1. Najważniejsze minerały litowców.

Na

1. Chlorek sodu NaCl

2. Saletra chilijska NaNO3

3. Boraks Na2B4O7 ∙ 10H2O

4. Soda Na2CO3 ∙ 10H2o

5. Kriolit NaAlF6

K

1. Sylwit KCl

2. Sylwilit KCl ∙ NaCl

3. Karnalit KCl ∙ MgCl2 ∙ 6H2O

4. Saletra indyjska KNO3

2. Najważniejsze minerały berylowców

Be

1. Senalit Be2Si04

2. Glinokrzemian berylu Be2Al2Si6O18

Mg

1. Magnezyt MgCO3

2. Dolomit MgCO3 ∙ CaCO3

3. Kizeryt MgSO4 ∙ H2O

4. Karnalit KMgCl3 ∙ 6H2O

5. Talk Mg3(OH)2(Si4O10)

Ca

1. Gips CaSO4 ∙ 2H2O

2. Anhydryt CaSO4

3. Fosforyt Ca3(PO4)2

4. Apatyt Ca3(PO4)2 ∙ Ca(Cl,F,OH)2

5. Fluoryt CaF2

6. Saletra wapniowa Ca(NO3)2

7. kalcyt, aragonit, wateryt CaCO3

Elektroliza - stopione:

1. Sole:

NaCl

K (-): Na+ + e → Na

A (+): 2Cl- -2e → Cl2↑

KCl, MgCl2, BeCl2, CaCl2 - analogicznie

2. Wodorotlenki:

NaOH

K (-): Na + + e- → Na0 /∙4

A (+): 4OH- + 4e- →O20 + 2H2O

Na2SO4

K (-): Na+ + e- → Na0

A (+): SO4 2- → SO3 + 1/2 O2

2.

	Berylowce	Litowce
Masa atomowa	rośnie ze wzrostem liczby atomowej ↓	rośnie ze wzrostem liczby atomowej ↓
Promień jonowy	rośnie ze wzrostem liczby atomowej ↓	rośnie ze wzrostem liczby atomowej ↓
Elektroujemność	maleje ze wzrostem liczby atomowej↑→	maleje ze wzrostem liczby atomowej↑→
Energia jonizacji	maleje ze wzrostem liczby atomowej↑→	maleje ze wzrostem liczby atomowej↑→

Rozmiary atomów i jonów berylowców są mniejsze niż rozmiary atomów i jonów litowców należących do tego samego okresu. Wykazują większą gęstość i twardość oraz wyższe temperatury topnienia niż odpowiadające im litowce. Berylowce odznaczają się energiami jonizacji wyższymi niż energia jonizacji litowców tego samego okresu.

Litowce mają małe wartości elektroujemności. Cez i frans są pierwiastkami mającymi najmniejsze elektroujemności spośród wszystkich pierwiastków. Mają silnie ujemne wartości potencjałów standardowych. Lit zajmuje pierwsze miejsce w szeregu napięciowym.

Fotokomórki cezowe zawierają stop cezu z glinem i barem. Wykorzystuje się tu fakt, że z cezu metalicznego elektrony mogą być łatwo wyrywane pod wpływem światła (efekt fotoelektryczny).

Litowce:

Li 1s2 2s1

Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

K 1s² 2s² 2p⁶ 3s2 3p6 4s1

Rb

3.

Litowce

1) Reagują z tlenem

2Li + ½ O2 → Li2O tlenek

2Na + O2 → Na2O2 nadtlenek

K, Rb, Cs + O2 → MO2 podtlenek

2) Reagują z wodą

2M ­+ 2H2O → 2MOH + H2

3) Reaguje z wodorem

2Li + H2 → 2LiH

4) Reaguje z kwasem

Otrzymywanie KNO3 - proces konwersji saletry chilijskiej

NaNO3 + KCl → KNO3 + NaCl

Otrzymywanie Na2CO3 - metoda amoniakalna Solvaya.

Metoda Solvaya:

a) 2NH3 + 2CO2 + 2H2O → 2(NH4)HCO3

b) 2(NH4)HCO3 + 2NaCl → 2NaHCO3 + 2NH4Cl

c) 2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

5) Reaguje z niemetalami

2Na + Cl2 →2NaCl

2K + Cl2 → 2KCl

Berylowce

1) Reagują z tlenem - za wyjątkiem Be i Mg reagują z tlenem.

2) Reagują z wodą

Be - z wodą nie reaguje

Mg - powoli

Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2

3) Reaguje z wodorem - za wyjątkiem Be, wodorki powstają w reakcji syntezy z wodorem

BeCl2 + 2LiH → BeH2 + 2LiCl - silnie spolimeryzowane z deficytem e-

4) Reaguje z kwasami - reagują łatwo, sole berylu nie reagują z HNO3 (pasywacja), sole magnezu nie reagują z HF (MgF2 jest trudno rozpuszczalny).

5) Reagują z niemetalami

Be + F2 → BeF2

Mg + Cl2 → MgCl2

4.

Bertlowce tworzą z fluorowcami połączenia typu YX2, bezwodne halogenki berylu z wyjątkiem BeF2, mające charakter kowalencyjny. Halogenki pozostałych berylowców mają charakter jonowy, bezwodnie krystalizują tworząc sieć typu fluorytu lub rafylu. Fluorki berylowców są w wodzie trudno rozpuszczalne, chlorki, bromki i jodki rozpuszczają się obficie np.:

CaF2 - fluoryt, trudno rozpuszczalny w wodzie, głównie surowiec z którego otrzymuje się HF.

MgCl2 - silnie higroskopijny, dobrze rozpuszczalny w H2O, stężony roztwór MgCl2 zmieszany z MgO daje masę tlenochlorku magnezu - cement Sorela

CaCl2 - silnie higroskopijny......................

.............

...............

BaCl2 - silnie ....... trujące, krystalizuje z dwoma cząsteczkami wody, nie jest higroskopijny

Amfoteryczość

BeO + H2SO4 → BeSO4 + H2O

BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O

Be(OH)2 + H2SO4 → BeSO4 + 2H2O

Be(OH)2 + 2NaOH → Na2BeO2 + 2H2O

Be(OH)2 + 2NaOH → Na2[Be(OH)4]

5. Zasadowość nadtlenków, tlenków, wodorotlenków oraz jonów wodorków litowców i berylowców.

Litowce: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

*Tlenki litowców mają charakter silnie zasadowy, z wodą tworzą bardzo trwałe i mocne zasady, które nawet w wysokich temperaturach nie dysocjują, np.:

Li + O2 → Li2O tlenek litu

Li2O + H2O → 2LiOH wodorotlenek litu

Z wodorem litowce tworzą wodorki typu MH, w których wodór jest anionem.

2Li + H2 → 2LiH (Li+ + H-) - ma zastosowanie m.in. do produkcji glinowodorku litowego, białego związku kompleksowego Li[AlH4]

LiH + H2O → LiOH + H2 - reakcja najmniej gwałtowna wśród litowców

Lit rozpuszcza się szybko w wodzie, ale wydzielający wodór nie zapala się (odróżnienie od potasu).

2Li + 2H2O → 2Li+ + 2OH- + H2↑

LiOH jest słabszą zasadą niż NaOH, krystalizuje w postaci hydratu LiOH ∙ H2O; przez dodanie H2O2 i alkoholu do roztworu LiOH można otrzymać osad Li2O2 ∙ H2O2 ∙ 3H2O, który silnie ogrzany i suszony nad P2O5 daje nadtlenek litu Li2O2. Kationy Li+ są bezbarwne.

*Metaliczny sód i potas rozpuszczają się burzliwie w wodzie - tworzy się wodorotlenek sodowy i potasowy i wydziela się wodór:

2Na + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2↑ zapala się

2K + 2H2O → 2K+ + 2OH- + H2↑ zapala się

Wodorotlenek sodowy jest mocną zasadą, ale nieco słabszą niż wodorotlenek potasowy. Jony sodowe Na+ są bezbarwne. Potas to silny reduktor. Ogrzany wobec nadmiaru tlenu potas spala się tworząc żółty podtlenek KO2. W obecności wody podtlenek rozpada się, tworzy się wodorotlenek potasowy i wydziela się tlen.

2K + 2O2 → 2KO2

2KO2 + 2H2O → 2KOH + H2O2 + O2↑

Podobnie sód ogrzewany wobec nadmiaru tlenu zapala się tworząc tlenki i nadtlenki. Nadtlenki są dość odporne na ogrzewanie, lecz łatwo oddają tlen w obecności reduktorów, są doskonałymi utleniaczami.

2Na + ½ O2 → Na2O

2Na + O2 → Na2O2

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

Wodorotlenki NaCl i KOH to substancje bezbarwne, żrące, czyli kaustyczne, dość łatwo topliwe. W wodzie rozpuszczają się doskonale z wydzielaniem ciepła.

..................................................................................................

Ich właściwości chemiczne czynią je podobnymi do potasu. Są łatwo topliwe. Cez jest najaktywniejszym z metali alkalicznych, Wodorotlenki RbOH i CsOH są najmocniejszymi zasadami. Można je otrzymać przez działanie metalu na wodę:

2Rb + 2H2O → 2RbOH + H2↑ (podobnie Cez)

jak również w reakcji:

Rb2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2RbOH) (podobnie reaguje sól cezowa)

Cs2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + 2CsOH

Berylowce: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

*Beryl jest metalem srebrzystobiałym, bardzo lekkim i twardym. Na gorąco pokrywa się warstewką białego tlenku BeO, innych tlenków nie tworzy. Właściwościami chemicznymi przypomina glin i magnez. W szeregu napięciowym Be zajmuje miejsce między glinem i magnezem. Beryl rozkłada wodę bardzo powoli, ze względu na tworzącą się cienką warstwę tlenku. Beryl rozpuszcza się w rozcieńczonym HCl i H2SO4 z wydzielaniem wodoru. Gorzej rozpuszcza się w kwasach stężonych.

Be + 2H+ → Be 2+ + H2↑

Rozpusza się także z wydzielaniem wodoru w roztworach wodorotlenków alkalicznych przechodząc w berylan:

Be + 2OH- + 2H2O → Be(OH)4 2- + H2↑

Właściwości amfoteryczne odróżniają beryl od magnezu. Podczas zobojętniania roztworu berylanu kwasem wydziela się biały wodorotlenek Be(OH)2, który przy pH ok. 5,5 rozpuszcza się w kwasie, przy czym tworzą się bezbarwne jony berylowe Be 2+

Tlenek berylowy z wodorkiem glinowym reagując tworzy wodorek berylowy o wiązaniu atomowym.

3BeO + 2AlH3 → Al2O3 + 3BeH2 (biały, stały, bardzo nietrwały na powietrzu, z HCl reaguje dając BeCl2 chlorek berylowy)

BeCl2 lub BeO ze stężonym NaOH tworzy wodorotlenek berylowy:

BeCl2 + 2NaOH → Be(OH)2 + 2NaCl

Be(OH)2 - biała, galeretowata masa, ma charakter amfoteryczny, z nadmiarem NaOH przechodzi w berylan, w obecności kwasów a charakter zasadowy. Be(OH)2 i BeO rozpuszczają się w zimnym stężonym roztworze (NH4)2CO3.

*Magnez jest metalem srebrzystobiały, kowalnym po ogrzaniu. Na powietrzu traci połysk i pokrywa się białą warstwą tlenku MgO. Magnez zapalony na powietrzu daje olśniewająco białe światło, zapalany w eterze daje zielone zabarwienie. Mg stosowany jest jako reduktor różnych tlenków. Rozkłada wodę powoli, na gorąco. Bardzo łatwo rozpuszcza się w rozcieńczonym HCl i H2SO4:

Mg0 + 2H+ → Mg 2+ + H2↑ (Mg 2+ - bezbarwne)

Z wodorem Mg tworzy MgH2, który podobnie jak BeH2, nie ma charakteru soli - w przeciwieństwie do wodorków potasowych MgH2 jest białą masą, rozpuszczalną w eterze, rozkłada się w temperaturze powyżej 300oK. Z tlenem reagują według reakcji:

1) MgH2 + O2 → MgO + H2O

2) 2MgH2 + ½ O2 → MgO + Mg(OH)2

MgO - biały proszek, reaguje z H2O powoli na Mg(OH)2, o odczynie alkalicznym (lakmus barwi na niebiesko).

Mg(OH)2 trudniej rozpuszcza się w wodzie niż Ca(OH)2 i jest od niego słabszą zasadą. Wodorotlenek magnezu wytrąca się przy pH 9,6, dlatego obecność w roztworze większych ilości soli amonowych obniżających pH, uniemożliwia jego strącenie (sole k zwiększają jego rozpuszczalność).

MgCl2 + 2NaOH + H2O2 → MgO2 + 2NaCl + 2H2O

*Wapń jest metalem srebrzystobiałym, kowalnym. Na pokrywa się szarą warstewką tlenku. Wapń tworzy tlenki CaO i nadtlenek CaO2. Tlenek otrzymuje się podczas bezpośredniego utleniania Ca lub podczas wyprażania węglanu, szczawianu i niektórych innych soli Ca. Tlenek CaO łączy się z wodą przechodząc w Ca(OH)2, wydzielają się przy tym duże ilości ciepła. Roztwór wodorotlenku wapnia w wodzie (woda wapienna) jest mocną zasadą, lecz rozpuszczalność wodorotlenku w wodzie jest niewielka.

9. Najważniejsze minerały borowców oraz elektrolityczne otrzymywanie glinu.

Związki boru

*Boraks Na₂B₄O₇ ∙ 10H₂O

*Kernit Na₂B₄O₇ ∙ 4H₂O

*Boracyt Mg₈[B₁₄O₂₆]Cl₂ (w złożach potasowych)

*Kolemanit Ca₂B₆O₁₁ ∙ 5H₂O

*Aszaryt MgHBO₃

*Pandermit Ca₄B₁₀O₁₉ ∙ 7H₂O

Związki glinu

*Ortoklaz K[AlSi₃O₈]

*Albit Na[AlSi₃O₈]

*Anortyt Ca[Al₂Si₂O₈]

*Kryolit Na₃AlF₆

*Kaolinit Al₂O₃ ∙ 2SiO₂ ∙ 2H₂O

*Korund Al₂O₃

*Boksyt AlO(OH) → Al₂O₃ ∙ H₂O

Związki talu

*Lorandyt TlAsS₂

Elektrolityczne otrzymywanie glinu - elektrolitem jest roztwór tlenku glinowego Al₂O₃ (20-30%) w roztopionym kryolicie (Na₃AlF₆) z małym dodatkiem fluorytu CaF₂. Temperatura elektrolitu wynosi około 960 stopni. Anody sporządza się z grafitu, który w wyniku wydzielania się na nim tlenu ulega stopniowemu wypaleniu. Na katodzie na dnie elektrolizera, wydziela się glin w stanie ciekłym. Przez powtórną elektrolizę, w której glin spełnia rolę rozpuszczającej się anody, na katodzie otrzymuje się glin rafinowany o dużym stopniu czystości (99,99%). Zasadniczym surowcem do otrzymywania glinu pozostaje boksyt, z którego wydziela się czysty tlenek glinowy, uwalniając go do towarzyszącego żelaza i krzemionki.

10. Borowce (pierwiastki p-elektronowe), zmiana struktury elektronowej oraz zdolność do tworzenia prostych kationów, niemetalicznych B, amfoteryczność Al i Ga oraz metaliczny charakter In i Tl.

Borowce pierwiastki p-elektronowe - wynika to z tego, że obok dwóch elektronów s pojawia się trzeci elektron walencyjny p.

Zmiana struktury elektronowej - w stanie podstawowym obsadzony dwoma elektronami orbital s i jeden elektron walencyjny na p, wskutek promocji jednego z elektronów s na jeden z nieobsadzonych orbitali p.

Dla boru:

-następuje hybrydyzacja sp2, co pozwala na utworzenie trzech równocennych wiązań.

Zdolność do tworzenia prostych kationów przez borowce - w miarę wzrostu masy atomowej w grupie wzrasta tendencja do oddawania jednego tylko elektronu i u najcięższego pierwiastka 3 grupy talu - stopień utlenienia +1 jest trwalszy od stopnia +3.

Niemetaliczność B - B nie tworzy wolnego kationu B 3+. Jon taki wskutek dużego (+3) ładunku a bardzo małej objętości niewątpliwie wytwarza tak silne pole elektryczne, że przyciąga elektrony z cząsteczek wody hydratacyjnej, wiązanie O-H ulega rozerwaniu i tworzy się związek B(OH)₃ o właściwościach słabego kwasu H₃BO₃.

Amfoteryczność Al, Ga - mają słabsze pole elektryczne i związki Al(OH)₃ i Ga(OH)₃ są wyraźnie amfoteryczne.

reakcja z kwasami: 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ →Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

reakcja z zasadami: Al(OH)₃ + NaOH → NaAlO₂ + 2H₂O

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Metaliczny charakter In i Tl - pierwiastki te mają największe masy atomowe w grupie, większa liczba powłok elektronowych w stosunku do Al i Ga powoduje mniejsze oddziaływanie jądra na elektrony walencyjne a więc mogą być łatwiej oddawane co jest cechą metali.

11. Stopnie utlenienia oraz charakter wiązań w związkach borowców (np. z fluorowcami), halogenki boru i glinu oraz sole galu, indu i talu.

Bor - charakterystyczny stopień utlenienia +3

Glin - występuje niemal wyłącznie na +3 stopniu utlenienia ale w reakcji metalicznego glinu z AlCl3 w temperaturze 1300 K tworzy się chlorek glinu (I)

2Al + AlCl₃ → 3AlCl

Podobnie można otrzymać w wyniku reakcji metalicznego glinu z Al₂O₃ tlenki na +1 i +2 stopniu utlenienia.

Gal - występuje niemal wyłącznie na +3 stopniu utlenienia można jednak otrzymać GaCl2 (przez ogrzanie GaCl₃ z galem metalicznym) oraz Ga₂O (przez ogrzanie Ga₂O₃ z galem metalicznym).

Ind - tworzy podstawowe związki w stopniu utlenienia +3 jakkolwiek występuje także w stopniu utlenienia +2 i +1.

Tal - tworzy związki na +3 jak i na +1 stopniu utlenienia

B - wiązania kowalencyjne

Al, Ga, In i Tl - wiązania jonowe

Halogenki boru i glinu:

Halogenki BF₃ i BCl₃ w normalnej temperaturze są gazami, BBr₃ - cieczą, a BJ₃ - ciałem stałym. Powstają one w wyniku bezpośredniej syntezy z pierwiastków. Fluorek boru BF₃ można otrzymać w reakcji:

3HSO₃F + H₃BO₃ → 3H₂SO₄ + BF₃

BF₃ znajduje zastosowanie jako katalizator w reakcjach polimeryzacji i kondensacji związków organicznych oraz do wypełniania komór jonizacyjnych, wykrywających promieniowanie neutronowe. Bor w BF₃ jest energicznym akceptorem pary elektronowej, czego dowodem jest przyłączenie jonu fluorkowego, amoniaku lub jonów OH- z wody:

F^- + BF₃ → BF₄^-

BF₃ + NH₃ → F₃BNH₃

BF₃ + H₂O →

pozostałe halogenki boru ulegają w wodzie całkowitej hydrolizie do kwasu borowego

BCl₃ + H₂O → BCl₂OH + HCl

BCl₂OH + 2H₂O → H₃BO₃ + 2HCl

AlF₃ - otrzymujemy przez rozpuszczenie wodorotlenku glinowego w kwasie fluorowodorowym lub działanie gazowego HF na metal, tworzy z nadmiarem fluorków sole kompleksowe, do których zalicza się także Na₃[AlF₆] - jako minerał kryolit.

AlCl₃ - bezwodny, otrzymujemy: Al₂O₃ + 3C +3Cl₂ → 2AlCl₃ + 3CO

Bezwodny chlorek glinowy jest substancją stałą, stopiony chlorek glinowy przewodzi prąd elektryczny gorzej niż krystaliczny jest to zjawisko wyjątkowe, gdyż z reguły związki chemiczne w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny lepiej niż w stanie krystalicznym wskutek zwiększonej ruchliwości jonów. W przypadku chlorku glinowego zachodzi prawdopodobnie zmiana rodzaju wiązania chemicznego. AlCl3 ma zdolność tworzenia związków addycyjnych z amoniakiem i chlorkami niemetali. Znajdują zastosowanie w syntezie organicznej dzięki swym własnością katalitycznym, które ułatwiają wprowadzenie rodników CH3 do węglowodorów.

Sole galu, indu i talu

Siarczek galowy Ga₂S₃ jest żółty i powstaje drogą syntezy z metalu i siarki w wysokiej temperaturze. Pod działaniem wody rozkłada się wydzielając siarkowodór.

Siarczan galowy Ga₂(SO₄)₃ ∙ 18H₂O - tworzy ałuny

Chlorek galowy GaCl₃ jest higroskopijną łatwo topliwą substancją.

Siarczek indowy In₂S₃ - jest żółty

Chlorek indowy InCl₃ jest bezbarwny higroskopijny, w roztworze silnie hydrolizuje. Powstaje przez spalenie indu w chlorze.

Azotan In(NO₃)₃ ∙ 3H₂O, siarczan In₂(SO₄)₃ ∙ 9H₂O - powstają przez rozpuszczenie metalu w odpowiednich kwasach.

Azotan tallowy Tl(NO₃)₃ ∙ 3H₂O - bezbarwna substancja krystaliczna, ma skłonność do tworzenia soli podwójnych.

Siarczek talawy Tl₂S można wytrącić za pomocą H₂S z roztworu soli talawych, barwa czarna stosowany do fotokomórek zaporowych.

Siarczan talawy Tl₂SO₄ - izomorficzny z siarczanem potasowym, tworzy ałuny.

Wszystkie rozpuszczalne sole talu są silnie trujące. Stosowane jako trucizna na szczury.

12. Czy glin, gal, ind oraz tal:

a) podobnie jak bor mają charakter dodatni i tworzą jony E³⁺

b) tworzą jony E³⁺ w odróżnieniu od boru, którego związki mają charakter kowalencyjny.

c) ze wzrostem ich liczby atomowej charakteryzują się rosnącą trwałością stopnia utlenienia +1.

13. Reakcje boru z zasadami, borany (metaborany), boraks.

Bor i tlenek boru mają charakter kwasowy. Tlenek boru B₂O₃ to bezwodnik kwasu borowego, powstaje w wyniku ogrzewania tego kwasu w temperaturze ciemnego żaru:

2H₃BO₃
B₂O₃ + 3H₂O

Znane są dwa kwasy borowe:

→Ortoborowy - H₃BO₃

Dysocjacja:

H₃BO₃ ↔ H₂BO₃^- + H⁺

H₂BO₃^- ↔ BO₂^- + H₂O

Rozpuszcza się w wodzie:

H₃BO₃ + 2H₂O ↔ H₃O⁺ + B(OH)₄^- (jon metaoksoboranowy)

Reaguje z wodorotlenkami w środowisku wodnym:

4H₃BO₃ + 3H₂O + 2NaOH → NaBO₂ + 2H₂O

4H₃BO₃ + 3H₂O + 2NaOH → Na[B(OH)₄]

Reaguje z nadmiarem NaOH tworząc boraks:

4H₃BO₃ + 3H₂O + 2NaOH → Na₂B₄O₇ ∙ 10H₂O

→Metaborowy - HBO₂

Powstaje przez ogrzewanie H₃BO₃:

H₃BO₃
HBO₂
B₂O₃

Występuje w 3 odmianach można go otrzymać tylko w stanie stałym, bo w obecności wody przechodzi w kwas H₃BO₃.

Boraks:

→Powstawanie j.w.

→Perła boraksowa - trójtlenek boru jako bezwodnik kwasowy reaguje z tlenkami metalu tworząc perłę o charakterystycznej dla metalu barwie.

CoO + B₂O₃ → Co(BO₂)₂ - niebieski metaboran kobaltu

→Boraks służy do nastawiania miana HCl:

Na₂B₄O₇ ∙ 10H₂O + 2HCl → 2NaCl + 4H₃BO₃ + 5H₂O

14. Właściwości kwasowo-zasadowe B2O3, B(OH)3, Al2O3, Ga2O3, In2O3, Tl2O3 oraz odpowiednich wodorotlenków.

B₂O₃ Charakter kwasowy

B(OH)₃ Charakter kwasowy

Al₂O₃ Charakter amfoteryczny

Al(OH)₃ Charakter amfoteryczny

Ga₂O₃ Charakter amfoteryczny

Ga(OH)₃ Charakter amfoteryczny

In₂O₃

In(OH)₃

Tl₂O₃

Tl(OH)₃

Bor:

-reakcje z zasadami:

B₂O₃ + 6NaOH → 2Na₃BO₃ + 3H₂O (boran sodu)

Glin:

-z kwasami:

Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + HCl → AlCl₃ + H₂O

-z zasadami:

Al(OH)₃ + 3NaOH → Na₃AlO₃ + 3H₂O lub Na[Al(OH)₄]

Al₂O₃ + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + Ba(OH)₂ → Ba[Al(OH)₅]

2Al(OH)₃ + 3Ca(OH)₂ → Ca[Al(OH)₆]₂

Gal:

-analogicznie do glinu

Ind:

-z kwasami:

2Jn₂O₃ + 3H₂SO₄ → In₂(SO₄)₃ + 3H₂O

2Jn(OH)₃ + 3H₂SO₄ → In₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Tal:

-analogicznie do indu.

15. Borowodory oraz wodorki typu EH3 pozostałych borowców.

Borowodory:

-toksyczne

-przykry zapach

-deficyt elektronowy

-to związki boru z wodorem

-najprostszy związek BH₃ nie jest znany

-wyróżniamy dwa szeregi borowodorów:

B_nH_n+4

B₂H₆ diboran (6) gaz

B₅H₉ pentaboran (9) ciecz

B₆H₁₀ heksaboran (10) ciecz

B₈H₁₂ oktaboran (12) ciecz

B₁₀H₁₄ dekaobran (14) stałe

B₁₈H₂₂

B_nH_n+6

B₄H₁₀ tetraboran (10) ciecz

B₅H₁₁ pentaboran (11) ciecz

B₆H₁₂ heksaboran (12) ciecz

B₉H₁₅ nonaboran (15) ciecz

B₁₀H₁₆ dekaboran (16) stałe

B₂₀H₂₆ stałe

Otrzymywanie borowodorów:

→działanie kwasu fosforowego na borek magnezu:

Mg₃B₂ + H₃PO₄ → B₄H₁₀ → B₂H₆

→ciche wyładowania elektryczne:

2BCl₃ + 6H₂ → B₂H₆ + 6HCl

→działając glinowodorkiem litu w roztworze eterowym na trójchlorek baru.

4BCl₃ + 3LiAlH₄ → 2B₂H₆ + 3LiCl + 3AlCl³ lub

4BCl₃ + 3LiAlH₄ → 2B₂H₆ + 3Li[AlCl₄]

Reakcje borowodorów:

→z wodą:

B₂H₆ + 6H₂O → 2H₃BO₃ + 6H₂↑

→z amoniakiem:

*nadmiar NH₃ w ↓ temperaturze

B2H6 + 2NH3 → B2H6 ∙ 2NH3 - związek jonowy

*nadmiar NH₃ w ↑ temperaturze

B₂H₆ + NH₃ → (BN)_x - polimeryczny związek kowalencyjny

*mieszanina 2NH₃ ∙ B₂H₆ w ↑ temperaturze

B₂H₆ + 2NH₃ ∙ B₂H₆ → B₃N₃H₆ - borazol

Borazol to substancja izoelektronowa z benzenem - tzw. nieorganiczny benzen. Ma miły zapach, jest dobrym rozpuszczalnikiem substancji organicznych.

Pozostałe wodorki - EH₃:

→spolimeryzowany (AlH₃)_α powstaje pod działaniem wodorku litu na bezwodny chlorek glinu:

AlCl₃ + 3LiH → AlH3 + 3LiCl

→(GaH₃)_α - powstaje jak (AlH₃)_α oraz występuje także (GaH₃)...

→(InH₃)_α - powstaje jak (AlH₃)_α

16. Węglik borku: B₄C, B₁₃C₂, B₂C

*B₄C tworzy się podczas ogrzewania mieszaniny elementarnego boru i tlenku boru (B₂O₃) z węglem w temperaturze 2500^oC. Tworzy on czarne błyszczące kryształki o twardości przewyższającej diament. Odznacza się większą trwałością chemiczną niż SiC. Tlen i chlor reagują z nim dopiero w temperaturze ­≈ 1000oC.

*B₂C - należy do metanków

-rozkładają się pod wpływem wody wydzielając CH₄↑

→wysoka temperatura topnienia

→związki kowalencyjne

17. Al w szeregu napięciowym

*w szeregu napięciowym przed wodorem

Al³⁺ + 3e^- ↔ Al Eo = -1,66[V]

→wypiera wodór z kwasów

*tylko III wartościowy

*pierwiastek, tlenek (Al₂O₃) i wodorotlenek (Al(OH)₃) są amfoteryczne

Al(H₂O)³⁺
Al(OH)₃
[Al(OH)₅ ∙ (H₂O)₂]^-

*gliniany Al(OH4)^- są rozpuszczalne w wodzie

*duża elektroujemność → największa aktywność chemiczna wśród glinowców

*dzięki pasywacji glin jest trwały:

• w obecności O₂ wytwarza się na jego powierzchni cienka, lecz szczelna warstewka tlenku niewidoczna dla oka. Chroni ona metal od ............................................................................... metal staje się odporny na działanie wody i rozcieńczonych kwasów. Warstwa ta nie przylega ściśle stąd na skutek zetknięcia z metaliczną rtęcią pokrywa się warstewką stopu Hg-Al (amalganat).

Glin pokryty amalganatem reaguje również z wodą:

Al + 3H₂O → Al(OH)₃ + ½ H₂↑

2Al +H₂O₂ → Al₂O₃ ΔH = -401 kcal

• warstwa ochronna tlenku glinu ulega zniszczeniu w roztworach silnych kwasów i zasad:

2Al + HCl → AlCl₃ + 3H₂↑ (chlorek glinu)

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑ (tetrahydroksogliniansodu)

18. Sole i reakcje hydrolizy Al

[Al(H₂O)₆]³⁺ - jon sześciowodny (hydratyzowany)

a)

[Al(H₂O)₆]³⁺ + H₂O ↔ [Al(H₂O)(OH)]²⁺ + H₃O⁺

[Al(H₂O)(OH)]²⁺ + H₂O ↔ [Al(H₂O)(OH)₂]⁺ + H₃O⁺

[Al(H₂O)(OH)₂]⁺ + H₂O ↔ [Al(H₂O)(OH)₃] + H₃O⁺

Al(OH)₃ + 3H₃O⁺ → Al³⁺ + 6H₂O

b) sole zasadowe

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (1-OH zasada)

Al(OH)₃ + Ba(OH)₂ → Ba[Al(OH)₅] (2-OH zasada)

Al.(OH)₃ + 3Ca(OH)₂ → Ca₃[Al(OH)₉]

Al(H₂O)³⁺ ↔ [Al(H₂O)₅OH]²⁺ + H⁺

Al(OH)₃ + OH^- ↔ AlO₂^- + 2H₂O

19. Sole podwójne glinu, tzw. ałuny oraz zjawisko izomorfizmu

a) Izomorfizm - zjawisko występowania różnych substancji w tych samych postaciach krystalicznych.

Do wystąpienia izomorfizmu muszą być spełnione warunki:

*identyczny typ wzoru chemicznego, jak:

KMnO₄, KBF₄, BaSO₄ → ABC₄

*składniki związków izomorficznych nie mogą wykazywać zbyt wielkich różnic w wymiarach promieni jonowych lub atomowych.

b) Ałuny - sole podwójne wywodzące się od siarczanu glinu o ogólnym wzorze:

M₂SO₄ ∙ Al₂(SO₄)₃ ∙ 24H₂O lub MAl(SO₄)₂ ∙ 12H₂O

np.: ałun glinowo-potasowy

Al₂(SO₄)₃ ∙ K₂SO₄ ∙ 24H₂O → KAl(SO₄)₂ ∙ 12H₂O

*wszystkie ałuny są ze sobą izomeryczne

M₂SO₄^- ∙ M₂(SO₄)₃ ∙24H₂O

1) M₂SO₄ ∙ Al₂(SO₄)₃ ∙ 24H₂O

2) Mal(SO₄)₂ ∙ 12H₂O

20. Aluminotermia

Metoda wydzielania metali i stopów (np. chromu, manganu, żelazochromu) z tlenków tych metali, wykorzystująca ich reakcję z granulowanym lub sproszkowanym aluminium. Znaczny efekt cieplny tej reakcji pozwala na wytopienie wolnego metalu, na którego powierzchni pływa Al₂O₃. Reakcję inicjuje mieszanina zapalająca, np. rozdrobniony metaliczny magnez i nadtlenek baru.

8Al + 3Mn₃O₄ ↔ 9Mn + 4Al₂O₃

*Można otrzymać Ba:

3BaO + 2Al
3Ba + Al₂O₃

3BaO + Si ↔ BaSiO₃ + 2Ba

Glin łącząc się z tlenkami wydziela duże ilości energii.

Al + O₂ → Al₂O₃ ΔH = -1678 kJ

rozkład soli i OH

21. Węglik glinu

*Al₄C₃ - rozkłada się pod wpływem wody wydzielając metan

Al₄C₃ + 12H₂O →3CH₄ + 4AL(OH)₃

4Al + 3C → Al₄C₃

*węgliki - związki węgla z pierwiastkami o mniejszej niż węgiel elektroujemności

Charakter zasadowy

---