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

Kako se nuklearni naboj povećava, mnoge od najvažnijih karakteristika elemenata se mijenjaju nemonotono, uključujući atomski radijus. U skladu s tim, svojstva jednostavnih tvari, oksida, hidroksida i drugih spojeva ovih elemenata imaju dvosmislenu prirodu promjene. Posebno se oštro ističe prvi element podgrupe - bor, koji je jedini nemetal među s 2 p 1 elementima. Bor pokazuje dijagonalnu sličnost sa elementom glavne podgrupe grupe IV - silicijum Si.

aluminijum - suštinski element podgrupa takođe ima niz specifičnosti koje je razlikuju od bora, s jedne strane, i od podgrupe galija, s druge strane.

Karakteristične veze

			Hidroksidi
	karakter	Odnos prema vodi		karakter	Odnos prema vodi
	kiselina	visoko rastvorljiv	H3BO3 H	slaba kiselina 1-glavni	visoko rastvorljiv
	amfoterično	nerastvorljiv	Al(OH) 3 H3AlO3 HAlO2 H	amfoterično	nerastvorljiv
	amfoterično	nerastvorljiv	Ga(OH)3 H3GaO3 HGaO2	amfoterno (idealni amfolit)	nerastvorljiv
	osnovni sa slabim znacima amfoternosti	nerastvorljiv		amfoterno (prevladavaju osnovna svojstva)	nerastvorljiv
	osnovni	rastvorljiv		baza (slično alkalijama)	visoko rastvorljiv

Aluminijum

13 Al 3s 2 3p 1

1 stabilni izotop 27 Al

Clark ima 8,8% mase u zemljinoj kori, najzastupljeniji metal. Nije pronađeno u slobodnom obliku.
Glavni oblik pojave u prirodi je Al 2 O 3 (sastavljen od raznih silikata, feldspata i gline). Takođe se nalazi u obliku dvostrukih soli: KAl(SO 4) 2, Na 3 itd.

Fizička svojstva

Jednostavna supstanca aluminijum je lagan, paramagnetski metal srebrno-bele boje, lak za formiranje, livenje i mašinsku obradu. Aluminij ima visoku toplinsku i električnu provodljivost i otpornost na koroziju zbog brzog stvaranja jakih oksidnih filmova koji štite površinu od daljnje interakcije. Aluminij ima visoku električnu i toplinsku provodljivost i vrlo je reflektirajući. Po električnoj provodljivosti zauzima 4. mjesto iza Cu, Ag, Au.

Metode dobijanja

1. Elektroliza taline AlCl 3:

2AlCl 3 = 2Al + 3Cl 2

2. Glavna industrijska metoda je elektroliza taline Al 2 O 3 (aluminij) u 3NaF AlF 3 kriolitu:

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

3. Termički vakuum:

AlCl 3 + ZK = Al + 3KCl

Hemijska svojstva

Al je veoma hemijski aktivan metal, ali se u normalnim uslovima ponaša prilično inertno - ima visoku temperaturu paljenja, a sa mnogim supstancama reaguje samo na visokim temperaturama; sve reakcije koje uključuju Al prolaze kroz početni spor period. Ovo hemijsko ponašanje aluminijuma objašnjava se prisustvom na njegovoj površini vrlo tankog, izdržljivog filma otpornog na gas i vodu od Al 2 O 3. Ako je integritet ovog filma oštećen, AI reagira s mnogim supstancama kao aktivnim redukcijskim agensom:

Al 0 - Ze - → Al 3+

U velikoj većini spojeva, atomi aluminija su povezani sa susjednim atomima jonskim vezama.

1. Interakcija sa kiseonikom i drugim nemetalima (halogeni, sumpor, azot, ugljenik). Al u prahu (aluminijski prah) najaktivnije reagira.

a) 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Na uobičajenim temperaturama reakcija se odvija samo na površini. Nakon zagrijavanja do temperature paljenja, zdrobljeni Al gori sa visokim egzotermnim efektom.

b) 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 hlorid

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3 bromid

2Al + 3I 2 = 2AlI 3 jodid

Reakcija sa I 2 odvija se u prisustvu vode. Sa F 2 nema reakcije. jer se u prvom trenutku formira jak površinski sloj AlF 3.

c) 2Al + 3S = Al 2 S 3 sulfid

2Al + N 2 = 2AlN nitrid

4Al + ZS = AlC 3 karbid

d) C H 2 aluminijum se ne kombinuje direktno.

2. Interakcija sa vodom u prisustvu alkalija.

Uloga alkalija.

1) rastvaranje oksidnog filma Al 2 O 3;

2) sprečavanje stvaranja nerastvorljivog hidroksida Al(OH) 3.

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

Na - natrijum tetrahidroksoaluminat

U odsustvu alkalija, aluminijum može istisnuti H2 iz vode pod sledećim uslovima:

1) ako je njegova površina amalgamirana (prevučena živom);

2) u vakuumu ili u okruženju inertnog gasa nakon prethodnog čišćenja metalne površine od oksidnog filma.

3. Interakcija sa “neoksidirajućim” kiselinama (HCl, H 2 SO 4 dil., itd.)

2Al + 6H + → 2Al 3+ + 3H 2

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

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

4. Interakcija sa vrlo koncentriranim HNO 3 i H 2 SO 4

Na normalnoj temperaturi ne dolazi do reakcija, jer dolazi do pasivizacije površine Al, povezane s uvođenjem atomskog ili molekularnog kisika u nju, kao i stvaranjem njegovih netopivih spojeva s Al.

Kada se zagrije, reakcije se odvijaju prilično aktivno:

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

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

5. Interakcija s razrijeđenim HNO 3

Reakcija se odvija sporo na normalnoj temperaturi, a brže kada se zagrije.

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

8Al + 30HNO 3 čisto razrijeđeno = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9 2 O

6. Interakcija sa organskim kiselinama

Reakcije se javljaju s razrijeđenom octenom i limunskom kiselinom kada se zagrijavaju, a ubrzavaju se u prisustvu NaCl:

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

7. Redukcija metala iz njihovih oksida (aluminotermija)

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

Pošaljite svoj dobar rad u bazu znanja je jednostavno. Koristite obrazac ispod

Studenti, postdiplomci, mladi naučnici koji koriste bazu znanja u svom studiranju i radu biće vam veoma zahvalni.

Objavljeno na http://www.allbest.ru/

Treća grupa periodnog sistema obuhvata veoma veliki broj hemijskih elemenata, budući da njen sastav, pored elemenata glavne i sekundarne podgrupe, uključuje elemente sa rednim brojevima 58-71 (lantanidi) i sa rednim brojevima 90-103 ( aktinidi). Razmotrićemo lantanoide i aktinide zajedno sa elementima njihove sekundarne podgrupe. aluminijum galijum indijum

Elemente glavne podgrupe treće grupe - bor, aluminijum, galijum, indijum i talij - karakteriše prisustvo tri elektrona u spoljašnjem elektronskom sloju atoma.

Aluminijum je glavni predstavnik metala glavne podgrupe III grupe periodnog sistema. Svojstva njegovih analoga - galijuma, indija i talija - podsećaju na svojstva aluminijuma, pošto svi ovi elementi imaju istu elektronsku konfiguraciju spoljašnjeg nivoa ns 2 nr 1 i mogu da ispolje +3 oksidaciono stanje.

Elektronska struktura elemenata glavne podgrupeIIIgrupe

Svi elementi grupe su trovalentni, ali sa povećanjem atomskog broja, valencija 1 postaje sve karakterističnija (Tl je pretežno monovalentna).

U seriji B--Al--Ga--In--Tl kiselost se smanjuje, a bazičnost hidroksida R(OH) 3 raste. H 3 VO 3 je kiselina, Al(OH) 3 i Ga(OH) 3 su amfoterne baze, In(OH) 3 i Tl(OH) 3 su tipične baze. TlON je jaka baza.

Zatim ćemo razmotriti svojstva elemenata: detaljnije - aluminijum, kao tipičan predstavnik p-metala, izuzetno široko rasprostranjen u praksi, bor, kao predstavnik "polumetala" i koji pokazuje anomalne osobine u poređenju sa svim ostali elementi podgrupe.

Aluminijum je najzastupljeniji metal na Zemlji (3. mjesto među svim elementima; 8% sastava zemljine kore). Ne pojavljuje se u prirodi kao slobodan metal; je dio glinice (Al 2 O 3), boksita (Al 2 O 3 * xH 2 O). Osim toga, aluminijum se nalazi u obliku silikata u stijenama kao što su glina, liskun i feldspat.

Fizička svojstva.

Aluminij u slobodnom obliku je srebrno-bijeli metal visoke toplinske i električne provodljivosti. Aluminij ima malu gustoću - oko tri puta manju od željeza ili bakra, a istovremeno je i izdržljiv metal.

Bor postoji u nekoliko alotropskih modifikacija. Amorfni bor je tamno smeđi prah. Kristalni bor je sivo-crne boje, s metalnim sjajem. U pogledu tvrdoće, kristalni bor zauzima drugo mjesto (poslije dijamanta) među svim supstancama. Na sobnoj temperaturi, bor slabo provodi struja; baš kao i silicijum, ima poluprovodna svojstva.

Hemijska svojstva.

Površina aluminijuma je obično prekrivena izdržljivim filmom od Al 2 O 3 oksida, koji ga štiti od interakcije sa okruženje. Ako se ovaj film ukloni, metal može snažno reagirati s vodom:

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

U obliku strugotine ili praha, sjajno gori na zraku, oslobađajući veliku količinu topline:

2Al + 3/2O 2 = Al 2 O 3 + 1676 kJ.

Ova se okolnost koristi za dobivanje niza metala iz njihovih oksida aluminotermijom. Ovo je naziv za redukciju aluminijumom u prahu onih metala čija je toplota stvaranja oksida manja od toplote stvaranja Al 2 O 3, na primer:

Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3 + 539 kJ.

Bor je, za razliku od aluminijuma, hemijski inertan (posebno kristalan). Dakle, on reaguje sa kiseonikom samo na veoma visokim temperaturama (> 700°C) sa stvaranjem bornog anhidrida B 2 O 3:

2B + ZO 2 = 2B 2 O 3,

Bor ni pod kojim uslovima ne reaguje sa vodom. Na još višoj temperaturi (> 1200°C) reagira s dušikom, dajući bor nitrid (koristi se za proizvodnju vatrostalnih materijala):

Bor reaguje samo sa fluorom na sobnoj temperaturi, dok se reakcije sa hlorom i bromom javljaju samo pri jakom zagrevanju (400 odnosno 600 °C); u svim ovim slučajevima formira BHal 3 trihalide - isparljive tekućine koje se ispare u zraku i lako se hidroliziraju vodom:

2B + 3Hal 2 = 2BAl 3.

Kao rezultat hidrolize nastaje ortoborna (borova) kiselina H 3 BO 3:

VNal ​​3 + 3H 2 O = H 3 VO 3 + ZNNAl.

Za razliku od bora, aluminij već na sobnoj temperaturi aktivno reagira sa svim halogenima, stvarajući halogenide. Kada se zagrije, reagira sa sumporom (200 °C), dušikom (800 °C), fosforom (500 °C) i ugljikom (2000 °C):

2Al + 3S = Al 2 S 3 (aluminijum sulfid),

2Al + N 2 = 2AlN (aluminijum nitrid),

Al + P = AlP (aluminijum fosfid),

4Al + 3C = Al 4 C 3 (aluminijum karbid).

Sva ova jedinjenja su potpuno hidrolizovana da bi nastali aluminijum hidroksid i, shodno tome, sumporovodik, amonijak, fosfin i metan.

Aluminij se lako otapa u klorovodičnoj kiselini bilo koje koncentracije:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + ZH 2 ^.

Koncentrovane sumporne i azotne kiseline nemaju uticaja na aluminijum na hladnoći. Kada se zagrije, aluminijum može reducirati ove kiseline bez otpuštanja vodika:

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

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

Aluminij se rastvara u razrijeđenoj sumpornoj kiselini, oslobađajući vodonik:

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

U razrijeđenoj dušičnoj kiselini, reakcija se nastavlja oslobađanjem dušikovog oksida (II):

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

Aluminij se otapa u otopinama alkalija i karbonata alkalnih metala da nastane tetrahidroksialuminate:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 ^.

Kiseline koje nisu oksidanti ne reagiraju s borom i samo ga koncentrirani HNO 3 oksidira u bornu kiselinu:

B + HNO3(konc) + H2O = H3BO3 + NO^.

Galij(lat. Gallium), Ga, hemijski element III grupe periodnog sistema D.I. Mendeljejeva, redni broj 31, atomska masa 69,72; srebrno-bijeli meki metal. Sastoji se od dva stabilna izotopa sa masenim brojevima 69 (60,5%) i 71 (39,5%).

Postojanje galijuma ("eka-aluminijum") i njegova osnovna svojstva predvidio je 1870. D.I. Mendeljejev. Element je otkriven spektralnom analizom u pirinejskoj mešavini cinka i izolovan je 1875. od strane francuskog hemičara P. E. Lecoqa de Boisbaudrana; nazvan po Francuskoj (lat. Gallia). Tačna podudarnost svojstava Galijuma sa onima predviđenim bio je prvi trijumf periodnog sistema.

Prosječan sadržaj galijuma u zemljinoj kori je relativno visok, 1,5·10 -3% po masi, što je jednako sadržaju olova i molibdena. Galijum je tipičan element u tragovima. Jedini galijumov mineral, galit CuGaS 2, veoma je redak. Geohemija galija je usko povezana sa geohemijom aluminijuma, što je posledica sličnosti njihovih fizičko-hemijskih svojstava. Glavni dio galijuma u litosferi sadržan je u mineralima aluminija. Sadržaj galija u boksitima i nefelinima kreće se od 0,002 do 0,01%. Povećane koncentracije galijuma primećuju se i u sfaleritima (0,01-0,02%), u kamenom uglju (zajedno sa germanijumom), kao iu nekim rudama gvožđa.

Fizička svojstva galija. Galijum ima ortorombičnu (pseudo-tetragonalnu) rešetku sa parametrima a = 4,5197E, b = 7,6601E, c = 4,5257E. Gustina (g/cm3) čvrstog metala je 5,904 (20°C), tečnog metala 6,095 (29,8°C), odnosno pri očvršćavanju se povećava zapremina galijuma; temperatura topljenja 29,8°C, temperatura ključanja 2230°C. Prepoznatljiva karakteristika Galijum ima veliki raspon tečnog stanja (2200°C) i nizak pritisak pare na temperaturama do 1100-1200°C. Specifični toplotni kapacitet čvrstog galijuma je 376,7 J/(kg K), odnosno 0,09 cal/(g deg) u rasponu od 0-24°C, tečnog galijuma, odnosno 410 J/(kg K). ), odnosno 0,098 cal /(g deg) u rasponu od 29-100°C. Električna otpornost (ohm cm) čvrstog galijuma je 53,4·10 -6 (0°C), tečnog 27,2·10 -6 (30°C). Viskozitet (poise = 0,1 n sec/m2): 1,612 (98°C), 0,578 (1100°C), površinski napon 0,735 n/m (735 dyne/cm) (30°C u atmosferi H2). Koeficijenti refleksije za talasne dužine 4360E i 5890E su 75,6% odnosno 71,3%. Presjek hvatanja toplinskih neutrona je 2,71 barna (2,7·10 -28 m2).

Hemijska svojstva galija.

Galijum je stabilan u vazduhu na uobičajenim temperaturama. Iznad 260°C, spora oksidacija se opaža u suhom kisiku (oksidni film štiti metal). Galijum se sporo otapa u sumpornoj i hlorovodoničnoj kiselini, brzo u fluorovodoničnoj kiselini, a stabilan je na hladnoći u azotnoj kiselini. Galijum se polako otapa u vrućim alkalnim rastvorima. Hlor i brom reaguju sa galijumom na hladnom, jod - kada se zagreju. Rastopljeni galijum na temperaturama iznad 300°C stupa u interakciju sa svim konstrukcijskim metalima i legurama.

Najstabilnija su trovalentna jedinjenja galijuma, koja su po mnogo čemu slična hemijskim jedinjenjima aluminijuma. Osim toga, poznata su mono- i dvovalentna jedinjenja. Viši oksid Ga 2 O 3 je bijela tvar, nerastvorljiva u vodi. Odgovarajući hidroksid precipitira iz rastvora galijumovih soli u obliku belog želatinoznog taloga. Ima izražen amfoterni karakter. Pri otapanju u lužinama nastaju galati (na primjer, Na), pri otapanju u kiselinama nastaju galijeve soli: Ga 2 (SO 4) 3, GaCl 3 itd. Kisela svojstva galijevog hidroksida su izraženija od aluminijum hidroksid [Oseg oslobađanja Al (OH) 3 je u pH opsegu = 10,6-4,1, a Ga(OH) 3 unutar pH opsega = 9,7-3,4].

Za razliku od Al(OH) 3, galijum hidroksid se otapa ne samo u jakim alkalijama, već iu rastvorima amonijaka. Kada prokuva, iz rastvora amonijaka ponovo se taloži galijum hidroksid.

Od soli galijuma najveća vrijednost imaju GaCl 3 hlorid (topiti 78°C, ključati 200°C) i Ga 2 (SO 4) 3 sulfat. Potonji, sa sulfatima alkalnih metala i amonijuma, formira dvostruke soli tipa stipse, na primjer (NH 4)Ga(SO 4) 2 12H 2 O. Galij formira ferocijanid Ga 4 3, koji je slabo rastvorljiv u vodi i razrijeđen kiseline, koje se mogu koristiti za odvajanje od Al i niza drugih elemenata.

Dobivanje galijuma. Glavni izvor dobijanja galija je proizvodnja aluminijuma. Prilikom obrade boksita Bayerovom metodom, galijum se koncentriše u cirkulišućim matičnim tečnostima nakon odvajanja Al(OH) 3 . Galij se izoluje iz takvih rastvora elektrolizom na živinoj katodi. Iz alkalnog rastvora dobijenog tretiranjem amalgama vodom, taloži se Ga(OH) 3, koji se rastvara u lužini i galijum se izoluje elektrolizom.

U natrijum-krečnom metodi prerade rude boksita ili nefelina, galijum se koncentriše u poslednjim frakcijama sedimenta koji se oslobađaju tokom procesa karbonizacije. Za dodatno obogaćivanje, talog hidroksida se tretira krečnim mlijekom. U tom slučaju većina Al ostaje u sedimentu, a galijum prelazi u rastvor, iz kojeg se propuštanjem CO 2 izoluje koncentrat galija (6-8% Ga 2 O 3 ). potonji se rastvara u lužini, a galijum se izoluje elektrolitički.

Izvor galijuma može biti i zaostala legura anode iz procesa rafiniranja Al troslojnom metodom elektrolize. U proizvodnji cinka izvori galijuma su sublimati (Welz oksidi) koji nastaju tokom obrade jalovine luženja cinka.

Tečni galijum dobijen elektrolizom alkalnog rastvora, ispran vodom i kiselinama (HCl, HNO 3), sadrži 99,9-99,95% Ga. Čistiji metal se dobija topljenjem u vakuumu, zonskim topljenjem ili izvlačenjem jednog kristala iz taline.

Primena galija. Najperspektivnija primena galija je u obliku hemijskih jedinjenja kao što su GaAs, GaP, GaSb, koji imaju poluprovodnička svojstva. Mogu se koristiti u visokotemperaturnim ispravljačima i tranzistorima, solarnim panelima i drugim uređajima gdje se može koristiti fotoelektrični efekat u blokirnom sloju, kao i u prijemnicima infracrvenog zračenja. Galij se može koristiti za izradu optičkih ogledala koja imaju visoku refleksiju. Predložena je legura aluminijuma sa galijumom umesto žive kao katoda za lampe ultraljubičastog zračenja koje se koriste u medicini. Predlaže se korištenje tekućeg galija i njegovih legura za proizvodnju visokotemperaturnih termometara (600-1300°C) i mjerača tlaka. Interesantna je upotreba galija i njegovih legura kao tečnog rashladnog sredstva u energetskim nuklearnim reaktorima (ovo je otežano aktivnom interakcijom galija na radnim temperaturama sa konstrukcijskim materijalima; eutektička legura Ga-Zn-Sn ima manje korozivno dejstvo od čiste galijum).

Indija(lat. Indium), In, hemijski element III grupe periodnog sistema Mendeljejeva; atomski broj 49, atomska masa 114,82; bijeli sjajni mekani metal. Element se sastoji od mješavine dva izotopa: 113 In (4,33%) i 115 In (95,67%); potonji izotop ima vrlo slabu β-radioaktivnost (vrijeme poluraspada T S = 6·10 14 godina).

Godine 1863. njemački naučnici F. Reich i T. Richter, tokom spektroskopske studije cinkove mješavine, otkrili su nove linije u spektru koje pripadaju nepoznatom elementu. Na osnovu jarko plave (indigo) boje ovih linija, novi element je nazvan indijum.

Rasprostranjenost Indije u prirodi. Indijum je tipičan element u tragovima, njegov prosečan sadržaj u litosferi je 1,4·10 -5% mase. Tokom magmatskih procesa dolazi do blagog nakupljanja indija u granitima i drugim kiselim stijenama. Glavni procesi indijske koncentracije u zemljinoj kori povezani su s vrućim vodenim otopinama koje formiraju hidrotermalne naslage. Indijum je povezan sa Zn, Sn, Cd i Pb. Sfaleriti, halkopirit i kasiterit obogaćeni su indijem u prosjeku 100 puta (sadržaj oko 1,4·10 -3%). Poznata su tri minerala Indije - nativni Indij, rokezit CuInS 2 i indite In 2 S 4, ali su svi izuzetno rijetki. Akumulacija Indije u sfaleritima (do 0,1%, ponekad i 1%) je od praktične važnosti. Obogaćivanje Indije je tipično za ležišta pacifičkog rudnog pojasa.

Fizička svojstva Indija.

Kristalna rešetka Indije je tetragonalna lice-centrirana sa parametrima a = 4,583E i c = 4,936E. Atomski radijus 1,66E; jonski radijusi In 3+ 0,92E, In + 1,30E; gustina 7,362 g/cm3. Indijum je topljiv, njegova tačka topljenja je 156,2 °C; tačka ključanja 2075 °C. Temperaturni koeficijent linearne ekspanzije 33·10 -6 (20 °C); specifični toplotni kapacitet na 0-150°C 234,461 J/(kg K), ili 0,056 cal/(g °C); električna otpornost na 0°C 8,2·10 -8 ohm·m, ili 8,2·10 -6 ohm·cm; modul elastičnosti 11 n/m 2, ili 1100 kgf/mm 2; Tvrdoća po Brinellu 9 Mn/m 2 ili 0,9 kgf/mm 2.

Hemijska svojstva Indija.

U skladu sa elektronskom konfiguracijom atoma 4d 10 5s 2 5p 1 Indijum u jedinjenjima pokazuje valencu 1, 2 i 3 (pretežno). Na zraku, u čvrstom kompaktnom stanju, indijum je stabilan, ali oksidira na visokim temperaturama, a iznad 800°C gori ljubičasto-plavim plamenom, dajući In 2 O 3 oksid - žute kristale, vrlo topljive u kiselinama. Kada se zagreje, indijum se lako kombinuje sa halogenima, formirajući rastvorljive halogenide InCl 3, InBr 3, InI 3. Zagrevanjem Indije u struji HCl dobija se InCl 2 hlorid, a kada para InCl 2 prelazi preko zagrejanog In, nastaje InCl. Sa sumporom, indijum formira sulfide In 2 S 3, InS; daju jedinjenja InS·In 2 S 3 i 3InS·In 2 S 3. U vodi u prisustvu oksidatora, indijum polako korodira sa površine: 4In + 3O 2 + 6H 2 O = 4In(OH) 3. Indijum je rastvorljiv u kiselinama, njegov normalni elektrodni potencijal je -0,34 V, i praktično nerastvorljiv u alkalijama. Indijske soli se lako hidroliziraju; produkt hidrolize - bazične soli ili hidroksid In(OH) 3. Potonji je visoko rastvorljiv u kiselinama i slabo rastvorljiv u rastvorima alkalija (sa stvaranjem soli - indata): In(OH) 3 + 3KOH = K 3. Jedinjenja indija nižih oksidacionih stanja su prilično nestabilna; halogenidi InHal i crni oksid In 2 O su veoma jaki redukcioni agensi.

Receipt India.

Indijum se dobija iz otpada i poluproizvoda iz proizvodnje cinka, olova i kalaja. Ova sirovina sadrži od hiljaditih do desetinki procenta Indije. Ekstrakcija Indije sastoji se od tri glavne faze: dobijanje obogaćenog proizvoda - Indijskog koncentrata; prerada koncentrata u grubi metal; rafiniranje. U većini slučajeva, sirovina se tretira sumpornom kiselinom, a indij se prenosi u rastvor, iz kojeg se koncentrat izoluje hidrolitičkim taloženjem. Grubi indijum se izoluje uglavnom cementacijom na cinku ili aluminijumu. Rafiniranje se vrši hemijskim, elektrohemijskim, destilacionim i kristalofizičkim metodama.

Aplikacija Indija.

Indijum i njegovi spojevi (na primjer, InN nitrid, InP fosfid, InSb antimonid) se najčešće koriste u tehnologiji poluvodiča. Indijum se koristi za razne antikorozivne premaze (uključujući premaze za ležajeve). Indijumski premazi imaju visoku refleksivnost, koja se koristi za izradu ogledala i reflektora. Neke legure indija su od industrijskog značaja, uključujući legure niskog taljenja, lemove za lepljenje stakla na metal i druge.

Talij(lat. Talij), Tl, hemijski element III grupe periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 81, atomska masa 204,37; na svježem rezu je sivi sjajni metal; odnosi se na rijetke elemente u tragovima. U prirodi element predstavljaju dva stabilna izotopa 203 Tl (29,5%) i 205 Tl (70,5%) i radioaktivni izotopi 207 Tl - 210 Tl - članovi radioaktivne serije. Vještački su dobijeni radioaktivni izotopi 202 Tl (T S = 12,5 dana), 204 Tl (T S = 4,26 godina), 206 Tl (T S = 4,19 min) i drugi. Talij je 1861. godine otkrio W. Crookes u mulju proizvodnje sumporne kiseline spektroskopskom metodom duž karakteristične zelene linije u spektru (otuda i naziv: od grčkog thallos - mlada, zelena grana). Godine 1862. francuski hemičar C. O. Lamy prvi je izolovao talij i utvrdio njegovu metalnu prirodu.

Rasprostranjenost talija u prirodi. Prosječan sadržaj talija u zemljinoj kori (klarka) iznosi 4,5·10 -5% mase, ali je zbog ekstremne disperzije njegova uloga u prirodnim procesima mala. U prirodi se pretežno nalaze spojevi jednovalentnog i rjeđe trovalentnog talijuma. Kao i alkalni metali, talij je koncentrisan u gornjem delu zemljine kore - u granitnom sloju (prosečan sadržaj 1,5 10 -4%), u bazičnim stenama je manji (2 10 -5%), a u ultrabazičnim stenama samo 1 10 -6%. Poznato je samo sedam minerala talijuma (na primjer, krstit, lorandit, vrbait i drugi), svi su izuzetno rijetki. Najveću geohemijsku sličnost talijum ima sa K, Rb, Cs, kao i sa Pb, Ag, Cu, Bi. Talij lako migrira u biosferi. Iz prirodnih voda se sorbira ugljem, glinom, manganovim hidroksidom i akumulira se tokom isparavanja vode (na primjer, u jezeru Sivash do 5·10 -8 g/l).

Fizička svojstva talijuma

Talij je mekan metal, lako oksidira na zraku i brzo tamni. Talij pri pritisku od 0,1 Mn/m2 (1 kgf/cm2) i temperaturi ispod 233 °C ima heksagonalnu zbijenu rešetku (a = 3,4496E; c = 5,5137E), iznad 233 °C - telo centriranu kubni (a = 4.841E), pri visokim pritiscima 3.9 H/m 2 (39.000 kgf/cm 2) - kubični centrirani; gustina 11,85 g/cm 3 ; atomski radijus 1,71 E, jonski radijusi: Tl + 1,49 E, Tl 3+ 1,05 E; Tačka topljenja 303,6 °C; Tačka ključanja 1457 °C, specifični toplotni kapacitet 0,130 kJ/(kg K) na 20-100 °C; temperaturni koeficijent linearne ekspanzije 28·10 -6 na 20 °C i 41.5·10 -6 na 240-280 °C; toplotna provodljivost 38,94 W/(m -K). Električna otpornost na 0 °C (18·10 -6 ohm -cm); temperaturni koeficijent električnog otpora 5,177·10 -3 - 3,98·10 -3 (0-100 °C). Temperatura prijelaza u supravodljivo stanje je 2,39 K. Talij je dijamagnetičan, njegova specifična magnetna osjetljivost je -0,249·10 -6 (30 °C).

Hemijska svojstva talijuma.

Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma Tl 6s 2 6r 1 ; u jedinjenjima ima oksidacijsko stanje +1 i +3. Talij reaguje sa kiseonikom i halogenima već na sobnoj temperaturi, a sa sumporom i fosforom kada se zagreje. Dobro se otapa u azotnim kiselinama, manje u sumpornim kiselinama, a ne otapa se u halogenovodonicima, mravlja, oksalna i sirćetna kiselina. Ne reaguje sa alkalnim rastvorima; svježe destilovana voda, koja ne sadrži kisik, nema utjecaja na talij. Glavna jedinjenja sa kiseonikom su oksid (I) Tl 2 O i oksid (III) Tl 2 O 3. Talijev (I) oksid i Tl (I) soli (nitrat, sulfat, karbonat) su rastvorljivi; hromat, dihromat, halogenidi (osim fluorida), kao i talijum (III) oksid - slabo su rastvorljivi u vodi. Tl(III) formira veliki broj kompleksnih spojeva sa neorganskim i organskim ligandima. Tl (III) halogenidi su visoko rastvorljivi u vodi. Tl(I) jedinjenja su od najveće praktične važnosti.

Dobivanje talija.

U industrijskim razmjerima, tehnički talij se dobiva kao nusproizvod preradom sulfidnih ruda obojenih metala i željeza. Dobija se iz poluproizvoda proizvodnje olova, cinka i bakra. Izbor metode obrade sirovine zavisi od njenog sastava. Na primjer, za ekstrakciju talijuma i drugih vrijednih komponenti iz prašine proizvodnje olova, materijal se sulfatira u fluidiziranom sloju na 300-350 °C. Dobivena sulfatna masa se izluži vodom, a talij se ekstrahuje iz rastvora sa 50% rastvorom tributil fosfata u kerozinu koji sadrži jod, a zatim ponovo ekstrahuje sumpornom kiselinom (300 g/l) uz dodatak 3% vodonika. peroksid. Metal se izoluje iz reekstrakta cementacijom na cink limovima. Nakon topljenja pod slojem kaustične sode, dobija se talij čistoće od 99,99%. Za dublje prečišćavanje metala koriste se elektrolitička rafinacija i kristalizacija. aluminijum, galijum, indijum

Primjena talijuma.

U tehnologiji se talij koristi uglavnom u obliku jedinjenja. Monokristali čvrstih rastvora halogenida TlBr - TlI i TlCl - TlBr (u tehnologiji poznati kao KRS-5 i KRS-6) koriste se za proizvodnju optičkih delova u infracrvenim uređajima; TlCl i TlCl-TlBr- kristali kao radijatori za Čerenkovske brojače. Tl 2 O je komponenta nekih optičkih stakala; sulfidi, oksisulfidi, selenidi, teluridi - komponente poluvodičkih materijala koji se koriste u proizvodnji fotootpornika, poluvodičkih ispravljača, vidikona. Vodeni rastvor mešavine mravljeg i talijevog malonata (teška Clerici tečnost) se široko koristi za odvajanje minerala po gustini. Talijev amalgam, koji se stvrdnjava na -59°C, koristi se u niskotemperaturnim termometrima. Metalni talij se koristi za proizvodnju legura ležajeva i niskog topljenja, kao i u mjeračima kisika za određivanje kisika u vodi. 204 Tl se koristi kao izvor beta zračenja u radioizotopskim uređajima.

Bor(lat. Borum), B, hemijski element III grupe periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 5, atomska masa 10.811; Kristali su sivkasto-crni (veoma čisti bor je bezbojan). Prirodni bor se sastoji od dva stabilna izotopa: 10 B (19%) i 11 B (81%).

Ranije poznato jedinjenje bora - boraks - spominje se u spisima alhemičara pod arapskim nazivom "burak" i latinskim Borax, od kojeg dolazi i naziv "bor". Slobodni bor (nečist) prvi su dobili francuski hemičari J. Gay-Lussac i L. Thénard 1808. zagrijavanjem bornog anhidrida B 2 O 3 sa metalnim kalijumom. Ukupni sadržaj bora u zemljinoj kori iznosi 3·10 -4% po masi. Bor se ne nalazi u prirodi u slobodnom stanju. Mnoga jedinjenja bora su široko rasprostranjena, posebno u niskim koncentracijama. U obliku borosilikata, borata, boroaluminosilikata, kao i kao izomorfna nečistoća u drugim mineralima, bor je dio mnogih magmatskih i sedimentnih stijena. Jedinjenja bora nalaze se u naftnim vodama, morskoj vodi, slanim jezerima, toplim izvorima, u vulkanskom i brdskom blatu, te u mnogim tlima.

Fizička svojstva bora.

Poznato je nekoliko kristalnih modifikacija bora, a za dvije od njih je rendgenskom difrakcijskom analizom uspjela u potpunosti odrediti kristalnu strukturu, koja se u oba slučaja pokazala vrlo složenom. Atomi bora čine trodimenzionalni okvir u ovim strukturama, slično atomima ugljika u dijamantu. Ovo objašnjava visoku tvrdoću bora. Međutim, struktura okvira u Bohrovim strukturama je mnogo složenija nego kod dijamanta. Glavna strukturna jedinica u Bohrovim kristalima su dvadeset hedra (ikosaedra), na vrhovima svakog od kojih se nalazi 12 atoma bora. Ikosaedri su međusobno povezani i direktno i preko posrednih Borovih atoma koji nisu dio nijednog ikosaedra. S ovom strukturom ispada da atomi bora u kristalima imaju različite koordinacijske brojeve: 4, 5, 6 i 5 + 2 (5 bliskih "susjeda" i 2 udaljenija). Budući da vanjska ljuska Borovog atoma sadrži samo 3 elektrona (elektronska konfiguracija 2s 2 2p 1), postoji znatno manje od dva elektrona za svaku vezu prisutna u kristalnom boru. U skladu sa modernim konceptima, u kristalima bora javlja se posebna vrsta kovalentne veze - multicentrična veza sa nedostatkom elektrona. U jonskim jedinjenjima, bor je 3-valentan. Takozvani “amorfni” bor, dobijen redukcijom B 2 O 3 metalnim natrijumom ili kalijumom, ima gustinu od 1,73 g/cm 3 . Čisti kristalni bor ima gustinu od 2,3 g/cm 3, tačku topljenja od 2030°C, tačku ključanja od 3860°C; Tvrdoća bora na mineraloškoj skali je 9, mikrotvrdoća je 34 Gn/m2 (3400 kgf/mm2). Kristalni bor je poluvodič. U normalnim uslovima, slabo provodi električnu energiju. Kada se zagrije na 800°C, Bohrova električna provodljivost se povećava za nekoliko redova veličine, a predznak provodljivosti se mijenja (elektronska na niskim temperaturama, rupa na visokim temperaturama).

Hemijska svojstva bora.

Hemijski, bor je u normalnim uslovima prilično inertan (aktivno reaguje samo sa fluorom), a kristalni bor je manje aktivan od amorfnog. Sa povećanjem temperature, aktivnost bora se povećava i on se spaja sa kiseonikom, sumporom i halogenima. Kada se zagrije na zraku do 700°C, bor gori crvenkastim plamenom, formirajući borni anhidrid B 2 O 3 - bezbojnu staklastu masu. Kada se zagreva iznad 900 °C, bor sa azotom formira bor nitrid BN, kada se zagreva sa ugljem - bor karbid B 4 C 3, sa metalima - boride. Bor ne reaguje primetno sa vodonikom; njegovi hidridi (borohidridi) se dobijaju indirektno. Na vrućoj temperaturi, bor stupa u interakciju s vodenom parom: 2B + 3H 2 O = B 2 O 3 + 3H 2. Bor se na uobičajenim temperaturama ne otapa u kiselinama, osim u koncentriranoj dušičnoj kiselini, koja ga oksidira u borovu kiselinu H 3 BO 3. Polako se rastvara u koncentrovanim alkalnim rastvorima da bi formirao borate.

U BF 3 fluoridu i drugim halogenidima, bor je vezan za halogene tri kovalentne veze. Budući da Borovom atomu u BX 3 halogenidu nedostaje par elektrona da dovrši stabilnu ljusku od 8 elektrona, molekuli halida, posebno BF 3 , vezuju molekule drugih supstanci koje imaju slobodne elektronske parove, kao što je amonijak.

U takvim kompleksnim jedinjenjima atom bora je okružen sa četiri atoma (ili grupe atoma), što odgovara koordinacionom broju 4 karakterističnom za bor u njegovim jedinjenjima. Važna kompleksna jedinjenja bora su borohidridi, na primer Na, i fluoroborna ili fluorovodična kiselina kiselina H, nastala od BF 3 i HF; Većina soli ove kiseline (fluoroborati) je rastvorljiva u vodi (sa izuzetkom soli K, Rb, Cs). Zajednička karakteristika samog bora i njegovih spojeva je njihova sličnost sa silicijumom i njegovim spojevima. dakle, borna kiselina, kao i silicijum, ima slaba kisela svojstva i rastvara se u HF da bi formirao gasoviti BF 3 (silicijum daje SiF 4). Borohidridi podsećaju na vodonik silikate, a bor karbid na silicijum karbid, itd. Zanimljiva je posebna sličnost modifikacija BN nitrida sa grafitom ili dijamantom. To je zbog činjenice da B i N atomi zajedno imitiraju 2 C atoma u svojoj elektronskoj konfiguraciji (B ima 3 valentna elektrona, N ima 5, dva C atoma imaju po 4). Ova analogija je tipična i za druga jedinjenja koja sadrže i bor i azot. Tako je borazan BH 3 -NH 3 sličan etanu CH 3 -CH 3, a borazen BH 2 =NH 2 i najjednostavniji borazin BH?NH su slični etilenu CH 2 =CH 2 i acetilenu CH?CH, respektivno. Ako trimerizacija acetilena C 2 H 2 daje benzen C 6 H 6, onda sličan proces vodi od borazina BHNH do borazola B 3 N 3 H 6.

Dobivanje bora.

Elementarni bor se dobija iz prirodnih sirovina u nekoliko faza. Razlaganjem borata toplom vodom ili sumpornom kiselinom (u zavisnosti od njihove rastvorljivosti) dobija se borna kiselina, a dehidratacijom se dobija borni anhidrid. Redukcija B 2 O 3 metalnim magnezijumom daje bor u obliku tamno smeđeg praha; Prečišćava se od nečistoća tretiranjem azotnom i fluorovodoničnom kiselinom. Iz njegovih halogenida dobija se veoma čist bor, neophodan u proizvodnji poluprovodnika: BCl 3 se redukuje vodonikom na 1200°C ili se pare BBr 3 razlažu na tantalnoj žici zagrijanoj na 1500°C. Čisti bor se takođe dobija termičkom razgradnjom borohidrida.

Primjena bora. Bor se dodaje u malim količinama (frakcijama) čeliku i nekim legurama radi poboljšanja njihovih mehaničkih svojstava; Već dodatak čeliku od 0,001-0,003% bora povećava njegovu čvrstoću (bor se obično unosi u čelik u obliku ferobora, odnosno legure željeza sa 10-20% bora). Površinsko zasićenje čeličnih dijelova borom (do dubine od 0,1-0,5 mm) poboljšava ne samo mehanička svojstva, već i otpornost čelika na koroziju. Zbog sposobnosti izotopa od 10 V da apsorbuje toplotne neutrone, koristi se za proizvodnju kontrolnih šipki nuklearnih reaktora, služi za zaustavljanje ili usporavanje reakcije fisije. Bor u obliku gasovitog BF 3 koristi se u brojačima neutrona. (Kada jezgra od 10 V stupaju u interakciju s neutronima, formiraju se nabijene 6-čestice koje je lako registrirati; broj 6-čestica jednak je broju neutrona koji ulaze u brojač: 10 5 V + 1 0 n = 7 3 Li + 4 2 b). Sam bor i njegova jedinjenja - BN nitrid, B 4 C 3 karbid, BP fosfid i drugi - koriste se kao dielektrici i poluprovodnički materijali. Borna kiselina i njene soli (prvenstveno boraks), boridi i druge se široko koriste. BF 3 je katalizator nekih organskih reakcija.

Bor u telu

. Bor je jedan od hemijskih elemenata koji se nalaze u vrlo malim količinama u tkivima biljaka i životinja (hiljaditi i desethiljaditi deo procenta suhe težine). Bor je neophodan za održavanje normalnog života biljaka. Najvažniji simptom nedostatka bora je odumiranje tačke rasta glavne stabljike, a zatim i pazušnih pupoljaka. U isto vrijeme, peteljke i listovi postaju krhki, cvjetovi se ne pojavljuju ili se plodovi ne formiraju; stoga, sa nedostatkom bora, prinos semena se smanjuje. Poznate su mnoge bolesti povezane s nedostatkom bora, na primjer, srčana trulež šećerne repe, crna pjegavost stolne repe, porumenelost srca rutabage i karfiola, sušenje vrha lana, žutica vrha lucerne, smeđa pjegavost kajsije, suberizacija jabuka. S nedostatkom bora usporava se oksidacija šećera, aminacija proizvoda metabolizma ugljikohidrata i sinteza ćelijskih proteina; međutim, enzimi za koje je bor bitan element još uvijek su nepoznati. S nedostatkom bora u biljkama, sadržaj adenozin trifosforne kiseline je smanjen, a proces oksidativne fosforilacije je također poremećen, zbog čega se energija koja se oslobađa tijekom disanja ne može iskoristiti za sintezu potrebnih tvari. Ako postoji nedostatak bora u zemljištu, dodaju mu se borna đubriva. U biogeohemijskim provincijama sa viškom bora u tlu (na primjer, u sjeverozapadnom Kazahstanu), javljaju se morfološke promjene i bolesti biljaka uzrokovane akumulacijom bora - gigantizam, patuljastost, poremećaj tačaka rasta i drugi. Na tlima sa intenzivnom zaslanjenošću bora postoje područja bez vegetacije, „ćelave mrlje“ - jedan od istražnih znakova ležišta Bora. Značaj bora u životinjama još nije razjašnjen. Kod ljudi i životinja (ovce, deve), kada se hrane biljkama s viškom bora (60-600 mg/kg suhe tvari ili više), dolazi do poremećaja metabolizma (posebno aktivnosti proteolitičkih enzima) i javlja se endemska bolest. gastrointestinalnog trakta- borni enteritis.

Aluminijum(lat. Aluminijum), Al, hemijski element III grupe periodnog sistema Mendeljejeva; atomski broj 13, atomska masa 26,9815; srebrno-bijeli laki metal. Sastoji se od jednog stabilnog izotopa 27 Al.

Istorijska referenca. Naziv aluminijum dolazi od latinskog. alumen - dakle još 500. godine pne. e. nazvan aluminijski alum, koji se koristio kao jedkalo za bojenje tkanina i za štavljenje kože. Danski naučnik H. K. Oersted je 1825. godine, djelujući s kalijevim amalgamom na bezvodni AlCl 3, a zatim destilacijom žive, dobio relativno čist aluminijum. Prvu industrijsku metodu za proizvodnju aluminija predložio je 1854. francuski kemičar A. E. Saint-Clair Deville: metoda se sastojala u redukciji dvostrukog klorida aluminija i natrijuma Na 3 AlCl 6 metalnim natrijem. Po boji sličan srebru, aluminijum je u početku bio veoma skup. Od 1855. do 1890. proizvedeno je samo 200 tona aluminijuma. Modernu metodu proizvodnje aluminijuma elektrolizom taline kriolit-aluminijum-oksida razvili su 1886. istovremeno i nezavisno C. Hall u SAD i P. Heroux u Francuskoj.

Rasprostranjenost aluminijuma u prirodi. Po zastupljenosti u prirodi, aluminijum je na trećem mestu posle kiseonika i silicijuma i na prvom među metalima. Njegov sadržaj u zemljinoj kori iznosi 8,80% po težini. Aluminij se ne pojavljuje u slobodnom obliku zbog svoje hemijske aktivnosti. Poznato je nekoliko stotina minerala aluminijuma, uglavnom aluminosilikata. Boksit, alunit i nefelin su od industrijskog značaja. Nefelinske stijene su siromašnije glinicom od boksita, ali njihova složena upotreba proizvodi važne nusproizvode: sodu, potašu, sumpornu kiselinu. U SSSR-u je razvijena metoda za integriranu upotrebu nefelina. Nefelinske rude u SSSR-u formiraju, za razliku od boksita, vrlo velika ležišta i stvaraju praktički neograničene mogućnosti za razvoj industrije aluminija.

Fizička svojstva aluminijuma.

Aluminij kombinira vrlo vrijedan skup svojstava: nisku gustinu, visoku toplotnu i električnu provodljivost, visoku duktilnost i dobru otpornost na koroziju. Može se lako kovati, štancati, valjati, crtati. Aluminijum se dobro zavari gasnim, kontaktnim i drugim vrstama zavarivanja. Aluminijska rešetka je kubično centrirana s parametrom a = 4,0413 E. Svojstva aluminija, kao i svih metala, stoga zavise od njegove čistoće. Osobine aluminijuma visoke čistoće (99,996%): gustina (na 20°C) 2698,9 kg/m 3 ; t pl 660,24°C; tačka ključanja oko 2500°C; koeficijent termičkog širenja (od 20° do 100°C) 23,86·10 -6 ; toplotna provodljivost (na 190°C) 343 W/m·K, specifični toplotni kapacitet (na 100°C) 931,98 J/kg·K. ; električna provodljivost u odnosu na bakar (na 20 °C) 65,5%. Aluminijum ima malu čvrstoću (zatezna čvrstoća 50-60 Mn/m2), tvrdoću (170 Mn/m2 prema Brinelu) i visoku duktilnost (do 50%). Prilikom hladnog valjanja, vlačna čvrstoća aluminijuma raste na 115 Mn/m2, tvrdoća - na 270 Mn/m2, relativno izduženje se smanjuje na 5% (1 Mn/m2 ~ i 0,1 kgf/mm2). Aluminij je visoko poliran, anodiziran i ima visoku refleksivnost blizu srebra (reflektira do 90% energije upadne svjetlosti). Imajući visok afinitet prema kiseoniku, aluminijum u vazduhu je prekriven tankim, ali veoma jakim filmom Al 2 O 3 oksida, koji štiti metal od dalje oksidacije i određuje njegova visoka antikorozivna svojstva. Čvrstoća oksidnog filma i njegov zaštitni efekat značajno se smanjuju u prisustvu nečistoća žive, natrijuma, magnezijuma, bakra itd. Aluminijum je otporan na atmosfersku koroziju, morsku i slatku vodu, praktički ne stupa u interakciju sa koncentrovanim ili jako razblaženim azotom. kiselina, organske kiseline, prehrambeni proizvodi.

Hemijska svojstva aluminijuma.

Vanjski elektronski omotač atoma aluminija sastoji se od 3 elektrona i ima strukturu 3s 2 3p 1. U normalnim uslovima, aluminijum u jedinjenjima je 3-valentan, ali na visokim temperaturama može biti monovalentan, formirajući takozvana podjedinjenja. Aluminijevi subhalogenidi, AlF i AlCl, stabilni samo u plinovitom stanju, u vakuumu ili inertnoj atmosferi, kada se temperatura snizi, razlažu se (neproporcionalno) na čisti Al i AlF 3 ili AlCl 3 i stoga se mogu koristiti za proizvodnju ultračistog aluminija . Kada se zagrije, fino mljeveni ili u prahu aluminij snažno gori na zraku. Sagorevanjem aluminijuma u struji kiseonika postižu se temperature iznad 3000°C. Svojstvo aluminija da aktivno djeluje s kisikom koristi se za obnavljanje metala iz njihovih oksida (aluminotermija). Na tamnocrvenoj toploti, fluor energično stupa u interakciju sa aluminijumom, formirajući AlF 3 . Hlor i tečni brom reaguju sa aluminijumom na sobnoj temperaturi, jod - kada se zagreju. Na visokim temperaturama, aluminijum se kombinuje sa azotom, ugljenikom i sumporom, formirajući AlN nitrid, Al 4 C 3 karbid i Al 2 S 3 sulfid, respektivno. Aluminijum ne stupa u interakciju sa vodonikom; Aluminijum hidrid (AlH 3) X je dobijen indirektno. Od velikog interesa su dvostruki hidridi aluminijuma i elementi grupe I i II periodnog sistema sastava MeH n · n AlH 3, tzv. aluminijum hidridi. Aluminij se lako otapa u alkalijama, oslobađajući vodonik i formirajući aluminate. Većina soli aluminijuma je visoko rastvorljiva u vodi. Otopine soli aluminija pokazuju kiselu reakciju zbog hidrolize.

Getting Aluminium.

U industriji se aluminijum proizvodi elektrolizom glinice Al 2 O 3 otopljene u rastopljenom kriolitu NasAlF 6 na temperaturi od oko 950°C. Koriste se elektrolizatori tri glavne izvedbe: 1) elektrolizatori sa kontinuiranim samopečećim anodama i bočnim napajanjem struje , 2) isti, ali sa gornjim napajanjem struje i 3) elektrolizatori sa pečenim anodama. Elektrolitsko kupatilo je gvozdeno kućište, iznutra obloženo toplotno i elektroizolacionim materijalom - vatrostalnim ciglama, i obloženo ugljenim pločama i blokovima. Radni volumen je ispunjen rastopljenim elektrolitom koji se sastoji od 6-8% glinice i 94-92% kriolita (obično uz dodatak AlF 3 i oko 5-6% mješavine fluorida kalija i magnezija). Katoda je dno kupke, anoda su izgorjeli ugljični blokovi uronjeni u elektrolit ili punjene samopečeće elektrode. Kada struja prođe, na katodi se oslobađa rastopljeni aluminijum koji se akumulira na ognjištu, a na anodi - kiseonik, koji sa ugljičnom anodom stvara CO i CO 2 . Glinica, glavni potrošni materijal, ima visoke zahtjeve za čistoćom i veličinom čestica. Prisustvo u njemu oksida elemenata koji su elektropozitivniji od aluminijuma dovodi do kontaminacije aluminijuma. Uz dovoljan sadržaj glinice, kada radi normalno na električnom naponu reda 4-4,5 V. Kupke su povezane na izvor jednosmjerne struje u seriji (u nizu od 150-160 kupki). Moderni elektrolizatori rade na strujama do 150 kA. Aluminij se obično uklanja iz kupke pomoću vakumske kutlače. Rastopljeni aluminijum čistoće 99,7% se sipa u kalupe. Aluminijum visoke čistoće (99,9965%) dobija se elektrolitičkim rafiniranjem primarnog aluminijuma takozvanom troslojnom metodom, kojom se smanjuje sadržaj nečistoća Fe, Si i Cu. Istraživanja procesa elektrolitičke rafinacije aluminija korištenjem organskih elektrolita pokazala su fundamentalnu mogućnost dobivanja aluminija čistoće od 99,999% uz relativno nisku potrošnju energije, ali do sada ova metoda ima nisku produktivnost. Za dubinsko prečišćavanje aluminijuma koristi se zonsko topljenje ili destilacija kroz subfluorid.

Tokom elektrolitičke proizvodnje aluminijuma može doći do strujnog udara, visoke temperature i štetnih gasova. Da bi se izbjegle nezgode, kade su pouzdano izolirane, radnici koriste suhe filcane čizme i odgovarajuću zaštitnu odjeću. Zdrava atmosfera se održava efikasnom ventilacijom. Uz stalno udisanje prašine metalnog aluminija i njegovog oksida može doći do plućne aluminoze. Radnici koji se bave proizvodnjom aluminijuma često imaju katare gornjih disajnih puteva (rinitis, faringitis, laringitis). Maksimalna dozvoljena koncentracija prašine metalnog aluminijuma, njegovih oksida i legura u vazduhu je 2 mg/m 3.

Primena aluminijuma.

Kombinacija fizičkih, mehaničkih i hemijskih svojstava aluminijuma određuje njegovu široku upotrebu u gotovo svim oblastima tehnologije, posebno u obliku njegovih legura sa drugim metalima. U elektrotehnici, aluminijum uspešno zamenjuje bakar, posebno u proizvodnji masivnih provodnika, na primer, u nadzemnim vodovima, visokonaponskim kablovima, sabirnicama razvodnih uređaja, transformatorima (električna provodljivost aluminijuma dostiže 65,5% električne provodljivosti bakra, a više je od tri puta lakši od bakra; at presjek, pružajući istu provodljivost, masa aluminijskih žica je upola manja od bakarne). Ultra-čisti aluminij se koristi u proizvodnji električnih kondenzatora i ispravljača, čije se djelovanje temelji na sposobnosti filma od aluminijskog oksida da propušta električnu struju samo u jednom smjeru. Ultračisti aluminijum, prečišćen zonskim topljenjem, koristi se za sintezu poluprovodničkih jedinjenja tipa A III B V, koji se koriste za proizvodnju poluprovodničkih uređaja. Čisti aluminijum se koristi u proizvodnji raznih vrsta reflektora ogledala. Aluminij visoke čistoće se koristi za zaštitu metalnih površina od atmosferske korozije (obloga, aluminijska boja). Posjedujući relativno nizak presjek apsorpcije neutrona, aluminij se koristi kao strukturni materijal u nuklearnim reaktorima.

Aluminijumski rezervoari velikog kapaciteta skladište i transportuju tečne gasove (metan, kiseonik, vodonik, itd.), azotnu i sirćetnu kiselinu, čista voda, vodikov peroksid i jestiva ulja. Aluminij se široko koristi u opremi i aparatima Prehrambena industrija, za pakovanje hrane (u obliku folije), za proizvodnju raznih vrsta proizvoda za domaćinstvo. Potrošnja aluminijuma za završnu obradu zgrada, arhitektonskih, transportnih i sportskih objekata naglo je porasla.

U metalurgiji je aluminijum (pored legura na njegovoj bazi) jedan od najčešćih legirajućih aditiva u legurama na bazi Cu, Mg, Ti, Ni, Zn i Fe. Aluminij se također koristi za deoksidaciju čelika prije izlivanja u kalup, kao i u procesima proizvodnje određenih metala metodom aluminotermije. Na bazi aluminijuma, metalurgijom praha je kreiran SAP (sinterovani aluminijumski prah) koji ima visoku toplotnu otpornost na temperaturama iznad 300°C.

Aluminij se koristi u proizvodnji eksploziva (amonal, alumotol). Široko se koriste različita jedinjenja aluminijuma.

Proizvodnja i potrošnja aluminijuma kontinuirano raste, značajno nadmašujući stopu rasta proizvodnje čelika, bakra, olova i cinka.

Objavljeno na Allbest.ru

Slični dokumenti

opšte karakteristike p-elementi III grupe, njihova osnovna fizička i hemijska svojstva. Opis najčešćih elemenata: podgrupa bora, aluminijuma, galija. Njihova biološka uloga, primjena i rasprostranjenost. Uzroci efekta staklene bašte.

rad, dodato 08.08.2015


Karakteristike galija kao ne najtopljivijeg od metala, tačka topljenja. Istorija otkrića elementa, njegov opseg. Pokušaji upotrebe galija u nuklearnim reaktorima. Patent za upotrebu galija. Reakcija galija sa sumpornom kiselinom.

sažetak, dodan 19.01.2010


Priprema, struktura i fizičko-hemijska svojstva galij trihalida. Jonski i molekularni kompleksi sa organskim i neorganskim ligandima. Termohemijske karakteristike kompleksa. Sinteza kompleksa galijum hlorida sa 1,2-bis(4-piridil)etilenom.

kurs, dodato 05.10.2015


Fizička svojstva elemenata glavne podgrupe III grupe. Opće karakteristike aluminija i bora. Prirodna anorganska jedinjenja ugljenika. Hemijska svojstva silicijuma. Interakcija ugljika s metalima, nemetalima i vodom. Osobine oksida.

prezentacija, dodano 09.04.2017


Istorija otkrića hemijskih elemenata. Rezerve i proizvodnja istraženih nalazišta indija i talija. Fizička i hemijska svojstva elemenata, njihova priprema i primena. Opasnost od trovanja talijem (soli), upotreba pruske plave kao protuotrov.

prezentacija, dodano 03.11.2014


Periodični sistem D.I. Mendeljejev. Karakteristike hemijskog elementa aluminijuma, njegova hemijska i fizička svojstva. Vrijednost "srebra od gline" u vrijeme njegovog otkrića. Način dobijanja aluminijuma, njegov sadržaj u zemljinoj kori, najvažniji minerali.

prezentacija, dodano 11.11.2011


Poreklo, metode pripreme i fizičko-hemijska svojstva bizmuta - hemijskog elementa grupe V periodnog sistema D.I. Mendeljejev. Sadržaj u zemljinoj kori i vodi, ekstrakcija i proizvodnja. Primena u industriji, mašinstvu i medicini.

kurs, dodan 01.05.2011


Svojstva aluminijuma: njegova proizvodnja, primena i hemijska svojstva. Vrste alkalija u rastvorima aluminata. Aluminijum oksidi i hidroksidi. Korund kao najstabilniji oblik glinice. Prirodna jedinjenja aluminijuma: boksit, korund, rubin i safir.

sažetak, dodan 27.03.2009


Opšte karakteristike aluminijuma kao elementa periodnog sistema hemijskih elemenata. Fizičko-hemijska svojstva aluminijuma. Hemijski eksperiment s nestankom aluminijske žlice. Amfoterna svojstva aluminijum hidroksida. Neobična reakcija represije.

laboratorijski rad, dodano 09.06.2014


Atomska, fizička i hemijska svojstva elemenata podgrupe bakra i njihovih spojeva. Sadržaj elemenata podgrupe bakra u zemljinoj kori. Upotreba piro- i hidrometalurških procesa za dobijanje bakra. Svojstva spojeva bakra, srebra i zlata.

P-elementi grupe III periodnog sistema D. I. Mendeljejeva uključuju: bor B, aluminijum galijum indij i talij Elektronska konfiguracija atoma

U nastavku su upoređene neke konstante koje karakteriziraju svojstva atoma p-elemenata grupe koja se razmatra i odgovarajućih metalnih supstanci:

Na svojstva elemenata III grupe utiče d-kompresija, koja se nalazi u periodnom sistemu u malom III periodu, au velikim periodima odmah iza d-elemenata). Dakle, atomski radijus se neznatno smanjuje, a prvi potencijal ionizacije raste. Osim toga, kompresija također utječe na svojstva atoma talijuma. Zbog toga je radijus atoma blizak poluprečniku atoma, a energija jonizacije nešto veća.

Bor. U skladu sa elektronskom strukturom atoma, bor može biti monovalentan (jedan nespareni elektron na energetskom podnivou). Međutim, najkarakterističnija jedinjenja za bor su ona u kojima je on trovalentan (kada je atom pobuđen, postoje tri nesparena elektrona u energetskom i -podnivou).

Slobodna orbitala u pobuđenom atomu bora određuje akceptorska svojstva mnogih njegovih jedinjenja, u kojima se formiraju tri kovalentne veze prema razmjenskom kovalentnom mehanizmu (na primjer, ova jedinjenja su sklona dodavanju čestica sa svojstvima doniranja elektrona do formiranja druge kovalentne veze po mehanizmu donor-akceptor. Na primjer:

Poznata su dva izotopa bora: jezgra atoma izotopa lako apsorbuju neutrone:

Sposobnost bora da apsorbuje neutrone određuje njegovu upotrebu u nuklearnoj energiji: upravljačke šipke nuklearnih reaktora napravljene su od materijala koji sadrže bor.

Kristali bora su crni; oni su vatrostalni (t.t. 2300 °C), dijamagnetni i imaju poluvodička svojstva (pojasni razmak. Električna provodljivost bora, kao i drugih metala, je mala i blago raste s porastom temperature.

Na sobnoj temperaturi, bor je hemijski inertan i direktno reaguje samo sa fluorom; Kada se zagrije, bor se oksidira klorom, kisikom i nekim drugim nemetalima. Na primjer:

U spojevima s nemetalima, oksidacijsko stanje bora je kovalentno.

Bor trioksid je kristalna tvar (t.t. 450 °C, tačka ključanja 2250 °C), koju karakteriziraju visoke vrijednosti entalpije i Gibbsove energije formiranja. U interakciji s vodom pretvara se u bornu kiselinu:

Veoma slaba monoprotinska kiselina. Elektrolitička disocijacija sa eliminacijom samo jednog jona objašnjava se prethodno opisanim akceptorskim svojstvima bora: slobodna orbitala atoma bora obezbeđuje se donoru elektrona koji nastaje tokom disocijacije molekula. Proces se odvija prema šemi

Kompleksni anjon ima tetraedarsku strukturu (-hibridizacija elektronskih orbitala).

Akceptorska svojstva bora u jedinjenjima sa oksidacionim stanjem očituju se i u hemiji njegovih halogenida. Na primjer, reakcije su lako izvodljive

u kojoj je hemijska veza između i ili formirana donor-akceptorskim mehanizmom. Svojstvo borovih halogenida da budu akceptori elektrona određuje njihovu široku upotrebu kao katalizatora u reakcijama sinteze organskih spojeva.

Bor ne stupa u direktnu interakciju s vodonikom, ali stvara boride s metalima - obično nestehiometrijska jedinjenja

Bor hidridi (borani) su veoma otrovni i imaju vrlo smrad. Do njih se dolazi posredno, najčešće

pri reakciji kemijski aktivnih borida s kiselinama ili borovih halogenida sa hidridima alkalnih metala:

Najjednostavnija kombinacija bora i vodonika ne postoji u normalnim uslovima. -Hibridizacija elektronskih orbitala u atomu bora dovodi do koordinacionog nezasićenja čestice, zbog čega se dvije takve čestice spajaju u molekulu diborana:

U diboranu, bor je u stanju -hibridizacije, a za svaki atom bora jedna od četiri hibridne orbitale je prazna, a ostale tri su preklopljene -orbitalama atoma vodika. Veze između grupa u molekulu nastaju kao vodikova veza zbog pomeranja elektronske gustine sa jednog atoma vodonika grupe na praznu orbitalu druge grupe.Poznati su i drugi borani koji se mogu predstaviti u dva reda

Boridi metala su reaktivni i često se koriste za proizvodnju smjesa bora kada se tretiraju kiselinama. Većina borida je otporna na toplotu, veoma čvrsta i hemijski stabilna. Široko se koriste direktno u obliku legura za proizvodnju dijelova mlaznih motora i lopatica plinskih turbina. Neki boridi se koriste za izradu katoda elektronskih uređaja.

Aluminijum. Elektronska konfiguracija atoma aluminijuma izražava se formulom: Vanjski elektronski sloj atoma ima jedan nespareni elektron:

Prema tome, aluminijum može pokazati valenciju jednaku jedan. Međutim, ova valencija nije tipična za aluminijum. U svim stabilnim jedinjenjima oksidaciono stanje aluminijuma je jednako, a valencija jednaka tri odgovara pobuđenom stanju atoma

Po svojoj zastupljenosti, aluminijum zauzima četvrto mesto među svim elementima (posle O, H i Si) i najčešći je metal u prirodi. Najveći dio aluminija koncentriran je u aluminosilikatima: feldspati, liskuni itd.

Aluminijum je srebrno-bijeli, lagan i izuzetno duktilan metal visoka toplotna provodljivost i električnu provodljivost.

Aluminij je hemijski aktivan; Reaguje sa hlorom i bromom na sobnoj temperaturi, a sa jodom - kada se zagreje ili u prisustvu vode kao katalizatora. Na 800 °C, aluminijum reaguje sa azotom, a na 2000 °C - sa ugljenikom. Aluminijum pokazuje visok hemijski afinitet prema kiseoniku:

Na zraku je aluminij obložen vrlo izdržljivim, tankim oksidnim filmom, koji donekle slabi metalni sjaj aluminija. Zahvaljujući oksidnom filmu, aluminijska površina dobiva visoku otpornost na koroziju. To se prvenstveno očituje u indiferentnosti aluminija prema vodi i vodenoj pari. Zbog stvaranja zaštitnog filma, aluminij je otporan na koncentriranu dušičnu i sumpornu kiselinu. Ove kiseline pasiviraju aluminijum na hladnoći. Sklonost pasivizaciji omogućava povećanje otpornosti aluminija na koroziju obradom njegove površine jakim oksidacijskim sredstvima (na primjer) ili upotrebom anodne oksidacije. U tom slučaju debljina oksidnog filma se povećava do. Na visokim temperaturama, čvrstoća zaštitnog filma naglo opada. Ako se oksidni film ukloni mehaničkom silom, aluminij postaje izuzetno reaktivan. Snažno reaguje sa vodom i vodenim rastvorima kiselina i lužina, istiskujući vodonik i formirajući katione ili anjone. Interakcija aluminija s kiselim otopinama odvija se prema jednadžbi reakcije

i sa alkalnim rastvorima

Aluminijski kationi i anioni lako se pretvaraju jedni u druge kada se pH otopine promijeni:

Mešana jedinjenja se takođe mogu formirati u rastvoru,

Na primjer

Potonji lako (posebno kada se zagrije) dehidrira i pretvara se u hidroksid

Najšira upotreba aluminija u tehnologiji temelji se na njegovim vrijednim fizičkim i hemijskim svojstvima i velikoj zastupljenosti u zemljinoj kori. Zbog svoje visoke električne provodljivosti i male gustine, on

koristi se za izradu električnih žica. Visoka duktilnost aluminija omogućava izradu najtanje folije od njega, koja se koristi u kondenzatorima i zamjenjuje olovo u omotaču kabela aluminijem. Zbog svoje nemagnetizacije, legure aluminijuma se koriste u radiotehnici.

Najveći deo aluminijuma se koristi za proizvodnju lakih legura - duralumin, ostatak je silumin, ostalo itd. Aluminijum se takođe koristi kao legirajući aditiv legurama da bi im dao toplotnu otpornost. Aluminijum i njegove legure zauzimaju jedno od glavnih mjesta kao konstrukcijski materijali u konstrukciji aviona, raketnoj industriji, mašinstvu itd. Otpornost na koroziju aluminijuma (posebno anodiziranog) znatno premašuje otpornost na koroziju čelika. Stoga se njegove legure koriste kao konstrukcijski materijali iu brodogradnji. Sa d-elementima aluminijum formira hemijska jedinjenja - intermetalna jedinjenja (aluminidi) itd., koja se koriste kao materijali otporni na toplotu. Aluminij se koristi u aluminotermiji za proizvodnju brojnih metala i za zavarivanje metodom termita. Aluminotermija se zasniva na visokom afinitetu aluminijuma prema kiseoniku. Na primjer, u reakciji koja se odvija prema jednadžbi

oslobađa se oko 3500 kJ toplote i temperatura se razvija do

Aluminij oksid je poznat u obliku nekoliko modifikacija. Najstabilnija modifikacija nalazi se u zemljinoj kori u obliku minerala korunda, od kojeg se pripremaju brusni diskovi i prašak za brušenje. Upotreba korunda kao abrazivnog materijala zasniva se na njegovoj visokoj tvrdoći, odmah iza dijamanta, karborunda i borazona.Vještački rubini se dobijaju fuzijom. Koriste se za izradu potpornog kamena u preciznim mehanizmima. U novije vrijeme umjetni rubini se koriste u kvantnim generatorima (laserima). Proizvodi od kojih se koriste kao vatrostalni materijali i dielektrici.

Aluminijum hidroksid je polimerno jedinjenje. Ima slojevitu kristalnu rešetku. Svaki sloj se sastoji od oktaedara (slika IX. 10); Između slojeva postoji vodonična veza. Aluminij hidroksid dobiven reakcijom izmjene je želatinasti bijeli talog, vrlo topljiv u kiselinama i alkalijama. Kada stoji, sediment “stari” i gubi svoju hemijsku aktivnost. Kada se kalcinira, hidroksid gubi vodu i pretvara se u oksid.Jedan od oblika dehidriranog hidroksida, aluminijski gel, koristi se u tehnici kao adsorbent.

Jedinjenja su od izuzetnog interesa

Rice. IX. 10. Struktura sloja formiranog od oktaedarskih strukturnih jedinica spoja

aluminijum - zeoliti srodni aluminosilikatima. Njihov sastav se može izraziti općom formulom gdje ili (rjeđe).

p-elementiIIIgrupe

Grupa III p-elemenata uključuje bor, aluminijum, galijum, indijum i talijum. Opšta elektronska formula je ns 2 np 1. Moguća oksidaciona stanja:

Metalna svojstva grupe su poboljšana: bor je nemetal, talij je tipičan metal. Na svojstva Ga i njegovih analoga utiče d-kompresija, a na svojstva talija, osim toga, utiče f-kompresija. Svi elementi su retki, osim aluminijuma (III mesto u izobilju na Zemlji posle O i Si).

Biti u prirodi

	Godina otvaranja	Discoverer	Mineralne sirovine	Biti u divljini
		Gay-Lussac (Francuska); Davy (Engleska) sa arapskog. buraq - blistati	boraks Na 2 B 4 O 7 10H 2 O; sassolin H 3 VO 3 - nalazi se u vulkanskim parama, toplim izvorima, BN - bor nitridu.	Mikroelement ishrane biljaka, otrovan u višku. Toksicno. doza za osobu 4 g.
		Ørsted (Danska) od lat. alumen – stipsa	boksit Al 2 O 3 nH 2 O; aluminijski silikati, Na 3 kriolit, korund – crveni rubin (Cr 3+); plavi safir (Ti 3+, Fe 3+); nefelin Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2 ; alunit K 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 2Al 2 O 3 6H 2 O (ukupno 250 minerala)	Akumulira se u ljudskom tijelu svakodnevnim unosom hrane i igra ulogu u nastanku Alchajmerove bolesti. Toksicno. doza 5 g Soda u org-zmija 70 kg - 61 mg.
		Lecoq de Boisbaud-ran (Francuska) od lat. Gallia – Francuska	Prisutan u količinama većim od 1% u mineralima drugih elemenata. Ekstrahuje se kao nusproizvod u proizvodnji Zn i Cu	Stimulator biohemijskih procesa, niske toksičnosti.
		Reich, Richter (Njemačka), nazvan po indigo liniji u njegovom spektru	Javlja se kao nečistoća (do 1%) u rudi cink sulfida i galenitu PbS, dobijenom kao nusproizvod. proizvod sa proizvodnjom Zn i Pb	Toksična doza 30 mg, smrtonosna doza 200 mg.
		Crooks (Engleska) Lamy (Francuska) iz grčkog thallos – zelena	Rijetko se nalazi u prirodi: u obliku inkluzija u potašu i polucitu. Dobija se kao nusproizvod proizvodnje Zn i Pb	Smrtonosna doza 600 mg

Jednostavne supstance

Neke fizičke konstante su date u tabeli:

Zaključci: aluminijum je lak metal, galijum, indijum, a talijum su teški metali. Svi metali grupe IIIA su topljivi, a posebno galijum - topi se u ruci (od svih poznatih supstanci ima najveći temperaturni opseg za postojanje tečnog stanja - u tečnom stanju je veoma sklon prehlađenju i ne smrzava se tokom dugo vremena). Tvrdoća bora je bliska tvrdoći dijamanta. Galijum, indijum, talij seku se nožem.

Svojstva nemetala bora se veoma razlikuju od ostalih p-elemenata treće grupe. Bor ima dvije alotropske modifikacije, u kojima su atomi bora kombinovani u grupe B 12:

Amorfno - smeđi prah.

kristalni - crno-crveni kristali sa niskom entropijom, vatrostalni, dijamagnetni i imaju poluvodička svojstva.

Hemijski, bor je inertan, a kristalni bor je inertanniji od amorfnog bora. Pokazuje dijagonalnu sličnost sa silicijumom: najviše ih karakterišu derivati ​​sa pozitivnim oksidacionim stanjima, niži hidridi su nestabilni i gasoviti.

Interakcija bora sa jednostavnim supstancama može se predstaviti sledećim dijagramom:

 + F 2 (20-25 o C)  BF 3

 + Cl 2, Br 2, I 2 (400-900 o C)  BCl 3, BBr 3, BI 3

 + S (610 o C)  B 2 S 3

IN + O 2 (700 o C, vazduh)  4B + 3O 2 = 2B 2 O 3 ; H = -2508 kJ

 + N 2, (900 o C)  BN

 + P (1200 o C)  BP

 + C (2000 o C)  B 4 C

Sinterovanje bora sa mnogim metalima dovodi do stvaranja metalnih borida. Boridi s-elemenata MgB 2 su hemijski aktivni. Većina borida d- i f-elemenata je veoma tvrda, otporna na toplotu (2000-3000 o C) i hemijski stabilna. (Cr 4 B, Cr 3 B, CrB, CrB 2). Na primjer, cirkonijum borid ZrB 2 se topi na temperaturi od 3040 o C. Koriste se za proizvodnju dijelova za mlazne motore itd., a također i kao katalizatori.

Vodonik ne stupa u interakciju s borom čak ni na visokim temperaturama. Spojevi bora sa vodonikom - borohidridi - borani - dobijaju se indirektno.

Kada se jako zagrije, redukujuća aktivnost bora se manifestira prema stabilnim oksidima:

2B + 3HOH = B2O3 + 3H2

3SiO 2 + 4B = 3Si + 2B 2 O 3

Samo vrući koncentrirani HNO 3 i H 2 SO 4 djeluju na bor, pretvarajući ga u H 3 VO 3:

B + 3HNO 3 = H 3 BO 3 + 3NO 2

2B + 3H 2 SO 4 = 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Alkalije nemaju uticaja na kristalni bor u odsustvu oksidacionih sredstava. Amorfni bor se otapa u koncentriranim alkalnim rastvorima da bi formirao metaborate:

2V + 2KON + 2H 2 O = 2KVO 2 + 3H 2

Svi p-elementi III grupe, osim bora, su metali. Srebrno-bijele su boje. Aluminij, galijum, indijum prekriveni su oksidnim filmom. U naponskom nizu nalaze se do vodonika, aluminijum je između magnezijuma i cinka, a preostali metali su blizu gvožđa.

Aluminijum– je prvi i najlakši p-metal, ima visoku električnu i toplotnu provodljivost i izuzetno je duktilan. Postoji dijagonalna sličnost sa berilijumom i horizontalna sličnost sa silicijumom (posebno u aluminosilikatima).

Hemijski je vrlo aktivan, ali je u normalnim uvjetima prekriven vrlo jakim, tankim oksidnim filmom ~10 nm, zbog čega je otporan na koroziju. Gotovo sve reakcije koje uključuju aluminij odvijaju se s latentnim (skrivenim) periodom potrebnim za uništavanje oksidnog filma ili difuziju reagensa kroz njega.

Samo u fino usitnjenom stanju na visokim temperaturama gori u kisiku i stupa u interakciju sa sumporom; pri jakom zagrijavanju od 800 o C reagira sa dušikom, a na 2000 o C - sa ugljikom. Sa hlorom i bromom - na normalnoj temperaturi, sa jodom kada se zagreje ili u prisustvu vode - katalizator.

 20 o C: + F 2 (Cl 2, Br 2) = AlF 3, AlCl 3, AlBr 3

 20 o C: + Cat (H 2 O) + I 2 = AlI 3

Al paljenje (blago zagrijavanje): + O 2 (S) = Al 2 O 3, Al 2 S 3

 800 o C: + N 2 = AlN

 visoka temperatura: + Me x O y = nAl 2 O 3 + xMe (aluminotermija)

2000 o C: + C = Al 4 C 3

Al aktivno reducira mnoge metale iz oksida. Aluminotermija ili aluminotermija je metoda za proizvodnju Mn, Cr, V, W.

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

Kada se zagrije:

2Al + 2NH 3  2AlN + 3H 2

Aluminijum je amfoteričan i rastvara se u rastvorima kiselina i lužina.

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

2Al + 2NaOH + 8HOH = 2Na + 3H 2

Al je značajno rastvorljiv u rastvorima soli koje imaju kiselu ili alkalnu reakciju zbog svoje hidrolize, na primer, u rastvoru Na 2 CO 3 .

Ako se oksidni film ukloni mehanički ili amalgamacijom (formirajući površinski film od čvrste otopine aluminija sa živom), tada aluminij snažno stupa u interakciju s vodom:

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

Aluminij se pasivira (zbog stvaranja zaštitnog filma) u vrlo razrijeđenoj i koncentrovanoj azotnoj kiselini, kao i u koncentrovanoj sumpornoj kiselini.

Jedinjenja sa stanjem oksidacije +1

Za talij su poznata brojna jedinjenja, dok su derivati ​​galija i indija nestabilni i jaki su redukcioni agensi.

Tl+ jon ima radijus (0,144 nm) blizu poluprečnika K, Rb i Ag. Prema tome, hemija talijuma liči na hemiju alkalnih metala i Ag. Tl + jedinjenja su pretežno jonska, većina jedinjenja je rastvorljiva u vodi. U pogledu hemijskih svojstava, oksid i hidroksid pokazuju sledeća osnovna svojstva:

Tl 2 O + HOH = 2TlOH

Talijev hidroksid je jaka baza, ali kada se zagrije na 100 o C odvaja vodu:

2TlOH = Tl 2 O + HOH

Tl+ nije karakteriziran formiranjem kompleksa, čak ne stvara ni kristalne hidrate.

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem +3

IN. Oksidacijsko stanje +3 pojavljuje se u boru u spojevima sa elementima koji su elektronegativniji od njega samog, tj. u oksidu, halogenidima, sulfidu, nitridu, hidridima itd.

Borov oksid je kisele prirode,

B 2 O 3 + 2KOH = 2KBO 2 + H 2 O

Dobija se dehidratacijom borne kiseline. Borov oksid energično reaguje sa vodom i formira bornu kiselinu:

B 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 BO 3

Primjena: u neorganskoj sintezi – neophodan dio emajla i glazura; dodatkom B 2 O 3 punjenju za pripremu stakla povećava se njegova tvrdoća, otpornost na toplotu i hemijsku otpornost – od takvog stakla se proizvodi visokokvalitetno hemijsko staklo.

Borna ili ortoborna kiselina H 3 VO 3 su bijeli kristali čije se sjajne ljuske rastvaraju u vrućoj vodi. Ovo je vrlo slaba kiselina - na 20 o C:

K 1 = 610 -10; K 2 =210 -13; K 3 = 210 -14.

Vodeni rastvori soli borne kiseline su hidrolizovani i imaju jaku alkalnu reakciju. Kada se zagrije, borna kiselina postepeno gubi vodu, pretvarajući se u metabornu kiselinu i tetrabornu kiselinu, a zatim u borni anhidrid:

H 3 BO 3  HBO 2  H 2 B 4 O 7  B 2 O 3

Sa alkoholima u prisustvu sumporne kiseline može dati estre:

B(OH) 3 + 3CH 3 OH = B(OCH 3) 3 + 3HOH

Metoda za proizvodnju borne kiseline:

Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 + 5H 2 O = Na 2 SO 4 + 4H 3 BO 3

Primjena borne kiseline: za pripremu emajla i glazura, u proizvodnji specijaliteta. vrste stakla, u papir i industrija štavljenja, kao dezinfekciono sredstvo.

Zaključak: hemija kisikovih spojeva bora i silicija ima mnogo zajedničkog: kiselu prirodu oksida i hidroksida, stvaranje stakla oksida, sposobnost formiranja brojnih polimernih struktura.

Bor halogenidi VG 3 poznati su po svim halogenima, mogu se dobiti iz jednostavnih supstanci zagrijavanjem. Druge metode za proizvodnju borovih halogenida: zagrijavanjem:

B 2 O 3 + 3C + 3Cl 2 = 3BCl 3 + 3CO

B 2 O 3 + 3CaF 2 + 3H 2 SO 4 = 2BF 3 + 3CaSO 4 + 3H 2 O

Njihovi molekuli imaju oblik ravnog trougla, a orbitale bora učestvuju u sp 2 hibridizaciji. BF 3 - plin; BCl 3, BBr 3 – tečnosti; BI 3 – čvrsta. Zbog povećanja dužine veze i smanjenja njene energije u seriji BF 3 - BCl 3 - BBr 3 - BI 3, smanjuje se stabilnost spojeva. Najviše se koriste fluor i bor hlorid. Hidrolizom bor fluorida nastaje kompleksna fluorovodonična kiselina:

4BF 3 + 3HOH = H 3 BO 3 + 3H

Sposobnost interakcije donor-akceptor zbog slobodne orbitale atoma bora određuje upotrebu borovih halogenida kao katalizatora u organskoj sintezi.

Sulfid B 2 S 3 je staklasta tvar koja se u potpunosti razlaže vodom kao rezultat hidrolize.

Bor hidridi (borani) su sastava B n H n +4 ili B n H n +6, najjednostavnije jedinjenje vodonika BH 3 ne postoji u normalnim uslovima, najjednostavniji predstavnici su gasovi B 2 H 6, B 4 H 10; B 5 H 9, B 6 H 10 - tečnosti; B 10 H 14 je čvrsta supstanca. Svi borani se dobijaju indirektno.

2Mg 3 B 2 + 12HOH = B 4 H 10 + H 2 + 6Mg(OH) 2

Borani su hemijski aktivni. U vazduhu se spontano zapale i sagorevaju, oslobađajući veoma veliku količinu toplote. Stoga se mogu koristiti kao raketno gorivo:

B 2 H 6 + 3O 3  3H 2 O + B 2 O 3

Razlažu se vodom, alkoholima, alkalijama, oslobađajući vodonik:

B 2 H 6 + 6H 2 O = 2H 3 VO 3 + 6H 2

U eteru, B 2 H 6 reaguje sa litijum hidridom, formirajući litijum tetrahidrid borat:

B 2 H 6 + 2LiH = 2Li

Većina bora ima odvratan miris i veoma su otrovni!

Bornitrid BN (“bijeli grafit”) je bijeli prah, čija je struktura slična grafitu: ljušti se u ljuspice, visoka otpornost na vatru, hemijska inertnost. Koristi se kao izolator i kao čvrsto mazivo za visoke temperature. Postoji i dijamantska modifikacija BN - borazon ili elboron, u kojoj su atomi bora i dušika u sp 3 hibridizaciji. Koristi se kao super-tvrd materijal u operacijama bušenja i rezanju metala.

Bor karbid B 4 C (T pl = 2350 o C) ima visoku tvrdoću (inferiornu od dijamanta i borazona) i hemijsku otpornost, koja se održava čak i na visokim temperaturama.

Za 3str-elementi koji su metali, karakteristični koordinacijski brojevi su 4 i 6.

Za Al 3+ - binarna jedinjenja

AlF 3, AlCl 3, Al 2 O 3, Al 2 S 3, AlN, AlH 3

u normalnim uslovima su polimerni. To su bijele čvrste tvari.

Oksidi: u nizu Al 2 O 3 - Ga 2 O 3 -In 2 O 3 -Tl 2 O 3 dolazi do povećanja baznih svojstava, povećava se rastvorljivost u kiselinama, a smanjuje stabilnost.

Oksid Al 2 O 3 – glinica - se prirodno javlja u obliku korunda. Prozirno obojeni kristali korunda: crveno - rubin (Cr 3+); plava - safir (Ti 3+, Fe 3+) - drago kamenje, takođe se dobija veštačkim putem. Kristali Al 2 O 3 su hemijski vrlo stabilni i ne stupaju u interakciju s vodom. Za produženo grijanje:

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

Al 2 O 3 + 2NaOH + 7HOH = 2Na

Al 2 O 3 oksid se dobija:

iz boksita (sadrže Fe 2 O 3, SiO 2, CaO itd.) ili ispiranjem NaOH visokokvalitetnih boksita ( ispiranje - izdvajanje komponenti iz razne vrste sirovine (rude, koncentrati, industrijski otpad itd.) tretiranjem vodenim rastvorima drugih reagensa - alkalija, vode, kiselina), ili sinterovanjem nekvalitetnog boksita sa sodom:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaAlO 2 + CO 2

2NaAlO 2 + CO 2 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + Na 2 CO 3

ili iz nefelina sinterovanjem sa krečnjakom (1200 o C):

Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2 + 2CaCO 3 = 2CaSiO 3 + 2NaAlO 2 + 2CO 2

Dobiveni natrijev aluminat se ispire vodom, a neotopljeni kalcijev silikat se koristi za proizvodnju cementa.

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

Aluminijum hidroksid je polimerno jedinjenje. Dobija se iz jednačine:

Na + CO 2 = Al(OH) 3 + NaHCO 3

Ovo je tipično amfoterno jedinjenje, svježe dobiveni proizvod otapa se u kiselinama i alkalijama. U Ga(OH) 3 se bazična i kisela funkcija manifestiraju približno u istoj mjeri, u In(OH) 3 bazna svojstva preovlađuju nad kiselim, u Tl(OH) 3 kisela funkcija je slabo izražena i gotovo da nije manifestovano.

Aluminijum hidrid - polimerno jedinjenje - dobija se indirektno u eteričnom rastvoru:

AlCl 3 + 3LiH = AlH 3 + 3LiCl

Višak LiH:

4AlCl 3 + 4LiH = 4Li + 12HCl

Nastali kompleks (litijum tetrahidridaluminat) je jako redukciono sredstvo, na primer, burno reaguje sa vodom:

Li + 4H 2 O = LiOH + Al(OH) 3 + 4H 2

Aluminij hlorid se široko koristi kao katalizator u organskim sintezama. Ističe se među aluminijskim halogenidima po svojim anomalnim svojstvima. Kada se topi na 190-192 o C, volumen se gotovo udvostručuje, a električna provodljivost opada gotovo na 0, što je povezano s prijelazom ionske strukture u molekularnu. Aluminijum halogenidi dimeriziraju čak i u stanju pare:

2AlCl 3 = Al 2 Cl 6 + 121 kJ

2AlI 3 = Al 2 I 6 +94 kJ

U rastvorima, soli aluminijuma su visoko hidrolizovane (sulfati i hloridi su koagulansi).

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

AlN + 3HOH = Al(OH) 3 + NH 3

2Al(CH 3 COO) 3 + 3H 2 O = (t) AlOH(CH 3 COO) 2  + Al(OH) 2 CH 3 COO + 3CH 3 COOH

Kohidroliza:

2Al 3+ + 3CO 3 2- + 3HOH = 2Al(OH) 3 + 3CO 2

Soli kiselina koje sadrže kiseonik karakteriše stvaranje kristalnih hidrata sa velikim brojem molekula vode Al(NO 3) 3 9H 2 O. Aluminijum-kalijum stipsa KAl(SO 4) 2 12H 2 O se koristi za štavljenje kože i u industriji bojenja za nagrizanje pamučnih tkanina.

Elektronsku konfiguraciju osnovnog stanja ovih elemenata ns 1 np 2 karakteriše prisustvo jednog nesparenog elektrona. U pobuđenom stanju sadrže tri nesparena elektrona, koji u sp 2 hibridizaciji učestvuju u formiranju tri kovalentne veze. U ovom slučaju, atomi elemenata grupe IIIA ostaju sa jednom nezauzetom orbitalom, a broj valentnih elektrona ostaje manji od broja orbitala raspoloživih u energiji. Stoga su mnoga kovalentna jedinjenja elemenata IIIA grupe Lewisove kiseline - akceptori elektronskog para, sticanjem kojih ne samo da povećavaju koordinacijski broj na četiri, već i mijenjaju geometriju svog okruženja - jedna od ravni postaje tetraedarska (sp 2 stanje hibridizacije).

Bor se po svojstvima razlikuje od ostalih elemenata ove podgrupe. Bor je jedini nemetal koji je hemijski inertan i formira kovalentne veze B?F, B?N, B?C, itd., čija se višestrukost često povećava zbog pp?pp veze. Hemija bora je bliska hemiji silicijuma, što pokazuje dijagonalnu sličnost. U atomima aluminija pojavljuju se prazne d-orbitale, radijus atoma se povećava, pa se koordinacijski broj povećava na šest. Galijum, indijum i talijum se nalaze odmah iza d-blok metala; punjenje d-ljuske je praćeno sukcesivnom kompresijom atoma. Kao rezultat d-kompresije, ionski radijusi aluminija i galija su blizu, a atomski radijus galijuma je još manji. Kada se ide od Al do Ga, povećanje efektivnog nuklearnog naboja se pokazuje značajnijim od promjene atomskog radijusa, pa se energija ionizacije povećava. Povećanje energije jonizacije tokom tranzicije iz Ip u Tl je rezultat d- i f-kompresije, što dovodi do povećane interakcije valentnih elektrona sa atomskim jezgrom. Povećanje energije vezivanja elektrona talijuma 6s 2 sa jezgrom otežava im učešće u formiranju veza i dovodi do smanjenja stabilnosti njihovih jedinjenja u najvišem oksidacionom stanju. Dakle, za tali, olovo, bizmut i polonijum, jedinjenja sa oksidacionim stanjima +1, +2, +3, + su stabilna

Grupa III p-elemenata obuhvata tipične elemente - bor i aluminijum i elemente podgrupe galija - galijum, indijum, talijum. Svi navedeni elementi, osim bora, su metali. Svi elementi su rijetki, osim aluminijuma, koji čini 8,8% mase zemljine kore. Na vanjskom elektronskom nivou imaju tri ns 2 np 1 elektrona, au pobuđenom stanju - ns 1 np 2 elektrona. Najveće oksidaciono stanje elemenata podgrupe bora je +3. Zbog činjenice da u atomima Ga, In, T1 pretposljednji nivo sadrži 18 elektrona, prirodne razlike u nekim svojstvima su narušene kada se ide od A1 do Ga. Neke fizičke konstante elemenata podgrupe IIIA date su u tabeli. 7.