Vypracovala: Mgr. Zuzana Szocsová
Všeobecná charakteristika p1 prvkov
|
Názov prvku
|
Latinský názov prvku
|
Chemická značka prvku
|
Protónové číslo Z
|
Elektrónová konfigurácia prvku
|
Elektrone -gativita
|
Relatívna atómová hmotnosť
|
Oxidačné číslo
|
|
Bór
|
Borum
|
B
|
5
|
[He]2s2 2p1
|
2,0
|
10,811
|
III
|
|
Hliník
|
Aluminium
|
Al
|
13
|
[Ne]3s2 3p1
|
1,5
|
26,98154
|
III
|
|
Gálium
|
Gallium
|
Ga
|
31
|
[Ar] 4s2 4p1
|
1,8
|
69,72
|
III
|
|
Indium
|
Indium
|
In
|
49
|
[Kr] 5s2 5p1
|
1,5
|
114,82
|
III
|
|
Tálium
|
Thallium
|
Tl
|
81
|
[Xe] 6s2 6p1
|
1,4
|
204,38
|
I, III
|
-
Do skupiny p1 prvkov patria prvky III.A skupiny
-
Majú 3 valenčné elektróny
-
S rastúcim protónovým číslom v skupine rastie aj kovový charakter prvkov
-
Bór – nekov
-
Hliník – kov
-
Gálium – kov
-
Indium – kov
-
Tálium – kov
-
Elektrónová konfigurácia valenčnej sféry je ns2 np1
Bór
Výskyt bóru
Najznámejšou látkou v prírode je alotropická modifikácia bóru, tertragonálny bór - kryštalická látka sivočiernej farby s kovovým leskom – vzniká pri teplotách do 1200°C. Vyznačuje sa vysokou teplotou topenia a varu. Má mimoriadne vysokú tvrdosť, ktorá na Mohsovej stupnici dosahuje hodnotu 9,3. Za normálnych podmienok má malú elektrickú vodivosť, chemicky je takmer inertný.
Amorfný bór – vzniká pri teplotách nižších ako 1000°C. Je to hnedý prášok, bez chuti a zápachu. Pri vyššej teplote je podstatne reaktívnejší.
Mohsova stupnica
-
mastenec
-
halit
-
kalcit
-
fluorit
-
apatit
-
živec
-
kremeň
-
topás
-
korund
-
diamant
Ďalšie alotropické modifikácie sú chemicky inertné - nezlučujú sa.
Bór sa vyskytuje iba vo forme kyslíkatých zlúčenín, napríklad sasolín H3BO3, bórax, boracit, kernit.
Vlastnosti
Bór patrí do III.A skupiny a 2. periódy v PSP. III.A skupina nám napovedá, že bór má vo valenčnej sfére 3 elektróny a konfigurácia valenčnej sféry je 2s2 2p1.
Bór má vo valenčnej sfére 3 elektróny, na ich odtrhnutie je potrebná veľká energia - ionizačná energia, a to znamená, že bór nevytvára katióny B3+. Bór je v elementárnom stave pevná, tmavá látka s kovovým leskom a je chemicky nereaktívna. Keďže bór nevytvára katióny, v zlúčeninách sa viaže kovalentnými väzbami. Hodnota elektronegativity bóru je X = 2,0.
Na základe konfigurácie valenčnej sféry vidíme, že bór by mal byť jednoväzbový pretože má jeden nespárený elektrón v orbitále p. Po dodaní energie však bór prechádza do vzbudeného - excitovaného stavu, kedy elektrón z s orbitálu prechádza do orbitálu p. Vznikajú 3 nespárené elektróny, z čoho vidíme, že bór sa väčšinou viaže troma väzbami. V tom prípade je v stave sp2 hybridizácie.
-
Pevná, tvrdá, čierna látka s kovovým leskom
-
Polovodič
-
Svojimi chemickými vlastnosťami sa podobá na kremík
-
Málo reaktívny
-
Tvorí kovalentné väzby
-
Trojväzbový, niekedy štvorväzbový – v diboráne
-
Vysoká ionizačná energia (katióny B3+ sa nevyskytujú)
Výroba
Bór sa vyrába elektrolýzou roztavených boritanov alebo redukciou oxidu boritého silno elektropozitívnym kovom
B2O3 + 3Mg → 2 B + 3 MgO
Použitie
Bór sa využíva v atómových reaktoroch – riadiace tyče
V hutníctve neželezitých kovov sa používa ako dezoxidačný prostriedok.
Zlúčeniny bóru
Borány
Borány sú zlúčeniny bóru s vodíkom. V ich štruktúre sú delokalizované elektróny – rozložené medzi väčším počtom atómov. Napríklad v molekule B2H6 – diborán, kde je vodíková väzba rozložená medzi troma atómami.
-
veľmi reaktívne látky
-
samozápalné
-
využívajú sa pri syntéze organických zlúčenín
Boridy
-
zlúčeniny bóru s kovmi. Majú zložitú štruktúru, sú chemicky inertné a niektoré sa vyznačujú dobrou elektrickou vodivosťou.
-
Žiaruvzdorné látky
-
Vyrábajú sa z nich brúsne a žiaruvzdorné materiály
-
vysoká tvrdosť, vysoká teplota topenia, elektricky vodivé látky
Príklad štruktúry boridu - napríklad borid horečnatý Mg3B2.
Kyslíkaté zlúčeniny
H3BO3 - polymérna - slabá kyselina trihydrogenboritá (jednosýtna kyselina), tvorí biele šupinkovité kryštály, ktoré sú málo rozpustné vo vode. Jej vodný roztok je veľmi slabá kyselina s antiseptickými účinkami – bórová voda, ktorá sa používa v medicíne.
Kyselina boritá
Boritany
Na2[B4O5(OH)4] . 8H2O - tetraboritan disodný (borax), tvorí bezfarebné kryštáliky, ktoré na vzduchu podliehajú zvetrávaniu a menia sa na prach. Bezvodý borax sa často používa ako ochranný prvok v metalurgii, ktorý zabraňuje oxidácii spracúvanej zliatiny, pri výrobe smaltovaných nádob a špeciálnych optických skiel.
-
Iba boritany alkalických kovov sú vo vode rozpustné.
Oxidy
Oxid boritý B2O3 – bezfarebná sklovitá látka, vzniká horením bóru a z vodou vytvára kyselinu boritú.
Hliník
Hliník sa nachádza v 3. perióde a v III.A skupine na základe čoho vieme, že vo valenčnej sfére má 3 valenčné elektróny.
Elektrónová konfigurácia valenčnej sféry hliníka je 3s2 3p1.
Výskyt
Hliník je tretí najrozšírenejší prvok v zemskej kôre. Vyskytuje sa len v zlúčeninách. Najrozšírenejší je vo forme kremičitanov (súčasť živca, sľudy, ílov). Hliník je súčasťou kaolínu, ktorý obsahuje minerál kaolinit – Al2(OH)4Si2O5 a súčasťou bauxitu – Al2O3 . H2O (hydratovaný oxid hlinitý), nachádza sa aj v korunde Al2O3. Z kaolínu sa vyrábajú keramické výrobky. Zmesou kaolínu, rozomletého živca a kremeňa sa získava porcelán.
Fyzikálne vlastnosti hliníka
Hliník je striebrobiely kov, má malú hustotu, je kujný a ťažný a veľmi dobre vedie elektrický prúd a teplo. Je to ľahký a krehký kov.
Chemické vlastnosti
Pretože hodnota elektronegativity je X = 1,5
-
vytvára v zlúčeninách silne polárne kovalentné väzby (aj napriek tomu, že je to kov)
-
Na vzduchu oxiduje a pokrýva sa kompaktnou vrstvičkou oxidu a hydroxidu, ktorá ho ochraňuje pred možnou koróziou. Vrstvu oxidov a hydroxidov je možné vytvoriť aj umelo anodickou oxidáciou – Eloxácia (eloxovanie).
-
Voči vzduchu a vode je stály
-
Hliník reaguje aj s kyselinami aj so zásadami – je amfotérny – môže vystupovať aj ako kyselina aj ako zásada.
Amfotérny charakter
Reakcia s kyselinou
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
Reakcia so zásadou
2Al + 2NaOH + 6 H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
Na[Al(OH)4] – tetrahydroxohlinitan sodný
Hliník má redukčné vlastnosti – viaže sa s kyslíkom.
2Al + Fe2O3→ 2Fe + Al2O3
Reakcia prebieha pri zahrievaní a je silne exotermická.
2Al + Fe2O3 - túto zmes nazývame TERMIT
Pri uvedenej reakcii nastáva redukcia a vzniká tekuté železo. Redukčná schopnosť hliníka sa využíva na získavanie niektorých kovov, ako napríklad železa z oxidov daných kovov pri teplote 3000 – 3500 °C. Uvedenú metódu nazývame aluminotermia.
-
Má redukčné vlastnosti
-
Na vzduchu horí intenzívnym svietivým plameňom za vzniku oxidu
4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3
Môže byť aj šesťväzbový, napríklad v hexafluorohlinitanovom ióne [AlF6]3-
Výroba
-
Elektrolýzou taveniny oxidu hlinitého a kryolitu pri teplote 950°C
Použitie
Hliník sa používa na výrobu zliatin (dural), fólií – alobalov, zrkadiel a na ochranu kovov proti korózii.
-
Jeho redukčné vlastnosti sa využívajú na získavanie niektorých kovov – Mn, Mo, Cr z ich oxidov pri vysokých teplotách aluminotermiou.
-
ako mincový kov a podobne.
Zlúčeniny hliníka
AlCl3 - chlorid hlinitý
(Lewisova kyselina). Často využívaná ako katalyzátor v niektorých reakciách, ktorý na seba viaže látky, ktoré majú voľný elektrónový pár, napríklad alkoholy, ketóny, étery, amíny a ďalšie.
AlF3 – fluorid hlinitý – nereaktívny, nerozpustný
Al2O3 – oxid hlinitý
Je hlavnou surovinou pri výrobe hliníka. Je amfotérny a reaguje s vodnými roztokmi silných kyselín aj zásad. V prírode sa vyskytuje ako tvrdý minerál korund alebo ako jeho drahokamové odrody rubín a zafír.
-
dá sa pripraviť spaľovaním hliníka
-
je nerozpustný vo vode
-
korund slúži na výrobu brúsnych a žiaruvzdorných materiálov
Al(OH)3 – hydroxid hlinitý
Je hydrátom oxidu hlinitého.
Podobne ako oxid hlinitý je amfotérna látka a reaguje s vodnými roztokmi silných kyselín a zásad.
Reakcia s kyselinou
3HCl + Al(OH)3→ AlCl3 +3 H2O
Reakcia so zásadou
Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]
Použitá literatúra:
1. Chémia pre 1. ročník gymnázií.
2. http://sk.wikipedia.org/wiki/Oxid_hlinit%C3%BD
3. Zmaturuj z chémie
4. http://sk.wikipedia.org/wiki/B%C3%B3r
5. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/c/cf/Diborane-3D-balls.png/250px-Diborane-3D-balls.png
6. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/52/Borid_MB2.gif
7. http://www.sestra.sk/images/thumb/4/44/Boric_acid.jpg/300px-Boric_acid.jpg
8. http://www.kabelrecycling.sk/img/hlinik.jpg
9. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/2d/Chlorid_hlinit%C3%BD.PNG
10. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/e/ef/Oxid_hlinit%C3%BD.JPG
11. http://www.prochemie.cz/chem/hydroxid-hlinity-bezvody.jpg
12. Anorganická chémia, Poláček, Kulich, Tomáš, Vollmanová, Nitra 2003