Pierwiastki_bloku_p

Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej
Portalu www.szkolnictwo.pl
Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie
w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie
i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania
w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.
Spis treści
Ogólna charakterystyka pierwiastków bloku p
Charakterystyka borowców (13)
Charakterystyka węglowców (14)
Charakterystyka azotowców (15)
Charakterystyka tlenowców (16)
Charakterystyka fluorowców (17)
Charakterystyka helowców (18)
Blok p obejmuje pierwiastki
grup od 13 do 18, bez helu He.
Zewnętrzna powłoka
elektronowa atomów tych
pierwiastków składa się
z dwóch podpowłok (orbitali):
s - s2 i p, odpowiednio w
grupach (13 – p1, 14 - p2, 15 –
p3, 16 – p4, 17 – p5, 18 - p6).
Brak elektronów walencyjnych na podpowłokach d i f.
W grupach tych rozbudowa zewnętrznych powłok następuje przez
umieszczanie nowych elektronów na orbitalach p.
Dlatego do bloku p należy sześć grup pierwiastków.
W obrębie bloku p obserwuje się bardzo duże zróżnicowanie właściwości
poszczególnych grup pierwiastków. Głównie dotyczy to właściwości metalicznych.
Pierwiastki metaliczne przeważają w grupie 13, następnie im wyższy numer grupy,
tym więcej pierwiastków o charakterze niemetalicznym. Wynika to z budowy
atomów pierwiastków (w okresie od strony lewej do prawej rośnie efektywny
ładunek jądra, które silniej przyciąga elektrony. Atom staje się wtedy bardziej
zwarty.)
Charakter metaliczny w każdej grupie rośnie wraz ze wzrostem masy atomowej
pierwiastka.
Metaloidy (dawniej) inaczej
półmetale - pierwiastki chemiczne
o własnościach pośrednich
METALE
pomiędzy metalami i
niemetalami.
METALOIDY
Ich własności chemiczne są także
pośrednie: z jednej strony
wykazują szereg cech niemetali NIEMETALE
tworzą np. dość silne kwasy
nieorganiczne, a z drugiej strony
posiadają szereg cech typowych
metali - mają większą tendencje
do tworzenia zasad niż kwasów i
są zdolne do tworzenia związków
kompleksowych o podobnym
Według najnowszych zaleceń Międzynarodowej
stopniu złożoności
geometrycznej, jak w przypadku Unii Chemii Czystej i Stosowanej pierwiastki
należy dzielić na metale i niemetale. Nie wyróżnia
metali przejściowych.
się już półmetali
METALE – german(Ge), polon,(Po) antymon(Sb)
NIEMETALE - bor(B), krzem(Si), arsen(As),
tellur(Te), astat(At)
Maksymalny stopień utlenienia w tlenkach
Stopień utlenienia w wodorkach
Właściwości tlenków pierwiastków bloku p
Tlenki zasadowe
Tlenki kwasowe
Pierwiastki w kółkach posiadają
tlenki o właściwościach
amfoterycznych na wyższych
stopniach utlenienia.
( Al., Ga, In )
Pierwiastki
w kwadratach
posiadają tlenki o właściwościach
amfoterycznych na niższych
stopniach utlenienia
( Ge, Sn, Pb, As, Sb, Bi)
stopnie utlenienia: +3 i +1
(tal tworzy obok Tl(OH)3 również TlOH))
- w miarę wzrostu masy atomowej wzrasta
tendencja do oddawania
tylko jednego elektronu (efekt nieczynnej
pary elektronowej)
Ze względu na duże różnice w charakterze
chemicznym czasami grupę tę dzieli się na
bor i pozostałe pierwiastki, zwane wówczas
grupą glinowców.
Glin roztwarza się w kwasach i zasadach :
2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2
Al + 2OH- + 6H2O → 2[Al(OH)4]- + 3H2
amfoteryczność
Używany jest jako tworzywo konstrukcyjne, gdyż zachodzi pasywacja (Al2O3)
Gal też jest amfoteryczny
Z tlenem reaguje, tworząc tlenek Ga2O3, dopiero w wyższych temperaturach.
Ind, tal roztwarzają się tylko w kwasach – nie są amfoteryczne
In + 3H+ → In3+ + 3/2 H2
Z tlenem tworzy tlenki In2O oraz In2O3.
Tl + H+ → Tl+ + 1/2 H2
Ogrzewany tal ulega działaniu tlenu (powstaje mieszanina tlenków Tl2O i Tl2O3)
Chemia talu to głównie układy redoks Tl(I) ↔ Tl(III). Związki talu są silnie
toksyczne. Barwią płomień na zielono.
Bor zaliczany jest do niemetali.
Pod względem chemicznym zbliżony do krzemu.
Spala się w czystym tlenie dając tlenek B2O3.
Nie istnieje jon B3+, w związkach bor tworzy wiązania kowalencyjne.
Jego tlenek jest bezwodnikiem szeregu polikwasów - od borowego H3BO3
począwszy, poprzez dwuborowy (H4B2O5) i czteroborowy (H2B4O7) ... itd.
Poza borem i glinem nie mają większego znaczenia praktycznego.
Metaliczne borowce występują w przyrodzie w postaci soli kwasów tlenowych,
uwodnionych tlenków i wodorotlenków
W związkach występują na +2 i +4 stopniu
utlenienia.
Stopień utlenienia +2 występuje praktycznie
tylko w przypadku cyny i ołowiu.
Tworzą kwasy tlenowe H2XO3, a od germanu
począwszy także wodorotlenki X(OH)2.
Ich tlenki na 4 stopniu utlenienia mają
charakter kwasowy.
W przyrodzie w stanie wolnym występuje tylko węgiel.
Wszystkie mają duże znaczenie gospodarcze (krzem i german półprzewodniki w mikroelektronice cyna - do lutowania, mosiądz, brąz).
Właściwości chemiczne krzemu
•Krzem i jego związki są na ogół mało reaktywne.
•Po podgrzaniu reaguje z tlenem, metalami, zasadami
Si  O 2  SiO 2  tlenek krzemu(IV)
Si  2Mg  Mg 2S  krzemek magnezu
Si  2NaOH  H 2O  Na 2SiO 3  2H 2  metakrzemi an sodu
Kwasy krzemowe:
SiO 2  H 2O  H 2SiO 3  metakrzemo wy
SiO 2  2H 2O  H 4SiO 4  ortokrzemo wy
2 SiO 2  H 2 O  H 2Si 2 O5  metadwukrz emowy
Azotek krzemu Si3N4 związek o twardości diamentu i znacznej odporności
3SiO 2  6C  2 N 2
kat
Si 3 N 4
T
Węglik krzemu – SiC (karborund)
Czterochlorek krzemu – SiCl4
Krzemowodory (silany) – SiH4. Si2H6..
 6CO
Węgiel
Jego elektroujemność, będąca niemal średnią arytmetyczną elektroujemności
skrajnych, powoduje, że węgiel łączy się ze wszystkimi pierwiastkami, tworząc
z pierwiastkami o charakterze metalicznym węgliki (CaC2; Al4C3; SiC, B4C).
Chemia węgla to głównie chemia organiczna, zaś związki węgla zaliczane do
chemii nieorganicznej (tlenki, węglany, węgliki, cyjanki ...) pokazują jak sztuczną
(właściwie tylko historyczną) jest granica między związkami organicznymi i
nieorganicznymi).
Właściwości chemiczne germanu
Tworzy związki głównie na +4 stopniu utlenienia oraz nietrwałe na +2.
Z tlenem german tworzy szaroczarny tlenek germanu(II) GeO i biały tlenek
germanu(IV) GeO2.
Reaguje z bromem i chlorem.
Wykazuje odporność na działanie czynników atmosferycznych, ulega natomiast
działaniu kwasów utleniających.
Tworzy związki z wodorem, nietrwałe w wyższych temperaturach, germanowodory (. GeH4, Ge2H6…)
Działając na związki germanu kwasem solnym i chlorem.
otrzymujemy czterochlorek germanu, który poddaje się hydrolizie.
GeCl4 + 4H2O → 4HCl + Ge(OH)4
Właściwości chemiczne cyny
Występuje na stopniach utlenienia +2, +4.
Na powietrzu cyna jest trwała, nieco tylko matowieje.
Po silnym ogrzaniu utlenia się z wytworzeniem tlenku cyny(IV) SnO2.
Znany jest również tlenek cyny(II) SnO.
Z wodorem cyna tworzy cynowodór SnH4.
Reakcje z kwasami
Cyna rozpuszcza się w kwasie solnym (1:1), wypierając wodór
tworzą się przy tym rozpuszczalne kompleksy chlorkowe cyny (II):
Sn + 2HCI → SnCI2 + H2.
Kwas azotowy utlenia cynę do trudno rozpuszczalnego kwasu metacynowego:
3Sn + 4HNO3 + H2O → 3H2SnO3 + 4NO,
Kwas siarkowy przeprowadza ją w siarczan cyny(II):
Sn + 4H2SO4 → Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O.
Reakcja z zasadami
Cyna rozpuszcza się w stężonych, gorących roztworach wodorotlenków litowców,
z utworzeniem hydroksocynianów (IV):
Sn + 4H2O + 2KOH → K2[Sn(OH)6] + 2H2.
Właściwości chemiczne ołowiu
W związkach występuje na +2 i +4 stopniu utlenienia. Pb2+ ma charakter
amfoteryczny. W obu formach amfoterycznych tworzy sole trudno rozpuszczalne
w wodzie (poza azotanem i octanem).
Ołów na czwartym stopniu utlenienia jest łagodnym utleniaczem.
Na powietrzu błyszcząca powierzchnia matowieje, pokrywając się warstewką
tlenku.
Tworzy tlenki: PbO, PbO2, Pb3O4 (minia ołowiana).
W niewielkim stopniu rozpuszcza się w wodzie, przenikając do organizmu
wywołuje groźną w skutkach ołowicę.
Reakcje z kwasami
W reakcji z rozcieńczonymi kwasami: solnym i siarkowym ołów nie przechodzi do
roztworu, gdyż tworzące się trudno rozpuszczalne sole PbCl2 i PbSO4 pokrywają
całkowicie powierzchnię metalu ochronną warstewką chroniącą go przed dalszym
działaniem kwasów. Stężony kwas solny może rozpuścić ołów, ponieważ
rozpuszcza PbCl2 tworząc aniony kompleksowe:
PbCl2+2HCl→H2[PbCl4].
Podobnie stężony kwas siarkowy rozpuszcza ołów przeprowadzając siarczan
ołowiu(II) w rozpuszczalny wodorosiarczan:
PbSO4+H2SO4→Pb(HSO4)2.
Reakcja z HNO3nie polega na wypieraniu wodoru, ponieważ azot na +5 stopniu
utlenienia zawarty w HNO3 łatwiej redukuje się niż jon H+:
3Pb+8NHO3→3Pb(NO3)2+2NO+4H2O.
W stanie podstawowym mają konfigurację elektronową
powłoki walencyjnej s2p3.
Z wyjątkiem białego fosforu są chemicznie nieaktywne.
W związkach chemicznych azotowce mogą przyjmować
stopnie utlenienia od –III do V.
Najczęściej jednak jest to: -III, III, V.
W miarę wzrostu liczby atomowej kwasowy charakter
ich tlenków maleje.
Związki z wodorem – wodorki EH3 są związkami
kowalencyjnymi.
Wodorek azotu NH3 ma charakter zasadowy
NH3 + H2O → NH4+ +OHPozostałe wodorki mają charakter obojętny.
Związki z tlenem
Z wyjątkiem fosforu białego pierwiastki tej grupy trudno łączą się z tlenem.
Azot łączy się z tlenem w temperaturze łuku elektrycznego dając NO.
Pozostałe tlenki powstają powstają pośrednio
N 2O
Np.
2NO  O 2  2NO 2
2NO 2  N 2 O 4
NO
N 2O 4
N 2O3
NO 2
N 2O5
Fosfor – tworzy dwa tlenki: tlenek fosforu (III) i tlenek fosforu (V)
Oba są dimerami P4O6 i P4O10 i mają charakter kwasowy.
Oba tworzą szereg kwasów różniących się stechiometrycznym stosunkiem wody do
tlenku.
Obieg azotu w przyrodzie
Wszystkie występują w przyrodzie w stanie wolnym
i w związkach, w ilościach malejących wraz ze
wzrostem masy atomowej.
W stanie podstawowym konfiguracja ich powłoki
walencyjnej ns2p4
W związkach występują na -2, +4 i +6 stopniu
utlenienia (prócz tlenu, który zawsze jest -2, i
wyjątkowo w nadtlenkach -1. Jedynie w związku z
fluorem przyjmuje wartościowość +2 w fluorku tlenu
OF2).
Wraz ze wzrostem masy atomowej słabnie ich
charakter niemetaliczny.
Selen jest fotoprzewodnikiem a polon metalem.
Są dość silnymi utleniaczami, najsilniejszym jest oczywiście tlen, który
ze względu na swą elektroujemność tworzy tlenki z pozostałymi
pierwiastkami tej grupy.
Połączenia te wykazują charakter kwasowy, malejący wraz ze wzrostem
liczby atomowej.
Znaczna reaktywność tlenowców maleje wraz ze wzrostem liczby
atomowej.
Tworzą kwasy tlenowe H2XO3 i H2XO4 oraz wodorki o charakterze
kwaśnym H2X. Najsłabszym wodorkiem jest H2O a najmocniejszym H2Te
Tlen i siarka w swych związkach biorą udział w tworzeniu wiązań
podwójnych - np. grupy karbonylowe >C=O i >C=S.
Silnie elektroujemne niemetale o silnych właściwościach utleniających, bardzo
reaktywne.
Tworzą związki praktycznie z wszystkimi pierwiastkami.
W związkach występują głównie na -1 stopniu utlenienia.
Ze względu na obecność w powłoce walencyjnej nieobsadzonych orbitali d
(oprócz fluoru) w związkach występują również na +1 +3 +5 i +7 stopniu
utlenienia.
Tworzą zarówno kwasy wodorohalogenowe HX, jak i kwasy tlenowe HXOn:
Wolne fluorowce reagują ze wszystkimi metalami i wieloma niemetalami
.
W stanie pierwiastkowym występują w postaci cząsteczek dwuatomowych.
Pierwiastki tej grupy tworzą także związki międzyhalogenowe, np. BrCl; ClF
Aktywność chemiczna maleje od fluoru do jodu.
Te różnice w aktywności powodują, że fluorowce wyższych okresów wypierają z
soli fluorowce z okresów niższych.
2KBraq + Cl2——> 2KCl + Br2
Rozpuszczając się w wodzie ulegają nie tylko fizycznemu zjawisku rozpuszczenia
ale także wchodzą z nią w reakcje chemiczne.
Najgwałtowniej fluor (powstaje HF i O2), najsłabiej jod.
W wyniku reakcji z wodą powstają tlenowe kwasy HOX i wodorohalogeny HX.
Cl2 + H2O ——> H+ + Cl- + HOClaq
Ze względu na wypełnioną powłokę walencyjną (s2 p6) nie tworzą w
warunkach normalnych cząsteczek dwuatomowych, jak inne pierwiastki
gazowe.
Cząsteczka dwuatomowa charakteryzuje się w przypadku tych pierwiastków
energią większą niż suma energii atomów ją tworzących i z tego powodu jest
nietrwała.
Wypełniona powłoka walencyjna jest także powodem ich dużej bierności
chemicznej.
Pierwiastki grupy 18 są gazami o bardzo niskich temperaturach wrzenia, głównie
ze względu na nikłe oddziaływania między atomowe (wypełniona powłoka
walencyjna!).
W latach 1960-64 otrzymano ponad 40 związków ksenonu, kryptonu i radonu
nadal nieznane są żadne związki He ( należy do bloku s!!) i Ne
Ze względu na wielkość energii jonizacji chemia helowców to przede
wszystkim chemia ksenonu.
Najważniejsze są fluorki ksenonu – z nich otrzymywane są inne związki ksenonu
fluorki: XeF2, XeF4, XeF6 KrF4
powstają w czasie ogrzewania lub podczas wyładowań elektrycznych :
Xe + F2 = XeF2
XeF2 + F2 = XeF4
XeF4 + F2 = XeF6
Tritlenek ksenonu: XeO3
Powstawanie:
XeF6 + 3H2O = XeO3 + 6HF
(XeO3 w r-rze wodnym jest silnym utleniaczem:
Mn2+ →MnO4-)
Bibliografia
„ Chemia ogólna i nieorganiczna” A. Bielański
„ Chemia ogólna i nieorganiczna 1” – M. Litwin
http://www.mlyniec.gda.pl
http://pl.wikipedia.org/wiki/
http://www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska