2.4 Элементы подгруппы III.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Аллюминий. Свойства. Характеристика оксидов, гидрооксидов, солей. Амфотерность.

Элементы группы – бор B, алюминий Al, галий Ga, индий In и таллий TI. Наружные энергетические уровни содержат по 3 электрона; конфигурация ns² np¹. Внутри группы от бора к таллию металлические свойства увеличиваются. B - 1s²2s²2p¹, Al - 1s²2s²2p⁶3s²3p¹, Ga - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p¹. При возбуждении один из s-электронов наружного энергетического уровня переходин на свободную орбиталь р-подуровня, что соответствует 3 валентности. Соединени я в которых степень окисления +3 наиболее устойчивы. Элементы образуют оксиды (R₂O₃) кислотные (B₂O₃), амфотерные (Al₂O₃, Ga₂O₃ и In₂O₃), основные(TI₂O₃). В щелочах легко растворяются кислотные и амфотерные оксиды. Алюминий амфотерный металл. Входит в состав силикатов (шпаты, слюда), глин. Из соединений значения имеют Al₂O₃ (корунд, рубин), ортоклаз, альбит. Современный образ получения заключается в электролизе. Для алюминия характерна степень окисления +3. Очень легко окисляется кислородом Al+O₂= Al₂O₃, реагирует с водой 2Al+6Н₂O= 2Al(ОН)₂ +3Н₂, будучи амфотерным легко участвует с растворами щелочей 2Al+6NaOH= 2Na₃[Al(ОН)₆] +3Н₂, с кислотами Al+HCl=AlCl₃ +H₂, с оксидами Al+Fe₂О₃=Al₂O₃+Fe. Оксид алюминия не растворим в воде. С растворами щелочей образует гидроксоаллюминаты Al₂O₃+6NaOH+3Н₂O=2Na₃[Al(ОН)₆] гидроксид (Al (OH) ₂) практически не растворим в воде. Взаимодействуя с кислотами образует соли.

2.6 Элементы подгруппы IV.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома, потенциал ионизации. Степени окисления. Кремний. Свойства. Характеристика диоксида, матакремневой кислоты и ее солей. Роль кремния в природе.

Элементы – углерод С, кремний Si, олово Sn и свинец Pb. Внешние энергетические уровни р-элементовсодержат по 4 электрона (s² p²), где 2спаренных s- электрона и 2 неспаренных р-электрона. С - 1s²2s²2p², Si - 1s²2s²2p⁶3s²3p², Ge - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p². В невозбужденном состоянии элементы проявляют валентность 2, а в возбужденном состоянии сопровождающееся переходом одного из s-элемента внешнего уровня на свободную орбиталь р-подуровня. При переходе от ртути к свинцу радиусы нейтральных атомов возрастают. Неметаллические свойства убывают от углерода к свинцу и возрастают металлические. Кремний аналог углерода. Для кремния характерны sp³ гибридное состояние. Может проявлять степени окисления +4 и –4. кремний реагирует только с сильными окислителями и восстановителями. Si+2F₂=SiF₄, с кислородом и хлором при температуре 400-600С. Si+О₂=SiО₂, Si+2Cl₂=SiCl₄. не реагирует с водой. При высоких температурах соединяется с углеродом Si+С=SiС. Взаимодействует с фтороводородной кислотой Si О₂+4НF₄=SiF₄+ 2Н₂О. При подкислении водного раствора силиката натрия выделяется свободная кремневая кислота. Na₂Si О₃+2НCl=2NaCl+ Н₂SiO₃. Растворимые в воде соли имеют в водных растворах щелочную реакцию 2Na₂Si О₃+2 Н₂О =Na₂ Si₂ О₅+ 2NaOH. Соли за исключением силикатов натрия и калия не растворимы в воде. Na₂Si О_{3 ,} К₂Si О₃. полупроводниковый материал применяют радиоэлектронной промышленности, космической технике.

2.5 Элементы подгруппы IV.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома, потенциал ионизации. Характеристика связей углерода. Углерод, свойства. Аллотропия. Характеристика оксидов, угольной кислоты и ее солей. Биологическая роль углерода.

Элементы – углерод С, кремний Si, олово Sn и свинец Pb. Внешние энергетические уровни р-элементовсодержат по 4 электрона (s² p²), где 2спаренных s- электрона и 2 неспаренных р-электрона. С - 1s²2s²2p², Si - 1s²2s²2p⁶3s²3p², Ge - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p². В невозбужденном состоянии элементы проявляют валентность 2, а в возбужденном состоянии сопровождающееся переходом одного из s-элемента внешнего уровня на свободную орбиталь р-подуровня. При переходе от ртути к свинцу радиусы нейтральных атомов возрастают. Неметаллические свойства убывают от углерода к свинцу и возрастают металлические. Относительная электроотрицетельность углерода = среднеарифметической между ОЭО фтора (4) и лития (1), что свидетельствует о том, что способность к отдаче и присоединению электронов у углерода выражена одинаково. Углерод может проявлять степень окисления +4, +2 и –4. Образуется при аллотропных видоизменениях алмаз, графит и карбин. Может образовывать полимерные структуры sp³ , sp² и sp-свободные орбитали. Реакционная способность увеличивается при повышении температуры. Взаимодействует с кислородом С+ O₂=СО; С+ O₂=СО₂. С металлами Са+С= Са. С водой С+Н₂О= СО₂+ Н₂. Оксид углерода СО – угарный газ. Образует 2 связи с атомом кислорода. Окисление происходит при температуре 700гр. 2СО+ О₂.= 2СО₂. является восстановителем металлов из их оксидов. Оксид СО₂ связи образованы за счет 4 электронных пар. Образуется при термическом разложении карбонатов СаСО₃.= СО+ СО₂.Угольная кислота слабая, существует в растворах, неустойчивая. Н₂СО₃.= СО₂+Н₂О. Образует 2 вида солей карбонаты и гидрокарбонаты.

2.7 Элементы подгруппы V.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Азот. Свойства. Причины энертности. Склонность к донорно - акцепторному взаимодействию. Биологическая роль азота.

Составляют р-элементы азот N, фтор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.на наружном энергетическом уровне содержится 5 электронов которые имеют конфигурацию s² p³. N - 1s²2s²2p³, P - 1s²2s²2p⁶3s²3p³, As - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p³. Наличие 3 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 3. у всех элементов, кроме азота имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов можетперейти на d-подуровень, что приводит к 5 неспаренным электронам. Валентность в таком состоянии = 5. От азота к висмуту радиусы атомов и ионовr R-3; R5+ увеличиваются, а ионизационный потенциал уменьшается. С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения типа RH₃., проявляя отрицательную степень окисления –3. от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. Наружный уровень азота состоит из 2 подуровней 2s2p. В обычных условиях реагирует только с литием. 6Li+ N₂=2Li₃N. При нагревании реагирует с металлами N₂+3 Са=Са₃N₂. в присутствии катализатора может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. N₂+3 Н₂=2NH₃. Взаимодействие с кислородом пр температуре 1500С. N₂+ О₂=2NO. Основное применение в производстве аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений.

2.9 Элементы подгруппы V.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Азот. Свойства. Водородные соединения. Аммиак. Свойства. Соли.

Составляют р-элементы азот N, фтор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.на наружном энергетическом уровне содержится 5 электронов которые имеют конфигурацию s² p³. N - 1s²2s²2p³, P - 1s²2s²2p⁶3s²3p³, As - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p³. Наличие 3 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 3. у всех элементов, кроме азота имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов можетперейти на d-подуровень, что приводит к 5 неспаренным электронам. Валентность в таком состоянии = 5. От азота к висмуту радиусы атомов и ионовr R-3; R5+ увеличиваются, а ионизационный потенциал уменьшается. С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения типа RH₃., проявляя отрицательную степень окисления –3. от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. Наружный уровень азота состоит из 2 подуровней 2s2p. В обычных условиях реагирует только с литием. 6Li+ N₂=2Li₃N. При нагревании реагирует с металлами N₂+3 Са=Са₃N₂. в присутствии катализатора может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. N₂+3 Н₂=2NH₃. Взаимодействие с кислородом при температуре 1500С. N₂+ О₂=2NO. Аммиак. sp³ гибридизация. Водный раствор имеет щелочную реакцию. NH₃+ H₂O=NH₄+OH. Газообразный аммиак взаимодействует с кислотами образуя соли NH₃+ HCl=NH₄Cl. Аммиак является восстановителем так как находится в степени окисления –3. восстанавливает металлы из их оксидов CuO+2NH₃=N₂+3 Cu+3 H₂O. Взаимодействие с кислородом при катализаторе 4NH₃ +5О₂=2NО+6 H₂O. Горение 4NH₃ +3О₂= N₂+6 H₂O.

2.8 Элементы подгруппы V.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Азот. Свойства. Кисородные соединения. Азотная кислота. Свойства. Соли.

Составляют р-элементы азот N, фтор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.на наружном энергетическом уровне содержится 5 электронов которые имеют конфигурацию s² p³. N - 1s²2s²2p³, P - 1s²2s²2p⁶3s²3p³, As - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p³. Наличие 3 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 3. у всех элементов, кроме азота имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов можетперейти на d-подуровень, что приводит к 5 неспаренным электронам. Валентность в таком состоянии = 5. От азота к висмуту радиусы атомов и ионовr R-3; R5+ увеличиваются, а ионизационный потенциал уменьшается. С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения типа RH₃., проявляя отрицательную степень окисления –3. от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. Наружный уровень азота состоит из 2 подуровней 2s2p. В обычных условиях реагирует только с литием. 6Li+ N₂=2Li₃N. При нагревании реагирует с металлами N₂+3 Са=Са₃N₂. в присутствии катализатора может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. N₂+3 Н₂=2NH₃. Взаимодействие с кислородом при температуре 1500С. N₂+ О₂=2NO. Азотная кислота. Получают действием концентрированной серной кислоты на нитраты NaNO₃+ H₃каталическое окисление 4NH₃+ 5O₂ =4 H₂O, при охлаждении дальнейшее окисление 2NО+ O₂ =2NO₂. азотная кислота наиболее сильная кислота. Валентность азота = 4. Характерны окислительные свойства. Валентность азотной кислоты = 5. под влиянием света разлагается 4HNO₃=4NO₂+ O₂+2H₂O.

2.10 Элементы подгруппы V.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Фосфор. Свойства. Аллотропия. Применение в с/х, биологическая роль.

Составляют р-элементы азот N, фтор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.на наружном энергетическом уровне содержится 5 электронов которые имеют конфигурацию s² p³. N - 1s²2s²2p³, P - 1s²2s²2p⁶3s²3p³, As - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p³. Наличие 3 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 3. у всех элементов, кроме азота имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов можетперейти на d-подуровень, что приводит к 5 неспаренным электронам. Валентность в таком состоянии = 5. От азота к висмуту радиусы атомов и ионовr R-3; R5+ увеличиваются, а ионизационный потенциал уменьшается. С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения типа RH₃., проявляя отрицательную степень окисления –3. от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. Наружный уровень азота состоит из 2 подуровней 2s2p. В обычных условиях реагирует только с литием. 6Li+ N₂=2Li₃N. При нагревании реагирует с металлами N₂+3 Са=Са₃N₂. в присутствии катализатора может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. N₂+3 Н₂=2NH₃. Взаимодействие с кислородом при температуре 1500С. N₂+ О₂=2NO. Фосфор. Входит в состав апатитов и фосфоритов, которые являются исходным материалом для получения. Получение при температуре 5C+3SiO₂+ Са₃(PO₄)₂=5CO+3СаSiO₃+2P. Кислородные соединения более устойчивы. Фосфор окисляется кислородом при избытке кислорода 4P+5O₂=2P₂O₅; при недостатке 4P+3O₂=2P₂O₃. галогены с фосфором образуют тригалогены 2P+3Cl₂=2PCl₃. С металлами 2P+3Mg=Mg₃P₂. С водой Са₃P₂+ 6HOH=3Са(OH)₂+2PH₄. С кислотами образует соли фосфония.