwy w folię. Krystalizuje w strukturze FCC. Zajmuje czwarte miejsce pod względem przewodności elektrycznej po srebrze, złocie i miedzi. W powietrzu pokryty jest najcieńszą (10 -5 mm) warstwą Al 2 O 3, która charakteryzuje się dużą wytrzymałością. Folia ochronna niezawodnie chroni metal przed dalszym utlenianiem. Prawie wszystkie reakcje z udziałem glinu zachodzą z okresem utajonym (ukrytym), niezbędnym do zniszczenia warstwy tlenkowej lub dyfuzji przez nią odczynnika.
Aluminium reaguje z pniktogenami i chalkogenami w wysokich temperaturach. Aluminium nie reaguje bezpośrednio z halogenami, z wyjątkiem jodu. Stężone kwasy siarkowy i azotowy pasywują go, dzięki czemu nie rozpuszcza się w nich. Aluminium rozpuszcza się w roztworach kwasu solnego i zasad:
2A? + 6NS? = 2A?C1 3 + ZN 2,
2A? + 2NaOH + 6H 2O = 2Na + 3H 2. .
Aluminium pozbawione filmu ochronnego silnie oddziałuje z wodą:
2A? + 6H2O = 2A? (OH)3 + 3H2.
Wiązanie chemiczne w związkach glinu ma większy stopień jonowości niż w związkach boru. Zatem BF 3 jest gazem, A? F 3 jest związkiem stałym o wysokiej temperaturze topnienia, można go nazwać solą; halogenki A?C1 3, Af?Br 3, A?I 3 wykazują właściwości pośrednie pomiędzy właściwościami halogenków i soli niemetali.
Jon A? 3+, który ma mały promień i duży ładunek, wykazuje tendencję do tworzenia kompleksów, a dla aluminium jest ona większa niż dla magnezu i mniejsza niż dla boru. Aluminium tworzy silne kompleksy z H 2 O, OH -, F -; jak wszystkie pierwiastki s i p nie tworzy trwałych kompleksów z amoniakiem i jego pochodnymi. Podczas tworzenia kompleksu wolne orbitale d atomu glinu mogą przyczyniać się do tworzenia wiązania chemicznego. Wyjaśnia to możliwość tworzenia kompleksów z CN=6, np. [A?(H 2 O) 6 ] 3+ (sp 3 d 2 - hybrydyzacja).
Znajomości. Aluminium nie reaguje z wodorem. Wodorek glinu otrzymuje się pośrednio poprzez reakcję wodorku litu w roztworze eterowym na AlCl3:
klimatyzacja? 3 + 3LiH A?H 3 + 3LiC?.
Wodorek glinu AlH 3 - biały proszek; jest to związek polimerowy (A1H3) n. Jeśli poprzednią reakcję przeprowadzimy z nadmiarem LiH, otrzymamy tetrahydroglinian litu:
klimatyzacja? 3 + 4LiHLi + 3HC?.
Li jest silnym środkiem redukującym, gwałtownie reaguje z wodą wydzielając wodór:
Li + 4H2OLiOH + A? (OH)3 + 4H2.
Po podgrzaniu aluminium reaguje energicznie z tlenem:
4A? (g) + 3O 2 (g) = 2A? 20 3 (k); G° = -3164 kJ.
Tlenek glinu Al 2 O 3 jest związkiem bardzo twardym, ogniotrwałym, odpornym chemicznie (T pl = 2072 o C, T bp = 3500 o C), ulega zniszczeniu jedynie podczas długotrwałego ogrzewania kwasami lub zasadami:
A? 2O3 + 6HC? = 2A?C? 3 + ZN2O,
A? 2 O 3 + 2NaOH = 2NaA1O 2 + H 2 O.
Wodorogliniany powstają w roztworach alkalicznych:
A? 2O3 + 2NaOH + 7H2O = 2Na.
Wodorotlenek glinu A? (OH) 3 jest związkiem amfoterycznym, odpowiadają mu dwa rodzaje soli: sole glinu (III), na przykład A? 2 (SO 4) 3 , А?С? 3, a gliniany są solami kwasów glinowych. W roztworach wodnych gliniany występują w postaci hydroksykompleksów, np. K[A?(OH)4], w stopach w postaci soli kwasu metaglinowego, który nie występuje w stanie wolnym, np. , KA?O2. Schemat równowagi w nasyconym wodnym roztworze Al (OH) 3 można przedstawić w następujący sposób:
A? 3+ +3OH?A? (OH)3HH + + -
roztwór wytrącić roztwór
Dodatek kwasu (H +) prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku utworzenia kationu Al 3+ (kationowe sole glinu):
A? (OH) 3 + ZN + = A? 3+ + 3H 2O.
Dodanie zasady (OH -) - w kierunku powstania anionów (anionowe sole glinu):
A? (OH) 3 + OH - = - .
Sole glinu w roztworach wodnych są silnie hydrolizowane. Reakcja ośrodka zależy od rodzaju rozpuszczonej soli:
A? 3+ + H2OA?OH 2+ + H + pH< 7.
Sole A? 3+ i słabe kwasy ulegają całkowitej hydrolizie, tworząc osady wodorotlenku glinu lub hydroksysole glinu:
A? (CH 3 COO) 3 +2H 2 OA?OH(CH 3 COO) 2 ++A? (OH) 2 CH 3 COO + CH 3 COOH.
Ze względu na silną hydrolizę wielu soli glinu nie można wyizolować z roztworów wodnych (na przykład siarczków, węglanów, cyjanków itp.):
A? 2 S 3 + 6H 2 O = 2A?(OH) 3 v + 3H 2 S^
Sole glinu i kwasy zawierające tlen są rozpuszczalne w wodzie. Wyjątkiem jest fosforan glinu A│PO. Tworzenie się słabo rozpuszczalnego fosforanu odgrywa ważną rolę w życiu organizmów. Przyswajanie fosforu przez organizm zmniejsza się w obecności kationów A? 3+ z powodu tworzenia się w jelitach słabo rozpuszczalnego fosforanu glinu. Tę okoliczność należy wziąć pod uwagę przepisując preparaty glinowe, na przykład leki przeciw zwiększonej kwasowości żołądka A? (OH) 3.
W żołądku wodorotlenek glinu tworzy żel, który neutralizuje jony hydroniowe soku żołądkowego:
A?(OH)3 + 3H3O + = A? 3+ + 6H 2O
Jony glinu, które przeszły do roztworu w jelicie, przechodzą do postaci słabo rozpuszczalnej - fosforanu glinu:
A? 3+ (p) +PO 4 3- (p) = A?PO 4 (t)
W organizmach żywych zawierających bioligandy (hydroksykwasy, polifenole, węglowodany, lipidy) glin tworzy związki kompleksowe chelatujące. Z reguły tworzy wiązania z ligandami organicznymi poprzez atomy tlenu.
Związki glinu są szeroko stosowane w praktyce stomatologicznej, na przykład biała glinka (kaolin) A? 2 O 3 SiO 2 2H 2 O. Kaolin wchodzi w skład cementów, które stosowane są jako tymczasowy materiał wypełniający, a także do stemplowania koron.
Z siarczanami metali na stopniu utlenienia +1, siarczan glinu tworzy sole podwójne, takie jak Me 2 SO 4 A? 2 (SO 4) 3 12H 2 O. Związki te nazywane są ałunem glinowym. Ałun jest stabilny w stanie stałym, ale w roztworach ulega dysocjacji na jony składowe. Ałun jest dobrze rozpuszczalny w wodzie i krystalizuje z roztworów, tworząc duże kryształy oktaedryczne.
Wodorotlenek glinu otrzymuje się w postaci amorficznych osadów. Krystaliczny A?(OH) 3 można otrzymać przepuszczając CO 2 przez alkaliczne roztwory glinianu sodu:
2 Na + 2CO 2 = 2A?(OH) 3 v + 2naHCo 3 + 4H 2 O
Aplikacja. Aluminium jest drugim (po żelazie) metalem pod względem produkcji i zastosowania w technologii. Stosowane jest zarówno czyste aluminium, jak i jego stopy. Stop – duraluminium zawierający 4% (wag.) Cu, 1,5% Mg, 0,5% Mn – jest głównym materiałem konstrukcyjnym w konstrukcji samolotów. Do produkcji drutów wykorzystuje się duże ilości aluminium. Pierwszy sztuczny satelita Ziemi został wykonany ze stopów aluminium. Ze względu na duże powinowactwo aluminium do tlenu możliwy jest proces aluminotermii - uwolnienia metali z ich tlenków pod działaniem aluminium. Aluminotermię wykorzystuje się do laboratoryjnej produkcji wielu metali (Mn, Cr, V, W itp.), w niektórych przypadkach w przemyśle (produkcja Sr, Ba itp.)
Ceramikę ognioodporną i chemoodporną wytwarza się z tlenku glinu. Czy monokryształy czystego A rosną w dużych ilościach? 2 O 3 z dodatkiem zanieczyszczeń (sztuczne rubiny i szafiry). Wykorzystuje się je do produkcji laserów i łożysk do mechanizmów precyzyjnych.
Związki glinu wchodzą w skład wielu produktów przemysłu krzemianowego (cement, porcelana, ceramika). Ałun stosowany jest w przemyśle skórzanym i tekstylnym. Siarczan glinu służy do oczyszczania wody. Pierwszy etap uzdatniania wody polega na następującej reakcji:
A? 2 (SO 4) 3 + 3Са(НСО 3) 2 3СаSO 4 + 2А? (OH)3+6CO2.
Powstałe płatki wodorotlenku glinu wprowadzają do osadu różne zanieczyszczenia. W syntezach organicznych stosuje się chlorek glinu i wodoroglinian litu.
Spośród krystalicznych hydratów soli glinu w medycynie stosuje się ałun potasowy KA?(SO 4) 2 12H 2 O i ałun palony KA a(SO 4) 2, które otrzymuje się przez ogrzewanie ałunu potasowego w temperaturze nieprzekraczającej 433 K. ćwiczyć.
Ałun palony stosowany jest w postaci proszków jako środek ściągający i suszący. Efekt suszenia wynika z faktu, że spalony ałun powoli wchłania wodę:
KA?(SO 4) 2 + xH 2 O = KA?(SO 4) 2 xH 2 O
Działanie farmakologiczne soli glinu polega na tym, że A? 3+ tworzą kompleksy z białkami (białkami Pr), które wytrącają się w postaci żeli:
A? 3+ + Pr >A?Pr
Prowadzi to do śmierci komórek drobnoustrojów i osłabienia reakcji zapalnej.
Ałun stosuje się do płukania, mycia i balsamów choroby zapalne błony śluzowe i skóra. Ponadto lek ten stosuje się jako środek hemostatyczny na skaleczenia (efekt krzepnięcia).
2.3 Podgrupa galu
Pomimo faktu, że elementy podgrupy galu są typowymi analogami, osobliwości obserwuje się we właściwościach poszczególnych jej przedstawicieli. Gal natychmiast znajduje się w pierwszej dziesiątce metali przejściowych 3d, dla których skurcz d jest szczególnie silny, więc promień atomowy galu jest nie tylko mniejszy niż jego cięższych analogów, ale także aluminium, w wyniku czego inne właściwości energetyczne różnią się od jego analogów .
Naturalne związki. Gal, ind i tal, w przeciwieństwie do aluminium, są pierwiastkami rzadkimi i śladowymi. Są one zawarte jako zanieczyszczenia w różnych rudach. Praktycznie występuje tylko jeden minerał galu – galit CuGaS 2, który jest rzadko spotykany. Gal towarzyszy aluminium i cynkowi. Rudy indu roquesite CuInS 2 i indite FeInS 2 są również bardzo rzadkie. Głównymi surowcami do produkcji talu są rudy polimetaliczne.
Paragon. Sole i tlenki Ga, In, T? wyodrębniany poprzez przeróbkę odpadów z produkcji aluminium i ekstrakcję związków tych metali z rud polimetalicznych. Wolne metale otrzymuje się przez elektrolizę zakwaszonych wodnych roztworów soli lub przez redukcję ich tlenków węglem lub wodorem. Wydzielone metale oczyszcza się metodą wytapiania strefowego lub metalurgii amalgamatu.
Nieruchomości. Istnienie galu - eka-aluminium przepowiedział D.I. Mendelejewa w 1870 r., a także „obliczył” podstawowe właściwości tego pierwiastka. W 1875 roku francuski chemik Lecoq de Boisbaudran odkrył i wyizolował ten pierwiastek. W stanie wolnym gal, ind i tal są metalami srebrzystobiałymi. Gal jest kruchy, natomiast ind i tal to metale bardzo miękkie. Gal i ind są stabilne w powietrzu, w przeciwieństwie do talu, który w wilgotnej atmosferze pokrywa się warstwą wodorotlenku i szybko zapada się. Wyjątkowa wśród metali sieć krystaliczna galu, składająca się z par atomowych Ga 2, decyduje o niezwykłych właściwościach metalicznego galu. To jest dla niego charakterystyczne niska temperatura topnienie, mniejsza gęstość kryształów w porównaniu do cieczy, większa skłonność do przechłodzenia. Gal jest substancją o bardzo dużym zakresie temperatur istnienia fazy ciekłej. W parze gal jest jednoatomowy.
Gal, ind, tal są chemicznie aktywne. Wykazują indywidualne cechy w stosunku do różnych utleniaczy. Gal przypomina aluminium (szczególnie w odniesieniu do zasad); powoli rozpuszcza się w HNO 3, dobrze rozpuszcza się w HCl i H 2 SO 4; Tal dobrze rozpuszcza się w HNO 3:
T? + 4HNO3 = T? (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O,
oraz w HC1 i H2SO4 powoli w wyniku pasywacji folii T?C? oraz T? 2 SO Po rozpuszczeniu w kwasach gal i ind zachowują się jak metale trójwartościowe, a tal tworzy sole TI +; ponieważ Jon Tl 3+ jest niestabilny:
2Ga + 6HC? = 2GaC? 3 + 3H2, ^
2T? + 2HC?= 2T?C?+ H2^
Gal i ind reagują z zasadami, tworząc galusany i indity z uwolnieniem wodoru, przy czym gal reaguje szybko, a ind reaguje powoli.
2Ga + 6NaOH + 6H 2O = 2Na 3 + 3H 2.
Gal, ind i tal nie reagują z wodorem. Łatwo rozkładające się wodorki można otrzymać pośrednio: Ga 2 H 6 (ciecz) oraz GaH 3, InH 3 (polimery podobne do AIN 3). Po podgrzaniu gal, ind i tal tworzą tlenki, takie jak Me 2 O 3 i odpowiednie wodorotlenki Me(OH) 3 (Tabela 9).
Wzrost stabilności niskich stopni utlenienia w szeregu Ga-In-TI obrazuje następujący wzór: Ga 2 O 3 topi się bez rozkładu, In 2 O 3 rozkłada się po podgrzaniu powyżej 850°C, T? 2 O 3 zaczyna oddzielać tlen w temperaturze 90°C, przekształcając się w TI 2 O.
Wraz ze wzrostem liczby atomowej wzrasta intensywność koloru: Ga 2 O 3 - biały, In 2 O 3 - jasnożółty, T? 2 O 3 - brązowy. Fakt ten wskazuje na wzrost udziału jonowości w tlenkach wraz ze wzrostem masy atomowej pierwiastka. Ga 2 O 3 jest izostrukturalny z korundem, a In 2 O 3 i T? 2O3 krystalizuje w siatce O.C.C. Oddziaływanie z alkaliami we wskazanej serii słabnie: Ga 2 O 3 dobrze rozpuszcza się w roztworach alkalicznych, tworząc hydroksygalusany, T? 2 O 3 jest praktycznie nierozpuszczalny:
Ga2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na.
Bezwodne galusany powstają w stopach alkalicznych:
Ga 2 O 3 + 2NaOH = 2NaGaO 2 + H 2 O.
Hydroksyindany Na3 powstają dopiero przy większym nadmiarze zasad. Galusany i indaty pod wpływem wody ulegają całkowitej hydrolizie:
NaGaO2 + 2HOH = NaOH + Ga(OH) 3.
Wodorotlenki Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , Tβ(OH) 3 otrzymuje się przez traktowanie roztworów odpowiednich soli roztworami alkalicznymi. Wodorotlenek galu rozpuszcza się w mocnych kwasach i zasadach. Jest to rzadki przykład idealnego amfolitu, którego właściwości kwasowe i zasadowe wyrażają się niemal w równym stopniu. Odwodnienie Ga(OH) 3 wymaga ogrzewania, a TI(OH) 3 samoistnie traci wodę w temperaturze pokojowej, o czym świadczą wartości G 0 298:
2Ga(OH)3 (k) = Ga2O3(k) + 3H2O(r); G 0 298 = - 8 kJ,
2T? (OH) 3 (k) = T? 2O3 (k) + 3H2O (r); G 0 298 = -117 kJ.
Tlenek T? 2 O 3, w przeciwieństwie do swoich analogów, rozkłada się w temperaturze 100 o C: i utlenia HC? do C? 2: T? 2O3 + 6HC? = 2T°C+3H2O +2C? 2.
T? 2O otrzymuje się przez bezpośrednie utlenianie metalu na powietrzu przy lekkim ogrzewaniu. TI 2 O - czarny proszek; w stanie stopionym jest żółty, łatwo rozpuszcza się w wodzie tworząc zasadę, czyli zachowuje się jak tlenek metalu alkalicznego. Melt TI 2 O niszczy krzemiany – szkło, porcelanę. Roztwór TOH (silnej zasady) ma ten sam efekt. Wodorotlenek TOH otrzymuje się w reakcji wymiany: wodorotlenek talu (I) absorbuje dwutlenek węgla:
2T?OH + CO2 = T? 2CO3 + H2O
T? 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2 T? HCO 3
W temperaturze pokojowej Ga, In, T? reagować z halogenami F2, C? 2, Br 2 i po podgrzaniu I 2. W rezultacie powstają halogenki EG 3. Pod względem właściwości GaG 3 jest bliższy halogenkom niemetali, a InG 3 i T?G 3 są bliższe solom.
Istnieje wiele znanych soli Ga +3, In +3, T? +3, większość z nich jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Jony Ga 3+ i In 3+ są bezbarwne, T? 3+ ma jasnożółty kolor. Wszystkie sole rozważanych metali E 3+ ulegają hydrolizie. Chalkogenki są znane z galu i indu. Siarczek T jest znany z talu? 2 S 3, który można otrzymać na sucho. Wodorotlenek T?OH otrzymuje się w reakcji wymiany:
T?SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 v + 2T?OH
Aplikacja. Gal i ind metaliczny stosowane są w technologii próżniowej: gal do zaworów z ciekłych metali (zastępujących zawory rtęciowe), jako uszczelki uszczelniające w urządzeniach, w których wytwarzana jest wysoka próżnia. Galu można używać do produkcji zwierciadeł optycznych o wysokim współczynniku odbicia.
Materiały półprzewodnikowe pierwiastków podgrupy galu (GaAs, GaSb, InAs, InSb, T1 2 S 3 itp.) mają różnorodne zastosowanie. Półprzewodniki te pracują w fotokomórkach i fotorezystorach wykrywających promieniowanie podczerwone.
3 . Biologiczna rola pierwiastków pIIIGrupy A
Bor. Bor należy do pierwiastków śladowych, to ułamek masowy w organizmie człowieka wynosi 10 -5%. Bor koncentruje się głównie w płucach (0,34 mg), tarczycy (0,30 mg), śledzionie (0,26 mg), wątrobie, mózgu (0,22 mg), nerkach, mięśniu sercowym (0,21 mg). Efekt biologiczny nie został jeszcze wystarczająco zbadany. Wiadomo, że bor wchodzi w skład zębów i kości w postaci trudno rozpuszczalnych soli kwasu borowego z kationami metali.
Nadmiar boru jest szkodliwy dla organizmu ludzkiego. Istnieją dowody na to, że duży nadmiar boru hamuje amylazy, proteinazy i zmniejsza aktywność adrenaliny. Zakłada się, że spadek aktywności adrenaliny, będącej pochodną polifenoli, związany jest z jej oddziaływaniem z selektywnym kwasem.
Od dawna wiadomo, że bor jest niezbędny Wyższe rośliny jednak dane na temat jego roli biologicznej są sprzeczne.
Badania przeprowadzone w ostatnie lata wykazały, że bor jest niezbędny dla niektórych zwierząt. Ustalono, że bor bierze udział w metabolizmie fosforanów węgla i oddziałuje z wieloma związkami biologicznie czynnymi (węglowodany, enzymy, witaminy, hormony). Jednocześnie spożywanie pokarmów o dużej zawartości boru zaburza metabolizm węglowodanów i białek w organizmie, co prowadzi do występowania chorób endemicznych choroby jelit- zapalenie jelit.
Aluminium. Pod względem zawartości w organizmie człowieka (10-5%) glin zaliczany jest do mikroelementów zanieczyszczeń. Glin koncentruje się głównie w surowicy krwi, płucach, wątrobie, kościach, nerkach, paznokciach, włosach i wchodzi w skład struktury błon nerwowych ludzkiego mózgu.
Dzienne spożycie aluminium przez człowieka wynosi 47 mg. Aluminium wpływa na rozwój tkanki nabłonkowej i łącznej, regenerację tkanki kostnej, wpływa na metabolizm fosforu.
Aluminium ma wpływ na procesy enzymatyczne. W większości przypadków kation A? 3+ zastępuje jony E 2+ - aktywatory enzymów E, na przykład jony Mg 2+, Ca 2+:
E 2+ E + A? 3+ = mi 2+ + A? 3+ E
Taka wymienność jest możliwa dzięki podobieństwu szeregu właściwości A? 3+ i Mg 2+, Ca 2+. Nadmiar glinu w organizmie hamuje syntezę hemoglobiny, ponieważ glin ze względu na dość dużą zdolność tworzenia kompleksów blokuje aktywne centra enzymów biorących udział w hematopoezie. Istnieją dowody na to, że glin może katalizować reakcję transaminacji (przeniesienia grupy NH2).
Gal. Gal jest mikroelementem zanieczyszczającym (zawartość w organizmie człowieka wynosi 10-6 - 10-5%). Biologiczna rola galu w organizmach żywych jest prawie niejasna.
Ind. Obecnie nie jest znane biologiczne działanie indu, nie ma także wiarygodnych informacji na temat jego obecności w organizmach żywych. Biorąc pod uwagę podobieństwo budowy atomowej i właściwości fizykochemicznych indu i galu, można przewidzieć podobieństwo ich działania biologicznego. Oczywiście ind, podobnie jak aluminium, dostając się do organizmu, musi gromadzić się w kościach i innych tkankach w postaci słabo rozpuszczalnego fosforanu.
Tal. Tal jest bardzo toksycznym pierwiastkiem. Jon Tl+ ma tendencję, podobnie jak Ag+, do tworzenia mocnych związków z ligandami zawierającymi siarkę:
Tl + + R - SH > R - S - Tl + H +
W efekcie jest toksyczny, gdyż hamuje aktywność enzymów zawierających grupy tiolowe – SH. Nawet bardzo małe ilości związków Tl+ po spożyciu powodują wypadanie włosów.
Ze względu na bliskość promieni K+ i Tl+ (Δr = 11 pm) mają one podobne właściwości i są w stanie zastępować się nawzajem w enzymach. Jony Tl+ i K+ są synergetykami. To wyjaśnia fakt, że enzymy kinaza pirogronianowa i dehydrataza diolowa są aktywowane nie tylko przez jony K+, ale także przez jony Tl+ (jon Tl+ zastępuje K+ w centrum katalitycznym enzymów). Synergia talu i potasu objawia się również tym, że podobnie jak jony K+, jony Tl+ gromadzą się w erytrocytach.
Jako antidotum na zatrucie jonami Tl + stosuje się ligand zawierający siarkę - aminokwas cystyna HS-CH 2 CH(NH 2) COOH.
Podsumowując, należy zauważyć, że biologiczna rola pierwiastków p grupy IIIA nie została dostatecznie zbadana. Obecnie wiadomo, że bor i gal oddziałują w roślinach z polifenolami, inhibitorami ich rozwoju, zmniejszając ich toksyczność. Ustalono także niewątpliwą rolę glinu w budowie tkanki nabłonkowej i łącznej oraz jego udział w procesach enzymatycznych zarówno jako aktywator, jak i inhibitor. Jon Tl+ ma właściwość hamowania wielu enzymów zawierających siarkę.
Aktywność biologiczna pierwiastków p grupy IIIA związana jest głównie z ich zdolnością do tworzenia związków kompleksowych z ligandami zawierającymi tlen i nierozpuszczalnymi fosforanami.
4. Pierwiastki grupy IV (podgrupa węgla)
4 .1 Ogólna charakterystyka elementów grupy IVA
Czwarta główna grupa układu okresowego obejmuje dwa typowe pierwiastki: węgiel i krzem oraz pierwiastki: german, cynę, ołów (podgrupa germanu). Węgiel jest podstawą chemii organicznej, głównym pierwiastkiem organogennym, niezbędnym składnikiem organizmu wszystkich żywych istot. Drugim typowym pierwiastkiem jest krzem – główny pierwiastek chemii nieorganicznej i całej przyrody nieożywionej. Dominującymi materiałami półprzewodnikowymi są krzem i german. Układy scalone na bazie krzemu i germanu są podstawą komputerów, mikroprocesorów itp.
Wszystkie pierwiastki tej podgrupy zawierają cztery elektrony walencyjne - są to elektrony ns 2 np 2. Ta liczba elektronów walencyjnych jest optymalna do tworzenia wiązań czworościennych w wyniku mechanizmu wymiany. Niektóre stałe fizykochemiczne tych pierwiastków podgrupy podano w tabeli. 10.
W grupie IVA występuje zależność właściwości od położenia elementu. Zatem OEO germanu jest większe niż krzemu, chociaż pierwszy potencjał jonizacji germanu jest niższy. Wyjaśnia to istnienie atomu germanu, w przeciwieństwie do krzemu, który jest wypełniony wewnętrznym poziomem 3d 10, który służy jako ekran dla p-elektronów. W szeregu C – Si – Ge – Sn – Pb energia jonizacji maleje, a promień atomowy wzrasta, czyli zwiększają się właściwości metaliczne. Pierwsze dwa pierwiastki to typowe niemetale, krzem i german to półmetale. Ołów jest typowym metalem. Wszystkie pierwiastki wykazują stopień utlenienia: +4, +2 i od góry do dołu stabilność wysokiego stopnia utlenienia maleje, a niskiego. Związki pierwiastków na stopniu utlenienia (+4) w szeregu od węgla do ołowiu zwiększają swoje właściwości utleniające, natomiast związki na stopniu utlenienia (+2) osłabiają swoje właściwości redukujące. Przykładowo german i cyna na stopniu utlenienia (+2) są silnymi reduktorami, w związkach Ge (+2) właściwości redukujące są tak silne, że przy braku utleniacza są nieproporcjonalne. W przypadku ołowiu stopień utlenienia (+2) jest najbardziej stabilny, a związki Pb (+4) są silnymi utleniaczami.
Właściwości pierwiastków podgrup węgla
Nieruchomości |
||||||
Promień atomowy, nm |
||||||
Promień jonowy E-4, nm |
||||||
Promień jonowy E +4, nm |
||||||
Potencjał jonizacji I, V |
||||||
Szczelina wzbroniona, EV |
5,2 (diament) |
|||||
Temperatura topnienia, 0 C |
||||||
Temperatura wrzenia, 0 C |
||||||
Gęstość, g/cm3 |
3,51 |
|||||
E (roztwór E 3+ /E), V |
||||||
Stan utlenienia |
4.2 Węgiel i jego związki
Naturalny zasoby. Zawartość węgla w skorupie ziemskiej wynosi 0,1%. Występuje zarówno w postaci wolnej (diament, grafit), jak i związanej (dwutlenek węgla, węglany, ropa naftowa, gaz ziemny, olej łupkowy, bitum).
W zależności od liczby wiązań y liczba koordynacyjna węgla wynosi cztery (sp 3 - hybrydyzacja), trzy (sp 2 - hybrydyzacja) lub dwa (sp - hybrydyzacja) orbitale walencyjne:
Zgodnie z charakterystycznymi stanami hybrydowymi orbitali, atomy węgla mogą łączyć się w polimerowe formacje o strukturach koordynacyjnych (sp 3), warstwowych (sp 2) i liniowych (sp).
Odpowiada to trzem prostym rodzajom substancji: diamentowi, grafitowi, karabinkowi. W produktach kondensacji par grafitu wyizolowano nową odmianę węgla – fuleren.
Diament(sp 3) jest substancją krystaliczną o atomowej siatce koordynacyjnej, charakteryzującą się dużą twardością i znaczną gęstością. Jest to najtwardsza ze wszystkich substancji. Jest szeroko stosowany do cięcia szkła, wiercenia skał i szlifowania szczególnie twardych materiałów. Próbki tego w czysta forma silnie załamują światło (poświatę). Diamenty uzyskuje się poprzez specjalne szlifowanie przezroczystych kryształów. To jest najdroższe kamienie szlachetne. Masę diamentu wyraża się w karatach (1 karat odpowiada 0,2 grama). Wartość diamentu rośnie proporcjonalnie do kwadratu jego masy.
Hybrydyzacja Sp2 daje płaską strukturę grafit. Grafit jest czarnoszarą, krystaliczną substancją o słabym metalicznym połysku. Odległość pomiędzy warstwami jest bardzo duża (0,335 nm), a siły międzycząsteczkowe pomiędzy warstwami grafitu są bardzo małe. Grafit rozpada się na cienkie płatki, które same w sobie są bardzo mocne i łatwo przylegają do papieru. Grafit jest materiałem ogniotrwałym i służy do przygotowania tygli dla metalurgii. W reaktorach jądrowych grafit służy jako moderator neutronów. Występuje w złożach (Ałtaj), uzyskiwany z koksu. Przejście grafitu w diament następuje w temperaturze 1800°C i pod ciśnieniem 6 GPa w obecności rozpuszczalników (stopionego FeS, Ta, Ni itp.).
Powstaje hybrydyzacja Sp karabinek, odkryta w 1963 roku, później odkryta w naturze. Karbyn powstaje w wyniku katalitycznego utleniania acetylenu. Carbin to drobnokrystaliczny czarny proszek. Kryształy karbynu składają się z liniowych łańcuchów atomów węgla połączonych naprzemiennymi wiązaniami pojedynczymi i potrójnymi:
- C C - C C - … (- C C -) n
Pod względem twardości karbyn jest lepszy od grafitu, ale gorszy od diamentu. Ma właściwości półprzewodnikowe. Po podgrzaniu (T=2880°C) bez dostępu powietrza zamienia się w grafit.
Odmiany grafitu obejmują sadzę i węgiel drzewny. Węgiel powstaje w wyniku termicznego rozkładu związków węgla. Węgiel to drobno zmielony grafit. Węgiel drzewny otrzymywany przez zwęglenie drewna. Węgiel drzewny (zwłaszcza węgiel drzewny) zawiera dużą liczbę porów, dlatego ma dużą zdolność adsorpcji. Adsorpcja jest właściwością węgla i innych ciała stałe zatrzymują na swojej powierzchni pary, gazy i substancje rozpuszczone. Substancje, na powierzchni których następuje adsorpcja, nazywane są adsorbentami. Jeśli przepuścisz atrament przez zmielony węgiel (węgiel drzewny jest adsorbentem, atrament jest adsorbatem), ulegają one odbarwieniu. W technologii glinokrzemiany stosuje się jako adsorbenty. W medycynie tabletki z węglem aktywnym służą do usuwania szkodliwych substancji.
Chemiczny nieruchomości. W zwykłych temperaturach węgiel jest bardzo obojętny, w pewnych warunkach wykazuje właściwości utleniające i redukujące. Właściwości utleniające przejawiają się w reakcjach:
4A1 + 3 = Al 4 +3 C 3 -4 (węglik A?);
CaO + 3C = C +2O + CaC2 (węglik Ca);
C + 2H 2 = C -4 H 4 (metan).
Właściwości redukujące węgla są bardziej typowe:
C° + O2 = CO2.
Węgiel redukuje Fe, Cu, Zn, Pb i inne metale z ich tlenków, na przykład:
2ZnO + C° = 2Zn + C +4 O 2.
W wysokich temperaturach węgiel reaguje z tlenem, azotem, halogenami i wieloma innymi metalami.
Tlenek węgla(II) CO powstaje podczas spalania węgla przy braku tlenu:
2C + O2 = 2CO.
Cząsteczka tlenku zawiera potrójne wiązanie chemiczne, dlatego CO charakteryzuje się niską temperaturą topnienia i słabą rozpuszczalnością w wodzie. W przemyśle CO wytwarza się poprzez przepuszczanie dwutlenku węgla przez gorący węgiel w wysokiej temperaturze:
CO2 + C = 2CO.
W wyniku tej reakcji spaliny samochodowe zawierają CO, a spaliny z pieców o słabym ciągu również zawierają CO.
W laboratorium tlenek węgla CO powstaje poprzez dodanie kroplami kwasu mrówkowego do stężonego kwasu siarkowego, który usuwa z niego wodę:
HCOOH CO + H 2 O.
Kwas szczawiowy po podgrzaniu z kwasem siarkowym daje mieszaninę dwóch tlenków:
H 2 do 2 0 4 = CO + C0 2 + H 2 O.
Mieszaninę powstałych gazów przepuszcza się przez roztwór wodorotlenku baru, który absorbuje tylko CO2.
Działanie fizjologiczne . Tlenek węgla jest bardzo trujący, śmiertelna dawka CO w powietrzu wynosi 0,2%. CO wiąże się z hemoglobiną we krwi silniej niż tlen, blokując w ten sposób transfer tlenu w organizmie. Objawy zatrucia w małych dawkach: krew o niezwykle jasnym kolorze, silna ból głowy, czasami utrata przytomności.
Nieruchomości. Tlenek węgla (CO) to bezbarwny gaz, cięższy od powietrza, słabo rozpuszczalny w wodzie. Pochłaniany przez węgiel aktywny, a także przez warstwę filtrującą zawierającą I 2 O 5. Tlenek węgla jest chemicznie obojętny w zwykłych temperaturach, ale przy udziale katalizatorów reaguje z wodorem, tworząc węglowodory. Ze względu na obecność wolnych par w węglu i tlenie tlenek węgla jest ligandem i tworzy silne kompleksy z metalami przejściowymi, na przykład , , . W wysokich temperaturach CO redukuje wiele metali z ich tlenków:
CO + CuO = Cu + CO2.
Ta właściwość tlenku węgla (II) jest wykorzystywana do wytapiania metali z rud. W połączeniu z siarką tworzy titlenek:
Łączy się z chlorem tworząc fosgen:
CO + C? 2 = SOS? 2.
Fosgen (POS? 2) jest bezbarwnym gazem o słabym zapachu siana. Bardzo trujący, Pierwszy wojna światowa był używany jako środek duszący i trujący. Fosgen jest powoli hydrolizowany przez wodę, tworząc kwas solny i węglowy:
SOS? 2 + 2HON = H2CO3 + 2HC?.
Dwutlenek węgla CO 2 - powstaje w przyrodzie podczas spalania i rozkładu substancji organicznych. Jego stężenie w powietrzu wynosi 0,03%, występuje także w wielu źródłach mineralnych (Narzan, Borjomi). Atmosfera Wenus składa się w 95% z CO2. Dwutlenek węgla jest asymilowany podczas fotosyntezy przez rośliny zielone, wykorzystując zawarty w nich chlorofil; Kiedy energia słoneczna jest absorbowana, w roślinach powstają substancje organiczne (głównie glukoza), a tlen jest uwalniany i uwalniany do atmosfery. Po rozproszeniu w organizmach żywych zwierząt i roślin pochłonięta energia jest ponownie uwalniana. Dysymilacja substancji organicznych w organizmach to proces ich utleniania w obecności enzymów z utworzeniem dwutlenku węgla i wody:
Podobne dokumenty
Właściwości fizyczne pierwiastków głównej podgrupy grupy III. Ogólna charakterystyka aluminium i boru. Naturalne nieorganiczne związki węgla. Właściwości chemiczne krzemu. Oddziaływanie węgla z metalami, niemetalami i wodą. Właściwości tlenków.
prezentacja, dodano 09.04.2017
Główne klasy związków nieorganicznych. Występowanie pierwiastków chemicznych. Ogólne prawa chemii s-pierwiastków z grup I, II i III układu okresowego D.I. Mendelejew: właściwości fizyczne, chemiczne, metody otrzymywania, rola biologiczna.
podręcznik szkoleniowy, dodano 02.03.2011
Ogólna charakterystyka pierwiastków podgrupy VIA, ich otrzymywanie, właściwości fizykochemiczne, rozmieszczenie w przyrodzie. Wodór i tlenowe związki chalkogenów. Uzasadnienie stopni utlenienia +IV, +VI. Główne obszary zastosowania kwasu siarkowego.
prezentacja, dodano 08.11.2013
Wapń jako jeden z najpowszechniejszych pierwiastków na Ziemi, jego główne właściwości fizyczne i chemiczne, historia odkryć i badań. Znalezienie pierwiastka w przyrodzie, jej sferach praktyczne zastosowanie. Istniejące związki i rola biologiczna.
test, dodano 26.01.2014
Właściwości atomowe, fizyczne i chemiczne pierwiastków z podgrupy miedzi i ich związków. Zawartość pierwiastków podgrupy miedzi w skorupie ziemskiej. Zastosowanie procesów piro- i hydrometalurgicznych do otrzymywania miedzi. Właściwości związków miedzi, srebra i złota.
streszczenie, dodano 26.06.2014
Ogólna charakterystyka pierwiastków chemicznych IV grupy układu okresowego, ich występowanie w przyrodzie oraz związki z innymi niemetalami. Przygotowanie germanu, cyny i ołowiu. Właściwości fizykochemiczne metali z podgrupy tytanu. Obszary zastosowania cyrkonu.
prezentacja, dodano 23.04.2014
Ogólna charakterystyka pierwiastków grupy I, ich właściwości chemiczne i fizyczne, historia odkryć i cechy metod wytwarzania. Lit i jego związki. Prawidłowości w budowie atomów metali alkalicznych. Zasady przechowywania niektórych elementów tej grupy.
prezentacja, dodano 30.11.2012
Charakterystyka i wartość grupowa p-elementów. Ich stany utlenienia. Stan atomów chalkogenu. Właściwości halogenów. Podgrupa aluminium, azotu i węgla. Główne formy mineralne boru. Występowanie w skorupie ziemskiej różne rodzaje minerały.
prezentacja, dodano 22.04.2016
Metale. Metody otrzymywania metali. Właściwości chemiczne metali. Charakterystyka metali głównej podgrupy grupy I. Charakterystyka pierwiastków głównej podgrupy grupy II. Charakterystyka pierwiastków głównej podgrupy grupy III. Aluminium. Metale przejściowe
streszczenie, dodano 18.05.2006
Pierwiastek głównej podgrupy drugiej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa. Historia i pochodzenie nazwy. Znalezienie wapnia w przyrodzie. Fizyczne i chemiczne właściwości. Zastosowanie wapnia metalicznego.
- Paweł Gawrilowicz Winogradow: biografia
- Rzeczpospolita – co to znaczy?
- Filozofia o życiu, śmierci i nieśmiertelności człowieka. Pojęcie życia, śmierci i nieśmiertelności
- Kiełbasy i kimchi, gofry i smardze, acai i kanapki – niemal wierszem mówią do nas szefowie kuchni, którzy wymyślili oryginalne, letnie śniadania