Жаропонижающие средства для детей назначаются педиатром. Но бывают ситуации неотложной помощи при лихорадке, когда ребенку нужно дать лекарство немедленно. Тогда родители берут на себя ответственность и применяют жаропонижающие препараты. Что разрешено давать детям грудного возраста? Чем можно сбить температуру у детей постарше? Какие лекарства самые безопасные?
К p-элементов периодической системы относятся элементы с валентным p-подуровнем. Эти элементы расположены в III, IV, V, VI, VII, VIII группах, главных подгруппах . В периоде орбитальные радиусы атомов с увеличением атомного номера уменьшаются, а в целом растет. В подгруппах элементов с увеличением номера элемента, размеры атомов в общем увеличиваются, а уменьшается. p-Элементы III группы К p-элементов III группе относятся , галлий Ga, индий In и таллий Tl. По характеру этих элементов бор является типичным неметаллом, остальные - металлы. В пределах подгруппы прослеживаются резкий переход от неметаллу к металлам. Свойствами и поведением бор подобный , что является результатом диагональной сродства элементов в периодической системе, согласно которой смещение в периоде вправо вызывает усиление неметаллического характера, а вниз по группе - металлического, поэтому аналогичные по свойствам элементы оказываются расположенными диагонально рядом, например Li и Mg, Ber и Al, B и Si.
Электронное строение валентных подуровней атомов p-элементов III группы в основном состоянии имеет вид ns 2 np 1 . В соединениях бор и трехвалентные , галлий и индий, кроме того, могут образовывать соединения со +1, а для таллия последний является довольно характерным.
p-Элементы VIII группы К p-элементов VIII группы относятся гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радон Rh, которые составляют главную подгруппу. Атомы этих элементов имеют завершенные внешние электронные слои, поэтому электронная конфигурация валентных подуровней их атомов в основном состоянии имеет вид 1s 2 (Не) и ns 2 np 6 (остальные элементы). Благодаря очень высокой устойчивости электронных конфигураций они в целом характеризуются большими значениями энергий ионизации и химической инертностью, поэтому их называют благородными (инертными) газами. В свободном состоянии они существуют в виде атомов (одноатомных молекул). Атомы гелия (1s 2), неона (2s 2 2p 6) и аргона (3s 2 3p 6) имеют особо устойчивую электронную структуру, поэтому соединения валентного типа для них неизвестны.
Криптон (4s 2 4p 6), ксенон (5s 2 5p 6) и радон (6s 2 6p 6) отличаются от предыдущих благородных газов большими размерами атомов и, соответственно, меньшими энергиями ионизации. Они способны образовывать соединения, которые зачастую имеют низкую стойкость.
Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.
К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы . Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1 . Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.
Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.
К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом-шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА -группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6 . В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются. От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера.
К d-элементам относятся 32 элемента периодической системы IV–VII больших периодов . В IIIБ-группе у атомов появляется первый электрон на d-орбитали, в последующих Б-группах d-подуровень заполняется до 10 электронов. Общая формула внешней электронной оболочки (n-1)dansb, где a=1?10, b=1?2 . С увеличением порядкового номера свойства d-элементов изменяются незначительно. У d-эле-ментов медленно происходит возрастание атомного радиуса, также они имеют переменную валентность, связанную с незавершенностью предвнешнего d-электронного подуровня. В низших степенях окисления d-элементы обнаруживают металлические свойства, при увеличении порядкового номера в группах Б они уменьшаются. В растворах d-элементы с высшей степенью окисления обнаруживают кислотные и окислительные свойства, при низших степенях окисления – наоборот. Элементы с промежуточной степенью окисления проявляют амфотерные свойства.
8. Ковалентная связь. Метод валентных связей
Химическая связь, осуществляемая общими электронными парами, возникающих в оболочках связываемых атомов, имеющих антипараллельные спины, называется атомной, или ковалентной связью. Ковалентная связь двухэлектронная и двуцентровая (удерживает ядра). Она образуется атомами одного вида – ковалентная неполярная – новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора; и атомами разного вида, сходных по химическому характеру – ковалентная полярная. Элементы с большей электроотрицательностью (Cl) будут оттягивать общие электроны от элементов с меньшей электроотрицательностью (Н). Атомы с непарными электронами, имеющими параллельные спины, отталкиваются – химическая связь не возникает. Способ образования ковалентной связи называется обменным механизмом .
Свойства ковалентной связи. Длина связи – межъядерное расстояние. Чем это расстояние короче, чем прочнее химическая связь. Энергия связи – количество энергии, требующееся для разрыва связи. Величина кратности связи прямо пропорциональна энергии связи и обратно пропорциональна длине связи. Направленность связи – определенное расположение электронных облаков в молекуле. Насыщаемость – способность атома образовывать определенное количество ковалентных связей. Химическая связь, образованная перекрыванием электронных облаков вдоль оси, соединяющей центры атомов, называется ?-связью. Связь, образованная перекрыванием электронных облаков перпендикулярно оси, соединяющей центры атомов, называется ?-связью . Пространственная направленность ковалентной связи характеризуется углами между связями. Эти углы называются валентными углами. Гибридизация – процесс перестройки неравноценных по форме и энергии электронных облаков, ведущих к образованию одинаковых по тем же параметрам гибридных облаков. Валентность – число химических связей (ковалентных ), посредством которых атом соединен с другими. Электроны, участвующие в образовании химических связей, называются валентными . Число связей между атомами равно числу его неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар, поэтому валентность не учитывает полярность и не имеет знака. В соединениях, в которых отсутствует ковалентная связь, имеет место степень окисления – условный заряд атома, исходный из предположения, что оно состоит из положительно или отрицательно заряженных ионов. К большинству неорганических соединений применимо понятие степень окисления.
Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.
К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы . Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1 . Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.
Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.
К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом-шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА -группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6 . В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются. От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера.
К d-элементам относятся 32 элемента периодической системы IV–VII больших периодов . В IIIБ-группе у атомов появляется первый электрон на d-орбитали, в последующих Б-группах d-подуровень заполняется до 10 электронов. Общая формула внешней электронной оболочки (n-1)dansb, где a=1?10, b=1?2 . С увеличением порядкового N св-ва d-элементов изменяются незначительно. У d-элементов медленно происходит возрастание атомного радиуса, также они имеют переменную валентность, связанную с незавершенностью предвнешнего d-электрон.подуровня. В низших степенях окисления d-элементы обнаруживают металлич. св-ва, при увеличении порядк. N в группах Б они уменьшаются. В растворах d-элементы с высшей степенью окисл.обнаруживают кислотные и окислит.св-ва, при низших степенях окисления – наоборот. Элементы с промежут. степ. окисления проявляют амфотерн.св-ва.
Ковалентная связь.
Хим.связь, осуществляемая общими электрон.парами, возникающих в оболочках связываемых атомов, имеющих антипараллельные спины, называется атомной, или ковалентной связью. Ковалент.связь двухэлектронная и двуцентровая (удерживает ядра). Атом на внешнем энергетическом уровне способен содержать от одного до восьми электронов. Валентные электроны – электроны предвнешнего, внешнего электронных слоев, участвующие в химической связи. Валентность – свойство атомов элемента образовывать химическую связь.
Uut
Uup
Uus
Uuo
В p-блок входят последние шесть элементов главной подгруппы, исключая гелий (который находится в s-блоке). Данный блок содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) и полуметаллы , а также некоторые металлы .
P-блок содержит в себе элементы, которые имеют различные свойства, как физические, так и механические. P-неметаллы - это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность , p-металлы - умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов .
См. также
Напишите отзыв о статье "P-элементы"
Литература
- Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж . Основные законы химии: В 2-х томах. Пер. с англ. - М.: Мир, 1982. 652 с., ил. - Т. 1. - С. 452–456.
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Отрывок, характеризующий P-элементы
Он имел в высшей степени ту недостававшую Пьеру практическую цепкость, которая без размахов и усилий с его стороны давала движение делу.Одно именье его в триста душ крестьян было перечислено в вольные хлебопашцы (это был один из первых примеров в России), в других барщина заменена оброком. В Богучарово была выписана на его счет ученая бабка для помощи родильницам, и священник за жалованье обучал детей крестьянских и дворовых грамоте.
Одну половину времени князь Андрей проводил в Лысых Горах с отцом и сыном, который был еще у нянек; другую половину времени в богучаровской обители, как называл отец его деревню. Несмотря на выказанное им Пьеру равнодушие ко всем внешним событиям мира, он усердно следил за ними, получал много книг, и к удивлению своему замечал, когда к нему или к отцу его приезжали люди свежие из Петербурга, из самого водоворота жизни, что эти люди, в знании всего совершающегося во внешней и внутренней политике, далеко отстали от него, сидящего безвыездно в деревне.
Кроме занятий по именьям, кроме общих занятий чтением самых разнообразных книг, князь Андрей занимался в это время критическим разбором наших двух последних несчастных кампаний и составлением проекта об изменении наших военных уставов и постановлений.
Весною 1809 года, князь Андрей поехал в рязанские именья своего сына, которого он был опекуном.
Пригреваемый весенним солнцем, он сидел в коляске, поглядывая на первую траву, первые листья березы и первые клубы белых весенних облаков, разбегавшихся по яркой синеве неба. Он ни о чем не думал, а весело и бессмысленно смотрел по сторонам.
Проехали перевоз, на котором он год тому назад говорил с Пьером. Проехали грязную деревню, гумны, зеленя, спуск, с оставшимся снегом у моста, подъём по размытой глине, полосы жнивья и зеленеющего кое где кустарника и въехали в березовый лес по обеим сторонам дороги. В лесу было почти жарко, ветру не слышно было. Береза вся обсеянная зелеными клейкими листьями, не шевелилась и из под прошлогодних листьев, поднимая их, вылезала зеленея первая трава и лиловые цветы. Рассыпанные кое где по березнику мелкие ели своей грубой вечной зеленью неприятно напоминали о зиме. Лошади зафыркали, въехав в лес и виднее запотели.
Лакей Петр что то сказал кучеру, кучер утвердительно ответил. Но видно Петру мало было сочувствования кучера: он повернулся на козлах к барину.
– Ваше сиятельство, лёгко как! – сказал он, почтительно улыбаясь.
– Что!
– Лёгко, ваше сиятельство.
«Что он говорит?» подумал князь Андрей. «Да, об весне верно, подумал он, оглядываясь по сторонам. И то зелено всё уже… как скоро! И береза, и черемуха, и ольха уж начинает… А дуб и не заметно. Да, вот он, дуб».
На краю дороги стоял дуб. Вероятно в десять раз старше берез, составлявших лес, он был в десять раз толще и в два раза выше каждой березы. Это был огромный в два обхвата дуб с обломанными, давно видно, суками и с обломанной корой, заросшей старыми болячками. С огромными своими неуклюжими, несимметрично растопыренными, корявыми руками и пальцами, он старым, сердитым и презрительным уродом стоял между улыбающимися березами. Только он один не хотел подчиняться обаянию весны и не хотел видеть ни весны, ни солнца.
«Весна, и любовь, и счастие!» – как будто говорил этот дуб, – «и как не надоест вам всё один и тот же глупый и бессмысленный обман. Всё одно и то же, и всё обман! Нет ни весны, ни солнца, ни счастия. Вон смотрите, сидят задавленные мертвые ели, всегда одинакие, и вон и я растопырил свои обломанные, ободранные пальцы, где ни выросли они – из спины, из боков; как выросли – так и стою, и не верю вашим надеждам и обманам».
Князь Андрей несколько раз оглянулся на этот дуб, проезжая по лесу, как будто он чего то ждал от него. Цветы и трава были и под дубом, но он всё так же, хмурясь, неподвижно, уродливо и упорно, стоял посреди их.
К p-элементам III-A группы относятся бор В алюминий Al и элементы семейства галлия – галлий Ga, индий In, таллий Tl.
С увеличением порядкового номера энергия ионизации атомов уменьшается, а металлические свойства элементов III-A группы, как и в других главных подгруппах заметно усиливаются. Так, оксид бора имеет кислотный характер, оксиды Al, галлия и индия амфотерны, причем их основные свойства постепенно усиливаются, а оксид таллия имеет основной характер.
Бор – неметалл, таллий – типичный элемент металл. Металлические свойства этих элементов выражены слабее, чем соответствующих главных подгрупп (IIA и особенно IA групп). Неметалличность бора отвечает его положению в периодической системе между бериллием и углеродом и по диагонали рядом с кремнием, поэтому у бора проявляются сходства не только с Al, но и с кремнием.
Степени окисления: +3, -3, +1, -1. Для таллия наиболее устойчивы соединения, где степень окисления равна +1. Электронные формулы B, Al, Ga, In, и Tl В – 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
История открытия и получения бора. Название элемента появилось за тысячу лет до его открытия, во времена алхимии так называли буру. Первое сообщение о получении бора было сделано в 1808 г. сразу двумя учеными в двух страна: Гей-Люссаком во Франции и Гемфри Дэви в Англии. Полученные продукты были так непохожи, что казались различными веществами.
Позже в 1856 году химики А. Девиль и Ф. Велер выяснили, что бор может существовать в двух различных модификациях: кристаллической и аморфной. И та, и другая модификации могут быть получены действием активных металлов на соединения бора: t B 2 O 3 + 2 Al → Al 2 O 3 + 2 Bкристаллический H 3 BO 3 + 3 Na → 3 Na. OH + Bаморфный
Споры о свойствах бора в чистом состоянии не затихали примерно 100 лет после первого его выделения. В 1892 г. французский ученый Анри Муассон, проверяя работы Гей. Люссака, Деви, Велера, установил, что полученные ими вещества содержали лишь 70% бора. Чистый бор был получен в 1908 г. восстановлением хлорида бора в электрической дуге: t 2 BCl 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HCl
В настоящее время Bкристаллический получают аналогично восстановлением галогенидов водородом: t 2 BBr 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HBr
Технический Bаморфный получают Mgтермическим восстановлением борного ангидрида, образующегося при термическом разложении борной кислоты. Методика была предложена А. Муассоном: 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
БОР. Содержание в земной коре составляет 3· 10 -4%. В свободном состоянии не встречается. Основные минералы: Na 2 B 4 O 7 · 10 H 2 O – бура H 3 BO 3 –борная кислота Аморфная форма бора – коричневая, кристаллическая – черная. Кристаллическая решетка бора прочна, по твердости уступает только алмазу.
Бор – первый p-элемент в периодической системе элементов. Строение электронной оболочки атома в невозбужденном состоянии: 2 p 2 s 1 s В возбужденном состоянии: 2 p 2 s 1 s
При комнатной температуре бор инертен и непосредственно взаимодействует со фтором, образуя BF 3, где имеет место sp 2 -гибридизация, орбитали расположены под углом 120º. При нагревании (400 -700 ºС) окисляется O 2, S, хлором и даже азотом (свыше 1200 ºС). С водородом бор не взаимодействует.
В кислотах, не являющихся окислителями, бор не растворяется. Он взаимодействует при нагревании с конц. H 2 SO 4, HNO 3, с царской водкой. 2 B + 3 H 2 SO 4 (к) → 2 H 3 BO 3 + 3 SO 2 B + 3 HNO 3 (к) → H 3 BO 3 + 3 NO 2 Bкрист не реагирует с растворами щелочей. Bаморфн взаимодействует с их конц. растворами. 550° 2 B + 3 H 2 O B 2 O 3 + 3 H 2
При нагревании бора с галогенами получаются галогениды: BF 3, BCl 3: газы BBr 3: жидкость BI 3: кристаллическое вещество Галогениды бора активно взаимодействуют с водой: BBr 3 + 3 HOH → H 3 BO 3 + 3 HBr
Вещества, реагирующие необратимо с водой с образованием двух кислот, одна из которых галогеноводородная, называются галогеноангидридами. Таким образом, галогениды бора – это галогеноангидриды борной кислоты. При гидролизе стеклообразного сульфида бора: B 2 S 3 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 S
При нагревании бор взаимодействует со многими металлами, образуя бориды. Это кристаллические тугоплавкие вещества. Почти все бориды d-элементов характеризуются очень большими твердостью и тугоплавкостью, химической инертностью. Бориды s -элементов (Mg. B 2, Mg 3 B 2) реакционно способны: t 2 B + 3 Mg → Mg 3 B 2
Большинство металлов в зависимости от условий синтеза образуют бориды различного состава. При действии разбавленной HCl на борид Mg получают гидрид бора (бороводород или боран): 6 Mg. B 2 + 12 HCl → H 2 + B 4 H 10 + 6 Mg. Cl 2 + 8 B Mg 3 B 2 + 6 H 2 O → B 2 H 6 + 3 Mg(OH)2
Простейшие водородные соединения бора – BH 3 в обычных условиях не существует. Из выделенных в свободном состоянии гидридов бора состава Bn. Hn+4 и Bn. Hn+6 простейшими являются: B 2 H 6, B 4 H 10 – газы B 6 H 12 – жидкость B 10 H 14 – твердое вещество Имеют отвратительный запах и ядовиты.
H H Бороводороды – соединения с дефицитом электронов. Например: H H в B 2 H 6 общее число валентных электронов B B H H равно 12, т. е. их не хватает для образования восьми обычных двух электронных двухцентровых связей.
В диборане имеют место двухцентровые и трехцентровые связи. Две концевые BH 2 лежат в одной плоскости, а атомы водорода и бора связаны двухцентровыми двухэлектронными связями. Два же центральных атома водорода расположены симметрично над этой плоскостью и под нею и объединены с атомами бора трехцентровой двухэлектронной связью.
Она возникает в результате перекрывания двух sp 2 -гибридных орбиталей бора и 1 s-орбитали атома H, что и обеспечивает прочность молекулы B 2 H 6. Диборан B 2 H 6 – энергичный восстановитель, на воздухе он самовоспламеняется: B 2 H 6 + 3 O 2 → B 2 O 3 + 3 H 2 O
Гидриды бора разлагаются водой, спиртами, щелочами с выделением водорода B 2 H 6 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 В среде эфира B 2 H 6 взаимодействует с Li. H, образуя анионные комплексы B 2 H 6 + 2 Li. H → 2 Li тетрагидридоборат(III) лития или боронат лития
Борогидриды лития и натрия используют в органических синтезах как сильные восстановители. Чаще используют Na – белое кристаллическое вещество, получают: 4 Na. H + B(OCH 3)3 → Na + 3 CH 3 ONa B(OCH 3)3 – метиловый эфир ортоборной кислоты Na – боронат натрия
Тетрафторобораты очень разнообразны, хорошо растворимы в воде, мало растворимы - K, Rb, Cs. Все эти комплексы соответствуют sp 3 -гибридному состоянию атома бора и имеют форму тетраэдра.
С кислородом бор образует борный ангидрид B 2 O 3 – кристаллическое вещество. В газообразном состоянии молекула B 2 O 3 имеет строение: B 2 O 3 необходимая составная часть O эмалей, глазурей, а также B 95° B термостойкого стекла. Борный ангидрид O O гидроскопичен.
При взаимодействии с водой вначале образуются метаборная кислота, а дальнейшее обводнение приводит к образованию ортоборной кислоты: B 2 O 3 + H 2 O → 2 HBO 2 метаборная кислота B 2 O 3 + 3 H 2 O → 2 H 3 BO 3 ортоборная кислота В разбавленном водном растворе существует только одна кислота H 3 BO 3 – кристаллическое вещество, имеет слоистую структуру, в которой молекулы прочно объединены водородными связями. Плохо растворяется в воде, хорошо - в горячей.
Ортоборная кислота или ортоборат водорода при нагревании теряет воду, переходя в полимерные метабораты водорода HBO 2 и далее в B 2 O 3: 2 H 3 BO 3 2 HBO 2 B 2 O 3 -2 H 2 O -H 2 O В ортоборной кислоте субъединицы B(OH)3 связаны друг с другом водородными связями и образуют бесконечные слои с симметрией, близкой к гексагональной.
H 3 BO 3 и бораты образуют устойчивые комплексы с глицерином, при этом кислотные свойства ее усиливаются: 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
Соли борных кислот в своем большинстве полимеры. Так, в кристаллах Na. BO 2 присутствует циклический метаборатный анион, а в Сa(BO 2)2 полиметаборатный анион, образующий бесконечные цепи в виде зигзагов: O O B O O O B
Эти анионы состоят из плоских треугольных структурных единиц BO 3 4 H 3 BO 3 → H 2 B 4 O 7 + 5 H 2 O H 3 BO 3 – слабая кислота. В отличие от обычных кислот ее кислотные свойства обязаны не отщеплению протона, а присоединением OH-ионов. H 3 BO 3 + HOH → - + H+
Качественной реакцией на H 3 BO 3 и соли борных кислот является взаимодействие с H 2 SO 4 (к) и метанолом (этанолом) при нагревании. Образуется борнометиловый эфир, который при поджигании горит очень красивым зеленым пламенем. Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 (к) + 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
При нейтрализации H 3 BO 3 не образуются ортобораты, содержащие ион BO 33 -, а получаются тетрабораты, метабораты: 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. BO 2 + 2 H 2 O
Невозможность получения ортоборатов объясняется малой диссоциацией H 3 BO 3, приводящей к практически полному гидролизу ее солей: Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O → 4 H 3 BO 3 + 2 Na. OH Как и B 2 O 3, так и бораты легко образуют стекловидные фазы, что обуславливает их полимерное строение.
Применение в фармации. Кислота борная, натрия тетраборат применяются наружно в качестве антисептических средств. Алюминия гидроксид применяется в качестве адсорбирующего и обволакивающего средства: наружно – для присыпок, внутрь – для лечения язвенной болезни, гастритов, входит в состав препарата “Алмагель”. В фарманализе в методе кислотноосновного титрования применяют тетраборат натрия как установочное вещество.
Основным сырьем для получения алюминия являются бокситы, содержащие до 60% глинозема Al 2 O 3. Перспективным является выделение его из алюминиевой руды нефелина - Na 2 O Al 2 O 3 2 Si. O 2. Встречается минерал криолит – Na 3. Встречается чистый Al 2 O 3 – минерал корунд. Драгоценные камни рубин и сапфир – это кристаллы корунда, окрашенные примесью оксида хрома (рубин) и оксидов титана и железа (сапфир).
На воздухе алюминий покрывается тончайшей пленкой Al 2 O 3, отличающейся большой прочностью. Это объясняет его устойчивость при комнатной температуре к действию кислорода и воды. Конфигурация внешних электронных оболочек - 3 s 23 p 1. 3 d 3 p Al* 3 s c v
Наличие в валентном слое незаполненных p- и d-орбиталей дает возможности для донорноакцепторного взаимодействия. Ион Al 3+ проявляет склонность к комплексообразованию. Как вообще для s- и p-элементов, для Al 3+ характерно образование комплексов с H 2 O, OH-, F-, менее устойчивые с Cl-, Br-, I-.
При комплексообразовании в химическую связь могут вносить вклад свободные d-орбитали. Поэтому существуют комплексы с КЧ=6. Например: 3 - - sp 3 d 2 гибридизация. В водных растворах солей Al содержатся октаэдрические комплексы 3+. С ионами H- и Al 3+ образует тетраэдрический комплекс -.
Металлический алюминий, поверхность которого покрыта защитной пленкой Al 2 O 3 не реагирует с водой, но если ее разрушить, то происходит бурное взаимодействие с водой с образованием Al(OH)3 и H 2: 2 Al + 6 H 2 O → 2 Al(OH)3 + 3 H 2
При нагревании Al энергично взаимодействует с O 2, S, N 2, но не реагирует с H 2. 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3 С кислотами Al активно взаимодействует с выделением водорода: 2 Al + 6 HCl → 2 Al. Cl 3 + 3 H 2 2 Al + 6 H+ + 12 H 2 O → 23+ + 3 H 2
Однако очень разбавленные и очень концентрированные растворы HNO 3 и H 2 SO 4 на Al практически не действуют – происходит пассивация. В умеренной концентрации растворов этих кислот Al растворяется.
С растворами щелочей алюминий взаимодействует энергично, поскольку они растворяют оксидную защитную пленку: 2 Al + 6 Na. OH + 6 H 2 O → 2 Na 3 + 3 H 2 гексагидроксоалюминат (III) натрия 3 Cu 2+ +2 Al → 3 Cu + 2 Al 3+ Cu – красная губчатая масса
Al не вступает в реакцию с водородом H 2. Гидрид Al (алан) получают косвенным путем, действуя Li. H в эфирном растворе на Al. Cl 3: Al. Cl 3 + 3 Li. H → Al. H 3 + 3 Li. Cl Al. H 3 – белый порошок, имеет полимерное строение, это соединение с дефицитом электронов. Если взять большое количество Li. H, то получается гидридоалюминат или аланат лития: Al. Cl 3 + 4 Li. H → Li + 3 Li. Cl Это устойчивое соединение, сильный восстановитель.
Оксид Al - Al 2 O 3 – очень твердое тугоплавкое соединение, известно его 3 модификации – . Al 2 O 3 – корунд, по твердости он уступает только алмазу. Обладает амфотерными свойствами, но не взаимодействует с водой, кислотами и щелочами.
Гидроксид алюминия - Al(OH)3 Получают: Al 2(SO 4)3 + 6 Na. OH → 2 Al(OH)3 студ. белый осадок + 3 Na 2 SO 4 Al(OH)3 – полимерное соединение, формула условна Al(OH)3 H 2 O. Это типичное амфотерное соединение: 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 -
В отличие от многих гидроксидов dэлементов Al(OH)3 не растворяется в NH 3 Галиды алюминия (галогениды) получают прямым взаимодействием простых веществ. Это бесцветные кристаллические вещества.
Al. Cl 3 – малорастворимое и тугоплавкое вещество, остальные хорошо растворимы, причем при растворении их в воде выделяется большое количество теплоты. Соли сильно гидролизуются: 2 Al. Cl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 6 H 2 O → 2 Al(OH)3 + 6 Na. Cl + 3 H 2 CO 3 Гидролиз необратимый, первой стадией которой является отщепление H+ 3+ 2+ + H+
Далее образуются различные полиядерные комплексы 4+, которые остаются в растворе, поэтому не наблюдается образование осадка гидроксида, хотя протекание гидролиза можно легко заметить по изменению раствора. С фторидами щелочных металлов Al. F 3 образует фтороалюминаты, наиболее устойчивый из них криолит Na 3.
Биологическая роль Алюминий и бор относятся к примесным микроэлементам. Концентрируются в сыворотке крови, легких, мозге, печени, почках. Избыток алюминия тормозит синтез гемоглобина, блокируя активные центры ферментов, участвующих в кроветворении.
Избыток бора вреден для организма, так как он угнетает амилазы, протеиназы, уменьшает активность адреналина, нарушает в организме обмен углеводов и белков, что приводит к кишечным заболеваниям – энтеритам.
