Главная Косметика Характеристика элементов 3 группы главной подгруппы. Свойства p-элементов III группы

Характеристика элементов 3 группы главной подгруппы. Свойства p-элементов III группы

ВВЕДЕНИЕ

Подгруппа бора -- главная подгруппа III группы. По новой классификации ИЮПАК: 13 группа элементов Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в которую входят бор B, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl. Все элементы данной подгруппы, за исключением бора, металлы.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ III ГРУППЫ, ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ

химический бор талий алюминий

К III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа), а также скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды (побочная подгруппа).

На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по три электрона (s 2 р 1). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s 2 р 1 , но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Gа, In, Тl ослабевают, а металлические свойства усиливаются.

Электронное строение валентного слоя актиноидов во многом напоминает электронное строение валентного слоя лантаноидов. Все лантаноиды и актиноиды -- типичные металлы.

Все элементы III группы обладают очень сильным сродством к кислороду, и образование их оксидов сопровождается выделением большого количества теплоты.

Элементы III группы находят самое разнообразное применение.

Бор был открыт Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 1,2·10-3 %.

Соединения бора с металлами (б о р и д ы) обладают высокой твердостью и термостойкостью. Поэтому их используют для получения сверхтвердых и жаропрочных специальных сплавов. Большой термостойкостью обладают карбид и нитрид бора. Последний применяют в качестве высокотемпературной смазки. Кристаллогидрат тетрабората натрия Nа 2 В 4 O 7 ·10Н 2 О (бура) имеет постоянный состав, его растворы применяют в аналитической химии для установления концентрации растворов кислот.

Соединения галлия с элементами VI группы (серой, селеном, теллуром) являются полупроводниками. Жидким галлием наполняют высокотемпературные термометры.

Индий был открыт Т. Рихтером и Ф. Райхом в 1863 г. Содержание его в земной коре составляет 2,5·10-5 %. Добавка индия к сплавам меди увеличивает устойчивость последних к действию морской воды. Присадка этого металла к серебру увеличивает блеск серебра и препятствует его тускнению на воздухе. Индиевые покрытия предохраняют металлы от коррозии. Он входит в состав некоторых сплавов, применяющихся в стоматологии, а также некоторых легкоплавких сплавов (сплав индия, висмута, свинца, олова и кадмия плавится при 47 °С). Соединения индия с различными неметаллами обладают полупроводниковыми свойствами.

Таллий был открыт У. Круксом в 1861 г. Содержание его в земной коре составляет 10-4 %. Сплав таллия (10 %) с оловом (20 %) и свинцом (70 %) обладает очень высокой кислотоупорностью, он выдерживает действие смеси серной, соляной и азотной кислот. Таллий повышает чувствительность фотоэлементов к инфракрасному излучению, исходящему от нагретых предметов. Соединения таллия весьма ядовиты и вызывают выпадение волос.

Галлий, индий и таллий относятся к рассеянным элементам. Содержание их в рудах, как правило, не превышает тысячных долей процент .

Г л а в а ХI. ТРЕТЬЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ

СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ

83. Общая характеристика элементов III группы

На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по три электрона (s 2 р 1). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия хярактерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s 2 р 1 , но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Gа, In, Тl ослабевают, а металлические свойства усиливаются.

У элементов подгруппы скандия на внешнем электронном уровне также находится по три электрона. Однако эти элементы относятся к переходным d-элементам, электронная конфигурация их валентного слоя d 1 s 2 . Эти электроны все три элемента довольно легко отдают. Элементы подгруппы лантаноидов имеют отличительную конфигурацию внешнего электронного уровня: у них застраиваетси 4f -уровень и исчезает d-уровень. Начиная с церия все элементы, кроме гадолиния и лютеция, имеют электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 4f n 6s 2 (гадолиний и лютеций имеют 5d 1 -электроны). Число n изменяется от 2 до 14. Поэтому в образовании валентных связей принимают участие s- и f-электроны. Чаще всего степень окисления лантаноидов +3, реже +4.

Электронное строение валентного слоя актиноидов во многом напоминает электронное строение валентного слоя лантаноидов. Все лантаноиды и актиноиды - типичные металлы.

Элементы III группы находят самое разнообразное применение.

Бор был открыт Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 1,2·10  3 %.

Nа 2 В 4 O 7 + 2 НСl + 5 Н 2 О = 2 NаСl + 4 Н 3 ВО 3

Индий был открыт Т. Рихтером и Ф. Райхом в 1863 г. Содержание его в земной хоре составляет 2,5·10  5 %. Добавка индия к сплавам меди увеличивает устойчивость последних к действию морской воды. Присадка этого металла к серебру увеличивает блеск серебра и препятствует его тускнению на воздухе. Индиевые покрытия предохраняют металлы от коррозии. Он входит в состав некоторых сплавов, применяющихся в стоматологии, а также некоторых легкоплавких сплавов (сплав индия, висмута, свинца, олова и кадмия плавится при 47 С). Соединения индия с различными неметаллами обладают полупроводниковыми свойствами.

Таллий был открыт У. Круксом в 1861 г. Содержание его в земной коре составляет 10  4 %. Сплав таллия (10 %) с оловом (20 %) и свинцом (70 %) обладает очень высокой кислотоупорностью, он выдерживает действие смеси серной, соляной и азотной кислот. Таллий повышает чувствительность фотоэлементов к инфракрасному излучению, исходящему от нагретых предметов. Соединения таллия весьма ядовиты и вызывают выпадение волос.

Галлий, индий и таллий относятся к рассеянным элементам. Содержание их в рудах, как правило, не превышает тысячных долей процента.

Соединения скандия, иттрия, лантана и лантаноидов были известны еще в начале Х1Х в. Чистый скандий был выделен Л. Ф. Нильсоном в 1879 г. Содержание этого элемента в земной коре составляет 10  3 %. Иттрий был открыт Ю. Гадолином в 1794 г. Его содержание в земной коре составляет 2,9·10  3 %. Содержание в земной коре лантана, открытого К. Г. Мосандером в 1839 г., составляет 4,9·10  3 %. Применяются эти металлы в основном для получения специальных сплавов, обладающих специфическими электрическими и магнитными свойствами. Кроме того, лантаноиды используются для приготовления различных пирофорных составов, церий - для получения алюминиевых сплавов. Добавка церия увеличивает электропроводность алюминия и улучшает его механические свойства, облегчает прокатку вольфрама. Диоксид церия применяется при шлифовке оптического стекла.

К семейству актиноидов относятся наиболее тяжелые элементы, следующие в периодической системе за актинием.

Из актиноидов практическое применение находят уран, торий

и плутоний.

Уран был открыт М. Г. Клапротом в 1789. Содержание его в земной коре составляет 2,5·10  4 %. В природе уран встречается н виде трех изотопов: 238 U - 99,285 %, 235 U - 0,71 %, 234 U - 0,005 %. Изотоп 235 U способен самопроизвольно распадаться, Поэтому уран, используемый в реакторах в качестве ядерного горючего, обогащают с целью увеличения в нем содержания изотопа-235. Для этого изотопа существует понятие критической массы, при достижении которой начинается цепная реакция и происходит ядерный взрыв. Если масса 235 U меньше критической, скорость реакции самопроизвольного распада можно регулировать. Это свойство 235 U используется в ядерном реакторе. Соединения урана применяются также в качестве красителей в полиграфической и силикатной промышленности.

Диоксид тория был открыт Й. Я. Берцелиусом в 1828 г., но металлический торий получен сравнительно недавно. Содержание тория в земной коре составляет 1,3·10  3 %. Небольшие добавки этого металла к вольфраму увеличивают срок службы электроспиралей в лампах накаливания (торий поглощает газы, способствующие быстрому износу вольфрамовой нити). Диоксид тория применяется в медицине, а также при изготовлении некоторых катализаторов.

Плутоний был открыт Г. Сиборгом, Э. Макмилланом, Дж. Кеннеди и А. Валем в 1940 г. Содержание его в земной коре ничтожно. Получают плутоний из продуктов распада горючего ядерных реакторов. Используется он для тех же целей, что и уран235.

84. Алюминий

Алюминий впервые получен химическим путем датским химиком Х. К. Эрстедом в 1825 г. В 1854 г. французский химик А. Э. Сент-Клер Девиль выделил его электрохимическим методом.

Нахождение в природе . Алюминий является самым распространенным в природе металлом. Содержание его в земной коре составляет 8,05 %. Важнейшие природные соединения алюминия - алюмосиликаты, боксит, корунд.

Алюмосиликаты составляют основную массу земной коры. Продукт их выветривания - глина и полевые шпаты (ортоклаз, альбит, анортит). Основу глин составляет каолин Аl 2 O 3 ·2SiO 2 ·2Н 2 О.

Боксит - горная порода, из которой получают алюминий. Состоит главным образом из гидратов оксида алюминия Аl 2 O 3 ·nН 2 О.

Физические свойства . Алюминий - серебристо-белый легкий металл, плавящийся при 660 С. Очень пластичный, легко вытягивается в проволоку и раскатывается в листы: из него можно изготовить фольгу толщиной менее 0,01 мм. Алюминий обладает очень большой тепло- и электропроводностью. Его сплавы с различными металлами прочны и легки.

Химические свойства . Алюминий - очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу - гидроксид алюминия:

4 Аl + 3 O 2 + 6 Н 2 О = 4 Аl(ОН) 3

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода:

2 Аl + 6 Н 2 О = 2 Аl(ОН) 3 + 3 Н 2

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

2 Аl + 6 НСl = 2 AlСl 3 + 3 Н 2

2 Аl + 3 Н 2 SO 4 = Аl 2 (SO 4) 3 +3 Н 2

Разбавленная азотная кислота на холоду пассивирует алюминий, но при нагревании алюминий растворяется в ней с выделением монооксида азота, гемиоксида азота, свободного азота или аммиака, например:

8 Аl + 30 НNО 3 = 8 Аl(NО 3) 3 + 3 N 2 О + 15 Н 2 О

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий.

Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными

свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:

2 Аl + 6 КОН + 6 Н 2 О = 2 К 3 [Аl(ОН) 6 ] + 3 Н 2

Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем они протекают очень интенсивно и сопровождаются выделением большого количества теплоты:

2 Аl + 3 Вr 2 = 2 АlВr 3 (бромид алюминия)

4 Аl + 3 O 2 = 2 Аl 2 O 3 (оксид алюминия)

2 Аl + 3 S = Аl 2 S 3 (сульфид алюминия)

2 Аl + N 2 = 2 АlN (нитрид алюминия)

4 Аl + 3 С = Аl 4 С 3 (карбид алюминия)

Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных растворах он подвергается полному гидролизу с образованием гидроксида алюминия и сероводорода:

Аl 2 S 3 + 6 Н 2 О = 2 Аl(ОН) 3 + 3 Н 2 S

Алюминий легко отнимает кислород и галогены у оксидов и солей других металлов. Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты:

8 Al + 3 Fе 3 О 4 = 9 Fе + 4 Аl 2 O 3

Процесс восстановления металлов из их оксидов алюминием называется алюмотермией. Алюмотермией пользуются при получении некоторых редких металлов, которые образуют прочную связь с кислородом (ниобий, тантал, молибден, вольфрам и др.), а также для сваривания рельсов. Если с помощью специального запала поджечь смесь мелкого порошка алюминия и магнитного железняка Fе 3 О 4 (термит), то реакция протекает самопроизвольно с разогреванием смеси до 3500 С. Железо при такой температуре находится в расплавленном состоянии.

Получение . Впервые алюминий был получен восстановлением из хлорида алюминия металлическим натрием:

АlСl 3 + 3 Nа = 3 NаСl + Аl

В настоящее время его получают электролизом расплавленных солей в электролитических ваннах (рис. 46). В качестве электролита служит расплав, содержащий 8590 % криолита - комплексной соли 3NаF·АlF 3 (или Nа 3 АlF 6) и 1015 % глинозема - оксида алюминия Аl 2 O 3 . Такая смесь плавится при температуре около 1000 С.

При растворении в расплавленном криолите глинозем ведет себя как соль алюминия и алюминиевой кислоты и диссоциирует на катионы алюминия и анионы кислотного остатка алюминиевой кислоты:

АlAlО 3  Аl 3  + АlO 3 3 

Криолит также диссоциирует:

Na 3 AlF 6  3 Nа  + АlF 6 3 

При пропускании через расплав электрического тока катионы алюминия и натрия движутся к катоду - графитовому корпусу ванны, покрытому на дне слоем расплавленного алюминия, получаемого в процессе электролиза. Так как алюминий менее активен, чем натрий, он восстанавливается в первую очередь. Восстановленный алюминий в расплавленном состоянии собирается на дне ванны, откуда его периодически выводят.

Анионы AlO 3 3  и АlF 6 3  движутся к аноду - графитовым стержням или болванкам. На аноде в первую очередь разряжается анион АlO 3 3 

4 АlО 3 3   12 е  = 2 Аl 2 О 3 + 3 O 2

Расход глинозема все время восполняется. Количество криолита практически не меняется, лишь незначительные его потери происходят вследствие образования на аноде тетрафторида углерода СF 4 .

Электролитическое производство алюминия требует больших затрат электроэнергии (на получение 1 т алюминия расходуется окодо 20 000 кВт·ч электроэнергии), поэтому алюминиевые заводы строят вблизи электростанций.

Применение . Алюминий используется очень широко. Из него изготовляют фольгу, применяемую в радиотехнике и для упаковки пищевых лродуктов. Алюминием покрывают стальные и чугунные изделия в целях предохранення их от коррозии: изделия нагревают до 1000 С в смеси алюминиевого порошка (49 %), оксида алюминия (49 %) и хлорида алюминия (2 %). Этот процесс называется алитированием.

Алитированные изделия выдерживают нагревание до 1000 С, не подвергаясь коррозии. Сллавы алюминия, отличающиеся большой легкостью и прочностью, применяются в производстве теплообменных апларатов, в самолетостроении и машиностроении.

Оксид алюниния Аl 2 O 3 . Представляет собой белое вещество с температурой плавления 2050 С. В природе оксид алюминия встречается в виде корунда и глинозема. Иногда встречаются прозрачные кристаллы корунда красивой формы и охраски. Корунд, окрашенный соединениями хрома в красный цвет, называют рубином, а окрашенный соединениями титана и железа в синий цвет - сапфиром. Рубин и сапфир являются драгоценными камнями. В настоящее время их довольно легко получают искусственно.

Оксид алюминия обладает амфотерными свойствами, но он не растворяется в воде, кислотах и щелочах. При кипячении в концентрированном растворе щелочи он лишь частично переходит в раствор. Оксид алюминия переводят в растворимое состояние сплавлением со щелочами или пиросульфатом калия:

АI 2 О 3 + 2 КОН = 2 КАlO 2 + Н 2 О

Аl 2 O 3 + 3 К 2 S 2 О 7 = 3 К 2 SO 4 + Аl 2 (SO 4) 3

Полученные сплавы растворяются в воде. При сплавлении оксида алюминия с поташем или содой образуются алюминаты , которые легко растворяются в воде:

Аl 2 O 3 + К 2 СО 3 = 2 КАlO 2 + СО 2

Природный корунд - очень твердое вещество. Он применяется для изготовления наждачных кругов и шлифовальных порошков. Рубин используют для изготовления втулок часовых и других точных механизмов.

Глинозем используется как сырье для получения алюминия. Обезвоженный оксид алюминия служит адсорбентом при очистке и разделении органических веществ методом хроматографии.

Гидроксид алюминия Аl(ОН) 3 . Представляет собой белое вещество, которое при нагревании теряет воду, превращаясь в оксид алюминия. Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами. Свежеосажденный гидроксид легко растворяется в кислотах и щелочах (кроме гидроксида аммония):

2 Аl(ОН) 3 + 3 Н 2 SO 4 = Аl 2 (SO 4) 3 + 6 Н 2 О

Аl(ОН) 3 + 3 КОН = К 3 [Аl(ОН) 6 ]

Гидроксид алюминия является слабым основанием и еще более слабой кислотой, поэтому соли алюминия находятся в растворе только в присутствии избытка кислоты, а алюминаты - только в присутствии избытка щелочи. При разбавлении растворов водой эти соединения сильно гидролизованы.

Высушенный гидроксид алюминия, потерявший часть воды, не растворяется ни в кислотах, ни в щелочах и этим напоминает оксид алюминия.

Гидроксид алюминия обладает свойствами поглощать различные вещества, поэтому его применяют при очистке воды.

Г л а в а ХII. ВТОРАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ

СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ

85. Общая характеристика элементов II группы

Ко II группе периодической системы элементов относятся бериллий, щелочноземельные металлы: магний, кальций, стронций, барий и радий (главная подгруппа) и подгруппа цинка: цинк, кадмий, риуть (побочная подгруппа). Своим названием щелочноземельные металлы обязаны тому, что их оксиды (земли) при растворении в воде образуют щелочные растворы.

На внешнем электронном уровне элементов главной и побочной подгрупп находятся по два электрона (s 2), которые они отдают, образуя соединения со степенью окисления +2.

Для всех элементов II группы характерны сравнительно низкая температура плавления и высокая летучесть. У щелочноземельных элементов растворимость гидроксидов увеличивается от магния к барию: гидроксид магния почти не растворяется в воде, гидроксид кальция растворяется слабо, а гидроксид бария - хорошо. Растворимость же многих солей уменьшается от магния к радию. Так, сульфат магния хорошо растворяется в воде, сульфат кальция - плохо, а сульфаты стронция, бария и радия практически нерастворимы. Низкая растворимость сульфата радия используется для выделения радия из его концентратов.

В подгруппе цинка амфотерность оксидов уменьшается от цинка к ртути: гидроксид цинка хорошо растворяется в щелочах, гидроксид кадмия - значительно хуже, а гидроксид ртути в щелочах нерастворим. Активность элементов в этой подгруппе уменьшается с увеличением их атомной массы. Так, цинк вытесняет кадмий и ртуть из растворов их солей, а кадмий вытесняет ртуть.

Бериллий был открыт Л. Н. Вокленом в 1798 г. Содержание его в земной коре составляет 3,8·10  4 %. Металлический бериллий применяется для изготовления окон к рентгеновским установкам, так как поглощает рентгеновские лучи в 17 раз слабее алюминия. Добавка бериллия к сплавам увеличивает их твердость и электропроводность. Соединения бериллия могут вызывать очень тяжелое заболевание легких.

Стронций впервые был выделен в виде оксида А. Крофордом в 1790 г., а в чистом виде получен Г. Дэви в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 0,034 %. Нитрат стронция применяют в пиротехнике, а его карбонат и оксид - в сахарной промышленности. При ядерных взрывах образуется стронций-90, излучение которого очень опасно, так как вызывает лучевую болезнь, лейкоз и саркому костей.

Барий был открыт К. В. Шееле в 1774 г. и Г. Деви в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 0,065 %. Из соединений бария наиболее широко применяются его гидроксид, пероксид и некоторые соли. Гидроксид и хлорид бария используются в лабораторной практике, пероксид бария - для получения пероксида водорода, нитрат и хлорат - в пиротехнике, сульфат бария - в рентгеноскопии органов пищеварения. Соединения бария ядовиты.

Радий открыт М. и П. Кюри совместно с Ж. Белебном в 1898 г.

Содержэние его в земной коре составляет 1·10  20 % . Радий обладает естественной радиоактивностью: при его радиоактивном распаде выделяются -частицы, электроны и образуется радон. Соли радия применяются в исследовательских целях, а также для получения радона, обладающего целебными свойствами.

Кадмий открыл Ф. Штромейер в 1817 г. и независимо от него К. Герман, К. Карстен и В. Мейснер - в 1818 г. Содержание его в земной коре составляет 1,3·10  5 %. Благодаря способности кадмия покрываться защитной оксидной пленкой он испольэуется как устойчивое антикоррозионное покрытие. Соединения кадмия ядовиты.

86. Магний

Магний открыт Г. Дэви в 1808 г.

Нахождение в природе . Содержание магния в земной коре составляет 1,87 %. Соединения его встречаются в различных минералах. Карбонат магния входит в состав доломита СаСО 3 ·МgСО 3 , и магневита МgСО 3 , хлорид - в состав карналлита КСl·МgСl 2 ·6Н 2 О, сульфат магния - в состав каинита КСl·МgSO 4 ·6Н 2 О. Значительное количество солей магния содержится в морской воде, придавая ей горьковатый вкус.

Физические свойства . Магний - серебристо-белый металл с плотностью 1,74 г/см 3 , плавится при 651 С, кипит при 1110 С. На холоду магний покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления кислородом воздуха.

Химические свойства . Магний - активный металл. Если разрушить оксидную пленку на его поверхности, он легко окисляется кислородом воздуха. При нагревании магний энергично взаимодействует с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими элементами:

2 Мg + O 2 = 2 МgО (оксид магния)

Мg + Сl 2 = МgСl 2 (хлорид магния)

3 Mg + N 2 = Мg 3 N 2 (нитрид магния)

3 Мg + 2 Р= Мg 3 Р 2 (фосфид магния)

2 Мg + Si = Мg 2 Si (силицид магния)

Магний не растворяется в воде, однако при нагревании довольно активно взаимодействует с парами воды:

Мg + Н 2 О = МgО + Н 2

Магний легко отнимает кислород и галогены у многих металлов, поэтому его используют для получения редких металлов из их соединений:

3Мg + МоО 3 = 3 МgО + Мо

2Мg + ZrСl 4 = 2 МgСl 2 + Zr

Он горит в атмосфере углекислого газа:

Мg + СО 2 = МgО+ СО

2 Мg + СО 2 = 2 МgО + С

и хорошо растворяется в кислотах:

Мg + Н 2 SO 4 = МgSО 4 + Н 2

4 Мg + 10 НNО 3 = 4 Мg(NО 3) 2 + N 2 O + 5 Н 2 О

Получение . Магний получают электролизом расплавов его солей. Электролитом служит чистый обезвоженный карналлит, анодом - графитовый стержень, катодом - железный. Полученный жидкий магеий всплывает на поверхность и его собирают черпалками. В ходе электролиза к электролиту добавляют хлорид магния. В последнее время магний получают также восстановлением его из оксида карбидом кальция, аморфным углеродом или кремнием. Процесс восстановления карбидом протекает при температуре 1200, углеродом - при 2000, а кремнием - при 12001300 С. Во избежание взаимодействия образующихся в ходе реакции металлического магния и SiО 2 в реакцию вводят не MgО, а обожженный доломит - смесь оксидов кальция и магния:

МgО + СаС 2 = СаО + Мg + 2 С (1200 С)

МgО + С = Мg + СО (2000 С)

2 МgО + СаО + Si = СаSiO 3 + 2 Мg (12001300 С)

Применение . Магний применяется для получения многих легких сплавов, в частности дюралюминия. Добавка магния к чугуну улучшает механические свойства последнего. Магний применяют как восстановитель при получении редких металлов (Nb, Та, Мо, W, Тl, Zr, Нf и др.) и некоторых неметаллов (например, Si).

Оксид магния МgО . Белое мелкокристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Плавится при температуре 2800 С. Обладает основными свойствами. Хорошо растворяется в кислотах:

МgО + Н 2 SO 4 = МgSO 4 + Н 2 О

при нагревании реагирует с кислотными оксидами:

МgО + SiO 2 = МgSO 4

В лаборатории оксид магния можно получить сжиганием металлического магния или прокаливанием его гидроксида:

Mg(ОН) 2 = МgО + Н 2 О

В промышленности МgО лолучают термическим разложением кaрбоната магния:

МgСО 3 = МgО + СО 2

Основная масса оксида магния расходуется строительной промышленностью на изготовление магнезитового цемента и магнезитовых огнеупоров.

Гидроксид магния Мg(ОН) 2 . Вещество белого цвета, нерастворимое в воде, но легко растворимое в кислотах:

Мg(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = МgSO 4 + 2 Н 2 О

При пропускании углекислого газа через суспензию гидроксида магния последний расгворяется с образованием гидрокарбоната магния:

Мg(ОН) 2 + СО 2 = МgCО 3 + Н 2 О

МgСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Мg(НСО 3) 2

Гидроксид магния получают действием щелочей или аммиака на растворы солей магния:

МgСl 2 + 2 КОН = Мg(ОН) 2 + 2 КСl

МgCl 2 + 2 NН 4 ОН = Мg(ОН) 2 + 2 NН 4 Сl

Если к раствору, содержащему нерастворимый гидроксид магния, добавлять соли аммония, осадок растворяется. Это объясняется тем, что ионы аммония связывают гидроксильные ионы (образуется малодиссоциированный гидроксид аммония):

Мg(ОН) 2 + 2 NН 4  = Мg 2  + 2 NН 4 ОН

Таким образом можно удерживать магний растворенным в аммиаке. Этот раствор называется магнезиальной смесью и используется для качественного и количественного определения ионов фосфорной кислоты:

МgСl 2 + 3 NН 4 ОН + Н 3 РО 4 = MgNН 4 РО 4 + 2 NН 4 Сl + 3 Н 2 О

Хорошо растворяются в воде нитрат, хлорид, сульфат, перхлорат, ацетат магния, а также кислые соли многоосновных кислот. Остальные соли магния плохо растворяются в воде.

87. Кальций

Соли кальция известны человеку очень давно, но в свободном состоянии этот металл был получен английским химиком Г. Дэви только в 1808 г.

Нахождение в природе . Содержание кальция в земной коре составляет 3,3 %. Наиболее распространенными его соедлнениями являются минерал кальцит СаСО 3 (главная составная часть известняка, мела и мрамора) и прозрачная разновидность кальцита - исландский шпат. Карбонат кальция входит также в состав минерала доломита СаСО 3 ·МgСО 3 . Часто встречаются залежи сульфата кальция в виде минерала гипса СаSO 4 ·2Н 2 О, фосфата кальция - в виде минералов фосфорита Сa 3 (РО 4) 2 и апатита 3Са 3 (РО 4) 2 ·СаF 2 (или Са 5 (РO 4) 3 F), фторида кальция - в виде минерала плавикового шпата СаF 2 , и нитрата кальция - в виде кальциевой, или норвежской, селитры Са(NО 3) 2 . Кальций входит также в состав многих алюмосиликатов, в частности полевых шпатов.

Физические свойства . Кальций - серебристо-белый ковкий металл, который плавится прп температуре 850 С и кипит при 1482 С. Он значительно тверже щелочных металлов.

Химические свойства . Кальций - активный металл. Так, при обычных условиях он легко взаимодействует с кислородом воздуха и галогенами:

2 Са + О 2 = 2 СаО (оксид кальция)

Са + Вr 2 = СаВr 2 (бромид кальция)

С водородом, азотом, серой, фссфором, углеродом и другими неметаллами кальций реагирует при нагревании:

Са + Н 2 = СаН 2 (гидрид кальция)

3 Са + N 2 = Са 3 N 2 (нитрид кальция)

Са + S = СаS (сульфид кальция)

3 Са + 2 Р = Са 3 Р 2 (фосфид кальция)

Са + 2 С = СаС 2 (карбид кальция)

С холодной водой кальций взаимодействует медленно, а с горичей - очень энергично:

Са + 2 Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2

Кальций может отнимать кислород или галогены от оксидов и галогенидов менее активных металлов, т. е. обладает восстановительными свойствами:

5 Са + Nb 2 О 5 = СаО + 2 Nb

5 Са + 2 NbСl 5 = 5 СаСl 2 + 2 Nb

Получение . Металлический кальций получают электролизом его расплавленных солей. Электролитом служит расплавленная смесь СаCl 2 и СаF 2 в соотношении 3: 1 по массе. Фторид кальция прибавляют для понижения температуры плавления смеси. Применение. Кальций применяют в металлургии для очистки чугуна и стали от оксидов, а также в производстве многих редких металлов (Тl, Zг, Нf, Nb, Та и др.) как восстановитель этих металлов из их оксидов и хлоридов. Сплав кальция со свинцом используют для изготовления подшипников и оболочек кабелей.

Оксид кальция СаО . Белое вещество, плавящееся при температуре около 3000 С, с ярко выраженными основными свойствами. Хорошо взаимодействует с водой, кислотами и кислотными оксидами:

СаО+ Н 2 О = Са(ОН) 2

СаО+ 2 НСl = СаСl 2 + H 2 О

СаО + СО 2 = СаСО 3

В лабораторных условиях оксид кальция можно получить окислением кальция, а также термическим разложением его карбоната. В промышленности СаО получают обжигом известняка в шахтных или вращающихся трубчатых печах при 10001100 С. Поэтому его называют еще жженой или негашеной известью .

Применяют оксид кальция в промышленности строительных материалов как вяжущий материал.

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 . Твердое белое вещество, плохо растворимое в воде (в 1 л воды при 20 С растворяется 1,56 г Са(ОН) 2). При обработке оксида кальция горячей водой получается мелкораздробленый гидроксид кальция - пушонка . Насыщенный водный раствор Са(ОН) 2 называется известковой водой. На воздухе он мутнеет вследствие взаимодействия с углекислым газом и образования карбоната кальция.

Гидроксид кальция является щелочью. Он легко реагирует с кислотами, кислотными оксидами и солями:

Са(ОН) 2 + 2 НСl = СаСl 2 + 2 H 2 О

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О

3 Сa(ОН) 2 +2 FеСl 3 = 3 СаСl 2 + 2 Fе(ОН) 3

Процесс взаимодействия оксида калъция с водой называется гашением. Гашеная известь в смеси с песком и водой образует известковый раствор, используемый в строительстве: для скрепления кирпичей при кладке стен, для штукатурных рабат и др. На воздухе гашеная известь поглощает углекислый газ и превращается в карбонат кальция.

Цинк в сплавах был извеетен еще в древности. В чистом виде

его получили только в конце ХVIII века.

Нахождение в природе . Содержание цинка в земной коре составляет 8,3·10  3 %. Его соединения довольно раслространены. Чаще других встречается минерал цинковая обманка ZnS, реже - галмей ZnСО 3 , кремнецинковая руда Zn 2 SiО 4 ·Н 2 О, цинковая шпинель ZnО·Аl 2 O 3 и красная цинковая руда, или цинкит, ZnО.

Физические свойства . Цинк - металл синевато-белого цвета, обладающий металлическим блеском. На воздухе его поверхность покрывается оксидной пленкой и тускнеет. Цинк плавится при 419,5 С, кипит при 913 С. Плотность литого твердого цинка составляет 7,13 г/см 3 , плотность вальцованного цинка несколько выше. При температуре плавления плотность цинка равна 6,92 г/см 3 . На холоду цинк довольно хрупок но при температуре 100150 С легко поддается прокатке и вытягиванию. Легко образует сплавы с другими металлами.

Химические свойства . Цинк является довольно активным металлом. Он легко вэаимодействует с кислородом, галогенами, серой и фосфором:

2 Zn + О 2 = 2 ZnО (оксид цинка)

Zn + Сl 2 = ZnСl 2 (хлорид цинка)

Zn + S = ZnS (сульфид цинка)

3 Zn + 2 Р = Zn 3 Р 2 (фосфид цинка)

При нагревании взаимодействует с аммиаком, в реэультате чего образуется нитрид цинка:

3 Zn + 2 NН 3 = Zn 2 N 3 + 3 Н 2

а также с водой:

Zn + Н 2 О = ZnО+ Н 2

и сероводородом:

Zn + Н 2 S = ZnS+ Н 2

Образующийся на поверхности цинка сульфид предохраняет его от дальнейшего взаимодействия с сероводородом.

Цинк хорошо растворим в кислотах и щелочах:

Zn + Н 2 SO 4 = ZnSO 4 + Н 2

4 Zn + 10 НNО 3 = 4 Zn(NО 3) 2 + NН 4 NО 3 + 3 Н 2 О

Zn + 2 КОH + 2 Н 2 О = К 2 + Н 2

В отличие от алюминия цинк растворяется в водном растворе аммиака, так как образует хорошо растворимый аммиакат:

Zn + 4 NН 4 ОН = (ОН) 2 + Н 2 + 2 Н 2 О

Цинк вытесняет менее активные металлы из растворов их солей.

СuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Сu

СdSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Сd

Получение . Цинк получают двумя способами: пирометаллургичским и гидрометаллургическим. В обоих способах цинковую руду обжигают с целью переведения сульфида цинка в оксид:

2 ZnS + 3 O 2 = 2 ZnО + 2 SO 2

ZnСО 3 = ZnО + СО 2

Выделяющийся диоксид серы используется в производстве серной кислоты. При получении цинка пирометаллургическим слособом полученный цинковый огарок (продукт обжига цинковой руды) смешивают с коксом и нагревают до 11001200 С. Цинк восстанавливается:

ZnO + C = Zn + CO

и при 913 "С отгоняется.

Для получения цинка гидрометаллургическим слособом цинковый огарок растворяют в серной кислоте, отделяют примеси и электролизом сернокислого раствора выделяют цинк (катодом служит алюминий, а анодом - свинец).

Применение . Цинк применяют для оцинкования железа с целью предохранения его от коррозии (цинковая жесть), для изготовления гальванических элементов. Цинковую пыль используют как восстановитель химических процессов. Цинк входит в состав многих сплавов.

Оксид цинка ZnО . Порошок белого цвета. Плавится при температуре около 2000 С. Плохо растворяется в воде. Обладает амфотерными свойствами. Легко растворяется как в кислотах, так и в щелочах, образуя соли цинка ц и н к а т ы:

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O

ZnO + 2 KOH + 2 H 2 O = K 2

При сплавлении взаимодействует с основными и кислотными оксидами:

ZnО + СаО = СаZnО 2

ZnО+ SiО 2 = ZnSiО 3

Используется оксид цинка как катализатор во многих химическик процессах. Он входит также в состав цинковых белил.

Гидроксид цинка Zn(ОН) 2 . Обладает амфотерными свойствами, легко растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(ОН) 2 + Н 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2 Н 2 О

Zn(ОН) 2 + 2 КОН = К 2

Он легко растворяется также в аммиаке - образуется аммиакат цинка:

Zn(ОН) 2 + 4 NН 4 ОН = (ОН) 2 + 4 Н 2 О

Гидроксид цинка образуется при обработке соли цинка щелочью (но не аммиаком) или цинката кислотой:

ZnSO 4 + 2 КОН = К 2 SO 4 + Zn(ОН) 2

К 2 + Н 2 SO 4 = К 2 SO 4 + Zn(ОH) 2 + 2 Н 2 О

Соли цинка . Хлорид цинка ZпCl 2 получают растворением цинка или его оксида в соляной кислоте. Он очень хорошо растворим в воде (расплывается на воздухе). Раствор хлорида цинка в соляной кислоте применяют для обработки поверхности металла при паянии (травление). Хлорид цинка образует с соляной кислотой комплексную кислоту Н 2 ZnСl 4 , которая растворяет оксиды металлов, но не металлы. Хлорид иннкь лрименяется в медицине в качестве антисептика.

Сульфид цинка ZnS . Порошок бледно-желтого цвета, труднорастворим в воде. Плавится при 18001900 С под давлением (при 1180 С возгоняется). Легко растворяется в кислотах:

ZnS + 2 НСl = ZnCl 2 , + Н 2 S

Он входит в состав литопона - минеральной краски, получаемой в рсзультате смешивания сульфида бария с сульфатом цинка:

ВаS + ZnSO 4 = ВаSO 4 + ZnS

Литонон значительно дешевле свинцовых белил, но менее устойчив на свету. Под действием ультрафиолетовых и радиоактивных лучей сульфид цинка светится. Поэтому его используют в качестве люминофора в электронно-лучевых трубках. Тонкоизмельченный сульфид цинка (цинкосульфидная серая краска) применяется для покрытий металлических конструкций мостов и деталей машин.

Сульфат цинка ZnSO 4 применяется в медицине в качестве антисептпка.

89. Ртуть

Ртуть была известна еще древним грекам.

Нахождение в природе . Содержание ее в земной коре составляет

8,3·10  6 %. Самородная ртуть встречается в виде вкраплений в породу. Встречается также сульфид ртути НgS, называемый киноварью.

Физические свойства . Ртуть - серебристо-белый жидкий металл, затвердевает при 38,84 С, кипит при 356,95 С. В твердом состоянии обладает хорошей ковкостью и эластичностью. В ртути растворяются многие металлы, образуя амалыамы. В них металлы ведут себя, как и в свободном состоянии, но делаются менее активными (образование амальгамы снижает активность аналогично разбавлению). Пары ртути очень ядовиты. Ртуть не выводится из организма человека.

Химические свойства . Ртуть является малоактивным металлом. С кислородом она взаимодействует только при нагревании:

2 Нg + O 2 = 2 НgО

С хлором ртуть взаимодействует на холоду, образуя хлорид ртути, или сулему:

Нg + Сl 2 = НgCl 2

Легко взаимодействует ртуть с порошкообразной серой, образуя очень прочное соединение - сульфид ртути:

Эту реакцию используют для связывания разлитой ртути: место, где предполагают наличие разлитой ртути, посыпают порошком серы.

В воде и щелочах ртуть не растворяется. Она растворяется в кислотах-окислителях; в концентрированной серной кислоте при нагревании, а в азотной - на холоду. В вависимости от количества ртути образуются соли ртути в степени окисления +1 и +2:

Нg + 2 Н 2 SO 4 = НgSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O

3 Нg + 8 НNО 3 = 3 Нg(NО 3) 2 + 2 NО + 4 Н 2 О

Нg + Нg(NО 3) 2 = Нg 2 (NО 3) 2

Ртуть (II) в хлориде НgСl 2 , восстанавливается металлической ртутью до ртути (I):

НgСl 2 + Нg = Нg 2 Сl 2 (каломель)

Получение . Ртуть получают из киновари, прокаливая ее на воздухе либо нагревая с железом или оксидом кальция:

НgS + О 2 = Нg + SO 2

НgS + Fе = Нg + FeS

4 НgS + 4 СаО = 4 Нg + 3 СаS + СаSO 4

Ртуть легко отгоняется.

Применение . Металлическая ртуть применяется в различных приборах, таких, как регуляторы давления, кварцевые лампы, термометры, диффузионные вакуумные насосы и др. Ее используют также для получения красок, гремучей ртути, ртутных мазей против кожных ааболеваний. Амальгамы ртути применяются в качестве востановителей. Значительные количества ртути ислользуются в электрохимической промышленности (ртутные катоды) и полярографии.

Оксид ртути НgО . Вещество желтого или красного цвета. При нагревании легко разлагается на кислород и ртуть. Оксид ртути сбладает только основными свойствами. Он может растворяться в кислотах, с которыми ртуть образует легкорастворимые соли:

НgО+ 2 НСl = НgСl 2 + Н 2 O

НgО + 2 НNО 3 = Нg(NО 3) 2 + Н 2 О

В воде оксид ртути не растворяется и при действии щелочей на растворы солей ртути (II) выпадает в осадок:

НgСl 2 + 2 КОН = 2 КСl + НgО + Н 2 О

Нg(NО 3) 2 + 2 КОН = 2 КNО 3 + НgО + Н 2 О

В соединениях ртути со степенью окисления +1 два атома ртути соединяются между собой ковалентной связью. При дсйствии щелочей на соли ртути (I) выпадают металлическая ртуть и оксид ртути (II):

Нg(NО 3) 2 + 2 КОН = 2 КNО 3 + НgО + Нg + Н 2 О

Соли ртути применяются в основном как катализаторы многих химичесхих процессов. Так, сулема НgСl 2 катализирует реакцию гидрохлорирования ацетилена:

НССН + НСl -- Н 3 С = СНСl

Сульфат ртути НgSО 4 применяется как катализатор при гидратации ацетилена по реакции Кучерова:

НСCН + Н 2 О -- СН 3 СНО

Труднорастворимая каломель Нg 2 Сl 2 используется при изготовлении стандартных электродов электрометрических приборов.

Третья группа периодической системы охватывает очень большое число химических элементов, так как в состав ее, кроме элементов главной и побочной подгрупп, входят элементы с порядковыми номерами 58-71 (лантаноиды) и с порядковыми номерами 90-103 (актиноиды). Мы рассмотрим лантаноиды и актиноиды вместе с элементами побочной подгруппы.

ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА ТРЕТЬЕЙ ГРУППЫ

Элементы главной подгруппы третьей группы - бор, алюминий, галлий, индий и таллий-характеризуются наличием трех электронов в наружном электронном слое атома.

Второй снаружи электронный слой атома бора содержит два электрона, атома алюминия - восемь, галлия, индия и таллия - по восемнадцать электронов. Важнейшие свойства этих элементов приведены в табл. 35.

Таблица 35. Некоторые свойства бора, алюминия и его аналогов

Металлические свойства рассматриваемых элементов выражены слабее, чем у соответствующих элементов главных подгрупп второй и особенно первой группы, а у бора преобладают неметаллические свойства. В соединениях они проявляют степень окисленности . Однако с возрастанием атомной массы появляются и более низкие степени окисленности. Для последнего элемента подгруппы - таллия - наиболее устойчивы соединения, в которых его степень окисленности равна .

С увеличением порядкового номера металлические свойства рассматриваемых элементов, как и в других главных подгруппах, заметно усиливаются. Так, оксид бора имеет кислотный характер, оксиды алюминия, галлия и индия - амфотерны, а оксид таллия (III) имеет основной характер.

5 В 1s 2 2s 2 2p 1

13 Аl 3s 2 3p 1

31 Ga3d 10 4s 2 4p 1

49 ln 4d 10 5s 2 5p 1

81 Tl 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1

С ростом заряда ядра многие важнейшие характеристики элементов изменяются немонотонно, в том числе и атомный радиус. Соответственно, свойства простых веществ, оксидов, гидроксидов и других соединений этих элементов имеют неоднозначный характер изменения. Особенно резко выделяется первый элемент подгруппы - бор, являющийся единственным неметаллом среди s 2 p 1 -элементов. Бор проявляет диагональное сходство с элементом главной подгруппы IV группы - кремнием Si.

Алюминий - важнейший элемент подгруппы, также имеет целый ряд специфических особенностей, отличающих его от бора, с одной стороны, и от подгруппы галлия, с другой стороны.

Характеристические соединения

		Гидроксиды
Характер	Отношение к воде		Характер	Отношение к воде
кислотный	хорошо растворимый	H 3 BO 3 H	слабая кислота 1-основная	хорошо растворимая
амфотерный	не растворимый	Al(OH) 3 H 3 AlO 3 HAlO 2 H	амфотерный	не растворимый
амфотерный	не растворимый	Ga(OH) 3 H 3 GaO 3 HGaO 2	амфотерный (идеальный амфолит)	не растворимый
основный со слабыми признаками амфотерности	не растворимый		амфотерный (основные свойства преобладают)	не растворимый
основный	растворимый		основание (подобен щелочам)	хорошо растворимый

Алюминий

13 Аl 3s 2 3p 1

1 стабильный изотоп 27 Al

Кларк в земной коре 8,8 % по массе, самый распространенный металл. В свободном виде не встречается.
Основная форма нахождения в природе - Аl 2 O 3 (в составе различных силикатов, полевых шпатов и глин). Встречается также в виде двойных солей: KAl(SO 4) 2 , Na 3 и др.

Физические свойства

Простое вещество алюминий - лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия. Алюминий обладает высокой электропроводностью и теплопроводностью, обладает высокой светоотражательной способностью. По электропроводности занимает 4-е место после Сu, Аg, Аu.

Способы получения

1. Электролиз расплава AlCl 3:

2AlCl 3 = 2Al + 3Cl 2

2. Основной промышленный способ - электролиз расплава Al 2 O 3 (глинозема) в криолите 3NaF AlF 3:

2Al 2 O 3 = 4AI + 3O 2

3. Вакуумтермический:

AlCl 3 + ЗК = Al + 3KCl

Химические свойства

Аl - очень химически активный металл, однако при обычных условиях ведет себя довольно инертно - имеет высокую температуру воспламенения, со многими веществами реагирует только при высокой температуре; все реакции с участием Al проходят через первоначальный замедленный период. Такое химическое поведение алюминия объясняется наличием на его поверхности очень тонкой, прочной, газо- и водонепроницаемой пленки Al 2 O 3 . При нарушении цельности этой пленки AI реагирует со многими веществами как активный восстановитель:

Al 0 - Зе - → Аl 3+

В подавляющем большинстве соединений атомы алюминия связаны с соседними атомами ионными связями.

1. Взаимодействие с кислородом и другими неметаллами (галогенами, серой, азотом, углеродом). Наиболее активно реагирует порошкообразный Al (алюминиевая пудра).

a) 4Al + 3O 2 = 2Аl 2 О 3

При обычной температуре реакция протекает только на поверхности. После нагревания до температуры воспламенения измельченный Аl сгорает с высоким экзотермичным эффектом.

б) 2Al + 3Cl 2 = 2АlСl 3 хлорид

2Al + ЗВr 2 = 2АlВr 3 бромид

2Al + 3I 2 = 2AlI 3 йодид

Реакция с I 2 протекает в присутствии воды. С F 2 реакции нет. т. к. в первый же момент образуется прочный поверхностный слой AlF 3 .

в) 2Al + 3S = Al 2 S 3 сульфид

2Al + N 2 = 2AlN нитрид

4Al + ЗС = АlС 3 карбид

г) C Н 2 алюминий непосредственно не соединяется.

2. Взаимодействие с водой в присутствии щелочи.

Роль щелочи.

1) растворение оксидной пленки Al 2 O 3 ;

2) предотвращение образования нерастворимого гидроксида Аl(ОН) 3 .

2Al + 6Н 2 O + 2NaOH = 2Na + 3H 2

Na - тетрагидроксо-алюминат натрия

В отсутствие щелочи алюминий может вытеснять Н 2 из воды в следующих условиях:

1) если его поверхность амальгамировать (покрыть ртутью);

2) в вакууме или в среде инертного газа после предварительной очистки поверхности металла от оксидной пленки.

3. Взаимодействие с «неокисляющими» кислотами (HCl, H 2 SO 4 разб. и др.)

2Al + 6Н + → 2Al 3+ + 3H 2

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

4. Взаимодействие с очень концентрированными HNO 3 и H 2 SO 4

При обычной Т реакции не протекают, т. к. происходит пассивирование поверхности Al, связанное с внедрением в нее атомарного или молекулярного кислорода, а также образованием его нерастворимых соединений с Al.

При нагревании реакции протекают довольно активно:

Al + 6HNO 3 конц. = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

8Al + 15H 2 SO 4 конц.= 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12Н 2 O

5. Взаимодействие с разбавленной HNO 3

Реакция медленно протекает при обычной Т, при нагревании - более быстро.

Al + 4HNO 3 = Al(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

8Al + 30HNO 3 оч.разб = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9 2 O

6. Взаимодействие с органическими кислотами

Реакции протекают с разбавленными уксусной и лимонной кислотами при нагревании, ускоряются в присутствии NaCl:

Al + 6СН 3 СООН = 2(СН 3 СОО) 3 Al + 3H 2

7. Восстановление металлов из их оксидов (алюминотермия)

2Al + Сr 2 O 3 = 2Cr + Al 2 O 3

Электронная конфигурация основного состояния у этих элементов ns 1 np 2 характеризуется наличием одного неспаренного электрона. В возбужденном состоянии они содержат три неспаренных электрона, которые, находясь в sр 2 -гибридизации, участвуют в образовании трех ковалентных связей. При этом у атомов элементов IIIА группы остается одна незанятая орбиталь, а число валентных электронов остается меньше числа доступных по энергии орбиталей. Поэтому многие ковалентные соединения элементов IIIА группы являются кислотами Льюиса - акцепторами электронной пары, приобретая которую, они не только повышают координационное число до четырех, но и изменяют геометрию своего окружения - одна из плоскостей становится тетраэдрической (состояние sр 2 -гибридизации).

Бор отличается по свойствам от других элементов этой подгруппы. Бор - единственный неметалл, химически инертен и образует ковалентные связи B?F, B?N, B?C и т.д., кратность которых часто повышена за счет рр?рр - связывания. Химии бора близка химия кремния, в этом проявляется диагональное сходство. У атомов алюминия появляются вакантные d-орбитали, возрастает радиус атома, поэтому увеличиваетсякординационное число до шести. Галлий, индий, таллий располагаются сразу за металлами d-блока; заполнение d-оболочки сопровождается последовательным сжатием атомов. В результате d-сжатия ионные радиусы алюминия и галлия близки, а атомный радиус галлия даже меньше. При переходе от Al к Ga рост эффективного заряда ядра оказывается более значительным, чем изменение радиуса атома, поэтому энергия ионизации повышается. Рост энергий ионизации при переходе от Iп к Tl является результатом d- и f-сжатия, приводящего к усилению взаимодействия валентных электронов с ядром атома. Увеличение энергии связи 6s 2 -электронов таллия с ядром затрудняет их участие в образовании связей и приводит к понижению стабильности их соединений в высшей степени окисления. Так для талля, свинца, висмута и полония устойчивы соединения со степенью окисления +1, +2, +3, +

К р-элементам III группы относятся типические элементы - бор и аллюминий и элементы подгруппы галлия - галлий, индий, таллий. Все перечисленные элементы, кроме бора, являются металлами. Все элементы редкие, за исключением алюминия, на долю которого приходится 8,8% массы земной коры. На внешнем электронном уровне они имеют три электрона ns 2 np 1 , а в возбужденном состоянии - ns 1 np 2 электроны. Высшая степень окисления элементов подгруппы бора равна +3. Из-за того, что в атомах Ga, In, T1 предпоследний уровень содержит 18 электронов, нарушаются закономерные различия некоторых свойств при переходе от А1 к Ga. Некоторые физические константы элементов подгруппы IIIА приведены в табл. 7.

Диагностика и болезни. Лекарства от А до Я