Borowce
Bor to jedyny niemetal 13 grupy, wykazuje tendencję tworzenia wiązań kowalencyjnych. Konfiguracja 2s22p1 w związkach typu BCl3 nie przechodzi w pełny oktet, stąd związki tego typu są silnymi kwasami Lewisa. Aby obniżyć energię wynikającą z deficytu elektronowego, bor chętnie tworzy klastery z wiązaniami wielocentrowymi.
Bor tworzy ze wszystkimi fluorowcami związki molekularne BX3 o płaskiej strukturze trygonalnej. Fluorek i chlorek są gazami, bromek – cieczą, a jodek – ciałem stałym. Stanowią akceptor dla pary elektronowej (6 elektronów na atomie boru: 3 własne i 3 od fluorowca), może więc tworzyć związki addytywne m.in. z H2S i NH3 lub jony BF4– a zatem i kwas HBF4, znacznie mocniejszy od HF – pKa=-0,4.
Wodorotlenek – kwas borowy B(OH)3 ma strukturę płaskich cząsteczek połączonych wiązaniami wodorowymi w warstwy. Jest to kwas Lewisa, a w protycznych rozpuszczalnikach zachowuje się jak kwas Bronsteda: B(OH)3 + H2O ↔ B(OH)4 + H3O+.
Z uwagi na konfigurację walencyjną (ns)2(np)1, w związkach dominuje +3 stopień utlenienia. Następuje promocja elektronu i powstaje konfiguracja ns1np2, co pozwala borowi na utworzenie trzech równocennych wiązań w hybrydyzacji sp2. Bor nie tworzy kationów B3+, ponieważ jako bardzo mały jon o dużym ładunku przyciąga elektrony z cząsteczek wody hydratacyjnej, tworząc B(OH)3 o właściwościach kwasowych (kwas ortoborowy H3BO3). Jest to ciało stałe, dobrze rozpuszczalne w wodzie. Kwasem jest bardzo słabym (stałe dysocjacji rzędu 10-10, 10-13, 1014) i wykazuje słabe właściwości dezynfekcyjne. Znany jest też kwas metaborowy HBO2.
Jon Al3+, z uwagi na duży stosunek ładunek:promień, ma silne właściwości polaryzujące – stąd jego związki mają często charakter inny niż jonowy. Z uwagi na zapełnione orbitale 3d (i 4f) i mniejszy charakter elektrododatni cięższych pierwiastków w grupie – rośnie trwałość niższych stopni utlenienia. Bor jest niemetalem, glin i gal mają właściwości amfoteryczne, a ind i tal są metalami.
Glin jest najbardziej rozpowszechnionym w skorupie ziemskiej metalem, wchodzi w skład niemal wszystkich minerałów krzemianowych (m.in. ortoklaz K[AlSi3O8], albit Na[AlSi3O8], anortyt Ca[Al2Si2O8],). Głównym źródłem glinu są boksyty (AlO(OH), Al(OH)3).
Glin metaliczny wykazuje dużą reaktywność, ale łatwo ulega pasywacji (pokrywa się warstewką tlenku), dzięki czemu jest odporny chemicznie i może być szeroko stosowany do wyrobu naczyń (np. garnków) i w budownictwie.
Jony glinu(III) mają właściwości amfoteryczne, przy niskich wartościach pH powstaje jon [Al(H2O)6]3+, który hydrolizuje: [Al(H2O)6]3+ ↔ [Al(H2O)5OH]2+ + H+. Stała hydrolizy jest zbliżona do stałej dysocjacji kwasu octowego, więc pH wodnych roztworów chlorku glinu i CH3COOH mają podobne wartości. Powyżej pH=4 zaczyna się protonoliza. Dla pH=7 wytrąca się Al(OH)3, który następnie w pH>10 roztwarza się z utworzeniem [Al(OH)4]– aż do [Al(OH)6]3-.
Halogenki glinu można otrzymać w wyniku bezpośredniej syntezy z pierwiastków. Tlenek występuje w kilku formach: α (korund, bardzo twarda (9 w skali Mosha) i odporna chemicznie, występująca w szafirach i rubinach), β i γ(higroskopijna). Oprócz tego istnieją mieszane tlenki: glinokrzemiany (np. zeolity), spinele (zawierające jony Mg2+).
Wszystkie glinowce są metalami o potencjale standardowym poniżej wodoru, najsilniej elektroujemny jest glin. Tal jest przechowywany w oleju, ponieważ szybko ulega działaniu wilgoci.
Gal został odkryty w 1875r, 6 lat po przepowiedzeniu jego istnienia przez Mendelejewa. Jego występowanie jest bardzo małe, głownie w postaci domieszek. Jest to niebieskosrebrzysty metal, topi się w 29,7oC, wrze w 1983oC. Związki galu 3+ przypominają związki glinu, jego wodorotlenek również jest amfoteryczny. Istnieją związki galu na I i II stopniu utlenienia (GaCl2, Ga2O). W roztworach wodnych jony [Ga(H2O)6]3+ w pH<7 hydrolizują, a przy pH>7 wytrąca się Ga(OH)3.
Ind występuje tylko jako domieszka, ma dużą gęstość (7.36), jest miękki. Analogicznie do galu, tworzy związki głównie na +3 stopniu utlenienia, ale znane są również na +1 i +2.
Tlenki indu i talu są zasadowe.
Bibliografia:
W. Trzebiatowski, „Chemia nieorganiczna”, PWN Warszawa 1979
L. Pajdowski, „Chemia ogólna”, PWN Warszawa 1977