Неорганическая химияvenec.ulstu.ru/lib/disk/2015/Kemer_10.pdf · ческой активности элементов 2-й группы по сравнению

МИНИСТЕРСТВО ТРАНСПОРТА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

УЛЬЯНОВСКОЕ ВЫСШЕЕ АВИАЦИОННОЕ УЧИЛИЩЕ ГРАЖДАНСКОЙ АВИАЦИИ (ИНСТИТУТ)

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Конспект лекций

Ульяновск 2010

2

ББК Гя7 Н 52

Рецензенты: заведующий кафедрой ЕНД, канд. физ.-мат. наук,

доцент Ю.Ф. Пугачев старший преподаватель кафедры ЕНД Л. Ф. Еникеева

Неорганическая химия . конспект лекций / сост. О. В. Кемер. – Ульяновск :

УВАУ ГА(И), 2010. – 110 с. Содержит теоретический материал по неорганической химии, системати-

зированный в виде четырех тем и расположенный в соответствии со строени-ем периодической таблицы элементов Д. И. Менделеева, а также наиболее важные справочные материалы.

Предназначен для курсантов и студентов заочной формы обучения специ-ализаций 280102.65.01 – Поисковое и аварийно-спасательное обеспечение гражданской авиации и 280102.65.12 – Инженерно-техническое обеспечение авиационной безопасности.

Ульяновское высшее авиационное училище гражданской авиации (институт), 2010

3

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение ................................................................................................................... 4 1. s-ЭЛЕМЕНТЫ ...................................................................................................... 5

1.1. Водород ........................................................................................................ 6 1.2. Элементы группы IA ................................................................................ 10 1.3. Элементы группы IIA ............................................................................... 16

2. р-ЭЛЕМЕНТЫ ................................................................................................... 23 2.1. Элементы группы IIIA ............................................................................. 24 2.2. Элементы группы IVA ............................................................................. 29 2.3. Элементы группы VA ............................................................................... 37 2.4. Элементы группы VIA ............................................................................. 46 2.5. Элементы группы VIIA ............................................................................ 52 2.6. Элементы группы VIIIА ........................................................................... 59

3. d-ЭЛЕМЕНТЫ 3–12 ГРУПП ............................................................................ 62 3.1. Элементы группы IIIB .............................................................................. 63 3.2. Элементы группы IVB ............................................................................. 64 3.3. Элементы группы VB ............................................................................... 66 3.4. Элементы группы VIB ............................................................................. 68 3.5. Элементы группы VIIВ ............................................................................ 70 3.6. Элементы группы VIIIB ........................................................................... 71 3.7. Элементы группы IB ................................................................................ 76 3.8. Элементы группы IIB ............................................................................... 78

4. f-ЭЛЕМЕНТЫ .................................................................................................... 81 4.1. Лантаноиды ............................................................................................... 82 4.2. Актиноиды ................................................................................................. 84

Библиографический список .................................................................................. 87 Приложения ........................................................................................................... 89

Кемер О. В. Неорганическая химия. Конспект лекций.

© НИЛ НОТ НИО УВАУ ГА(и), 2012 г

4

ВВЕДЕНИЕ

Конспект лекций содержит систематизированный теоретический матери-ал по неорганической химии в виде четырех тем.

Изложение материала в конспекте лекций подчинено строгой логической последовательности. Материал излагается в соответствии с семействами, вы-деляемыми в периодической таблице Д. И. Менделеева. Благодаря этому хи-мия элементов рассматривается в диалектической взаимосвязи. Объем содер-жания и уровень изложения определяются тем, что курсант (студент) уже дол-жен быть знаком с основными понятиями химии на базе школьного курса, иметь представление о свойствах химических элементов и соединений.

В конце конспекта лекций представлены наиболее важные справочные ма-териалы в форме приложения. Материал по химии элементов изложен с необ-ходимой и достаточной полнотой, поэтому данный конспект лекций может выступать и в качестве справочника. Основные классы неорганических ве-ществ и их классификация подробно рассмотрены в отдельно изданном учеб-ном пособии.

Для быстрой и удобной работы с пособием следует прежде всего ознако-миться с представленным ниже списком:

Ме – металл неМе – неметалл Ме-IА – металлы группы IА и т. д. неМе-VIIА – неметаллы группы VIIА и т. д. s-Ме – s-металлы p-Ме – p-металлы d-Me – d-металлы f-Me – f-металлы

к.ч. – координационное число п.и. – потенциал ионизации с.о. – степень окисления с.э. – сродство к электрону э.и. – энергия ионизации э.о. – электроотрицательность tпл – температура плавления tкип – температура кипения

Знаки усиления или ослабления определенного свойства при переходе от одного элемента к другому:

– в пределах группы: ▲ – знак усиления, ▼ – знак ослабления; – в пределах периода: ◄ – знак усиления, ► – знак ослабления.

Кемер О. В. Неорганическая химия . Конспект лекций.


5

1. s-ЭЛЕМЕНТЫ

s-Элементы расположены в 1 и 2-й группах периодической системы элементов Д. И. Менделеева (ПСЭМ). В 1 периоде находится только один s-элемент 1-й группы – водород, остальные периоды содержат по два s-элемента. У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего под-уровня (ns).Число валентных электронов равно номеру группы. При химиче-ских реакциях их максимальная степень окисления соответствует числу ва-лентных электронов и номеру группы:

– 1-я группа: максимальная степень окисления (I): H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr; – 2-я группа: максимальная степень окисления (II): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

В каждой группе орбитальные радиусы возрастают с увеличением атом-ного номера элемента. Поэтому химическая активность s-элементов в каждой группе заметно увеличивается сверху вниз. В каждом периоде при переходе от 1-й группы ко 2-й орбитальные радиусы уменьшаются, а энергия иониза-ции и сродство к электрону увеличиваются. Это приводит к снижению хими-ческой активности элементов 2-й группы по сравнению с 1-й в одном и том же периоде. Эти закономерности не монотонны, особенно в 5, 6 и 7-м перио-дах, где сказывается влияние заполненных (n – 1) d-подуровней, а в 7-м пе-риоде еще и заполненного 4f-подуровня.

В соответствии со структурой электронной оболочки и значением ее кон-стант s-элементы 1-й группы могут терять один валентный s-электрон, а эле-менты 2-й группы – терять два внешних s-электрона. При этом они приобре-тают устойчивую электронную конфигурацию предшествующих благород-ных газов. Поэтому степени окисления (I) для s-элементов 1-й группы и (II) для s-элементов 2-й группы наиболее типичны. s-элементы 2-й группы спо-собны иногда терять один внешний электрон и приобретать степень окисле-ния (I), но такие соединения малохарактерны и неустойчивы. Приобретать электроны s-элементы, за исключением водорода, не могут, поэтому они не имеют отрицательных степеней окисления.

Водород отличается от всех остальных s-элементов способностью присо-единять один электрон и проявлять степень окисления –I. Из-за способности проявлять степень окисления –I он имеет по химическим свойствам некото-рое сходство с p-элементами 7-й группы.



6

Н

1.1. Водород

Физические свойства. В нормальных условиях водород – газ без цвета и запаха, очень легкий: = 0,0899 г/л (для сравнения средняя

плотность воздуха равна 1,29 г/л), обладает наибольшей теплопроводностью среди газов, из-за малой поляризуемости трудно сжижается. Жидкий водо-род – прозрачная, бесцветная, неэлектропроводная жидкость, очень легкая и текучая, tкип = –252,6 °С. Твердый водород – снегоподобная масса, имеет ма-лоплотную упаковку, обладает наибольшей сжимаемостью среди других твердых тел, tпл = –259,1 °C.

Рас т воримо с т ь в воде плохая. Еще хуже водород растворяется в орга-нических растворителях. Небольшие количества водорода растворимы во всех расплавленных металлах, во многих твердых металлах, особенно хоро-шо в Pd и Pt (за исключением W, Au, Zn, Cd, Hg, In).

В зависимости от массового числа выделяют следующие и зо топы во -дород а :

1. Стабильные изотопы:

– легкий водород или протий H11 , w = 99,985 % (от массы всего земного водорода),

– тяжелый водород или дейтерий H21 (D), w = 0,015 %.

2. Радиоактивный изотоп – сверхтяжелый водород или тритий H31 (Т), в

земной коре ~2 кг, t1/2 = 12,5 лет. Нахождение в природе. Водород (Н) – первый элемент периодической

системы элементов, девятый элемент по распространенности в земной коре, самый распространенный элемент в космосе, первый элемент периодической системы элементов. В свободном состоянии водород в небольших количе-ствах содержится в вулканических и некоторых природных газах. В связан-

1 ВОДОРОД H

Аr = 1,0079 1s1 э.о. = 2,2 r = 0,079 нм w = 1 % c.o. = 1 э.и. = 1312,1 кДж/моль 1766, Г. Кавендиш



7

ном виде входит в состав воды, бурых каменных углей, нефти, глины, жи-вотных и растительных организмов, ряда минералов.

Атом и молекула водорода. Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Атом водорода способен терять электрон, превращаясь в к а тион (Н+) – протон, выступающий акцептором электронной пары, обла-дающий аномально сильным поляризующим действием, образующий «оние-

вые» соединения (оксоний Н3O+, аммоний 4NH ), участвующий в протолити-

ческих реакциях, являющийся кислотой Льюиса. Атом водорода может также присоединять электрон, образуя при этом

анион (Н–). Химическая связь в молекуле водорода может быть описана несколь-

кими способами: 1. Классическая теория Льюиса: химическая связь образуется при пере-

крывании атомной орбитали (АО) одного атома с АО другого. Н-Н – ковалентная неполярная связь. 2. Метод валентных связей (ВС): вся молекула рассматривается как еди-

ное целое, состоящее из ядер и электронов. Все электроны являются общими для всех ядер, т. е. химические связи являются многоцентровыми.

{H:H}↔{H-:H+}↔{ H+:H-}

или {H-H}↔{H--H+}↔{ H+-H-} 3. Метод молекулярных орбиталей (МО):

- *u *u = (1s)1–(1s)2

1s↑ ↓1s ↑↓σg σg = (1s)1+(1s)2

Энергия связи Длина связи Силовая постоянная

H2 436 кДж/моль 0,07414 нм 575,10 Н/м

Молекулы водорода довольно прочные, вследствие этого молекулярный водород не отличается большой химической активностью. При высоких тем-пературах и присутствии катализаторов атомы водорода распадаются на хи-мические очень активные атомы, которые являются сильными восстановите-



8

лями. Атомарный водород (Н·) («водород в момент выделения») обра-зуется, например, при реакции железа с соляной кислотой:

Fe + 2HCl FeCl2 +2Н·. Водород может существовать в двух модификациях : 1. орто-водород, о-Н2 – разновидность водорода с параллельными спина-

ми ядер ↑↑ (атомы «вращаются» в одном направлении); 2. пара-водород, п-Н2 – разновидность водорода с антипараллельными

спинами ядер ↑↓ (атомы «вращаются» в противоположных направлениях). о-Н2 и п-Н2 различаются термодинамическими свойствами, tкип и tпл, в хи-

мическом отношении – практически тождественны. Получение. Водород почти не встречается в природе в чистой форме и

извлекается из других соединений с помощью различных химических ме-тодов:

1) в промышленнос ти : – каталитическим восстановлением водяного пара:

2Ni

C90080024 H3COOHCH

;

2OFe

C5002 HCOOHCO

32

;

– неполным окислением углеводородов из природных и коксового газов:

2Ni

C90080024 H4CO2OCH4

;

– электролизом разбавленных растворов щелочей на катоде: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН–;

2) в л абор а тории : – восстановлением металлами воды, кислот и щелочей:

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2; Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2;

2Аl + 2NaOH + 6Н2O = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2. Химические свойства. В соответствии со степенями окисления +1 и –1 в

химических реакциях водород может выступать окислителем или восстано-вителем.

Водород



9

Восстановитель Окислитель Н2 – 2е = 2Н+ Н2 + 2е = 2Н–

CuCl2 + H2 = Cu + 2HCl 2K + H2 = 2KH Восстановительные свойства выражены сильнее, чем окислительные, но

уступают восстановительным свойствам угля, алюминия и кальция (распро-страненные восстановители в технике).

Водород H2 +

t О2 H2O F2 HF (при tкомн со взрывом) hv Cl2 HCl (на свету со взрывом) t Br2 HBr t I2 HI

N2 Fe, 500°C NH3 200 атм

ZnO CO CH3COH Cr2O3

Ni, t, p C2H4 C2H6 t Na NaH

Химиче ски е со един ения

с.о. +1 0

Бинарные соединении Кислоты Щелочи Органические соединении Металлоподобные гидриды

H2O, H2S, NH3, HCl HNO3, H2SO4, H3PO4 NaOH, KOH, Ca(OH)2 C2H5OH, C6H6 TiH1.5-2.0, ZrH1.92



10

–1 Ионные гидриды Ковалентные гидриды Комплексные гидриды Полимерные гидриды

NaH, CaH2 SiH4, B2H6 Na[AlH4], Al[BH4]3 (BeH2)n, (AlH3)n

Гидриды – бинарные соединения водорода с более электроотрицатель-ными элементами. Соединения водорода с углеродом, азотом, элементами VI и VIIА групп периодической системы к гидридам не относят.

По характеру химической связи все гидриды делят на ионные (солеобраз-ные), ковалентные и металлоподобные. Ионные гидриды образуются щелоч-ными и щелочно-земельными металлами, по химической природе – основные соединения, полностью гидролизуются, горят на воздухе, сильные восстано-вители. Ковалентные гидриды – молекулярные соединения, по химической природе кислотные соединения. Металлоподобные гидриды – соединения внедрения, их состав зависит от давления Н2, применяют в качестве «накопи-телей» водорода (в топливных элементах).

Относительно недавно получены комплексные гидриды – используют как восстановители и полимерные гидриды – существуют в виде полимерных структур с цепями и полиэдрами, по химической природе (AlH3)n – амфотер-ное соединение.

Вода (Н2О) не имеет цвета, вкуса и запаха, tкип = 100 °С, tпл = 0 °С, наибольшую плотность = 1 г/см3 имеет при t = 4 °С, электропроводность мала; реакционно способна, может быть окислителем и восстановителем, вступать в реакции без изменения с.о., выступать лигандом в комплексных соединениях, молекулы связаны в ассоциаты (Н2О)х за счет водородных свя-зей, поэтому tкип и tпл выше, чем у H2S, H2Sе и H2Те.

Тяжела я вод а (D2O) накапливается при многократном электролизе во-ды, tкип = 100 °С, tпл = 0 °С, = 1,10 г/см3, используется в ядерных реакторах.

1.2. Элементы группы IA 3 ЛИТИЙ Li

Аr = 6,941 1s22s1 э.о. = 0,98 r = 0,205 нм w = 6,5·10-3 % c.o. = 1 э.и. = 520,2 кДж/моль 1817, И. Арведсон

11 НАТРИЙ Na Аr = 22,98977 [Ne]3s1 э.о. = 0,93 r = 0,223 нм w = 2,5 % c.o. = 1 э.и. = 495,8 кДж/моль 1807, Г.Дэви



11

Физические свойства. = 0,536 г/см3, tпл = 180,5 °С, tкип = 1342 °С. Литий – металл (кубическая объемно центрированная), серебристо-

белый, мягкий, самый легкий из всех металлов, настолько легкий, что всплы-вает в бензине, поэтому литий хранят под слоем петролейного эфира. Литий тверже, чем другие Me-IA.

Нахождение в природе. Литий входит в небольших количествах в состав ряда минералов.

Природные со единения Сподумен Li2O·Al2O3·4SiO2 Амблигонит LiAl(PO4)F, LiAl(PO4)OH Химические свойства. Особые свойства лития по сравнению с Ме-IА обу-

словлены высокой энергией онизации ▼, небольшим атомным радиусом ▲ и высокой поляризующей способностью катиона ▼. Активный металл, по сво-им свойствам напоминает магний («диагональное сходство»). Соединения ли-тия менее полярны, чем соединения других Me-IA. При обычных условиях с кислородом образует оксид, с азотом – нитрид, медленно реагирует с водой, бурно – с кислотами.

19 КАЛИЙ К Аr = 39,0983 [Ar]4s1 э.о. = 0,82 r = 0,277 нм w = 2,6 % c.o. = 1 э.и. = 418,8 кДж/моль 1807, Г.Дэви

37 РУБИДИЙ Rb Аr = 85,4678 [Kr]5s1 э.о. = 0,82 r = 0,298 нм w = 1,5·10-2 % c.o. = 1 э.и. = 403 кДж/моль 1861, Р.Бунзен Г. Кирхгоф

55 ЦЕЗИЙ Cs Аr = 132,9054 [Xe]6s1 э.о. = 0,79 r = 0,334 нм w = 3,7·10-4 % c.o. = 1 э.и. = 375,7 кДж/моль 1860, Р. Бунзен, Г. Кирхгоф

87 ФРАНЦИЙ Fr Аr = (223) [Rn]7s1 э.о. = 0,7 – – c.o. = 1 э.и. = 384 кДж/моль 1939, М. Перей

Li



12

Применение. Литий используется как компонент подшипниковых спла-вов, широко применяется в органическом синтезе.

Физические свойства. = 0,966 г/см3, tпл = 98 °С, tкип = 878 °С. Натрий – металл (кубическая объемно центрированная), серебристо-

белый, легкий, мягкий, режется ножом; на воздухе покрывается слоем гид-роксида и карбоната, поэтому натрий хранят под слоем керосина или жидко-го парафина.

Нахождение в природе. Натрий – шестой элемент по распространенно-сти в земной коре, содержится в связанном виде в минералах, соляных пла-стах, живых организмах, природных водах.

Натрий – жизненно важный элемент для всех животных и многих расте-ний. Ионы натрия содержатся в плазме крови и в лимфе. В организме взрос-лого человека содержится 100 г натрия.

Природные со единения Поваренная соль, каменная соль NaCl Мирабилит, глауберовая соль Na2SO4 Сильвинит KCl·NaCl Натриева селитра NaNO3 Криолит Na3[AlF6] Химические свойства. Натрий – активный металл, бурно реагирует с водой

и кислотами. При сгорании на воздухе образует пероксид Na2O2. Горит в атмо-сфере хлора, образуя хлорид, активно взаимодействует с другими неметаллами.

Применение. Натрий используется как наполнитель натриевых газообраз-ных ламп, как жидкий теплоноситель в ядерных реакторах, для осушки орга-нических растворителей, широко – в неорганическом и органическом синтезах.

Физические свойства. = 0,86 г/см3, tпл = 63,5 °С, tкип = 759 °С. Калий – металл (кубическая объемно центрированная), серебристо-

белый, легкий, мягкий. Нахождение в природе. Калий – седьмой элемент по распространенности

в земной коре, содержится в связанном виде в минералах, морской воде, рас-тениях, живых организмах. Калий – жизненно важный элемент для растений и животных. Входит в состав калийных удобрений: калийная селитра (KNO3), фосфат калия (К3РO4), нитрофоска (KNO3 · (NH5)3PO4). В организме взросло-го человека содержится 140 г калия. Изотоп 40К – слаборадиоактивен.

K

Na



13

Природные со единения Сильвин KCl Сильвинит KCl·NaCl Карналлит KCl·MgCl2·6H2O Калиевый полевой шпат, ортоклаз K[AlSi3O8]

Химические свойства. Металлические литий, натрий и калий плавают на поверхности воды, реагируя с ней. Калий более активен, чем натрий. На воз-духе сгорает с образованием супероксида KO2. Бурно реагирует с кислотами.

Применение. Калий используется при металлотермическом получении ряда металлов, широко – в органическом синтезе.

Физические свойства. = 1,52 г/см3, tпл = 39,5 °С, tкип = 686 °С. Рубидий – металл (кубическая объемно центрированная), серебристо-

белый, мягкий. Физические свойства. = 1,89 г/см3, tпл = 28,4 °С, tкип = 670 °С. Цезий – металл (кубическая объемно центрированная), золотисто-

желтый, мягкий. Физические свойства. = 2,44 г/см3, tпл = 26,8 °С, tкип = 677 °С. Франций – металл (кубическая объемно центрированная), метал-

лического цвета, радиоактивен.

Нахождение в природе. Рубидий встречается в виде изоморфной приме-си минералов калия – сильвинита и карналлита, цезий входит в состав редко-го минерала поллуцита:

4Cs2O · 4Al2O3 · 18SiO2 · 2H2O. Химические свойства. Рубидий и цезий очень реакционоспособны ▲.

На воздухе мгновенно покрываются оксидной пленкой. Большие куски ме-таллов самовозгораются. С водой происходит взрывоподобная реакция.

Фотоэлектрический эффект: рубидий и цезий при освещении испускают электроны. Цезий используется в фотоэлементах и источниках инфракрасно-го излучения.

Получение. Металлы группы IA получают электролизом расплавов солей. Окраска пламени. Li – алая, K – сине-фиолетовая, Cs – бледно-голубая,

Na – желтая, Rb – темно-красная.

Fr

Cs

Rb



14

Химические соединения металлов группы IA. Для элементов группы IA характерны следующие химические соединения.

Гидриды МеН – ионные соединения, солеобразны; гидролизуются; сильные восстановители.

2Na + H2 = 2NaH; NaH + H2O = NaOH + H2.

Me[AlH4] – комплексные соединения, используют в органической химии и для получения ковалентных гидридов:

LiH + AlH3 = Li[AlH4]; Li[AlH4] + SiCl4 = SiH4 + LiCl + AlCl3;

Легко гидролизуются, поэтому реакции с ними проводят в сухом эфире: Li[AlH4] + 4H2O = LiOH + Al(OH)3 + H2.

Оксиды Ме2О – проявляют основные свойства, с водой образуют ще-лочные растворы, с кислотами – соли:

4Li + O2 = 2Li2O; Na2O2 + 2Na = 2Na2O;

2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2. Пероксиды МеО2 – сильные окислители, реагируют с кислотами, обра-

зуя Н2О2.

22

C300

2 ONaONa2

;

22 2 2 OOK 2KO t

;

Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2; Cr(OH)3 + 3Na2O2 = 2Na2CrO4 + 2NaOH + 2H2O.

Суперок сиды МеО2 – сильные окислители, с.о. кислорода – 21 .

K + O2 = KO2;

2

C300

2 NaOONa

;

2KO2 + 2HCl = 2KCl + H2O2 + O2.

Озониды МеО3 – сильные окислители, с.о. кислорода – 31 .

Гидрок сиды МеОН – сильные основания А; расплываются на воздухе (за исключением LiOH); в воде образуют щелочные растворы:



15

2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2;

Li2О + Н2О = 2LiОН;

2LiОН = Li2O + Н2O;

NaOH Na+ + OH–. Нитриды Me3N – гидролизуются, образуя аммиак:

6Li + N2 =2Li3N; Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3

Карбиды Ме2С2 – гидролизуются образуя ацетилен: 2Na + 2С = Na2C2;

Na2C2 + 2Н2О = 2NaOH + С2Н2. Гало г ениды MеHal – ионные соединения; высокие tпл и tкип ▼; раство-

римы в воде (за исключением LiF); плохо растворимы в органических рас-творителях; электролиты в расплаве и в водном растворе.

Хлора ты МеСlO3 – устойчивы при обычной температуре, разлагаются при нагревании; окислители в даже сильнощелочной среде и при нагревании:

2

C400

3 O3KCl2KClO2

.

Перхлор а ты МеClО4 – устойчивы в твердом виде и в растворе, разла-гаются при нагревании; в растворах не проявляют окислительных свойств, окислители только при нагревании:

2

C400

4 3O2KCl2KClO

.

Сульфа ты Me2SО4 – сильные электролиты, хорошо растворимы в воде. Сульфиты Me2SО3 – растворимы в воде, гидролизуются, под действием

сильных кислот разлагаются, в водных растворах – восстановители, при нагревании – диспропорционируют:

Na2SО3 + Н2О = NaHSО3 + NaOH;

Na2SО3 + 2НСl = NaCl + Н2О + SО2;

2Na2SО3 + О2 = 2Na2SO4;

4Na2SO3 = Na2SO4 + 3Na2S. Нитр а ты МеNO3 – сильные электролиты, хорошо растворимы в воде,

разлагаются при нагревании: 4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2;



16

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2.

Нитриты МеNO2 – разлагаются при t выше tпл; в водных растворах гид-ролизуются; проявляют окислительные и восстановительные свойства.

Фосфаты Ме3РО4 – средние фосфаты: Ме3РО4; кислые фосфаты: Ме2НРО4, МеН2РО4, хорошо растворимы в воде, за исключением Li3PO4.

Карбона ты Ме2СО3 – в воде образуют щелочные растворы, не разлага-ются при нагревании; Li2CO3 – труднорастворим, разлагается при нагревании.

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH; Li2CO3 = Li2O + CO2;

Na2CO3 ≠. Гидрок арбона ты МеНСО3 – разлагаются при нагревании, образуя

карбонаты, LiHCO3, существует только в растворе. 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O.

1.3. Элементы группы IIA

4 БЕРИЛЛИЙ Be Аr = 9,01218 1s12s1 э.о. = 1,65 r = 0,153 нм w = 6·10-4% c.o. = 2 э.и. = 899,5 кДж/моль 1798, Л. Воклен

12 МАГНИЙ Mg Аr = 24,305 [Ne]3s2 э.о. = 1,31 r = 0,172 нм w = 2,1 % c.o. = 2 э.и. = 737,7 кДж/моль 1808, Г. Дэви

20 КАЛЬЦИЙ Ca Аr = 40,08 [Ar]4s2 э.о. = 1 r = 0,223 нм w = 3,6 % c.o. = 2 э.и. = 589,8 кДж/моль 1808, Г. Дэви

38 СТРОНЦИЙ Sr Аr = 40,08 [Kr]5s2 э.о. = 0,95 r = 0,245 нм w = 4·10-2 % c.o. = 2 э.и. = 549.4 кДж/моль 1790, А. Крофорд



17

Физические свойства. = 1,8477 г/см3, tпл = 1287 °С, tкип = 2450 °С. Бериллий – металл (гексагональная), свинцово-серый, очень твер-

дый, при наличии примесей – хрупкий, диамагнетик. Нахождение в природе. Бериллий – очень редкий элемент, встречается

только в связанном виде. Природные с о единения

Берилл 3ВеО · Al2O3 · 6SiO2 Изумруд зеленая разновидность берилла, 0,3% Cr2O3 Аквамарин зелено-голубая разновидность берилла, примесь железа Фенакит Be2SiO4 Хризоберилл (BeAl2)O4 Александрит зеленая разновидность хризоберилла, примесь хрома Химические свойства. Бериллий – типичный амфотерный металл, про-

являет диагональное сходство с алюминием. На воздухе пассивируется. Об-ладает ярко выраженной химической индивидуальностью по сравнению с Ме-IIA. В обычных условиях или при нагревании реагирует с большинством неметаллов, растворяется в кислотах-неокислителях, кислотах-окислителях и концентрированных растворах щелочей.

Применение. Бериллий используется в качестве легирующей добавки в специальных сплавах, материала для изготовления «окошек» рентгеновских трубок, замедлителя и отражатель нейтронов.

Физические свойства. = 1,74 г/см3, tпл = 650 ± 1 °С, tкип = = 1107 ± 3 °С.

Магний – металл (гексагональная), серебристо-белый, мягкий, пластич-ный, плохо поддается литью, сварке и пайке.

56 БАРИЙ Ba Аr = 137,33 [Xe]6s2 э.о. = 0,89 r = 0,278 нм w = 5·10-2 % c.o. = 2 э.и. = 502,8 кДж/моль 1774, К. Шелле

88 РАДИЙ Ra Аr = 226,0254 [Rn]7s2 э.о. = 0,9 – w = 1·10-10 % c.o. = 2 э.и. = 509,3 кДж/моль 1898, М. Склодовская-Кюри, Ж. Бемон

Mg

Be



18

Нахождение в природе. Магний – восьмой элемент по распространенно-сти в земной коре, в связанном виде встречается в составе ряда минералов. Ионы магния содержатся в морской воде и живых организмах. В организме взрослого человека содержится 19 г магния. Хлорофилл, содержащийся в зе-лени растений – комплексное соединение магния.

Природные с о единения Шпинель MgO · Al2O3 Магнезиохромит MgO · Cr2O3 Магнезиоферрит MgO · Fe2O3 Оливин 2MgО · SiO2 Доломит CaCO3 · MgCO3 Магнезит MgCO3 Бишофит MgCl2 · 6H2O Карналлит KCl · MgCl2 · 6H2O Кизерит MgSO4 · H2O Каинит KCl · MgSO4 · 2H2O Химические свойства. Магний – активный металл, на воздухе покрыва-

ется оксидной пленкой. При поджигании сгорает яркой вспышкой, образуя оксид. Может возгореться при обработке резанием. Горящий магний тушат железными стружками (а не водой или песком).

Применение. Магний используется как компонент конструкционных сплавов для авиа- и автомобилестроения, в пиротехнике, в органическом синтезе.

Физические свойства. = 1,54 г/см3, tпл = 852 °С, tкип = 1484 °С. Кальций – металл (кубическая гранецентрированная), серебристо-

белый, вязкий металл, ножом не режется. Нахождение в природе. Кальций – пятый по распространенности в зем-

ной коре элемент, входит в состав горных пород и минералов, содержится в почвах, живых организмах и в природных водах. В организме взрослого че-ловека содержится 1000 г кальция. Недостаток кальция вызывает размягче-ние и хрупкость костей. Из карбоната кальция построены кораллы, раковины моллюсков и т. д. Присутствие ионов кальция и магния в пресной воде обу-словливает ее жесткость.

Ca



19

Различают следующие виды жест ко с ти воды : – временная – вызвана наличием гидрокарбонатов кальция и магния,

устраняется кипячением; – постоянная – вызвана наличием сульфатов и хлоридов кальция и маг-

ния, не устраняется кипячением, в связи с этим воду подвергают специаль-ной химической очистке.

Кальциев а я жест ко с т ь обусловлена наличием кальциевых солей, ма гниев а я – наличием магниевых солей.

Общая жесткость – суммарная кальциевая и магниевая жесткости воды. Природные с о единения

Кальцит CaCO3 Волластонит CaO · SiO2 Анортит CaO · Al2O3 · 2SiO2 Гипс CaSO4 · 2H2O Доломит MgCO3 · CaCO3 Флюорит CaF2 Вяжущие мат ериалы – соединения кальция, порошкообразные ве-

щества, образующие при смешивании с водой пластичную легко затвердева-ющую массу; используют для приготовления строительных растворов.

К вяжущим материалам относятся: цемент, гипс, известь. Цемент – порошок алюмосиликата кальция, который при увлажнении хи-

мически связывает воду и затвердевает в каменную массу. К цементу относят-ся портландцемент (самый прочный), шлакопортландцемент, шлакоцемент. К гипсу относятся жженый гипс или алебастр 2CaSO4 · H2O, гипс CaSO4 · 2H2O.

При прокаливании гипса CaSO4 · 2Н2О сначала происходит его частичное обезвоживание с образованием 2CaSO4 · Н2О, а затем – полная потеря воды.

Известковый раствор – это смесь гашеной извести Са(ОН)2 с песком и водой. Химические свойства. Кальций – активный металл, расплывается на

воздухе в результате образования гидроксида и карбоната. При обычных условиях энергично взаимодействует с активными неметаллами, с менее ак-тивными – при нагревании. С холодной водой взаимодействует медленно, с горячей – очень энергично. Восстанавливает многие металлы (Ti, Zr, Hf, Nb, Та) из их оксидов и хлоридов.



20

Применение. Кальций используется в сплавах, для получения металлов, в качестве поглотителя кислорода и азота, при выделении благородных газов из воздуха.

Физические свойства. = 2,63 г/см3, tпл = 770 °С, tкип = 1380 °С. Стронций – металл (кубическая гранецентрированная), серебристо-

белый. Физические свойства. = 3,76 г/см3, tпл = 710 °С, tкип = 1640 °С. Барий – металл (кубическая гранецентрированная), серебристо-

белый. Физические свойства. = 5,5–6 г/см3, tпл = 1140–1500 °С.

Радий – металл (кубическая гранецентрированная), с металлическим блеском, радиоактивен.

Нахождение в природе. Стронций и барий встречаются в природе в сле-дующих соединениях.

Природные с о единения Стронцианит SrCO3 Целестин SrSO4 Витерит BaCO3 Барит, тяжелый шпат BaSO4 Химические свойства. Стронций и барий более реакционноспособные

металлы, чем кальций. Радиоактивный 90Sr образуется искусственно в ядер-ных реакторах, при ядерных взрывах; может замещать в организме кальций, обладает способностью накапливаться в организме.

Применение. Малорастворимый сульфат бария используется для рентге-носкопической диагностики (бариевая каша) и приготовления некоторых красок, карбонат бария является ядохимикатом, соли стронция применяются в пиротехнике.

Окраска пламени. Mg – не окрашивает пламя, Ca – оранжево-красная, Sr – темно-красная, Ba – светло-зеленая.

Получение. Металлы группы IIA получают электролизом расплавов солей. Химические соединения металлов группы IIA. Для элементов группы

IIA характерны следующие химические соединения.

Ra

Ba

Sr



21

Гидриды МеН2 – ионные соединения (за исключением ВеН2 и MgH2 – ковалентные гидриды); гидролизуются; проявляют восстановительные свойства:

Са + Н2 = СаН2;

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2.

Оксиды МеО – обладают основными свойствами (за исключением ВеО – амфотерного оксида), но их основность меньше, чем у оксидов Ме-IA. Легко реагируют с водой (за исключением ВеО), образуя сильно щелочные раство-ры. MgO реагирует с водой медленно:

ВеО + 2НСl = ВеС12 + Н2О;

ВеО + 2НСl + ЗН2O = [Ве(Н2O)4]Сl2;

BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4] ;

BeO + 2KOH = K2BeO2 + H2O;

CaO + H2O = Ca(OH)2.

Перок сиды МеO2 – при сгорании на воздухе барий образует пероксид, остальные Ме-IIА – нормальные оксиды. Получены пероксиды всех Ме-IIA за исключением Be и супероксиды – за исключением Be и Mg. Проявляют окислительные свойства, при действии сильных окислителей – окисляются, могут диспропорционировать. В воде – труднорастворимы.

Ва + O2 = ВаO2;

Са(ОН)2 + Н2O2 = СаO2 + 2Н2O;

ВаO2 + 2KI + 2Н2O = I2 + Ва(ОН)2 + 2KOH;

SrO2 + HgCl2 = O2 + SrCl2 + Hg;

2ВаO2 = 2ВаО + O2.

Гидрок сиды Ме(ОН)2 – обладают менее выраженными основными свойствами ▲ по сравнению с гидроксидами Ме-IA, хуже растворимы в во-де ▲. Ионные соединения (за исключением Ве(ОН)2 – ковалентное соедине-ние, не растворяется в воде); Mg(OH)2 – плохо растворим; растворимость и сила основания остальных увеличивается ▲.

Соли Анион1– Анион2– растворимы: нерастворимы: хлориды сульфаты



22

бромиды карбонаты йодиды хроматы нитраты оксалаты Исключение фториды некоторые соли магния и кальция Диагональное сходство. Литий и магний при сгорании на воздухе обра-

зуют нормальные оксиды; реагируют с азотом, образуя нитриды; галогениды частично ковалентны; гидроксиды, карбонаты и нитраты разлагаются, обра-зуя нормальные оксиды; гидрокарбонаты термически неустойчивы, раство-римость солей схожа.

Итак , повторим еще ра з !

s -мет аллы г руппы IА имеют одинаковую кристаллическую структу-ру, мягкие, легкие. Вследствие слабых металлических связей имеют низкие температуры плавления и кипения ▼. Характеризуются низким значением энергии ионизации ▼ и сродства к электрону ▼. Легко окисляются, с.о = +1, имеют сильно отрицательные стандартные электродные потенциалы ▲ (силь-но отрицательный потенциал лития обусловлен большой энергией гидратации иона Li+). Активные восстановители ▲, высоко реакционноспособны ▲.

s -мет аллы г руппы I IА тверже, имеют большую плотность, чем Me-IА, но меньшую плотность, чем у В-металлов. Вследствие различной кри-сталлической структуры температуры кипения и плавления меняются неси-стематически. Характеризуются невысоким значением энергии ионизации ▼ и сродства к электрону ▼, их стандартные электродные потенциалы не-сколько выше, чем у Me-IА, легко окисляются, с.о. = +2. Активные восстано-вители ▲, высокореакционны ▲.



23

2. р-ЭЛЕМЕНТЫ

р-Элементы расположены в 13–17-х группах длиннопериодного варианта ПСЭМ, начиная со 2-го периода. У р-элементов валентными являются s и p-электроны внешнего слоя. В каждом периоде атомные радиусы р-элементов с увеличением атомного номера уменьшаются, а величина энергии иониза-ции увеличивается от 13-й группы к 17-й. В группах картина обратная: с уве-личением атомного номера атомные радиусы увеличиваются, а энергия иони-зации атома уменьшается. Сродство к электрону в периодах для p-элементов увеличивается от 13-й группы к 17-й. Наиболее электроотрицательный эле-мент – фтор. В группах сродство к электрону уменьшается сверху вниз. Это приводит к ослаблению неметаллических свойств и усилению металлических свойств с увеличением атомного номера. Первые элементы в каждой группе – типичные неметаллы, а последние имеют заметные свойства металлов.

В зависимости от заполнения электронами np-подуровней р-элементы проявляют различные степени окисления. Элементы 13-й группы имеют только положительные степени окисления, они склонны отдавать валентные электроны. Элементы 14–17-х групп способны и отдавать, и присоединять электроны, т. е. они могут иметь как положительные, так и отрицательные степени окисления, кроме фтора. Фтор всегда проявляет только одну степень окисления (–I), поскольку присоединение одного электрона создает у него наиболее устойчивую конфигурацию электронной оболочки ближайшего благородного газа – неона. В каждом периоде значение максимальной степе-ни окисления увеличивается, а абсолютное значение отрицательных степеней окисления в целом немонотонно уменьшается в соответствии с заполненно-стью валентных орбиталей. Так степени окисления у р-элементов в 13-й группе (–III), (III), (V); в 16 группе (–II), (II), (IV), (VI); в 17 группе (–I), (III), (V), (VII). Для р-элементов нечетных групп наиболее устойчивы соединения с нечетными степенями окисления, а для р-элементов четных групп наиболее устойчивы соединения с четными степенями окисления.

У р-элементов 13–15-х групп идет заполнение р-орбиталей по одному электрону. Поэтому р-элементы обычно рассматривают в зависимости от их сродства к электрону, объединяя элементы менее отрицательные, т. е. ранние р-элементы групп 13–15 и р-элементы наиболее электроотрицательные, или поздние: 16 и 17-й групп.



24

2.1. Элементы группы IIIA

Физические свойства. = 2,34 г/см3, tпл = 2075 °С, tкип = 3700 °С. Бор – неметалл, кристаллический бор – твердый (ромбоэдрическая),

черный, аморфный бор – коричневый порошок без запаха. Нахождение в природе. Бор – относительно редкий элемент, встречается

только в химически связанном виде. Бор – необходимый высшим растениям микроэлемент, при его недостатке гниют корнеплоды.

Природные с о единения Бура Na2B4O7 · 10H2O Кернит Na2B4O7 · 4H2O Сассолин H3BO3

5 БОР B Аr = 10,81 1s12s1p1 э.о. = 2,04 r = 0,117 нм w = 5·10-3 % c.o. = 3 э.и. = 800,6 кДж/моль 1808, Ж. Л. Гей-Люссак

13 АЛЮМИНИЙ Al Аr = 26,98154 [Ne]3s2р1 э.о. = 1,61 r = 0,182 нм w = 8,8 % c.o. = 3 э.и. = 577,6 кДж/моль 1825, Х. К. Эрстед

31 ГАЛЛИЙ Ga Аr = 69,72 [Ar]3d104s2р1 э.о. = 1,81 r = 0,181 нм w = 1,5·10-3 % c.o. = 3 э.и. = 578,7 кДж/моль 1875, П. Э. Лекок

49 ИНДИЙ In Аr = 114,82 [Kr]4d105s2р1 э.о. = 1,78 r = 0,200 нм w = 4,1·10-3 % c.o. = 3 э.и. = 558,3 кДж/моль 1863, Р. Рейх

81 ТАЛЛИЙ Tl Аr = 204,37 [Xe]4f145d106s2р1 э.о. = 2,04 r = 0,208 нм w = 3·10-4 % c.o. = 3 э.и. = 589,3 кДж/моль 1861, У. Крукс

B



25

Получение. Бор получают электролизом расплава (KCl, KBF4 и B2O3) при t = 650–1000 °С. Магний и натрий восстанавливают бор из его оксида; водо-род – из бромида при t = 800 °С в нагретой кварцевой трубке или электриче-ской дуге высокого напряжения.

Химические свойства. Бор в обычных условиях инертен, но при высоких температурах активно реагирует с кислородом, галогенами, серой, азотом и углеродом. В кислотах-неокеслителях не растворяется. Окисляется царской водкой, концентрированной H2SO4 при t = 250 °С и концентрированной H3PO4 при t = 800 °С. При температуре красного каления является сильным восста-новителем.

Простое вещество В12 имеет необычное пространственное строение – форму икосаэдра, в двенадцати вершинах которого атомы бора связаны пя-тью связями с соседними атомами.

Химические соединения. Для бора характерны следующие химические соединения.

Бориды – соединения с металлами типа Me2B, Me3B4, MeB2, MeB6, MeB12. Бориды d- и f-элементов твердые, жаро- и химически активны, разла-гаются кислотами с образованием бороводородов.

Галиды – соединения бора с галогенами, имеют молекулярное строение, BF3 – газ, BCl3 и BBr3 – жидкости, BI3 – твердое вещество; являются сильны-ми кислотами Льюиса; гидролизуются:

B2O3 + 3CaF2 + 3H2SO4 = 2BF3 + 3CaSO4 + 3H2O; B2O3 + 3C + 3Cl2 = BCl3 + 3CO;

BI3 + 3H2O = H3BO3 + 3HI. Оксид борa B2О3 – легко переходит в стеклообразное состояние (как

SiO2), но взаимодействует с водой, образуя H3BO3. Ортоборная кислота H3BO3 – твердое вещество, состоит из плоских моле-

кул, связанных Н-связями в плоские слои, вследствие чего кристаллическая борная кислота имеет чешуйчатое строение. Она плохо растворима в воде; слабая одноосновная кислота; в воде устанавливается равновесие:

H3BO3 + H2O ↔[B(OH)4]- + H+. Дибор ан В2Н6 – газ, остальные – твердые летучие вещества или жидко-

сти, (все вещества очень токсичны, реакционноспособны, взаимодействуют с водой, щелочами и окислителями, дибораны имеют необычное химическое



26

строение: В--H--B – связь трехцентровая двухэлектронная (делокализованная σ-связь или мостиковая связь).

H H H

B B

H H H к. ч. = 4 Применение. Бор используют для получения специальных сплавов.

Физические свойства. = 2,70 г/см3, tпл = 660 °С, tкип = 2520 °С. Алюминий – металл (кубическая гранецентрированная), серебристо-

белый, твердый, прочный и легкий, обладает высокой электропроводностью и теплопроводностью, ковкий, прокатывается в тонкую пленку (алюминиевая фольга). На воздухе пассивируется, покрывается тончайшей пленкой оксида. Толстые оксидные пленки часто наносят на алюминий электролитически (анодирование).

Нахождение в природе. Алюминий – третий элемент по распространен-ности в земной коре, встречается только в связанном виде, главным образом, в форме различных алюмосиликатов.

Природные с о единения Полевые шпаты, слюды, глины, драгоценные камни Корунд Al2O3 Красный рубин корунд с примесями 0,3 % Cr2O3 Боксит Al2O3·nH2O Синий сапфир корунд с примесями 0,2 % Ti2O3 и следами Fe Криолит Na3[AlF6] Получение. Алюминий получают из боксита Al2O3 · nН2О (n = 1–3). Бок-

сит очищают растворением в водном растворе NaOH и переосаждают в виде Аl(ОН)3 Дегидратированный продукт растворяют в расплаве криолита и про-водят электролиз при 800–1000 °С.

Химические свойства. Алюминий – активный металл. Если снять оксид-ную пленку, энергично реагирует с водой. Растворим в разбавленных растворах минеральных кислот, но пассивируется концентрированной HNO3. При обыч-ных условиях реагирует с горячей NaOH, галогенами и другими неметаллами:

2Аl + 6NaOH + 6Н2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3Н2.

Al



27

Химические соединения. Для алюминия характерны следующие хими-ческие соединения.

Оксид а люминия Al2O3 – белое очень тугоплавкое вещество, водоро-дом не восстанавливается, в воде не растворяется, сплавляется со щелочами:

Аl2O3 + 2КОН = 2КАlO2 + Н2O. Гидрок сид а люминия Al(OH)3 – белый, студенистый осадок, нерас-

творимый в воде, обладает амфотерными свойствами. Гало г ениды . В отличие от других галогенидов фторид алюминия в во-

де не растворяется; хлорид, бромид и иодид алюминия дымят на воздухе вследствие гидролиза. В парах они существуют в виде димеров Аl2Hаl2 с мо-стиковыми связями. Твердые (AlHal3)n имеют полимерную структуру.

Квасцы – двойные соли общей формулы Me(I)Me(III)(SO4)2 12H2O, где Ме(I) – однозарядный катион (К+, NH4+), Me(III) – трехзарядный катион (Аl3+, Сг3+ или Fe3+).

Тривиальное название Формула Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2 · 12Н2O Хромокалиевые квасцы KCr(SO4)2 · 12Н2O Алюмоаммонийные квасцы NH4Al(SO4)2 · 12Н2O Железоаммонийные квасцы NH4Fe(SO4)2 · 12Н2O

Алюмотермия – широко применяемый в металлургии метод получе-ния многих металлов: гранулированный алюминий восстанавливает при вос-пламенении металлы из их оксидов:

2Аl + Сг2O3 = 2Сг + А12O3; 10Аl + 3V2O5 = 6V + 5А12O3.

Применение. Алюминий используют в транспортном машиностроении (самолеты, суда, автомобили), химической промышленности (как восстано-витель), строительной промышленности, пищевой промышленности (упако-вочные материалы, алюминиевая фольга, кухонная посуда). Сплавы алюми-ния: дюралюмин (дюраль) до 5 % Сu и до 2 % Mg; алюминиевые бронзы – сплавы на основе меди с 5–10 % Аl.

Физические свойства. = 5,9 г/см3, tпл = 29,78 °С, tкип = 2205 °С. Галлий – металл (ромбоэдрическая), серебристо-белый, плавится в

руке.

Ga



28

Физические свойства. = 7,31 г/см3, tпл = 156,4 °С, tкип = 2024 °С. Индий – металл (тетрагональная), очень мягкий, режется ножом. Физические свойства. = 11,85 г/см3, tпл = 304 °С, tкип = 1457 °С. Таллий – металл (гексагональная), серебристо-белый, мягкий, тяжелый.

Нахождение в природе. Галлий, индий, таллий встречаются в природе в следующих соединениях.

Природные с о единения Галлит CuGaS2 – изоморфная примесь в минералах алюминия, цин-

ка, железа Лорандит TlAsS2 Крукезит (Ti, Cu, Ag)2Se – примесь в минералах цинка, железа, свинца Индит FeIn2S4 Рекизит CuInS2 – примесь в минералах цинка Получение. Галлий получают как побочный продукт в производстве

алюминия из бокситов, цинковых промышленных концентратов. Индий по-лучают электролизом водных растворов солей индия, попутно – из руд цин-ка. Таллий также получают электролизом солей и как побочный продукт из пирита и медистых сланцев.

Химические свойства. Галлий реагирует с галогенами и серой, растворя-ется в кислотах и щелочах, индий – с металлами и серой, растворяется в кис-лотах. Таллий, в отличие от галлия и индия, на воздухе быстро тускнеет в ре-зультате образования оксидной пленки, медленно растворяется в серной и соляной кислотах. Соединения таллия очень ядовиты.

Окраска пламени. Ga – фиолетовая; In – синяя (индиго); Тl – зеленая. Применение. Галлий и индий используются как примесь для легирования

полупроводников, галлий используется как термометрическая жидкость в широком температурном интервале.

Итак , повторим еще ра з !

Бор – неметалл, все остальные – металлы, активность Me-IIIA увеличива-ется ▲. Особенность группы: наименьшее среди групп ПС различие в свой-ствах элементов IIIA и IIIB. Химия элементов подгруппы галлия и скандия напоминает химию алюминия.

Tl

In



29

2.2. Элементы группы IVA

Нахождение в природе. Природный углерод состоит из смеси двух изотопов 12С – 98,99 % и 13С – 1,11 %, существуют следы 14С

(этот радиоактивный изотоп используют в археологии для установления воз-раста древних животных и растений). Углерод – тринадцатый по распростра-ненности элемент, встречается в природе в виде кристаллов алмаза, графита или фуллерена и входит в состав органических (углекислый газ, карбонаты, уголь, нефть, природные газы) и неорганических веществ (известняк, пище-вая сода и др.). Углерод – основная составная часть всех животных и расте-ний, но по массе углерода в атмосфере (СО2) в два раза больше, чем в живой материи. Атмосфера Венеры содержит около 95 % СО2.

6 УГЛЕРОД C Аr = 12.011 1s22s2p2 э.о. = 2,55 r = 0,091 нм w = 0,14 % c.o. = ±4 э.и. = 1086,4 кДж/моль известен с древнейших времен

14 КРЕМНИЙ Si Аr = 28,0855 [Ne]3s2p2 э.о. = 1,90 r = 0,146 нм w = 27,6 % c.o. = 4 э.и. = 786,5 кДж/моль 1811, Ж. Л. Гей-Люссак

32 ГЕРМАНИЙ Ge Аr = 72,56 [Ar]3d104s2p2 э.о. = 2,01 r = 0,152 нм w = 7·10-4 % c.o. = 4 э.и. = 762,2 кДж/моль 1886, К. А. Винклер

50 ОЛОВО Sn Аr=118.69 [Kr]4d105s2p2 э.о. = 1,96 r = 0,172 нм w = 4·10-3 % c.o.= 4, 2 э.и. = 708,6 кДж/моль известен с древнейших времен

82 СВИНЕЦ Pb Аr = 207,2 [Xe]4f145d106s2p2 э.о. = 2,33 r = 0,181 нм w = 1,6·10-3 % c.o. = 4,2 э.и. = 715,6 кДж/моль известен с древнейших времен

C



30

Природные с о единения Магнезит MgCО3 Кальцит (известковый шпат, мел, мрамор) CaCO3 Доломит CaCO3·MgCO3 Аллотропия. Если структурные вещества (атомы для одноатомных или

молекулы для полеатомных элементов) способны соединяться друг с другом в более чем одной кристаллической форме, это явление называется алло-тропией. У углерода три аллотропические модификации – алмаз, графит и фуллерен.

Алма з ( = 3,515 г/см3) – неметалл с атомной кристаллической решеткой (кубическая), прозрачные бесцветные или белые кристаллы с сильным пре-ломляющим эффектом, имеет наибольшую твердость среди всех природных веществ, изолятор. Благородный камень, после ювелирной обработки алмаза получают бриллианты. Можно получить искусственно из графита (при t = 2000 °С, p = 5300 МПа). Применяется при изготовлении режущего и буро-вого инструмента, а также как абразивный материал.

Графит ( = 1,8477 г/см3, tпл = 3750 °C, tкип = 4200 °C) – неметалл с атомной кристаллической решеткой (гексагональная), имеет слоистую структуру, поэтому легко расщепляется на слои, оставляя след на поверхно-сти, темно-серый, мягкий, отличается хорошей электропроводностью, поэто-му применяется в дуговых лампах и печах. При обычном давлении графит сублимируется (переходит из твердого в газообразное состояние) при t > 3800 °С. Может быть искусственно получен из угля. Используется для из-готовления электродов, плавильных тиглей, стержней для карандашей, и в качестве замедлителя в ядерных реакторах.

Фуллер ены C60 и С70 – новая молекулярная форма углерода, полые сферы (по форме напоминают С60 – футбольным мяч, С70 – мяч для регби), поверхность которых образована пяти- и шестиугольниками из атомов угле-рода. Обнаружены в коптящем пламени при горении бензола в кислороде в присутствии аргона. Мелкокристаллические вещества (кубическая гране-центрированная), tпл = 500–600 °С, диаметр молекулы С60 равен 1 нм, не раз-рушаются при нагревании до 900–1000 °С, полупроводник с шириной запре-щенной зоны, равный 145–183 кДж/моль.



31

Стеклоу гл ерод – получен искусственно и содержится в природных объектах, в нем чередуются микрообласти со структурами графита и алмаза.

Карбин – получен искусственно, состоит из полимерных линейных мо-лекул, между атомами углерода чередующиеся простые и кратные связи.

Сажа – очень мелкий графитовый порошок, образуется при неполном сгорании соединений углерода, используется для изготовления чернил, копи-ровальной бумаги, как наполнитель резины при изготовлении автомобиль-ных шин.

Древ е сный у г ол ь – получают при сжигании древесины в условиях ограниченного доступа воздуха, обладает большой пористостью, имеет силь-но развитую поверхность, используется для поглощения газов.

Животный у гол ь – получают при сжигании костей животных, ис-пользуется для очистки сахарного сиропа в сахарной промышленности.

Все разновидности углерода не имеют вкуса и запаха, растворяются в расплавленных металлах, при обычных температурах химически инертны, при повышенных реагируют со многими металлами и неметаллами. При из-бытке кислорода сгорают с образованием диоксида (полное сгорание), при недостатке – с образованием монооксида углерода (неполное сгорание). Угольная пыль в воздухе может взрываться.

Химические свойства. Углерод способен образовывать кратные связи

C C ; C C ; C O; O

Documents

Неорганическая химияvenec.ulstu.ru/lib/disk/2015/Kemer_10.pdf · ческой активности элементов 2-й группы по сравнению