Los elementos p del grupo III-A incluyen boro B, aluminio Al y elementos de la familia del galio: galio Ga, indio In, talio Tl.

Con un aumento en el número atómico, la energía de ionización de los átomos disminuye y las propiedades metálicas de los elementos del grupo III-A, como en otros subgrupos principales, aumentan notablemente. Así, el óxido de boro tiene un carácter ácido, los óxidos de Al, galio e indio son anfóteros y sus propiedades básicas aumentan gradualmente, y el óxido de talio tiene un carácter básico.

El boro es un no metal, el talio es un elemento metálico típico. Las propiedades metálicas de estos elementos son menos pronunciadas que las de los correspondientes subgrupos principales (grupos IIA y especialmente IA). La no metalicidad del boro corresponde a su posición en la tabla periódica entre el berilio y el carbono y en diagonal junto al silicio, por lo que el boro muestra similitudes no sólo con el Al, sino también con el silicio.

Estados de oxidación: +3, -3, +1, -1. Para el talio, los compuestos más estables son aquellos cuyo estado de oxidación es +1. Fórmulas electrónicas de B, Al, Ga, In y Tl B – 2 s 22 p 1 Al – 3 s 23 p 1 Ga – 4 s 23 d 104 p 1 In – 5 s 24 d 105 p 1 Tl – 6 s 24 f 145 d 106 p 1

La historia del descubrimiento y producción del boro. El nombre del elemento apareció mil años antes de su descubrimiento; en tiempos de la alquimia se llamaba así bórax. El primer informe sobre la producción de boro fue elaborado en 1808 por dos científicos de dos países: Gay-Lussac en Francia y Humphry Davy en Inglaterra. Los productos resultantes eran tan diferentes que parecían sustancias diferentes.

Más tarde, en 1856, los químicos A. Deville y F. Wöhler descubrieron que el boro puede existir en dos modificaciones diferentes: cristalino y amorfo. Ambas modificaciones se pueden obtener por la acción de metales activos sobre compuestos de boro: t B 2 O 3 + 2 Al → Al 2 O 3 + 2 Bcristalino H 3 BO 3 + 3 Na → 3 Na. OH + Bamórfico

Las disputas sobre las propiedades del boro en estado puro no disminuyeron hasta aproximadamente 100 años después de su primer aislamiento. En 1892, el científico francés Henri Moisson comprobó el trabajo de Gay. Lussac, Devi, Velera descubrieron que las sustancias que obtuvieron contenían sólo un 70% de boro. El boro puro se obtuvo en 1908 mediante la reducción de cloruro de boro en un arco eléctrico: t 2 BCl 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HCl

Actualmente, el B cristalino se obtiene de forma similar mediante la reducción de haluros con hidrógeno: t 2 BBr 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HBr

El bamórfico técnico se obtiene mediante la reducción térmica con magnesio del anhídrido bórico formado durante la descomposición térmica del ácido bórico. La técnica fue propuesta por A. Moisson: t 2 H 3 BO 3 → B 2 O 3 + 3 H 2 O t 3 Mg + B 2 O 3 → 3 Mg. O+2B

BOR. El contenido en la corteza terrestre es del 3,10 -4%. No encontrado en estado libre. Minerales principales: Na 2 B 4 O 7 · 10 H 2 O – bórax H 3 BO 3 – ácido bórico La forma amorfa del boro es marrón, la forma cristalina es negra. La red cristalina del boro es fuerte, sólo superada por el diamante en dureza.

El boro es el primer elemento p de la tabla periódica de elementos. La estructura de la capa electrónica de un átomo en un estado no excitado: 2 p 2 s 1 s En un estado excitado: 2 p 2 s 1 s

A temperatura ambiente, el boro es inerte e interactúa directamente con el flúor formando BF 3, donde se produce la hibridación sp 2, los orbitales se ubican en un ángulo de 120º. Cuando se calienta (400 -700 ºС), se oxida con O 2, S, cloro e incluso nitrógeno (más de 1200 ºС). El boro no interactúa con el hidrógeno.

El boro no se disuelve en ácidos que no sean agentes oxidantes. Reacciona cuando se calienta con conc. H 2 SO 4, HNO 3, con agua regia. 2 B + 3 H 2 SO 4 (k) → 2 H 3 BO 3 + 3 SO 2 B + 3 HNO 3 (k) → H 3 BO 3 + 3 NO 2 Bcryst no reacciona con soluciones alcalinas. Bamorph interactúa con su conc. soluciones. 550° 2 B + 3 H 2 O B 2 O 3 + 3 H 2

Cuando el boro se calienta con halógenos, se obtienen los siguientes haluros: BF 3, BCl 3: gases BBr 3: líquido BI 3: sustancia cristalina Los haluros de boro interactúan activamente con el agua: BBr 3 + 3 HOH → H 3 BO 3 + 3 HBr

Las sustancias que reaccionan irreversiblemente con el agua para formar dos ácidos, uno de los cuales es un hidrohaluro, se denominan haluros de ácido. Por tanto, los haluros de boro son haluros de ácido bórico. Tras la hidrólisis del sulfuro de boro vítreo: B 2 S 3 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 S

Cuando se calienta, el boro reacciona con muchos metales y forma boruros. Se trata de sustancias refractarias cristalinas. Casi todos los boruros de elementos d se caracterizan por una dureza y refractariedad muy altas y por su inercia química. Los boruros de elementos s (Mg. B 2, Mg 3 B 2) son reactivos: t 2 B + 3 Mg → Mg 3 B 2

La mayoría de los metales, dependiendo de las condiciones de síntesis, forman boruros de diversas composiciones. Cuando el HCl diluido actúa sobre el boruro de Mg, se obtiene hidruro de boro (borohidruro de hidrógeno o borano): 6 Mg. B2 + 12 HCl → H2 + B4H10 + 6 mg. Cl 2 + 8 B Mg 3 B 2 + 6 H 2 O → B 2 H 6 + 3 Mg (OH) 2

Los compuestos de hidrógeno de boro más simples, BH 3, no existen en condiciones normales. De los hidruros de boro aislados en estado libre, la composición es Bn. Hn+4 y Bn. Los protozoos Hn+6 son: B 2 H 6, B 4 H 10 – gases B 6 H 12 – líquido B 10 H 14 – sólido Tienen un olor desagradable y son venenosos.

H H Los borohidruros son compuestos deficientes en electrones. Por ejemplo: H H en B 2 H 6 el número total de electrones de valencia B B H H es 12, es decir, no son suficientes para formar ocho enlaces ordinarios de dos electrones y dos centros.

En el diborano se producen enlaces de dos y tres centros. Los dos BH 2 terminales se encuentran en el mismo plano y los átomos de hidrógeno y de boro están conectados por enlaces bicéntricos de dos electrones. Los dos átomos de hidrógeno centrales están situados simétricamente por encima y por debajo de este plano y están unidos con los átomos de boro mediante un enlace de dos electrones de tres centros.

Surge como resultado de la superposición de dos orbitales híbridos sp 2 del boro y el orbital 1 s del átomo de H, lo que asegura la fuerza de la molécula B 2 H 6. El diborano B 2 H 6 es un agente reductor energético; en aire se enciende espontáneamente: B 2 H 6 + 3 O 2 → B 2 O 3 + 3 H 2 O

Los hidruros de boro se descomponen con agua, alcoholes, álcalis, liberando hidrógeno B 2 H 6 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 En un ambiente de éter, B 2 H 6 interactúa con Li. H, formando complejos aniónicos B 2 H 6 + 2 Li. H → 2 Li tetrahidridoborato de litio (III) o boronato de litio

Los borohidruros de litio y sodio se utilizan en síntesis orgánicas como agentes reductores fuertes. Se utiliza con mayor frecuencia Na, una sustancia cristalina blanca, lo que da como resultado: 4 Na. H + B(OCH 3)3 → Na + 3 CH 3 ONa B(OCH 3)3 – éster metílico del ácido ortobórico Na – boronato de sodio

Los tetrafluoroboratos son muy diversos, muy solubles en agua, ligeramente solubles: K, Rb, Cs. Todos estos complejos corresponden al estado híbrido sp 3 del átomo de boro y tienen forma de tetraedro.

Con oxígeno, el boro forma anhídrido bórico B 2 O 3, una sustancia cristalina. En estado gaseoso, la molécula B 2 O 3 tiene la estructura: B 2 O 3 es un componente necesario de los esmaltes y vidriados O, así como del vidrio resistente al calor B 95 ° B. El anhídrido bórico O O es hidroscópico.

Al interactuar con el agua, primero se forma ácido metabórico y un riego adicional conduce a la formación de ácido ortobórico: B 2 O 3 + H 2 O → 2 HBO 2 ácido metabórico B 2 O 3 + 3 H 2 O → 2 H 3 BO 3 ácido ortobórico B En una solución acuosa diluida solo hay un ácido, H 3 BO 3, una sustancia cristalina que tiene una estructura en capas en la que las moléculas están firmemente unidas por enlaces de hidrógeno. Se disuelve mal en agua, pero se disuelve bien en agua caliente.

El ácido ortobórico o el ortoborato de hidrógeno pierde agua cuando se calienta, convirtiéndose en metaboratos de hidrógeno poliméricos HBO 2 y luego en B 2 O 3: 2 H 3 BO 3 2 HBO 2 B 2 O 3 -2 H 2 O -H 2 O En subunidades de ácido ortobórico Los B(OH)3 están unidos entre sí por enlaces de hidrógeno y forman infinitas capas con simetría cercana a la hexagonal.

H 3 BO 3 y boratos forman complejos estables con glicerol, mientras que se mejoran sus propiedades ácidas: 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 2O

Las sales de ácidos bóricos son en su mayoría polímeros. Así, en cristales de Na. BO 2 contiene un anión metaborato cíclico, y en Ca(BO 2)2 hay un anión polimetaborato, formando cadenas interminables en forma de zigzags: O O B O O O B

Estos aniones consisten en unidades estructurales triangulares planas BO 3 4 H 3 BO 3 → H 2 B 4 O 7 + 5 H 2 O H 3 BO 3 es un ácido débil. A diferencia de los ácidos ordinarios, sus propiedades ácidas no se deben a la eliminación de un protón, sino a la adición de iones OH. H 3 BO 3 + HOH → - + H+

Una reacción cualitativa al H 3 BO 3 y las sales de ácido bórico es la interacción con H 2 SO 4 (k) y metanol (etanol) cuando se calienta. Se forma éter bornometílico que, cuando se enciende, arde con una llama verde muy hermosa. Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 (k) + 5 H 2 O → 4 H 3 BO 3 + Na 2 SO 4 H 3 BO 3 + 3 CH 3 OH → (CH 3 O) 3 B + 3 H 2O

Al neutralizar H 3 BO 3, no se forman ortoboratos que contienen el ion BO 33 -, pero se obtienen tetraboratos y metaboratos: 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

La imposibilidad de obtener ortoboratos se explica por la pequeña disociación del H 3 BO 3, que conduce a una hidrólisis casi completa de sus sales: Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O → 4 H 3 BO 3 + 2 Na. OH Al igual que el B 2 O 3, los boratos forman fácilmente fases vítreas, lo que determina su estructura polimérica.

Aplicación en farmacia. El ácido bórico y el tetraborato de sodio se utilizan externamente como antisépticos. El hidróxido de aluminio se utiliza como agente adsorbente y envolvente: externamente, para polvos, internamente, para el tratamiento de úlceras pépticas, gastritis y forma parte del medicamento "Almagel". En el análisis farmacéutico, el tetraborato de sodio se utiliza como sustancia fijadora en el método de titulación ácido-base.

La principal materia prima para la producción de aluminio es la bauxita, que contiene hasta un 60% de alúmina Al 2 O 3. Es prometedor aislarlo del mineral de aluminio nefelina: Na 2 O Al 2 O 3 2 Si. O 2. Se encuentra el mineral criolita - Na 3. Hay Al 2 O 3 puro - el mineral corindón. Las piedras preciosas de rubí y zafiro son cristales de corindón coloreados con una mezcla de óxido de cromo (rubí) y óxidos de titanio y hierro (zafiro).

En el aire, el aluminio está recubierto con una fina película de Al 2 O 3, que es muy duradera. Esto explica su estabilidad a temperatura ambiente al oxígeno y al agua. Configuración de las capas electrónicas externas - 3 s 23 p 1. 3 d 3 p Al* 3 s c v

La presencia de orbitales p y d vacíos en la capa de valencia brinda oportunidades para la interacción donante-aceptor. El ion Al 3+ muestra tendencia a formar complejos. Como en general para los elementos s y p, Al 3+ se caracteriza por la formación de complejos con H 2 O, OH-, F- y otros menos estables con Cl-, Br-, I-.

Durante la formación de complejos, los orbitales d libres pueden contribuir al enlace químico. Por tanto, existen complejos con CN = 6. Por ejemplo: 3 - - hibridación sp 3 d 2. Las soluciones acuosas de sales de Al contienen complejos octaédricos 3+. Con iones H- y Al 3+ forma un complejo tetraédrico -.

El aluminio metálico, cuya superficie está cubierta con una película protectora de Al 2 O 3, no reacciona con el agua, pero si se destruye, se produce una interacción violenta con el agua con la formación de Al(OH) 3 y H 2: 2 Al + 6 H 2 O → 2 Al (OH) 3 + 3H2

Cuando se calienta, Al interactúa energéticamente con O 2, S, N 2, pero no reacciona con H 2. 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3 Al interactúa activamente con los ácidos, liberando hidrógeno: 2 Al + 6 HCl → 2 Al. Cl 3 + 3 H 2 2 Al + 6 H + + 12 H 2 O → 23+ + 3 H 2

Sin embargo, las soluciones muy diluidas y muy concentradas de HNO 3 y H 2 SO 4 prácticamente no tienen ningún efecto sobre el Al: se produce una pasivación. Al se disuelve en concentraciones moderadas de soluciones de estos ácidos.

El aluminio reacciona energéticamente con soluciones alcalinas, ya que disuelven la película protectora de óxido: 2 Al + 6 Na. OH + 6 H 2 O → 2 Na 3 + 3 H 2 hexahidroxoaluminato de sodio (III) 3 Cu 2+ +2 Al → 3 Cu + 2 Al 3+ Cu – masa esponjosa roja

El Al no reacciona con el hidrógeno H2. El hidruro de Al (alano) se obtiene indirectamente por acción del Li. H en solución de éter sobre Al. Clase 3: Al. Cl 3 + 3 Li. H → Al. H3 + 3Li. ClAl. H 3 es un polvo blanco, tiene una estructura polimérica y es un compuesto deficiente en electrones. Si tomas una gran cantidad de Li. H, luego se obtiene hidridealuminato o alanato de litio: Al. Cl 3 + 4 Li. H → Li + 3 Li. Cl Este es un compuesto estable, un fuerte agente reductor.

Óxido de Al - Al 2 O 3 es un compuesto refractario muy duro, se conocen 3 modificaciones: . Al 2 O 3 es corindón, en dureza solo es superado por el diamante. Tiene propiedades anfóteras, pero no interactúa con agua, ácidos y álcalis.

Hidróxido de aluminio - Al(OH)3 Obtener: Al 2(SO 4)3 + 6 Na. OH → 2 Al(OH)3 st. precipitado blanco + 3 Na 2 SO 4 Al(OH)3 – compuesto polimérico, fórmula Al(OH)3 H 2 O. Este es un compuesto anfótero típico: 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 -

A diferencia de muchos hidróxidos de elementos d, Al(OH)3 no se disuelve en NH 3. Los haluros de aluminio (haluros) se obtienen mediante interacción directa de sustancias simples. Son sustancias cristalinas incoloras.

Alabama. El Cl 3 es una sustancia poco soluble y refractaria, el resto son muy solubles y cuando se disuelven en agua se libera una gran cantidad de calor. Las sales están altamente hidrolizadas: 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 Hidrólisis irreversible, cuya primera etapa es la eliminación de H+ 3+ 2+ + H+

A continuación se forman varios complejos polinucleares 4+, que permanecen en solución, por lo que no se observa la formación de un precipitado de hidróxido, aunque la aparición de hidrólisis se puede notar fácilmente mediante un cambio en la solución. Con fluoruros de metales alcalinos Al. F 3 forma fluoroaluminatos, el más estable de los cuales es la criolita Na 3.

Papel biológico El aluminio y el boro se consideran oligoelementos. Concentrado en suero sanguíneo, pulmones, cerebro, hígado, riñones. El exceso de aluminio inhibe la síntesis de hemoglobina, bloqueando los centros activos de las enzimas implicadas en la hematopoyesis.

El exceso de boro es perjudicial para el cuerpo, ya que inhibe las amilasas, las proteinasas, reduce la actividad de la adrenalina, altera el metabolismo de los carbohidratos y las proteínas en el cuerpo, lo que conduce a enfermedades intestinales: enteritis.

Los elementos de la tabla periódica de Mendeleev se dividen en elementos s, p, d. Esta división se lleva a cabo en función de cuántos niveles tiene la capa electrónica del átomo de un elemento y en qué nivel termina el llenado de la capa con electrones.

A elementos s incluir elementos Grupos IA – metales alcalinos. Fórmula electrónica de la capa de valencia de los átomos de metales alcalinos. ns1. El estado de oxidación estable es +1. Elementos grupos IA tienen propiedades similares debido a la estructura similar de la capa de electrones. A medida que aumenta el radio en el grupo Li-Fr, el enlace entre el electrón de valencia y el núcleo se debilita y la energía de ionización disminuye. Los átomos de elementos alcalinos ceden fácilmente su electrón de valencia, lo que los caracteriza como fuertes agentes reductores.

Las propiedades reductoras aumentan al aumentar el número de serie.

A elementos p Incluye 30 elementos. Grupos IIIA-VIIIA tabla periódica; Los elementos p se ubican en el segundo y tercer período menor, así como en el cuarto al sexto período mayor. Elementos Grupos IIIA tener un electrón en el orbital p. EN IVA-VIIIA-grupos Se observa el llenado del subnivel p con hasta 6 electrones. Fórmula electrónica general de elementos p. ns2np6. En períodos con carga nuclear creciente, los radios atómicos y iónicos de los elementos p disminuyen, la energía de ionización y la afinidad electrónica aumentan, aumenta la electronegatividad, aumenta la actividad oxidativa de los compuestos y las propiedades no metálicas de los elementos. En los grupos, los radios de los átomos aumentan. De elementos 2p a elementos 6p, la energía de ionización disminuye. Las propiedades metálicas del elemento p del grupo aumentan al aumentar el número atómico.

A elementos d Hay 32 elementos de la tabla periódica. IV-VII períodos principales. EN grupo IIIB Los átomos tienen el primer electrón en el orbital d, en los grupos B posteriores el subnivel d se llena con hasta 10 electrones. Fórmula general para la capa externa de electrones. (n-1)dansb, donde a=1?10, b=1?2. Con un aumento en el número ordinal, las propiedades de los elementos d cambian ligeramente. Los elementos d aumentan lentamente en su radio atómico y también tienen una valencia variable asociada con lo incompleto del subnivel externo del electrón d. En estados de oxidación más bajos, los elementos d exhiben propiedades metálicas; con un aumento en el número atómico en los grupos B, disminuyen. En soluciones, los elementos d con el estado de oxidación más alto exhiben propiedades ácidas y oxidantes, y viceversa en estados de oxidación más bajos. Los elementos con estados de oxidación intermedios exhiben propiedades anfóteras.

8. Enlace covalente. Método del enlace de valencia

Un enlace químico realizado por pares de electrones comunes que surgen en las capas de átomos unidos que tienen espines antiparalelos se llama enlace atómico o covalente. El enlace covalente es de dos electrones y dos centros (sostiene los núcleos). Está formado por átomos de un tipo: covalente. no polar– un nuevo par de electrones, que surge de dos electrones desapareados, se vuelve común a dos átomos de cloro; y átomos de diferentes tipos, similares en carácter químico - covalentes polar. Los elementos con mayor electronegatividad (Cl) extraerán electrones compartidos de los elementos con menos electronegatividad (H). Los átomos con electrones desapareados que tienen espines paralelos se repelen entre sí; no se produce ningún enlace químico. El método para formar un enlace covalente se llama mecanismo de intercambio.

Propiedades de los enlaces covalentes. Longitud del enlace – distancia internuclear. Cuanto más corta sea esta distancia, más fuerte será el enlace químico. Energía de comunicación – la cantidad de energía necesaria para romper un enlace. La multiplicidad del enlace es directamente proporcional a la energía del enlace e inversamente proporcional a la longitud del enlace. Dirección de comunicación – una disposición específica de nubes de electrones en una molécula. Saturabilidad– la capacidad de un átomo de formar un cierto número de enlaces covalentes. Un enlace químico formado por la superposición de nubes de electrones a lo largo de un eje que conecta los centros de los átomos se llama ?-conexión. Un enlace formado por la superposición de nubes de electrones perpendiculares al eje que conecta los centros de los átomos se llama ?-conexión. La orientación espacial de un enlace covalente se caracteriza por los ángulos entre los enlaces. Estos ángulos se llaman ángulos de enlace. Hibridación – el proceso de reestructuración de nubes de electrones de forma y energía desiguales, que conduce a la formación de nubes híbridas idénticas en los mismos parámetros. Valencia– número de enlaces químicos (covalente ), a través del cual un átomo se conecta con otros. Los electrones involucrados en la formación de enlaces químicos se llaman valencia. El número de enlaces entre átomos es igual al número de electrones desapareados que participan en la formación de pares de electrones comunes, por lo que la valencia no tiene en cuenta la polaridad y no tiene signo. En compuestos en los que no hay enlace covalente, hay estado de oxidación - la carga convencional de un átomo, basada en el supuesto de que está formado por iones cargados positiva o negativamente. El concepto de estado de oxidación se aplica a la mayoría de los compuestos inorgánicos.

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1. Características generales de los elementos p del grupo III.

La configuración electrónica del estado fundamental de estos elementos ns 1 np 2 se caracteriza por la presencia de un electrón desapareado. En estado excitado, contienen tres electrones desapareados que, al estar en hibridación sp 2, participan en la formación de tres enlaces covalentes. En este caso, los átomos de los elementos del grupo IIIA permanecen con un orbital desocupado y el número de electrones de valencia sigue siendo menor que el número de orbitales disponibles en energía. Por lo tanto, muchos compuestos covalentes de elementos del grupo IIIA son ácidos de Lewis, aceptores de un par de electrones, al adquirirlo, no solo aumentan el número de coordinación a cuatro, sino que también cambian la geometría de su entorno: uno de los planos se vuelve tetraédrico (sp 2 estado de hibridación).

El boro difiere en propiedades de otros elementos de este subgrupo. El boro es el único no metal químicamente inerte y forma enlaces covalentes B?F, B?N, B?C, etc., cuya multiplicidad a menudo aumenta debido al enlace pp?pp. La química del boro es similar a la química del silicio, esto muestra una similitud diagonal. Aparecen orbitales d vacantes en los átomos de aluminio, el radio del átomo aumenta y, por lo tanto, el número de coordinación aumenta a seis. El galio, el indio y el talio se encuentran inmediatamente detrás de los metales del bloque d; El llenado de la capa d va acompañado de una compresión sucesiva de los átomos. Como resultado de la compresión d, los radios iónicos del aluminio y el galio están cerca, y el radio atómico del galio es aún menor. Al pasar de Al a Ga, el aumento de la carga nuclear efectiva resulta ser más significativo que el cambio del radio atómico, por lo que la energía de ionización aumenta. El aumento de las energías de ionización durante la transición de Ip a Tl es el resultado de la compresión d y f, lo que conduce a una mayor interacción de los electrones de valencia con el núcleo atómico. Un aumento en la energía de enlace de los electrones del talio 6s 2 con el núcleo les dificulta participar en la formación de enlaces y conduce a una disminución de la estabilidad de sus compuestos en el estado de oxidación más alto. Así, para el plomo, el bismuto y el polonio, los compuestos con estados de oxidación +1, +2, +3, + son estables.

Los elementos p del grupo III incluyen elementos típicos: boro y aluminio y elementos del subgrupo de galio: galio, indio y talio. Todos los elementos enumerados, excepto el boro, son metales. Todos los elementos son raros, a excepción del aluminio, que representa el 8,8% de la masa de la corteza terrestre. En el nivel electrónico exterior tienen tres electrones ns 2 np 1, y en el estado excitado, ns 1 np 2 electrones. El estado de oxidación más alto de los elementos del subgrupo del boro es +3. Debido a que en los átomos de Ga, In, T1 el penúltimo nivel contiene 18 electrones, las diferencias naturales en algunas propiedades se violan al pasar de A1 a Ga. En la tabla se dan algunas constantes físicas de los elementos del subgrupo IIIA. 7.

2. Elementos del grupo IIIA (subgrupo boro)

2.1 Bohr

Recursos naturales . El boro no se encuentra en estado libre, sino sólo en estado ligado. Los principales minerales son los boratos: Na 2 B 4 0 7 10H 2 O - bórax, H 3 VO 3 - ácido bórico, nitruro de boro BN.

Recibo. El boro técnico (amorfo) se obtiene por reducción térmica de magnesio de su óxido:

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

El MgO se elimina disolviéndolo en HCl. El boro cristalino se obtiene por reducción de haluros con hidrógeno:

2ВВr 3 + ЗН 2 6HBr + 2B.

Propiedades. El boro se conoce en formas amorfa (marrón) y cristalina (negra). La red cristalina del boro es muy fuerte (icosaedros), esto se manifiesta en alta dureza, baja entropía S 0 (b) = 7 e.u. y alto punto de fusión. El boro es un semiconductor, la banda prohibida es de 1,42 eV.

El boro es el primer elemento p de la tabla periódica de elementos. La estructura de la capa externa de electrones es 2s 2 2p l. La excitación transfiere el átomo a sp 2, un estado de valencia híbrido en el que los orbitales se encuentran en 120 0 (ВФз, ВС1з). Debido a la presencia de un orbital p libre y al pequeño tamaño del átomo, el boro es uno de los aceptores más fuertes de pares de electrones solitarios y forma iones complejos del tipo:

BF 3 (g) + HF = H (p),

BF 3 (g) + F - (p) = -1 (p).

El ion complejo [ВF 4 ] -1 tiene una estructura tetraédrica, que también es característica de otros compuestos de boro.

Propiedades de los elementos del subgrupo III A.

Propiedades del elemento
Radio atómico, nm
Radio iónico E 3+, nm
Energía de ionización, mi 0 mi + , eV
Punto de fusión, °C
Punto de ebullición, °C
Densidad, g/cm 3
mi 0 (mi 3+ / mi 0), v
Electronegatividad
Estado de oxidación

La presencia de una gran cantidad de polímeros inorgánicos que contienen boro está asociada con la interacción donante-aceptor. En términos de electronegatividad, el boro se encuentra casi en el medio de la escala de electronegatividad, por lo que puede ser tanto un agente oxidante en compuestos con un estado de oxidación de +3 (BF 3, B 2 O 3) como un agente reductor en compuestos con un estado de oxidación de -3 (Mg 3 B 2, B 3 H 6). Los enlaces formados por el boro son covalentes. Los compuestos típicos del boro son aquellos en los que forma parte de un anión complejo (B 4 O 7 2-, BF 4 -).

Bohr revela una analogía diagonal con el silicio. Para el boro y el silicio, los derivados más característicos son aquellos en los que estos elementos están polarizados positivamente. Para ambos elementos, sus hidruros inferiores son inestables y gaseosos. La química de los compuestos oxigenados de boro y silicio tiene mucho en común: la naturaleza ácida de los óxidos e hidróxidos, la formación vítrea de los óxidos, la capacidad de formar numerosas estructuras poliméricas, etc. En condiciones normales, el boro es químicamente inerte. El agua no tiene ningún efecto sobre el boro; Los ácidos nítrico y sulfúrico concentrados lo oxidan a ácido bórico:

2B + ZN 2 S0 4 = 2H 3 VO 3 + 3SO 2,

B + 3HNO 3 = H 3 VO 3 + ZN0 2.

Los ácidos clorhídrico y fluorhídrico hirviendo no tienen ningún efecto sobre él. El boro amorfo se disuelve en soluciones alcalinas concentradas para formar metaboratos:

2V + 2KON + 2N 2 O 2KVO 2 + ZN 2.

En todos los casos, el boro cristalino es químicamente menos activo que el boro amorfo. En las reacciones químicas, el boro suele actuar como agente reductor.

Compuestos hidrogenados de boro. El boro no reacciona con el hidrógeno; Los borohidruros o boranos se obtienen de forma artificial. Son gases o líquidos muy volátiles y de olor desagradable, muy ¡venenoso! Se pueden dividir en dos grupos: B n H n +4 (B 2 H 6) y B n H n +6 (B 4 H 10). Boran BH3 existe como producto intermedio en reacciones químicas, cuyas partículas interactúan entre sí para formar un dímero (diborano):

2BH 3 (g) = B 2 H 6 (g), G 0 = -126 kJ

Los diboranos reciben:

1) ЗNа[ВН 4 ] + 4ВF 3 fase gaseosa 2В 2 Н 6 + ЗNа[ВF 4 ];

2) 2ВС?з+6H2 (d) fase gaseosa В2Н6 + 6НС1;

Estas reacciones ocurren en fase gaseosa o en medios no acuosos.

El diborano es un agente reductor energético; se enciende en el aire:

B2H6 + 3O2 3H2O + B2O3;

reacciona vigorosamente con el agua para liberar hidrógeno:

B 2 H b + 6H 2 0 2B(OH) 3 + 6H 2.

En un entorno de éter, B 2 H b reacciona con hidruro de litio, formando tetrahidroborato de litio:

B2H6 + 2LiH2Li.

Con oxígeno, el boro forma óxido B 2 O 3, un polvo higroscópico blanco o una masa vítrea quebradiza. B 2 O 3 agrega vigorosamente agua, formando ácidos:

B 2 O 3 + H 2 O = 2HBO 2 (ácido metabórico),

HBO 2 + H 2 O = H 3 BO 3 (ácido ortobórico).

El ácido ortobórico (o simplemente bórico) es una sustancia cristalina de color blanco que se separa fácilmente en escamas nacaradas muy finas. Las moléculas de H 3 VO 3 ubicadas en capas planas paralelas están conectadas entre sí mediante enlaces de hidrógeno y la conexión entre las capas se realiza mediante fuerzas débiles de van der Waals. El ácido bórico es muy soluble en agua, así como en algunas soluciones de disolventes orgánicos. En soluciones acuosas, se manifiesta como un ácido monobásico debido a la formación de un hidroxocomplejo:

B(OH)3 + H20 = H [B(OH)4].

El tetrahidroxoborato de hidrógeno es un ácido débil, similar en fuerza al ácido carbónico. El ácido ortobórico H 3 BO 3 a 100°C con la eliminación de una molécula de agua se transforma en ácido metabórico HBO 2. Tanto los ortoboratos como los metaboratos de metales activos sufren hidrólisis:

Na 2 B 4 0 7 + 3H 2 O2NaB0 2 + 2H 3 BO 3.

Se desconoce el ácido tetrabórico H 2 B 4 O 7 en estado libre, sus sales de tetraborato se encuentran en la naturaleza; El tetraborato de sodio se forma neutralizando H 3 BO 3 con soluciones acuosas de álcalis:

4H 3 VO 3 + 2NaOH = Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O.

El estado de oxidación +3 del boro se manifiesta en compuestos con elementos más electronegativos (nitruros, haluros).

La naturaleza ácida de los haluros se manifiesta durante su hidrólisis:

VS1 3 + ZN 2 O = N 3 VO 3 + ZNS1.

Con nitrógeno, el boro forma el compuesto BN - nitruro de boro. La síntesis se lleva a cabo a temperaturas superiores a 1200°C según la reacción:

B 2 O 3 + 2NH 3 = 2BN + 3H 2 O.

El nitruro de boro así obtenido es un polvo blanco parecido al talco; a menudo se le llama "grafito blanco". Su estructura cristalina es similar a la del grafito. Los átomos de boro y nitrógeno están conectados por enlaces híbridos sp 2. En el plano de las capas, se producen enlaces adicionales debido al orbital p vacío del átomo de boro y al par de electrones solitario del átomo de nitrógeno. Las distintas capas están unidas por fuerzas de Van der Waals. El “grafito blanco” es altamente resistente al fuego, químicamente inerte y se exfolia en escamas como el grafito.

Otra modificación del nitruro de boro tiene una estructura cúbica parecida a un diamante. En él, los átomos de boro y nitrógeno se encuentran en estado híbrido sp 3. En CN = 4, se forman tres enlaces mediante el mecanismo de intercambio y uno mediante el mecanismo donador-aceptor, siendo el átomo de boro el aceptor del par de electrones y el átomo de nitrógeno el donante. Esta modificación de BN se llama borazona o elbor. A altas temperaturas, el CBN se puede obtener a partir del “grafito blanco”, del mismo modo que el diamante se obtiene del grafito negro:

BN (hexadecimal) BN (cubo).

Cuando se calienta con carbono, el boro forma carburo B 4 C:

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

El carburo de boro ocupa el segundo lugar en dureza después del diamante y la borzona.

Cuando se calienta, el boro interactúa con muchos metales, formando boruros de diversas composiciones, por ejemplo: Cr 4 B, Cr 3 B, CrB, CrB 2. Estas son sustancias cristalinas. Todos los boruros de elementos d se caracterizan por una alta dureza, son refractarios y químicamente inertes. Los boruros de elementos s, por ejemplo, MgB 2, son reactivos.

Solicitud. El boro se utiliza como aditivo para las aleaciones, aumentando su resistencia al calor y al desgaste. Dado que el núcleo de boro tiene una sección transversal alta de captura de neutrones, el boro se utiliza para la protección de neutrones y en dispositivos de control de reactores nucleares.

Los boratos se encuentran en muchos detergentes. B 2 O 3 es una parte esencial de numerosos esmaltes, vidriados y tipos especiales de vidrio. En microelectrónica, el boro se utiliza como semiconductor y para dopar materiales semiconductores. El grafito blanco sirve como aislante y lubricante sólido para altas temperaturas. El borazon se utiliza como material superduro en operaciones de perforación y procesamiento de metales. Los boruros se utilizan para la fabricación de piezas altamente refractarias.

El ácido bórico se utiliza en medicina. El tetraborato de sodio Na 2 B 4 0 7 (bórax) se utiliza como fundente para soldar, porque En la masa fundida de esta sal, los óxidos metálicos se disuelven bien para formar metaboratos:

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

2.2 Aluminio

El segundo elemento típico del grupo III de la tabla periódica. El aluminio es el primer p-metal y el más ligero. En comparación con el boro, el aluminio tiene un radio atómico mayor y un potencial de ionización menor; en consecuencia, aumentan sus propiedades metálicas. A diferencia del boro no metálico, el aluminio es un elemento anfótero. El aluminio y su hidróxido se disuelven en ácidos y álcalis. Para la química del aluminio es sumamente importante su alta afinidad por el oxígeno, en la Tabla 8 se muestran los valores de las entalpías y energías de Gibbs de formación de los óxidos de aluminio y sus análogos.

Parámetros termodinámicos de los óxidos del grupo IIIA.

Tanto la entalpía como la energía de Gibbs de formación del aluminio difieren marcadamente de las del galio y sus análogos, lo que indica su alta estabilidad. Y finalmente, para el aluminio existe una analogía horizontal con el silicio. Se manifiesta claramente en los aluminosilicatos, los compuestos químicos más comunes en la corteza terrestre.

Recursos naturales . El aluminio es uno de los elementos más comunes en la Tierra y ocupa el tercer lugar en abundancia después del oxígeno y el silicio. El aluminio forma parte de 250 minerales, principalmente aluminosilicatos, a partir de los cuales se forma la corteza terrestre; el producto de su destrucción es la arcilla A1 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O (caolinita). Normalmente, la arcilla contiene una mezcla de compuestos de hierro, lo que le da un color marrón. A veces se encuentra arcilla blanca, sin impurezas de hierro. El nombre técnico de A1 2 O 3 es alúmina. Para extraer aluminio se utilizan los siguientes minerales: bauxita A1 2 O 3 H 2 O, así como nefelina Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2, criolita Na 3. Hay A1 2 O 3 puro - corindón. Dependiendo del contenido de impurezas, el corindón tiene diferentes colores y nombres. Las piedras preciosas de rubí y zafiro son cristales de corindón coloreados con una mezcla de óxido de cromo (rubí) y óxidos de titanio y hierro (zafiro).

El aluminio se produce por electrólisis de una mezcla fundida de alúmina y criolita. ¿Derretir A? 2 O 3 en criolita Na 3 se somete a electrólisis a 950 o C y un voltaje de 6-7 V. Procesos que ocurren:

¿Al2O3 = 2A? 3+ + 3O 2 - (disociación en iones);

en el cátodo: A? 3+ +3e = A?;

en el ánodo: 2O 2- - 4e =O 2.

El aluminio especialmente puro, necesario, por ejemplo, en la tecnología electrónica, se obtiene mediante métodos especiales: destilación al vacío o fusión por zonas.

Propiedades físicas y químicas del aluminio. . El aluminio es un metal de color blanco plateado. Muy suave, se estira fácilmente en papel de aluminio. Cristaliza en la estructura fcc. Ocupa el cuarto lugar en conductividad eléctrica después de la plata, el oro y el cobre. En el aire se cubre con la película más fina (10 -5 mm) de Al 2 O 3, que se caracteriza por una gran resistencia. La película protectora protege de forma fiable el metal de una mayor oxidación. Casi todas las reacciones que involucran al aluminio ocurren con un período latente (oculto) necesario para la destrucción de la película de óxido o la difusión del reactivo a través de ella.

El aluminio reacciona con pnictógenos y calcógenos a altas temperaturas. El aluminio no reacciona directamente con los halógenos, a excepción del yodo. Los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados lo pasivan, por lo que no se disuelve en ellos. El aluminio se disuelve en ácido clorhídrico y soluciones alcalinas:

2A? +6NS? = 2A?C1 3 + ZN 2,

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

El aluminio, desprovisto de una película protectora, interactúa vigorosamente con el agua:

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

El enlace químico en los compuestos de aluminio tiene un mayor grado de ionicidad que en los compuestos de boro. Entonces, BF 3 es un gas, A?F 3 es un compuesto sólido con un alto punto de fusión, bien se le puede llamar sal; Los haluros A?C1 3, A?Br 3, A?I 3 exhiben propiedades intermedias entre las propiedades de los haluros y sales no metálicos.

¿Ión A? 3+, que tiene un radio pequeño y una carga grande, muestra una tendencia a la formación de complejos, y para el aluminio es mayor que para el magnesio y menor que para el boro. El aluminio forma complejos fuertes con H 2 O, OH -, F -; Como todos los elementos s y p, no forma complejos estables con el amoníaco y sus derivados. Durante la formación de complejos, los orbitales d libres del átomo de aluminio pueden contribuir al enlace químico. Esto explica la posibilidad de formación de complejos con CN=6, por ejemplo, [A?(H 2 O) 6 ] 3+ (sp 3 d 2 - hibridación).

Conexiones. El aluminio no reacciona con el hidrógeno. El hidruro de aluminio se obtiene indirectamente haciendo reaccionar hidruro de litio en una solución de éter sobre AlCl 3:

¿C.A? 3 + 3LiH A?H 3 + 3LiC?.

Hidruro de aluminio AlH 3 - polvo blanco; este es un compuesto polimérico (A1H 3) n. Si la reacción anterior se realiza con un exceso de LiH obtenemos tetrahidroaluminato de litio:

¿C.A? 3+4LiHLi+3HC?.

El Li es un fuerte agente reductor, reacciona violentamente con el agua para liberar hidrógeno:

Li + 4H 2 OLiOH + A? (OH)3 + 4H2.

Cuando se calienta, el aluminio reacciona vigorosamente con el oxígeno:

4A? (g) + 3O 2 (g) = 2A? 2O3(k); G° = -3164 kJ.

El óxido de aluminio Al 2 O 3 es un compuesto muy duro, refractario y químicamente resistente (T pl = 2072 o C, T bp = 3500 o C), se destruye solo mediante calentamiento prolongado con ácidos o álcalis:

¿A? 2O3+6HC? = 2A?C? 3 + ZN 2 O,

¿A? 2O 3 + 2NaOH = 2NaA1O 2 + H 2 O.

Los hidroxoaluminatos se forman en soluciones alcalinas:

¿A? 2O3 + 2NaOH + 7H2O = 2Na.

¿Hidróxido de aluminio A? (OH) 3 es un compuesto anfótero, le corresponden dos tipos de sales: sales de aluminio (III), por ejemplo, A? 2 (SO 4) 3 , А?С? 3, y los aluminatos son sales de ácidos de aluminio. En soluciones acuosas, los aluminatos existen en forma de hidroxocomplejos, por ejemplo, K[A?(OH)4], en masa fundida, en forma de sales de ácido metaaluminico, que no existe en estado libre, por ejemplo. , KA?O2. El diagrama de equilibrio en una solución acuosa saturada de A1 (OH) 3 se puede representar de la siguiente manera:

¿A? 3+ +3OH?A? (OH)3HH + + -

solución precipitado solución

La adición de ácido (H +) conduce a un cambio de equilibrio hacia la formación del catión Al 3+ (sales catiónicas de aluminio):

¿A? (OH)3 + ZN + = A? 3+ + 3H 2 O.

Adición de álcali (OH -) - hacia la formación de aniones (sales de aluminio de tipo aniónico):

¿A? (OH) 3 + OH - = - .

Las sales de aluminio en soluciones acuosas están altamente hidrolizadas. La reacción del medio depende del tipo de sal disuelta:

¿A? 3+ + H 2 OA?OH 2+ + H + pH< 7.

Sales A? Los ácidos 3+ y débiles se hidrolizan completamente para formar precipitados de hidróxido de aluminio o hidroxosales de aluminio:

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

Debido a la fuerte hidrólisis, muchas sales de aluminio no se pueden aislar de soluciones acuosas (por ejemplo, sulfuro, carbonato, cianuro, etc.):

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

Las sales de aluminio y los ácidos que contienen oxígeno son solubles en agua. Una excepción es el fosfato de aluminio A?PO: la formación de fosfato poco soluble juega un papel importante en la vida de los organismos. ¿La absorción de fósforo por parte del organismo disminuye en presencia de cationes A? 3+ debido a la formación de fosfato de aluminio poco soluble en los intestinos. Esta circunstancia debe tenerse en cuenta al prescribir preparaciones de aluminio, por ejemplo, medicamentos contra el aumento de la acidez gástrica A? (OH) 3.

En el estómago, el hidróxido de aluminio forma un gel que neutraliza los iones hidronio del jugo gástrico:

A?(OH)3 + 3H3O + = A? 3+ + 6H2O

Los iones de aluminio que se han disuelto en el intestino pasan a una forma ligeramente soluble: fosfato de aluminio:

¿A? 3+ (p) +PO 4 3- (p) = A?PO 4 (t)

En organismos vivos con bioligandos (hidroxiácidos, polifenoles, carbohidratos, lípidos), el aluminio forma compuestos complejos quelatos. Por regla general, forma enlaces con ligandos orgánicos a través de átomos de oxígeno.

Los compuestos de aluminio se utilizan ampliamente en la práctica dental, por ejemplo, la arcilla blanca (caolín) A? 2 O 3 SiO 2 2H 2 O. El caolín forma parte de los cementos, que se utilizan como material de obturación temporal, así como para estampar coronas.

Con sulfatos metálicos en estado de oxidación +1, el sulfato de aluminio forma sales dobles como Me 2 SO 4 A? 2 (SO 4) 3·12H 2 O. Estos compuestos se denominan alumbre de aluminio. El alumbre es estable en estado sólido, pero en soluciones se disocia en los iones que lo componen. El alumbre es muy soluble en agua y cristaliza en soluciones, formando grandes cristales octaédricos.

El hidróxido de aluminio se obtiene en forma de precipitados amorfos. El A?(OH)3 cristalino se puede obtener haciendo pasar CO2 a través de soluciones alcalinas de aluminato de sodio:

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

Solicitud. El aluminio es el segundo metal (después del hierro) en términos de producción y uso tecnológico. Se utiliza tanto aluminio puro como sus aleaciones. La aleación de duraluminio que contiene 4% (peso) de Cu, 1,5% de Mg y 0,5% de Mn es el principal material estructural en la construcción de aviones. Se utiliza una gran cantidad de aluminio para fabricar cables. El primer satélite terrestre artificial se fabricó con aleaciones de aluminio. Debido a la alta afinidad del aluminio por el oxígeno, es posible el proceso de aluminotermia: la liberación de metales de sus óxidos bajo la acción del aluminio. La aluminotermia se utiliza para la producción en laboratorio de muchos metales (Mn, Cr, V, W, etc.), en algunos casos en la industria (producción de Sr, Ba, etc.)

Las cerámicas resistentes al fuego y a los productos químicos están hechas de óxido de aluminio. ¿Se cultivan en grandes cantidades monocristales de A puro? 2 O 3 con impurezas añadidas (rubíes y zafiros artificiales). Se utilizan para fabricar láseres y cojinetes para mecanismos de precisión.

Los compuestos de aluminio se incluyen en muchos productos de la industria del silicato (cemento, porcelana, cerámica). El alumbre se utiliza en las industrias del cuero y textil. El sulfato de aluminio se utiliza para la purificación del agua. La primera etapa del tratamiento del agua se basa en la siguiente reacción:

¿A? 2 (SO 4) 3 + 3Са(НСО 3) 2 3СаSO 4 + 2А? (OH)3 + 6CO2.

Las escamas resultantes de hidróxido de aluminio arrastran diversas impurezas al sedimento. En síntesis orgánicas se utilizan cloruro de aluminio y hidroaluminato de litio.

De los hidratos cristalinos de las sales de aluminio, el alumbre de potasio KA?(SO 4) 2 · 12H 2 O y el alumbre quemado KA?(SO 4) 2, que se obtienen calentando el alumbre de potasio a una temperatura que no exceda los 433 K, se utilizan en medicina. práctica.

El alumbre quemado se utiliza en forma de polvo como agente astringente y secante. El efecto secante se debe al hecho de que el alumbre quemado absorbe lentamente el agua:

KA?(SO 4) 2 + xH 2 O = KA?(SO 4) 2 xH 2 O

La acción farmacológica de las sales de aluminio se basa en que A? 3+ forman complejos con proteínas (proteínas Pr) que precipitan en forma de geles:

¿A? 3+ + Pr >A?Pr

Esto conduce a la muerte de las células microbianas y reduce la respuesta inflamatoria.

El alumbre se utiliza para enjuagues, lavados y lociones para enfermedades inflamatorias de las membranas mucosas y la piel. Además, este medicamento se utiliza como agente hemostático para cortes (efecto coagulante).

2.3 subgrupo galio

A pesar de que los elementos del subgrupo galio son análogos típicos, se observan peculiaridades en las propiedades de sus representantes individuales. El galio sigue inmediatamente a los diez principales metales de transición 3D, para los cuales la contracción d es especialmente fuerte, por lo que el radio atómico del galio no solo es menor que el de sus análogos más pesados, sino también el del aluminio, por lo que otras características energéticas difieren de sus análogos. .

Compuestos naturales. El galio, el indio y el talio, a diferencia del aluminio, son elementos raros y oligoelementos. Están incluidos como impurezas en varios minerales. Prácticamente solo hay un mineral de galio: la galita CuGaS 2, que rara vez se encuentra. El galio acompaña al aluminio y al zinc. Los minerales de indio roquesita CuInS 2 e indita FeInS 2 también son muy raros. Las principales materias primas para la producción de talio son los minerales polimetálicos.

Recibo. Sales y óxidos de Ga, In, T? aislado procesando residuos de la producción de aluminio y extrayendo compuestos de estos metales de minerales polimetálicos. Los metales libres se obtienen por electrólisis de soluciones acuosas acidificadas a partir de sales o por reducción de sus óxidos con carbono o hidrógeno. Los metales separados se purifican mediante métodos de fundición por zonas o metalurgia de amalgama.

Propiedades. La existencia de galio - eka-aluminio fue predicha por D.I. Mendeleev en 1870, y también "calculó" las propiedades básicas de este elemento. En 1875, el químico francés Lecoq de Boisbaudran descubrió y aisló este elemento. En estado libre, el galio, el indio y el talio son metales de color blanco plateado. El galio es frágil, mientras que el indio y el talio son metales muy blandos. El galio y el indio son estables en el aire, a diferencia del talio, que en una atmósfera húmeda se cubre con una capa de hidróxido y se colapsa rápidamente. La red cristalina del galio, única entre los metales, formada por pares atómicos Ga 2, determina las propiedades inusuales del galio metálico. Se caracteriza por un bajo punto de fusión, menor densidad de cristales en comparación con el líquido y una mayor tendencia a sobreenfriarse. El galio es una sustancia con un rango de temperatura muy amplio de existencia de la fase líquida. En vapor, el galio es monoatómico.

El galio, el indio y el talio son químicamente activos. Presentan características individuales en relación con diversos agentes oxidantes. El galio se parece al aluminio (especialmente en relación con los álcalis); se disuelve lentamente en HNO 3, se disuelve bien en HC1 y H 2 SO 4; El talio se disuelve bien en HNO 3:

¿T? + 4HNO3 = T? (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O,

y en HC1 y H 2 SO 4 lentamente debido a las películas pasivantes T?C? ¿y T? 2 SO Cuando se disuelven en ácidos, el galio y el indio se comportan como metales trivalentes y el talio forma sales de TI +; porque El ion Tl 3+ es inestable:

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

2T? + 2HC?= 2T?C?+ H 2 ^

El galio y el indio reaccionan con los álcalis para formar galatos e indatos con la liberación de hidrógeno, donde el galio reacciona rápidamente y el indio reacciona lentamente.

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

El galio, el indio y el talio no reaccionan con el hidrógeno. De forma indirecta se pueden obtener hidruros de fácil descomposición: Ga 2 H 6 (líquido) y GaH 3, InH 3 (polímeros similares a AIN 3). Cuando se calientan, el galio, el indio y el talio forman óxidos como Me 2 O 3 y los correspondientes hidróxidos Me(OH) 3 (Tabla 9).

Un aumento en la estabilidad de los estados de oxidación bajos en la serie Ga-In-TI se muestra mediante el siguiente patrón: Ga 2 O 3 se funde sin descomposición, In 2 O 3 se descompone cuando se calienta por encima de 850°C, T? El 2 O 3 comienza a separar el oxígeno a 90°C, convirtiéndose en TI 2 O.

A medida que aumenta el número atómico, aumenta la intensidad del color: Ga 2 O 3 - blanco, In 2 O 3 - amarillo claro, T? 2 O 3 - marrón. Este hecho indica un aumento en la proporción de ionicidad en los óxidos al aumentar la masa atómica del elemento. Ga 2 O 3 es isoestructural con corindón, y In 2 O 3 y T? 2 O 3 cristaliza en una red O.C.C. La interacción con los álcalis en la serie indicada se debilita: Ga 2 O 3 se disuelve bien en soluciones alcalinas, formando hidroxogalatos, T? 2 O 3 es prácticamente insoluble:

Ga 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Los galatos anhidros se forman en fundiciones alcalinas:

Ga 2 O 3 + 2NaOH = 2NaGaO 2 + H 2 O.

Los hidroxoindatos de Na 3 se forman solo con un mayor exceso de álcali. Cuando se exponen al agua, los galatos y los indatos se hidrolizan completamente:

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

Los hidróxidos Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , T?(OH) 3 se obtienen tratando soluciones de las sales correspondientes con soluciones alcalinas. El hidróxido de galio se disuelve en ácidos y bases fuertes. Es un raro ejemplo de anfolito ideal, cuyas propiedades ácidas y básicas se expresan casi en igual medida. La deshidratación de Ga(OH) 3 requiere calentamiento y el TI(OH) 3 pierde agua espontáneamente a temperatura ambiente, como lo demuestran los valores de G 0 298:

2Ga(OH)3 (k) = Ga2O3 (k) + 3H2O(r); GRAMO 0 298 = - 8 kJ,

2T? (OH)3(k) = T? 2O3(k) + 3H2O(r); G 0 298 = -117 kJ.

Óxido T? 2 O 3, a diferencia de sus análogos, se descompone a 100 o C: ¿y oxida HC? a C? 2:T? 2O3+6HC? = 2T?C?+3H2O +2C? 2.

¿T? El 2 O se obtiene por oxidación directa del metal en el aire con ligero calentamiento. TI 2 O - pólvora negra; en estado fundido es amarillo, se disuelve fácilmente en agua para formar un álcali, es decir, se comporta como un óxido de metal alcalino. Melt TI 2 O destruye los silicatos: vidrio, porcelana. Una solución de T?OH (álcali fuerte) tiene el mismo efecto. El hidróxido de T?OH se obtiene mediante una reacción de intercambio: el hidróxido de talio (I) absorbe dióxido de carbono:

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

¿T? 2CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2T?HCO 3

A temperatura ambiente Ga, In, T? reaccionar con halógenos F 2, C? 2, Br 2 y cuando se calienta con I 2. Como resultado, se forman haluros de EG 3. En términos de propiedades, GaG 3 está más cerca de los haluros no metálicos, y InG 3 y T?G 3 están más cerca de las sales.

Hay muchas sales conocidas Ga +3, In +3, T? +3, la mayoría de ellos son muy solubles en agua. Los iones Ga 3+ y In 3+ son incoloros, T? 3+ tiene un color amarillo claro. Todas las sales de los metales considerados E 3+ están sujetas a hidrólisis. Los calcogenuros son conocidos por el galio y el indio. ¿El sulfuro T es conocido por el talio? 2 S 3, que se puede obtener seco. El hidróxido T?OH se obtiene mediante la reacción de intercambio:

T?SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 v + 2T?OH

Solicitud. El galio metálico y el indio se utilizan en la tecnología de vacío: el galio para válvulas de metal líquido (que reemplazan a las válvulas de mercurio), como juntas de sellado en dispositivos donde se crea un alto vacío. El galio se puede utilizar para fabricar espejos ópticos que sean altamente reflectantes.

Los materiales semiconductores de elementos del subgrupo del galio (GaAs, GaSb, InAs, InSb, T1 2 S 3, etc.) tienen una variedad de aplicaciones. Estos semiconductores funcionan en fotocélulas y fotorresistores que detectan la radiación infrarroja.

3 . Papel biológico de los elementos p.IIIgrupos A

Bor. El boro es uno de los oligoelementos, su fracción de masa en el cuerpo humano es del 10 al 5%. El boro se concentra principalmente en los pulmones (0,34 mg), la glándula tiroides (0,30 mg), el bazo (0,26 mg), el hígado, el cerebro (0,22 mg), los riñones y el músculo cardíaco (0,21 mg). El efecto biológico aún no ha sido suficientemente estudiado. Se sabe que el boro forma parte de los dientes y huesos en forma de sales poco solubles de ácido bórico con cationes metálicos.

El exceso de boro es perjudicial para el cuerpo humano. Existe evidencia de que un gran exceso de boro inhibe las amilasas, proteinasas y reduce la actividad de la adrenalina. Se supone que la disminución de la actividad de la adrenalina, que es un derivado polifenólico, está asociada a su interacción con el ácido selectivo.

Se sabe desde hace tiempo que el boro es necesario para las plantas superiores, pero los datos sobre su función biológica son contradictorios.

Las investigaciones de los últimos años han demostrado que el boro es esencial para algunos animales. Se ha establecido que el boro participa en el metabolismo del carbono-fosfato e interactúa con varios compuestos biológicamente activos (carbohidratos, enzimas, vitaminas, hormonas). Al mismo tiempo, el consumo de alimentos con alto contenido de boro altera el metabolismo de los carbohidratos y las proteínas en el cuerpo, lo que conduce a la aparición de enfermedades intestinales endémicas: la enteritis.

Aluminio. Según su contenido en el cuerpo humano (10-5%), el aluminio se clasifica como un microelemento de impureza. El aluminio se concentra principalmente en el suero sanguíneo, los pulmones, el hígado, los huesos, los riñones, las uñas, el cabello y forma parte de la estructura de las membranas nerviosas del cerebro humano.

La ingesta diaria de aluminio por parte del ser humano es de 47 mg. El aluminio afecta el desarrollo de los tejidos epiteliales y conectivos, la regeneración del tejido óseo y afecta el metabolismo del fósforo.

El aluminio tiene un efecto sobre los procesos enzimáticos. En la mayoría de los casos, el catión A? 3+ reemplaza los iones E 2+: activadores de las enzimas E, por ejemplo, iones Mg 2+, Ca 2+:

mi 2+ mi + a? 3+ = mi 2+ + A? 3+ mi

Esta intercambiabilidad es posible debido a la similitud de varias propiedades de A? 3+ y Mg 2+, Ca 2+. El exceso de aluminio en el cuerpo inhibe la síntesis de hemoglobina, ya que, debido a su capacidad bastante alta para formar complejos, el aluminio bloquea los centros activos de las enzimas involucradas en la hematopoyesis. Existe evidencia de que el aluminio puede catalizar la reacción de transaminación (transferencia del grupo NH 2).

Galio. El galio es un microelemento de impureza (el contenido en el cuerpo humano es del 10-6 al 10-5%). El papel biológico del galio en los organismos vivos es casi desconocido.

Indio. Actualmente, se desconoce el efecto biológico del indio y no existe información confiable sobre su presencia en organismos vivos. Teniendo en cuenta la similitud de la estructura atómica y las propiedades fisicoquímicas del indio y el galio, es posible predecir la similitud de sus efectos biológicos. Obviamente, el indio, como el aluminio, que ingresa al cuerpo debe acumularse en los huesos y otros tejidos en forma de fosfato poco soluble.

Talio. El talio es un elemento muy tóxico. El ion Tl+ tiende, como Ag+, a formar compuestos fuertes con ligandos que contienen azufre:

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

Como resultado, es tóxico porque inhibe la actividad de las enzimas que contienen grupos tio - SH. Incluso cantidades muy pequeñas de compuestos Tl +, cuando se ingieren, provocan la caída del cabello.

Debido a la proximidad de los radios K+ y Tl+ (Δr = 11 pm), tienen propiedades similares y son capaces de reemplazarse entre sí en las enzimas. Los iones Tl+ y K+ son sinérgicos. Esto explica el hecho de que las enzimas piruvato quinasa y diol deshidratasa se activan no solo por iones K +, sino también por iones Tl + (el ion Tl + reemplaza al K + en el centro catalítico de las enzimas). La sinergia del talio y el potasio también se manifiesta en el hecho de que, al igual que los iones K +, los iones Tl + se acumulan en los eritrocitos.

Como antídoto para el envenenamiento con iones Tl +, se utiliza un ligando que contiene azufre: el aminoácido cistina HS-CH 2 CH(NH 2) COOH.

En conclusión, cabe señalar que el papel biológico de los elementos p del grupo IIIA no se ha estudiado suficientemente. Ahora se sabe que el boro y el galio interactúan en las plantas con los polifenoles, inhibidores de su desarrollo, reduciendo la toxicidad de estos últimos. También se ha establecido el indudable papel del aluminio en la construcción de tejidos epiteliales y conectivos, así como su participación en procesos enzimáticos tanto como activador como inhibidor. El ion Tl+ tiene la propiedad de inhibir muchas enzimas que contienen azufre.

La actividad biológica de los elementos p del grupo IIIA está asociada principalmente con su capacidad para formar compuestos complejos con ligandos que contienen oxígeno y fosfatos insolubles.

4. Elementos del grupo IV (subgrupo de carbono)

4 .1 Características generales de los elementos del grupo IVA

El cuarto grupo principal de la tabla periódica incluye dos elementos típicos: carbono y silicio, y elementos: germanio, estaño y plomo (subgrupo del germanio). El carbono es la base de la química orgánica, el principal elemento organógeno, un componente necesario del organismo de todos los seres vivos. El segundo elemento típico es el silicio, el elemento principal de la química inorgánica y de toda la naturaleza inanimada. El silicio y el germanio son los materiales semiconductores dominantes. Los circuitos integrados basados ​​en silicio y germanio son la base de ordenadores, microprocesadores, etc.

Todos los elementos de este subgrupo contienen cuatro electrones de valencia: estos son electrones ns 2 np 2. Este número de electrones de valencia es óptimo para la formación de enlaces tetraédricos mediante el mecanismo de intercambio. Algunas constantes fisicoquímicas de estos elementos del subgrupo se dan en la tabla. 10.

Dentro del grupo IVA, existe una dependencia de las propiedades de la posición del elemento. Así, el OEO del germanio es mayor que el del silicio, aunque el primer potencial de ionización del germanio es menor. Esto se explica por la existencia de un átomo de germanio, a diferencia del silicio, que está lleno de un nivel interno 3d 10, que sirve como pantalla para los electrones p. En la serie C – Si – Ge – Sn – Pb, la energía de ionización disminuye y el radio atómico aumenta, es decir, aumentan las propiedades metálicas. Los dos primeros elementos son no metales típicos, el silicio y el germanio son semimetales. El plomo es un metal típico. Todos los elementos presentan un estado de oxidación: +4, +2 y, de arriba a abajo, la estabilidad de un estado de oxidación alto disminuye y la de uno bajo aumenta. Los compuestos de elementos con un estado de oxidación (+4) en la serie del carbono al plomo aumentan sus propiedades oxidantes, mientras que los compuestos con un estado de oxidación (+2) debilitan sus propiedades reductoras. Por ejemplo, el germanio y el estaño en estado de oxidación (+2) son agentes reductores fuertes; en los compuestos de Ge (+2), las propiedades reductoras son tan fuertes que en ausencia de un agente oxidante son desproporcionadas. Para el plomo, el estado de oxidación (+2) es el más estable y los compuestos de Pb (+4) son agentes oxidantes fuertes.

Propiedades de los elementos del subgrupo de carbono.

Propiedades
Radio atómico, nm
Radio iónico E-4, nm
Radio iónico E +4, nm
Potencial de ionización I, V
Banda prohibida, EV	5.2 (diamante)
Punto de fusión, 0 C
Punto de ebullición, 0 C
Densidad, g/cm 3	3,51
E (solución E 3+ /E), V
Estado de oxidación

4.2 Carbono y sus compuestos

Natural recursos. El contenido de carbono en la corteza terrestre es del 0,1% y se encuentra tanto en forma libre (diamante, grafito) como ligado (dióxido de carbono, carbonatos, petróleo, gas natural, petróleo de esquisto, betún).

Dependiendo del número de enlaces y, el número de coordinación del carbono es igual a cuatro (sp 3 - hibridación), tres (sp 2 - hibridación) o dos (sp - hibridación) orbitales de valencia:

De acuerdo con los estados híbridos característicos de los orbitales, los átomos de carbono pueden combinarse en formaciones poliméricas de estructuras de coordinación (sp 3), en capas (sp 2) y lineales (sp).

Esto corresponde a tres tipos simples de sustancias: diamante, grafito y carabina. En los productos de condensación del vapor de grafito se aisló una nueva modificación del carbono: el fullereno.

Diamante(sp 3) es una sustancia cristalina con una red de coordinación atómica, que posee una gran dureza y una densidad significativa. Es la más dura de todas las sustancias. Se utiliza ampliamente para cortar vidrio, perforar rocas y moler materiales particularmente duros. Sus muestras en su forma pura refractan fuertemente la luz (brillan). Los diamantes se obtienen mediante un corte especial de cristales transparentes. Esta es la más cara de las piedras preciosas. La masa de un diamante se expresa en quilates (1 quilate corresponde a 0,2 gramos). El valor de un diamante aumenta en proporción al cuadrado de su masa.

La hibridación Sp 2 produce una estructura plana. grafito. El grafito es una sustancia cristalina de color negro grisáceo con un tenue brillo metálico. La distancia entre capas es muy grande (0,335 nm) y las fuerzas intermoleculares entre capas en el grafito son muy pequeñas. El grafito se descompone en finas láminas, que a su vez son muy fuertes y se adhieren fácilmente al papel. El grafito es refractario y se utiliza para preparar crisoles para metalurgia. En los reactores nucleares, el grafito se utiliza como moderador de neutrones. Encontrado en depósitos (Altai), obtenido del coque. La transición del grafito al diamante se produce a una temperatura de 1800°C y una presión de 6 GPa en presencia de disolventes (FeS, Ta, Ni, etc. fundidos).

La hibridación sp produce carabina, descubierto en 1963, posteriormente descubierto en la naturaleza. El carbino se produce por oxidación catalítica del acetileno. La carabina es un polvo negro finamente cristalino. Los cristales de carbino consisten en cadenas lineales de átomos de carbono conectados mediante enlaces simples y triples alternos:

- C C - C C - … (- C C -) norte

En términos de dureza, el carbino es superior al grafito, pero inferior al diamante. Tiene propiedades semiconductoras. Cuando se calienta (T=2880°C) sin acceso de aire, se convierte en grafito.

Las variedades de grafito incluyen el hollín y el carbón vegetal. El carbón se produce por la descomposición térmica de compuestos de carbono. El carbón es grafito finamente molido. El carbón vegetal se obtiene carbonizando madera. El carbón vegetal (especialmente el carbón vegetal) contiene una gran cantidad de poros, por lo que tiene una alta capacidad de adsorción. La adsorción es la propiedad del carbón y otros sólidos de retener vapores, gases y sustancias disueltas en su superficie. Las sustancias en cuya superficie se produce la adsorción se denominan adsorbentes. Si pasa tinta a través de carbón molido (el carbón es un adsorbente, la tinta es un adsorbato), se decoloran. En tecnología, los aluminosilicatos se utilizan como adsorbentes. En medicina, las tabletas de carbón activado se utilizan para eliminar sustancias nocivas.

Químico propiedades. A temperaturas normales, el carbono es muy inerte; bajo determinadas condiciones presenta propiedades oxidantes y reductoras. Las propiedades oxidantes se manifiestan en las reacciones:

4A1 + 3 = Al 4 +3 C 3 -4 (carburo A?);

CaO + 3C = C +2 O + CaC 2 (carburo de Ca);

C + 2H 2 = C -4 H 4 (metano).

Las propiedades reductoras del carbón son más típicas:

C° + O2 = CO2.

El carbón reduce Fe, Cu, Zn, Pb y otros metales a partir de sus óxidos, por ejemplo:

2ZnO + C° = 2Zn + C +4 O 2.

A altas temperaturas, el carbono reacciona con oxígeno, nitrógeno, halógenos y muchos otros metales.

Monóxido de carbono(II) El CO se forma durante la combustión del carbón con falta de oxígeno:

2C + O 2 = 2CO.

La molécula de monóxido contiene un triple enlace químico, por lo que el CO se caracteriza por un bajo punto de fusión y una baja solubilidad en agua. En la industria, el CO se produce al hacer pasar dióxido de carbono sobre carbón caliente a alta temperatura:

CO2 + C = 2CO.

Como resultado de esta reacción, los gases de escape de los automóviles contienen CO y los gases de escape de las calderas con poco tiro también contienen CO.

En el laboratorio, el monóxido de carbono CO se produce agregando ácido fórmico gota a gota al ácido sulfúrico concentrado, lo que le elimina el agua:

HCOOHCO + H2O.

El ácido oxálico, cuando se calienta con ácido sulfúrico, da una mezcla de dos óxidos:

H 2 C 2 0 4 = CO + C0 2 + H 2 O.

La mezcla de gases resultante se hace pasar a través de una solución de hidróxido de bario, que absorbe sólo CO 2 .

Acción fisiológica . El monóxido de carbono es muy venenoso, la dosis letal de CO en el aire es del 0,2%. El CO se une a la hemoglobina en la sangre con más fuerza que el oxígeno, bloqueando así la transferencia de oxígeno en el cuerpo. Signos de intoxicación en pequeñas dosis: sangre de un color inusualmente brillante, dolor de cabeza intenso y, a veces, pérdida del conocimiento.

Propiedades. El monóxido de carbono (CO) es un gas incoloro, más pesado que el aire y ligeramente soluble en agua. Absorbido por carbón activado, así como por una capa filtrante que contiene I 2 O 5. El monóxido de carbono es químicamente inerte a temperaturas normales, pero con la participación de catalizadores reacciona con el hidrógeno para formar hidrocarburos. Debido a la presencia de pares libres en el carbono y el oxígeno, el monóxido de carbono es un ligando y forma complejos fuertes con metales de transición, por ejemplo, , , . A altas temperaturas, el CO reduce muchos metales de sus óxidos:

CO + CuO = Cu + CO 2.

Esta propiedad del óxido de carbono (II) se utiliza en la fundición de metales a partir de minerales. Combinado con azufre, forma tióxido:

Se combina con cloro para formar fosgeno:

¿CO+C? 2 = ¿SOS? 2.

El fosgeno (POS? 2) es un gas incoloro con un leve olor a heno. Muy venenoso, en la Primera Guerra Mundial se utilizó como agente asfixiante y venenoso. El fosgeno se hidroliza lentamente con agua para formar ácidos clorhídrico y carbónico:

¿LLAMADA DE SOCORRO? 2 + 2HON = H 2 CO 3 + 2HC?.

Dióxido de carbono CO 2: se forma en la naturaleza durante la combustión y descomposición de sustancias orgánicas. Su concentración en el aire es del 0,03%, también se encuentra en muchos manantiales minerales (Narzan, Borjomi). La atmósfera de Venus es 95% CO 2. El dióxido de carbono es asimilado durante la fotosíntesis por las plantas verdes utilizando la clorofila que poseen; Cuando se absorbe la energía solar, las plantas forman sustancias orgánicas (principalmente glucosa) y se libera oxígeno a la atmósfera. Cuando se asimila en organismos vivos de animales y plantas, la energía absorbida se libera nuevamente. La disimilación de sustancias orgánicas en los organismos es el proceso de su oxidación en presencia de enzimas con formación de dióxido de carbono y agua:

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R- ELEMENTOSYSUCONEXIONES

1. Características generales de los elementos p (bloque p).

El bloque rojo incluye 30 elementos de los grupos IIIA-VIIIA del sistema periódico. Los elementos p se incluyen en el segundo y tercer período menor, así como en el cuarto y sexto período principal. Los elementos del grupo IIIA tienen su primer electrón en el orbital p. En otros grupos IVA-VIIIA, el subnivel p se llena secuencialmente con hasta 6 electrones (de ahí el nombre elementos p).

La estructura de las capas electrónicas externas de los átomos de los elementos del bloque p (fórmula general PAGs 2 notario público. a, donde a = 1-6).

EN En los períodos de izquierda a derecha, los radios atómicos e iónicos de los elementos p disminuyen a medida que aumenta la carga nuclear, la energía de ionización y la afinidad electrónica generalmente aumentan, la electronegatividad aumenta, la actividad oxidativa de las sustancias elementales y las propiedades no metálicas aumentan.

En los grupos, los radios de los átomos e iones del mismo tipo generalmente aumentan. La energía de ionización durante la transición de elementos 2p a elementos 6p disminuye, ya que a medida que aumenta el número de capas de electrones, aumenta el apantallamiento de la carga nuclear por los electrones que preceden a los electrones externos.

Con un aumento en el número ordinal del elemento p en el grupo, las propiedades no metálicas se debilitan y los de metal están reforzados.

Las propiedades de los elementos p y sus compuestos están influenciadas tanto por la aparición de nuevos subniveles en la capa electrónica externa como por el llenado de los subniveles de las capas electrónicas internas. Los elementos p del segundo período (B, C, N, O, F) difieren marcadamente de los elementos de los períodos siguientes, por lo que, a partir de los elementos p del tercer período, se forma un subnivel d libre y bajo. aparece, al que se pueden transferir electrones del subnivel p al excitar átomos. El medio nivel 3d completamente lleno de los elementos d del cuarto período (Ga, Ge, As, Se, Br) determina la diferencia en sus propiedades de los elementos del tercer período. El llenado máximo del subnivel 4f en el sexto período tiene un efecto similar sobre la diferencia en las propiedades de los elementos p del sexto y quinto período.

A lo largo del período, disminuye la capacidad de los elementos p para formar iones cargados positivamente con una carga correspondiente al número del grupo. Por el contrario, la capacidad de formar iones negativos con una carga igual a la diferencia (8 - número de grupo) aumenta a medida que avanza el período.

R
-Los elementos forman moléculas diatómicas E 2 que difieren en estabilidad. Las moléculas más estables son los elementos E2 del segundo período: N2, O2 y F2. Al pasar del grupo IIIA al grupo IVA y VA, la estabilidad de las moléculas aumenta y luego al pasar al grupo VIIIA disminuye. En grupos, al descender, la fuerza de la conexión E-E disminuye.

Los elementos p del segundo período (nitrógeno, oxígeno y flúor) tienen una capacidad pronunciada para participar en la formación de enlaces de hidrógeno. Los elementos del tercer período y posteriores pierden esta capacidad.

La similitud de los elementos p del segundo período con los elementos p de períodos posteriores radica principalmente únicamente en la estructura de las capas electrónicas externas y en los estados de valencia que surgen debido a electrones desapareados en átomos no excitados. El boro, el carbono y especialmente el nitrógeno son muy diferentes del resto de elementos de sus grupos (la presencia de d - y subniveles f).

Durante la transición de los elementos p del segundo período a los elementos p del tercer período y posteriores, se conservan todos los tipos de enlaces característicos de los elementos del segundo período y aparecen nuevos tipos de enlaces químicos. En esta dirección, aumenta la tendencia de los elementos a formar compuestos complejos y aumentan los números de coordinación.

t
Entonces, si los elementos p del segundo período tienen números de coordinación 2, 3, 4 en sus compuestos, entonces los elementos p de períodos posteriores pueden tener números de coordinación 5, 6, 7, 8 e incluso 12.

Al descender en el grupo, la estabilidad del estado de oxidación positivo máximo de los elementos p disminuye y la estabilidad de los estados de oxidación más bajos aumenta. Así, por ejemplo, para el carbono el estado de oxidación estable es +4, para el plomo +2, para el aluminio +3 y para el talio +1.

Las propiedades físicas de las sustancias simples p-elementos varían mucho. Algunas sustancias (oxígeno, nitrógeno (gases)) hierven y se derriten a temperaturas muy bajas, otras (boro, carbono) a temperaturas muy altas. Según grupos y períodos, las propiedades físicas cambian de forma no monótona y no siempre es fácil relacionar la naturaleza de los cambios con la estructura de las capas electrónicas de los átomos, el tipo de enlace químico y el número de coordinación del átomo.

Así, para los elementos p, las diferencias en las propiedades de los elementos vecinos, tanto dentro del grupo como a lo largo del período, son mucho más pronunciadas que para los elementos s.

Todos los elementos p y especialmente los elementos p del segundo y tercer período (C, N. P, O, S, Si, Cl) forman numerosos compuestos entre sí y con s-, d - y elementos f. La mayoría de los compuestos conocidos en la Tierra. - Estos son compuestos de elementos p.

Por tanto, el estudio de los elementos p es especialmente importante para los médicos, ya que cinco de ellos (C, N. P, O y S) son organógenos y forman la base de los sistemas vivos, y varios otros (P, Cl, I) son microelementos esenciales.