Caracteristicile generale ale elementelor p. Caracteristicile generale ale elementelor p Numai p elemente sunt într-un rând

Elementele p ale tabelului periodic includ elemente cu un subnivel de valență. Aceste elemente sunt situate în grupele III, IV, V, VI, VII, VIII, subgrupe principale. În această perioadă, razele orbitale ale atomilor scad odată cu creșterea numărului atomic și, în general, cresc. În subgrupele de elemente, cu o creștere a numărului de elemente, dimensiunile atomilor cresc și descresc în general. p-Elemente din grupa III Elementele p din grupa III includ galiu Ga, indiu In și taliu Tl. Prin natura acestor elemente, borul este un nemetal tipic, restul sunt metale. În cadrul subgrupului, există o tranziție bruscă de la nemetal la metale. Proprietățile și comportamentul borului sunt similare, ceea ce este rezultatul afinității diagonale a elementelor din tabelul periodic, conform căreia o deplasare a perioadei la dreapta determină o creștere a caracterului nemetalic și în jos în grup - metalice, prin urmare, elementele similare în proprietăți se dovedesc a fi situate diagonal una lângă alta, de exemplu, Li și Mg, Ber și Al, B și Si.

Structura electronică a subnivelurilor de valență ale elementelor p din Grupa III în starea fundamentală are forma ns 2 np 1. În compușii bor și trivalent, galiu și indiu, în plus, pot forma compuși cu +1, iar pentru taliu, acesta din urmă este destul de caracteristic.

p-Elemente din grupa VIII Elementele p din grupa VIII includ heliu He, neon Ne, argon Ar, krypton Kr, xenon Xe și radon Rh, care alcătuiesc subgrupul principal. Atomii acestor elemente au straturi electronice externe complete, prin urmare configurația electronică a subnivelurilor de valență ale atomilor lor în starea fundamentală are forma 1s 2 (He) și ns 2 np 6 (alte elemente). Datorită stabilității foarte ridicate a configurațiilor electronice, acestea se caracterizează în general prin valori ridicate ale energiilor de ionizare și inerție chimică; prin urmare, sunt numite gaze nobile (inerte). În stare liberă, ele există sub formă de atomi (molecule monotomice). Atomii de heliu (1s 2), neon (2s 2 2p 6) și argon (3s 2 3p 6) au o structură electronică deosebit de stabilă, prin urmare, compușii de tip valență sunt necunoscuți pentru ei.

Kryptonul (4s 2 4p 6), xenonul (5s 2 5p 6) și radonul (6s 2 6p 6) diferă de gazele nobile anterioare prin dimensiuni atomice mai mari și, în consecință, prin energii de ionizare mai mici. Sunt capabili să formeze compuși care au adesea o rezistență slabă.

Elementele p din grupa III-A includ bor B aluminiu Al și elemente din familia galiului - galiu Ga, indiu In, taliu Tl.

Odată cu creșterea numărului ordinal, energia de ionizare a atomilor scade, iar proprietățile metalice ale elementelor grupului III-A, ca și în alte subgrupe principale, sunt semnificativ îmbunătățite. Deci, oxidul de bor are un caracter acid, oxizii de Al, galiu și indiu sunt amfoteri, iar proprietățile lor de bază cresc treptat, iar oxidul de taliu este bazic.

Borul este un nemetal, taliul este un element metalic tipic. Proprietățile metalice ale acestor elemente sunt mai puțin pronunțate decât subgrupele principale corespunzătoare (grupele IIA și în special IA). Nemetalicitatea borului corespunde poziției sale în tabelul periodic între beriliu și carbon și în diagonală lângă siliciu; prin urmare, borul prezintă asemănări nu numai cu Al, ci și cu siliciul.

Stări de oxidare: +3, -3, +1, -1. Pentru taliu, cei mai stabili compuși sunt cei în care starea de oxidare este +1. Formule electronice B, Al, Ga, In și 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

Istoria descoperirii și producerii borului. Numele elementului a apărut cu o mie de ani înainte de descoperirea sa, în timpul alchimiei acesta era numele boraxului. Primul raport despre primirea borului a fost făcut în 1808 de doi oameni de știință din două țări simultan: Gay-Lussac în Franța și Humphrey Davy în Anglia. Produsele rezultate au fost atât de diferite încât păreau a fi substanțe diferite.

Mai târziu, în 1856, chimiștii A. Deville și F. Weller au descoperit că borul poate exista în două modificări diferite: cristalin și amorf. Ambele modificări pot fi obţinute prin acţiunea metalelor active asupra compuşilor de bor: t B 2 O 3 + 2 Al → Al 2 O 3 + 2 B cristalin H 3 BO 3 + 3 Na → 3 Na. OH + bamorfic

Disputele despre proprietățile borului în stare pură nu s-au diminuat timp de aproximativ 100 de ani de la prima sa izolare. În 1892, savantul francez Henri Moisson, verifică munca lui Gay. Lussac, Devi, Velera, au constatat că substanțele pe care le-au obținut conțineau doar 70% bor. Borul pur a fost obținut în 1908 prin reducerea clorurii de bor într-un arc electric: t 2 BCl 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HCl

În prezent, Bcristalinul se obține în mod similar cu reducerea halogenurilor cu hidrogen: t 2 BBr 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HBr

Bamorful tehnic este obținut prin reducerea termică cu Mg a anhidridei borice formată în timpul descompunerii termice a acidului boric. Tehnica a fost propusă de 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 + 2 B

BOR. Conținut în scoarța terestră este 3 · 10 -4%. Nu apare în stare liberă. Minerale de bază: Na 2 B 4 O 7 · 10 H 2 O - borax H 3 BO 3 - acid boric Forma amorfă a borului - maro, cristalin - negru. Rețeaua cristalină a borului este puternică, a doua ca duritate după diamant.

Borul este primul element p din tabelul periodic al elementelor. Structura învelișului de electroni a unui atom în stare neexcitată: 2 p 2 s 1 s În stare excitată: 2 p 2 s 1 s

La temperatura camerei, borul este inert și interacționează direct cu fluorul, formând BF 3, unde are loc hibridizarea sp 2, orbitalii fiind localizați la un unghi de 120º. Când sunt încălzite (400 -700 ºС), O 2, S, clorul și chiar azotul (peste 1200 ºС) se oxidează. Borul nu interacționează cu hidrogenul.

Borul nu se dizolvă în acizi, care nu sunt agenți oxidanți. Interacționează atunci când este încălzit cu conc. H 2 SO 4, HNO 3, cu acva regia. 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 Bcristalul nu reacţionează cu soluţiile alcaline. Vamorphn interacționează cu conc. solutii. 550 ° 2 B + 3 H 2 O B 2 O 3 + 3 H 2

Când borul este încălzit cu halogeni, se obțin halogenuri: BF 3, BCl 3: gaze BBr 3: lichid BI 3: substanță cristalină Halogenurile de bor interacționează activ cu apa: BBr 3 + 3 HOH → H 3 BO 3 + 3 HBr

Substanțele care reacționează ireversibil cu apa formând doi acizi, dintre care unul este halogenură de hidrogen, se numesc halogenuri acide. Astfel, halogenurile de bor sunt halogenuri de acid boric. În timpul hidrolizei sulfurei de bor sticloase: B 2 S 3 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 S

Când este încălzit, borul reacţionează cu multe metale pentru a forma boruri. Acestea sunt substanțe refractare cristaline. Aproape toate borurile elementelor d se caracterizează prin duritate și refractare foarte mare, inerție chimică. Boruri de elemente s (Mg. B 2, Mg 3 B 2) sunt capabile reactiv: t 2 B + 3 Mg → Mg 3 B 2

Majoritatea metalelor, în funcție de condițiile de sinteză, formează boruri de diferite compoziții. Sub acţiunea HCl diluat asupra borurii de Mg se obţine hidrură de bor (borohidrură sau boran): 6 Mg. B2 + 12 HCI → H2 + B4H10 + 6 Mg. Cl 2 + 8 B Mg 3 B 2 + 6 H 2 O → B 2 H 6 + 3 Mg (OH) 2

Cei mai simpli compuși cu hidrogen ai borului, BH 3, nu există în condiții normale. Din izolate în stare liberă hidruri de bor de compoziție Bn. Hn + 4 și Bn. Hn + 6 cele mai simple sunt: ​​B 2 H 6, B 4 H 10 - gaze B 6 H 12 - lichide B 10 H 14 - solide Au un miros dezgustător și sunt otrăvitoare.

H H Borhidruri - compuși cu deficiență de electroni. De exemplu: H H în B 2 H 6 numărul total de electroni de valență B B H H este 12, adică nu sunt suficienți pentru formarea a opt legături obișnuite cu două centre electronice.

Diborane are conexiuni în două și trei centre. Cele două terminale BH 2 se află în același plan, iar atomii de hidrogen și bor sunt legați prin legături cu doi electroni în două centre. Cei doi atomi centrali de hidrogen sunt situati simetric deasupra si sub acest plan si sunt combinati cu atomii de bor printr-o legatura cu doi electroni in trei centre.

Apare ca urmare a suprapunerii a doi orbitali hibrizi sp 2 ai borului și 1 orbital s ai atomului de H, care asigură rezistența moleculei B 2 H 6. Diboranul B 2 H 6 este un agent reducător energetic, se aprinde spontan în aer: B 2 H 6 + 3 O 2 → B 2 O 3 + 3 H 2 O

Hidrururile de bor se descompun cu apă, alcooli, alcalii cu degajare de hidrogen B 2 H 6 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 Într-un mediu eteric, B 2 H 6 interacționează cu Li. H, formând complecși anionici B 2 H 6 + 2 Li. H → 2 Li tetrahidriborat (III) sau borat de litiu

Borhidrururile de litiu și sodiu sunt utilizate în sinteze organice ca agenți reducători puternici. Utilizați mai des Na - o substanță cristalină albă, obțineți: 4 Na. H + B (OCH 3) 3 → Na + 3 CH 3 ONa B (OCH 3) 3 - ester metilic al acidului ortoboric Na - boronat de sodiu

Tetrafluoroborații sunt foarte diversi, ușor solubili în apă, ușor solubili - K, Rb, Cs. Toate aceste complexe corespund stării sp 3 -hibrid a atomului de bor și au forma unui tetraedru.

Cu oxigen, borul formează anhidrida borică B 2 O 3 - o substanță cristalină. În stare gazoasă, molecula B 2 O 3 are structura: B 2 O 3 este o componentă necesară a emailurilor O, glazurilor, precum și a sticlei termorezistente B 95 ° B. Anhidrida borică O O este hidroscopică.

Când interacționează cu apa, se formează mai întâi acidul metaboric, iar udarea ulterioară duce la formarea acidului ortoboric: B 2 O 3 + H 2 O → 2 HBO 2 acid metaboric B 2 O 3 + 3 H 2 O → 2 H 3 BO 3 acid ortoboric B Într-o soluție apoasă diluată, există un singur acid H 3 BO 3 - o substanță cristalină, are o structură stratificată în care moleculele sunt ferm unite prin legături de hidrogen. Se dizolvă slab în apă, bine la cald.

Acidul ortoboric sau ortoboratul de hidrogen la încălzire pierde apă, trecând în metaborații polimerici de hidrogen HBO 2 și apoi în B 2 O 3: 2 H 3 BO 3 2 HBO 2 B 2 O 3 -2 H 2 O -H 2 O În acid ortoboric, subunitățile B (OH) 3 sunt legate între ele de hidrogen și formează straturi nesfârșite cu simetrie apropiată de hexagonală.

H 3 BO 3 și borații formează complexe stabili cu glicerol, în timp ce proprietățile sale acide sunt îmbunătățite: 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

Sărurile acidului boric sunt în mare parte polimeri. Deci, în cristale de Na. BO 2 există un anion metabolic ciclic, iar în Ca (BO 2) 2 există un anion polimetaborat care formează lanțuri nesfârșite sub formă de zig-zag: O O B O O O B

Acești anioni constau din unități structurale triunghiulare plane BO 3 4 H 3 BO 3 → H 2 B 4 O 7 + 5 H 2 O H 3 BO 3 este un acid slab. Spre deosebire de acizii obișnuiți, proprietățile sale acide se datorează nu eliminării unui proton, ci adăugării ionilor OH. H3BO3 + HOH → - + H +

Răspuns calitativ pe H3BO3 și sărurile acidului boric este interacțiunea cu H2SO4 (k) și metanol (etanol) atunci când este încălzit. Se formează eterul metilic de bor, care, atunci când este aprins, arde cu o flacără verde foarte frumoasă. 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

În timpul neutralizării H 3 BO 3 nu se formează ortoborați care conțin ionul BO 33 -, ci se obțin tetraborați, metaborați: 4 H 3 BO 3 + 2 Na. OH → Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O H 3 BO 3 + Na. OH → Na. BO2+2H2O

Imposibilitatea obținerii ortoboraților se explică prin disocierea mică a H 3 BO 3, ducând la hidroliza aproape completă a sărurilor sale: Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O → 4 H 3 BO 3 + 2 Na. OH Ca și B 2 O 3, borații formează cu ușurință faze sticloase, ceea ce determină structura lor polimerică.

Aplicație în farmacie. Acidul boric, tetraboratul de sodiu sunt utilizați extern ca agenți antiseptici. Hidroxidul de aluminiu este utilizat ca agent de adsorbție și înveliș: extern - pentru pulberi, intern - pentru tratamentul bolii ulcerului peptic, gastrită, face parte din medicamentul "Almagel". În analiza farmaceutică, în metoda de titrare acido-bazică, tetraboratul de sodiu este utilizat ca substanță de fixare.

Principala materie primă pentru producția de aluminiu este bauxita, care conține până la 60% alumină Al 2 O 3. Promite să se separe de minereul de aluminiu al nefelinei - Na 2 O Al 2 O 3 2 Si. O 2. Există un mineral criolit - Na 3. Există un mineral pur Al 2 O 3 - corindon. Pietrele prețioase rubin și safir sunt cristale de corindon colorate cu un amestec de oxid de crom (rubin) și oxizi de titan și fier (safir).

În aer, aluminiul este acoperit cu cea mai subțire peliculă de Al 2 O 3, care este foarte durabilă. Aceasta explică rezistența sa la oxigen și apă la temperatura camerei. Configurația carcaselor electronice externe - 3 s 23 p 1,3 d 3 p Al * 3 s c v

Prezența orbitalilor p și d neocupați în stratul de valență face posibilă interacțiunile donor – acceptor. Ionul Al 3+ este predispus la complexare. Ca în general pentru elementele s- și p, Al 3+ se caracterizează prin formarea de complecși cu H 2 O, OH-, F-, mai puțin stabil cu Cl-, Br-, I-.

În timpul complexării, orbitalii d liberi pot contribui la legătura chimică. Prin urmare, există complexe cu CN = 6. De exemplu: hibridizare 3 - - sp 3 d 2. V solutii apoase Sărurile de al conțin complexe octaedrice 3+. Formează un complex tetraedric cu ioni H- și Al 3+.

Aluminiul metalic, a cărui suprafață este acoperită cu o peliculă protectoare Al 2 O 3, nu reacționează cu apa, dar dacă este distrus, atunci interacțiunea violentă cu apa are loc cu formarea de Al (OH) 3 și H 2: 2. Al + 6 H 2 O → 2 Al ( OH) 3 + 3 H 2

Când este încălzit, Al interacționează energic cu O 2, S, N 2, dar nu reacționează cu H 2. 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3 Cu acizi, Al interacționează activ cu degajarea hidrogenului: 2 Al + 6 HCl → 2 Al ... Cl 3 + 3 H 2 2 Al + 6 H + + 12 H 2 O → 23+ + 3 H 2

Cu toate acestea, soluțiile foarte diluate și foarte concentrate de HNO3 și H2SO4 practic nu au niciun efect asupra Al - apare pasivarea. Al se dizolvă într-o concentrație moderată de soluții ale acestor acizi.

Aluminiul interacționează puternic cu soluțiile alcaline, deoarece acestea dizolvă filmul protector de oxid: 2 Al + 6 Na. OH + 6 H 2 O → 2 Na 3 + 3 H 2 hexahidroxoaluminat de sodiu (III) 3 Cu 2+ +2 Al → 3 Cu + 2 Al 3+ Cu - masă spongioasă roșie

Al nu reacţionează cu hidrogenul H 2. Hidrura de Al (alan) se obţine indirect prin acţiunea Li. H în soluție eterică pe Al. CI3: Al. CI3+3Li. H → Al. H3+3Li. CI Al. H 3 este o pulbere albă, are o structură polimerică, este un compus cu deficiență de electroni. Dacă iei un numar mare de Li. H, apoi se obţine hidrdoaluminat sau alanat de litiu: Al. CI3+4Li. H → Li + 3 Li. Cl Este un compus stabil, un agent reducător puternic.

Oxidul de Al - Al 2 O 3 este un compus refractar foarte dur, fiind cunoscute cele 3 modificări ale sale -. Al 2 O 3 - corindon, din punct de vedere al durității este al doilea după diamant. Are proprietăți amfotere, dar nu interacționează cu apa, acizii și alcalii.

Hidroxid de aluminiu - Al (OH) 3 Obține: Al 2 (SO 4) 3 + 6 Na. OH → 2 Al (OH) 3 stud. precipitat alb + 3 Na 2 SO 4 Al (OH) 3 - compus polimeric, formula este condiționată Al (OH) 3 H 2 O. Acesta este un compus amfoter: 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 -

Spre deosebire de mulți hidroxizi ai elementelor d, Al (OH) 3 nu se dizolvă în NH 3 Halogenurile de aluminiu (halogenurile) sunt obținute prin interacțiunea directă a unor substanțe simple. Acestea sunt substanțe cristaline incolore.

Al. Cl 3 este o substanță slab solubilă și refractară, restul sunt foarte solubile, iar atunci când sunt dizolvate în apă, se eliberează o cantitate mare de căldură. Sărurile sunt puternic hidrolizate: 2 Al. CI3 + 3 Na2CO3 + 6 H20 → 2Al (OH)3 + 6 Na. Cl + 3 H 2 CO 3 Hidroliza ireversibilă, a cărei primă etapă este eliminarea H + 3+ 2+ + H +

În plus, se formează diverse complexe polinucleare 4+, care rămân în soluție, prin urmare, nu se observă formarea unui precipitat de hidroxid, deși progresul hidrolizei poate fi observat cu ușurință prin schimbarea soluției. Cu fluoruri de metale alcaline Al. F3 formează fluoroaluminați, dintre care cel mai stabil este criolitul Na3.

Rolul biologic Aluminiul și borul sunt oligoelemente impurități. Concentrat în ser de sânge, plămâni, creier, ficat, rinichi. Un exces de aluminiu inhiba sinteza hemoglobinei, blocand centrii activi ai enzimelor implicate in hematopoieza.

Un exces de bor este dăunător pentru organism, deoarece inhibă amilazele, proteinazele, reduce activitatea adrenalinei, perturbă metabolismul carbohidraților și proteinelor din organism, ceea ce duce la boli intestinale - enterita.

Trimiteți-vă munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Utilizați formularul de mai jos

Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.

Postat pe http://www.allbest.ru/

1. caracteristici generale p-elementele grupei III

Configurația electronică a stării fundamentale a acestor ns 1 np 2 elemente este caracterizată prin prezența unui electron nepereche. În stare excitată, ele conțin trei electroni nepereche, care, fiind în hibridizare sp 2, participă la formarea a trei legături covalente. În acest caz, atomii elementelor grupului IIIА rămân un orbital neocupat, iar numărul de electroni de valență rămâne mai mic decât numărul de orbitali disponibili în termeni de energie. Prin urmare, mulți compuși covalenți ai elementelor din grupa IIIIA sunt acizi Lewis - acceptori ai unei perechi de electroni, dobândind pe care nu numai că măresc numărul de coordonare la patru, dar modifică și geometria mediului lor - unul dintre planuri devine tetraedric (sp 2). -starea de hibridizare).

Borul diferă în proprietăți de alte elemente ale acestui subgrup. Borul este singurul nemetal care este inert chimic și se formează legaturi covalente B?F, B?N, B?C etc., a căror multiplicitate este adesea crescută datorită legăturii pp?Pp. Chimia borului este apropiată de chimia siliciului, aceasta arată o similitudine diagonală. Apar orbitalii d vacante pentru atomii de aluminiu, raza atomului crește și, prin urmare, numărul de coordonare crește la șase. Galiul, indiul, taliul sunt situate imediat în spatele metalelor blocului d; umplerea d-shell-ului este însoțită de comprimarea succesivă a atomilor. Ca urmare a compresiei d, razele ionice ale aluminiului și galiului sunt apropiate, iar raza atomică a galiului este și mai mică. La trecerea de la Al la Ga, creșterea sarcinii nucleare efective se dovedește a fi mai semnificativă decât modificarea razei atomice; prin urmare, energia de ionizare crește. Creșterea energiilor de ionizare la trecerea de la Ip la Tl este rezultatul compresiei d și f, ceea ce duce la o creștere a interacțiunii electronilor de valență cu nucleul atomic. O creștere a energiei de legare a 6s 2 electroni ai taliului cu nucleul le face dificilă participarea la formarea legăturilor și duce la o scădere a stabilității compușilor lor în cea mai înaltă stare de oxidare. Deci, pentru taliu, plumb, bismut și poloniu, compușii cu stări de oxidare +1, +2, +3, + sunt stabili.

Elementele p din grupa III includ elemente tipice - bor și aluminiu și elemente din subgrupa galiu - galiu, indiu, taliu. Toate aceste elemente, cu excepția borului, sunt metale. Toate elementele sunt rare, cu excepția aluminiului, care reprezintă 8,8% din masa scoarței terestre. La nivel electronic extern, au trei electroni, ns 2 np 1, iar în stare excitată, ns 1 np 2 electroni. Cea mai înaltă stare de oxidare a elementelor subgrupului de bor este +3. Datorită faptului că penultimul nivel din atomii Ga, In, T1 conține 18 electroni, diferențele regulate ale unor proprietăți sunt încălcate la trecerea de la A1 la Ga. Unele constante fizice ale elementelor subgrupei IIIA sunt date în tabel. 7.

2. Elemente din grupa IIIIA (subgrupa bor)

2.1 Bor

Resurse naturale ... Borul nu apare în stare liberă, ci doar în stare legată. Principalele minerale sunt borații: Na 2 B 4 0 7 10H 2 O - borax, H 3 VO 3 - acid boric, nitrură de bor BN.

Primirea. Borul comercial (amorf) se obține prin reducerea termică cu magneziu a oxidului său:

3Mg + B2O3 3MgO + 2B; N<0.

MgO este îndepărtat prin dizolvare în HCI. Borul cristalin se obține prin reducerea halogenurilor cu hidrogen:

2ВВr 3 + ЗН 2 6HBr + 2B.

Proprietăți. Borul este cunoscut sub forme amorfe (maro) și cristaline (negru). Rețeaua cristalină de bor este foarte puternică (icosaedre), aceasta se manifestă prin duritate mare, entropie scăzută S 0 (s) = 7 e.u. și punct de topire ridicat. Borul este un semiconductor cu o bandă interzisă de 1,42 eV.

Borul este primul element p din tabelul periodic al elementelor. Structura învelișului electron exterior 2s 2 2p l. Excitația transformă atomul în sp 2 - o stare de valență hibridă în care orbitalii sunt localizați sub 120 0 (BF3, BC1s). Datorită prezenței unui orbital p liber și a dimensiunii reduse a atomului, borul este unul dintre cei mai puternici acceptori ai perechilor de electroni singuri, formând ioni complecși de tipul:

BF3 (g) + HF = H (p),

BF3 (g) + F-(p) = -1 (p).

Ionul complex [BF 4] -1 are o structură tetraedrică, care este tipică pentru alți compuși de bor.

Proprietățile elementelor subgrupei III A

Proprietățile elementului
Raza atomică, nm
Raza ionică E 3+, nm
Energie de ionizare, E 0 E +, eV
Punct de topire, ° С
Punct de fierbere, ° С
Densitate, g/cm 3
E 0 (E 3+ / E 0), V
Electronegativitatea
Stare de oxidare

Interacțiunea donor-acceptor este asociată cu prezența unui număr mare de polimeri anorganici care conțin bor. Conform valorii electronegativității, borul se află aproape la mijlocul scalei electronegativității, deci poate fi atât un agent oxidant în compușii cu o stare de oxidare de +3 (BF 3, B 2 O 3), cât și un agent reducător în compuși cu o stare de oxidare de -3 (Mg 3 B 2, B 3 H 6). Legăturile de bor sunt covalente. Pentru bor, compușii tipici sunt cei în care acesta face parte din anionul complex (B 4 O 7 2-, BF 4 -).

Borul are o analogie diagonală cu siliciul. Pentru bor și siliciu, cei mai tipici derivați sunt cei în care aceste elemente sunt polarizate pozitiv. Pentru ambele elemente, hidrurile lor inferioare sunt instabile și gazoase. Chimia compușilor cu oxigen ai borului și siliciului are multe în comun: natura acidă a oxizilor și hidroxizilor, formarea de sticlă a oxizilor, capacitatea de a forma numeroase structuri polimerice etc. Borul este inert chimic în condiții normale. Apa nu afectează borul; acizii azotic și sulfuric concentrați îl oxidează la acid boric:

2В + ЗН 2 S0 4 = 2Н 3 ВО 3 + 3SO 2,

B + 3HNO3 = H3BO3 + 3N02.

Fierberea acizilor clorhidric și fluorhidric nu are niciun efect asupra acesteia. Borul amorf se dizolvă în soluții alcaline concentrate pentru a forma metaborați:

2B + 2KON + 2H 2 O 2KVO 2 + ZN 2.

În toate cazurile, borul cristalin este mai puțin activ din punct de vedere chimic decât amorful. Borul acționează adesea ca un agent reducător în reacțiile chimice.

Compuși cu hidrogen de bor. Borul nu reacționează cu hidrogenul; borohidrurile sau boranii se obţin artificial. Acestea sunt gaze sau lichide volatile cu miros neplăcut, foarte otrăvitoare! Ele pot fi împărțite în două grupe: B n H n +4 (B 2 H 6) și B n H n +6 (B 4 H 10). Boran BN3 există ca produs intermediar în reacții chimice, ale căror particule interacționează între ele pentru a forma un dimer (diboran):

2BH3 (g) = B2H6 (g), G0 = -126 kJ

Diboranii primesc:

1) ZNa [BH4] + 4BF3 fază gazoasă 2B2H6 + ZNa [BF4];

2) 2BCaH + 6H2 (g) fază gazoasă B2H6 + 6HC1;

Aceste reacții au loc în fază gazoasă sau în medii neapoase.

Diboranul este un agent reducător energetic; inflamabil în aer:

B2H6 + 3O23H2O + B2O3;

interacționează puternic cu apa cu eliberare de hidrogen:

B2Hb + 6H202B (OH)3 + 6H2.

Într-un mediu eteric, C2Hb reacționează cu hidrura de litiu, formând tetrahidroborat de litiu:

В 2 Н 6 + 2LiН 2Li.

Cu oxigen, borul formează oxid В 2 О 3 - o pulbere albă higroscopică sau o masă sticloasă fragilă. B 2 O 3 adaugă energic apă pentru a forma acizi:

B 2 O 3 + H 2 O = 2HBO 2 (acid metabolic),

HBO2 + H2O = H3BO3 (acid ortoboric).

Acidul ortoboric (sau pur și simplu boric) este o substanță cristalină albă care se exfoliază cu ușurință în solzi de sidef foarte subțiri. Moleculele de H 3 VO 3 situate în straturi paralele plate sunt legate prin legături de hidrogen, iar legătura dintre straturi este realizată de forțe van der Waals slabe. Acidul boric este ușor solubil în apă, precum și în unele soluții de solvenți organici. În soluții apoase, se manifestă ca un acid monobazic, datorită formării unui complex hidroxo:

B (OH) 3 + H 2 0 = H [B (OH) 4].

Tetrahidroxoboratul de hidrogen este un acid slab similar ca putere cu acidul carbonic. Acidul ortoboric H 3 VO 3 la 100 ° C cu eliminarea unei molecule de apă trece în acidul metaboric HBO 2. Atât ortoborații, cât și metaboliții metalici activi sunt supuși hidrolizei:

Na2B407 + 3H2O2NaB02 + 2H3BO3.

Acidul tetraborat Н 2 B 4 О 7 în stare liberă este necunoscut, sărurile sale tetraborații se găsesc în natură; tetraboratul de sodiu se formează prin neutralizarea H3BO3 cu soluții apoase de alcalii:

4H3VO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7H2O.

Starea de oxidare +3 pentru bor se manifestă în compuși cu mai multe elemente electronegative (nitruri, halogenuri).

Natura acidă a halogenurilor se manifestă în timpul hidrolizei lor:

BC13 + ZN2O = H3VO3 + ZNS1.

Cu azot, borul formează un compus BN - nitrură de bor. Sinteza se realizează la o temperatură de peste 1200 ° C în funcție de reacția:

B2O3 + 2NH3 = 2BN + 3H2O.

Nitrura de bor astfel obţinută este o pulbere albă asemănătoare talcului; este adesea denumit „grafit alb”. Structura sa cristalină este similară cu cea a grafitului. Atomii de bor și azot sunt legați prin sp 2 - legături hibride. În planul straturilor, se realizează o legătură suplimentară datorită orbitalului p gol al atomului de bor și perechii de electroni singuri a atomului de azot. Straturile separate sunt conectate prin forțele van der Waals. „Grafitul alb” este foarte refractar, inert din punct de vedere chimic și se formează ca grafitul.

O altă modificare a nitrurii de bor are o structură cubică asemănătoare unui diamant. În ea, atomii de bor și azot sunt în starea sp 3 - hibridă. La CN = 4, se formează trei legături prin mecanismul de schimb și una prin mecanismul donor-acceptor, atomul de bor fiind acceptorul perechii de electroni, iar atomul de azot fiind donor. Această modificare a BN se numește borazon sau elbor. La temperaturi ridicate, cotul poate fi obținut din „grafit alb”, la fel cum se obține diamantul din grafit negru:

BN (hex) BN (cubic).

Când este încălzit cu carbon, borul formează carbură B 4 C:

7C + 2B 2 O 3 6CO + B 4 C.

Carbura de bor este a doua după diamant și borazon ca duritate.

Când este încălzit, borul interacționează cu multe metale, formând boruri de diferite compoziții, de exemplu: Cr 4 B, Cr 3 B, CrB, CrB 2. Acestea sunt substanțe cristaline. Toate borurile elementelor d sunt caracterizate prin duritate ridicată, refractare și inerte chimic. Borurile de s - elemente, de exemplu, MgB 2, sunt reactive.

Aplicație. Borul este folosit ca aditiv pentru aliaje, crescându-le rezistența la căldură și rezistența la uzură. Deoarece nucleul de bor are o secțiune transversală mare de captare a neutronilor, borul este utilizat pentru protecție împotriva neutronilor și în dispozitivele de control ale reactoarelor nucleare.

Borații se găsesc în mulți detergenți. В 2 О 3 este o parte necesară a unui număr de emailuri, glazuri și tipuri speciale de sticlă. În microelectronică, borul este folosit ca semiconductor și este folosit pentru doparea materialelor semiconductoare. Grafitul alb servește ca izolator și lubrifiant solid la temperaturi înalte. Borazonul este folosit ca material superhard în găurire și prelucrare a metalelor. Borurile sunt folosite pentru fabricarea pieselor foarte refractare.

Acidul boric este folosit în medicină. Tetraboratul de sodiu Na 2 B 4 0 7 (borax) este folosit ca flux pentru lipire, deoarece în topirea acestei săruri, oxizii metalici se dizolvă bine cu formarea de metaborați:

Na 2 B 4 O 7 + CuO2NaBO2 Cu (BO2) 2.

2.2 Aluminiu

Al doilea element tipic al grupei III a sistemului periodic. Aluminiul este primul și cel mai ușor p-metal. În comparație cu borul, aluminiul are o rază atomică mai mare și un potențial de ionizare mai mic; prin urmare, proprietățile sale metalice cresc. Spre deosebire de borul nemetal, aluminiul este un element amfoter. Aluminiul și hidroxidul său se dizolvă în acizi și baze. Pentru chimia aluminiului, afinitatea sa mare pentru oxigen este extrem de importantă; Tabelul 8 prezintă valorile entalpiilor și energiilor Gibbs de formare a oxizilor de aluminiu și analogii săi.

Parametrii termodinamici ai oxizilor din grupa IIIА

Atât entalpia, cât și energia Gibbs a formării aluminiului diferă puternic de cele pentru galiu și analogii săi, ceea ce indică stabilitatea sa ridicată. În cele din urmă, există o analogie orizontală cu siliciul pentru aluminiu. Se manifestă clar în aluminosilicați, cei mai des întâlniți compuși chimici din scoarța terestră.

Resurse naturale ... Aluminiul este unul dintre cele mai abundente elemente de pe pământ, al treilea ca abundență după oxigen și siliciu. Aluminiul face parte din 250 de minerale, în principal aluminosilicați, din care se formează scoarța terestră; produsul distrugerii lor este argila A1 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O (caolinit). Argila conține de obicei un amestec de compuși de fier, care îi conferă o culoare maronie. Uneori se găsește argilă albă, fără impurități de fier. Denumirea tehnică A1 2 O 3 este alumină. Pentru extragerea mineralelor de aluminiu se folosesc: bauxita A1 2 O 3 H 2 O, precum si nefelina Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2, criolitul Na 3. Există A1 2 O 3 pur - corindon. În funcție de conținutul de impurități, corindonul are culori și denumiri diferite. Pietrele prețioase rubin și safir sunt cristale de corindon colorate cu un amestec de oxid de crom (rubin) și oxizi de titan și fier (safir).

Aluminiul se obține prin electroliza unui amestec topit de alumină și criolit. Topiți A? 2 O 3 în criolitul Na 3 este supus electrolizei la 950 ° C și o tensiune de 6-7 V. Procese:

Al2O3 = 2A? 3+ + 3O 2 - (disocierea în ioni);

la catod: A? 3+ + 3e = A ?;

la anod: 2O 2 - - 4e = O 2.

Aluminiul extrem de pur, necesar, de exemplu, în ingineria electronică, este obținut prin metode speciale: distilare în vid sau topire în zone.

Fizice și Proprietăți chimice aluminiu . Aluminiul este un metal alb argintiu. Foarte moale, ușor de întins în folie. Cristalizează în structura fcc. În ceea ce privește conductivitatea electrică, se află pe locul patru după argint, aur și cupru. În aer este acoperit cu cea mai subțire peliculă (10 -5 mm) Al 2 O 3, care se caracterizează prin rezistență ridicată. Filmul de protecție protejează în mod fiabil metalul de oxidarea ulterioară. Aproape toate reacțiile cu participarea aluminiului au loc cu o perioadă latentă (latentă) necesară pentru distrugerea filmului de oxid sau difuzia reactivului prin acesta.

Aluminiul interacționează cu pnictogene și calcogene la temperaturi ridicate. Aluminiul nu reacționează direct cu halogenii, cu excepția iodului. Acizii sulfuric și azotic concentrați îl pasivează, astfel încât nu se dizolvă în ei. Aluminiul se dizolvă în soluții de acid clorhidric și alcaline:

2A? + 6NS? = 2А? С1 3 + ЗН 2,

2A? + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2..

Aluminiul, lipsit de peliculă de protecție, interacționează puternic cu apa:

2A? + 6H2O = 2A? (OH)3 + 3H2.

Legătura chimică în compușii de aluminiu are o proporție mai mare de ionicitate decât în ​​compușii cu bor. Deci, BF3 este un gaz, A?F3 este un compus solid cu un punct de topire ridicat, poate fi numit sare; halogenuri A? C1 3, A? Br 3, A? I 3 prezintă proprietăţi intermediare între proprietăţile halogenurilor de nemetale şi săruri.

Ion A? 3+, care are o rază mică și o sarcină mare, prezintă o tendință de complexare, iar în aluminiu este mai mare decât cea a magneziului și mai mică decât cea a borului. Aluminiul formează complexe puternice cu H 2 O, OH -, F -; ca toate elementele s- și p - nu dă complexe puternice cu amoniacul și derivații săi. În timpul complexării, orbitalii d liberi ai atomului de aluminiu pot contribui la legătura chimică. Aceasta explică posibilitatea formării de complecşi cu CC = 6, de exemplu, [Aa (H 2 O) 6] 3+ (sp 3 d 2 - hibridizare).

Conexiuni. Aluminiul nu reacționează cu hidrogenul. Hidrura de aluminiu se obține indirect prin acțiunea asupra A1C1 3 cu hidrură de litiu într-o soluție de eter:

A? C? 3 + 3LiH AaH3 + 3LiC a.

Hidrură de aluminiu АlН 3 - pulbere albă; este un compus polimeric (A1H 3) n. Dacă reacția anterioară este efectuată cu un exces de LiH, atunci obținem tetrahidroaluminat de litiu:

A? C? 3 + 4LiHLi + 3HC ?.

Li este un agent reducător puternic, reacționează violent cu apa, eliberând hidrogen:

Li + 4H2OLiOH + A? (OH)3 + 4H2.

Când este încălzit, aluminiul interacționează puternic cu oxigenul:

4A? (g) + 3O2 (g) = 2A? 203 (k); G° = -3164 kJ.

Oxidul de aluminiu Al 2 O 3 este un compus foarte dur, refractar, rezistent chimic (T pl = 2072 o C, T balot = Z500 o C), se distruge numai prin încălzire prelungită cu acizi sau alcaline:

A? 2O3 + 6HC? = 2A?C? 3 + ЗН 2 O,

A? 2O3 + 2NaOH = 2NaA1O2 + H2O.

În soluții alcaline, se formează hidroxoaluminați:

A? 203 + 2NaOH + 7H20 = 2Na.

hidroxid de aluminiu A? (OH) 3 compus amfoter, acesta corespunde la două tipuri de săruri: săruri de aluminiu (III), de exemplu, A? 2 (SO 4) 3, A?C? 3, iar aluminații sunt săruri ale acizilor de aluminiu. În soluții apoase, aluminații există sub formă de hidroxocomplecși, de exemplu, K [A (OH) 4], în topituri, sub formă de săruri ale acidului meta-aluminiu care nu există în stare liberă, de exemplu , KA? O 2. Schema de echilibru într-o soluție apoasă saturată A1 (OH) 3 poate fi reprezentată după cum urmează:

A? 3+ + 3OH?A? (OH) 3 H H ++ + -

soluție soluție precipitată

Adăugarea de acid (Н +) duce la o schimbare a echilibrului către formarea cationului Al 3+ (săruri de aluminiu de tip cationic):

A? (OH) 3 + ЗН + = A? 3+ + ЗH2O.

Adăugarea de alcali (OH -) - spre formarea de anioni (săruri anionice de aluminiu):

A? (OH) 3 + OH - = -.

Sărurile de aluminiu din soluții apoase sunt puternic hidrolizate. Reacția mediului depinde de tipul de sare dizolvată:

A? 3+ + H2OA?OH2+ + H + pH< 7.

Sare, nu? Acizii 3+ și slabi sunt complet hidrolizați cu formarea de precipitate de hidroxid de aluminiu sau hidroxosăruri de aluminiu:

A? (CH3COO)3 + 2H2OA?OH (CH3COO)2++ A? (OH) 2 CH3COO + CH3COOH.

Datorită hidrolizei puternice, multe săruri de aluminiu nu pot fi izolate din soluții apoase (de exemplu, sulfură, carbonat, cianura etc.):

A? 2 S 3 + 6H 2 O = 2A? (OH) 3 v + 3H 2 S ^

Sărurile de aluminiu și acizii care conțin oxigen sunt solubile în apă. Excepția este fosfatul de aluminiu A?PO.Formarea fosfatului slab solubil joacă un rol important în viața organismelor. Absorbția fosforului de către organism scade în prezența A? 3+ din cauza formării de fosfat de aluminiu slab solubil în intestin. Această circumstanță trebuie luată în considerare atunci când se prescriu preparate din aluminiu, de exemplu, agenți împotriva acidității gastrice crescute A? (OH) 3.

În stomac, hidroxidul de aluminiu formează un gel care neutralizează ionii de hidroniu ai sucului gastric:

A? (OH)3 + 3H3O + = A? 3+ + 6H20

Ionii de aluminiu care au trecut în soluția din intestin trec într-o formă slab solubilă - fosfat de aluminiu:

A? 3+ (p) + PO 4 3- (p) = A? PO 4 (t)

În organismele vii cu bioliganzi (hidroxiacizi, polifenoli, carbohidrați, lipide), aluminiul formează compuși complecși chelați. De regulă, formează legături cu liganzi organici prin atomi de oxigen.

În practica stomatologică, compușii de aluminiu sunt utilizați pe scară largă, de exemplu, argila albă (caolin) A? 2 О 3 SiO 2 2H 2 O. Caolinul este o parte a cimenturilor, care sunt folosite ca material de umplere temporară, precum și pentru ștanțarea coroanelor.

Cu sulfații metalici în starea de oxidare +1, sulfatul de aluminiu formează săruri duble de tipul Ме 2 SO 4 А? 2 (SO 4) 3 12H 2 O. Acești compuși se numesc alaun aluminiu. Alaunul în stare solidă este stabil, iar în soluții este disociat în ionii săi constitutivi. Alaunul este foarte solubil în apă și cristalizează din soluții, formând cristale octaedrice mari.

Hidroxidul de aluminiu se obține sub formă de precipitate amorfe. A?(OH)3 cristalin poate fi obţinut prin trecerea CO2 prin soluţii alcaline de aluminat de sodiu:

2 Na + 2CO 2 = 2A? (OH) 3 v + 2naHCo 3 + 4H 2 O

Aplicație. Aluminiul este al doilea metal (după fier) ​​în ceea ce privește producția și utilizarea în tehnologie. Se utilizează atât aluminiu pur, cât și aliajele sale. Aliaj - duraluminiu care conține 4% (greutate) Cu, 1,5% Mg, 0,5% Mn - principalul material structural în construcția de aeronave. O cantitate mare de aluminiu este folosită pentru a face fire. Primul satelit artificial al Pământului a fost realizat din aliaje de aluminiu. Datorită afinității mari pentru oxigenul de aluminiu, procesul de aluminotermie este posibil - eliberarea metalelor din oxizii lor sub acțiunea aluminiului. Alumotermia este utilizată pentru producția de laborator a multor metale (Mn, Cr, V, W etc.), în unele cazuri în industrie (producția de Sr, Ba etc.)

Ceramica refractară și rezistentă chimic este realizată din oxid de aluminiu. Monocristalele de A pur sunt crescute în cantități mari. 2 О 3 cu aditivi de impurități (rubine și safire artificiale). Sunt folosite pentru a face lasere și rulmenți pentru mecanisme de precizie.

Compușii de aluminiu fac parte din multe produse din industria silicaților (ciment, porțelan, ceramică). Alaunul este folosit în industria de piele și textile. Sulfatul de aluminiu este folosit pentru purificarea apei. Prima etapă a epurării apei se bazează pe reacția:

A? 2 (SO 4) 3 + ЗСа (НСО 3) 2 ЗСаSO 4 + 2А? (OH)3 + 6CO2.

Fulgii de hidroxid de aluminiu rezultați antrenează diverse impurități în sediment. Clorura de aluminiu și hidroaluminatul de litiu sunt folosite în sinteze organice.

Din hidrații cristalini ai sărurilor de aluminiu se folosesc în practica medicală alaun de potasiu KA? (SO 4) 2 12H 2 O și alaun ars KA? (SO 4) 2, care se obțin prin încălzirea alaunului de potasiu la o temperatură nu mai mare de 433 K .

Alaunul ars este folosit ca pulbere ca agent astringent și de uscare. Efectul de uscare se datorează faptului că alaunul ars absoarbe încet apa:

CA(SO4)2 + xH2O = KA(SO4)2xH2O

Acţiunea farmacologică a sărurilor de aluminiu se bazează pe faptul că A? 3+ formează complexe cu proteine ​​(proteine ​​Pr) care precipită sub formă de geluri:

A? 3+ + Pr> A? Pr

Acest lucru duce la moartea celulelor microbiene și reduce răspunsul inflamator.

Alaunul este folosit pentru clătire, spălare și loțiuni pentru bolile inflamatorii ale mucoaselor și ale pielii. În plus, acest medicament este utilizat ca agent hemostatic pentru tăieturi (acțiune de coagulare).

2.3 Subgrupul galiului

În ciuda faptului că elementele subgrupului de galiu sunt analogi tipici, există particularități în proprietățile reprezentanților săi individuali. Galiul urmează imediat primele zece metale de tranziție 3d, pentru care d-contracția este deosebit de puternică; prin urmare, raza atomică a galiului este nu numai mai mică decât omologii săi mai grei, ci și aluminiu, ca urmare a căruia alte caracteristici energetice diferă de cele ale sale. omologii.

Compuși naturali. Galiul, indiul, taliul, spre deosebire de aluminiu, sunt elemente rare și împrăștiate. Sunt incluse ca impurități în diverse minereuri. Există practic un mineral de galiu - galita CuGaS 2, care este rar. Galiul însoțește aluminiul și zincul. Minereurile de indiu rokesite CuInS 2 și indite FeInS 2 sunt, de asemenea, foarte rare. Principala materie primă pentru producția de taliu sunt minereurile polimetalice.

Primirea. Săruri și oxizi Ga, In, T? izolate prin prelucrarea deșeurilor producția de aluminiu și extracția compușilor acestor metale din minereurile polimetalice. Metalele libere se obțin prin electroliza soluțiilor apoase acidulate din săruri sau prin reducerea oxizilor acestora cu carbon sau hidrogen. Metalele separate sunt purificate prin topire zonală sau prin metode de metalurgie a amalgamului.

Proprietăți. Existența galiului - ekaaluminiu a fost prezisă de D.I. Mendeleev în 1870 și, de asemenea, a „calculat” principalele proprietăți ale acestui element. În 1875, chimistul francez Lecoq de Boisbaudran a descoperit și izolat acest element. În stare liberă, galiul, indiul, taliul sunt metale alb-argintii. Galiul este fragil, în timp ce indiul și taliul sunt metale foarte moi. Galiul și indiul sunt stabile în aer, spre deosebire de taliul, care este acoperit cu un strat de hidroxid într-o atmosferă umedă și se degradează rapid. Rețeaua cristalină a galiului, unică între metale, constând din perechi atomice de Ga 2, determină proprietățile neobișnuite ale galiului metalic. Se caracterizează printr-un punct de topire scăzut, o densitate mai mică a cristalelor în comparație cu un lichid și o mare tendință la hipotermie. Galiul este o substanță cu o gamă de temperatură foarte mare de existență fază lichidă... În vapori, galiul este monoatomic.

Galiul, indiul, taliul sunt active din punct de vedere chimic. În legătură cu diverși oxidanți, ei arată caracteristici individuale... Galiul seamănă cu aluminiul (mai ales în raport cu alcalii); se dizolvă lent în HNO3, se dizolvă bine în HC1 și H2SO4; Taliul se dizolvă bine în HNO3:

T? + 4HNO3 = T? (NO3)3 + NO + 2H2O,

iar în НС1 și Н 2 SO 4 încet datorită pasivării filmelor Т? Si t? 2 SO Când sunt dizolvate în acizi, galiul și indiul se comportă ca metale trivalente, iar taliul formează săruri TI +; de cand Ionul Tl 3+ este instabil:

2Ga + 6HC? = 2GaC? 3 + 3H2, ^

2T? + 2HCa = 2T2C4 + H2^

Galiul și indiul interacționează cu alcalii pentru a forma galați și indate cu eliberarea de hidrogen, iar galiul reacționează rapid, în timp ce indiul reacționează lent.

2Ga + 6NaOH + 6H2O = 2Na3 + 3H2.

Galiul, indiul și taliul nu reacţionează cu hidrogenul. Indirect se pot obtine hidruri usor de descompus: Ga 2 H 6 (lichid) si GaH 3, InH 3 (polimeri similari AIH 3). Când sunt încălzite, galiul, indiul și taliul formează oxizi de tipul Ме 2 O 3 și hidroxizii corespunzători Ме (ОН) 3 (Tabelul 9).

O creștere a stabilității stărilor de oxidare scăzută în seria Ga-In-TI arată următoarea regularitate: Ga 2 O 3 se topește fără descompunere, Ip 2 O 3 se descompune când este încălzit peste 850 ° C, T? 2 O 3 începe să separe oxigenul la 90 ° C, transformându-se în TI 2 O.

Odată cu creșterea numărului atomic, intensitatea culorii crește: Ga 2 O 3 - alb, In 2 O 3 - galben deschis, T? 2 O 3 - maro. Acest fapt indică o creștere a fracției de ionicitate în oxizi cu o creștere a masei atomice a elementului. Ga 2 O 3 este izostructural cu corindonul, în timp ce In 2 O 3 și T? 2 O 3 cristalizează într-o rețea de tip O. Ts.K. Interacțiunea cu alcalii din această serie slăbește: Ga2O3 se dizolvă bine în soluții alcaline, formând hidroxogalați, T? 2 O 3 practic nu se dizolvă:

Ga203 + 2NaOH + 3H20 = 2Na.

Galații anhidri se formează în topituri alcaline:

Ga2O3 + 2NaOH = 2NaGaO2 + H2O.

Hidroxiindații de Na3 se formează numai cu un exces mai mare de alcali. Sub acțiunea apei, galații și indatele sunt complet hidrolizate:

NaGaO2 + 2HOH = NaOH + Ga (OH) 3.

Hidroxizii Ga (OH) 3, In (OH) 3, T? (OH) 3 se obţin prin acţiunea cu soluţii de alcaline asupra soluţiilor sărurilor corespunzătoare. Hidroxidul de galiu se dizolvă în acizi și baze puternice. Este un exemplu rar de amfolit ideal, pentru care proprietățile acide și bazice sunt exprimate aproape în mod egal. Este necesară încălzirea pentru a deshidrata Ga (OH) 3, iar TI (OH) 3 pierde în mod spontan apă la temperatura camerei, după cum evidențiază valorile G 0 298:

2Ga (OH) 3 (k) = Ga 2 O 3 (k) + 3H 2 O (r); G 0 298 = - 8 kJ,

2T? (OH) 3 (k) = T? 203 (k) + 3H20 (r); G0298 = -117 kJ.

Oxid T? 2 O 3, spre deosebire de analogii săi, se descompune la 100 о С: și oxidează НС? la C? 2: T? 2O3 + 6HC? = 2Т? С? + 3Н 2 О + 2С? 2.

T? 2 O se obtine prin oxidarea directa a metalului in aer cu usoara incalzire. TI 2 O - pulbere neagră; în stare topită - galben, se dizolvă ușor în apă cu formarea de alcali, adică se comportă ca un oxid de metal alcalin. Topitura TI 2 O distruge silicații - sticlă, porțelan. O soluție de T?OH (alcali puternic) are același efect. Hidroxidul T?OH se obține prin reacția de schimb: hidroxidul de taliu (I) absoarbe dioxidul de carbon:

2T?OH + CO2 = T? 2CO3 + H2O

T? 2C03 + C02 + H20 = 2T2HCO3

La temperatura camerei Ga, In, T? reacţionează cu halogenii F 2, C? 2, Br 2, iar când este încălzit cu I 2. Ca rezultat, se formează halogenuri de EG3. Din punct de vedere al proprietăților, Ga 3 este mai aproape de halogenuri nemetalice, iar In 3 și T? 3 sunt mai aproape de săruri.

Se cunosc multe săruri Ga +3, In +3, T? +3, majoritatea sunt ușor solubile în apă. Ionii Ga 3+, In 3+ sunt incolori, T? 3+ are culoarea galben deschis. Toate sărurile metalelor luate în considerare E3+ sunt susceptibile de hidroliză. Calcogenurile sunt cunoscute pentru galiu și indiu. Sulfura T este cunoscută pentru taliu? 2 S 3, care poate fi obținut uscat. Hidroxidul T?OH se obține prin reacția de schimb:

T2S04 + Ba (OH)2 = BaS04v + 2T2OH

Aplicație. Galiul metalic și indiul sunt utilizate în tehnologia vacuumului: galiu pentru închiderile metalice lichide (înlocuind mercurul), ca garnituri de etanșare în dispozitivele în care se creează un vid înalt. Galiul poate fi folosit pentru a face oglinzi optice foarte reflectorizante.

Diverse aplicații au materiale semiconductoare ale elementelor subgrupului galiu (GaAs, GaSb, InAs, InSb, T1 2 S 3 etc.). Acești semiconductori funcționează în fotocelule și fotorezistoare care primesc radiații infraroșii.

3 ... Rolul biologic al elementelor pIIIGrupuri A

Bor. Borul aparține oligoelementelor impurităților, fracția sa de masă în corpul uman este de 10 -5%. Borul este concentrat în principal în plămâni (0,34 mg), glanda tiroidă (0,30 mg), splină (0,26 mg), ficat, creier (0,22 mg), rinichi, mușchi al inimii (0,21 mg)... Efectul biologic nu este încă bine înțeles. Se știe că borul face parte din dinți și oase, sub formă de săruri slab solubile ale acidului boric cu cationi metalici.

Excesul de bor este dăunător pentru organismul uman. Există dovezi că un exces mare de bor inhibă amilazele, proteinazele și reduce activitatea adrenalinei. Se presupune că scăderea activității epinefrinei, care este un derivat al polifenolului, este asociată cu interacțiunea sa cu acidul selectiv.

Se știe de mult timp că borul este esențial pentru plantele superioare, dar datele despre rolul său biologic sunt contradictorii.

Cercetările efectuate în anul trecut au demonstrat că borul este esențial pentru unele animale. S-a constatat că borul este implicat în metabolismul carbon-fosfat, interacționează cu o serie de compuși biologic activi (glucide, enzime, vitamine, hormoni). În același timp, utilizarea alimentelor cu un conținut ridicat de bor perturbă metabolismul carbohidraților și proteinelor din organism, ceea ce duce la apariția unor boli intestinale endemice - enterita.

Aluminiu. Conform conținutului său din corpul uman (10 -5%), aluminiul aparține oligoelementelor de impurități. Aluminiul este concentrat în principal în serul de sânge, plămâni, ficat, oase, rinichi, unghii, păr și face parte din structura membranelor nervoase ale creierului uman.

Aportul zilnic de aluminiu la om este de 47 mg. Aluminiul afectează dezvoltarea țesuturilor epiteliale și conjunctive, regenerarea țesutului osos, afectează schimbul de fosfor.

Aluminiul are un efect asupra proceselor enzimatice. În cele mai multe cazuri, A? 3+ înlocuiește ionii E 2+ - activatori ai enzimelor E, de exemplu, ionii Mg 2+, Ca 2+:

E 2+ E + A? 3+ = E 2+ + A? 3+ E

O astfel de interschimbabilitate este posibilă datorită asemănării unui număr de proprietăți ale A? 3+ şi Mg2+, Ca2+. Excesul de aluminiu în organism inhibă sinteza hemoglobinei, deoarece datorită capacității sale destul de ridicate de complexare, aluminiul blochează centrii activi ai enzimelor implicate în hematopoieza. Există dovezi că aluminiul poate cataliza reacția de transaminare (transferul grupării NH2).

Galiu. Galiul este un oligoelement de impurități (conținutul din corpul uman este de 10 - 6 - 10 - 5%). Rolul biologic al galiului în organismele vii este aproape necunoscut.

Indiu.În prezent, efectul biologic al indiului este necunoscut, nu există informații sigure despre prezența acestuia în organismele vii. Luând în considerare apropierea structurii atomice și proprietățile fizico-chimice ale indiului și galiului, este posibil să se prezică asemănarea acțiunii lor biologice. Evident, indiul, ca și aluminiul, care intră în organism trebuie să se acumuleze în oase și în alte țesuturi sub formă de fosfat slab solubil.

Taliu. Taliul este un element foarte toxic. Ionul Tl + este înclinat, ca Ag +, să formeze compuși puternici cu liganzi care conțin sulf:

Tl + + R - SH> R - S - Tl + H +

Drept urmare, este toxic, deoarece inhibă activitatea enzimelor care conțin grupări tio - SH. Chiar și cantități foarte mici de compuși Tl +, atunci când sunt ingerate, provoacă căderea părului.

Datorită apropierii razelor K + și Tl + (λr = 11 pm), acestea au proprietăți similare și sunt capabile să se înlocuiască între ele în enzime. Ionii Tl + și K + sunt sinergici. Astfel se explică faptul că enzimele piruvat kinaza și dioldehidratază sunt activate nu numai de ionii K +, ci de ionii Tl + (ionul Tl + înlocuiește K + în centrul catalitic al enzimelor). Sinergismul taliului și potasiului se manifestă și prin faptul că, la fel ca ionii K +, ionii Tl + se acumulează în eritrocite.

Ca antidot pentru otrăvirea cu ioni Tl +, se folosește un ligand care conține sulf, aminoacidul cistina HS-CH 2 CH (NH 2) COOH.

În concluzie, trebuie remarcat faptul că rol biologic Elementele p ale grupului IIIIA nu au fost suficient studiate. Se știe acum că borul și galiul interacționează la plante cu inhibitori ai dezvoltării lor de către polifenoli, reducând toxicitatea acestora din urmă. A fost stabilit și rolul incontestabil al aluminiului în construcția țesuturilor epiteliale și conjunctive și, în plus, participarea sa la procesele enzimatice atât ca activator, cât și ca inhibitor. Proprietatea de a inhiba multe enzime care conțin sulf este deținută de ionul Tl +.

Activitatea biologică a elementelor p din grupa IIIIA este asociată în principal cu capacitatea lor de a forma compuși complecși cu liganzi care conțin oxigen și fosfați insolubili.

4. Elemente ale grupului IVA (subgrup de carbon)

4 .1 Caracteristicile generale ale elementelor grupei IVA

Al patrulea grupul principal Sistemul periodic include două elemente tipice carbon și siliciu și elementele: germaniu, staniu, plumb (un subgrup de germaniu). Carbonul este baza Chimie organica, principalul element organogen, o componentă necesară a corpului tuturor ființelor vii. Al doilea element tipic este siliciul - elementul principal Chimie anorganică si tot natura neînsuflețită... Siliciul și germaniul sunt materialele semiconductoare dominante. Circuitele integrate bazate pe siliciu și germaniu sunt coloana vertebrală a computerelor, microprocesoarelor etc.

Toate elementele acestui subgrup conțin patru electroni de valență - aceștia sunt ns 2 np 2 electroni. Acest număr de electroni de valență este optim pentru formarea de legături tetraedrice prin mecanismul de schimb. Unele constante fizico-chimice ale acestor elemente ale subgrupei sunt date în tabel. zece.

În cadrul grupului IVА - există o dependență a proprietăților de poziția elementului. Astfel, OEE al germaniului este mai mare decât cel al siliciului, deși primul potențial de ionizare al germaniului este mai mic. Acest lucru se explică prin existența unui atom de germaniu, în contrast cu siliciul, umplut cu un nivel intern 3d 10, care servește drept ecran pentru electronii p. În seria C - Si - Ge - Sn - Pb, energia de ionizare scade și raza atomică crește, adică proprietățile metalice sunt sporite. Primele două elemente sunt nemetale tipice, siliciul și germaniul sunt semimetale. Plumbul este tipic - metal. Toate elementele prezintă stări de oxidare: +4, +2, în plus, de sus în jos, stabilitatea unei stări de oxidare ridicată scade, iar una scăzută crește. Compușii elementelor cu starea de oxidare (+4) în rândul de la carbon la plumb sunt îmbunătățiți proprietăți oxidante, iar proprietățile reducătoare ale compușilor cu starea de oxidare (+2) sunt slăbite. De exemplu, germaniul și staniul în starea de oxidare (+2) sunt agenți reducători puternici; în compușii Ge (+2), proprietățile reducătoare sunt atât de puternice încât în ​​absența unui agent oxidant sunt disproporționate. Pentru plumb, starea de oxidare (+2) este cea mai stabilă, iar compușii Pb (+4) sunt agenți oxidanți puternici.

Proprietățile elementelor subgrupului de carbon

Proprietăți
Raza atomică, nm
Raza ionică E -4, nm
Raza ionică E +4, nm
Potențialul de ionizare I, V
Interval de bandă, EV	5,2 (diamant)
Punct de topire, 0 С
Punct de fierbere, 0 С
Densitate, g/cm 3	3,51
E (E 3+ rr / E), B
Stare de oxidare

4.2 Carbonul și compușii săi

Natural resurse. Conținutul de carbon al scoarței terestre este de 0,1%.Se găsește atât sub formă liberă (diamant, grafit), cât și în stare legată (dioxid de carbon, carbonați, petrol, gaze naturale, ulei de șist, bitum).

În funcție de numărul de legături y, numărul de coordonare al carbonului este de patru (sp 3 - hibridizare), trei (sp 2 - hibridizare) sau doi (sp - hibridizare) orbitali de valență:

În conformitate cu stările hibride caracteristice ale orbitalilor, atomii de carbon se pot combina în formațiuni polimerice de coordonare (sp 3), stratificat (sp 2) și liniare (sp).

Aceasta corespunde la trei tipuri simple de substanțe: diamant, grafit, carbyne. În produsele de condensare a vaporilor de grafit, a fost izolată o nouă modificare a carbonului, fullerena.

Diamant(sp 3) este o substanță cristalină cu o rețea de coordonare atomică, care are duritate mare și densitate semnificativă. Este mai greu decât toate substanțele. Este utilizat pe scară largă pentru tăierea, găurirea sticlei stânci slefuirea materialelor extra dure. Mostrele sale în forma sa pură refractează puternic lumina (strălucire). Diamantele sunt obținute prin tăierea specială a cristalelor transparente. Este cea mai scumpă dintre pietrele prețioase. Greutatea unui diamant este exprimată în carate (1 carat corespunde la 0,2 grame). Valoarea unui diamant crește proporțional cu pătratul masei sale.

Cu hibridizarea sp 2, se formează o structură plată grafit... Grafitul este o substanță cristalină de culoare gri-negru, cu un luciu metalic slab. Distanța dintre straturi este foarte mare (0,335 nm), iar forțele intermoleculare dintre straturile din grafit sunt foarte mici. Grafitul se descompune în fulgi subțiri, care sunt foarte puternici în sine și aderă ușor pe hârtie. Grafitul este refractar; din el se prepară creuzetele pentru metalurgie. În reactoarele nucleare, grafitul este folosit ca moderator de neutroni. Apare sub formă de depozite (Altai), obținute din cocs. Trecerea grafitului la diamant se realizează la o temperatură de 1800 ° C și o presiune de 6 GPa în prezența solvenților (FeS topit, Ta, Ni etc.).

Când se formează hibridizarea sp carbyne descoperit în 1963, descoperit ulterior în natură. Carbyne este produs prin oxidarea catalitică a acetilenei. Carbyne este o pulbere neagră cristalină fină. Cristalele Carbyne sunt compuse din lanțuri liniare de atomi de carbon conectați prin legături simple și triple alternative:

- С С - С С - ... (- С С -) n

Din punct de vedere al durității, carabina este superioară grafitului, dar inferioară diamantului. Posedă proprietăți semiconductoare. Când este încălzit (Т = 2880 ° C) fără acces la aer, se transformă în grafit.

Varietățile de grafit includ funingine și cărbune. Cărbunele se obține prin descompunerea termică a compușilor carbonați. Cărbunele este un grafit fin divizat. Cărbunele este produs prin carbonizarea lemnului. Cărbunele (în special cărbunele) conține un număr mare de pori, prin urmare are o capacitate mare de adsorbție. Adsorbția este o proprietate a cărbunelui și a altora solide menține vaporii, gazele și substanțele dizolvate pe suprafața sa. Substanțele pe suprafața cărora are loc adsorbția se numesc adsorbanți. Dacă cerneala (cărbunele este un adsorbant, cerneala este un adsorbat) este trecută prin cărbunele pulverizat, atunci acestea devin decolorate. În tehnologie, aluminosilicații sunt utilizați ca adsorbanți. În medicină, tabletele de cărbune activ sunt folosite pentru a îndepărta substanțele nocive.

Chimic proprietăți. La temperaturi obișnuite, carbonul este foarte inert; în anumite condiții, prezintă proprietăți oxidante și reducătoare. Proprietățile oxidante se manifestă în reacții:

4A1 + 3 = Al4+3C3-4 (carbură Aa);

CaO + 3C = C +2O + CaC2 (carbură de Ca);

C + 2H2 = C-4H4 (metan).

Proprietățile reducătoare ale cărbunelui sunt mai tipice:

С° + О 2 = СО 2.

Cărbunele reduce Fe, Cu, Zn, Pb și alte metale din oxizii lor, de exemplu:

2ZnO + С ° = 2Zn + С +4 О 2.

La temperaturi ridicate, carbonul interacționează cu oxigenul, azotul, halogenii și multe alte metale.

Monoxid de carbon(II) CO se formează în timpul arderii cărbunelui cu lipsă de oxigen:

2C + O2 = 2CO.

Molecula de monoxid are o legătură chimică triplă, prin urmare CO se caracterizează printr-un punct de topire scăzut și solubilitate scăzută în apă. În industrie, CO se obține prin trecerea dioxidului de carbon peste cărbune încins la o temperatură ridicată:

CO2 + C = 2CO.

Datorită apariției acestei reacții, gazele de eșapament ale mașinilor conțin CO, conțin și CO, gaze de eșapament de la cuptoare cu tracțiune slabă.

În laborator, monoxidul de carbon CO se obține prin adăugarea în picături de acid formic la acidul sulfuric concentrat, care ia apa din acesta:

HCOOH CO + H2O.

Acidul oxalic când este încălzit cu acid sulfuric dă un amestec de doi oxizi:

H2C204 = CO + CO2 + H2O.

Amestecul gazelor rezultate este trecut printr-o soluție de hidroxid de bariu, care absoarbe doar CO2.

Acțiune fiziologică ... Monoxidul de carbon este foarte toxic, o doză letală de CO în aer este de 0,2%. CO se leagă de hemoglobina din sânge mai puternic decât oxigenul, blocând astfel transferul de oxigen în organism. Semne ale intoxicației cu doze mici: sânge neobișnuit de strălucitor, dureri de cap severă, uneori pierderea conștienței.

Proprietăți. Monoxidul de carbon (CO) este un gaz incolor, mai greu decât aerul, ușor solubil în apă. Absorbit de cărbune activ, precum și de stratul filtrant care conține I 2 O 5. Monoxidul de carbon este inert chimic la temperaturi obișnuite, cu toate acestea, cu participarea catalizatorilor, reacţionează cu hidrogenul pentru a forma hidrocarburi. Datorită prezenței perechilor singure în carbon și oxigen, monoxidul de carbon este un ligand și formează complexe puternice cu metalele de tranziție, de exemplu,. La temperaturi ridicate, CO reduce multe metale din oxizii lor:

CO + CuO = Cu + CO 2.

Această proprietate a monoxidului de carbon (II) este utilizată în topirea metalelor din minereuri. Combinându-se cu sulful, formează tiooxid:

Combinând cu clorul, se formează fosgen:

CO + C? 2 = SOS? 2.

Fosgenul (SOS? 2) este un gaz incolor cu un miros slab de fân. Foarte otrăvitoare, în primul rând razboi mondial a fost folosit ca agent sufocant și otrăvitor. Fosgenul este lent hidrolizat de apă pentru a forma acizi clorhidric și carbonic:

SOS? 2 + 2HON = H2CO3 + 2HC a.

Dioxid de carbon CO 2 - format în natură în timpul arderii și descompunerii materie organică... În aer, concentrația sa este de 0,03%, este de asemenea conținută în multe izvoare minerale(narzan, borjomi). Atmosfera lui Venus este 95% CO2. Dioxidul de carbon este asimilat în procesul de fotosinteză de către plantele verzi cu ajutorul clorofilei lor; atunci când energia solară este absorbită de plante, se formează materia organică (în primul rând glucoză), iar oxigenul este eliberat și eliberat în atmosferă. Energia absorbită este eliberată din nou în timpul disimilării în organismele vii ale animalelor și plantelor. Disimilarea substanțelor organice în organisme este procesul de oxidare a acestora în prezența enzimelor cu formarea de dioxid de carbon și apă:

Documente similare

Proprietățile fizice ale elementelor subgrupului principal al grupului III. Caracteristici generale ale aluminiului, borului. Compuși naturali anorganici de carbon. Proprietățile chimice ale siliciului. Interacțiunea carbonului cu metalele, nemetalele și apa. Proprietățile oxizilor.

prezentare adaugata la 04.09.2017


Principalele clase de compuși anorganici. Prevalența elemente chimice. Tipare generale chimia s-elementelor grupelor I, II si III ale sistemului periodic D.I. Mendeleev: proprietăți fizice, chimice, metode de producție, rol biologic.

tutorial, adăugat 02/03/2011


Caracteristicile generale ale elementelor subgrupei VIA, producția lor, proprietățile fizice și chimice, distribuția în natură. Compuși de hidrogen și oxigen ai calcogenelor. Justificarea stărilor de oxidare + IV, + VI. Principalele domenii de aplicare ale acidului sulfuric.

prezentare adaugata la 08.11.2013


Calciul ca unul dintre cele mai abundente elemente de pe Pământ, principalele sale proprietăți fizice și chimice, istoria descoperirilor și cercetării. Găsirea unui element în natură, domeniul său de aplicare aplicație practică... Compuși existenți și rol biologic.

test, adaugat 26.01.2014


Proprietățile atomice, fizice și chimice ale elementelor subgrupului cuprului și ale compușilor acestora. Conținutul de elemente ale subgrupului de cupru din scoarța terestră. Utilizarea proceselor piro- și hidrometalurgice pentru producerea cuprului. Proprietățile compușilor de cupru, argint și aur.

rezumat, adăugat 26.06.2014


Caracteristicile generale ale elementelor chimice din grupa IV a tabelului periodic, apariția lor în natură și compuși cu alte nemetale. Obține germaniu, staniu și plumb. Proprietățile fizico-chimice ale metalelor din subgrupa titanului. Domenii de aplicare ale zirconiului.

prezentare adaugata la 23.04.2014


Caracteristicile generale ale elementelor grupei I, chimia lor și proprietăți fizice, istoria descoperirii și caracteristicile metodelor de obținere. Litiu și compușii săi. Regularități în structura atomilor de metale alcaline. Reguli de stocare pentru unele elemente din acest grup.

prezentare adaugata la 30.11.2012


Valoarea caracteristică și de grup a elementelor p. Starile lor de oxidare. Starea atomilor de calcogen. Proprietățile halogenilor. Un subgrup de aluminiu, azot și carbon. Principalele forme minerale ale borului. Prevalența în scoarța terestră tipuri diferite minerale.

prezentare adaugata la 22.04.2016


Metalele. Metode de obținere a metalelor. Proprietățile chimice ale metalelor. Caracteristicile metalelor din subgrupul principal al grupului I. Caracteristicile elementelor subgrupului principal al grupului II. Caracteristicile elementelor subgrupului principal al grupului III. Aluminiu. Metale de tranziție

rezumat adăugat la 18.05.2006


Element al subgrupului principal al celui de-al doilea grup, a patra perioadă a sistemului periodic de elemente chimice a lui D. I. Mendeleev. Istoria și originea numelui. Găsirea calciului în natură. Proprietati fizice si chimice. Aplicarea calciului metalic.

Caracteristicile generale ale elementelor p

Formula electronică generală pentru elementele p este ns 2 np 1 ¸6, unde n este numărul cuantic principal. Majoritatea elementelor p sunt nemetalice. Elemente precum Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Sb, Bi, Po sunt considerate în mod convențional metalice, deși păstrează multe dintre proprietățile nemetalelor. Toți electronii de valență ai elementelor p sunt la nivelul exterior, de aceea aparțin subgrupurilor principale.

Atomii elementelor p sunt capabili să prezinte atât stări de oxidare pozitive, cât și negative. De regulă, atomii elementelor p prezintă valență variabilă, iar în grupurile pare este pare, iar în cele impare este impar.

În perioada, pe măsură ce numărul de electroni p la nivel extern în atomii elementelor crește, raza atomilor scade, crește energia de ionizare și energia afinității electronice, adică. proprietățile oxidante (abilitatea de a accepta electroni) ale atomului sunt îmbunătățite. Elementele p, fiind agenți de oxidare, pot prezenta și proprietăți reducătoare; prin urmare, majoritatea elementelor p sunt capabile de reacții de disproporționare. De exemplu:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

2As + 3NaOH = AsH3 + Na3AsO3

3S + 6KOH = 2K 2 S + K 2 SO 3 + 3H 2 O

În cadrul subgrupului, de sus în jos, pe măsură ce numărul de serie al elementului crește, proprietățile nemetalice ale elementelor p sunt slăbite și proprietățile metalice sunt întărite, prin urmare cea mai caracteristică stare de oxidare pozitivă scade. De exemplu, starea de oxidare caracteristică a elementelor:

în perioada III Al3+, Si4+, P5+, S6+

în perioada VI Tl 1+, Pb 2+, Bi 3+, Po 4+

Prin urmare, se poate concluziona că compușii Tl 3+, Pb 4+, Bi 5+ sunt agenți oxidanți puternici, iar compușii Ga 1+, Ge 2+, As 3+ sunt agenți reducători.

Puterea compușilor cu hidrogen din principalele subgrupe de sus în jos scade din cauza creșterii razei atomului. De exemplu:

CH4® SiH4® GeH4® SnH4® PbH4; NH3® PH3® SbH3® BiH3.

Aproape toate elementele p sunt formatoare de acizi, iar stabilitatea și rezistența acizilor care conțin oxigen crește pe măsură ce starea de oxidare a elementului p crește. De exemplu, puterea acizilor crește în rânduri:

HCI0® HCI02® HCI03® HCI04; H2S03® H2S04; HNO 2 ® HNO 3.

Proprietățile redox ale compușilor elementelor p depind, de regulă, de starea de oxidare a atomilor lor care alcătuiesc acești compuși. Compușii în care atomul elementului p se află într-o stare intermediară de oxidare pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare (H2O2, N2H4, NH2OH, HNO2, H3PO2, H2SO3 etc. ).

p-elementegrupa VII (halogeni)

Plan de lucru pe tema:

1. Caracteristici generale ale proprietăților elementelor p din grupa VII, fiind în natură, obținând. Proprietățile fizice și chimice ale substanțelor simple.

2. Compuși în cea mai scăzută stare de oxidare: halogenuri de hidrogen, acizi hidrohalici și sărurile acestora. Primirea. Proprietăți de restaurare.

3. Compuși în stări pozitive de oxidare: acizi care conțin oxigen, producția lor, stabilitatea, rezistența acidului și proprietățile redox. Săruri ale acizilor care conțin oxigen, producție, proprietăți chimice.

Exercitiul 1

1. De ce valențele impare sunt mai caracteristice halogenilor decât cele pare? Justificați răspunsul din punctul de vedere al teoriei structurii atomice.

2. Cum se explică existența fluorhidrurilor? De ce clorul, bromul și iodul nu formează compuși analogi? Justificați răspunsul.

3. Cu ce ​​substanțe interacționează acidul iodhidric: a) Ca; b) P203; c) NaOH. Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

4. Cum ar trebui modificată concentrația de reactanți pentru a crește randamentul în clor: O 2 + 4HCl 2Cl 2 + 2H 2 O? Justificați-vă răspunsul pe baza principiului lui Le Chatelier.

5. Determinați agentul oxidant în următoarele reacții: a) I 2 + H 2 O 2 → HIO 3 + H 2 O

b) HIO 3 + H 2 O 2 → O 2 + I 2 + H 2 O.

Plasați coeficienții folosind metoda echilibrului electronic de ioni. Determinați echivalentul oxidantului și calculați Masă molară echivalentul unui agent oxidant.

Sarcina 2

1. De ce moleculele de halogen nu pot conține mai mult de doi atomi? Justificați răspunsul din punctul de vedere al metodei legăturilor de valență (MVB).

2. De ce molecula de acid fluorhidric este înregistrată ca H 2 F 2? Justificați răspunsul.

3. Câte legături σ sunt în moleculele acizilor clor care conțin oxigen? Justificați răspunsul din punctul de vedere al metodei legăturilor de valență (MVB).

4. Este posibil să se prepară soluţii care conţin următoarele săruri: a) NaCl şi KNO 3; b) NaCI şi AgN03; c) NaCl și AgF. Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

5. Scrieți ecuația reacției pentru interacțiunea bromurii de potasiu cu dicromatul de potasiu la pH< 7. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент восстановителя, рассчитайте его молярную массу.

Sarcina 4

1. Molecula a căruia dintre compușii enumerați este mai polară: a) HF; b) HCI; c) HI; d) HBr? De ce? Justificați răspunsul din punctul de vedere al metodei legăturilor de valență.

2. Care dintre substanţele enumerate aduc bromul în stare solubilă: a) H 2 O; b) o soluţie de H2S04; c) soluție de NaOH; d) benzen. Justificați răspunsul.

3. Cu care dintre următoarele substanțe va interacționa acidul clorhidric: a) Cu; b) P; c) MgO; d) NaOH. Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor chimice corespunzătoare.

4. Scrie expresie matematică constante de echilibru chimic pentru reacţie: H 2 (g.) + I 2 (g.) Û 2HI (g.). Cum ar trebui modificată concentrația reactanților pentru a reduce randamentul de iodură de hidrogen? Justificați-vă răspunsul în termenii principiului lui Le Chatelier.

5. Completați ecuația următoarei reacții redox: NaHSO 3 + NaIO 3 + H 2 O → NaHSO 4 + I 2 +. ... ... Plasați coeficienții folosind metoda echilibrului electronic de ioni. Determinați echivalentul agentului oxidant și agentului reducător, calculați masa molară a echivalentului agentului oxidant și agentului reducător.

Sarcina 5

1. Care dintre halogenurile de hidrogen dintr-o soluție apoasă are cel mai mare grad de disociere: a) HF; b) HCI; c) HI; d) HBr. De ce? Justificați răspunsul.

2. Alcătuiți formulele electronice ale atomului de clor și ale ionului Cl -. Explicați din punctul de vedere al teoriei structurii atomice de ce, în condiții normale, atomul de clor nu există în stare liberă, ci ionul Cl există (în soluție apoasă, într-o rețea cristalină)?

3. În care dintre transformările enumerate este indicat procesul de oxidare: a) Cl - → Cl 0; b) CI5+ → CI; c) I 0 → I 5+? Justificați răspunsul scriind ecuațiile electronice ale reacțiilor.

4. Cum reacționează între ele următoarele substanțe: a) Cu și F 2; b) Fe şi CI2; c) Ca şi Br2; d) Zn și I 2. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare și dați numele produselor de reacție.

5. Completați ecuația reactie chimica: Na2S + NaBrO + H2S04 →. ... ... Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului electron-ion. Determinați echivalentul agentului oxidant și agentului reducător, calculați masa molară a echivalentului agentului oxidant și agentului reducător.

Sarcina 6

1. De ce fluorul nu prezintă niciodată o stare de oxidare pozitivă? Justificați răspunsul.

2. Câte legături σ sunt în moleculele de acizi de halogeni care conţin oxigen în starea de oxidare +5?

3. În care dintre transformările enumerate este indicat procesul de reducere: a) I - → I 0; b) CI3+ → CI5+; c) Cl 3+ → Cl -. Justificați răspunsul scriind ecuațiile electronice ale reacțiilor.

4. Care dintre exemplele date de reacții chimice corespund ecuației ionice scurte Ag + + Cl - = AgCl:

a) AgNO 3 + HCl → ...; b) Ag2S04 + NaCI →…; c) Ag2O + HCI →….

5. Completați ecuația reacției la pH> 7: MnCl 2 + KClO +. ... ... →

Dacă se știe că culoarea devine verde ca urmare a reacției. Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului electron-ion. Calculați masa de clorură de mangan (II) necesară pentru a reacționa cu 5 echivalenți moli de KClO în aceste condiții.

p-elementegrupa VI

Plan de lucru pe tema:

1. Caracteristici generale ale proprietăților elementelor p din grupa VI.

2. Oxigen. Modificări alotropice. Structura moleculelor de oxigen și ozon. Oxizi, peroxizi, superoxizi, ozonide. Obținerea și proprietățile.

3. Apa. Anomalie în proprietățile fizice ale apei. Proprietățile chimice ale apei. Peroxid de hidrogen, metode de producție, structură moleculară, proprietăți chimice (acido-bazice și redox).

4. Sulf. Modificări alotropice, proprietăți fizice și chimice ale unei substanțe simple.

5. Hidrogen sulfurat. Structura moleculară, producție, proprietăți fizice și chimice. Acid sulfurat de hidrogen, sulfuri și persulfuri, proprietățile lor, producție și aplicare. Proprietăți reducătoare ale compușilor cu sulf în cea mai scăzută stare de oxidare.

6. Oxizi, halogenuri și oxohalogenuri de sulf. Acizi sulfurați cu conținut de oxigen, caracterizarea proprietăților acide și redox ale acizilor și derivaților acestora. Acid sulfuric: producție, structură moleculară, proprietăți chimice. Interacțiunea acidului sulfuric cu metalele. Sulfati. Acizi poliionici și sărurile lor. Acid tiosulfuric și tiosulfat de sodiu: preparat, structură moleculară, proprietăți chimice. Peroxoacizi sulfurosi (peracizi), peroxosulfati: preparat, structura moleculara, proprietati.

7.Elemente ale subgrupului seleniu. Fiind în natură. Proprietățile substanțelor simple. Caracteristici comparative ale compușilor elementelor din subgrupa seleniului: proprietăți acido-bazice, redox.

Sarcini individuale

Exercitiul 1

1. Câți mililitri (n.u.) de dioxid de sulf sunt necesari pentru reacția cu 50 ml soluție de hidroxid de potasiu 0,1 N?

2. În care dintre transformările enumerate este indicat procesul de oxidare: a) S +4 → S 2 -; b) S2 - → S0; c) Se +4 → Se 0. Justificați răspunsul scriind ecuațiile electronice ale reacțiilor corespunzătoare.

3. Seleniul elementar poate fi obţinut din acidul selenic prin reducere cu agenţi reducători puternici. Scrieți ecuațiile electron-ionice și moleculare pentru reacția acidului selenic cu hidrazina, care este oxidată la azot.

4. Unul dintre cei mai răspândiți compuși naturali ai sulfului este pirita minerală, a cărei componentă principală este sulfura FeS 2 și conține și alte impurități. Determinați ce volum de oxid de sulf (IV) se poate obține (n.o.) prin arderea a 600 g de pirita, dacă fracția de masă a impurităților din acesta este de 20%.

5. Calculați fracția de masă de sare din soluția obținută după neutralizarea completă a soluției de acid sulfuric 40% cu soluție de hidroxid de sodiu 15%.

Sarcina 2

1. Ce volume (n.o.) de hidrogen sulfurat și oxid de sulf (IV) trebuie să reacționeze între ele pentru ca masa sulfului format să fie de 100 kg?

2. Care este configurația spațială (geometria) ionului sulfat: a) pătrat; b) o piramidă patruunghiulară; c) tetraedru. De ce? Justificați răspunsul din punctul de vedere al teoriei structurii atomice.

3. De ce peroxidul de hidrogen poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare? Alcătuiţi ecuaţiile electronic-ionice şi moleculare ale reacţiilor peroxidului de hidrogen: a) cu o soluţie de permanganat de potasiu acidulat cu acid sulfuric; b) cu o soluţie de iodură de potasiu.

4. Ce masă dintr-o soluție cu o fracție de masă de acid sulfuric de 70% se poate obține din pirita cu o greutate de 200 kg, care conține FeS 2 și impurități? Fracția de masă a impurităților din pirit este de 10%, iar randamentul de acid sulfuric este de 80%.

5. Printr-o soluție care conține 10 g hidroxid de sodiu, se trec 30 g de hidrogen sulfurat. Ce sare s-a format în acest caz? Determinați-i masa.

Sarcina 3

1. Câți litri de dioxid de sulf (n.u.) se pot obține prin reacția a 6,5 ​​g de cupru cu acid sulfuric concentrat?

2. Ce săruri sunt supuse hidrolizei în soluţie apoasă: a) K 2 SO 4; b) Al2(S04)3; c) Al2S3; d) K 2 S. Justificați răspunsul scriind ecuațiile moleculare și ion-moleculare ale reacțiilor.

3. Care este starea de oxidare a oxigenului în compușii: O 2; O 3; Na20; H202; KO 2; KO 3? Peroxidul de sodiu absoarbe amoniacul, oxidându-l pe cât posibil. Scrieți ecuațiile reacțiilor moleculare și electronice.

4. Fracția de masă a ozonului într-un amestec cu oxigen este de 10%. Calculați masa de hidrogen necesară pentru a reacționa cu 8 g dintr-un astfel de amestec. Rețineți că atunci când hidrogenul reacționează cu ambele modificări ale oxigenului alotrop, se formează apă.

5. Calculați masa unei soluții de acid sulfuric cu o fracție de masă de H 2 SO 4 96%, care poate fi obținută din pirita cu o greutate de 3,6 kg.

Sarcina 4

1. Cât de multă soluție de acid sulfuric 10% (în greutate) este necesară pentru a obține 33,6 litri de hidrogen (NU) atunci când interacționează cu zincul?

2. Ce săruri sunt supuse hidrolizei în soluţie apoasă: a) Na 2 SO 4 ; b) Na2S2O3; c) Na2S; d) Na2S03. Scrieți ecuațiile de reacție moleculară și ion-moleculară și determinați pH-ul mediului.

3. Ce proprietăți ale peroxidului de hidrogen sunt mai pronunțate: oxidantă sau reducătoare? Motivați-vă răspunsul cu valorile potențialelor corespunzătoare. Peroxidul de sodiu absoarbe hidrogenul sulfurat, oxidând-o cât mai mult posibil. Scrieți ecuațiile moleculare și electron-ion pentru această reacție.

4. Ce volum de aer și ce masă de apă trebuie luate pentru a transforma oxidul de sulf (IV) cu un volum de 10 litri (condiții normale) în acid sulfuric? Fracția de volum a oxigenului din aer este de 20,95%.

5. În ce caz se va obţine mai mult oxigen: prin descompunerea a 5 g de permanganat de potasiu sau prin descompunerea a 5 g clorat de potasiu? Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare și efectuând calculele necesare.

Sarcina 5

1. Se determină masa de SeO 2, la hidratare, se obțin 3 moli de acid corespunzător.

2. Ce compuşi pot prezenta proprietăţi oxidante: a) H 2 S; b) H2S03; c) H2S04 (divizat); d) H2S04 (conc)? De ce? Justificați-vă răspunsul din punctul de vedere al teoriei OVR.

3. Telurul elementar poate fi obţinut din H 6 TeO 6 prin reducere cu agenţi reducători puternici. Scrieți ecuațiile electronice și moleculare pentru reacția acidului ortoluric cu oxidul de sulf (IV).

4. S-a obţinut oxigen din permanganat de potasiu cu o greutate de 7,9 g, care a reacţionat cu magneziul. Ce masă de oxid de magneziu se va obține în acest caz?

5. Pe baza structurii atomului de oxigen, indicați capacitățile sale de valență. Ce stări de oxidare prezintă oxigenul în compuși? Justificați-vă răspunsul oferind exemplele adecvate.

Sarcina 6

1. Câți moli de selenit de sodiu sunt necesari pentru reacția cu 33,6 litri de clor (NU) conform ecuației: Na 2 SeO 3 + Cl 2 + H 2 O →. ... ... ?

2. Ce compuşi pot prezenta proprietăţi reducătoare: a) H 2 S; b) H2S03; c) H2S04 (divizat); d) H2S04 (conc.). De ce? Justificați-vă răspunsul din punctul de vedere al teoriei OVR.

3. Realizați formulele electronice ale atomilor de sulf și seleniu. Sunt omologi electronici completi? Justificați răspunsul din punctul de vedere al teoriei structurii atomice.

4. Enumerați metodele de laborator și industriale de producere a oxigenului, dați ecuațiile reacțiilor corespunzătoare. Care sunt cele mai importante domenii de aplicare practică a oxigenului?

5. Cum și de ce se modifică proprietățile acide în seria: H 2 S, H 2 Se, H 2 Te?

p-elementeGrupa V

Plan de lucru pe tema:

1. Caracteristici generale ale proprietăților p-elementelor din grupa V, fiind în natură, primitoare. Proprietățile fizice și chimice ale substanțelor simple.

2. Azot. Obținerea, proprietățile și aplicarea azotului în tehnologie. Amoniac, hidrazină, hidroxilamină, acid hidrazoic. Chitanța, proprietățile, cererea lor. Amoniac lichid ca solvent ionizant. Amoniacul ca ligand. Nitruri metalice. Săruri de amoniu, producție, proprietăți.

3. Oxizi de azot. Obținerea, structura moleculelor, proprietăți. Acizi de azot oxigenat, proprietăți. Sărurile acestor acizi, comportament în soluție și la încălzire, în reacții redox. Interacțiunea acidului azotic cu metale și nemetale. Aqua regia.

4. Fosfor, primire, proprietăți, aplicare. Fosfuri și fosfine. Acid hipofosforic și hipofosfiți. Anhidridă fosforoasă și acid fosforic. Anhidridă fosforică și acizi fosforici. Halogenuri, oxohalogenuri.

5. Subgrup de arsenic. Structura și proprietățile substanțelor simple. Compuși cu hidrogen și metale. Oxizi, sulfuri, halogenuri și oxohalogenuri ale elementelor - As, Sb, Bi. Tioacizi și sărurile lor. Proprietățile acido-bazice ale hidroxizilor și proprietățile redox ale compușilor de arsen, antimoniu și bismut în diferite stări de oxidare. Aplicație.

Exercitiul 1

1. Oferiți o descriere comparativă a atomilor elementelor subgrupei de azot, indicând: a) configuratii electronice; b) capacităţi de valenţă; c) cele mai tipice stări de oxidare.

2. Care este masa nitritului de potasiu care poate fi oxidat în prezența acidului sulfuric 30 ml soluție de permanganat de potasiu 0,09 N?

3. Ce masă de amoniac va fi necesară pentru obținerea acidului azotic cu o masă de 12,6 tone, în condițiile în care pierderile în producție sunt de 5%.

4. Utilizând metoda echilibrului electronic, selectați coeficienții din schemele următoarelor reacții redox:

a) Ca + N 2 → Ca 3 N 2

b) P 4 + O 2 → P 4 O 6

c) NO 2 + О 2 + H2O → HNO3

5. Calculați pH-ul soluției de azotat de sodiu 0,1 N și gradul de hidroliză a sării în această soluție.

Sarcina 2

1. Scrieți ecuațiile reacțiilor chimice care trebuie efectuate pentru a efectua următoarele transformări:

Pb (NO 3) 2 → NO 2 → N 2 O 4 → HNO 3 → NH 4 NO 3 → NH 3

2. Ce volum de soluție de permanganat de potasiu 0,05 N este necesar pentru oxidarea a 20 ml de soluție de arsenit de sodiu care conține 0,02 g NaAsO 2?

3. Completați ecuația reacției: Cu 2 S + HNO 3 (conc.) →…. Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului electron-ion.

4. Descrieţi structura electronică a NH 3, NH 4 +, HNO 3 din punctul de vedere al metodei legăturilor de valenţă. Care este starea de oxidare a azotului în fiecare dintre acești compuși?

5. Determinați masa de azot, care la o temperatură de 20 ° C iar o presiune de 1,4 ∙ 10 5 Pa ocupă un volum de 10 litri.

Sarcina 3

1. Dați exemple de compuși cu azot, în moleculele cărora există legături formate prin mecanismul donor-acceptor.

2. Ce volum de soluție de permanganat de potasiu 0,25 n este necesar pentru oxidare în mediu acid de 0,05 l soluție de azotat de sodiu 0,2 M.

4. Descrieţi structura electronică a moleculei de N 2 din punctul de vedere al metodei VS. Care sunt proprietățile chimice ale azotului ca substanță simplă?

5. Scrieți ecuațiile de reacție care trebuie efectuate pentru a efectua următoarele transformări:

Ca 3 (PO 4) 2 → P → P 4 O 10 → H 3 PO 4 → CaHRO 4 ∙ 2H 2 O.

Sarcina 4

1. Un amestec de sulfuri As 2 S 3, Sb 2 S 3, Bi 2 S 3 tratate cu soluție de sulfură de sodiu. Ce sulfură a rămas nedizolvată? Justificați răspunsul scriind ecuațiile de reacție pentru dizolvarea sulfurilor.

2. Câți moli de produși gazoși se obțin în timpul descompunerii a 10 moli de azotat de nichel (II)?

3. Ce compuși ai azotului se obțin prin legarea (fixarea) directă a azotului atmosferic? Notați ecuațiile de reacție pentru prepararea lor și indicați condițiile de desfășurare a reacțiilor.

4. Ce volum de amoniac (condiții normale) se poate obține acționând cu doi litri de soluție alcalină 0,5 N asupra sării de amoniu?

5. Ce masă de oxid de fosfor (V) se formează în timpul arderii complete a fosfinei PH 3 obţinută din fosfură de calciu Ca 3 P2 cu o masă de 18,2 g?

Sarcina 5

1. Dați exemple de reacții de adiție, substituție cu hidrogen și oxidare caracteristice amoniacului. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Calculați volumul (n.u.) de dioxid de azot necesar pentru reacția cu 50 ml soluție de hidroxid de potasiu 0,1 N?

3. Care este masa clorurii de amoniu formată prin interacțiunea clorurii de hidrogen cu o greutate de 7,3 g cu amoniacul cu o greutate de 5,1 g? Ce gaz va ramane in exces? Determinați masa excesului.

4. Plasați coeficienții folosind metoda echilibrului electronic în ecuația: Ca 3 (PO 4) 2 + SiO 2 + C → CaSiO 3 + P + CO. Determinați echivalentul de masă molară a agentului de oxidare și a agentului reducător.

5. Sugerați o modalitate de a separa Sb (OH) 3 și Bi (OH) 3 unul de celălalt? Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare

Sarcina 6

1. Câte tone de cianamidă de calciu se pot obține din 3600 m 3 de azot (20 ° C, presiune atmosferică normală) prin reacția acesteia cu carbură de calciu, dacă pierderile de azot sunt de 40%?

2. Scrieți ecuația reacției pentru interacțiunea bismutului cu acidul azotic concentrat. Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului ion-electronic. Determinați echivalentul și echivalentul în masă molară a agentului reducător și a agentului oxidant.

3. Ce produse se obțin prin calcinarea nitraților: sodiu, calciu, cupru, plumb, mercur și argint? Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare, aranjați coeficienții folosind metoda balanței electronice.

4. Azotatul de amoniu se poate descompune în două moduri: 1) NH 4 NO 3 (k) = N 2 O (g) + 2H 2 O (g); 2) NH4NO3 (c.) = N2 (g) + ½O2 (g) + 2H20 (g). Care dintre următoarele reacții este cel mai probabil și care este mai exotermă la 25 ° C? Confirmați răspunsul calculând ∆G ° 298 și ∆Н ° 298. Cum se va schimba probabilitatea acestor reacții odată cu creșterea temperaturii?

5. Ce factori determină compoziția produselor de reducere a acidului azotic? Justificați răspunsul dând ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

p-elementegrupa IV

Plan de lucru pe tema:

1. Caracteristici generale ale elementelor p din grupa IV, fiind în natură, primitoare. Proprietățile fizice și chimice ale substanțelor simple.

2. Carbon: compuși naturali, producție, aplicare, proprietăți fizice, proprietăți chimice. Modificări alotropice ale carbonului. Monoxid de carbon (II) și carburi metalice. Monoxid de carbon (IV). Acid carbonic, carbonați, tiocarbonați.

3. Compuși ai carbonului cu nemetale: cianogen, disulfură de carbon; acid rodanic și tiocianați.

4. Siliciu: compuși naturali, producție, aplicare, proprietăți fizice și chimice. Compuși de siliciu oxigen. Acid silicic, silicați.

5. Elemente din subgrupa germaniului: compuși naturali, producție, aplicare, proprietăți fizice, proprietăți chimice. Compușii oxigenați ai elementelor din subgrupa germaniului: proprietăți acido-bazice și redox.

Exercitiul 1

1. Descrieți proprietățile fizice și chimice ale elementului de siliciu. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Cum pot fi explicate proprietățile oxidante ale oxidului de plumb (IV)? Completați ecuația de reacție: PbO2 + HCl →... Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului electron-ion. Se determină masa de sare și volumul de gaz (NL), care se obțin în urma reacției a 0,2 moli de PbO 2 cu acidul clorhidric.

3. Alcătuiți ecuațiile pentru reacțiile de obținere a clorurii și nitrurii de siliciu și indicați condițiile de apariție a acestora. De ce halogenurile de siliciu „fumă” în aerul umed? Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

4. Ce volum de acetilenă (condiții normale) se poate obține prin interacțiunea apei cu 0,80 kg de CaC 2.

5. Demonstrați caracterul amfoter al Sn (OH) 2. Dați ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

Sarcina 2

1. Descrieți proprietățile fizice și chimice ale elementului carbon. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Fără a calcula, determinați reacția mediului (pH = 7, pH< 7, рН >7) o soluție apoasă de silicat de sodiu. Justificați răspunsul dând ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

3. Când s-au ars 3,00 g antracit, s-au obținut 5,30 litri de CO2, măsurați în condiții standard. Calculați procentul de carbon (în greutate) pe care îl conține antracitul.

4. Completați ecuația reacției: C + HNO 3 (conc.) CO 2 + ... Plasați coeficienții în ecuație prin metoda echilibrului electronic-ion. Determinați echivalentul și echivalentul în masă molară a agentului reducător și a agentului oxidant.

5. Câte grame de NaCl se pot obține din 265 g de Na 2 CO 3.

Sarcina 3

1. Descrieți proprietățile fizice și chimice ale elementelor subgrupului germaniu. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Cărei clase de compuși aparțin Pb 2 O 3 și Pb 3 O 4 (plumb roșu)? Dați formulele lor grafice. Scrieți ecuația pentru reacția interacțiunii plumbului roșu cu o soluție de iodură de potasiu într-un mediu de acid sulfuric.

3. Câte grame de CaCO 3 precipită dacă se adaugă un exces de soluție de sodă la 400 ml de soluție 0,5 n CaCl 2.

4. Luând în considerare valorile constantelor de disociere ale acizilor cianhidric și carbonic: 5 * 10 -10, respectiv 4 * 10 -7, luați în considerare modul în care dioxidul de carbon din aer afectează soluțiile apoase de cianuri alcaline. De ce ar trebui depozitată cianura în recipiente bine închise?

5. Care sunt proprietățile acido-bazice ale oxidului și hidroxidului de plumb (II)? Justificați răspunsul dând ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

Sarcina 4

1. Descrieți proprietățile fizice și chimice ale monoxidului de carbon (IV) și acidului carbonic. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. De ce germaniul nu reacționează cu acidul sulfuric diluat, în timp ce este în acid concentrat se dizolva? Scrieți ecuația reacției dintre germaniu și acid sulfuric concentrat. Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului electron-ion.

3. La trecerea vaporilor de apă peste un cărbune încins se obține apă gazoasă, constând din volume egale de CO și H 2. Câtă apă gazoasă (condiții normale) se poate obține din 3,0 kg de cărbune.

4. Ce transformări suferă cianurile de sodiu și potasiu în timpul depozitării pe termen lung a soluțiilor lor apoase? Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

5. În ce culoare va fi vopsit turnesolul în soluții apoase de KCN, Na 2 CO 3. Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

Sarcina 5

1. Descrieți proprietățile fizice și chimice ale oxidului de siliciu (IV) și ale acidului silicic. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Care este diferența dintre interacțiunea germaniului și plumbului cu acidul azotic concentrat? De ce? Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare. Plasați coeficienții în ecuații prin metoda echilibrului electron-ion.

3. Carbonatul de calciu se descompune prin încălzire în CaO și CO 2. Ce masă de calcar natural care conține 90% (greutate) CaCO 3 va fi necesară pentru a obține 7,0 tone de var nestins.

4. Completați ecuația reacției: PbS + HNO 3 (conc.) PbSO 4 + NO 2 +…. Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului electron-ion. Determinați echivalentul agentului oxidant și al agentului reducător.

5. Se determină pH-ul soluției de bicarbonat de sodiu 0,02 N Na 2 CO 3, ținând cont doar de prima etapă a hidrolizei.

Sarcina 6

1. Dați formulele electronice ale staniului în starea de oxidare (+2) și (+4). Ce proprietăți (oxidante sau reducătoare) pot prezenta compușii staniului în aceste stări de oxidare? Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Dizolvarea a 0,5 g de calcar în acid clorhidric produce 75 ml de dioxid de carbon (NU). Calculați procentul de carbonat de calciu din calcar.

3. Calculați pierderea procentuală în greutate care are loc la aprinderea bicarbonatului de sodiu.

4. Comparați gradul de hidroliză a sării și pH-ul mediului la 0,1 M și 0,001 M soluții de cianură de potasiu. Justificați răspunsul făcând calculele adecvate.

5. Completați ecuația reacției: SnCl 2 + HgCl 2 Hg 2 Cl 2 + ... Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda balanței electronice. Determinați echivalentul, calculați masa molară a agentului de oxidare și a agentului reducător.

caracteristici generaled-elemente

Elementele d includ elemente în atomii cărora este umplut subnivelul d al nivelului energetic pre-extern. Ele sunt numite și tranziționale, situate în tabelul periodic în perioade mari în subgrupurile laterale ale tuturor grupurilor dintre elementele s- și p. Formula electronică generală a electronilor de valență ai atomilor elementelor d este (n-1) d 1-10 ns 2, unde n este numărul cuantic principal, i.e. electronii de valență se află la diferite niveluri de energie, astfel încât elementele d sunt situate în subgrupuri laterale.

La nivelul exterior, elementele d au 1-2 electroni (starea n s), restul electronilor de valență sunt localizați la subnivelul (n-1) d (stratul pre-exterior). O astfel de structură a învelișurilor de electroni ale atomilor elementelor d determină o serie de proprietăți generale:

1. Toate elementele d sunt metale care se disting prin duritate mare, refractaritate și conductivitate electrică semnificativă.

2. Pentru fiecare deceniu de elemente d, cele mai stabile configurații electronice sunt: ​​d 0, d 5, d 10.

: (de exemplu, Sc, Y, La, spre deosebire de alte elemente d, prezintă o stare de oxidare constantă de +3) (n-1) d 1 ns 2

: (Mn, Fe, Re) - (n-1) d 5 ns 2

alunecarea electronilor 24 Cr:… 3d 4 4s 2 →… 3d 5 4s 1.

: (Zn, Cd, Hg) - (n-1) d 10 ns 2

alunecarea electronilor: 29 Cu:… 3d 10 4s 1; 47 Ag:… 4d 10 5s 1; 79 Au:… 5d 10 6s 1; 46 Pd:… 4d 10 5s 0.

3. Stabilitatea crescută a d-shell-urilor neumplute, semi-umplute și complet umplute determină cele mai caracteristice stări de oxidare ale acestor elemente și stabilitatea compușilor acestora. Astfel, compuşii Fe3+ (d5) şi Zn2+ (d10) sunt stabili, în timp ce compuşii Cr2+ şi Mn3+ având configuraţia d4 sunt instabili.

4. La formarea compușilor se folosesc electroni s și parțial sau toți electronii d. Mai mult, mai întâi electronii s iau parte la formarea legăturilor, iar apoi electronii d. Excepție fac elementele subgrupului Zn, în a căror atomi nu există electroni d nepereche - [(n-1) d 10 ns 2] și Pd - (4d 10 5s 0), al căror atom în stare neexcitată nu are exterior electronii s. În acest sens, caracteristicile elementelor d sunt:

- un set mare de stări de valență;

- o gamă largă de modificări ale proprietăților redox și acido-bazice ale compușilor lor.

5. În fiecare subgrup, proprietățile primelor elemente (elementele perioadei IV) diferă semnificativ de proprietățile restului elementelor. Asemănarea elementelor perioadelor V și VI se datorează compresiei lantanoide.

6. Spre deosebire de elementele p, elementele d nu prezintă stări negative de oxidare. Nu formează compuși gazoși cu hidrogenul. Dacă pentru elementele p dintr-un grup de sus în jos, tendința spre manifestarea celei mai înalte stări de oxidare scade, atunci pentru elementele d această tendință, dimpotrivă, crește. O creștere a stabilității stărilor superioare de oxidare se datorează faptului că toți electronii de valență din atomii grei sunt localizați la o distanță mare de nucleu și sunt mai eficient ecranați de acesta. Deci, pentru elementele d din grupa VI Mo și W, starea de oxidare este +6, în timp ce Cr este stabil în compușii în care starea sa de oxidare este +3. Consecința acestui lucru este o scădere a capacității de oxidare a compușilor în cea mai mare stare de oxidare a elementelor d din grupul de sus în jos.

stabilitate crescută,

se observă slăbirea proprietăților oxidante.

Deci, de exemplu, oxidul de Mn (VII) este instabil și se descompune cu o explozie: 2Mn 2 O 7 = 4MnO 2 + 3O 2,

în timp ce oxizii corespunzători de tehneţiu şi reniu sunt substanţe cristaline stabile. Din același motiv, Mn și Re interacționează diferit cu acidul azotic:

Mn + 4HNO 3 = 4Mn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 4H 2 O,

Re + 7HNO3 = HReO4 + 7NO2 + 3H2O

7. Proprietățile acido-bazice ale hidroxizilor elementului d depind de starea lor de oxidare: odată cu creșterea stării de oxidare, proprietățile chimice ale hidroxizilor se modifică de la bazic prin amfoter la acid. De exemplu:

Fe (OH) 2 Fe (OH) 3 H 2 FeO 4

Cr (OH) 2 Cr (OH) 3 H 2 CrO 4

acid amfoter bazic

MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7

acid amfoter bazic

8. În grupul de sus în jos, proprietățile acide ale hidroxizilor, când se manifestă prin elemente acelasi grad oxidare, cădere. De exemplu: H2MnO4-H2TcO4-H2ReO4

slăbirea proprietăților acide

9. Elementele d se caracterizează prin formarea diverșilor compuși de coordonare (în special elemente 4d și 5d). Majoritatea compușilor elementului d sunt colorați.

10. elementele d sunt buni catalizatori și sunt utilizați în multe procese catalitice.

d-elementeVI,VII,grupa a VIII-a

Plan de lucru pe tema:

1.d-elementele grupei VIII. Familia fierului: compuși naturali, producție, aplicare, proprietăți fizice, proprietăți chimice.

2. Compușii oxigenați ai elementelor din subgrupa fierului: proprietăți acid - bază și redox.

3. Compuși complecși ai elementelor subgrupei fierului.

4. d-elemente ale subgrupei cromului: compuși naturali, producție, aplicare, proprietăți fizice, proprietăți chimice.

5. Compușii oxigenați ai elementelor subgrupei cromului: proprietăți acido-bazice și redox.

6. elementele d din subgrupa manganului: compuși naturali, producție, aplicare, proprietăți fizice, proprietăți chimice.

7. Compușii oxigenați ai elementelor din subgrupa manganului: proprietăți acido-bazice și redox.

Exercitiul 1

1. Descrieți proprietățile fizice ale elementelor din familia fierului.

2. Determinați ce masă de dioxid de plumb poate fi redusă cu 0,15 l de soluție de cromit de potasiu 0,2 n într-un mediu alcalin.

3. Determinați volumul de tetracarbonilnichel format în conformitate cu ecuația reacției chimice: Ni (s) + 4CO (g) = (g), dacă în reacție au intrat 23,48 kg de nichel, iar pierderile de producție au fost de 10%?

4. Completați ecuația reacției chimice: KMnO 4 + HBr = Br 2 + ... Plasați coeficienții în ecuație prin metoda echilibrului electronic-ion. Determinați echivalentul și masa molară a agentului oxidant și a agentului reducător.

5. În ce două moduri se poate obține clorura de nichel (II) din nichel metalic? Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

Sarcina 2

1. Descrieți proprietățile chimice ale elementelor din familia fierului, comparați activitatea lor chimică. Dați ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Un aliaj de cupru și nichel cântărind 1,5 g a fost tratat cu un exces de soluție de acid clorhidric. Totodată, a fost colectat un volum de gaz de 114 ml (n.a.). Calculați fracția de masă a metalelor din amestec.

3. Alcătuiți ecuațiile moleculare și ion-moleculare ale reacțiilor de formare a hidroxidului de nichel (II) și dizolvarea acestuia în acid azotic.

4. Completați ecuația reacției chimice: H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + HCl = O 2 + ... Plasați coeficienții în ecuație prin metoda echilibrului electron-ion.

5. Scrieți ecuațiile de reacție pentru producerea hidroxidului de cobalt (II) și oxidarea acestuia cu oxigenul atmosferic.

Sarcina 3

1. d-elemente din familia fierului: compuși naturali, producție, aplicare.

2. Cum se poate obține clorura de fier (III) din clorura de fier (II) și invers? Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

3. Cel mai comun minereu din care se obține cromul este minereul de crom fier FeCr 2 O 4. Calculați câte procente de impurități sunt conținute în minereu, dacă din 1 tonă din acesta în timpul topirii s-au obținut 240 kg de ferocrom (un aliaj de fier cu crom), care conține 65% crom.

4. Completați ecuația reacției chimice: KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 = Br 2 + ... Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului electron-ion. Determinați echivalentul și masa molară a agentului oxidant și a agentului reducător.

5.În ape naturale fierul este prezent în principal sub formă de bicarbonat, care, sub acțiunea apei și a oxigenului din aer, este transformat treptat în hidroxid de fier (III). Faceți ecuația pentru această reacție, indicați ce element cedează electroni și care îi adaugă. Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului electron-ion

Sarcina 4

1. Compușii oxigenați ai fierului: descrieți proprietățile lor acido-bazice și redox.

2. Ce volum de clor (n.u.) va fi eliberat când 1 mol de dicromat de potasiu interacționează cu un exces de acid clorhidric?

3. Indicați stările de valență caracteristice atomului de Ni. Care sunt durabile? Scrieți formulele pentru oxizi și hidroxizi de nichel. Da descriere scurta proprietățile acido-bazice ale acestor compuși. Dați ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

4. Pentacarbonilul de fier se descompune în lumină conform ecuației reacției: 2 = + CO. Calculați cât de mult din substanță s-a descompus dacă s-au format 5,6 litri de monoxid de carbon (II) (n.o.).

5. Completați ecuația reacției chimice: PbO 2 + MnSO 4 + HNO 3 = PbSO 4 + Pb (NO 3) 2 +... Plasați coeficienții în ecuație prin metoda echilibrului electron-ion.

Sarcina 5

1. Descrieți raportul elementelor din familia fierului față de aer, apă, acizi. Cum se modifică activitatea chimică a elementelor în seria: Fe → Co → Ni? De ce? Dați ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Scrieți ecuațiile reacțiilor chimice, care pot fi folosite pentru a efectua următoarele transformări: Co 2 O 3 → Co → Co (NO 3) 2 ®Co (OH) 2 → Co (OH) 3 → CoCl 2 → CoCl 3.

3. Indicați stările de valență caracteristice ale atomului de Fe. Care sunt durabile? Scrieți formulele pentru oxizi și hidroxizi de fier. Oferiți o scurtă descriere a proprietăților acido-bazice ale acestor compuși. Dați ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

4. Ce volum de soluție de acid sulfuric cu o fracție de masă de H 2 SO 4 20% (p = 1,143 g / ml) trebuie luat pentru a dizolva fierul, fracția de masă a impurităților în care este de 12,5%?

5. Completați ecuația reacției chimice: K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +... Plasați coeficienții în ecuație prin metoda echilibrului electron-ion.

Determinați echivalentul și masa molară a agentului oxidant și a agentului reducător.

Sarcina 6

1. d-elemente ale subgrupei cromului: compuși naturali, producție, aplicare.

2. Pilitura de fier cu o greutate de 16,8 g au fost arse în atmosferă de clor. Produsul rezultat a fost dizolvat în 400 ml apă. Determinați fracția de masă (%) a solutului din soluția rezultată.

3. Scrieți ecuațiile reacțiilor chimice, care pot fi folosite pentru a efectua următoarele transformări: NiO → Ni → Ni (NO 3) 2 → Ni (NO 3) 3 → NiCl 2.

4. Indicați stările de valență caracteristice atomului de Co. Care sunt durabile? Scrieți formulele pentru oxizi și hidroxizi de cobalt. Oferiți o scurtă descriere a proprietăților acido-bazice ale acestor compuși. Dați ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

5. Completați ecuația reacției chimice: Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + ... Plasați coeficienții în ecuație prin metoda echilibrului electron-ion. Determinați echivalentul și masa molară a agentului oxidant și a agentului reducător.

caracteristici generales-elemente

Elementele s includ elemente ale subgrupului principal al grupelor I și II (IA și IIA - subgrupe) ale sistemului periodic. Formula electronică generală pentru stratul de valență al elementelor s este ns 1-2, unde n este numărul cuantic principal.

Elementele IA - subgrupele Li, Na, K, Rb, Cs și Fr - se numesc metale alcaline, iar în elementele IIA - subgrupe - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - ultimele patru elemente se numesc metale alcalino-pământoase .

Atomii de metale alcaline pentru formarea legăturilor chimice au un singur electron situat în orbital ns - atomic (AO). Valoarea relativ mică a energiei de ionizare scade de la Li (I = 520 kJ / mol) la Cs (I = 342 kJ / mol), ceea ce facilitează desprinderea unui electron de AO. Prin urmare, atomii de metale alcaline din diferite reacții chimice sunt ușor transformați în cationi încărcați individual cu o configurație stabilă de opt electroni (n-1) s 2 (n-1) p 6 a gazului nobil corespunzător. De exemplu: K (4s 1) - e = K + ().

Astfel, în numeroșii lor compuși ionici, metalele alcaline au o singură stare de oxidare (+1).

Elementele IIА - subgrupele conțin deja doi electroni la nivelul energiei externe, capabili să se separe înainte de formarea legăturilor chimice ionice cu trecerea unuia dintre ei la nр AO: ns 2 → ns 1 np 1. Starea de oxidare a elementelor de subgrup IIA în diferiții lor compuși este (+2).

Beriliul în proprietățile sale fizico-chimice iese în evidență puternic în rândul IIA - subgrup. Atomii acestui element au cea mai mare valoare a primei energie de ionizare dintre toate elementele s (I = 901 kJ / mol) și cea mai mare diferență în ns și np-AO. Prin urmare, beriliul cu alte elemente formează în principal legături chimice covalente, care sunt de obicei considerate din punctul de vedere al metodei legăturilor de valență. Orbitii atomici ai beriliului suferă o hibridizare sp, corespunzătoare formării moleculelor liniare BeCl 2, BeI 2 etc. Beriliul (+ II) se caracterizează printr-o tendință de a forma compuși complecși:

Fi (OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Oxizii și hidroxizii elementului S au proprietăți de bază. Dintre toate elementele s, numai Be; oxidul și hidroxidul său prezintă proprietăți amfotere.

Comportamentul chimic al Li și Mg, precum și al Be și Al, este în mare măsură similar datorită periodicității diagonale.

Metalele alcaline cu oxigen formează nu numai oxizi Me 2 [O], ci și compuși de tip Me 2 - peroxizi; Me - superoxizi; Eu - ozonide. Starea de oxidare a oxigenului în acești compuși este în mod corespunzător –1; –1/2; –1/3.

Sunt cunoscuți peroxizii de metale alcalino-pământoase. Dintre acestea, peroxidul de bariu BaO 2 este de cea mai mare importanță practică.

Sunt de interes și compușii elementelor s cu hidrogen - hidruri, în care hidrogenul are o stare de oxidare de –1.

Plan de lucru pe tema:

1. Caracteristici generale ale s-elementelor grupelor I și II ale sistemului periodic al D.I. Mendeleev.

2. Proprietăţile substanţelor simple.

3. A fi în natură și obținerea de substanțe simple.

4. Cele mai importante conexiuni S-elemente: oxizi, peroxizi, hidroxizi, săruri.

Exercitiul 1

1. Ce proprietăți chimice ale metalelor alcaline le caracterizează ca fiind cele mai tipice metale? Justificați răspunsul dând ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. La 25 ° C, solubilitatea NaCl este de 36,0 g în 100 g apă. Aflați fracția de masă a NaCl într-o soluție saturată.

3. Determinați procentul de impurități din carbura tehnică de calciu dacă, la descompunerea completă a 1,8 kg de probă cu apă, s-au format 560 litri de acetilenă (NU).

4. Ce elemente s din grupa II sunt analogi electronici completi? De ce?

5. Cât hidroxid de calciu trebuie adăugat la 162 g de soluție de bicarbonat de calciu 5% pentru a obține sare medie?

Sarcina 2

1. Descrieți proprietățile oxizilor de elemente s din grupa I. Oferă modalități de a le obține. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

- dihidrogenofosfat de sodiu si hidroxid de potasiu;

- carbonat de calciu si acid clorhidric;

- hidroxid de staniu (II) și sodă caustică.

3. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor chimice, în urma cărora se pot efectua următoarele transformări: Be → BeCl 2 → Be (OH) 2 → Na 2 → BeSO 4.

4. Completați ecuația următoarei reacții chimice: BaO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + NaOH →…. Plasați coeficienții în ecuație folosind metoda echilibrului electron-ion. Calculați echivalentul oxidantului. Dați denumirile materiilor prime și ale produselor de reacție în conformitate cu nomenclatura internațională.

5. Densitatea unei soluții de KOH 26% este de 1,24 g/ml. Câți moli de echivalent KOH sunt în 5 litri de soluție?

Sarcina 3

1. Descrieți proprietățile oxizilor de elemente s din Grupa II. Oferă modalități de a le obține. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Ce substanțe se formează atunci când calciul arde în aer? De ce, atunci când produsul obținut este umezit cu apă, se eliberează o cantitate semnificativă de căldură și se simte mirosul de amoniac. Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

3. Ce volum de SO 2 (în condiţii normale) se poate obţine acţionând asupra unei soluţii de sulfit de potasiu din soluţie de acid sulfuric 0,085 N cu un volum de 0,05 l?

4. Determinați tipul de legătură chimică dintre atomii din molecula de CaCl 2. Care este forma geometrică a moleculei? Legăturile din moleculă sunt polare, molecula este polară?

5. De ce nu pot fi folosite metalele alcaline pentru reducerea substanțelor dizolvate în apă? Justificați răspunsul.

Sarcina 4

1. Descrieți proprietățile hidroxizilor de elemente s din Grupa I. Oferă modalități de a le obține. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. De ce soluția de clorit de sodiu este neutră, iar hipocloritul de sodiu este alcalină? Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

3. Pentru a prepara o soluţie 5% de MgSO 4 se iau 400 g de MgSO 4 * 7H 2 O. Aflaţi masa soluţiei rezultate.

4. Ce volum de 0,25 n H 2 SO 4 poate fi neutralizat prin adăugarea a 0,6 l de 0,15 n Ca (OH) 2? Justificați răspunsul făcând calculele adecvate.

5. S-au calcinat 25 g de bicarbonat de sodiu, reziduul a fost dizolvat în 200 g de apă. Calculați fracția de masă de sare din soluție.

Sarcina 5

1. Descrieți proprietățile hidroxizilor de elemente s din Grupa II. Oferă modalități de a le obține. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. Alcătuiți ecuațiile moleculare și ionico-moleculare ale reacțiilor care au loc în soluții între următoarele substanțe:

fosfat acid de potasiu și hidroxid de sodiu;

Bicarbonat de calciu și monoxid de carbon (IV);

Hidroxid de plumb (II) și potasiu caustic.

3. Pe ce reacție se bazează producerea hidrurilor de metale alcaline? Scrieți ecuațiile pentru reacțiile de hidroliză a hidrurii de sodiu și de electroliză a topiturii de hidrură de litiu.

4. Pentru a dizolva 4 g de oxid al elementului divalent au fost necesare 25 g de acid clorhidric 29,2%. Determinați ce oxid din care element a fost luat?

5. Cum puteți obține hidrură și nitrură de bariu? Scrieți ecuațiile de reacție pentru interacțiunea acestor compuși cu apa.

Sarcina 6

1. Oxid și peroxid de sodiu. Recepție, proprietăți fizice și chimice. Scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

2. De ce magneziul se dizolvă bine în apă care conține săruri de amoniu? Justificați răspunsul scriind ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.

3. Una dintre metodele industriale de producere a potasiului constă în interacțiunea KOH topit cu sodiu lichid (440˚С): Na + KOH → NaOH + K. Demonstrați că reacția de mai sus este posibilă.

4. Câte grame de CaCO 3 precipită dacă se adaugă un exces de soluție de sodă la 400 ml de soluție de CaCl 2 0,5 N?

5. Completați ecuația următoarei reacții chimice: BaO 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →…. Plasați coeficienții folosind metoda echilibrului electronic de ioni. Calculați masa molară a echivalentului agentului oxidant. Dați denumirile materiilor prime și ale produselor de reacție în conformitate cu nomenclatura internațională.