Σπίτι Καλλυντικά Χαρακτηριστικά στοιχείων της ομάδας 3 της κύριας υποομάδας. Ιδιότητες p-στοιχείων της ομάδας III

Χαρακτηριστικά στοιχείων της ομάδας 3 της κύριας υποομάδας. Ιδιότητες p-στοιχείων της ομάδας III

ΕΙΣΑΓΩΓΗ

Η υποομάδα του βορίου είναι η κύρια υποομάδα της ομάδας III. Σύμφωνα με τη νέα ταξινόμηση IUPAC: 13η ομάδα στοιχείων του Περιοδικού Πίνακα χημικά στοιχεία D.I. Mendeleev, που περιλαμβάνει βόριο Β, αλουμίνιο Al, γάλλιο Ga, ίνδιο In και θάλλιο Tl. Όλα τα στοιχεία αυτής της υποομάδας, με εξαίρεση το βόριο, είναι μέταλλα.

ΓΕΝΙΚΑ ΧΑΡΑΚΤΗΡΙΣΤΙΚΑ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ ΟΜΑΔΑΣ III, ΚΥΡΙΑ ΥΠΟΟΜΑΔΑ

χημικό βόριο θάλλιο αλουμίνιο

Η ομάδα III περιλαμβάνει βόριο, αλουμίνιο, γάλλιο, ίνδιο, θάλλιο (κύρια υποομάδα), καθώς και σκάνδιο, ύττριο, λανθάνιο και λανθανίδες, ακτίνιο και ακτινίδες (πλευρική υποομάδα).

Στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο των στοιχείων της κύριας υποομάδας υπάρχουν τρία ηλεκτρόνια (s 2 p 1). Εγκαταλείπουν εύκολα αυτά τα ηλεκτρόνια ή σχηματίζουν τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια λόγω της μετάβασης ενός ηλεκτρονίου στο επίπεδο p. Το βόριο και το αλουμίνιο χαρακτηρίζονται από ενώσεις μόνο με κατάσταση οξείδωσης +3. Τα στοιχεία της υποομάδας του γαλλίου (γάλλιο, ίνδιο, θάλλιο) έχουν επίσης τρία ηλεκτρόνια στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο, που σχηματίζουν τη διαμόρφωση s 2 p 1, αλλά βρίσκονται μετά το στρώμα των 18 ηλεκτρονίων. Επομένως, σε αντίθεση με το αλουμίνιο, το γάλλιο έχει σαφώς μη μεταλλικές ιδιότητες. Αυτές οι ιδιότητες στη σειρά Ga, In, Tl εξασθενούν και οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται.

Η ηλεκτρονική δομή του στρώματος σθένους ακτινιδών είναι από πολλές απόψεις παρόμοια με την ηλεκτρονική δομή του στρώματος σθένους λανθανίδης. Όλες οι λανθανίδες και οι ακτινίδες είναι τυπικά μέταλλα.

Όλα τα στοιχεία της ομάδας III έχουν πολύ ισχυρή συγγένεια με το οξυγόνο και ο σχηματισμός των οξειδίων τους συνοδεύεται από την απελευθέρωση μεγάλη ποσότηταζεστασιά.

Τα στοιχεία της ομάδας III βρίσκουν μεγάλη ποικιλία εφαρμογών.

Το βόριο ανακαλύφθηκε από τους J. Gay-Lussac και L. Thénard το 1808. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 1,2·10-3%.

Οι ενώσεις βορίου με μέταλλα (βορίδια) έχουν υψηλή σκληρότητα και αντοχή στη θερμότητα. Ως εκ τούτου, χρησιμοποιούνται για την παραγωγή εξαιρετικά σκληρών και ανθεκτικών στη θερμότητα ειδικών κραμάτων. Το καρβίδιο του βορίου και το νιτρίδιο του βορίου έχουν μεγάλη αντοχή στη θερμότητα. Το τελευταίο χρησιμοποιείται ως λιπαντικό υψηλής θερμοκρασίας. Το κρυσταλλικό ένυδρο τετραβορικό νάτριο Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O (βόρακας) έχει σταθερή σύνθεση, τα διαλύματά του χρησιμοποιούνται στην αναλυτική χημεία για τον προσδιορισμό της συγκέντρωσης διαλυμάτων οξέος.

Οι ενώσεις του γαλλίου με στοιχεία της ομάδας VI (θείο, σελήνιο, τελλούριο) είναι ημιαγωγοί. Τα θερμόμετρα υψηλής θερμοκρασίας είναι γεμάτα με υγρό γάλλιο.

Το ίνδιο ανακαλύφθηκε από τους T. Richter και F. Reich το 1863. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 2,5·10-5%. Η προσθήκη ινδίου σε κράματα χαλκού αυξάνει την αντίσταση του τελευταίου στη δράση του θαλασσινού νερού. Η προσθήκη αυτού του μετάλλου στο ασήμι αυξάνει τη λάμψη του ασημιού και αποτρέπει το να αμαυρώσει στον αέρα. Οι επικαλύψεις ινδίου προστατεύουν τα μέταλλα από τη διάβρωση. Είναι μέρος ορισμένων κραμάτων που χρησιμοποιούνται στην οδοντιατρική, καθώς και ορισμένων κραμάτων χαμηλής τήξης (κράμα ινδίου, βισμούθιου, μολύβδου, κασσίτερου και καδμίου λιώνει στους 47 ° C). Οι ενώσεις του ινδίου με διάφορα αμέταλλα έχουν ημιαγώγιμες ιδιότητες.

Το Θάλλιο ανακαλύφθηκε από τον W. Crookes το 1861. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 10-4%. Ένα κράμα θαλλίου (10%) με κασσίτερο (20%) και μόλυβδο (70%) έχει πολύ υψηλή αντοχή στα οξέα· μπορεί να αντέξει τη δράση ενός μείγματος θειικού, υδροχλωρικού και νιτρικού οξέος. Το θάλλιο αυξάνει την ευαισθησία των φωτοκυττάρων στην υπέρυθρη ακτινοβολία που προέρχεται από θερμαινόμενα αντικείμενα. Οι ενώσεις του θαλλίου είναι ιδιαίτερα τοξικές και προκαλούν τριχόπτωση.

Το γάλλιο, το ίνδιο και το θάλλιο είναι ιχνοστοιχεία. Η περιεκτικότητά τους σε μεταλλεύματα, κατά κανόνα, δεν υπερβαίνει τα χιλιοστά του τοις εκατό.

Κεφάλαιο XI. ΤΡΙΤΗ ΟΜΑΔΑ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟ

ΣΥΣΤΗΜΑΤΑ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ

83. γενικά χαρακτηριστικάΣτοιχεία ομάδας III

Τα στοιχεία της υποομάδας σκανδίου έχουν επίσης τρία ηλεκτρόνια στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο. Ωστόσο, αυτά τα στοιχεία ανήκουν στα μεταβατικά d-στοιχεία, η ηλεκτρονική διαμόρφωση του στρώματος σθένους τους είναι d 1 s 2. Και τα τρία στοιχεία εγκαταλείπουν αυτά τα ηλεκτρόνια αρκετά εύκολα. Τα στοιχεία της υποομάδας των λανθανιδών έχουν μια χαρακτηριστική διαμόρφωση του εξωτερικού ηλεκτρονικού επιπέδου: το επίπεδο 4f τους δημιουργείται και το επίπεδο d εξαφανίζεται. Ξεκινώντας με το δημήτριο, όλα τα στοιχεία εκτός από το γαδολίνιο και το λουτέτιο έχουν την ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού επιπέδου ηλεκτρονίων 4f n 6s 2 (το γαδολίνιο και το λουτέτιο έχουν 5d 1 ηλεκτρόνια). Ο αριθμός n ποικίλλει από 2 έως 14. Επομένως, τα ηλεκτρόνια s και f συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών σθένους. Τις περισσότερες φορές, η κατάσταση οξείδωσης των λανθανιδών είναι +3, λιγότερο συχνά +4.

Όλα τα στοιχεία της ομάδας III έχουν πολύ ισχυρή συγγένεια με το οξυγόνο και ο σχηματισμός των οξειδίων τους συνοδεύεται από την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας.

Τα στοιχεία της ομάδας III βρίσκουν μεγάλη ποικιλία εφαρμογών.

Το βόριο ανακαλύφθηκε από τους J. Gay-Lussac και L. Thénard το 1808. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 1,2·10 - 3%.

Na 2 B 4 O 7 + 2 HCl + 5 H 2 O = 2 NaCl + 4 H 3 VO 3

Το ίνδιο ανακαλύφθηκε από τους T. Richter και F. Reich το 1863. Η περιεκτικότητά του στη γήινη χώρα είναι 2,5·10 - 5%. Η προσθήκη ινδίου σε κράματα χαλκού αυξάνει την αντίσταση του τελευταίου στη δράση του θαλασσινού νερού. Η προσθήκη αυτού του μετάλλου στο ασήμι αυξάνει τη λάμψη του ασημιού και αποτρέπει το να αμαυρώσει στον αέρα. Οι επικαλύψεις ινδίου προστατεύουν τα μέταλλα από τη διάβρωση. Είναι μέρος ορισμένων κραμάτων που χρησιμοποιούνται στην οδοντιατρική, καθώς και ορισμένων κραμάτων χαμηλής τήξης (κράμα ινδίου, βισμούθιου, μολύβδου, κασσίτερου και καδμίου λιώνει στους 47 °C). Οι ενώσεις του ινδίου με διάφορα αμέταλλα έχουν ημιαγώγιμες ιδιότητες.

Το Θάλλιο ανακαλύφθηκε από τον W. Crookes το 1861. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 10 - 4%. Ένα κράμα θαλλίου (10%) με κασσίτερο (20%) και μόλυβδο (70%) έχει πολύ υψηλή αντοχή στα οξέα· μπορεί να αντέξει τη δράση ενός μείγματος θειικού, υδροχλωρικού και νιτρικού οξέος. Το θάλλιο αυξάνει την ευαισθησία των φωτοκυττάρων στην υπέρυθρη ακτινοβολία που προέρχεται από θερμαινόμενα αντικείμενα. Οι ενώσεις του θαλλίου είναι ιδιαίτερα τοξικές και προκαλούν τριχόπτωση.

Οι ενώσεις του σκανδίου, του υττρίου, του λανθανίου και των λανθανιδών ήταν γνωστές στις αρχές του 19ου αιώνα. Το καθαρό σκάνδιο απομονώθηκε από τον L. F. Nilsson το 1879. Η περιεκτικότητα αυτού του στοιχείου στο φλοιό της γης είναι 10 - 3%. Το ύττριο ανακαλύφθηκε από τον Yu. Gadolin το 1794. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 2,9·10 - 3%. Η περιεκτικότητα σε λανθάνιο στον φλοιό της γης, που ανακαλύφθηκε από τον K. G. Mosander το 1839, είναι 4,9·10 - 3%. Αυτά τα μέταλλα χρησιμοποιούνται κυρίως για την παραγωγή ειδικών κραμάτων με συγκεκριμένες ηλεκτρικές και μαγνητικές ιδιότητες. Επιπλέον, οι λανθανίδες χρησιμοποιούνται για την παρασκευή διαφόρων πυροφορικών συνθέσεων και το δημήτριο χρησιμοποιείται για την παραγωγή κραμάτων αλουμινίου. Η προσθήκη δημητρίου αυξάνει την ηλεκτρική αγωγιμότητα του αλουμινίου και βελτιώνει τις μηχανικές του ιδιότητες, καθιστώντας ευκολότερη την έλαση βολφραμίου. Το διοξείδιο του δημητρίου χρησιμοποιείται στην άλεση οπτικού γυαλιού.

Η οικογένεια ακτινιδών περιλαμβάνει τα βαρύτερα στοιχεία, μετά το ακτίνιο στον περιοδικό πίνακα.

Από ακτινίδες πρακτική χρήσηβρείτε ουράνιο, θόριο

και πλουτώνιο.

Το ουράνιο ανακαλύφθηκε από τον M. G. Klaproth το 1789. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 2,5·10 - 4%. Στη φύση, το ουράνιο βρίσκεται με τη μορφή τριών ισοτόπων: 238 U - 99,285%, 235 U - 0,71%, 234 U - 0,005%. Το ισότοπο 235 U είναι ικανό για αυθόρμητη διάσπαση. Επομένως, το ουράνιο που χρησιμοποιείται στους αντιδραστήρες ως πυρηνικό καύσιμο εμπλουτίζεται προκειμένου να αυξηθεί η περιεκτικότητα του ισοτόπου 235. Για αυτό το ισότοπο, υπάρχει η έννοια της κρίσιμης μάζας, με την επίτευξη της οποίας αρχίζει μια αλυσιδωτή αντίδραση και εμφανίζεται μια πυρηνική έκρηξη. Εάν η μάζα των 235 U είναι μικρότερη από την κρίσιμη, ο ρυθμός της αυθόρμητης αντίδρασης αποσύνθεσης μπορεί να ελεγχθεί. Αυτή η ιδιότητα των 235 U χρησιμοποιείται σε έναν πυρηνικό αντιδραστήρα. Οι ενώσεις ουρανίου χρησιμοποιούνται επίσης ως βαφές στην τυπογραφία και στη βιομηχανία πυριτικών.

Το διοξείδιο του θορίου ανακαλύφθηκε από τον J. Ya. Berzelius το 1828, αλλά το μεταλλικό θόριο ελήφθη σχετικά πρόσφατα. Η περιεκτικότητα σε θόριο στον φλοιό της γης είναι 1,3·10 - 3%. Μικρές προσθήκες αυτού του μετάλλου στο βολφράμιο αυξάνουν τη διάρκεια ζωής των ηλεκτρικών πηνίων σε λαμπτήρες πυρακτώσεως (το θόριο απορροφά αέρια που συμβάλλουν στην ταχεία φθορά του νήματος βολφραμίου). Το διοξείδιο του θορίου χρησιμοποιείται στην ιατρική, καθώς και στην κατασκευή ορισμένων καταλυτών.

Το πλουτώνιο ανακαλύφθηκε από τους G. Seaborg, E. McMillan, J. Kennedy και A. Wahl το 1940. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι αμελητέα. Το πλουτώνιο λαμβάνεται από τα προϊόντα διάσπασης του καυσίμου του πυρηνικού αντιδραστήρα. Χρησιμοποιείται για τους ίδιους σκοπούς με το ουράνιο-235.

84. Αλουμίνιο

Αλουμίνιο παράγεται για πρώτη φορά χημικάΟ Δανός χημικός H. K. Oersted το 1825. Το 1854 Γάλλος χημικόςΟ A. E. Saint-Clair Deville το απομόνωσε με την ηλεκτροχημική μέθοδο.

Όντας στη φύση. Το αλουμίνιο είναι το πιο κοινό μέταλλο στη φύση. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 8,05%. Οι πιο σημαντικές φυσικές ενώσεις του αλουμινίου είναι τα αργιλοπυριτικά άλατα, ο βωξίτης και το κορούνδιο.

Τα αργιλοπυριτικά αποτελούν το μεγαλύτερο μέρος του φλοιού της γης. Το προϊόν της διάβρωσής τους είναι ο πηλός και οι άστριοι (ορθοκλάστης, αλβίτης, ανορθίτης). Η βάση των αργίλων είναι ο καολίνης Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O.

Ο βωξίτης είναι ένα πέτρωμα από το οποίο παράγεται αλουμίνιο. Αποτελείται κυρίως από υδρίτες οξειδίου του αργιλίου Al 2 O 3 nH 2 O.

Φυσικές ιδιότητες. Το αλουμίνιο είναι ένα ασημί-λευκό ελαφρύ μέταλλο που λιώνει στους 660°C. Πολύ πλαστικό, σύρεται εύκολα σε σύρμα και τυλίγεται σε φύλλα: μπορεί να κατασκευαστεί φύλλο με πάχος μικρότερο από 0,01 mm. Το αλουμίνιο έχει πολύ υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Τα κράματά του με διάφορα μέταλλα είναι ισχυρά και ελαφριά.

Χημικές ιδιότητες . Το αλουμίνιο είναι ένα πολύ ενεργό μέταλλο. Στη σειρά των τάσεων έρχεται μετά τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών. Ωστόσο, είναι αρκετά σταθερό στον αέρα, αφού η επιφάνειά του καλύπτεται με ένα πολύ πυκνό φιλμ οξειδίου, το οποίο προστατεύει το μέταλλο από την επαφή με τον αέρα. Εάν το προστατευτικό φιλμ οξειδίου αφαιρεθεί από το σύρμα αλουμινίου, το αλουμίνιο θα αρχίσει να αλληλεπιδρά έντονα με το οξυγόνο και τους υδρατμούς στον αέρα, μετατρέποντας σε μια χαλαρή μάζα - υδροξείδιο αλουμινίου:

4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Al(OH) 3

Αυτή η αντίδραση συνοδεύεται από την απελευθέρωση θερμότητας.

Το αλουμίνιο, καθαρισμένο από το προστατευτικό φιλμ οξειδίου, αντιδρά με το νερό για να απελευθερώσει υδρογόνο:

2 Al + 6 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 H 2

Το αλουμίνιο διαλύεται καλά σε αραιό θειικό και υδροχλωρικό οξύ:

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

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

Το αραιό νιτρικό οξύ παθητικοποιεί το αλουμίνιο στο κρύο, αλλά όταν θερμαίνεται, το αλουμίνιο διαλύεται σε αυτό, απελευθερώνοντας μονοξείδιο του αζώτου, ημιοξείδιο του αζώτου, ελεύθερο άζωτο ή αμμωνία, για παράδειγμα:

8 Al + 30 HNO 3 = 8 Al(NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O

Το συμπυκνωμένο νιτρικό οξύ παθητικοποιεί το αλουμίνιο.

Δεδομένου ότι το οξείδιο του αργιλίου και το υδροξείδιο είναι αμφοτερικά

ιδιότητες, το αλουμίνιο διαλύεται εύκολα σε υδατικά διαλύματα όλων των αλκαλίων, εκτός από το υδροξείδιο του αμμωνίου:

2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [Al (OH) 6 ] + 3 H 2

Το αλουμίνιο σε σκόνη αλληλεπιδρά εύκολα με τα αλογόνα, το οξυγόνο και όλα τα μη μέταλλα. Για να ξεκινήσουν οι αντιδράσεις απαιτείται θέρμανση, μετά προχωρούν πολύ έντονα και συνοδεύονται από απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (βρωμιούχο αλουμίνιο)

4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (οξείδιο του αργιλίου)

2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (θειούχο αλουμίνιο)

2 Al + N 2 = 2 AlN (νιτρίδιο αργιλίου)

4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (καρβίδιο αλουμινίου)

Το θειούχο αλουμίνιο μπορεί να υπάρχει μόνο σε στερεή μορφή. Σε υδατικά διαλύματα υφίσταται πλήρη υδρόλυση με σχηματισμό υδροξειδίου του αργιλίου και υδρόθειου:

Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S

Το αλουμίνιο απομακρύνει εύκολα το οξυγόνο και τα αλογόνα από οξείδια και άλατα άλλων μετάλλων. Η αντίδραση συνοδεύεται από την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας:

8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 9 Fe + 4 Al 2 O 3

Η διαδικασία αναγωγής μετάλλων από τα οξείδια τους με αλουμίνιο ονομάζεται αλουμινοθερμία. Η αλουμινοθερμία χρησιμοποιείται για τη λήψη ορισμένων σπάνια μέταλλα, που σχηματίζουν ισχυρό δεσμό με το οξυγόνο (νιόβιο, ταντάλιο, μολυβδαίνιο, βολφράμιο κ.λπ.), καθώς και για ράγες συγκόλλησης. Εάν χρησιμοποιήσετε μια ειδική ασφάλεια για να βάλετε φωτιά σε ένα μείγμα λεπτής σκόνης αλουμινίου και μαγνητικού σιδηρομεταλλεύματος Fe 3 O 4 (θερμίτης), τότε η αντίδραση προχωρά αυθόρμητα με το μείγμα να θερμαίνεται στους 3500 °C. Ο σίδηρος σε αυτή τη θερμοκρασία βρίσκεται σε λιωμένη κατάσταση.

Παραλαβή. Το αλουμίνιο ελήφθη αρχικά με αναγωγή από χλωριούχο αλουμίνιο με μέταλλο νάτριο:

AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al

Επί του παρόντος, λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση τετηγμένων αλάτων σε ηλεκτρολυτικά λουτρά (Εικ. 46). Ο ηλεκτρολύτης είναι ένα τήγμα που περιέχει 85-90% κρυόλιθο - σύμπλοκο άλας 3NaF·AlF 3 (ή Na 3 AlF 6) και 10-15% αλουμίνα - οξείδιο αλουμινίου Al 2 O 3. Αυτό το μείγμα τήκεται σε θερμοκρασία περίπου 1000 °C.

Όταν διαλύεται σε τετηγμένο κρυόλιθο, η αλουμίνα συμπεριφέρεται ως άλας αλουμινίου και οξέος αλουμινίου και διασπάται σε κατιόντα αλουμινίου και ανιόντα του υπολείμματος οξέος του οξέος αλουμινίου:

AlAlO 3  Al 3  + AlO 3 3 

Ο κρυόλιθος διαχωρίζει επίσης:

Na 3 AlF 6  3 Na  + AlF 6 3 

Όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από το τήγμα, τα κατιόντα αλουμινίου και νατρίου μετακινούνται στην κάθοδο - το σώμα γραφίτη του λουτρού, επικαλυμμένο στο κάτω μέρος με ένα στρώμα τετηγμένου αλουμινίου που λαμβάνεται κατά τη διαδικασία ηλεκτρόλυσης. Δεδομένου ότι το αλουμίνιο είναι λιγότερο αντιδραστικό από το νάτριο, μειώνεται πρώτα. Το ανηγμένο αλουμίνιο σε λιωμένη κατάσταση συλλέγεται στον πυθμένα του λουτρού, από όπου απομακρύνεται περιοδικά.

Τα ανιόντα AlO 3 3  και AlF 6 3  κινούνται προς τις ράβδους ή τα τεμάχια ανόδου - γραφίτη. Στην άνοδο, το ανιόν AlO 3 3 εκφορτίζεται πρώτα 

4 AlO 3 3   12 e  = 2 Al 2 O 3 + 3 O 2

Η κατανάλωση αλουμίνας αναπληρώνεται συνεχώς. Η ποσότητα του κρυόλιθου πρακτικά δεν αλλάζει, σημειώνονται μόνο μικρές απώλειες λόγω του σχηματισμού τετραφθοριούχου άνθρακα CF 4 στην άνοδο.

Η ηλεκτρολυτική παραγωγή αλουμινίου απαιτεί μεγάλες ποσότητες ηλεκτρικής ενέργειας (περίπου 20.000 kWh ηλεκτρικής ενέργειας καταναλώνονται για την παραγωγή 1 τόνου αλουμινίου), έτσι τα χυτήρια αλουμινίου κατασκευάζονται κοντά σε σταθμούς παραγωγής ηλεκτρικής ενέργειας.

Εφαρμογή. Το αλουμίνιο χρησιμοποιείται πολύ ευρέως. Χρησιμοποιείται για την κατασκευή αλουμινόχαρτου που χρησιμοποιείται στη ραδιομηχανική και για τη συσκευασία τροφίμων. Τα προϊόντα από χάλυβα και χυτοσίδηρο επικαλύπτονται με αλουμίνιο για την προστασία τους από τη διάβρωση: τα προϊόντα θερμαίνονται στους 1000 °C σε ένα μείγμα σκόνης αλουμινίου (49%), οξειδίου του αλουμινίου (49%) και χλωριούχου αλουμινίου (2%). Αυτή η διαδικασία ονομάζεται αλουμίνιση.

Τα αλουμινισμένα προϊόντα αντέχουν σε θέρμανση έως και 1000°C χωρίς διάβρωση. Τα κράματα αλουμινίου, που διακρίνονται για τη μεγάλη ελαφρότητα και αντοχή τους, χρησιμοποιούνται στην παραγωγή εναλλάκτη θερμότητας, στην κατασκευή αεροσκαφών και στη μηχανολογία.

Οξείδιο του αργιλίου Αλ 2 Ο 3 . Είναι μια λευκή ουσία με σημείο τήξης 2050 °C. Στη φύση, το οξείδιο του αλουμινίου εμφανίζεται με τη μορφή κορούνδιου και αλουμίνας. Μερικές φορές βρίσκονται διαφανείς κρύσταλλοι κορουνδίου όμορφο σχήμακαι χρωματισμός. Το κορούνδιο που χρωματίζεται κόκκινο από ενώσεις χρωμίου ονομάζεται ρουμπίνι, ενώ το κορούνδιο χρωματισμένο από ενώσεις τιτανίου και σιδήρου ονομάζεται Μπλε χρώμα- ζαφείρι. Ρουμπίνι και ζαφείρι είναι πολύτιμοι λίθοι. Επί του παρόντος, λαμβάνονται αρκετά εύκολα τεχνητά.

Το οξείδιο του αργιλίου έχει αμφοτερικές ιδιότητες, αλλά είναι αδιάλυτο στο νερό, τα οξέα και τα αλκάλια. Όταν βράζεται σε συμπυκνωμένο αλκαλικό διάλυμα, μεταφέρεται μόνο εν μέρει σε διάλυμα. Το οξείδιο του αργιλίου μετατρέπεται σε διαλυτή κατάσταση με σύντηξη με αλκάλια ή πυροθειικό κάλιο:

AI 2 O 3 + 2 KOH = 2 KAlO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3 K 2 S 2 O 7 = 3 K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3

Τα κράματα που προκύπτουν διαλύονται στο νερό. Όταν το οξείδιο του αλουμινίου συντήκεται με ποτάσα ή σόδα, αλουμίνια, που διαλύονται εύκολα στο νερό:

Al 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2 KAlO 2 + CO 2

Το φυσικό κορούνδιο είναι μια πολύ σκληρή ουσία. Χρησιμοποιείται για την κατασκευή τροχών σμύριδας και λείανσης σκόνης. Το Ruby χρησιμοποιείται για την κατασκευή δακτυλίων για ρολόγια και άλλους μηχανισμούς ακριβείας.

Η αλουμίνα χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη για την παραγωγή αλουμινίου. Το αφυδατωμένο οξείδιο του αργιλίου χρησιμεύει ως προσροφητικό για τον καθαρισμό και τον διαχωρισμό οργανικών ουσιών με χρωματογραφία.

Υδροξείδιο του αργιλίου Al(OH) 3 . Είναι μια λευκή ουσία που όταν θερμαίνεται χάνει νερό μετατρέποντας σε οξείδιο του αλουμινίου. Το υδροξείδιο του αργιλίου έχει αμφοτερικές ιδιότητες. Το πρόσφατα καταβυθισμένο υδροξείδιο είναι εύκολα διαλυτό σε οξέα και αλκάλια (εκτός από το υδροξείδιο του αμμωνίου):

2 Al(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O

Al(OH) 3 + 3 KOH = K 3 [Al(OH) 6]

Το υδροξείδιο του αργιλίου είναι μια ασθενής βάση και ένα ακόμη πιο ασθενές οξύ, επομένως τα άλατα αλουμινίου βρίσκονται σε διάλυμα μόνο παρουσία περίσσειας οξέος και τα αργιλικά άλατα μόνο παρουσία περίσσειας αλκαλίων. Όταν τα διαλύματα αραιώνονται με νερό, αυτές οι ενώσεις υδρολύονται σε μεγάλο βαθμό.

Το αποξηραμένο υδροξείδιο του αργιλίου, το οποίο έχει χάσει μέρος του νερού του, δεν διαλύεται ούτε σε οξέα ούτε σε αλκάλια και έτσι μοιάζει με οξείδιο του αργιλίου.

Το υδροξείδιο του αλουμινίου έχει την ικανότητα να απορροφά διάφορες ουσίες, γι' αυτό χρησιμοποιείται στον καθαρισμό του νερού.

Κεφάλαιο XII. ΔΕΥΤΕΡΗ ΟΜΑΔΑ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟ

ΣΥΣΤΗΜΑΤΑ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ

85. Γενικά χαρακτηριστικά στοιχείων της ομάδας II

Η ομάδα II του περιοδικού συστήματος στοιχείων περιλαμβάνει το βηρύλλιο, τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών: μαγνήσιο, ασβέστιο, στρόντιο, βάριο και ράδιο (κύρια υποομάδα) και την υποομάδα ψευδαργύρου: ψευδάργυρο, κάδμιο, ρυούτι (πλευρική υποομάδα). Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών οφείλουν το όνομά τους στο γεγονός ότι τα οξείδια τους (γαίες) όταν διαλυθούν στο νερό σχηματίζουν αλκαλικά διαλύματα.

Στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο των στοιχείων της κύριας και της πλευρικής υποομάδας υπάρχουν δύο ηλεκτρόνια (s 2), τα οποία δωρίζουν, σχηματίζοντας ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης +2.

Όλα τα στοιχεία της ομάδας II χαρακτηρίζονται από σχετικά χαμηλό σημείο τήξης και υψηλή πτητικότητα. Στα στοιχεία αλκαλικών γαιών, η διαλυτότητα των υδροξειδίων αυξάνεται από μαγνήσιο σε βάριο: το υδροξείδιο του μαγνησίου είναι σχεδόν αδιάλυτο στο νερό, το υδροξείδιο του ασβεστίου είναι ελαφρώς διαλυτό και το υδροξείδιο του βαρίου είναι πολύ διαλυτό. Η διαλυτότητα πολλών αλάτων μειώνεται από μαγνήσιο σε ράδιο. Έτσι, το θειικό μαγνήσιο είναι πολύ διαλυτό στο νερό, το θειικό ασβέστιο είναι ελάχιστα διαλυτό και το θειικό στρόντιο, το βάριο και το ράδιο είναι πρακτικά αδιάλυτα. Η χαμηλή διαλυτότητα του θειικού ραδίου χρησιμοποιείται για τον διαχωρισμό του ραδίου από τα συμπυκνώματά του.

Στην υποομάδα του ψευδαργύρου, η αμφοτερικότητα των οξειδίων μειώνεται από ψευδάργυρο σε υδράργυρο: το υδροξείδιο του ψευδαργύρου είναι εξαιρετικά διαλυτό στα αλκάλια, το υδροξείδιο του καδμίου είναι πολύ λιγότερο διαλυτό και το υδροξείδιο του υδραργύρου είναι αδιάλυτο στα αλκάλια. Η δραστηριότητα των στοιχείων αυτής της υποομάδας μειώνεται με την αύξηση της ατομικής μάζας. Έτσι, ο ψευδάργυρος εκτοπίζει το κάδμιο και τον υδράργυρο από τα διαλύματα των αλάτων τους και το κάδμιο εκτοπίζει τον υδράργυρο.

Το βηρύλλιο ανακαλύφθηκε από τον L. N. Vauquelin το 1798. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 3,8·10 - 4%. Το μέταλλο βηρύλλιο χρησιμοποιείται για την κατασκευή παραθύρων για μηχανήματα ακτίνων Χ, καθώς απορροφά τις ακτίνες Χ 17 φορές πιο αδύναμα από το αλουμίνιο. Η προσθήκη βηρυλλίου σε κράματα αυξάνει τη σκληρότητα και την ηλεκτρική αγωγιμότητα τους. Οι ενώσεις του βηρυλλίου μπορούν να προκαλέσουν πολύ σοβαρή πνευμονική νόσο.

Το στρόντιο απομονώθηκε για πρώτη φορά σε μορφή οξειδίου από τον A. Crawford το 1790 και σε καθαρή μορφή από τον G. Davy το 1808. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 0,034%. Το νιτρικό στρόντιο χρησιμοποιείται στην πυροτεχνία και το ανθρακικό και το οξείδιο του χρησιμοποιούνται στη βιομηχανία ζάχαρης. Στο πυρηνικές εκρήξειςΣχηματίζεται το στρόντιο-90, η ακτινοβολία του οποίου είναι πολύ επικίνδυνη, καθώς προκαλεί ακτινοβολία, λευχαιμία και σάρκωμα των οστών.

Το βάριο ανακαλύφθηκε από τον K.V. Scheele το 1774 και τον G. Devi το 1808. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 0,065%. Από τις ενώσεις του βαρίου, οι πιο ευρέως χρησιμοποιούμενες είναι το υδροξείδιο, το υπεροξείδιο του και ορισμένα άλατα. Το υδροξείδιο και το χλωριούχο βάριο χρησιμοποιούνται στην εργαστηριακή πρακτική, το υπεροξείδιο του βαρίου - για την παραγωγή υπεροξειδίου του υδρογόνου, νιτρικού και χλωρικού - σε πυροτεχνήματα, θειικό βάριο - στη ακτινοσκόπηση των πεπτικών οργάνων. Οι ενώσεις του βαρίου είναι δηλητηριώδεις.

Το ράδιο ανακαλύφθηκε από τους M. και P. Curie μαζί με τον J. Belebn το 1898.

Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 1·10 - 20%. Το ράδιο είναι φυσικά ραδιενεργό: κατά τη ραδιενεργή διάσπασή του, απελευθερώνονται α-σωματίδια και ηλεκτρόνια και σχηματίζεται ραδόνιο. Τα άλατα ραδίου χρησιμοποιούνται για ερευνητικούς σκοπούς, καθώς και για τη λήψη ραδονίου, το οποίο έχει θεραπευτικές ιδιότητες.

Το κάδμιο ανακαλύφθηκε από τον F. Strohmeyer το 1817 και ανεξάρτητα από τους K. Hermann, K. Karsten και W. Meissner το 1818. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 1,3·10 - 5%. Λόγω της ικανότητας του καδμίου να καλύπτεται με προστατευτική μεμβράνη οξειδίου, χρησιμοποιείται ως σταθερή αντιδιαβρωτική επίστρωση. Οι ενώσεις του καδμίου είναι δηλητηριώδεις.

86. Μαγνήσιο

Το μαγνήσιο ανακαλύφθηκε από τον G. Davy το 1808.

Όντας στη φύση. Η περιεκτικότητα σε μαγνήσιο στον φλοιό της γης είναι 1,87%. Οι ενώσεις του βρίσκονται σε διάφορα μέταλλα. Το ανθρακικό μαγνήσιο είναι μέρος του δολομίτη CaCO 3 MgCO 3 και ο μαγνητίτης MgCO 3, το χλωρίδιο είναι μέρος του καρναλλίτη KCl MgCl 2 6H 2 O, το θειικό μαγνήσιο είναι μέρος του καϊνίτη KCl MgSO 4 6H 2 O. Βρέθηκε σημαντική ποσότητα σε άλατα μαγνησίου , δίνοντάς του μια πικρή γεύση.

Φυσικές ιδιότητες. Το μαγνήσιο είναι ένα ασημί-λευκό μέταλλο με πυκνότητα 1,74 g/cm 3, λιώνει στους 651 °C, βράζει στους 1110 °C. Στο κρύο, το μαγνήσιο καλύπτεται με μια μεμβράνη οξειδίου, η οποία το προστατεύει από περαιτέρω οξείδωση από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο.

Χημικές ιδιότητες. Το μαγνήσιο είναι ένα ενεργό μέταλλο. Εάν το φιλμ οξειδίου στην επιφάνειά του καταστραφεί, οξειδώνεται εύκολα από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο. Όταν θερμαίνεται, το μαγνήσιο αλληλεπιδρά ενεργειακά με αλογόνα, θείο, άζωτο, φώσφορο, άνθρακα, πυρίτιο και άλλα στοιχεία:

2 Mg + O 2 = 2 MgO (οξείδιο του μαγνησίου)

Mg + Cl 2 = MgCl 2 (χλωριούχο μαγνήσιο)

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (νιτρίδιο μαγνησίου)

3 Mg + 2 P = Mg 3 P 2 (φωσφίδιο μαγνησίου)

2 Mg + Si = Mg 2 Si (πυριτικό μαγνήσιο)

Το μαγνήσιο δεν διαλύεται στο νερό, αλλά όταν θερμαίνεται, αλληλεπιδρά αρκετά ενεργά με τους υδρατμούς:

Mg + H 2 O = MgO + H 2

Το μαγνήσιο αφαιρεί εύκολα το οξυγόνο και τα αλογόνα από πολλά μέταλλα, επομένως χρησιμοποιείται για τη λήψη σπάνιων μετάλλων από τις ενώσεις τους:

3Mg + MoO 3 = 3 MgO + Mo

2Мg + ZrСl 4 = 2 МgСl 2 + Zr

Καίγεται σε ατμόσφαιρα διοξειδίου του άνθρακα:

Mg + CO 2 = MgO + CO

2 Mg + CO 2 = 2 MgO + C

και είναι πολύ διαλυτό σε οξέα:

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

4 Mg + 10 HNO 3 = 4 Mg(NO 3) 2 + N 2 O + 5 H 2 O

Παραλαβή. Το μαγνήσιο λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση τετηγμένων αλάτων. Ο ηλεκτρολύτης είναι καθαρός αφυδατωμένος καρναλλίτης, η άνοδος είναι μια ράβδος γραφίτη και η κάθοδος είναι σίδηρος. Το υγρό μαγικό που προκύπτει επιπλέει στην επιφάνεια και συλλέγεται με σέσουλες. Κατά την ηλεκτρόλυση, προστίθεται χλωριούχο μαγνήσιο στον ηλεκτρολύτη. ΣΕ ΠρόσφαταΤο μαγνήσιο λαμβάνεται επίσης με αναγωγή του από οξείδιο με καρβίδιο του ασβεστίου, άμορφο άνθρακα ή πυρίτιο. Η διαδικασία αναγωγής με καρβίδιο λαμβάνει χώρα σε θερμοκρασία 1200°C, με άνθρακα στους 2000°C και με πυρίτιο στους 1200-1300°C. Για να αποφευχθεί η αλληλεπίδραση μεταλλικού μαγνησίου και SiO 2 που σχηματίζεται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, δεν εισάγεται MgO στην αντίδραση, αλλά πυρωμένος δολομίτης - ένα μείγμα οξειδίων ασβεστίου και μαγνησίου:

MgO + CaC 2 = CaO + Mg + 2 C (1200 C)

MgO + C = Mg + CO (2000 C)

2 MgO + CaO + Si = CaSiO 3 + 2 Mg (12001300 С)

Εφαρμογή. Το μαγνήσιο χρησιμοποιείται για την παραγωγή πολλών ελαφρών κραμάτων, ιδιαίτερα του ντουραλουμίου. Η προσθήκη μαγνησίου στον χυτοσίδηρο βελτιώνει τις μηχανικές ιδιότητες του τελευταίου. Το μαγνήσιο χρησιμοποιείται ως αναγωγικός παράγοντας στην παραγωγή σπάνιων μετάλλων (Nb, Ta, Mo, W, Tl, Zr, Hf, κ.λπ.) και ορισμένων αμετάλλων (για παράδειγμα, Si).

Οξείδιο του μαγνησίου MgO. Λευκή, λεπτά κρυσταλλική ουσία, αδιάλυτη στο νερό. Λιώνει σε θερμοκρασία 2800 °C. Έχει βασικές ιδιότητες. Διαλυτό σε οξέα:

MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O

όταν θερμαίνεται, αντιδρά με οξείδια οξέος:

MgO + SiO 2 = MgSO 4

Στο εργαστήριο, το οξείδιο του μαγνησίου μπορεί να ληφθεί με καύση μετάλλου μαγνησίου ή φρύξη του υδροξειδίου του:

Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O

Στη βιομηχανία, το MgO λαμβάνεται με θερμική αποσύνθεση ανθρακικού μαγνησίου:

MgCO 3 = MgO + CO 2

Ο κύριος όγκος του οξειδίου του μαγνησίου καταναλώνεται από την κατασκευαστική βιομηχανία για την παραγωγή τσιμέντου μαγνησίτη και πυρίμαχων υλικών μαγνησίου.

Υδροξείδιο του μαγνησίου Mg(OH) 2 . Ουσία άσπρο, αδιάλυτο στο νερό, αλλά εύκολα διαλυτό σε οξέα:

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2 H 2 O

Όταν το διοξείδιο του άνθρακα διέρχεται από ένα εναιώρημα υδροξειδίου του μαγνησίου, το τελευταίο διαλύεται για να σχηματίσει όξινο ανθρακικό μαγνήσιο:

Mg(OH) 2 + CO 2 = MgCO 3 + H 2 O

MgCO 3 + CO 2 + H 2 O = Mg (HCO 3) 2

Το υδροξείδιο του μαγνησίου λαμβάνεται από τη δράση αλκαλίων ή αμμωνίας σε διαλύματα αλάτων μαγνησίου:

MgCl 2 + 2 KOH = Mg(OH) 2 + 2 KCl

MgCl 2 + 2 NH 4 OH = Mg(OH) 2 + 2 NH 4 Cl

Εάν προστεθούν άλατα αμμωνίου σε διάλυμα που περιέχει αδιάλυτο υδροξείδιο του μαγνησίου, το ίζημα διαλύεται. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι τα ιόντα αμμωνίου δεσμεύουν ιόντα υδροξυλίου (σχηματίζεται υδροξείδιο αμμωνίου ελαφρώς διασπαρμένο):

Mg(OH) 2 + 2 NH 4  = Mg 2  + 2 NH 4 OH

Με αυτόν τον τρόπο το μαγνήσιο μπορεί να διατηρηθεί διαλυμένο στην αμμωνία. Αυτό το διάλυμα ονομάζεται μείγμα μαγνησίου και χρησιμοποιείται για τον ποιοτικό και ποσοτικό προσδιορισμό των ιόντων φωσφορικού οξέος:

MgCl 2 + 3 NH 4 OH + H 3 PO 4 = MgNH 4 PO 4 + 2 NH 4 Cl + 3 H 2 O

Νιτρικά, χλωριούχα, θειικά, υπερχλωρικά, οξικό μαγνήσιο, καθώς και όξινα άλαταπολυβασικά οξέα. Άλλα άλατα μαγνησίου είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό.

87. Ασβέστιο

Τα άλατα ασβεστίου είναι γνωστά στον άνθρωπο για πολύ μεγάλο χρονικό διάστημα, αλλά αυτό το μέταλλο ελήφθη σε ελεύθερη κατάσταση από τον Άγγλο χημικό G. Davy μόλις το 1808.

Όντας στη φύση. Η περιεκτικότητα σε ασβέστιο στον φλοιό της γης είναι 3,3%. Οι πιο κοινές ενώσεις του είναι ο ορυκτός ασβεστίτης CaCO 3 (το κύριο συστατικό του ασβεστόλιθου, της κιμωλίας και του μαρμάρου) και μια διαφανής ποικιλία ασβεστίτη - Spar Iceland. Το ανθρακικό ασβέστιο είναι επίσης μέρος του ορυκτού δολομίτη CaCO 3 ·MgCO 3 . Οι αποθέσεις θειικού ασβεστίου βρίσκονται συχνά με τη μορφή του ορυκτού γύψου CaSO 4 2H 2 O, φωσφορικού ασβεστίου - με τη μορφή των ορυκτών φωσφορίτη Ca 3 (PO 4) 2 και απατίτη 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (ή Ca 5 (PO 4) 3 F), φθοριούχο ασβέστιο - με τη μορφή του ανόργανου αργυραδάμαντα CaF 2, και νιτρικό ασβέστιο - με τη μορφή ασβεστίου ή νορβηγικού νιτρικού Ca(NO 3) 2. Το ασβέστιο περιλαμβάνεται επίσης σε πολλά αργιλοπυριτικά, ιδίως σε άστριο.

Φυσικές ιδιότητες. Το ασβέστιο είναι ένα ασημί-λευκό ελατό μέταλλο που λιώνει σε θερμοκρασία 850°C και βράζει στους 1482°C. Είναι πολύ πιο σκληρό από τα αλκαλικά μέταλλα.

Χημικές ιδιότητες. Το ασβέστιο είναι ένα ενεργό μέταλλο. Έτσι, υπό κανονικές συνθήκες αλληλεπιδρά εύκολα με το ατμοσφαιρικό οξυγόνο και τα αλογόνα:

2 Ca + O 2 = 2 CaO (οξείδιο του ασβεστίου)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (βρωμιούχο ασβέστιο)

Το ασβέστιο αντιδρά με υδρογόνο, άζωτο, θείο, φώσφορο, άνθρακα και άλλα αμέταλλα όταν θερμαίνεται:

Ca + H 2 = CaH 2 (υδρίδιο ασβεστίου)

3 Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (νιτρίδιο ασβεστίου)

Ca + S = CaS (θειούχο ασβέστιο)

3 Ca + 2 P = Ca 3 P 2 (φωσφίδιο ασβεστίου)

Ca + 2 C = CaC 2 (καρβίδιο ασβεστίου)

ΜΕ κρύο νερόΤο ασβέστιο αλληλεπιδρά αργά, αλλά με τη μουστάρδα - πολύ ενεργητικά:

Ca + 2 H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2

Το ασβέστιο μπορεί να αφαιρέσει οξυγόνο ή αλογόνα από οξείδια και αλογονίδια λιγότερο ενεργών μετάλλων, δηλαδή έχει αναγωγικές ιδιότητες:

5 Ca + Nb 2 O 5 = CaO + 2 Nb

5 Ca + 2 NbCl 5 = 5 CaCl 2 + 2 Nb

Παραλαβή. Το μέταλλο ασβεστίου λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση των τηγμένων αλάτων του. Ο ηλεκτρολύτης είναι ένα λιωμένο μείγμα CaCl 2 και CaF 2 σε αναλογία 3: 1 κατά βάρος. Προστίθεται φθοριούχο ασβέστιο για να μειωθεί το σημείο τήξης του μείγματος. Εφαρμογή.Το ασβέστιο χρησιμοποιείται στη μεταλλουργία για τον καθαρισμό του χυτοσιδήρου και του χάλυβα από οξείδια, καθώς και στην παραγωγή πολλών σπάνιων μετάλλων (Tl, Zg, Hf, Nb, Ta, κ.λπ.) ως αναγωγέας αυτών των μετάλλων από τα οξείδια και τα χλωρίδια τους. Ένα κράμα ασβεστίου και μολύβδου χρησιμοποιείται για την κατασκευή ρουλεμάν και περιβλημάτων καλωδίων.

Οξείδιο του ασβεστίου CaO. Λευκή ουσία που λιώνει σε θερμοκρασία περίπου 3000 °C, με έντονες βασικές ιδιότητες. Αντιδρά καλά με νερό, οξέα και οξείδια οξέος:

CaO+ H 2 O = Ca(OH) 2

CaO+ 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O

CaO + CO 2 = CaCO 3

Σε εργαστηριακές συνθήκες, το οξείδιο του ασβεστίου μπορεί να ληφθεί με την οξείδωση του ασβεστίου, καθώς και με τη θερμική αποσύνθεση του ανθρακικού του. Στη βιομηχανία, το CaO λαμβάνεται με καύση ασβεστόλιθου σε κλιβάνους άξονα ή περιστροφικού σωλήνα στους 1000–1100 °C. Γι' αυτό λέγεται και κάηκεή άσβεστος.

Το οξείδιο του ασβεστίου χρησιμοποιείται στη βιομηχανία δομικών υλικών ως συνδετικό υλικό.

Υδροξείδιο του ασβεστίου Ca(OH) 2 . Μια στερεή λευκή ουσία, ελάχιστα διαλυτή στο νερό (1,56 g Ca(OH) 2 διαλύονται σε 1 λίτρο νερού στους 20 °C). Κατά την επεξεργασία του οξειδίου του ασβεστίου ζεστό νερόλαμβάνεται λεπτώς θρυμματισμένο υδροξείδιο του ασβεστίου - αφράτο. Ένα κορεσμένο υδατικό διάλυμα Ca(OH) 2 ονομάζεται ασβεστόνερο. Στον αέρα γίνεται θολό λόγω της αλληλεπίδρασης με το διοξείδιο του άνθρακα και του σχηματισμού ανθρακικού ασβεστίου.

Το υδροξείδιο του ασβεστίου είναι ένα αλκάλιο. Αντιδρά εύκολα με οξέα, οξείδια οξέος και άλατα:

Ca(OH) 2 + 2 HCl = CaCl 2 + 2 H 2 O

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3 Ca(OH) 2 +2 FeCl 3 = 3 CaCl 2 + 2 Fe(OH) 3

Η διαδικασία αλληλεπίδρασης του οξειδίου του ασβεστίου με το νερό ονομάζεται σβέση. Ο σβησμένος ασβέστης αναμεμειγμένος με άμμο και νερό σχηματίζει ένα ασβεστοκονίαμα που χρησιμοποιείται στην κατασκευή: για στερέωση τούβλων κατά την τοποθέτηση τοίχων, για σοβάτισμα κ.λπ. Στον αέρα, ο σβησμένος ασβέστης απορροφά διοξείδιο του άνθρακα και μετατρέπεται σε ανθρακικό ασβέστιο.

Ο ψευδάργυρος στα κράματα είναι γνωστός από την αρχαιότητα. Στην πιο αγνή του μορφή

παραλήφθηκε μόλις στα τέλη του 18ου αιώνα.

Όντας στη φύση. Η περιεκτικότητα σε ψευδάργυρο στον φλοιό της γης είναι 8,3·10 - 3%. Οι συνδέσεις του είναι αρκετά διαδεδομένες. Το πιο κοινό ορυκτό είναι το μείγμα ψευδαργύρου ZnS, λιγότερο συχνά το galmei ZnCO 3, το πυριτικό μετάλλευμα ψευδαργύρου Zn 2 SiO 4 H 2 O, το σπινέλιο ψευδαργύρου ZnO Al 2 O 3 και το κόκκινο μετάλλευμα ψευδαργύρου ή ο ψευδάργυρος, ZnO.

Φυσικές ιδιότητες. Ο ψευδάργυρος είναι ένα μπλε-λευκό μέταλλο με μεταλλική λάμψη. Στον αέρα, η επιφάνειά του καλύπτεται με μια μεμβράνη οξειδίου και γίνεται θαμπή. Ο ψευδάργυρος λιώνει στους 419,5°C και βράζει στους 913°C. Η πυκνότητα του χυτού στερεού ψευδαργύρου είναι 7,13 g/cm 3, η πυκνότητα του ελασματοποιημένου ψευδαργύρου είναι ελαφρώς υψηλότερη. Στο σημείο τήξης, η πυκνότητα του ψευδαργύρου είναι 6,92 g/cm 3 . Στο κρύο, ο ψευδάργυρος είναι αρκετά εύθραυστος, αλλά σε θερμοκρασίες 100–150 °C μπορεί εύκολα να τυλιχτεί και να τραβήξει. Σχηματίζει εύκολα κράματα με άλλα μέταλλα.

Χημικές ιδιότητες. Ο ψευδάργυρος είναι ένα αρκετά ενεργό μέταλλο. Αλληλεπιδρά εύκολα με το οξυγόνο, τα αλογόνα, το θείο και τον φώσφορο:

2 Zn + O 2 = 2 ZnO (οξείδιο ψευδαργύρου)

Zn + Сl 2 = ZnСl 2 (χλωριούχος ψευδάργυρος)

Zn + S = ZnS (θειούχος ψευδάργυρος)

3 Zn + 2 P = Zn 3 P 2 (φωσφίδιο ψευδάργυρου)

Όταν θερμαίνεται, αντιδρά με την αμμωνία, με αποτέλεσμα το σχηματισμό νιτριδίου ψευδαργύρου:

3 Zn + 2 NН 3 = Zn 2 N 3 + 3 Н 2

και επίσης με νερό:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

και υδρόθειο:

Zn + H 2 S = ZnS + H 2

Το σουλφίδιο που σχηματίζεται στην επιφάνεια του ψευδαργύρου τον προστατεύει από περαιτέρω αλληλεπίδραση με το υδρόθειο.

Ο ψευδάργυρος είναι ιδιαίτερα διαλυτός σε οξέα και αλκάλια:

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

4 Zn + 10 HNO 3 = 4 Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O

Zn + 2 KOH + 2 H 2 O = K 2 + H 2

Σε αντίθεση με το αλουμίνιο, ο ψευδάργυρος διαλύεται σε ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας, καθώς σχηματίζει εξαιρετικά διαλυτή αμμωνία:

Zn + 4 NH 4 OH = (OH) 2 + H 2 + 2 H 2 O

Ο ψευδάργυρος εκτοπίζει λιγότερο ενεργά μέταλλα από διαλύματα των αλάτων τους.

CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu

СdSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Сd

Παραλαβή. Ο ψευδάργυρος λαμβάνεται με δύο τρόπους: πυρομεταλλουργικό και υδρομεταλλουργικό. Και στις δύο μεθόδους, το μετάλλευμα ψευδαργύρου καβουρδίζεται για να μετατραπεί ο θειούχος ψευδάργυρος σε οξείδιο:

2 ZnS + 3 O 2 = 2 ZnO + 2 SO 2

ZnCO 3 = ZnO + CO 2

Το διοξείδιο του θείου που απελευθερώνεται χρησιμοποιείται για την παραγωγή θειικού οξέος. Όταν λαμβάνεται ψευδάργυρος με τη χρήση πυρομεταλλουργικής διαδικασίας, η προκύπτουσα σκόνη ψευδαργύρου (προϊόν ψησίματος ψευδαργύρου) αναμιγνύεται με οπτάνθρακα και θερμαίνεται στους 1100–1200 °C. Ο ψευδάργυρος μειώνεται:

ZnO + C = Zn + CO

και στους 913 "C αποστάζεται.

Για να ληφθεί ψευδάργυρος χρησιμοποιώντας μια υδρομεταλλουργική μέθοδο, η σκόνη ψευδαργύρου διαλύεται σε θειικό οξύ, οι ακαθαρσίες διαχωρίζονται και ο ψευδάργυρος απομονώνεται με ηλεκτρόλυση ενός θειικού διαλύματος (το αλουμίνιο είναι η κάθοδος και ο μόλυβδος είναι η άνοδος).

Εφαρμογή. Ο ψευδάργυρος χρησιμοποιείται για τον γαλβανισμό του σιδήρου για την προστασία του από τη διάβρωση (φύλλο ψευδαργύρου) και για την κατασκευή γαλβανικών κυψελών. Η σκόνη ψευδάργυρου χρησιμοποιείται ως αναγωγικός παράγοντας για χημικές διεργασίες. Ο ψευδάργυρος είναι συστατικό πολλών κραμάτων.

Οξείδιο ψευδαργύρου ZnO. Ασπρη σκόνη. Λιώνει σε θερμοκρασία περίπου 2000 °C. Δυσδιάλυτο στο νερό. Έχει αμφοτερικές ιδιότητες. Διαλύεται εύκολα τόσο σε οξέα όσο και σε αλκάλια, σχηματίζοντας άλατα ψευδαργύρου:

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

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

Όταν συντήκεται, αλληλεπιδρά με βασικά και όξινα οξείδια:

ZnO + CaO = CaZnO 2

ZnO+ SiO 2 = ZnSiO 3

Το οξείδιο του ψευδαργύρου χρησιμοποιείται ως καταλύτης σε πολλές χημικές διεργασίες. Είναι επίσης μέρος του λευκού ψευδαργύρου.

Υδροξείδιο ψευδαργύρου Zn(OH) 2 . Έχει αμφοτερικές ιδιότητες, διαλύεται εύκολα σε οξέα και αλκάλια:

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2 H 2 O

Zn(OH) 2 + 2 KOH = K2

Επίσης, διαλύεται εύκολα στην αμμωνία - σχηματίζεται αμμωνία ψευδάργυρου:

Zn(OH) 2 + 4 NH 4 OH = (OH) 2 + 4 H 2 O

Το υδροξείδιο του ψευδαργύρου σχηματίζεται όταν το άλας ψευδαργύρου υποβάλλεται σε επεξεργασία με αλκάλια (αλλά όχι αμμωνία) ή ψευδάργυρο με οξύ:

ZnSO 4 + 2 KOH = K 2 SO 4 + Zn(OH) 2

K 2 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Zn (OH) 2 + 2 H 2 O

Άλατα ψευδαργύρου. Το χλωριούχο ψευδάργυρο ZпCl 2 λαμβάνεται με τη διάλυση του ψευδαργύρου ή του οξειδίου του σε υδροχλωρικό οξύ. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό (διαλύεται στον αέρα). Διάλυμα χλωριούχου ψευδαργύρου σε υδροχλωρικό οξύ χρησιμοποιείται για την επεξεργασία της μεταλλικής επιφάνειας κατά τη συγκόλληση (χαρακτική). Ο χλωριούχος ψευδάργυρος σχηματίζεται με υδροχλωρικό οξύσύμπλοκο οξύ H 2 ZnCl 4, το οποίο διαλύει οξείδια μετάλλων, αλλά όχι μέταλλα. Το χλωριούχο μελάνι χρησιμοποιείται στην ιατρική ως αντισηπτικό.

Θειούχος ψευδάργυρος ZnS. Απαλό κίτρινη σκόνη, αραιά διαλυτή στο νερό. Λιώνει στους 1800-1900°C υπό πίεση (εξαχνώνεται στους 1180°C). Διαλύεται εύκολα σε οξέα:

ZnS + 2 HCl = ZnCl 2, + H 2 S

Είναι μέρος του λιθόπονου - μιας ορυκτής βαφής που λαμβάνεται με ανάμειξη θειούχου βαρίου με θειικό ψευδάργυρο:

BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 + ZnS

Το Litonone είναι πολύ φθηνότερο από το λευκό μόλυβδο, αλλά λιγότερο σταθερό στο φως. Όταν εκτίθεται σε υπεριώδεις και ραδιενεργές ακτίνες, ο θειούχος ψευδάργυρος λάμπει. Ως εκ τούτου, χρησιμοποιείται ως φώσφορος σε καθοδικούς σωλήνες. Ο λεπτώς αλεσμένος θειούχος ψευδάργυρος (γκρι βαφή θειούχου ψευδαργύρου) χρησιμοποιείται για την επίστρωση μεταλλικών κατασκευών γεφυρών και εξαρτημάτων μηχανών.

Ο θειικός ψευδάργυρος ZnSO 4 χρησιμοποιείται στην ιατρική ως αντισηπτικό.

89. Ερμής

Ο υδράργυρος ήταν γνωστός στους αρχαίους Έλληνες.

Όντας στη φύση. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι

8,3·10  6%. Ο εγγενής υδράργυρος εμφανίζεται ως εγκλείσματα σε πετρώματα. Βρίσκεται επίσης θειούχο υδράργυρο HgS, που ονομάζεται κιννάβαρη.

Φυσικές ιδιότητες. Ο υδράργυρος είναι ένα ασημί-λευκό υγρό μέταλλο, στερεοποιείται στους -38,84°C, βράζει στους 356,95°C. Σε στερεή κατάσταση έχει καλή ελαττότητα και ελαστικότητα. Πολλά μέταλλα διαλύονται στον υδράργυρο, σχηματίζοντας αμαλγάματα. Σε αυτά, τα μέταλλα συμπεριφέρονται όπως στην ελεύθερη κατάσταση, αλλά γίνονται λιγότερο ενεργά (ο σχηματισμός ενός αμαλγάματος μειώνει τη δραστηριότητα με τον ίδιο τρόπο όπως η αραίωση). Οι ατμοί του υδραργύρου είναι πολύ δηλητηριώδεις. Ο υδράργυρος δεν αποβάλλεται από το ανθρώπινο σώμα.

Χημικές ιδιότητες. Ο υδράργυρος είναι ένα μέταλλο χαμηλής αντίδρασης. Αλληλεπιδρά με το οξυγόνο μόνο όταν θερμαίνεται:

2 Hg + O 2 = 2 HgO

Ο υδράργυρος αντιδρά με το χλώριο στο κρύο, σχηματίζοντας χλωριούχο υδράργυρο ή εξάχνωση:

Hg + Cl 2 = HgCl 2

Ο υδράργυρος αλληλεπιδρά εύκολα με το θείο σε σκόνη, σχηματίζοντας μια πολύ ισχυρή ένωση - θειούχο υδράργυρο:

Αυτή η αντίδραση χρησιμοποιείται για τη δέσμευση του χυμένου υδραργύρου: το μέρος όπου υπάρχει υποψία χυμένου υδραργύρου είναι πασπαλισμένο με σκόνη θείου.

Ο υδράργυρος δεν διαλύεται στο νερό και τα αλκάλια. Διαλύεται σε οξειδωτικά οξέα. σε πυκνό θειικό οξύ όταν θερμαίνεται και σε νιτρικό οξύ όταν είναι κρύο. Ανάλογα με την ποσότητα του υδραργύρου, τα άλατα υδραργύρου σχηματίζονται σε κατάσταση οξείδωσης +1 και +2:

Hg + 2 H 2 SO 4 = HgSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

3 Hg + 8 HNO 3 = 3 Hg (NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O

Нg + Нg(NO 3) 2 = Нg 2 (NO 3) 2

Ο υδράργυρος (II) στο χλωριούχο HgCl 2 ανάγεται από τον μεταλλικό υδράργυρο σε υδράργυρο (I):

НgСl 2 + Нg = Нg 2 Сl 2 (καλομέλα)

Παραλαβή. Ο υδράργυρος λαμβάνεται από την κιννάβαρη φρύοντάς την στον αέρα ή με θέρμανση με σίδηρο ή οξείδιο του ασβεστίου:

HgS + O 2 = Hg + SO 2

НgS + Fe = Нg + FeS

4 HgS + 4 CaO = 4 Hg + 3 CaS + CaSO 4

Ο υδράργυρος απομακρύνεται εύκολα με απόσταξη.

Εφαρμογή. Ο μεταλλικός υδράργυρος χρησιμοποιείται σε διάφορες συσκευές, όπως ρυθμιστές πίεσης, λαμπτήρες χαλαζία, θερμόμετρα, αντλίες κενού διάχυσης κ.λπ. Χρησιμοποιείται επίσης για την παραγωγή χρωμάτων, κεραυνών υδραργύρου, αλοιφών υδραργύρου κατά των δερματικών παθήσεων. Τα αμαλγάματα υδραργύρου χρησιμοποιούνται ως αναγωγικοί παράγοντες. Σημαντικές ποσότητεςΟ υδράργυρος χρησιμοποιείται στην ηλεκτροχημική βιομηχανία (κάθοδοι υδραργύρου) και στην πολαρογραφία.

Οξείδιο υδραργύρου HgO. Η ουσία είναι κίτρινη ή κόκκινη. Όταν θερμαίνεται, αποσυντίθεται εύκολα σε οξυγόνο και υδράργυρο. Το οξείδιο του υδραργύρου έχει μόνο βασικές ιδιότητες. Μπορεί να διαλυθεί σε οξέα με τα οποία ο υδράργυρος σχηματίζει εύκολα διαλυτά άλατα:

HgO+ 2 HCl = HgCl 2 + H 2 O

HgO + 2 HNO 3 = Hg(NO 3) 2 + H 2 O

Το οξείδιο του υδραργύρου δεν διαλύεται στο νερό και, όταν τα αλκάλια δρουν σε διαλύματα αλάτων υδραργύρου (II), καθιζάνει:

HgCl 2 + 2 KOH = 2 KCl + HgO + H 2 O

Hg(NO 3) 2 + 2 KOH = 2 KNO 3 + HgO + H 2 O

Σε ενώσεις υδραργύρου με κατάσταση οξείδωσης +1, δύο άτομα υδραργύρου συνδέονται μεταξύ τους με ομοιοπολικό δεσμό. Όταν τα αλκάλια δρουν σε άλατα υδραργύρου (I), ο μεταλλικός υδράργυρος και το οξείδιο του υδραργύρου (II) καθιζάνουν:

Hg(NO 3) 2 + 2 KOH = 2 KNO 3 + HgO + Hg + H 2 O

Τα άλατα υδραργύρου χρησιμοποιούνται κυρίως ως καταλύτες για πολλές χημικές διεργασίες. Έτσι, ο υδράργυρος HgCl 2 καταλύει την αντίδραση υδροχλωρίωσης του ακετυλενίου:

HCCH + HCl -- H 3 C = CHCl

Θειικός υδράργυρος НgSO 4 χρησιμοποιείται ως καταλύτης για την ενυδάτωση του ακετυλενίου σύμφωνα με την αντίδραση Kucherov:

HCCH + H 2 O -- CH 3 CHO

Η ελάχιστα διαλυτή καλομέλα Hg 2 Cl 2 χρησιμοποιείται στην κατασκευή τυπικών ηλεκτροδίων για ηλεκτρομετρικά όργανα.

Η τρίτη ομάδα του περιοδικού πίνακα καλύπτει πολύ μεγάλος αριθμόςχημικά στοιχεία, αφού η σύνθεσή του, εκτός από στοιχεία της κύριας και δευτερεύουσας υποομάδας, περιλαμβάνει στοιχεία με αύξοντα αριθμό 58-71 (λανθανίδες) και με αύξοντες αριθμούς 90-103 (ακτινίδες). Θα εξετάσουμε τις λανθανίδες και τις ακτινίδες μαζί με στοιχεία της δευτερεύουσας υποομάδας τους.

ΚΥΡΙΑ ΥΠΟΟΜΑΔΑ ΤΡΙΤΟΥ ΟΜΑΔΑΣ

Τα στοιχεία της κύριας υποομάδας της τρίτης ομάδας - βόριο, αλουμίνιο, γάλλιο, ίνδιο και θάλλιο - χαρακτηρίζονται από την παρουσία τριών ηλεκτρονίων στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων του ατόμου.

Το δεύτερο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων του ατόμου του βορίου περιέχει δύο ηλεκτρόνια, το άτομο αλουμινίου - οκτώ, γάλλιο, ίνδιο και θάλλιο - δεκαοκτώ ηλεκτρόνια το καθένα. Οι πιο σημαντικές ιδιότητες αυτών των στοιχείων δίνονται στον πίνακα. 35.

Πίνακας 35. Μερικές ιδιότητες του βορίου, του αλουμινίου και των αναλόγων του

Οι μεταλλικές ιδιότητες των υπό εξέταση στοιχείων είναι λιγότερο έντονες από εκείνες των αντίστοιχων στοιχείων των κύριων υποομάδων της δεύτερης και ιδιαίτερα της πρώτης ομάδας, και στο βόριο κυριαρχούν οι μη μεταλλικές ιδιότητες. Στις ενώσεις παρουσιάζουν κατάσταση οξείδωσης. Ωστόσο, καθώς αυξάνεται η ατομική μάζα, εμφανίζονται και χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης. Για το τελευταίο στοιχείο της υποομάδας - το θάλλιο - οι πιο σταθερές ενώσεις είναι εκείνες στις οποίες η κατάσταση οξείδωσής του είναι ίση με .

Με την αύξηση του τακτικού αριθμού, οι μεταλλικές ιδιότητες των υπό εξέταση στοιχείων, όπως και σε άλλες κύριες υποομάδες, αυξάνονται αισθητά. Έτσι, το οξείδιο του βορίου είναι όξινο στη φύση, τα οξείδια του αργιλίου, του γαλλίου και του ινδίου είναι αμφοτερικά και το οξείδιο του θαλλίου (III) είναι βασικό στη φύση.

5 V 1s 2 2s 2 2p 1

13 Al 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

Καθώς το πυρηνικό φορτίο αυξάνεται, πολλά από τα πιο σημαντικά χαρακτηριστικά των στοιχείων αλλάζουν μη μονοτονικά, συμπεριλαμβανομένης της ατομικής ακτίνας. Κατά συνέπεια, οι ιδιότητες απλών ουσιών, οξειδίων, υδροξειδίων και άλλων ενώσεων αυτών των στοιχείων έχουν μια διφορούμενη φύση αλλαγής. Το πρώτο στοιχείο της υποομάδας ξεχωρίζει ιδιαίτερα έντονα - το βόριο, το οποίο είναι το μόνο αμέταλλο μεταξύ των στοιχείων s 2 p 1. Το βόριο παρουσιάζει διαγώνια ομοιότητα με το στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας IV - το πυρίτιο Si.

αλουμίνιο - ουσιαστικό στοιχείουποομάδες, έχει επίσης έναν αριθμό από ειδικά χαρακτηριστικά, διακρίνοντάς το από το βόριο, αφενός, και από την υποομάδα του γαλλίου, αφετέρου.

Χαρακτηριστικές συνδέσεις

		Υδροξείδια
Χαρακτήρας	Σχέση με το νερό		Χαρακτήρας	Σχέση με το νερό
οξύ	πολύ διαλυτό	H3BO3 H	ασθενές οξύ 1-κύριος	πολύ διαλυτό
αμφοτερικός	αδιάλυτος	Al(OH) 3 H3AlO3 HAlO2 H	αμφοτερικός	αδιάλυτος
αμφοτερικός	αδιάλυτος	Ga(OH)3 H3GaO3 HGaO2	αμφοτερικός (ιδανικός αμφολύτης)	αδιάλυτος
βασική με αδύναμα σημάδια αμφοτερικότητας	αδιάλυτος		αμφοτερική (κυριαρχούν οι βασικές ιδιότητες)	αδιάλυτος
βασικός	διαλυτός		βάση (παρόμοια με τα αλκάλια)	πολύ διαλυτό

Αλουμίνιο

13 Al 3s 2 3p 1

1 σταθερό ισότοπο 27 Αλ

Το Clark είναι 8,8% κατά μάζα στον φλοιό της γης, το πιο κοινό μέταλλο. Δεν βρέθηκε σε ελεύθερη μορφή.
Η κύρια μορφή εμφάνισης στη φύση είναι το Al 2 O 3 (αποτελούμενο από διάφορα πυριτικά άλατα, άστριο και άργιλο). Βρίσκεται επίσης στη φόρμα διπλά άλατα: KAl(SO 4) 2, Na 3, κ.λπ.

Φυσικές ιδιότητες

Η απλή ουσία αλουμίνιο είναι ένα ελαφρύ, παραμαγνητικό μέταλλο ασημί-λευκού χρώματος, εύκολο στη διαμόρφωση, χύτευση και μηχανή. Το αλουμίνιο έχει υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα και αντοχή στη διάβρωση λόγω του γρήγορου σχηματισμού ισχυρών μεμβρανών οξειδίου που προστατεύουν την επιφάνεια από περαιτέρω αλληλεπίδραση. Το αλουμίνιο έχει υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα και είναι εξαιρετικά ανακλαστικό. Από πλευράς ηλεκτρικής αγωγιμότητας κατατάσσεται στην 4η θέση μετά τα Cu, Ag, Au.

Μέθοδοι απόκτησης

1. Ηλεκτρόλυση τήγματος AlCl 3:

2AlCl 3 = 2Al + 3Cl 2

2. Κύρια βιομηχανική μέθοδος- ηλεκτρόλυση τήγματος Al 2 O 3 (αλουμίνα) σε κρυόλιθο 3NaF AlF 3:

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

3. Θερμική υποπίεση:

AlCl 3 + ZK = Al + 3KCl

Χημικές ιδιότητες

Το Al είναι ένα πολύ χημικά ενεργό μέταλλο, αλλά υπό κανονικές συνθήκες συμπεριφέρεται αρκετά αδρανή - έχει υψηλή θερμοκρασία ανάφλεξης και αντιδρά με πολλές ουσίες μόνο σε υψηλή θερμοκρασία; Όλες οι αντιδράσεις που περιλαμβάνουν το Al περνούν από μια αρχική αργή περίοδο. Αυτή η χημική συμπεριφορά του αλουμινίου εξηγείται από την παρουσία στην επιφάνειά του ενός πολύ λεπτού, ανθεκτικού, ανθεκτικού στα αέρια και στο νερό φιλμ Al 2 O 3. Εάν η ακεραιότητα αυτού του φιλμ καταστραφεί, η τεχνητή νοημοσύνη αντιδρά με πολλές ουσίες ως ενεργός αναγωγικός παράγοντας:

Al 0 - Ze - → Al 3+

Στη συντριπτική πλειοψηφία των ενώσεων, τα άτομα αλουμινίου συνδέονται με γειτονικά άτομα με ιοντικούς δεσμούς.

1. Αλληλεπίδραση με οξυγόνο και άλλα αμέταλλα (αλογόνα, θείο, άζωτο, άνθρακας). Το Al σε σκόνη (σκόνη αλουμινίου) αντιδρά πιο ενεργά.

α) 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, η αντίδραση λαμβάνει χώρα μόνο στην επιφάνεια. Μετά τη θέρμανση στη θερμοκρασία ανάφλεξης, το θρυμματισμένο Al καίγεται με υψηλή εξώθερμη επίδραση.

β) χλωριούχο 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3 βρωμίδιο

2Al + 3I 2 = 2AlI 3 ιωδιούχο

Η αντίδραση με το I2 λαμβάνει χώρα παρουσία νερού. Με το F 2 δεν υπάρχει αντίδραση. γιατί την πρώτη στιγμή σχηματίζεται ένα ισχυρό επιφανειακό στρώμα AlF 3.

γ) 2Al + 3S = Al 2 S 3 σουλφίδιο

2Al + N 2 = 2AlN νιτρίδιο

4Al + ZS = καρβίδιο AlC 3

δ) Το αλουμίνιο C H 2 δεν συνδυάζεται άμεσα.

2. Αλληλεπίδραση με νερό παρουσία αλκαλίων.

Ο ρόλος του αλκαλίου.

1) διάλυση του φιλμ οξειδίου Al 2 O 3.

2) αποτροπή σχηματισμού αδιάλυτου υδροξειδίου Al(OH) 3.

2Al + 6H 2 O + 2NaOH = 2Na + 3H 2

Να-τετραϋδροξοαργιλικό νάτριο

Ελλείψει αλκαλίων, το αλουμίνιο μπορεί να εκτοπίσει το H2 από το νερό υπό τις ακόλουθες συνθήκες:

1) εάν η επιφάνειά του είναι συγχωνευμένη (επικαλυμμένη με υδράργυρο).

2) σε κενό ή σε περιβάλλον αδρανούς αερίου μετά από προκαταρκτικό καθαρισμό της μεταλλικής επιφάνειας από το φιλμ οξειδίου.

3. Αλληλεπίδραση με «μη οξειδωτικά» οξέα (HCl, H 2 SO 4 αραι., κ.λπ.)

2Al + 6H + → 2Al 3+ + 3H 2

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

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

4. Αλληλεπίδραση με πολύ πυκνό HNO 3 και H 2 SO 4

Σε κανονική θερμοκρασία, αντιδράσεις δεν συμβαίνουν, καθώς συμβαίνει παθητικοποίηση της επιφάνειας του Al, που σχετίζεται με την εισαγωγή ατομικού ή μοριακού οξυγόνου σε αυτήν, καθώς και με το σχηματισμό των αδιάλυτων ενώσεων του με το Al.

Όταν θερμαίνεται, οι αντιδράσεις προχωρούν αρκετά ενεργά:

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

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

5. Αλληλεπίδραση με αραιό HNO 3

Η αντίδραση προχωρά αργά σε κανονική θερμοκρασία και πιο γρήγορα όταν θερμαίνεται.

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

8Al + 30HNO 3 καθαρό αραιό = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9 2 O

6. Αλληλεπίδραση με οργανικά οξέα

Οι αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα με αραιό οξικό και κιτρικά οξέαόταν θερμαίνεται, επιταχύνετε παρουσία NaCl:

Al + 6CH 3 COOH = 2 (CH 3 COO) 3 Al + 3H 2

7. Αναγωγή μετάλλων από τα οξείδια τους (αλουμινοθερμία)

2Al + Cr 2 O 3 = 2Cr + Al 2 O 3

Η ηλεκτρονική διαμόρφωση της βασικής κατάστασης αυτών των στοιχείων ns 1 np 2 χαρακτηρίζεται από την παρουσία ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου. Στη διεγερμένη κατάσταση, περιέχουν τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια, τα οποία, όντας σε υβριδισμό sp 2, συμμετέχουν στο σχηματισμό τριών ομοιοπολικών δεσμών. Σε αυτή την περίπτωση, τα άτομα των στοιχείων της ομάδας IIIA παραμένουν με ένα μη κατειλημμένο τροχιακό και ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους παραμένει μικρότερος αριθμόςδιαθέσιμα τροχιακά ενέργειας. Ως εκ τούτου, πολλές ομοιοπολικές ενώσεις στοιχείων της ομάδας IIIA είναι οξέα Lewis - δέκτες ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, που αποκτούν, όχι μόνο αυξάνουν τον αριθμό συντονισμού σε τέσσερα, αλλά αλλάζουν και τη γεωμετρία του περιβάλλοντός τους - ένα από τα επίπεδα γίνεται τετραεδρικό (sp 2 κατάσταση υβριδισμού).

Το βόριο διαφέρει σε ιδιότητες από άλλα στοιχεία αυτής της υποομάδας. Το βόριο είναι το μόνο αμέταλλο που είναι χημικά αδρανές και σχηματίζει ομοιοπολικούς δεσμούς B?F, B?N, B?C κ.λπ., η πολλαπλότητα των οποίων συχνά αυξάνεται λόγω του δεσμού pp?pp. Η χημεία του βορίου είναι κοντά στη χημεία του πυριτίου, αυτό δείχνει μια διαγώνια ομοιότητα. Τα κενά d-τροχιακά εμφανίζονται σε άτομα αλουμινίου, η ακτίνα του ατόμου αυξάνεται και επομένως ο αριθμός συντονισμού αυξάνεται σε έξι. Το γάλλιο, το ίνδιο και το θάλλιο βρίσκονται ακριβώς πίσω από τα μέταλλα d-block. Η πλήρωση του κελύφους d συνοδεύεται από διαδοχική συμπίεση των ατόμων. Ως αποτέλεσμα της συμπίεσης d, οι ιοντικές ακτίνες του αλουμινίου και του γαλλίου είναι κοντινές και η ατομική ακτίνα του γαλλίου είναι ακόμη μικρότερη. Όταν πηγαίνουμε από το Al στο Ga, η αύξηση του ενεργού πυρηνικού φορτίου αποδεικνύεται πιο σημαντική από την αλλαγή στην ατομική ακτίνα, επομένως η ενέργεια ιονισμού αυξάνεται. Η αύξηση των ενεργειών ιονισμού κατά τη μετάβαση από το Ip στο Tl είναι το αποτέλεσμα της συμπίεσης d και f, που οδηγεί σε αυξημένη αλληλεπίδραση των ηλεκτρονίων σθένους με τον ατομικό πυρήνα. Η αύξηση της ενέργειας δέσμευσης των ηλεκτρονίων του θαλλίου 6s 2 με τον πυρήνα καθιστά δύσκολη τη συμμετοχή τους στο σχηματισμό δεσμών και οδηγεί σε μείωση της σταθερότητας των ενώσεων τους στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης. Έτσι, για τον θάλαμο, τον μόλυβδο, το βισμούθιο και το πολώνιο, οι ενώσεις με καταστάσεις οξείδωσης +1, +2, +3, + είναι σταθερές

Τα στοιχεία p της ομάδας III περιλαμβάνουν τυπικά στοιχεία - βόριο και αλουμίνιο και στοιχεία της υποομάδας του γαλλίου - γάλλιο, ίνδιο, θάλλιο. Όλα τα αναφερόμενα στοιχεία, εκτός από το βόριο, είναι μέταλλα. Όλα τα στοιχεία είναι σπάνια, με εξαίρεση το αλουμίνιο, που αποτελεί το 8,8% της μάζας του φλοιού της γης. Στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο έχουν τρία ηλεκτρόνια ns 2 np 1, και σε διεγερμένη κατάσταση - ns 1 np 2 ηλεκτρόνια. Η υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων της υποομάδας του βορίου είναι +3. Λόγω του γεγονότος ότι στα άτομα Ga, In, T1 το προτελευταίο επίπεδο περιέχει 18 ηλεκτρόνια, οι φυσικές διαφορές σε ορισμένες ιδιότητες παραβιάζονται κατά τη μετάβαση από το A1 στο Ga. Μερικοί φυσικές σταθερέςστοιχεία της υποομάδας IIIA δίνονται στον πίνακα. 7.

Διαγνωστικά και ασθένειες. Φάρμακα από το Α έως το Ω