Основные свойства р-элементов

Химия элементов этого семейства очень разнообразна. Р-элементы называют «типическими», они находятся в малых 2-ом и 3-ем периодах, а также в главных подгруппах больших периодов. Валентные электроны занимают внешний энергетический уровень и это существенно сказывается на физических и химических свойствах. В это семейство входят металлы, полуметаллы и неметаллы. Агрегатное состояние простых веществ тоже самое различное. Слева направо по периоду с ростом зарядов ядер и уменьшением атомных радиусов увеличиваются окислительные свойства элементов и их электроотрицательность. По подгруппам снизу вверх окислительные свойства и электроотрицательность тоже растут. Поэтому самым сильным окислителем является фтор ( В). Значения электроотрицательности для ряда элементов р-семейства падают в следующем порядке:

F, O, Cl, N, Br, J, C, S, H, P, As, B, Si, Sn, Pb, Al.

Восстановительные свойства этих же р-элементов в такой же закономерности возрастают.

Самые типичные неметаллы имеют:

а) молекулярные кристаллические решётки в твёрдом состоянии (при обычных условиях это газы, жидкости или твёрдые вещества с низкими температурами плавления) – F₂, O₂, P₄, S₈, Br₂ и др.;

б) или атомные кристаллические решётки; поэтому они обладают большой твёрдостью и очень высокими температурами плавления – С, В, Si;

в) для многих элементов р-семейства характерна аллотропия.

Элементы 3-а группы

Строение электронной оболочки: …ns²np¹.

₅B, ₁₃Al, ₃₁Ga, ₄₉Jn, ₈₁Tl.

В – неметалл (с.о. = +3, -3).

Al, Ga, Jn – амфотерны (с.о. = +3).

Tl – металл (с.о. = +3, +1); похож по свойствам на щелочные металлы и серебро.

БОР и его соединения

Физические свойства: аллотропен, полупроводник, t_пл. -модификации = 2074С; t_кип. () = 3658С.

Химические свойства

1. Инертен, без нагревания идёт только реакция 2В + 3F₂ = 2BF₃.

2. При нагревании (400 – 1200С) может быть

а) восстановитель: 2В + 3О₂ = 2В₂О₃;

2В + 3Cl₂ = 2ВCl₃;

2В + N₂ = 2ВN (борозан);

б) окислитель: 2В + 3Са = Са₃В₂ (борид).

3. Реакции со сложными веществами тоже малохарактерны и протекают при особых условиях:

а) ;

б) В + 3HNO_{3 конц.} = Н₃ВO₃ + 3NO₂^; (или с H₂SO_{4 конц.} , «царской водкой»)

.

Из сложных соединений бора можно выделить следующие группы соединений:

1. Бориды – соединения переменного состава (например, Cr₄B, Cr₂B, CrB, Cr₃B₄); твёрдые, химически прочные, жаростойкие.

2. Бораны – соединения с водородом состава B_nH_n+4; B_nH_n+6. Ядовиты, с неприятным запахом, могут быть в различном агрегатном состоянии. Простейший из этого семейства: диборан В₂Н₆, неустойчив;

а) В₂Н₆ + 3О₂ = В₂О₃ + 3Н₂О;

б) В₂Н₆ + 6 Н₂О = 2Н₃ВО₃ + 6H₂^.

3. Гидридобораты – устойчивые твёрдые вещества с различным типом связей:

а) с ионным типом связей, например Na[BH₄];

б) с ковалентным типом связей - Al[BH₄]₃.

4. Галогениды – все они кислоты по Льюису, существуют в различном агрегатном состоянии, отличаются хорошей реакционной способностью:

а) BCl₃ + 3Н₂О = H₃BO₃ + 3HCl;

б) ;

в) образуют комплексы, как правило анионные:

NaF + BF₃ = Na[BF₄];

NaOH + BF₃ = Na[BF₃OH].

5. Борный ангидрид, его кислоты и соли

В₂О₃ – бесцветная, стекловидная, устойчивая масса. Ему соответствуют следующие кислоты и соли:

Н₃ВО₃ – ортоборная кислота; солей нет;

(Н₂В₄О₇) – тетраборная кислота; существует в виде растворимых солей, щелочных металлов (Na₂В₄О₇  10H₂O - бура);

(НВО₂) – метаборная кислота; существует в виде малорастворимых солей (AgBO₂ и др.).

Н₃ВО₃ – кислота слабая, единичных молекул нет, существует в виде полимеров. Кислотные свойства обусловлены способностью к комплексообразованию; при растворении в воде образуется комплексный ион и высвобождается часть ионов Н⁺:

Н₃ВО₃ + НОН = [В(ОН)₄]^- + Н⁺.

Гидролиз солей бора идёт в одну ступень:

Na₂B₄O₇ + 7H₂O = 4H₃BO₃ + 2NaOH

( ).

6. Бороорганические соединения – большой класс соединений, например:

а) бороуглероды ( С₂В₁₀Н₁₂ и др.);

б) эфиры одноатомных спиртов (B-(O-R)₃) (их горение является реакцией открытия борат-ионов в растворах: горят зелёным пламенем).

АЛЮМИНИЙ и его соединения

Физические свойства: серебристо-белый, лёгкий, прочный, электро- и теплопроводный металл; t_пл. = 660С; t_кип. = 2452С; плотность = 2,7 г/см³. На воздухе покрывается тонкой оксидной плёнкой Al₂O₃, очень прочной.

Химические свойства

Активен, степень окисления = +3.

1. Реакции с простыми веществами:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃;

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃;

4Al + 3C = Al₄C₃.

2. Реакции со сложными веществами:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂^;

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂^;

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂;

.

3. Оксид и гидроксид алюминия амфотерны:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O;

;

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O;

Al(OH)₃ + KOH + 2H₂O = K[Al(OH)₄(H₂O)₂].

(или K[Al(OH)₄], K₃[Al(OH)₆])

4. Алюмотермия: восстановление металлов из их оксидов с помощью алюминия; так получают многие металлы, в том числе Cr, Mn, Ti, V, …

.