Prvky p1 (triely)

Proč je zakázané kopírování? 💾 Stáhnout materiálVIP členstvíNahlásit chybu

chemie

 

Otázka: Prvky p1 (triely)

Předmět: Chemie

Přidal(a): Eliška 🙂

 

 

Charakteristika prvků p1

  • prvky p1 = triely = prvky 13. (III.A) skupiny periodické soustavy prvků
  • bor, hliník, gallium, indium thallium
  • mají 3 valenční elektrony – el. konfigurace valenční vrstvy je ns2 np1
  • může u nich probíhat excitace:
    • 1) ns2 np1 – jednovazné (ox. č. I)
    • 2) ns1 np2 – trojvazné (ox. č. III)

  • ve sloučeninách mají nejčastěji oxidační číslo III, bor může mít i –III, thalium často I (thallité soli jsou silná oxidační činidla)
  • s rostoucím protonovým číslem roste:
    • kovový charakter: bor je nekov, hliník, gallium, indium a thallium jsou typické kovy
    • zásaditost oxidů – boritý je kyselý, hlinitý amfoterní, ostatní zásadité (TlOH je silný hydroxid)
  • v přírodě se vyskytují pouze ve formě svých sloučenin
  • všechny jsou pevné látky

 

Bor

výskyt:

  • poměrně vzácný
  • v přírodě jen ve formě svých kyslíkatých sloučenin (boritany, borosilikáty), významná ložiska jsou v Kalifornii a Turecku

 

vlastnosti a reakce:

  • existuje v několika alotropických modifikacích, lišících se svým tvarem:
    • základní jednotkou je ikosaedr B12
    • dále klecovité, arachnoboritany (pavoukovité),…
  • pevná, tvrdá, černá látka s kovovým leskem
  • chová se jako polovodič
  • chemickými vlastnostmi se podobá křemíku (hovoříme o tzv. diagonální posloupnosti – křemík leží v tabulce diagonálně pod borem)
  • málo reaktivní
  • ve sloučeninách je nejčastěji trojvazný nebo čtyřvazný
  • oxidační čísla I (výjimečně), III, -III
  • má vysokou ionizační energii (kationty B3+ se prakticky nevyskytují)
  • má vysokou elektronegativitu a málo valenčních elektronů → typické jsou vícecenterní vazby (elektrony vazby jsou delokalizované mezi více atomů)

 

výroba:

  • elektrolýzou roztavených boritanů
  • redukcí oxidu boru silně elektropozitivním kovem:
    • B2O3 + 3 Mg → 2 B + 3 MgO

 

použití:

  • v jaderných reaktorech (řídicí tyče)
  • v hutnictví neželezných kovů (jako dezoxidační prostředek)
  • výroba tepelně odolného skla – chemické a kuchyňské nádobí (firmy Pyrex, Simax)
  • prací prostředky, herbicidy, pyrotechnika (barví plamen zeleně), detergenty, kosmetika
  • broušení, přísada do ocelí

 

sloučeniny:

  • boridy:
    • sloučeniny boru s kovem
    • vodivé, tvrdé, žáruvzdorné látky
    • používají se k výrobě brusných a žáruvzdorných materiálů
  • borany:
    • sloučeniny boru s vodíkem
    • bor má oxidační číslo -III
    • velmi reaktivní, samozápalné látky
    • dráždí oči a dýchací cesty
    • mají zvláštní druh vazeb, ve kterých jsou elektrony tvořící vazbu delokalizované mezi více atomy boru, a vzniká tzv. elektronově deficitní vazba:
    • např. diboran B2H6:
      • reaktivní, samozápalný, hoří za vzniku B2O3 a H2O:
        • B2H6 + 3 O2 → B2O3 + 3 H2O
      • bezbarvý plyn
      • dráždí dýchací cesty, oči a pokožku
  • oxid boritý B2O3:
    • bezbarvá, sklovitá látka
    • je kyselinotvorný
    • vzniká hořením boru
    • s vodou tvoří kyselinu boritou:
      • B2O3 + H2O → 2 HBO2
      • B2O3 + 3 H2O → 2 H3BO3
      • 2 B2O3 + H2O → H2B4O7 (kyselina tetraboritá)
  • kyselina trihydrogenboritá H3BO3:
    • tvoří bílé šupinkovité krystaly
    • rovinné molekuly jsou poutány do vrstev vodíkovými vazbami
    • málo rozpustná ve vodě
    • její vodný roztok je velmi slabá jednosytná kyselina s antiseptickými účinky, tzv. borová voda (2-3% roztok) používaná v lékařství (ošetření očí)
  • boritany:
    • struktura je podobná jako u křemičitanů
    • ve vodě jsou rozpustné jen boritany alkalických kovů
    • borax Na2[B4O5(OH)4] . 8 H2O = Na2B4O7.10H2O
      • oktahydrát tetrahydroxotetraboritanu disodného
      • používá se při výrobě smaltovaných nádob, speciálních optických skel, k úpravě glazur keramiky
  • fluorid boritý BF3:
    • akceptor elektronového páru (obsahuje vakantní orbital)
    • využívá se jako Lewisova kyselina:
      • BF3 + F → BF4

 

Hliník

výskyt:

  • 3. nejrozšířenější prvek v zemské kůře (asi 8 hm. %)
  • v přírodě pouze ve formě sloučenin – hlinitokřemičitany (živce, slídy, součást jílů, hlín), bauxit (hydráty oxidu hlinitého, AlO(OH)), kryolit Na3[AlF6], korund Al2O3

 

vlastnosti a reakce:

  • stříbrobílý, lehký, kujný, tažný kov, tepelně i elektricky vodivý
  • vůči vzduchu a vodě je stálý, neboť se pokrývá vrstvou oxidu hlinitého a hydroxidu, nepodléhá korozi
  • je amfoterní, rozpouští se:
    • v roztocích kyselin (pouze koncentrovanou kyselinou dusičnou se pasivuje) za vzniku solí hlinitých a vodíku:
      • 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
      • 2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2
    • v roztocích hydroxidů za vzniku hydroxohlinitanů a vodíku:
      • 2 Al + 2 NaOH + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2
  • má redukční vlastnosti, které se využívají při získávání některých kovů (aluminotermie)
  • na vzduchu hoří intenzivním svítivým plamenem za vzniku oxidu:
    • 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3
  • může být až šestivazný (např. v hexafluorohlinitanovém iontu AlF63-)
  • má malou elektronegativitu, proto jsou kovalentní vazby, které tvoří, silně polární
  • nabývá oxidačních čísel –III až III
  • zvýšený výskyt Al v krvi může být příčinou Alzheimerovy choroby, ale v podmínkách běžné tepelné úpravy a konzumace je stálý a nerozpustný (může se uvolňovat v kyselém prostředí)

 

výroba:

  • elektrolýzou taveniny oxidu hlinitého a kryolitu (působí jako tavidlo) při teplotě 950 °C – na katodě se vylučuje elementární hliník, na grafitové anodě vzniká kyslík, který ihned reaguje s materiálem elektrody na CO
  • hlavní surovinou pro výrobu hliníku je bauxit
  • průmyslová výroba byla dříve velmi obtížná, neboť elementární hliník nelze jednoduše vyredukovat z jeho rudy
  • patrně největší hliníkárnou ve střední Evropě je závod v Žiaru nad Hronom (zpracovává bauxit z Maďarska)

 

použití:

  • jeho redukční vlastnosti se využívají při získávaní některých kovů (např. Mn, Mo, Cr, V, Fe) z jejich oxidů za vysokých teplot, tato metoda se nazývá aluminotermie:
    • 3 MnO2 + 4 Al → 2 Al2O3 + 3 Mn
    • Fe2O3 + 2 Al → Al2O3 + 2 Fe
    • Cr2O3 + 2 Al → Al2O3 + 2 Cr
  • výroba slitin (např. dural – Al + Cu + Mn + Mg), alobalu, nádob, jako mincovní kov, vodič el. proudu
  • práškový jako složka výbušnin
  • keramika – surovina kaolín (hlinitokřemičitan)

 

sloučeniny:

  • oxid hlinitý Al2O3:
    • v přírodě se vyskytuje jako tvrdý, těžko tavitelný minerál korund (tvrdost 9)
    • je možné ho připravit spalováním hliníku (exotermní reakce, světelný efekt – prskavky):
      • 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3
    • je nerozpustný ve vodě, amfoterní (reaguje s kyselinami za vzniku hlinitých solí a s hydroxidy za vzniku hydroxohlinitanů)
    • vyskytuje se ve 2 modifikacích:
      • α – těžko tavitelný, nerozpustný v kyselinách a roztocích hydroxidů, v přírodě minerál korund
      • γ – rozpustný v kyselinách a roztocích hydroxidů, na modifikaci α přechází žíháním
    • slouží k výrobě brusných a žáruvzdorných materiálů, některé jeho odrůdy se používají v klenotnictví:
      • rubín – červený, oxid hlinitý + oxid chromu
      • safír – modrý, oxid hlinitý + oxid titanu + oxid železa
  • hydroxid hlinitý Al(OH)3:
    • hydrát oxidu hlinitého
    • amfoterní (s kyselinami reaguje za vzniku hlinitých solí, s hydroxidy za vzniku hydroxohlinitanů):
      • 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O
      • Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]
  • chlorid hlinitý AlCl3 – Lewisova kyselina, významný katalyzátor v organické chemii
  • octan hlinitý Al(CH3COO)3 – účinná látka v mastech proti otokům
  • síran hlinitý Al2(SO4)3 :
    • za laboratorní teploty krystalizuje jako oktadekahydrát
    • užití – papírenský a textilní průmysl, čeření vody

 

Gallium, indium, thallium

  • v přírodě jsou vzácné
  • stříbrobílé, měkké kovy s kovovým leskem
  • využití je omezené – gallium se používá jako náplň do vysokoteplotních teploměrů a v elektronických součástkách, indium k výrobě polovodičů a sloučeniny thallia jako deratizační prostředek

 

Kovy

dělení:

  • ušlechtilé – vyskytují se ve sloučeninách i ryzí (Au, Ag, Pt)
  • neušlechtilé – vyskytují se pouze ve sloučeninách

 

výroba kovů

  • 1. těžba rudy
  • 2. separace rudy – odstranění příměsí (plavení, usazování,…)
  • 3. vlastní výroba kovu – tepelným rozkladem, redukcí, elektrolýzou
    • tepelný rozklad:
      • lze provést jen u tepelně labilních rud
      • používá se především u oxidů
      • např. 2 HgO → 2 Hg + O2
      • užívá se i k přečištění kovů
    • redukce:
      • používá se pro kovy, které se snadno redukují (např. Cu, Ag)
      • dělení podle redukčního činidla:
        • uhlíkem (koksem):
          • koks se získá karbonizací černého uhlí a slouží jako redukční činidlo i palivo
          • např. výroba železa ve vysoké peci
          • často doprovázena využitím CO jako redukčního činidla: 2 C + O2 —> 2 CO —02–> 2 CO2
        •  vodíkem:
          • produkt je velice čistý, ale proces výroby je velice nebezpečný a obtížný
          • např. WO3 + 3 H2 → 3 H2O + W
        •  metalotermie:
          • redukčními činidly jsou elektropozitivní kovy
          • např. aluminotermie: Cr2O3 + 2 Al → Al2O3 + 2 Cr
          • nelze takto vyrobit elektropozitivní kovy
    • elektrolýza:
      • používá se k výrobě elektropozitivních prvků, tavenin oxidů a halogenidů
      • dá se využít i k přečištění kovů
      • např. výroba sodíku (dříve)

 

Termochemické zákony

  • 1. termochemický zákon (Lovoisier-Laplaceův, 1870):
    • reakční teplo reakce přímé a zpětné se liší pouze znaménkem
  • 2. termochemický zákon (Hessův):
    • změna entalpie závisí pouze na počátečním a koncovém stavu, nezávisí na mechanismu reakce


Další podobné materiály na webu: