Химия эелементов 3А группы

    АЛЮМИНИЙ И ЭЛЕМЕНТЫ III-A ГРУППЫ. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

В земной коре содержится бора - 0,0016%, алюминия - 7,57%, галлия - 0,0014%, индия - 0,00001%, таллия - 0,00003%.Встречаются в  природе только в виде соединений, чаще всего алюмосиликаты (Al, O, Si, щелочные и щелочноземельные металлы) - глины-Al2O3· nSiO3· mH2O, бокситы - Al2O3· nH2O, нефелины - KNa3[AlSiO4]4

                                           Физические свойства металлов  и бора.

Элемент/свойство	B	Al	Ga	In	Tl
Порядковый номер элемента	5	13	31	49	81
Относительная атомная масса	10,811	26,982	69,723	114,82	204,383
Температура плавления, С	2400	660	29,8	156	305
Плотность г/см3	1,86	1,75	1,55	2,64	3,61
Степень окисления	+3	+3	+1, +3	+1, +3	+1,+3
Применение металлов	специалыные сплавы, борирование поверхностей	конструкционный материал, алюминотермия, проводник в электротехнике и т.д.	легирование полупровод-ников	легирование и получение  полупроводников

 

                                                             Получение

Электролиз Al2O3 при 950 0С в  расплаве криолита Na3 [AlF6]

на катоде:

Al3++3e=Al0

на угольном аноде ( расходуется в процессе электролиза):

O2- -2e=O0

C+O=CO; 2CO+O2=2CO2

                               ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛЮМИНИЯ

1.С кислородом 4Al+3O2=2Al2O3

2.С галогенами  2Al+3Cl2=2AlCl3

3.С серой при нагревании   2Al+3S=Al2S3

4.С углеродом  4Al+3C=Al4C3

5.Алюминотермия  8Al+3Fe3O4=4Al2O3+9Fe

6.С водой (после разрушения  оксидной пленки)  2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2

7.Растворяется в щелочах   2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2

8.Реагирует с кислотами   2Al+6HCl=2AlCl3+3H2

9.С азотной и концентрированной  серной кислотами на холоду не реагируют. При нагревании:  Al+6H2SO4(конц.)=Al2(SO4)3+3SO2+6H2O

Al+6HNO3=Al(NO3)3+3NO2+3H2O

                                            СОЕДИНЕНИЯ АЛЮМИНИЯ

Оксид алюминия Al2O3 - очень твердый(корунд, рубин), тугоплавкий - 2050 0С. Не растворяется в воде.  Гидроксид Al(OH)3

Получение:2Al(OH)3=Al2O3+3H2O

Свойства: амфотерный оксид

Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]

Для перевода в растворимое  состояние используют сплавление:

Al2O3+2NaOH=2NaAlO2(метаалюминат) Получение:AlCl3+3(NH3·H2O)=Al(OH)3 +NH4Cl

Свойства:амфотерное основание

Al(OH)3+HCl=AlCl3+3H2O

Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

БОР (лат. Borum), В, химический элемент III группы периодической системы, атомный номер 5, атомная масса 10,811. Природный бор состоит из двух стабильных нуклидов 10В (19,57%) и 11В.

Конфигурация  электронной оболочки: 1s22s2p1. Радиус нейтрального атома бора: 0,088-0,097 нм; радиус иона В3+: 0,025 нм. По шкале Полинга электроотрицательность бора равна 2,04. Для бора наиболее характерно образование соединений в степени окисления +3 (валентность III). Отрицательные степени окисления бор проявляет редко, а с металлами он часто образует нестехиометрические соединения — бориды.

Свойства: по многим физическим и химическим свойствам неметалл бор напоминает элемент IV A группы, неметалл кремний (Si).

Простое вещество бор имеет  несколько модификаций, все они  построены из соединенных разным образом группировок атомов бора, представляющих собой икосаэдр B12. Кристаллы  бора серовато-черного цвета (очень  чистые — бесцветны) и весьма тугоплавки (температура плавления 2074°C, температура  кипения 3658°C). Плотность — 2,34 г/см3. Кристаллический бор — полупроводник. По твердости бор среди простых  веществ занимает второе (после алмаза) место. Химический бор довольно инертен  и при комнатной температуре  взаимодействует только со фтором:

2B + 3F2 = 2BF3

При нагревании бор реагирует  с другими галогенами с образованием тригалогенидов, с азотом (N) образует нитрид бора BN, с =фосфором (P) — фосфид BP, с углеродом (C) — карбиды различного состава (B4C, B12C3, B13C2). При нагревании в атмосфере кислорода (O) или на воздухе бор сгорает с большим выделением теплоты, причем образуется прочный оксид B2O3:

4B + 3O2 = 2B2O3

С водородом бор напрямую не взаимодействует, хотя известно довольно большое число бороводородов (боранов) различного состава, получаемых при обработке боридов щелочных или щелочноземельных металлов с кислотой:

Mg3B2 + 6HCl = B2H6 + 3MgCl2

При сильном нагревании бор  проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний (Si) или фосфор (P) из их оксидов:

3SiO2 + 4B = 3Si + 2B2O3;

3Р2О5 + 10В = 5В2О3 + 6Р

Данное свойство бора можно  объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B2O3.

При отсутствии окислителей  бор устойчив к действию растворов  щелочей. В горячей азотной, серной кислотах и в царской водке  бор растворяется с образованием борной кислоты H3BO3. Оксид бора В2О3 —  типичный кислотный оксид. Он реагирует  с водой с образованием борной кислоты:

В2О3 + 3Н2О = 2H3BO3

При взаимодействии борной кислоты со щелочами возникают соли не самой борной кислоты — бораты (содержащие анион BO33–), а тетрабораты, например:

4H3BO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7Н2О

История открытия: с древности  в ювелирном деле применялось  содержащее бор соединение бура, известное  средневековым алхимикам под  арабским названием burag и латинским — Borax. Буру использовали как плавень — для пайки золота и серебра, для придания легкоплавкости глазури и стеклу. В начале XVIII века из буры было получено вещество, которое позднее стали называть борной кислотой. В 1808 году французские химики Л. Ж. Гей-Люссак и Л. Тенар и опоздавший на 9 дней английский химик Г. Дэви сообщили об открытии элемента. Они получили его прокаливанием борной кислоты с металлическим калием, который незадолго перед этим был открыт Дэви. Французские химики дали название элементу бор, а Дэви — борон (лат. Boron), последнее сохранилось в английском языке.

Нахождение в природе: в природе бор в свободном  виде не встречается. Важнейшие минералы: бура — Na2B4O7·10H2O (тетраборат натрия (Na), кернит — Na2B4O7·4H2O и другие природные бораты, сассолин (борная кислота) — H3BO3. Соединения бора (бораты, боросиликаты, бороаммосиликаты), часто в небольших концентрациях, входят в состав вулканических и осадочных пород. Присутствует в воде озер (особенно горьких) и морей. Содержание бора в земной коре 1·10–3 % по массе (28-е место), в воде океанов 4,41·10–4 % (4,4 мг/л).

  ГАЛЛИЙ (лат. Gallium), Ga, химический элемент III группы периодической системы, атомный номер 31, атомная масса 69,723.

Свойства:Галлий - относительно мягкий, ковкий металл, блестящего сереб ристого цвета с голубовато-серыми штрихами. Он плавится при 29,78 С (теплота плавления 19,16 кал/г). Закипает только при - 2230 C. Рас плавленный металл при охлаждении не застывает немедленно, если толь ко его не помешивать палочкой; без такого вмешательства он может ос таваться жидким месяцами. Свойства галлия, во многих отношениях от ением. В кристалле у каждого атома три соседа по слою. Один из них расположен на расстоянии 0,244 нм, а два других - на значительно большем расстоянии друг от друга - 0,271 нм. Расстояние между слоями также велико и составляет 0,274 нм. Поэтому можно считать, что крис талл галлия состоит из частиц Ga2, связанных между собой ван-дер-ва альсовыми силами. Этим объясняется его низкая температура плавления. Он имеет уникальный температурный интервал жидкого состояния (от 29,78 до 2230 C). Молекулы Ga2 сохраняются в жидком состоянии, тогда как в парах металлический галлий почти всегда одноатомен. Высокую температуру кипения галлия объясняют тем, что при плавлении

Химические свойства. На воздухе галлий устойчив при обычной температуре, так как покрывается, подобно алюминию, прочной оксидной плёнкой. Выше 260 C в сухом кислороде наблюдается медленное окисление. Воду не разлага- ет. В серной и соляной кислотах галлий растворяется медленно, в плавиковой - быстро, в азотной кислоте на холоду - устойчив. В горячих растворах щелочей галлий медленно растворяется.

2Ga + 6H2O + 6NaOH = 3H2 + 2Na3[Ga(OH)6]

Хлор и бром сильно действуют  на металл уже на холоду.

С йодом галлий соединяется  при нагревании. При накаливании  галлий соединяет ся с кислородом и серой. Расплавленный галлий при температурах выше 300 C взаимодействует со всеми конструкционными металлами и сплавами. Из водного раствора галлий легко можно выделить элек тролитически, но количественно это сделать трудно.

Нормальный потенциал  галлия относительно нормального водород- ного электрода равен - 0,52 в. Галлий взаимодействует практически со всеми металлами, кроме подгруппы цинка, скандия и титана. Последним соответствуют двойные системы, которые имеют либо эв тектический характер, либо (в случае тяжелых металлов - Cd, Hg, Tl, Bi, Pb) ограниченную взаимную растворимость в жидком состоянии. Для этих металлов не характерно также образование непрерывных твердых растворов; наибольшей растворимостью (0,85 ат. % ) в галлии обладает цинк. В отдельную группу выделяются щелочные металлы. Они образуют с галлием сравнительно высокоплавкие соединения, большей частью сос тава M5Ga8 и MGa4. Твердых растворов в этих системах нет совсем. В областях, прилегающих к щелочным металлам, наблюдается расслаивание (кроме системы с литием и, возможно, с натрием). Все остальные металлы (переходные, кроме подгруппы цинка, Щелочноземельные, а также лантаниды и актиниды) образуют с таллием большое число интерметаллических соединений (до 5 - 6 и более в од- ной системе). Они не имеют областей расслоения, однако для них характерно наличие широких областей твердых растворов на основе этих металлов (до 20 - 30 ат. %) при отсутствии растворимости в галлии. Некоторые из образующихся в этих системах интерметаллидов обладают высокими температурами плавления. Но наибольший интерес представляют соединения V3Ga и их аналоги с относительно высокими температурами перехода в сверхпроводящее состояние. Сплавы металлов с галлием, жидкие при комнатной температуре, называются галламами.

Наиболее стойки к воздействию  галлия при нагревании бериллий

(до 1000), вольфрам (до 300), тантал (до 450), молибден и ниобий (до 400).

ТАЛЛИЙ (лат. Тhallium), Tl, химический элемент III группы периодической системы, атомный номер 81, атомная масса 204,383.

Свойства: серебристо-белый металл с сероватым оттенком, мягкий и легкоплавкий; плотность 11,849 г/см3, tпл 303,6 °С.

Химические свойства

На воздухе таллий покрывается  черной пленкой оксидов Tl2O и Tl2O3. С  водой, не содержащей кислорода, таллий не реагирует. В присутствии кислорода  образуется гидроксид TlOH:

4Tl+2H2O+O2 = 4TlOH.

Озон окисляет таллий до Tl2O3. С этанолом таллий взаимодействует, образуя алкоголят:

2Tl+2C2H5OH = 2C2H5OTl+H2,

если реакцию вести  в струе воздуха, образуются вода и алкоголят. В соляной кислоте  таллий пассивируется, так как образуется нерастворимый хлорид TlCl. Таллий взаимодействует с азотной и серной кислотами. Со щелочами без окислителей не взаимодействует. При комнатной температуре реагирует с галогенами. С фосфором, мышьяком, серой реагирует при нагревании. С водородом, азотом, аммонием, углеродом, кремнием, бором и сухим CO2 таллий не взаимодействует.

 

Соединения таллия (I) по своему химическому поведению напоминают соединения калия, серебра и свинца. Соединения Tl (III) — сильные окислители, неустойчивы к нагреванию и подвергаются гидролизу. Их получают, окисляя соединения Tl (I) сильными окислителями (персульфатом калия K2S2O8, броматом калия KBrO3 или бромной водой).