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

Pierwiastki bloku p

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)

CHARAKTERYSTYKA PIERWIASTKÓW BLOKU P Blok p obejmuje pierwiastki grup od 13 do 18, bez helu He. Zewnętrzna powłoka elektronowa atomów tych pierwiastków składa się z dwóch podpowłok (orbitali): s - s2 i p, odpowiednio w grupach (13 – p1, 14 - p2, 15 – p3, 16 – p4, 17 – p5, 18 - p6). Brak elektronów walencyjnych na podpowłokach d i f. W grupach tych rozbudowa zewnętrznych powłok następuje przez umieszczanie nowych elektronów na orbitalach p. Dlatego do bloku p należy sześć grup pierwiastków.

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

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. METALE METALOIDY NIEMETALE 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)

Maksymalny stopień utlenienia w tlenkach Wzrost kwasowości Stopień utlenienia w wodorkach

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

CHARAKTERYSTYKA BOROWCÓW stopnie utlenienia: +3 i +1 (tal tworzy obok Tl(OH)3 również TlOH)) - w miarę wzrostu masy atomowej wzrasta tendencja do oddawania tylko jednego elektronu (efekt nieczynnej pary elektronowej) Ze względu na duże różnice w charakterze chemicznym czasami grupę tę dzieli się na bor i pozostałe pierwiastki, zwane wówczas grupą glinowców. Glin roztwarza się w kwasach i zasadach : 2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2 Al + 2OH- + 6H2O → 2[Al(OH)4]- + 3H2 amfoteryczność Używany jest jako tworzywo konstrukcyjne, gdyż zachodzi pasywacja (Al2O3)

Gal też jest amfoteryczny Z tlenem reaguje, tworząc tlenek Ga2O3, dopiero w wyższych temperaturach. Ind, tal roztwarzają się tylko w kwasach – nie są amfoteryczne In + 3H+ → In3+ + 3/2 H2 Z tlenem tworzy tlenki In2O oraz  In2O3. Tl + H+ → Tl+ + 1/2 H2 Ogrzewany tal ulega działaniu tlenu (powstaje mieszanina tlenków Tl2O i Tl2O3) Chemia talu to głównie układy redoks Tl(I)  ↔  Tl(III). Związki talu są silnie toksyczne. Barwią płomień na zielono.  Bor zaliczany jest do niemetali. Pod względem chemicznym zbliżony do krzemu. Spala się w czystym tlenie dając tlenek B2O3. Nie istnieje jon B3+, w związkach bor tworzy wiązania kowalencyjne. Jego tlenek jest bezwodnikiem szeregu polikwasów - od borowego H3BO3 począwszy, poprzez dwuborowy (H4B2O5)  i czteroborowy (H2B4O7) ...  itd. Poza borem i glinem nie mają większego znaczenia praktycznego. Metaliczne borowce występują w przyrodzie w postaci soli kwasów tlenowych, uwodnionych tlenków i wodorotlenków

CHARAKTERYSTYKA WĘGLOWCÓW W związkach występują na +2 i +4 stopniu utlenienia. Stopień utlenienia +2 występuje praktycznie tylko w przypadku cyny i ołowiu. Tworzą  kwasy tlenowe H2XO3, a od germanu począwszy także wodorotlenki X(OH)2. Ich tlenki na 4 stopniu utlenienia mają charakter kwasowy. W przyrodzie w stanie wolnym występuje tylko węgiel. Wszystkie mają duże znaczenie gospodarcze (krzem i german - półprzewodniki w mikroelektronice cyna - do lutowania, mosiądz, brąz).

Właściwości chemiczne krzemu Krzem i jego związki są na ogół mało reaktywne. Po podgrzaniu reaguje z tlenem, metalami, zasadami Kwasy krzemowe: Azotek krzemu Si3N4 związek o twardości diamentu i znacznej odporności Węglik krzemu – SiC (karborund) Czterochlorek krzemu – SiCl4 Krzemowodory (silany) – SiH4. Si2H6..

Węgiel Jego elektroujemność, będąca niemal średnią arytmetyczną elektroujemności skrajnych, powoduje, że węgiel łączy się ze wszystkimi pierwiastkami, tworząc z pierwiastkami o charakterze metalicznym węgliki (CaC2; Al4C3; SiC, B4C). Chemia węgla to głównie chemia organiczna, zaś związki węgla zaliczane do chemii nieorganicznej (tlenki, węglany, węgliki, cyjanki ...) pokazują jak sztuczną (właściwie tylko historyczną) jest granica między związkami organicznymi i nieorganicznymi). Właściwości chemiczne germanu Tworzy związki głównie na +4 stopniu utlenienia oraz nietrwałe na +2. Z tlenem german tworzy szaroczarny tlenek germanu(II) GeO i biały tlenek germanu(IV) GeO2. Reaguje z bromem i chlorem. Wykazuje odporność na działanie czynników atmosferycznych, ulega natomiast działaniu kwasów utleniających. Tworzy związki z wodorem, nietrwałe w wyższych temperaturach, - germanowodory (. GeH4, Ge2H6…) Działając na związki germanu kwasem solnym i chlorem. otrzymujemy czterochlorek germanu, który poddaje się hydrolizie.             GeCl4 + 4H2O → 4HCl + Ge(OH)4

Właściwości chemiczne cyny Występuje na stopniach utlenienia +2, +4. Na powietrzu cyna jest trwała, nieco tylko matowieje. Po silnym ogrzaniu utlenia się z wytworzeniem tlenku cyny(IV) SnO2. Znany jest również tlenek cyny(II) SnO. Z wodorem cyna tworzy cynowodór SnH4. Reakcje z kwasami Cyna rozpuszcza się w kwasie solnym (1:1), wypierając wodór tworzą się przy tym rozpuszczalne kompleksy chlorkowe cyny (II): Sn + 2HCI → SnCI2 + H2. Kwas azotowy utlenia cynę do trudno rozpuszczalnego kwasu metacynowego: 3Sn + 4HNO3 + H2O → 3H2SnO3 + 4NO, Kwas siarkowy przeprowadza ją w siarczan cyny(II): Sn + 4H2SO4 → Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O. Reakcja z zasadami Cyna rozpuszcza się w stężonych, gorących roztworach wodorotlenków litowców, z utworzeniem hydroksocynianów (IV): Sn + 4H2O + 2KOH → K2[Sn(OH)6] + 2H2.  

Właściwości chemiczne ołowiu W związkach występuje na +2 i +4 stopniu utlenienia. Pb2+ ma charakter amfoteryczny. W obu formach amfoterycznych tworzy sole trudno rozpuszczalne w wodzie (poza azotanem i octanem). Ołów na czwartym stopniu utlenienia jest łagodnym utleniaczem. Na powietrzu błyszcząca powierzchnia matowieje, pokrywając się warstewką tlenku. Tworzy tlenki: PbO, PbO2, Pb3O4 (minia ołowiana). W niewielkim stopniu rozpuszcza się w wodzie, przenikając do organizmu wywołuje groźną w skutkach ołowicę. Reakcje z kwasami W reakcji z rozcieńczonymi kwasami: solnym i siarkowym ołów nie przechodzi do roztworu, gdyż tworzące się trudno rozpuszczalne sole PbCl2 i PbSO4 pokrywają całkowicie powierzchnię metalu ochronną warstewką chroniącą go przed dalszym działaniem kwasów. Stężony kwas solny może rozpuścić ołów, ponieważ rozpuszcza PbCl2 tworząc aniony kompleksowe: PbCl2+2HCl→H2[PbCl4]. Podobnie stężony kwas siarkowy rozpuszcza ołów przeprowadzając siarczan ołowiu(II) w rozpuszczalny wodorosiarczan: PbSO4+H2SO4→Pb(HSO4)2. Reakcja z HNO3nie polega na wypieraniu wodoru, ponieważ azot na +5 stopniu utlenienia zawarty w HNO3 łatwiej redukuje się niż jon H+: 3Pb+8NHO3→3Pb(NO3)2+2NO+4H2O.

CHARAKTERYSTYKA AZOTOWCÓW W stanie podstawowym mają konfigurację elektronową powłoki walencyjnej s2p3. Z wyjątkiem białego fosforu są chemicznie nieaktywne. W związkach chemicznych azotowce mogą przyjmować stopnie utlenienia od –III do V. Najczęściej jednak jest to: -III, III, V. W miarę wzrostu liczby atomowej kwasowy charakter ich tlenków maleje. Związki z wodorem – wodorki EH3 są związkami kowalencyjnymi. Wodorek azotu NH3 ma charakter zasadowy NH3 + H2O → NH4+ +OH- Pozostałe wodorki mają charakter obojętny.

Azot łączy się z tlenem w temperaturze łuku elektrycznego dając NO. 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. Tlenek azotu(I) i tlenek azotu(II) są obojętne. Pozostałe mają charakter kwasowy Fosfor – tworzy dwa tlenki: tlenek fosforu (III) i tlenek fosforu (V) Oba są dimerami P4O6 i P4O10 i mają charakter kwasowy. Oba tworzą szereg kwasów różniących się stechiometrycznym stosunkiem wody do tlenku.

Obieg azotu w przyrodzie

CHARAKTERYSTYKA TLENOWCÓW Wszystkie występują w przyrodzie w stanie wolnym i w związkach, w ilościach malejących wraz ze wzrostem masy atomowej. W stanie podstawowym konfiguracja ich powłoki walencyjnej ns2p4 W związkach występują na -2, +4 i +6 stopniu utlenienia (prócz tlenu, który zawsze jest -2, i wyjątkowo w nadtlenkach -1. Jedynie w związku z fluorem przyjmuje wartościowość +2 w fluorku tlenu OF2). Wraz ze wzrostem masy atomowej słabnie ich charakter niemetaliczny. Selen jest fotoprzewodnikiem a polon metalem. Są dość silnymi utleniaczami, najsilniejszym jest oczywiście tlen, który ze względu na swą elektroujemność tworzy tlenki z pozostałymi pierwiastkami tej grupy.

Są dość silnymi utleniaczami, najsilniejszym jest oczywiście tlen, który ze względu na swą elektroujemność tworzy tlenki z pozostałymi pierwiastkami tej grupy. Połączenia te wykazują charakter kwasowy, malejący wraz ze wzrostem liczby atomowej. Znaczna reaktywność tlenowców maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Tworzą  kwasy tlenowe H2XO3 i  H2XO4  oraz wodorki o charakterze kwaśnym H2X. Najsłabszym wodorkiem jest H2O a najmocniejszym H2Te Tlen i siarka w swych związkach biorą udział w tworzeniu wiązań podwójnych - np. grupy karbonylowe >C=O i >C=S.

CHARAKTERYSTYKA FLUOROWCÓW Silnie elektroujemne niemetale o silnych właściwościach utleniających, bardzo reaktywne. Tworzą związki praktycznie z wszystkimi pierwiastkami. W związkach występują głównie na -1 stopniu utlenienia. Ze względu na obecność w powłoce walencyjnej nieobsadzonych orbitali d (oprócz fluoru) w związkach występują również na +1 +3 +5  i +7  stopniu utlenienia. Tworzą  zarówno kwasy wodorohalogenowe HX, jak i kwasy tlenowe HXOn:  Wolne fluorowce reagują ze wszystkimi metalami i wieloma niemetalami . W stanie pierwiastkowym występują w postaci cząsteczek dwuatomowych. Pierwiastki tej grupy tworzą także związki międzyhalogenowe, np. BrCl; ClF

Cl2 + H2O ——> H+ + Cl- + HOClaq Aktywność chemiczna maleje od fluoru do jodu. Te różnice w aktywności powodują, że fluorowce wyższych okresów wypierają z soli fluorowce z okresów niższych. 2KBraq + Cl2——> 2KCl + Br2 Rozpuszczając się w wodzie ulegają nie tylko fizycznemu zjawisku rozpuszczenia ale także wchodzą z nią w reakcje chemiczne. Najgwałtowniej fluor (powstaje HF i O2), najsłabiej jod. W wyniku reakcji z wodą powstają tlenowe kwasy HOX i wodorohalogeny HX. Cl2 + H2O ——>   H+  + Cl-  + HOClaq

CHARAKTERYSTYKA HELOWCÓW Ze względu na wypełnioną powłokę walencyjną (s2 p6) nie tworzą w warunkach normalnych cząsteczek dwuatomowych, jak inne pierwiastki gazowe. Cząsteczka dwuatomowa charakteryzuje się w przypadku tych pierwiastków energią większą niż suma energii atomów ją tworzących i z tego powodu jest nietrwała. Wypełniona powłoka walencyjna jest także powodem ich dużej bierności chemicznej. Pierwiastki grupy 18 są gazami o bardzo niskich temperaturach wrzenia, głównie ze względu na nikłe oddziaływania między atomowe (wypełniona powłoka walencyjna!). W latach 1960-64 otrzymano ponad 40 związków ksenonu, kryptonu i radonu nadal nieznane są żadne związki He ( należy do bloku s!!) i Ne Ze względu na wielkość energii jonizacji chemia helowców to przede wszystkim chemia ksenonu.

Najważniejsze są fluorki ksenonu – z nich otrzymywane są inne związki ksenonu fluorki: XeF2, XeF4, XeF6 KrF4 powstają w czasie ogrzewania lub podczas wyładowań elektrycznych : Xe + F2 = XeF2 XeF2 + F2 = XeF4 XeF4 + F2 = XeF6 Tritlenek ksenonu: XeO3 Powstawanie: XeF6 + 3H2O = XeO3 + 6HF (XeO3 w r-rze wodnym jest silnym utleniaczem: Mn2+ →MnO4-)

Bibliografia „ Chemia ogólna i nieorganiczna” A. Bielański „ Chemia ogólna i nieorganiczna 1” – M. Litwin http://www.mlyniec.gda.pl http://pl.wikipedia.org/wiki/ http://www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska