Тема 9. Химия элементов

9.1 Рекомендации к изучению теоретического материала

При обсуждении свойств какого-либо элемента (Э) обычно поступают следующим образом.

Во-первых, определяют характер связи между его атомами в простом веществе. По этому признаку элементы делятся на металлы (металлическая связь) и неметаллы (ковалентная связь).

Во-вторых, выясняют отношение элемента к кислороду, т.е. возмож-ность реакции Э + n/2 O₂ = ЭО_n. В зависимости от природы элемента и степени его окисления образующийся оксид ЭО_n может быть основным, кис-лотным, амфотерным или безразличным (несолеобразующим). Все эти свойства проявляются по отношению оксидов к воде, которая является совер-шенно особым оксидом в условиях Земли.

Взаимодействуя с водой непосредственно или косвенно, оксиды образуют гидроксиды, которые можно разделить на несколько типов по характеру их диссоциации в воде, а также по другим признакам.

Разумеется, свойства элемента Э не исчерпываются его взаимодей-ствием с кислородом, и на месте кислорода может стоять любой другой элемент, что приводит к образованию всех возможных бинарных соединений.

В современной химической номенклатуре бинарные соединения, принадлежащие одному классу, принято называть по тому элементу, который имеет большую электроотрицательность и, значит, отрицательную степень окисления, добавляя к его названию суффикс -ид: ЭО_n – оксиды, ЭCl _n хлориды, Н _nЭ – гидриды и т.д.

Если расположить элементы в ряд по возрастанию значений электро-отрицательности, то в левой его части окажутся щелочные и щелочнозе-мельные металлы, а закончится ряд наиболее электроотрицательным элемен-том – фтором. Электроотрицательность (см. приложение 3) меняется в преде-лах от 0,86 (Cs) до 4,10 (F). Элементы с минимальными значениями электро-отрицательности в соединениях с любыми другими элементами будут иметь положительные степени окисления. В водных растворах эти элементы существуют только в форме катионов. Чем больше электроотрицательность элемента, тем меньше число партнеров, в соединениях с которыми он может проявлять положительные степени окисления.

Высокоотрицательные элементы – элементы главных подгрупп Пери-одической системы – участвуют в образовании наименьшего числа классов бинарных соединений: фтор образует только фториды, кислород – оксиды, но соединения кислорода должны быть и в классе фторидов; соединения хлора помимо класса хлоридов должны быть в классах оксидов и фторидов.

Рассмотрение свойств химических элементов на основании периоди-ческого закона с позиций электроотрицательности элементов обычно начи-нают с р-элементов VII группы, в которой расположен наиболее электро-отрицательный элемент – фтор.

9.2 Неметаллы

Галогены – типичные неметаллы, атомы которых на внешнем слое име-ют семь электронов, расположенных на s- и p-подуровнях. Электронная кон-фигурация атомов галогенов описывается общей формулой ns²np⁵nd⁰ (ис-ключение составляет фтор – 2s²2p⁵). Атомы галогенов легко присоединяют один электрон, проявляя окислительные свойства и типичную для них сте-пень окисления 1.

Следует обратить внимание на тот факт, что свойства фтора отлича-ются от свойств остальных галогенов. Это обусловлено различием в элект-ронных структурах атомов галогенов. Атомы хлора, брома, йода в отличие от фтора имеют незаполненные d-орбитали, на которых могут размещаться ва-лентные электроны. Поэтому для них характерны положительные степени окисления (+1, +3, +5, +7), а для фтора – только 1.

Галогены как окислители активно вступают в химические реакции с большинством элементов, но не соединяются непосредственно с кислородом и азотом. При проведении опытов следует помнить, что окислительная активность галогенов возрастает с уменьшением радиуса атома.

Водородные соединения галогенов – это бесцветные газообразные вещества, водные растворы которых представляют собой соответствующие кислоты. HI – самая сильная кислота в ряду галогеноводородных кислот. Отрицательные ионы галогенов являются восстановителями и могут быть окислены различными окислителями, например, 2Br^  2 ē = Br₂. Восстано-вительная активность ионов галогенов от Cl^- к I^- возрастает с увеличением радиусов, а устойчивость соединений уменьшается. Так как серная кислота является сильным окислителем, а HBr и HI – наиболее сильными восстановителями из галогеноводородов, то последние в момент образования могут окисляться серной кислотой, при этом получаются свободные галогены: 8HI + H₂SO₄ = 4I₂ + H₂S + 4H₂O.

Для галогенов характерны кислородные соединения разной устой-чивости, в которых они проявляют положительные степени окисления от +1 до +7. Например, кислородные кислоты хлора: HClO, HClO₂, HClO₃ и HClO₄. Сила этих кислот возрастает с увеличением степени окисления, а окисли-тельные свойства в этом направлении уменьшаются.

Кислород и сера. К р-элементам VI группы относятся типические элементы – кислород О, сера S и элементы подгруппы селена – селен Se, теллур Те, полоний Ро. Электронная конфигурация атомов халькогенов описывается общей формулой ns²np⁴nd⁰ (исключение составляет кислород – 2s²2p⁴). В ряду

О - S - Se - Те - Ро уменьшаются энергии ионизации, увеличиваются размеры атомов и ионов. Это ослабляет неметаллические признаки элементов, а усиливает металлические: кислород – элемент-неметалл, полоний – элемент-металл. Окислительные свойства в ряду уменьшаются, а восстановительные – увеличиваются. У этих элементов возможны степени окисления от 2 до +6, причём с повышением заряда ядра более характерными становятся меньшие положительные.

Первый элемент этой группы – кислород – самый распространённый элемент на Земле. Подобно фтору, кислород образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона). Поскольку по электро-отрицательности кислород уступает только фтору, степень окисления кис-лорода в большинстве соединений равна 2. Кроме того, кислород проявляет степени окисления +2 и +4, +1 и –1.

Наиболее устойчива двухатомная молекула кислорода О₂. Кислород при нагревании и в присутствии катализатора проявляет высокую химичес-кую активность. С большинством простых веществ он взаимодействует не-посредственно, образуя оксиды (соединения кислорода в степени окисления –2), и лишь по отношению к фтору проявляет восстановительные свойства. Важнейшим из оксидов является оксид водорода – Н₂О. Вода составляет 5099% массы любого живого существа, кровь человека содержит более 4/5 воды, мускулы – 35 % воды. При средней продолжительности жизни (70 лет) человек выпивает около 25 т воды.

Аллотропную модификацию кислорода – озон О₃ можно рассматри-вать как соединение О(+4) – ОО₂. В естественных условиях озон образуется

из атмосферного кислорода при грозовых разрядах, а на высоте 1030 км – под действием ультрафиолетовых лучей. Озон задерживает вредное для жиз-ни ультрафиолетовое излучение Солнца и поглощает инфракрасное излу-чение Земли, препятствуя её охлаждению.

Если к молекуле О₂ присоединить один или два электрона, то обра-зуется надпероксид-ион или пероксид-ион соответственно, которые входят в состав перекисных соединений, называемых супероксидами и пероксидами. Пероксид водорода относится к слабым кислотам: Н₂О₂ = Н⁺ + НО₂^-.

Сера. При химическом взаимодействии с другими элементами сера проявляет степени окисления –2, +4 и +6. Среди этих соединений в первую очередь следует рассмотреть сульфиды – бинарные соединения, содержащие серу в степени окисления –2. Как и оксиды, они подразделяются на основ-ные, кислотные, амфотерные и нейтральные (как несолеобразующие окси-ды). Сульфид водорода – Н₂S – является типичным представителем кислот-ных сульфидов, водный раствор которого называется сероводородной кисло-той и имеет слабокислую реакцию Н₂S = H⁺ + HS^-, HS^- = H⁺ + S^2-. Боль-шинство сульфидов – сильные восстановители, что существенно отличает их свойства от свойств оксидов

2Н₂S + H₂SO₃ = 3S +3H₂O.

Н₂S + 4Br₂ +4H₂O = H₂SO₄ + 8HBr

3CuS + 14HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 3H₂SO₄ + 8NO + 4H₂O.

Ион S^2- может координировать вокруг себя от 1 до 8 нейтральных атомов серы, образуя комплексы – полисульфиды Na₂S + 2S = Na₂[S₃].

В степенях окисления +4 и +6 сера образует оксиды – диоксид серы SO₂ и триоксид серы SO₃, являющиеся по своему характеру кислотными. Cжигая серу на воздухе или в кислороде, можно получить диоксид серы SO₂, водный раствор которого представляет собой сернистую кислоту, диссоциирующую по схеме

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ ⇄ Н⁺ + HSO₃^- ⇄ 2Н⁺ + SO₃^2-.

H₂SO₃ – кислота средней силы, образует два типа солей: сульфиты и гидросульфиты. Сернистая кислота и её соли в химических реакциях про-являют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Оксид SO₃ – ангидрид серной кислоты. Серная кислота H₂SO₄ – силь-ная двухосновная кислота, образующая средние и кислые сульфаты

H₂SO₄ ⇄ Н⁺ + HSO₄^- ⇄ 2Н⁺ + SO₄²

Следует различать концентрированную и разбавленную кислоту. В разбавленной серной кислоте окислителем является ион Н⁺

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂.

В концентрированной серной кислоте окислителем является сера кислотного остатка, которая может восстанавливаться по одной из схем:

SO₄^2- + 4H⁺ + 2ē = SO₂ + 2H₂O;

SO₄^2- + 8H⁺ + 6ē = S + 4H₂O;

SO₄^2- + 10H⁺ + 8ē = H₂S + 4H₂O.

Азот и фосфор. Главную подгруппу пятой группы составляют элемен-ты: азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Азот и фосфор – неметаллы, сурьма и висмут – металлы, а мышьяк – металлоид. Исходя из общей элект-ронной конфигурации ns²np³nd⁰ (у азота 2s²2p³), можно ожидать изменение степеней окисления от –3 до +5, причём к более устойчивым следует отнести нечётные степени окисления. А наиболее характерными являются –3, +3 и +5. От азота к висмуту размеры атомов и ионов увеличиваются, а энергии ионизации уменьшаются. Таким образом, в группе хорошо прослеживается общая тенденция к повышению основной и восстановительной активности и понижению кислотной и окислительной в ряду N – Bi, а также к концу груп-пы характерность низшей положительной степени окисления. Следует обра-тить внимание на то, что все элементы не вытесняют водород из кислот и воды независимо от кислотности среды, а, следовательно, относятся к неак-тивным восстановителям.

В двухатомной молекуле азота атомы связаны тройной связью, что обусловливает инертность молекулярного азота при низких температурах. При повышенной температуре азот взаимодействует с металлами, водоро-дом, галогенами и серой, образуя нитриды – соединения, содержащие азот в степени окисления –3. В соединениях с кислородом и фтором азот имеет степень окисления +3 (наиболее часто) и +5.

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций (чёрный, белый и красный). Окислительная активность фосфора несколько ниже, чем у азота. В отличие от последнего, фосфор непосредственно не реагирует с водородом. Проявляя восстановительные свойства, фосфор чаще всего окисляется до степени окисления +5:

P₄ + 5O₂ = P₄O₁₀,

3P₄ + 20HNO₃ + 8H₂O = 12H₃PO₄ + 2NO,

P₄ + 3KOH + 3H₂O = PH₃ + 3KH₂PO₄.

К водородным соединениям азота относятся: аммиак (NН₃), гидразин (N₂Н₄) и гидроксиламин (NН₂ОН). Водные растворы этих соединений имеют щелочную реакцию благодаря наличию у атома азота неподеленной пары электронов.

NН₃ + Н₂О = NН₄⁺ + ОН^- К = 1,8^.10^-5;

N₂Н₄ + Н₂О = N₂Н₅⁺ + ОН^- К = 8,5^.10^-7;

NН₂ОН + Н₂О = NН₃ОН⁺ + ОН^- К = 2,0^.10^-8.

Они являются слабыми основаниями и, проявляя основные свойства, взаимо-действуют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соли аммония, гид-разония и гидроксиламмония. Нагревая аммонийные соли, следует обратить внимание на зависимость продуктов разложения от окислительной актив-ности аниона. Если анион окислитель, то образуется азот или оксид азота (І), если нет, то выделяется аммиак. Аммиак и гидразин проявляют, особенно последний, восстановительные свойства, окисляясь до азота

2NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6HCl;

4KMnO₄ + 5N₂H₄ + 6H₂SO₄ = 5N₂ + 4MnSO₄ + 2K₂SO₄ + 16H₂O.

Гидроксиламин в щелочной среде сильный восстановитель, а в кислой – окислитель средней силы

2NH₂OH + I₂ + 2KOH = N₂ + 2KI + 4H₂O;

2NH₂OH + 4FeSO₄ + 3H₂SO₄ = 2Fe₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O.

Свойства водородных соединений фосфора отличаются от свойств водородных соединений азота. Например, фосфин в отличие от аммиака в водном растворе показывает нейтральную реакцию. Электродонорные свой-ства фосфина проявляются только в реакциях с наиболее сильными кислотами РН₃ + НI = РН₄I. Фосфин и соли фосфина – сильные восстановители в любых средах.

Изучая свойства оксидов N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅, надо учесть, что первые два относятся к несолеобразующим, а остальные  к кислотным. Оксид азота (III) является ангидридом азотистой кислоты, оксид азота (V) – азотной кислоты, а оксид азота (IV) – смешанным ангидридом азотистой и азотной кислот. Проявляя кислотные свойства, эти оксиды взаимодействуют с основными оксидами и щелочами с образованием нитритов и нитратов. Оксид азота (III) проявляет окислительную и восстановительную активность, тогда как оксиды азота (IV) и (V) – только окислительную. Несолеобразующий оксид N₂O при нагревании разлагается с выделением атомарного кислорода и является сильным окислителем: N₂O → N₂ + О.

Азотная кислота (НNО₃) – одна из самых сильных кислот. Она относится к сильным окислителям и реагирует почти со всеми металлами и многими неметаллами. В азотной кислоте не растворяются золото, платина, иридий и родий, а чистые железо, алюминий и хром в концентрированной кислоте на холоде «пассивируются». В реакции с металлами азот в азотной кислоте может восстановиться до различной степени окисления. Последняя зависит от концентрации кислоты и активности металла:

НNО₃

NO₂ NO N₂O (N₂) NН₄NО₃

активные Ме неактивные Ме активные Ме с активные Ме с раз-

с концентриро- с разбавленной концентрирован- бавленной кислотой,

ванной кислотой, кислотой, ной кислотой Ме средней актив-

большинство Ме средней ак- ности с очень раз-

неметаллов тивности с кон- бавленной кислотой

центрированной

кислотой

Соли азотной кислоты (нитраты) хорошо растворимы в воде. При нагревании они разлагаются. Состав продуктов разложения зависит от положения металлов в ряду стандартных электродных потенциалов:

до Mg MeNO₂ + O₂

Me(NO₃)_n

Mg – Cu MeO + NO₂ + O₂

после Сu Me + NO₂ + O₂

Азотистая кислота (HNO₂) относится к слабым кислотам (К_д= 5,1^.10^4). Так же, как и оксид азота (III), азотистая кислота и нитриты в реакциях выступают в качестве окислителей и восстановителей.

Оксиды фосфора Р₄О₆ и Р₄О₁₀ относятся к кислотным и являются ангидридами фосфористой и фосфорной кислот

Р₄О₆ + 6Н₂О = 4Н₃РО₃; Р₄О₁₀ + 6Н₂О = 4Н₃РО₄.

Ортофосфорная кислота (Н₃РО₄) является трёхосновной кислотой средней силы. Она образует три типа солей: ортофосфаты, гидрофосфаты и дигид-рофосфаты. В реакциях окисления-восстановления активности не проявляет. Н₃РО₄ = Н⁺ + Н₂РО₄^- К₁ = 7,6^.10^-3;

Н₂РО₄^- = Н⁺ + НРО₄^2- К₂ = 6,2^.10^-8;

НРО₄^2- = Н⁺ + РО₄^3- К₃ = 4,2^.10^-13.

Фосфористая кислота (Н₃РО₃) – двухосновная кислота средней силы, образующая два типа солей: фосфиты и гидрофосфиты. Фосфористая кислота (так же, как оксид фосфора (III)) проявляет восстановительные свойства, причём фосфор окисляется до степени окисления +5.

Н(Н₂РО₃) = Н⁺ + Н(НРО₃)^- К₁ = 1,6^.10^-2;

Н(НРО₃)^- = Н⁺ + (НРО₃)^2- К₂ = 2^.10^-7.

Фосфорноватистая кислота (Н₃РО₂) – одноосновная кислота средней силы, образует при реакции со щелочами гипофосфиты.

Н(Н₂РО₂) = Н⁺ + (Н₂РО₂)^- К = 5,9^.10^-2.

Она не имеет ангидрида. Сама кислота и её соли являются сильными восста-новителями. В ряду Н₃РО₄  Н₃РО₃  Н₃РО₂ возрастает сила кислоты и её восстановительная способность.

Углерод и кремний. Главную подгруппу IV группы составляют углерод и кремний – неметаллы, германий, олово и свинец – металлы. Валентная электронная конфигурация атомов ns²np²nd⁰ (исключение  углерод 2s²2p²) свидетельствует о том, что характерными степенями окисления будут чётные 4, 2, +2, +4. Обратите внимание, что у углерода число валентных элект-ронов и орбиталей совпадает, так же, как и у водорода. Это одна из причин повышенной устойчивости цепей из атомов углерода, являющихся основой органических соединений.

В пределах подгруппы возрастает склонность к низшим положительным степеням окисления элемента и высшим его гибридизациям, соответствующим координационным числам 4 и 6. В пределах подгруппы кислотные свойства убывают, а основные возрастают, а также возрастают восстановительные свойства. Элементы IV группы не растворяются в воде, но растворяются в кислотах – азотной, смеси азотной и плавиковой кислот, серной кислоте (свинец), образуя соответствующие кислоты (в высших сте-пенях окисления) и соли (в низших степенях окисления); а также в щелочах (кроме углерода), образуя комплексные гидроксосоли.

Углерод образует три гомосоединения (аллотропные модификации), отличающихся гибридизацией атомов: алмаз (sp³), графит (sp²) и карбин (sp), среди которых к простому веществу относят графит. Графит – наиболее реакционноспособная модификация углерода, образующая соединения вклю-чения – графитиды (КС₈, CF и др.), сохраняющие макромолекулярные слои графита С_2∞. При обычной температуре углерод инертен, однако при нагревании реагирует практически со всеми металлами. У кремния наиболее устойчива модификация типа алмаз (sp³ гибридизация), поэтому он также инертен при обычных условиях.

Соединения углерода

Большую группу соединений углерода составляют карбиды. Среди кислородных соединений в первую очередь следует рассмотреть оксиды СО – монооксид и СО₂ – диоксид. Первый из них имеет в молекуле тройную связь С≡О ( d=0,113 нм, t_пл= - 205 ^оС; t_кип= - 191 ^оС) и поэтому достаточно инертен. Он не вступает в реакции взаимодействия с водой и кислотами, однако не может быть отнесен к безразличным оксидам, так как реакция со щелочами приводит к образованию солей муравьиной кислоты – формиатов

СО + NaOH = NaCOOH.

В реакциях ОВР монооксид является сильным восстановителем

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂,

что используется в металлургической промышленности. Интересными явля-ются реакции взаимодействия с металлами, приводящие к образованию кар-бонилов: Cr + 6CO = Cr(CO)₆. Разложение карбонилов используют для получения особо чистых металлов.

В диоксиде углерод находится в sp-гибридном состоянии, поэтому его молекула линейна О=С=О (d=0,116 нм, t_пл = -78 ^оС). В реакциях он ведет себя как кислотный оксид

2CO₂ + Ca(OH)₂ = Ca(HCO₃)₂; Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O;

MgO + CO₂ = MgCO₃; BaCl₂ + H₂O + CO₂ = BaCO₃↓ + 2HCl;

CO₂ + H₂O = BaCO₃.

Имеются немногочисленные реакции, в которых СО₂ выступает в качестве окислителя СО₂ + С = 2СО; 2СО₂ + 5Mg = MgC₂ + 4MgO.

Обычно оба оксида в лаборатории получают разложением кислот

HCOOH = H₂O + CO; H₂CO₃ = H₂O + CO₂; H₂C₂O₄ = H₂O + CO₂ + CO.

В промышленности их получают сжиганием угля или разложением карбо-натов

2C + O₂ = 2CO; C + O₂ = CO₂; CaCO₃ = CaO + CO₂.

Диоксид является ангидридом кислоты Н₂СО₃, которая называется угольной. Она относится к малоустойчивым двухосновным кислотам, поэ-тому при растворении СО₂ в воде существуют равновесия

H₂O + CO₂ = CO₂ ^.H₂O = Н₂СО₃ = Н⁺ + НСО₃^- = 2Н⁺ + СО₃^2-.

Соли этой кислоты называются гидрокарбонатами и карбонатами и образу-ются в реакциях угольной кислоты со щелочами, амфотерными основаниями, основными оксидами и солями. Практически все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде, а из карбонатов к растворимым относятся только соли щелочных металлов и аммония. Угольную кислоту обычно получают либо растворением углекислого газа в воде, либо разложением карбонатов более сильными кислотами. Угольная кислота и её соли инертны в реакциях ОВР.

Соединения кремния

В соединениях кремний, в отличие от углерода, всегда находится в sp³- или sp³d²-гибридном состоянии. Поэтому кислородные соединения обычно полимерны и построены из тетраэдров SiO₄, связанных вершинами и редко рёбрами. Диоксид кремния является типичным примером такого соединения. Благодаря этому он тугоплавок, очень твёрд и химически стоек. В его струк-туре тетраэдры связаны между собой всеми вершинами. В кислотно-основ-ных реакциях он ведёт себя как кислотный оксид, однако не взаимо-действует с водой, но может реагировать с плавиковой кислотой

SiO₂ + 6HF = H₂[SiF₆] + 2H₂O,

SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O,

2SiO₂ + 3CaO = Ca₃Si₂O₇.

В ограниченном количестве реакций ОВР оксид выступает в качестве окислителя, кроме реакций со фтором

SiO₂ + 2Mg = Mg₂Si + 2MgO, SiO₂ + 2F₂ = SiF₄ + O₂.

Кремниевые кислоты могут быть получены только косвенным путём, так как оксид кремния (IV) не взаимодействует с водой. Ортокремниевая кислота H₄SiO₄ существует только в растворе и относится к очень слабым кислотам. При стоянии в растворах происходит полимеризация кислоты с образованием объёмистого осадка метакремниевой кислоты (H₂SiO₃)_x. Более точно состав последней выражается формулой mSiO₂^.nH₂O, поэтому говорить о точном стехиометрическом составе осадка невозможно. Соли кремниевых кислот (силикаты) удобно получать при спекании оксида кремния или метакремниевой кислоты с оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами, карбонатами. За исключением ортосиликатов, анионы солей полимерны.

Следует обратить внимание на своеобразие гидролиза метасиликатов, протекающего по уравнению 2SiO₃^2- + Н₂О = Si₂O₅^2- + 2ОН^. Наряду с прос-тыми силикатами кремний образует большое количество сложных, в состав которых могут входить другие элементы, в первую очередь алюминий – алю-мосиликаты. Эти соединения составляют значительную часть земной коры. Очень интересные общеизвестные свойства имеют стёкла, которые можно получить, например, по реакциям

Na₂CO₃ + CaCO₃ + 6SiO₂ = Na₂O^.CaO^.6SiO₂ + 2CO₂;

Na₂SO₄ + C + CaCO₃ + 6SiO₂ = Na₂O^.CaO^.6SiO₂ + CO + CO₂ + SO₂.

Бор. Главную подгруппу третьей группы составляют элементы: бор, алюминий, галий, индий и таллий. Бор – неметалл, алюминий, галлий, индий и таллий – металлы. Исходя из общей электронной конфигурации ns²np¹nd⁰ (у бора 2s²2p¹) и значений электроотрицательностей элементов этой группы, можно ожидать изменение степеней окисления от 0 до +3, причём к более устойчивым следует отнести нечётные степени окисления. От бора к таллию размеры атомов и ионов увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается. Таким образом, прослеживается общая тенденция к повышению основной и восстановительной активности и понижению кислотной и окислительной в ряду В – Tl, а также к концу группы характерность низшей положительной степени окисления (у таллия +1).

Для бора наиболее характерны соединения, в которых его степень окисления равна +3. Отрицательные степени окисления бора проявляются редко, с металлами бор обычно образует нестехиометрические соединения (М₄В, М₂В, МВ, М₃В₄ и др.). В обычных условиях бор весьма инертен и непосредственно взаимодействует только со фтором, а при нагревании окисляется кислородом, серой, хлором и даже азотом (в результате образуются ВF₃, В₂О₃, В₂S₃, ВСl₃, ВN). С водородом бор не взаимодействует. При сильном нагревании восстановительная активность бора проявляется в отношении таких устойчивых оксидов, как SiО₂, Р₂О₅ и др. На бор действуют только горячие концентрированные азотная и серная кислоты, а также «цар-ская водка», переводя его в Н₃ВО₃. Щёлочи при отсутствии окислителей на бор не действуют. Бинарные соединения бора (III) кислотные. Об этом сви-детельствует характер их гидролиза и взаимодействия с основными соедине-ниями, например:

BCl₃ + 3H₂O = H₃BO₃ + 3HCl,

BCl₃ + 6NH₃ = B(NH₂)₃ + 3NH₄Cl.

Бор с водородом образует многочисленные бораны В_хН_у, простейший из них – диборан В₂Н₆. Бороводороды химически весьма активны: на воздухе самовоспламеняются и сгорают, разлагаются водой, спиртами и щелочами. Большинство имеют неприятный запах и очень ядовиты!

Бинарные соединения бора, будучи кислотными, при взаимодействии с основными соединениями образуют анионные комплексы, например:

2KOH + B₂O₃ = 2KBO₂ + H₂O,

2LiH + (BH₃)₂ = 2Li[BH₄],

NaH + BF₃ = Na[BF₃H].

Оксоборат водорода (ортоборная кислота – Н₃ВО₃) – сравнительно мало растворим в воде, кислота – слабая, одноосновная. В отличие от обыч-ных кислот её кислотные свойства обязаны не отщеплению протона, а присо-единению ОН^-ионов: В(ОН)₃ + Н₂О = [В(ОН)₄]^ + Н⁺. При нагревании ортоборат водорода теряет воду, переходя в полимерные метабораты водо-рода НВО₂, а затем – в В₂О₃. Большинство оксоборатов металлов – полимер-ные соединения, содержащие в составе полиметаборатные анионы (ВО₂^)_n. Более других используется тетраборат натрия Nа₂В₄О₇^.10Н₂О.