Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl.

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl."— Zapis prezentacji:

1 Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

2

3 Spis treści Ogólna charakterystyka pierwiastków bloku p Charakterystyka borowców (13) Charakterystyka węglowców (14) Charakterystyka azotowców (15) Charakterystyka tlenowców (16) Charakterystyka fluorowców (17) Charakterystyka helowców (18)

4 Blok p obejmuje pierwiastki grup od 13 do 18, bez helu He. Zewnętrzna powłoka elektronowa atomów tych pierwiastków składa się z dwóch podpowłok (orbitali): s - s 2 i p, odpowiednio w grupach (13 – p 1, 14 - p 2, 15 – p 3, 16 – p 4, 17 – p 5, 18 - p 6 ). Brak elektronów walencyjnych na podpowłokach d i f. W grupach tych rozbudowa zewnętrznych powłok następuje przez umieszczanie nowych elektronów na orbitalach p. Dlatego do bloku p należy sześć grup pierwiastków.

5 W obrębie bloku p obserwuje się bardzo duże zróżnicowanie właściwości poszczególnych grup pierwiastków. Głównie dotyczy to właściwości metalicznych. Pierwiastki metaliczne przeważają w grupie 13, następnie im wyższy numer grupy, tym więcej pierwiastków o charakterze niemetalicznym. Wynika to z budowy atomów pierwiastków (w okresie od strony lewej do prawej rośnie efektywny ładunek jądra, które silniej przyciąga elektrony. Atom staje się wtedy bardziej zwarty.) Charakter metaliczny w każdej grupie rośnie wraz ze wzrostem masy atomowej pierwiastka.

6 METALE METALOIDY NIEMETALE Metaloidy (dawniej) inaczej półmetale - pierwiastki chemiczne o własnościach pośrednich pomiędzy metalami i niemetalami. Ich własności chemiczne są także pośrednie: z jednej strony wykazują szereg cech niemetali - tworzą np. dość silne kwasy nieorganiczne, a z drugiej strony posiadają szereg cech typowych metali - mają większą tendencje do tworzenia zasad niż kwasów i są zdolne do tworzenia związków kompleksowych o podobnym stopniu złożoności geometrycznej, jak w przypadku metali przejściowych. Według najnowszych zaleceń Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej pierwiastki należy dzielić na metale i niemetale. Nie wyróżnia się już półmetali METALE – german(Ge), polon,(Po) antymon(Sb) NIEMETALE - bor(B), krzem(Si), arsen(As), tellur(Te), astat(At)

7 Maksymalny stopień utlenienia w tlenkach Stopień utlenienia w wodorkach

8 Właściwości tlenków pierwiastków bloku p Tlenki zasadowe Tlenki kwasowe Pierwiastki w kółkach posiadają tlenki o właściwościach amfoterycznych na wyższych stopniach utlenienia. ( Al., Ga, In ) Pierwiastki w kwadratach posiadają tlenki o właściwościach amfoterycznych na niższych stopniach utlenienia ( Ge, Sn, Pb, As, Sb, Bi)

9 stopnie utlenienia: +3 i +1 (tal tworzy obok Tl(OH) 3 również TlOH)) - w miarę wzrostu masy atomowej wzrasta tendencja do oddawania tylko jednego elektronu (efekt nieczynnej pary elektronowej) Ze względu na duże różnice w charakterze chemicznym czasami grupę tę dzieli się na bor i pozostałe pierwiastki, zwane wówczas grupą glinowców. Glin roztwarza się w kwasach i zasadach : 2Al + 6H + 2Al H 2 Al + 2OH - + 6H 2 O 2[Al(OH) 4 ] - + 3H 2 amfoteryczność Używany jest jako tworzywo konstrukcyjne, gdyż zachodzi pasywacja (Al 2 O 3 )

10 Poza borem i glinem nie mają większego znaczenia praktycznego. Metaliczne borowce występują w przyrodzie w postaci soli kwasów tlenowych, uwodnionych tlenków i wodorotlenków Gal też jest amfoteryczny Z tlenem reaguje, tworząc tlenek Ga 2 O 3, dopiero w wyższych temperaturach. Ind, tal roztwarzają się tylko w kwasach – nie są amfoteryczne In + 3H + In /2 H 2 Z tlenem tworzy tlenki In 2 O oraz In 2 O 3. Tl + H + Tl + + 1/2 H 2 Ogrzewany tal ulega działaniu tlenu (powstaje mieszanina tlenków Tl 2 O i Tl 2 O 3 ) Chemia talu to głównie układy redoks Tl(I) Tl(III). Związki talu są silnie toksyczne. Barwią płomień na zielono. Bor zaliczany jest do niemetali. Pod względem chemicznym zbliżony do krzemu. Spala się w czystym tlenie dając tlenek B 2 O 3. Nie istnieje jon B 3+, w związkach bor tworzy wiązania kowalencyjne. Jego tlenek jest bezwodnikiem szeregu polikwasów - od borowego H 3 BO 3 począwszy, poprzez dwuborowy (H 4 B 2 O 5 ) i czteroborowy (H 2 B 4 O 7 )... itd.

11 W związkach występują na +2 i +4 stopniu utlenienia. Stopień utlenienia +2 występuje praktycznie tylko w przypadku cyny i ołowiu. Tworzą kwasy tlenowe H 2 XO 3, a od germanu począwszy także wodorotlenki X(OH) 2. Ich tlenki na 4 stopniu utlenienia mają charakter kwasowy. W przyrodzie w stanie wolnym występuje tylko węgiel. Wszystkie mają duże znaczenie gospodarcze (krzem i german - półprzewodniki w mikroelektronice cyna - do lutowania, mosiądz, brąz).

12 Właściwości chemiczne krzemu Krzem i jego związki są na ogół mało reaktywne. Po podgrzaniu reaguje z tlenem, metalami, zasadami Kwasy krzemowe: Azotek krzemu Si 3 N 4 związek o twardości diamentu i znacznej odporności Węglik krzemu – SiC (karborund) Czterochlorek krzemu – SiCl 4 Krzemowodory (silany) – SiH 4. Si 2 H 6..

13 Właściwości chemiczne germanu Tworzy związki głównie na +4 stopniu utlenienia oraz nietrwałe na +2. Z tlenem german tworzy szaroczarny tlenek germanu(II) GeO i biały tlenek germanu(IV) GeO 2. Reaguje z bromem i chlorem. Wykazuje odporność na działanie czynników atmosferycznych, ulega natomiast działaniu kwasów utleniających. Tworzy związki z wodorem, nietrwałe w wyższych temperaturach, - germanowodory (. GeH 4, Ge 2 H 6 …) Działając na związki germanu kwasem solnym i chlorem. otrzymujemy czterochlorek germanu, który poddaje się hydrolizie. GeCl 4 + 4H 2 O 4HCl + Ge(OH) 4 Węgiel Jego elektroujemność, będąca niemal średnią arytmetyczną elektroujemności skrajnych, powoduje, że węgiel łączy się ze wszystkimi pierwiastkami, tworząc z pierwiastkami o charakterze metalicznym węgliki (CaC 2 ; Al 4 C 3 ; SiC, B 4 C). Chemia węgla to głównie chemia organiczna, zaś związki węgla zaliczane do chemii nieorganicznej (tlenki, węglany, węgliki, cyjanki...) pokazują jak sztuczną (właściwie tylko historyczną) jest granica między związkami organicznymi i nieorganicznymi).

14 Występuje na stopniach utlenienia +2, +4. Na powietrzu cyna jest trwała, nieco tylko matowieje. Po silnym ogrzaniu utlenia się z wytworzeniem tlenku cyny(IV) SnO 2. Znany jest również tlenek cyny(II) SnO. Z wodorem cyna tworzy cynowodór SnH 4. Reakcje z kwasami Cyna rozpuszcza się w kwasie solnym (1:1), wypierając wodór tworzą się przy tym rozpuszczalne kompleksy chlorkowe cyny (II): Sn + 2HCI SnCI 2 + H 2. Kwas azotowy utlenia cynę do trudno rozpuszczalnego kwasu metacynowego: 3Sn + 4HNO 3 + H 2 O 3H 2 SnO 3 + 4NO, Kwas siarkowy przeprowadza ją w siarczan cyny(II): Sn + 4H 2 SO 4 Sn(SO 4 ) 2 + 2SO 2 + 4H 2 O. Reakcja z zasadami Cyna rozpuszcza się w stężonych, gorących roztworach wodorotlenków litowców, z utworzeniem hydroksocynianów (IV): Sn + 4H 2 O + 2KOH K 2 [Sn(OH) 6 ] + 2H 2. Właściwości chemiczne cyny

15 Właściwości chemiczne ołowiu W związkach występuje na +2 i +4 stopniu utlenienia. Pb 2+ ma charakter amfoteryczny. W obu formach amfoterycznych tworzy sole trudno rozpuszczalne w wodzie (poza azotanem i octanem). Ołów na czwartym stopniu utlenienia jest łagodnym utleniaczem. Na powietrzu błyszcząca powierzchnia matowieje, pokrywając się warstewką tlenku. Tworzy tlenki: PbO, PbO 2, Pb 3 O 4 (minia ołowiana). W niewielkim stopniu rozpuszcza się w wodzie, przenikając do organizmu wywołuje groźną w skutkach ołowicę. Reakcje z kwasami W reakcji z rozcieńczonymi kwasami: solnym i siarkowym ołów nie przechodzi do roztworu, gdyż tworzące się trudno rozpuszczalne sole PbCl 2 i PbSO 4 pokrywają całkowicie powierzchnię metalu ochronną warstewką chroniącą go przed dalszym działaniem kwasów. Stężony kwas solny może rozpuścić ołów, ponieważ rozpuszcza PbCl 2 tworząc aniony kompleksowe: PbCl 2 +2HClH 2 [PbCl 4 ]. Podobnie stężony kwas siarkowy rozpuszcza ołów przeprowadzając siarczan ołowiu(II) w rozpuszczalny wodorosiarczan: PbSO 4 +H 2 SO 4 Pb(HSO 4 ) 2. Reakcja z HNO 3 nie polega na wypieraniu wodoru, ponieważ azot na +5 stopniu utlenienia zawarty w HNO 3 łatwiej redukuje się niż jon H + : 3Pb+8NHO 3 3Pb(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O.

16 W stanie podstawowym mają konfigurację elektronową powłoki walencyjnej s 2 p 3. Z wyjątkiem białego fosforu są chemicznie nieaktywne. W związkach chemicznych azotowce mogą przyjmować stopnie utlenienia od –III do V. Najczęściej jednak jest to: -III, III, V. W miarę wzrostu liczby atomowej kwasowy charakter ich tlenków maleje. Związki z wodorem – wodorki EH 3 są związkami kowalencyjnymi. Wodorek azotu NH 3 ma charakter zasadowy NH 3 + H 2 O NH 4 + +OH - Pozostałe wodorki mają charakter obojętny.

17 Związki z tlenem Z wyjątkiem fosforu białego pierwiastki tej grupy trudno łączą się z tlenem. Azot łączy się z tlenem w temperaturze łuku elektrycznego dając NO. Pozostałe tlenki powstają powstają pośrednio Np. Fosfor – tworzy dwa tlenki: tlenek fosforu (III) i tlenek fosforu (V) Oba są dimerami P 4 O 6 i P 4 O 10 i mają charakter kwasowy. Oba tworzą szereg kwasów różniących się stechiometrycznym stosunkiem wody do tlenku.

18

19 Obieg azotu w przyrodzie

20 Wszystkie występują w przyrodzie w stanie wolnym i w związkach, w ilościach malejących wraz ze wzrostem masy atomowej. W stanie podstawowym konfiguracja ich powłoki walencyjnej ns 2 p 4 W związkach występują na -2, +4 i +6 stopniu utlenienia (prócz tlenu, który zawsze jest -2, i wyjątkowo w nadtlenkach -1. Jedynie w związku z fluorem przyjmuje wartościowość +2 w fluorku tlenu OF 2 ). Wraz ze wzrostem masy atomowej słabnie ich charakter niemetaliczny. Selen jest fotoprzewodnikiem a polon metalem.

21 Są dość silnymi utleniaczami, najsilniejszym jest oczywiście tlen, który ze względu na swą elektroujemność tworzy tlenki z pozostałymi pierwiastkami tej grupy. Połączenia te wykazują charakter kwasowy, malejący wraz ze wzrostem liczby atomowej. Znaczna reaktywność tlenowców maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Tworzą kwasy tlenowe H 2 XO 3 i H 2 XO 4 oraz wodorki o charakterze kwaśnym H 2 X. Najsłabszym wodorkiem jest H 2 O a najmocniejszym H 2 Te Tlen i siarka w swych związkach biorą udział w tworzeniu wiązań podwójnych - np. grupy karbonylowe >C=O i >C=S.

22 Silnie elektroujemne niemetale o silnych właściwościach utleniających, bardzo reaktywne. Tworzą związki praktycznie z wszystkimi pierwiastkami. W związkach występują głównie na -1 stopniu utlenienia. Ze względu na obecność w powłoce walencyjnej nieobsadzonych orbitali d (oprócz fluoru) w związkach występują również na i +7 stopniu utlenienia. Tworzą zarówno kwasy wodorohalogenowe HX, jak i kwasy tlenowe HXO n : Wolne fluorowce reagują ze wszystkimi metalami i wieloma niemetalami. W stanie pierwiastkowym występują w postaci cząsteczek dwuatomowych. Pierwiastki tej grupy tworzą także związki międzyhalogenowe, np. BrCl; ClF

23 Aktywność chemiczna maleje od fluoru do jodu. Te różnice w aktywności powodują, że fluorowce wyższych okresów wypierają z soli fluorowce z okresów niższych. 2KBr aq + Cl 2 > 2KCl + Br 2 Rozpuszczając się w wodzie ulegają nie tylko fizycznemu zjawisku rozpuszczenia ale także wchodzą z nią w reakcje chemiczne. Najgwałtowniej fluor (powstaje HF i O 2 ), najsłabiej jod. W wyniku reakcji z wodą powstają tlenowe kwasy HOX i wodorohalogeny HX. Cl 2 + H 2 O > H + + Cl - + HOCl aq

24 Ze względu na wypełnioną powłokę walencyjną (s 2 p 6 ) nie tworzą w warunkach normalnych cząsteczek dwuatomowych, jak inne pierwiastki gazowe. Cząsteczka dwuatomowa charakteryzuje się w przypadku tych pierwiastków energią większą niż suma energii atomów ją tworzących i z tego powodu jest nietrwała. Wypełniona powłoka walencyjna jest także powodem ich dużej bierności chemicznej. Pierwiastki grupy 18 są gazami o bardzo niskich temperaturach wrzenia, głównie ze względu na nikłe oddziaływania między atomowe (wypełniona powłoka walencyjna!). W latach otrzymano ponad 40 związków ksenonu, kryptonu i radonu nadal nieznane są żadne związki He ( należy do bloku s!!) i Ne Ze względu na wielkość energii jonizacji chemia helowców to przede wszystkim chemia ksenonu.

25 Najważniejsze są fluorki ksenonu – z nich otrzymywane są inne związki ksenonu fluorki: XeF2, XeF4, XeF6 KrF4 powstają w czasie ogrzewania lub podczas wyładowań elektrycznych : Xe + F 2 = XeF 2 XeF 2 + F 2 = XeF 4 XeF 4 + F 2 = XeF 6 Tritlenek ksenonu: XeO 3 Powstawanie: XeF 6 + 3H 2 O = XeO 3 + 6HF (XeO 3 w r-rze wodnym jest silnym utleniaczem: Mn 2+ MnO 4 - )

26 Bibliografia Chemia ogólna i nieorganiczna A. Bielański Chemia ogólna i nieorganiczna 1 – M. Litwin


Pobierz ppt "Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl."

Podobne prezentacje


Reklamy Google