Мета роботи – ознайомити студентів з найбільш важливими фізичними та хімічними властивостями р-елементів, а також із застосуванням р-елементів і їх важливіших сполук.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

ЕЛЕМЕНТИ ІІІ – А ГРУПИ

Третя група головна підгрупа об’єднує широко розповсюджені елементи – Бор та Алюміній, а також рідкі – Галій, Індій, Талій. На зовнішньому електронному слою атомів елементів ІІІА групи знаходиться s²p¹ конфігурація, в якій неспарений тільки р-електрон. Проте, сполуки більшості з цих елементів, в яких ступінь окислення +1, дуже не стійки і найбільш характерним ступенем окислення для них є +3. перехід електрону з s-підрівня на p–підрівень потребує досить мало енергії (0,17 кДж/моль для Бору і 1,34 кДж/моль для Алюмінію). Лише для талію більш характерним є ступінь окислення +1.

Бор – єдиний неметал, який за властивостями різко різниця з рештою елементів ІІІА групи і наближається до Карбону. При переході від бору до Алюмінію металічні властивості підсилюються, дещо послаблюються у галію і знову поступово зростають при переході до Талію. Це обумовлено тим, що атоми галію, індію, талію містять 18 електронів на передзовнішньому рівні.

Алюміній – активний метал, на повітрі покривається оксидною плівкою, а у воді – захисною плівкою гідроксиду. Руйнування захисних плівок призводить до швидкої корозії Алюмінію і до активної взаємодії його з водою.

Алюміній добре розчиняється у розведених кислотах – хлороводневій та сірчаній, особливо при нагріванні. Концентрована нітратна і сірчана кислоти не розчиняють Алюміній, так як пасивують його. Алюміній амфотерний метал, тому добре розчиняється у лугах з утворенням гідроксоалюмінатів і Гідрогену:

2Al + 6KOH + 6H₂O = 2K₃[Al(OH)₆] + 3H₂↑

Алюміній добре реагує з Нітрогеном, Сульфуром, галогенами. Оксид Алюмінію (Al₂O₃) і гідроксид (Al(OH)₃) – нерозчинні у воді речовини білого кольору, володіють амфотерними властивостями. При сплавленні Al₂O₃ та Al(OH)₃ з їдкими лугами утримують солі метаалюмінієвої кислоти НАІО₂ :

Al₂O₃ + 2KOH = 2КАІО₂ + H₂O

Оксид та гідроксид Алюмінію реагують з кислотами. Але сильно прожарений оксид не розчиняється ні в кислотах , ні в лугах.

Солі Алюмінію, утворені сильними кислотами, внаслідок гідролізу мають у розчинах кисле середовище. Деякі солі – сульфіди, Карбонати у водних розчинах підлягають повному гідролізу.

Присутність катіонів Алюмінію у ґрунті обумовлює обмінну кислотність грунтового розчину. В результаті катіонообмінних процесів іони Алюмінію переходять до ґрунтового розчину. Утворена сіль при цьому гідролізується і відбувається небажане зростання концентрації іонів у ґрунтовому розчині.:

AlCl₃ + H₂O = АІ(ОH)Cl₂ + HCl

ЕЛЕМЕНТИ ІV – А ГРУПИ

До ІV – А групи відносяться р-елементи Карбон, Силіцій, германій, Станум та Плюмбум. На зовнішньому рівні знаходиться чотири електрони s²p² конфігурації, яка у збудженому стані набуває вигляд sp³ конфігурації. Радіуси елементів закономірно зростають зі збільшенням порядкового номеру, іонізаційні потенціали і загальна електронегативність зменшуються. Карбон та Силіцій у більшості кисневих сполук проявляють ступень окислення +4, але від германію до Плюмбуму стійкість сполук з ступенем окислення +4 зменшується, а з ступенем окислення +2 зростає. Елементи ІV – А групи можуть проявляти ступень окислення -4 у летких гідридах, стійкість яких швидко згасає з ростом порядкових номерів елементів.

Карбон та Силіцій утворюють декілька алотропічних модифікації.

Цікава властивість Карбону поглинати (адсорбцію вати) гази, випаровування, барвники. Речовини, на поверхні яких відбувається поглинання інших речовин називають адсорбентами. Адсорбційна властивість речовини визначається умовами, у яких знаходяться частки на їх поверхні. Якщо в речовині всі сили, що діють між частками, взаємно врівноважені, то на поверхні в рівновазі знаходяться лише ті сили, які спрямовані в середину речовини. Внаслідок цього на поверхні адсорбенту утворюється силове поле, завдяки якому і притягуються частиці газу або розчину. Адсорбція – зворотній процес, який залежить від концентрації речовини, що поглинається та температури. Адсорбційна властивість Карбону можливо збільшити шляхом нагрівання Карбону до 800-1200 ⁰С в потоку водяного пару, внаслідок чого його загальна поверхня сильно зростає; такий Карбон називають активованим.

Карбон – сильний відновник: 2CuO + C = 2Cu + CO₂ .

Карбон та Силіцій взаємодіють з металами з утворенням карбідів та силіцидів. В карбідах лужних та лужноземельних металів (ацетиленіди) – СаС₂, ступень окислення Карбону дорівнює -1, а в карбідах малоактивних металів (метаніди) – Al₄C₃ дорівнює -4.

Карбон та Силіцій не взаємодіють з розведеними хлороводневою та сірчаною кислотами. Проте Силіцій розчиняється у водних розчинах луг, утворюючи силікати:

Si+2NaOH + H₂O ® Na₂SiO₃+2H₂

Карбон та Силіцій реагують з Гідрогеном, сіркою, Нітрогеном та галогенами при температурі.

З Оксигеном Карбон утворює два оксиди Карбону (ІІ та ІV). Монооксид Карбону вважають іноді ангідридом мурашиної кислоти, тому що його можна отримати шляхом дегідратації останньої при 100^оС з H₂SO₄.

HCOOH ® CO + H₂O

Дуже міцний оксид. СО - донор електронної пари і акцептор електронів з d-елементів, утворює комплексні сполуки з перехідними металами (Карбоніли). СО проявляє відновні властивості.

Диоксид Карбону (вуглекислий газ) за звичайних умов не горить, в півтори рази важче за повітря, розчиняється у воді. Проявляє слабкі окисні властивості, у ньому горять лужні, лужноземельні метали, магній, фосфор:

СО₂ + 2Mg = 2MgO + C

Під тиском диоксид Карбону безпосередньо взаємодіє з аміаком з утворенням сечовини – нітратного добрива:

СО₂ + 2NH₃ = CO(NH₂)₂ + H₂O

Якісною реакцією на вуглекислий газ є дія вапняної води Са(ОН)₂ з утворенням осаду карбонату кальцію.

Вугільна кислота – слабка двохосновна кислота утворює Карбонати і гідрокарбонати. Практично всі гідрокарбонати розчинні у воді, з середніх солей розчинні Карбонати лужних металів і амонію. Їх розчини мають лужну реакцію. Всі солі вугільної кислоти розкладаються кислотами та при нагріванні:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ + H₂O

MgCO₃ ^t→ MgO + CO₂↑

Силіцій з Оксигеном утворює оксид – SiO₂, якому відповідають кислоти складу xSiO₂ ∙ yH₂O. Метасилікатна (Н₂SiO₃) і ортосилікатна (Н₄SiO₄) кислоти утворюють колоїдні розчини – драглі. Їх отримують з силікатів, шляхом дії сильних мінеральних кислот. Метасилікатна кислота дуже слабка кислота та її солі лужних металів гідролізують за аніоном (лужне середовище).

Станум за звичайних умов стійке по відношенню до Оксигену та води на відміну від Плюмбуму, який вкривається оксидною плівкою, а у присутності вологі взаємодіє з Оксигеном повітря.

2Pb + О₂ + 2Н₂О = 2Pb(OH)₂

При підвищених температурах Станум та Плюмбум взаємодіють з більшістю неметалів. Станум та Плюмбум добре розчиняються у концентрованих розведених Хлороводневій та сірчаній кислотах на відміну від розведених кислот.

Sn + 2HCl = SnCl₂ + H₂

Sn + 4H₂SO₄ = Sn(SO₄)₂ + 2SO₂ + 4H₂O

При взаємодії з концентрованою нітратною кислотою Станум реагує як неметал, а Плюмбум виявляє металічні властивості:

Sn + 4HNO₃ = H₂SnO₃↓ + 4NO₂ + H₂O

^{b - олов’яна кислота}

Pb + 4HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

З розведеною нітратною кислотою Станум реагує як метал з утворенням солі та монооксиду Нітрогену.

Для Стануму більш стійкими являються сполуки зі ступенем окиснення +4, тому сполуки Стануму (ІІ) легко окислюються і є відновниками. Для Плюмбуму, навпаки, більш стійки сполуки зі ступенем окислення +2, тому сполуки Плюмбуму (ІV) проявляють окисні властивості.

Станум і Плюмбум утворюють нерозчинні у воді оксиди (ІІ та ІV). Цим оксидам відповідають амфотерні гідроксиди.

Sn(OH)₂ + NaOH = Na₂[Sn(OH)₄] –_{тетрагідроксостаніт Натрію}

Sn(OH)₂ + 2HCl = SnCl₂ + 2H₂O

Sn(OH)₄ + 2NaOH = Na₂[Sn(OH)₆] –_{тетрагідроксостанат Натрію}

Sn(OH)₄ + 4HCl = SnCl₄ + 4H₂O

В гідроксидах Стануму (ІІ) та Плюмбуму (ІІ) переважають основні властивості, а в гідроксидах Стануму (ІV) та Плюмбуму (ІV) переважають – кислотні.

Більшість солей Стануму добре розчинні у воді ( за виключенням сульфідів), а солі Плюмбуму мало розчинні у воді ( за виключенням ацетату, нітрату).