8 а группа это группа металлов

Обновлено: 17.05.2024

ХИМИЯ – это область чудес, в ней скрыто счастье человечества,

величайшие завоевания разума будут сделаны

именно в этой области.(М. ГОРЬКИЙ)

Таблица
Менделеева

Универсальная таблица растворимости

Коллекция таблиц к урокам по химии

Металлы Б-групп ПСХЭ

Переходные элементы располагаются в побочных подгруппах Периодической системы Д.И. Менделеева. Их подразделяют на d-элементы и f-элементы. f-элементы – это лантаноиды и актиноиды.

При образовании соединений атомы металлов могут использовать не только валентные s- и p-электроны , но и d-электроны. Поэтому для d-элементов гораздо более характерна переменная валентность, чем для элементов главных подгрупп. Благодаря этому свойству переходные металлы часто образуют комплексные соединения.

Переходные элементы – это металлы. Поэтому в своих соединениях они проявляют положительные степени окисления. Очень сильно видно различие в свойствах у элементов IV–VIII подгрупп периодической системы. Элементы побочных подгрупп – это металлы, а главных подгрупп – неметаллы. Однако, когда элементы главных и побочных подгрупп находятся в высших степенях окисления, их соединения проявляют заметное сходство.

Например, оксид CrO3 близок по свойствам SO3. Оба эти вещества в обычных условиях находятся в твердом состоянии и образуют при взаимодействии с водой кислоты состава H2ЭO4. Точно также – оксиды марганца и хлора. Соответствующие им высшие оксиды – Mn2O7 и Cl2O7. Им соответствуют кислоты состава HЭО4. Подобная близость свойств объясняется тем, что часто элементы главных и побочных подгрупп в высших степенях окисления приобретают сходное электронное строение. Что касается химических свойств d-элементов, то обращает на себя внимание тот факт, что в пределах одной декады переходных элементов число стабильных степеней окисления сначала увеличивается, а потом уменьшается. См. Табл. 1. Химические свойства переходных элементов довольно сложны.

Значение переходных металлов для организма и жизнедеятельности

Без переходных металлов наш организм существовать не может. Железо – это действующее начало гемоглобина. Цинк участвует в выработке инсулина. Кобальт – центр витамина

В-12. Медь, марганец и молибден, а также некоторые другие металлы входят в состав ферментов.

Многие переходные металлы и их соединения используются в качестве катализаторов. Например, реакция гидрирования алкенов на платиновом или палладиевом катализаторе. Полимеризация этилена проводится с помощью титансодержащих катализаторов.

Большое использование сплавов переходных металлов: сталь, чугун, бронза, латунь, победит. Рис. 1. При исследовании сплавов прослеживается уникальное значение железа для человека. Сплавы даже разделяют на черные и цветные по содержанию в них железа.

Химические свойства железа и его соединений

Железо – это химический элемент №26, который находится в побочной подгруппе VIII группы, в четвертом периоде. Электронная конфигурация атома железа – 1s22s22p63s23p63d64s2.

Распределение валентных электронов на орбиталях представлено на Рис. 2.

Степени окисления железа: 0, +2, +3. Соединения железа (III) проявляют слабые окислительные свойства, образуемые оксиды и гидроксиды Fe2O3 и Fe(OH)3 проявляют амфотерные свойства, хотя основные свойства у этих соединений значительно преобладают.

1. Взаимодействие с неметаллами

При нагревании железо, особенно порошкообразное, способно взаимодействовать практически со всеми неметаллами. Хлор и фтор окисляют железо до Fe+3. Бром может окислить и до Fe+2, и до Fe+3 в зависимости от количества, а йод окисляет только до степени окисления +2 Fe+2. При реакции с серой сначала образуется сульфид железа, а затем дисульфид железа.

FeS + S FeS2 природный минерал такого состава называется пирит. Рис. 3.

Он используется для получения серной кислоты, а также железа и соединений железа.

2. Взаимодействие железа с кислородом

При взаимодействии железа с кислородом, в зависимости от его количества, могут образовываться разные оксиды. В том числе и смешанный оксид Fe3O4.

4Fe + 3О2 2Fe2О3

3. Взаимодействие железа с водой

При сильном нагревании металлическое железо взаимодействует с водой.

3Fe + 4Н2О Fe3О4 + 4Н2↑

Во влажном воздухе при обычных условиях железо реагирует с парами воды и кислородом, с образованием ржавчины. Она состоит из смешенных оксидов, гидроксидов и соединений кислорода. Это не индивидуальное вещество.

Примерная схема ржавления железа:

4Fe + 6Н2О + 3О2 → 4Fe(ОН)3

4. Взаимодействие железа с кислотами

Как и другие типичные металлы, железо взаимодействует с кислотами-неокислителями с выделением водорода.

Fe + 2НCl → FeCl2 + Н2↑

С кислотами-окислителями железо не реагирует из-за пассивации. Но с разбавленными кислотами реакция происходит.

Fe + 4НNO3 → Fe(NO3)3 +NO↑ + 2Н2O

Металлическое железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей.

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4

Амфотерные свойства железа

Железо и некоторые его соединения способны проявлять амфотерные свойства.

Fe + 2NaOH + 2H2O → Na2[Fe(OH)4] + H2↑ В горячем концентрированном растворе щелочи образуется комплексное соединение, и выделяется водород.

Соединения железа (II)

Соли железа (II) можно получить при взаимодействии металлического железа с кислотами-неокислителями или восстановлением железа (III).

2FeCl3 + Fe→ 3FeCl2

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами.

FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2 ↓+ 2NaCl. На воздухе Fe(OH)2 ↓окисляется кислородом.

4Fe(OH)2 ↓+2H2O + O2 → 4Fe(OH)3↓

Соединения железа (III)

Соли железа (III) получают либо окислением железа галогенами, либо при его взаимодействии с разбавленными кислотами-окислителями. Соли железа (III) могут проявлять слабые окислительные свойства.

2FeCl3 +2 KI → 2FeCl2 + I2↓ + 2KCl. На этой реакции основан йодометрический способ определения солей железа.

Качественная реакция на соли железа (III)

FeCl3 + 6NaSCN →Na3[Fe(SCN)6] + 3NaCl. При взаимодействии с роданидами образуются ярко-красные, похожие на кровь комплексы различного состава.

Взаимодействие со щелочью.

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3 ↓+ 3NaCl

Fe(OH)3 ↓как и Fe(OH)2 ↓ амфотерен, с преобладанием основных свойств.

Fe(OH)3 ↓+3HCl → FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3 + NaOH → NaFeO2+ 2H2O

Железная кислота и её соли

При окислении Fe(OH)3 ↓ или при электролизе раствора щелочи на железном аноде образуются соли, содержащие железо в составе аниона:

2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10NaOH →2Na2FeO4 + 6NaCl + 8H2O

Fe + 2KOH + 2H2O K2FeO4 + 3H2↑

Железо имеет степень окисления +6. Такие соли называются ферраты: Na2FeO4, K2FeO4. Это соли не существующей в свободном виде железной кислоты Н2FeO4. Они относятся к наиболее сильным органическим окислителям и способны медленно окислять даже воду.

18 группа (8А подгруппа) — благородные газы (главная группа)

В 18 группу входят Не, Ne, Ar, Кr, Хе, Rn (табл. 1 и 2). Все элементы этой группы, кроме Не , имеют полностью заполненную валентными электронами внешнюю оболочку (8 электронов). Поэтому ранее считали, что они химически не реакционноспособны. Отсюда название «инертные» газы. Из-за малой распространенности в атмосфере их также называют редкими газами. Все благородные газы при комнатной температуре существуют в виде одноатомных молекул, бесцветны, не имеют запаха. При перемещении к нижней части группы повышаются плотность, температуры плавления и кипения элементов. От других элементов по свойствам отличается гелий. В частности, он имеет самую низкую из всех известных веществ температуру кипения и проявляет свойство сверхтекучести.

Таблица 1. Некоторые физические и химические свойства металлов 18 группы

Относит, ат. масса

Гелий Helium [от греч. helios — солнце]

Неон Neon [от греч. neos — новый]

Аргон Argon [от греч. argos — неактивный]

ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Криптон Krypton [от греч. Kryptos — скрытый]

[Ar]3d 10 4s 2 4p 6

Ксенон Xenon [от греч. xenos — незнакомец]

[Kr]4d 10 5s 2 5p 6

Радон Radon [назван по аналогии с радием]

[Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 6

219*,220,222 Rn (следы)

Гелий (Не) — после водорода второй по распространенности элемент во вселенной. Встречается в атмосфере и в месторождениях природного газа. Химически неактивен. Его используют при водолазных работах в составе дыхательной смеси вместо азота, в аэростатах, в приборах для низкотемпературных исследований. Жидкий Не является важным хладагентом со сверхвысокой теплопроводностью, поэтому его применяют в ЯМР-спектрометрах на сильных полях, в том числе в медицинских магнитно-резонансных томографах (МРТ).

Неон (Ne) — химически инертен по отношению ко всем веществам, кроме F₂. Его используют в газоразрядных трубках (красные «неоновые» огни). В последнее время начали применять в качестве хладагента.

Аргон (Аr) — наиболее распространенный в атмосфере благородный газ. Не имеет ни одного парамагнитного изотопа. Его используют для создания инертной атмосферы в флуоресцентных светильниках и фотоумножителях, в высокотемпературной металлургии; широко применяют в спектроскопии для получения высокотемпературной плазмы в высокочастотных (индуктивно-связанных) спектрометрах и масс-спектрометрах.

Криптон (Кr) — реагирует только с F₂. 86 Kr имеет в атомном спектре оранжево-красную линию, которая является базовой для стандарта единиц длины: 1 метр равен 1 650 763,73 длины волны этой линии в вакууме. В промышленности криптон используют для наполнения флуоресцентных трубок и ламп-фотовспышек. Из возможных соединений наиболее изучен дифторид KrF₂.

Ксенон (Хе) — используется для наполнения электронных трубок и стробоскопических (мигающих) ламп, в научных исследованиях, а также в пузырьковых камерах на атомных реакторах. Реагирует практически только с F₂, образуя XeF₂, XeF₄, XeF₆. Эти фториды используют как окислители и реактивы для фторирования других веществ, например, S или Ir. Известны также оксиды, кислоты и соли ксенона.

Радон (Rn) — образуется при α-распаде 226 Ra в виде 222 Rn. Его применяют в медицине, в частности, для лечения онкологических заболеваний. При хроническом воздействии опасен для здоровья, поскольку выявлена связь ингаляций Rn с развитием рака легких.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) металлов 18 группы

1 группа (1А подгруппа) — щелочные металлы (главная группа)

В нее входят Li, Na, К, Rb, Cs, Fr (табл. 1 и 2). По многим химическим свойствам несколько отличается от других щелочных металлов Li + , имеющий диагональное сходство с Mg 2+ .

Таблица 1. Некоторые химические и физические свойства щелочных металлов

Литий Lithium [от греч. Lithos — камень]

Li + 78, атомный 152, ковалентный 123

Натрий Sodium [англ. Soda; лат. Natrium]

Na + 98, атомный 153,7, вандерваальсов 231

Калий Potassium [англ. Potash; лат. Kalium]

K + 133, атомный 227, ковалентный 203

Рубидий Rubidium [от лат.

rubidius — глубокого красного цвета]

Rb + 1,49, атомный 247,5, вандерваальсов 244

Цезий Cesium [от лат. Caesius — небесно-голубой]

Cs + 165, атомный 265,4, ковалентный 235

Франций Francium [в честь Франции]

Литий (Li) имеет среди всех металлов самую низкую плотность — 0,53 г/см 3 , с небольшой активностью реагирует с кислородом и водой. Является стратегическим металлом оборонной промышленности. Применяется в виде сплавов с Аl и Mg в производстве водородных бомб, в составе смазочных масел, эмалей, аккумуляторов, стекла; используется в медицине.

Литий из щелочных металлов наиболее токсичен. Препарат Li₂СO₃ используют в медицине для лечения маниакально-депрессивного психоза. При длительном воздействии препарат нарушает функции почек и ЦНС. Поэтому повышенное содержание Li в крови и моче считают признаком нарушения функции почек. Кроме того, значительный размер катиона приводит к замещению литием магния в Мg 2+ -зависимых ферментах, например, ферментах гликолиза.

Натрий (Na) — мягкий металл, серебристо-белого цвета, на срезе быстро окисляющийся. Бурно реагирует с водой. В больших количествах используется в промышленности, в частности, в теплообменниках ядерных реакторов; в составе NaCl широко применяется в пищевой и химической индустрии.

Относится к жизненно необходимым элементам. В организме взрослого человека содержится около 100 г натрия, из них 30% — в костях. В соединениях имеет валентность +1, а КЧ в координационных соединениях (которые натрий образует редко) обычно равно 6. Неорганические соли натрия растворимы в воде с образованием соответствующих ионов. Некоторые соли натрия с органическими кислотами, например, соли мочевой и винной кислот (ураты и тартраты) растворимы слабо.

Na + является основным межклеточным катионом, регулирующим электролитный гомеостаз, деятельность натриевых насосов, перенос через биомембраны аминокислот, Сахаров, анионов разной природы; поддерживающим осмотическое давление и рН среды, перенос в крови СO₂ (в виде бикарбоната), гидратацию белков, растворимость (солюбилизацию) органических кислот. Избыток натрия в пище вызывает перегрузку систем электролитного гомеостаза и обезвоживание тканей организма. Клинически это проявляется развитием, в частности, артериальной гипертонии.

Калий (К) — мягкий металл белого цвета, активно реагирующий с кислородом и водой. Используется в производстве удобрений, в химической промышленности, для варки стекла.

Относится к жизненно необходимым элементам. В организме взрослого человека содержится около 140 г калия, 98% — внутри клеток. Его валентность в координационных соединениях равна +1, а КЧ зависит от лиганда. К + является важнейшим внутриклеточным катионом. Он необходим для поддержания нервно-мышечной возбудимости, внутриклеточного осмотического давления и рН, обеспечения сокращения мышц и проницаемости мембран клеток. Внеклеточный К + стимулирует работу натриевого насоса. В натрий-калиевом насосе при некоторых физиологических процессах ионы К + могут замещаться Rb + и Cs + . Значительные количества последнего элемента могут появляться в организме после радиоактивного облучения. По реакционной способности калий сходен с Na + .

Na и К —2 основных металла, обеспечивающие электролитный гомеостаз. Оба элемента в живых организмах определяют осмотическое давление по обе стороны мембраны клеток и являются положительными противоионами для отрицательных анионов (Сl – , НРО₄ 2– , HCO₃ – и органических).

В норме у человека соотношение ионов Na + /K + в крови колеблется около значения 1,5. Снижение концентрации К + в цельной крови и повышение в плазме связаны с нарушением проницаемости внешней мембраны клеток, обычно непроницаемой для К + , либо с нарушениями деятельности Na + /K + - обменивающего насоса па внутренней мембране митохондрий. В нервных клетках такое нарушение работы этого насоса сопровождается нарушением мембранного потенциала нейронов и проведения по ним нервных импульсов. Изменения содержания ионов щелочных металлов отмечаются при многих неврологических заболеваниях; описано развитие гиперкалиемии при парестезиях, параличах и т.д.

Гипернатриемия сопровождается повышением артериального давления, причем одновременное потребление продуктов с высоким содержанием калия (помидоров, апельсинов, шпината, бананов) значительно снижает вероятность развития инсульта. По данным Гарвардской школы здравоохранения, проводившей наблюдения над 44 тысячами американцев, такое снижение достигает 38%. Однако К полезен лишь в умеренных дозах; его избыток в крови особенно часто наблюдается при заболеваниях почек. Длительное нарушение нормального соотношения Na + /K + приводит к сердечнососудистым заболеваниям.

Рубидий (Kb) — примесный микроэлемент. В организме человека содержится около 0,3 мг рубидия, как правило, внутри клеток (аналогично К + ). Может образовывать координационные соединения. Поскольку кинетика и механизм поглощения и участия в обмене сходны с К, изотоп 86 Rb используют в исследованиях обмена К + . При дефиците К + прием рубидия восстанавливает кислотно-щелочной баланс. Rb быстро выводится из организма через почки.

Цезий (Cs) — по биологическим свойствам сходен с К + . В организме человека может содержаться до 1,5 мг цезия. В медицине используют в качестве радиоактивной метки изотоп 137 Cs (период полураспада t_1/2 = 30 лет), а также стабильный изотоп 133 Cs при магнитно-резонансной томографии. Считается нетоксичным.

Франций (Fr) — в природе встречается в ничтожных количествах в урановых рудах. Образуется в результате радиоактивного распада актиния (вместе с гелием). Из-за небольшого времени полураспада всех изотопов элемент изучен слабо. Должен быть токсичным из-за радиоактивности, хотя в организме человека не обнаружен.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) щелочных металлов

1. Щелочные металлы: общая характеристика, строение; свойства и получение простых веществ

Щелочными металлами называются химические элементы-металлы \(IA\) группы Периодической системы Д. И. Менделеева: литий \(Li\), натрий \(Na\), калий \(K\), рубидий \(Rb\), цезий \(Cs\) и франций \(Fr\).

Электронное строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомы щелочных металлов имеют один электрон ns 1 . Поэтому для всех металлов группы \(IA\) характерна степень окисления \(+1\).

увеличение радиуса атомов;
усиление восстановительных, металлических свойств.

Нахождение в природе. Из щелочных металлов наиболее широко распространены в природе натрий и калий. Но из-за высокой химической активности они встречаются только в виде соединений.

каменная соль (хлорид натрия \(NaCl\)),
глауберова соль, или мирабилит — декагидрат сульфата натрия Na 2 SO 4 \(·\) 10 H 2 O ,
сильвин — хлорид калия \(KCl\),
сильвинит — двойной хлорид калия-натрия \(KCl\) \(·\)\(NaCl\) и др.

Соединения лития, рубидия и цезия в природе встречаются значительно реже, поэтому их относят к числу редких и рассеянных.

Физические свойства простых веществ. В твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Наличие металлической связи обусловливает общие физические свойства простых веществ-металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.

В свободном виде простые вещества, образованные элементами \(IA\) группы — это легкоплавкие металлы серебристо-белого (литий, натрий, калий, рубидий) или золотисто-жёлтого (цезий) цвета, обладающие высокой мягкостью и пластичностью.

Наиболее твёрдым является литий, остальные щелочные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.

Только у натрия плотность немного больше единицы ρ = 1,01 г / см 3 , у всех остальных металлов плотность меньше единицы.

Химические свойства. Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, реагируя с кислородом и другими неметаллами.

Поэтому хранят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных ампулах. Они являются сильными восстановителями.

Взаимодействие натрия с водой протекает с выделением большого количества теплоты (т. е. реакция является экзотермической). Кусочек натрия, попав в воду, начинает быстро двигаться по её поверхности. Под действием выделяющейся теплоты он расплавляется, превращаясь в каплю, которая, взаимодействуя с водой, быстро уменьшается в размерах. Если задержать её, прижав стеклянной палочкой к стенке сосуда, капля воспламенится и сгорит ярко-жёлтым пламенем.

Получение. Металлический натрий в промышленности получают главным образом электролизом расплава хлорида натрия с инертными (графитовыми) электродами.

8 а группа это группа металлов

Все химические элементы в Периодической таблице делятся на металлы, неметаллы и полуметаллы. Металлы занимают большую часть и расположены слева от ступенчатой линии, неметаллы справа, а между ними располагаются полуметаллы - B, Si, Ge, As, Sb, Te, At.

На данном уроке рассмотрим металлы, в частности элементы IА – IIIА групп.

Все металлы блестящие, кроме ртути твердые, но пластичные и ковкие. Хорошо проводят тепло и электричество. В химических реакциях легко расстаются с электронами, передают их другим атомам. Чем легче происходит такая передача, тем металл активнее реагирует с другими веществами. Это свойство называется называется металличностью. Металличность – это способность атомов отдавать электроны. Противоположно неметалличности – способности атомов принимать электроны. В периодах слева - направо металличность элементов уменьшается, а неметалличность увеличивается. В группах при перемещении сверху – вниз первое увеличивается, второе уменьшается.

Из вышесказанного следует, что все металлы по сравнению с неметаллами обладают низкой электроотрицательностью, т.е. способностью атомов оттягивать к себе электроны других атомов. В химических реакциях металлы окисляются, являются восстановителями.

Рассмотрим характеристику металлов IA группы (главной подгруппы I группы): литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr).

Их называют щелочными, поскольку при контакте с водой они образуют щелочи (гидроксиды), например, NaOH – едкий натр.

Сверху вниз в группе, с увеличением металличности металлов, реакции с водой начинают протекать бурно.
Так, если литий реагирует довольно спокойно, то калий взаимодействует со взрывом.

Общая характеристика щелочных металлов IA группы:

* Низкая электроотрицательность.

* Электронная конфигурация ns 1 , т.е. на внешнем энергетическом уровне только один электрон.

* Легкая ионизация атомов, с последующим образованием катионов (положительно заряженные ионы М+).

* Степень окисления +1.

Рассмотрим строение атомов щелочных металлов IA группы:

1. Литий (Li):

Электронная конфигурация в основном состоянии (ЭК в ОС): 1s 2 2s 1

2.Натрий (Na):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

3.Калий (K):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

4.Рубидий (Rb):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1

5.Цезий (Cs):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 6s 1

6. Франций (Fr):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 6 7s 1

Данная группа содержит: бериллий (Be), магний (Mg) и щелочноземельные металлы: кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra).

Металлы активные, поэтому в природе в свободном состоянии не встречаются.

Самый распространенный среди них кальций, самый редкий – радиоактивный радий.

Многие соединения щелочноземельных металлов изоморфные, то есть сходны по форме и свойствам кристаллов.

Общая характеристика щелочноземельных металлов IIA группы:

* Электронная конфигурация ns 2 – конфигурация благородного газа гелия.

* Высокие значения ионизации атомов, убывающие по ряду Ве—Мg—Са—Sr— Ва.

* Степень окисления +2.

Рассмотрим строение атомов металлов IIA группы:

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2

2.Магний (Mg):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2

3.Кальций (Ca):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

4.Стронций (Sr):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2

5.Барий (Ba):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 6s 2

6. Радий (Ra):

ЭК в ОС: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 6 7s 2

Общая характеристика элементов IIIA группы:

* Электронная конфигурация ns 2 np 1 . Три неспаренных электрона атомов данной группы, находящиеся в sp 2 -гибридизации, активно участвуют в образовании трех ковалентных связей. У атомов остается одна свободная орбиталь. Поэтому элементы IIIA группы образуют четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, находясь в состоянии sp 3 -гибридизации.

* Степень окисления +3, для таллия наиболее устойчива степень +1.

Рассмотрим электронные конфигурации металлов IIIA группы в основном состоянии :