Merkmale der 3. Gruppe der Hauptuntergruppe. Xi. Die dritte Gruppe des Periodensystems der Elemente. Elemente der Gruppe IIIA

Es gibt 30 p-Elemente im Periodensystem, das sind Elemente der Gruppen III-A – VIII-A. Bei p-Elementen ist die p-Unterebene der äußeren elektronischen Ebene mit Elektronen gefüllt.

III-A-Gruppen – B, Al, Ga, In, Tl – sind durch das Vorhandensein von 3 Elektronen in der äußeren Elektronenschicht des Atoms gekennzeichnet, und Bor hat 2 Elektronen in der voräußeren Schicht des Atoms, Aluminium hat 8 Elektronen, Ga, In, Tl - 18 Elektronen. Gruppe III ist die elementintensivste – sie enthält 37 Elemente, darunter Lanthaniden und Aktiniden. Mit Ausnahme von Bor sind alle Elemente Metalle.

Beim Übergang von Al zu Ga nimmt der Radius des Atoms ab. Dies liegt daran, dass in Ga die Füllung der p-Unterebene beginnt, nachdem die 3d 10-Elektronenhülle gefüllt ist. Unter der Wirkung von 3d 10 - Elektronen wird die Elektronenhülle des gesamten Atoms komprimiert und die Größe des Atoms nimmt ab (der Effekt der d - Kompression).

Eine monotone (sukzessive) Änderung der metallischen Eigenschaften wird nicht beobachtet. Die metallischen Eigenschaften nehmen beim Übergang von Bor zu Aluminium stark zu, schwächen sich bei Gallium etwas ab und nehmen beim Übergang zu Thallium allmählich wieder zu. Dies liegt daran, dass die Elektronenhülle des Ga-Atoms durch d-Elektronen komprimiert wird (d-Kompressionseffekt), In, Tl (im Gegensatz zu B und Al) enthalten in der vorletzten Schicht jeweils 18 Elektronen. Daher wird die lineare Änderung der Eigenschaften (Ratte, Schmelze usw.) von Al zu Ga verletzt.

Der Siedepunkt nimmt natürlich von B auf Tl ab. Aufgrund der Strukturmerkmale des Kristallgitters ist die Schmelztemperatur unregelmäßig.

Das schmelzbarste Metall ist Ga (Tmelt = 29,8˚С).

Unaufgeregte Konfiguration auf externer Ebene ns 2 np 1 , im angeregten Zustand - ns 1 np 2 .

Im nicht angeregten Zustand gibt es 1 ungepaartes Elektron, jedoch sind die Verbindungen der meisten dieser Elemente, in denen ihre Oxidationsstufe +1 ist, sehr instabil und die Oxidationsstufe +3 im angeregten Zustand ist für sie am charakteristischsten. Weil. Es braucht etwas Energie, um ein Elektron vom s-Zustand in den p-Zustand zu übertragen.

B ist kein Metall, Al ist noch kein typisches Metall, Ga, In, Tl sind typische Metalle. Verbindungen: EN 3, E 2 O 3, E (OH) 3.

B 2s 2 14 Uhr 1 IN 2 H 6

A

Steigerung der Belastbarkeit, Widerstandskraft

Ga [ Ar]4 S 2 4 P 1 (GaH 3 ) N

In [ kr]5 S 2 5 P 1 (InH 3 ) N

Tl [ Xe]6 S 2 6 P 1 TlH 3

E 2 UM 3

B 2 Ö 3 Säureoxid

Al 2 Ö 3 amphoteres Oxid

Ga 2 Ö 3

In 2 Ö 3 amphoteres Oxid (mit überwiegend basischen Eigenschaften)

Tl 2 Ö(Tl 2 O 3) basisches Oxid

E(OH) 3

H

wachsen

hauptsächlich

Eigenschaften

Al(Oh) 3 amphoteres Hydroxid

Ga(Oh) 3 amphoteres Hydroxid

In(Oh) 3 amphoteres Hydroxid TlOH basisches Hydroxid

Sie bilden Verbindungen mit EG 3 Halogenen, E 2 S 3 Schwefel, EN Stickstoff.

Die Chemie der Sauerstoffverbindungen von Bor und Silizium hat viele Gemeinsamkeiten: die saure Natur von Oxiden und Hydroxiden, die Fähigkeit zur Bildung zahlreicher Polymerstrukturen und die Glasbildung von Oxiden.

Aluminium /> - der Hauptvertreter der Metalle der Hauptuntergruppe III Gruppen des Periodensystems. Die Eigenschaften seiner Analoga – Gallium, Indium und Thallium – ähneln denen von Aluminium, da alle diese Elemente die gleiche Elektronik haben Konfiguration der externen Schicht ns 2 n p 1 und kann einen Abschluss vorweisen Oxidation +3.

Elektronische Struktur der Elemente der Hauptuntergruppe Gruppe III

Mit zunehmender Atommasse nimmt die metallische Natur der Elemente zu. Bor ist ein Nichtmetall, die übrigen Elemente (eine Untergruppe von Aluminium) sind Metalle. Bor unterscheidet sich in seinen Eigenschaften deutlich von anderen Elementen. und mehr wie Kohlenstoff und Silizium. Die übrigen Elemente sind niedrig schmelzende Metalle, In und Tl - extrem weich.

Physikalische Eigenschaften von Elementen der Hauptuntergruppe Gruppe III

Alle Elemente der Gruppe sind dreiwertig, aber mit zunehmender Ordnungszahl wird die Wertigkeit charakteristischer. 1 (T l überwiegend einwertig).

In der Reihe B-A l - G a- In -T l Der Säuregehalt nimmt ab und die Basizität der Hydroxide nimmt zu R (OH) 3 . H 3 BO 3 - Säure, A l (OH) 3 und G a (OH) 3 - amphotere Basen, In (OH) 3 und T l (OH) 3 sind typische Basen. Tsiehe daH ist eine starke Basis.

Als nächstes betrachten wir die Eigenschaften von nur zwei Elementen: im Detail – Aluminium als typischer Vertreter der p-Metalle, der in der Praxis äußerst weit verbreitet ist, und schematisch – Bor als Vertreter der „Halbmetalle“, das im Vergleich zu allen anomale Eigenschaften aufweist andere Elemente der Untergruppe.

Aluminium ist das am häufigsten vorkommende Metall auf der Erde (3. Platz unter allen Elementen; 8 % der Zusammensetzung der Erdkruste). Es kommt in der Natur nicht als freies Metall vor; ist Teil von Aluminiumoxid (A /> l 2 O 3), Bauxiten (A l 2 O 3 x). H 2 O). Darüber hinaus kommt Aluminium als Silikat in Gesteinen wie Ton, Glimmer und Feldspat vor.

Aluminium hat ein einziges stabiles Isotop, Bor, zwei: 19,9 % und 80,1 %.

physikalische Eigenschaften. Freiformaluminium ist ein silberweißes Metall mit hoher thermischer und elektrischer Leitfähigkeit. Aluminium hat eine geringe Dichte – etwa dreimal weniger als die von Eisen oder Kupfer – und ist gleichzeitig ein langlebiges Metall.

Bor existiert in mehreren allotropen Modifikationen. Amorphes Bor ist ein dunkelbraunes Pulver. Kristallines Bor – grauschwarz, mit metallischem Glanz. In Bezug auf die Härte steht kristallines Bor an zweiter Stelle (nach /> Diamant) unter allen Stoffen. Bei Raumtemperatur ist Bor ein schlechter Stromleiter; Genau wie Silizium hat es Halbleitereigenschaften.

Chemische Eigenschaften.Die Oberfläche von Aluminium ist normalerweise mit einem starken Oxidfilm A bedeckt l 2 Etwa 3, was es vor Wechselwirkungen mit der Umwelt schützt. Wird dieser Film entfernt, kann das Metall heftig mit Wasser reagieren:

2A l + 6H 2 O \u003d 2A l (OH) 3 + ZH 2.

In Form von Spänen oder Pulver brennt es hell an der Luft und gibt dabei viel Wärme ab:

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

Dieser Umstand wird genutzt, um durch Aluminothermie eine Reihe von Metallen aus ihren Oxiden zu gewinnen. Dies ist die Bezeichnung für die Reduktion von Metallen mit Aluminiumpulver, bei denen die Bildungswärme der Oxide geringer ist als die Bildungswärme A l 2 O 3, zum Beispiel:

C r 2 O 3 + 2A l \u003d 2C r + A l 2 O 3 + 539 kJ.

Bor, Im Gegensatz zu Aluminium ist es chemisch inert (insbesondere kristallin). Es reagiert also erst bei sehr hohen Temperaturen (> 700 °C) mit Sauerstoff unter Bildung von Borsäureanhydrid B 2 O 3:

2V + ZO 2 \u003d 2V 2 O 3,

Bor reagiert nicht mit Wasserauf keinen Fall. Bei noch höherer Temperatur (> 1200 °C) reagiert es mit Stickstoff zu Bornitrid (wird zur Herstellung feuerfester Materialien verwendet):

2B + N 2 = 2BN.

Bor reagiert bei Raumtemperatur nur mit Fluor, während Reaktionen mit Chlor und Brom nur bei starker Erwärmung (400 bzw. 600 °C) ablaufen; in all diesen Fällen bildet es Trihalogenide BH al 3 - flüchtige Flüssigkeiten, die an der Luft rauchen und durch Wasser leicht hydrolysiert werden:

2V + 3On l 2 \u003d 2VOn l 3.

Durch Hydrolyse entsteht Orthoborsäure (Borsäure). H3BO3:

Vna l 3 + 3H 2 O \u003d H 3 BO 3 + ZHNa l

Im Gegensatz zu Bor reagiert Aluminium bereits bei Raumtemperatur aktiv mit allen Halogenen und bildet Halogenide. Beim Erhitzen interagiert es mit Schwefel (200 °C), Stickstoff (800 °C), Phosphor (500 °C) und Kohlenstoff (2000 °C):

2A l + 3 S \u003d A l 2 S 3 (Aluminiumsulfid),

2A l + N 2 \u003d 2A lN(Aluminiumnitrid),

A l + P = A l P (Aluminiumphosphid),

4A l + 3C \u003d A l 4 C 3 (Aluminiumcarbid).

Alle diese Verbindungen werden vollständig hydrolysiert unter Bildung von Aluminiumhydroxid und dementsprechend Schwefelwasserstoff, Ammoniak, Phosphin und Methan.

Aluminium ist in Salzsäure jeder Konzentration leicht löslich:

2A l + 6NS l \u003d 2A l C l 3 + ZN 2.

Konzentrierte Schwefel- und Salpetersäure wirken in der Kälte nicht auf Aluminium. Beim Erhitzen ist Aluminium in der Lage, diese Säuren zu reduzieren, ohne Wasserstoff freizusetzen:

2A l + 6H 2 S O 4 (konz) = A l 2 (S O 4) 3 + 3 S O 2 + 6H 2 O,

A l + 6H NO 3 (konz) = A l (NO 3) 3 + 3 NO 2 + 3H 2 O.

In verdünnter Schwefelsäure löst sich Aluminium unter Freisetzung von Wasserstoff:

2A l + 3H 2 S O 4 \u003d A l 2 (S O 4) 3 + 3H 2.

In verdünnter Salpetersäure läuft die Reaktion unter Freisetzung von Stickoxid ab ( II):

A l + 4 HN O 3 \u003d A l (N O 3) 3 + N O + 2H 2 O.

Aluminium löst sich in Lösungen von Alkalien und es bilden sich Alkalimetallcarbonate Tetrahydroxoaluminate:

2A l + 2NaOH + 6H 2 O \u003d 2 Na [A l (OH) 4] + 3H 2.

Säuren, die keine Oxidationsmittel sind, reagieren nicht mit Bor und sind nur konzentriert HNO3 oxidiert es zu Borsäure:

B + HNO 3 (konz.) + H 2 O = H 3 B O 3 + N O

Kapitel XI. DIE DRITTE GRUPPE DER PERIODIK

ELEMENTSYSTEME

83. Allgemeine Merkmale der Elemente der Gruppe III

Gruppe III umfasst Bor, Aluminium, Gallium, Indium, Thallium (die Hauptuntergruppe) sowie Scandium, Yttrium, Lanthan und Lanthaniden, Actinium und Actiniden (Nebenuntergruppe).

Auf der äußeren elektronischen Ebene der Elemente der Hauptuntergruppe befinden sich jeweils drei Elektronen (s 2 p 1). Sie geben diese Elektronen leicht ab oder bilden aufgrund des Übergangs eines Elektrons auf das p-Niveau drei ungepaarte Elektronen. Für Bor und Aluminium sind Verbindungen nur mit der Oxidationsstufe +3 typisch. Die Elemente der Gallium-Untergruppe (Gallium, Indium, Thallium) haben ebenfalls drei Elektronen in der äußeren elektronischen Ebene und bilden die s 2 p 1-Konfiguration, sie befinden sich jedoch nach der 18-Elektronen-Schicht. Daher hat Gallium im Gegensatz zu Aluminium eindeutig nichtmetallische Eigenschaften. Diese Eigenschaften in der Reihe Ga, In, Tl werden schwächer und die metallischen Eigenschaften werden verstärkt.

Auch die Elemente der Scandium-Untergruppe besitzen drei Elektronen in der äußeren elektronischen Ebene. Diese Elemente sind jedoch Übergangs-d-Elemente, die elektronische Konfiguration ihrer Valenzschicht ist d 1 s 2 . Diese Elektronen spenden ziemlich leicht alle drei Elemente. Die Elemente der Lanthanoid-Untergruppe weisen eine charakteristische Konfiguration des äußeren elektronischen Niveaus auf: In ihnen baut sich das 4f-Niveau auf und das d-Niveau verschwindet. Beginnend mit Cer haben alle Elemente außer Gadolinium und Lutetium eine elektronische Konfiguration der äußeren elektronischen Ebene 4f n 6s 2 (Gadolinium und Lutetium haben 5d 1 Elektronen). Die Zahl n variiert zwischen 2 und 14. Daher sind s- und f-Elektronen an der Bildung von Valenzbindungen beteiligt. Am häufigsten beträgt die Oxidationsstufe von Lanthaniden +3, seltener +4.

Die elektronische Struktur der Valenzschicht von Aktiniden ähnelt in vielerlei Hinsicht der elektronischen Struktur der Valenzschicht von Lanthaniden. Alle Lanthaniden und Aktiniden sind typische Metalle.

Alle Elemente der Gruppe III haben eine sehr starke Affinität zu Sauerstoff und die Bildung ihrer Oxide geht mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher.

Elemente der III-Gruppe finden die vielfältigste Anwendung.

Bor wurde 1808 von J. Gay-Lussac und L. Tenard entdeckt. Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 1,2·10 - 3 %.

Borverbindungen mit Metallen (Boriden) weisen eine hohe Härte und Hitzebeständigkeit auf. Daher werden sie zur Gewinnung superharter und hitzebeständiger Sonderlegierungen verwendet. Borcarbid und Bornitrid weisen eine hohe Hitzebeständigkeit auf. Letzteres wird als Hochtemperaturschmierstoff verwendet. Das hydratisierte Natriumtetraborat Na 2 B 4 O 7 10H 2 O (Borax) hat eine konstante Zusammensetzung, seine Lösungen werden in der analytischen Chemie zur Bestimmung der Konzentration saurer Lösungen verwendet. Die Reaktion von Borax mit Säure verläuft nach der Gleichung

Na 2 B 4 O 7 + 2 HCl + 5 H 2 O \u003d 2 NaCl + 4 H 3 BO 3

Verbindungen von Gallium mit Elementen der Gruppe VI (Schwefel, Selen, Tellur) sind Halbleiter. Hochtemperaturthermometer sind mit flüssigem Gallium gefüllt.

Indium wurde 1863 von T. Richter und F. Reich entdeckt. Sein Gehalt im Erdchor beträgt 2,5 · 10 - 5 %. Der Zusatz von Indium zu Kupferlegierungen erhöht deren Widerstandsfähigkeit gegenüber der Einwirkung von Meerwasser. Die Zugabe dieses Metalls zu Silber erhöht den Glanz von Silber und verhindert, dass es an der Luft anläuft. Indiumbeschichtungen schützen Metalle vor Korrosion. Es ist Teil einiger Legierungen, die in der Zahnheilkunde verwendet werden, sowie einiger schmelzbarer Legierungen (eine Legierung aus Indium, Wismut, Blei, Zinn und Cadmium schmilzt bei 47 С). Verbindungen von Indium mit verschiedenen Nichtmetallen haben Halbleitereigenschaften.

Thallium wurde 1861 von W. Crookes entdeckt. Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 10-4 %. Eine Legierung aus Thallium (10 %) mit Zinn (20 %) und Blei (70 %) weist eine sehr hohe Säurebeständigkeit auf und widersteht der Einwirkung einer Mischung aus Schwefel-, Salz- und Salpetersäure. Thallium erhöht die Empfindlichkeit von Fotozellen gegenüber Infrarotstrahlung erhitzter Objekte. Thalliumverbindungen sind hochgiftig und verursachen Haarausfall.

Gallium, Indium und Thallium sind Spurenelemente. Ihr Gehalt an Erzen übersteigt in der Regel nicht Tausendstel Prozent.

Verbindungen von Scandium, Yttrium, Lanthan und Lanthanoiden waren bereits zu Beginn des 19. Jahrhunderts bekannt. Reines Scandium wurde 1879 von L.F. Nilson isoliert. Der Gehalt dieses Elements in der Erdkruste beträgt 10-3 %. Yttrium wurde 1794 von Yu. Gadolin entdeckt. Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 2,9·10 - 3 %. Der 1839 von K. G. Mosander entdeckte Lanthangehalt in der Erdkruste beträgt 4,9 · 10 - 3 %. Diese Metalle werden hauptsächlich zur Herstellung von Speziallegierungen mit spezifischen elektrischen und magnetischen Eigenschaften verwendet. Darüber hinaus werden Lanthanoide zur Herstellung verschiedener pyrophorer Verbindungen und Cer zur Herstellung von Aluminiumlegierungen verwendet. Der Zusatz von Cer erhöht die elektrische Leitfähigkeit von Aluminium, verbessert seine mechanischen Eigenschaften und erleichtert das Walzen von Wolfram. Cerdioxid wird beim Schleifen von optischem Glas verwendet.

Die Familie der Aktiniden umfasst die schwersten Elemente, gefolgt von Aktinium im Periodensystem.

Von den Aktiniden finden Uran und Thorium praktische Anwendung.

und Plutonium.

Uran wurde 1789 von M. G. Klaproth entdeckt. Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 2,5 · 10 - 4 %. In der Natur kommt Uran in Form von drei Isotopen vor: 238 U – 99,285 %, 235 U – 0,71 %, 234 U – 0,005 %. Das Isotop 235 U ist zum spontanen Zerfall fähig. Daher wird Uran, das in Reaktoren als Kernbrennstoff verwendet wird, angereichert, um den Gehalt des Isotops 235 darin zu erhöhen. Für dieses Isotop gibt es das Konzept einer kritischen Masse, bei deren Erreichen eine Kettenreaktion beginnt und es zu einer nuklearen Explosion kommt. Wenn die Masse von 235 U unter der kritischen Masse liegt, kann die Geschwindigkeit der spontanen Zerfallsreaktion kontrolliert werden. Diese Eigenschaft von 235 U wird in einem Kernreaktor genutzt. Uranverbindungen werden auch als Farbstoffe in der Druck- und Silikatindustrie verwendet.

Thoriumdioxid wurde 1828 von J. Ya. Berzelius entdeckt, metallisches Thorium wurde jedoch erst vor relativ kurzer Zeit gewonnen. Der Thoriumgehalt in der Erdkruste beträgt 1,3·10 - 3 %. Kleine Zusätze dieses Metalls zu Wolfram erhöhen die Lebensdauer elektrischer Spulen in Glühlampen (Thorium absorbiert Gase, die zum schnellen Verschleiß des Wolframfadens beitragen). Thoriumdioxid wird in der Medizin sowie bei der Herstellung einiger Katalysatoren verwendet.

Plutonium wurde 1940 von G. Seaborg, E. Macmillan, J. Kennedy und A. Wahl entdeckt. Sein Gehalt in der Erdkruste ist vernachlässigbar. Plutonium wird aus den Zerfallsprodukten von Brennstoffen aus Kernreaktoren gewonnen. Es wird für die gleichen Zwecke wie Uran-235 verwendet.

84. Aluminium

Aluminium wurde erstmals 1825 vom dänischen Chemiker H. K. Oersted chemisch gewonnen. 1854 isolierte es der französische Chemiker A. E. St. Clair Deville mit der elektrochemischen Methode.

In der Natur sein. Aluminium ist das am häufigsten vorkommende Metall in der Natur. Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 8,05 %. Die wichtigsten natürlichen Aluminiumverbindungen sind Alumosilikate, Bauxit und Korund.

Alumosilikate machen den Großteil der Erdkruste aus. Das Produkt ihrer Verwitterung sind Ton und Feldspäte (Orthoklas, Albit, Anorthit). Die Basis von Ton ist Kaolin Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O.

Bauxit ist ein Gestein, aus dem Aluminium gewonnen wird. Besteht hauptsächlich aus Aluminiumoxidhydraten Al 2 O 3 nH 2 O.

Physikalische Eigenschaften. Aluminium ist ein silberweißes Leichtmetall, das bei 660 °C schmilzt. Sehr duktil, lässt sich leicht zu Draht ziehen und zu Platten rollen: Es kann zur Herstellung von Folien mit einer Dicke von weniger als 0,01 mm verwendet werden. Aluminium hat eine sehr hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit. Seine Legierungen mit verschiedenen Metallen sind stark und leicht.

Chemische Eigenschaften. Aluminium ist ein sehr aktives Metall. In einer Spannungsreihe liegt es nach den Alkali- und Erdalkalimetallen. An der Luft ist es jedoch recht stabil, da seine Oberfläche mit einem sehr dichten Oxidfilm bedeckt ist, der das Metall vor dem Kontakt mit Luft schützt. Wenn der schützende Oxidfilm vom Aluminiumdraht entfernt wird, beginnt Aluminium heftig mit Sauerstoff und Wasserdampf in der Luft zu interagieren und verwandelt sich in eine lockere Masse – Aluminiumhydroxid:

4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O \u003d 4 Al (OH) 3

Diese Reaktion geht mit der Freisetzung von Wärme einher.

Vom schützenden Oxidfilm befreit, interagiert Aluminium mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff:

2 Al + 6 H 2 O \u003d 2 Al (OH) 3 + 3 H 2

Aluminium löst sich gut in verdünnter Schwefel- und Salzsäure:

2 Al + 6 Hcl \u003d 2 AlCl 3 + 3 H 2

2 Al + 3 H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2

Verdünnte Salpetersäure passiviert Aluminium in der Kälte, aber beim Erhitzen löst sich Aluminium darin unter Freisetzung von Stickstoffmonoxid, Stickstoffhalboxid, freiem Stickstoff oder Ammoniak auf, zum Beispiel:

8 Al + 30 HNO 3 \u003d 8 Al (NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O

Konzentrierte Salpetersäure passiviert Aluminium.

Da Aluminiumoxid und -hydroxid amphoter wirken

Aufgrund seiner Eigenschaften ist Aluminium in wässrigen Lösungen aller Alkalien außer Ammoniumhydroxid leicht löslich:

2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O \u003d 2 K 3 [Al (OH) 6] + 3 H 2

Aluminiumpulver reagiert leicht mit Halogenen, Sauerstoff und allen Nichtmetallen. Um die Reaktionen zu starten, ist eine Erwärmung erforderlich, dann laufen sie sehr intensiv ab und gehen mit der Freisetzung einer großen Wärmemenge einher:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (Aluminiumbromid)

4 Al + 3 O 2 \u003d 2 Al 2 O 3 (Aluminiumoxid)

2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (Aluminiumsulfid)

2 Al + N 2 = 2 AlN (Aluminiumnitrid)

4 Al + 3 C \u003d Al 4 C 3 (Aluminiumcarbid)

Aluminiumsulfid kann nur in fester Form vorliegen. In wässrigen Lösungen erfolgt eine vollständige Hydrolyse unter Bildung von Aluminiumhydroxid und Schwefelwasserstoff:

Al 2 S 3 + 6 H 2 O \u003d 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S

Aluminium entzieht Oxiden und Salzen anderer Metalle leicht Sauerstoff und Halogene. Die Reaktion geht mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher:

8 Al + 3 Fe 3 O 4 \u003d 9 Fe + 4 Al 2 O 3

Der Prozess der Reduktion von Metallen aus ihren Oxiden mit Aluminium wird Aluminothermie genannt. Aluminothermie wird bei der Herstellung einiger seltener Metalle eingesetzt, die eine starke Bindung mit Sauerstoff eingehen (Niob, Tantal, Molybdän, Wolfram usw.) sowie zum Schweißen von Schienen. Wenn eine Mischung aus feinem Aluminiumpulver und magnetischem Eisenerz Fe 3 O 4 (Termite) mit einer speziellen Zündschnur gezündet wird, läuft die Reaktion spontan ab, wobei die Mischung auf 3500 С erhitzt wird. Eisen liegt bei dieser Temperatur in geschmolzenem Zustand vor.

Quittung. Erstmals wurde Aluminium durch Reduktion aus Aluminiumchlorid mit Natriummetall gewonnen:

AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al

Derzeit wird es durch Elektrolyse geschmolzener Salze in Elektrolysebädern gewonnen (Abb. 46). Der Elektrolyt ist eine Schmelze, die 85–90 % Kryolith-Komplexsalz 3NaF·AlF 3 (oder Na 3 AlF 6) und 10–15 % Aluminiumoxid-Aluminiumoxid Al 2 O 3 enthält. Diese Mischung schmilzt bei etwa 1000°C.

Beim Auflösen in geschmolzenem Kryolith verhält sich Aluminiumoxid wie ein Salz aus Aluminium und Aluminiumsäure und zerfällt in Aluminiumkationen und Anionen des Säurerests der Aluminiumsäure:

AlAlO 3  Al 3  + AlO 3 3 

Kryolith dissoziiert auch:

Na 3 AlF 6  3 Na  + AlF 6 3 

Wenn ein elektrischer Strom durch die Schmelze geleitet wird, wandern Aluminium- und Natriumkationen zur Kathode – dem Graphitkörper des Bades, der am Boden mit einer Schicht aus geschmolzenem Aluminium bedeckt ist, das im Elektrolyseprozess gewonnen wird. Da Aluminium weniger reaktiv ist als Natrium, wird es als erstes reduziert. Das reduzierte Aluminium im geschmolzenen Zustand wird am Boden des Bades gesammelt und von dort regelmäßig entnommen.

Anionen AlO 3 3  und AlF 6 3  bewegen sich zur Anode – Graphitstäbe oder -rohlinge. An der Anode wird zunächst das AlO 3 3-Anion entladen -

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

Der Aluminiumoxidverbrauch wird ständig aufgefüllt. Die Kryolithmenge ändert sich praktisch nicht, es treten nur unbedeutende Verluste durch die Bildung von Tetrafluorkohlenstoff СF 4 an der Anode auf.

Die elektrolytische Herstellung von Aluminium erfordert viel Strom (für die Herstellung von 1 Tonne Aluminium werden etwa 20.000 kWh Strom verbraucht), daher werden Aluminiumwerke in der Nähe von Kraftwerken gebaut.

Anwendung. Aluminium wird sehr häufig verwendet. Daraus wird Folie hergestellt, die in der Funktechnik und zur Verpackung von Lebensmitteln verwendet wird. Stahl- und Gusseisenprodukte werden zum Schutz vor Korrosion mit Aluminium beschichtet: Die Produkte werden in einer Mischung aus Aluminiumpulver (49 %), Aluminiumoxid (49 %) und Aluminiumchlorid (2 %) auf 1000 °C erhitzt. Dieser Vorgang wird Aluminisieren genannt.

Aluminisierte Produkte halten einer Erwärmung bis zu 1000 °C stand, ohne zu korrodieren. Aluminiumlegierungen, die sich durch große Leichtigkeit und Festigkeit auszeichnen, werden in der Herstellung von Wärmetauschern, im Flugzeugbau und im Maschinenbau eingesetzt.

Aluminiumoxid Al 2 Ö 3 . Es ist eine weiße Substanz mit einem Schmelzpunkt von 2050 С. In der Natur kommt Aluminiumoxid in Form von Korund und Tonerde vor. Manchmal gibt es transparente Korundkristalle von schöner Form und Farbe. Mit Chromverbindungen rot gefärbter Korund wird Rubin genannt, mit Titan- und Eisenverbindungen blau gefärbter Korund Saphir. Rubin und Saphir sind Edelsteine. Heutzutage können sie ganz einfach künstlich gewonnen werden.

Aluminiumoxid hat amphotere Eigenschaften, löst sich jedoch nicht in Wasser, Säuren und Laugen. Beim Kochen in einer konzentrierten Alkalilösung geht es nur teilweise in Lösung. Aluminiumoxid wird durch Fusion mit Alkalien oder Kaliumpyrosulfat in einen löslichen Zustand überführt:

AI 2 O 3 + 2 KOH \u003d 2 KAlO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3 K 2 S 2 O 7 \u003d 3 K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3

Die resultierenden Legierungen sind wasserlöslich. Wenn Aluminiumoxid mit Kali oder Soda verschmolzen wird, Aluminate, die in Wasser gut löslich sind:

Al 2 O 3 + K 2 CO 3 \u003d 2 KAlO 2 + CO 2

Natürlicher Korund ist ein sehr harter Stoff. Es wird zur Herstellung von Schmirgelscheiben und Schleifpulvern verwendet. Aus Rubin werden Buchsen für Uhren und andere Präzisionsmechanismen hergestellt.

Aluminiumoxid wird als Rohstoff für die Herstellung von Aluminium verwendet. Dehydriertes Aluminiumoxid dient als Adsorptionsmittel bei der chromatographischen Reinigung und Trennung organischer Substanzen.

Aluminiumhydroxid Al(OH) 3 . Es ist eine weiße Substanz, die beim Erhitzen Wasser verliert und sich in Aluminiumoxid verwandelt. Aluminiumhydroxid hat amphotere Eigenschaften. Frisch gefälltes Hydroxid ist in Säuren und Laugen (außer Ammoniumhydroxid) leicht löslich:

2 Al (OH) 3 + 3 H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O

Al (OH) 3 + 3 KOH \u003d K 3 [Al (OH) 6]

Aluminiumhydroxid ist eine schwache Base und eine noch schwächere Säure, daher sind Aluminiumsalze nur in Gegenwart eines Säureüberschusses und Aluminate nur in Gegenwart eines Alkaliüberschusses in Lösung. Bei der Verdünnung von Lösungen mit Wasser werden diese Verbindungen stark hydrolysiert.

Getrocknetes Aluminiumhydroxid, das einen Teil seines Wassers verloren hat, löst sich weder in Säuren noch in Laugen und ähnelt daher Aluminiumoxid.

Aluminiumhydroxid hat die Fähigkeit, verschiedene Stoffe zu absorbieren und wird daher in der Wasseraufbereitung eingesetzt.

Kapitel XII. ZWEITE PERIODISCHE GRUPPE

ELEMENTSYSTEME

85. Allgemeine Merkmale der Elemente der Gruppe II

Zur Gruppe II des Periodensystems der Elemente gehören Beryllium, Erdalkalimetalle: Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium (Hauptuntergruppe) sowie eine Untergruppe von Zink: Zink, Cadmium, Riut (Nebenuntergruppe). Erdalkalimetalle verdanken ihren Namen der Tatsache, dass ihre Oxide (Erden) beim Lösen in Wasser alkalische Lösungen bilden.

Auf der äußeren elektronischen Ebene der Elemente der Haupt- und Nebennebengruppen befinden sich jeweils zwei Elektronen (s 2), die sie abgeben und so Verbindungen mit der Oxidationsstufe +2 bilden.

Alle Elemente der Gruppe II zeichnen sich durch einen relativ niedrigen Schmelzpunkt und eine hohe Flüchtigkeit aus. In Erdalkalielementen nimmt die Löslichkeit von Hydroxiden von Magnesium zu Barium zu: Magnesiumhydroxid ist in Wasser nahezu unlöslich, Calciumhydroxid ist schwer löslich und Bariumhydroxid ist gut. Die Löslichkeit vieler Salze nimmt von Magnesium zu Radium ab. So löst sich Magnesiumsulfat gut in Wasser, Calciumsulfat ist schlecht löslich und Strontium-, Barium- und Radiumsulfate sind praktisch unlöslich. Die geringe Löslichkeit von Radiumsulfat wird genutzt, um Radium aus seinen Konzentraten zu isolieren.

In der Zink-Untergruppe nimmt die Amphoterizität der Oxide von Zink zu Quecksilber ab: Zinkhydroxid löst sich gut in Alkalien, Cadmiumhydroxid ist viel schlechter und Quecksilberhydroxid ist in Alkalien unlöslich. Die Aktivität der Elemente dieser Untergruppe nimmt mit zunehmender Atommasse ab. Zink verdrängt also Cadmium und Quecksilber aus Lösungen ihrer Salze, und Cadmium verdrängt Quecksilber.

Beryllium wurde 1798 von LN Vauquelin entdeckt. Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 3,8·10 - 4 %. Berylliummetall wird zur Herstellung von Fenstern für Röntgengeräte verwendet, da es Röntgenstrahlen 17-mal schwächer absorbiert als Aluminium. Der Zusatz von Beryllium zu Legierungen erhöht deren Härte und elektrische Leitfähigkeit. Berylliumverbindungen können sehr schwere Lungenerkrankungen verursachen.

Strontium wurde erstmals 1790 von A. Crawford in Form von Oxid isoliert und 1808 von G. Davy in reiner Form gewonnen. Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 0,034 %. Strontiumnitrat wird in der Pyrotechnik verwendet, während sein Carbonat und sein Oxid in der Zuckerindustrie verwendet werden. Bei nuklearen Explosionen entsteht Strontium-90, dessen Strahlung sehr gefährlich ist, da sie Strahlenkrankheit, Leukämie und Knochensarkome verursacht.

Barium wurde 1774 von K. V. Scheele und 1808 von G. Devi entdeckt. Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 0,065 %. Von den Bariumverbindungen werden am häufigsten seine Hydroxide, Peroxide und einige Salze verwendet. Bariumhydroxid und -chlorid werden in der Laborpraxis verwendet, Bariumperoxid wird zur Herstellung von Wasserstoffperoxid verwendet, Nitrat und Chlorat werden in der Pyrotechnik verwendet, Bariumsulfat wird bei der Durchleuchtung der Verdauungsorgane verwendet. Bariumverbindungen sind giftig.

Radium wurde 1898 von M. und P. Curie zusammen mit J. Belebn entdeckt.

Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 1·10 - 20 %. Radium besitzt eine natürliche Radioaktivität: Bei seinem radioaktiven Zerfall werden α-Teilchen, Elektronen freigesetzt und Radon entsteht. Radiumsalze werden zu Forschungszwecken sowie zur Gewinnung von Radon verwendet, das heilende Eigenschaften hat.

Cadmium wurde 1817 von F. Stromeyer und unabhängig von ihm 1818 von K. Herman, K. Karsten und W. Meissner entdeckt. Sein Gehalt in der Erdkruste beträgt 1,3·10 - 5 %. Aufgrund der Fähigkeit von Cadmium, sich mit einem schützenden Oxidfilm zu überziehen, wird es als stabile Korrosionsschutzbeschichtung verwendet. Cadmiumverbindungen sind giftig.

86. Magnesium

Magnesium wurde 1808 von G. Davy entdeckt.

In der Natur sein. Der Magnesiumgehalt in der Erdkruste beträgt 1,87 %. Seine Verbindungen kommen in verschiedenen Mineralien vor. Magnesiumcarbonat ist Teil von Dolomit CaCO 3 MgCO 3 und Magnevit MgCO 3, Chlorid ist Teil von Carnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, Magnesiumsulfat ist Teil von Kainit KCl MgSO 4 6H 2 O. Eine erhebliche Menge an Magnesiumsalzen kommt im Meerwasser vor und verleiht ihm einen bitteren Geschmack.

Physikalische Eigenschaften. Magnesium ist ein silberweißes Metall mit einer Dichte von 1,74 g/cm 3, schmilzt bei 651 °C und siedet bei 1110 °C. Bei Kälte wird Magnesium mit einem Oxidfilm überzogen, der es vor einer weiteren Oxidation durch Luftsauerstoff schützt.

Chemische Eigenschaften. Magnesium ist ein aktives Metall. Wenn der Oxidfilm auf seiner Oberfläche zerstört wird, kann er leicht durch Luftsauerstoff oxidiert werden. Beim Erhitzen interagiert Magnesium heftig mit Halogenen, Schwefel, Stickstoff, Phosphor, Kohlenstoff, Silizium und anderen Elementen:

2 Mg + O 2 \u003d 2 MgO (Magnesiumoxid)

Mg + Cl 2 = MgCl 2 (Magnesiumchlorid)

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (Magnesiumnitrid)

3 Mg + 2 P \u003d Mg 3 P 2 (Magnesiumphosphid)

2 Mg + Si = Mg 2 Si (Magnesiumsilizid)

Magnesium löst sich nicht in Wasser auf, interagiert jedoch beim Erhitzen aktiv mit Wasserdampf:

Mg + H 2 O \u003d MgO + H 2

Magnesium entzieht vielen Metallen leicht Sauerstoff und Halogene und wird daher zur Gewinnung seltener Metalle aus ihren Verbindungen verwendet:

3Mg + MoO 3 \u003d 3 MgO + Mo

2Mg + ZrCl 4 = 2 MgCl 2 + Zr

Es brennt in einer Atmosphäre aus Kohlendioxid:

Mg + CO 2 = MgO + CO

und ist in Säuren gut löslich:

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

4 Mg + 10 HNO 3 \u003d 4 Mg (NO 3) 2 + N 2 O + 5 H 2 O

Quittung. Magnesium wird durch Elektrolyse der Schmelzen seiner Salze gewonnen. Der Elektrolyt ist reiner dehydrierter Carnallit, die Anode ist ein Graphitstab und die Kathode ist Eisen. Die dabei entstehende flüssige Magie schwimmt an die Oberfläche und wird mit Schaufeln aufgefangen. Bei der Elektrolyse wird dem Elektrolyten Magnesiumchlorid zugesetzt. Neuerdings wird Magnesium auch durch Reduktion aus Oxid mit Calciumcarbid, amorphem Kohlenstoff oder Silizium gewonnen. Der Reduktionsprozess mit Karbid erfolgt bei einer Temperatur von 1200 °C, Kohlenstoff – bei 2000 °C und Silizium – bei 1200–1300 °C. Um die Wechselwirkung von metallischem Magnesium und bei der Reaktion entstehendem SiO 2 zu vermeiden, wird nicht MgO in die Reaktion eingebracht, sondern gebrannter Dolomit – eine Mischung aus Calcium- und Magnesiumoxiden:

MgO + CaC 2 \u003d CaO + Mg + 2 C (1200 C)

MgO + C = Mg + CO (2000 C)

2 MgO + CaO + Si \u003d CaSiO 3 + 2 Mg (1200-1300 C)

Anwendung. Magnesium wird zur Herstellung vieler Leichtmetalllegierungen verwendet, insbesondere Duraluminium. Der Zusatz von Magnesium zu Gusseisen verbessert dessen mechanische Eigenschaften. Magnesium wird als Reduktionsmittel bei der Herstellung seltener Metalle (Nb, Ta, Mo, W, Tl, Zr, Hf usw.) und einiger Nichtmetalle (z. B. Si) verwendet.

Magnesiumoxid MgO. Weiße kristalline Substanz, unlöslich in Wasser. Schmilzt bei einer Temperatur von 2800 С. Hat grundlegende Eigenschaften. Es löst sich gut in Säuren:

MgO + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 O

Beim Erhitzen reagiert es mit Säureoxiden:

MgO + SiO 2 = MgSO 4

Im Labor kann Magnesiumoxid durch Verbrennen von Magnesiummetall oder durch Kalzinieren seines Hydroxids gewonnen werden:

Mg (OH) 2 \u003d MgO + H 2 O

In der Industrie wird MgO durch thermische Zersetzung von Magnesiumcarbonat abgestrahlt:

MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Der Großteil des Magnesiumoxids wird von der Bauindustrie für die Herstellung von Magnesitzement und feuerfesten Magnesitmaterialien verbraucht.

Magnesiumhydroxid Mg(OH) 2 . Eine weiße Substanz, unlöslich in Wasser, aber gut löslich in Säuren:

Mg (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + 2 H 2 O

Wenn Kohlendioxid durch eine Suspension von Magnesiumhydroxid geleitet wird, löst sich dieses auf und bildet Magnesiumbicarbonat:

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

MgCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Mg (HCO 3) 2

Magnesiumhydroxid wird durch Einwirkung von Alkalien oder Ammoniak auf Lösungen von Magnesiumsalzen gewonnen:

MgCl 2 + 2 KOH \u003d Mg (OH) 2 + 2 KCl

MgCl 2 + 2 NH 4 OH \u003d Mg (OH) 2 + 2 NH 4 Cl

Wenn einer Lösung, die unlösliches Magnesiumhydroxid enthält, Ammoniumsalze zugesetzt werden, löst sich der Niederschlag auf. Dies liegt daran, dass Ammoniumionen Hydroxylionen binden (es entsteht leicht dissoziiertes Ammoniumhydroxid):

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

Auf diese Weise kann Magnesium in Ammoniak gelöst gehalten werden. Diese Lösung wird als Magnesia-Mischung bezeichnet und dient der qualitativen und quantitativen Bestimmung von Phosphorsäureionen:

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

Nitrat, Chlorid, Sulfat, Perchlorat, Magnesiumacetat sowie Säuresalze mehrwertiger Säuren sind in Wasser gut löslich. Andere Magnesiumsalze sind in Wasser schlecht löslich.

87. Kalzium

Calciumsalze sind dem Menschen schon sehr lange bekannt, doch im freien Zustand wurde dieses Metall erst 1808 vom englischen Chemiker G. Davy gewonnen.

In der Natur sein. Der Kalziumgehalt in der Erdkruste beträgt 3,3 %. Seine häufigsten Verbindungen sind das Mineral Calcit CaCO 3 (der Hauptbestandteil von Kalkstein, Kreide und Marmor) und eine transparente Variante von Calcit – Isländischer Spat. Calciumcarbonat ist auch Bestandteil des Minerals Dolomit CaCO 3 ·MgCO 3 . Häufig gibt es Ablagerungen von Calciumsulfat in Form des Minerals Gips CaSO 4 2H 2 O, Calciumphosphat – in Form der Mineralien Phosphorit Ca 3 (PO 4) 2 und Apatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (oder Ca 5 (PO 4) 3 F), Calciumfluorid – in Form des Minerals Flussspat CaF 2 , und Calciumnitrat – in Form von Calcium oder norwegischem Salpeter Ca(NO 3) 2 . Calcium ist auch Bestandteil vieler Alumosilikate, insbesondere Feldspäte.

Physikalische Eigenschaften. Calcium ist ein silberweißes formbares Metall, das bei 850 °C schmilzt und bei 1482 °C siedet. Es ist viel härter als Alkalimetalle.

Chemische Eigenschaften. Calcium ist ein aktives Metall. Unter normalen Bedingungen interagiert es daher leicht mit Luftsauerstoff und Halogenen:

2 Ca + O 2 \u003d 2 CaO (Calciumoxid)

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 (Calciumbromid)

Mit Wasserstoff, Stickstoff, Schwefel, Phosphor, Kohlenstoff und anderen Nichtmetallen reagiert Calcium beim Erhitzen:

Ca + H 2 \u003d CaH 2 (Calciumhydrid)

3 Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2 (Calciumnitrid)

Ca + S = CaS (Calciumsulfid)

3 Ca + 2 P \u003d Ca 3 P 2 (Calciumphosphid)

Ca + 2 C \u003d CaC 2 (Calciumcarbid)

Calcium interagiert langsam mit kaltem Wasser und sehr heftig mit heißem Wasser:

Ca + 2 H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

Calcium kann Oxiden und Halogeniden weniger aktiver Metalle Sauerstoff oder Halogene entziehen, d. h. es hat reduzierende Eigenschaften:

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

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

Quittung. Calciummetall wird durch Elektrolyse seiner geschmolzenen Salze gewonnen. Der Elektrolyt ist eine geschmolzene Mischung aus CaCl 2 und CaF 2 im Gewichtsverhältnis 3:1. Um den Schmelzpunkt der Mischung zu senken, wird Calciumfluorid zugesetzt. Anwendung. Calcium wird in der Metallurgie zur Reinigung von Eisen und Stahl von Oxiden sowie bei der Herstellung vieler seltener Metalle (Tl, Zr, Hf, Nb, Ta usw.) als Reduktionsmittel dieser Metalle aus ihren Oxiden und Chloriden verwendet. Zur Herstellung von Lagern und Kabelmänteln wird eine Legierung aus Kalzium und Blei verwendet.

Calciumoxid CaO. Weiße Substanz, schmelzend bei etwa 3000 С, mit ausgeprägten basischen Eigenschaften. Reagiert gut mit Wasser, Säuren und Säureoxiden:

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2

CaO + 2 Hcl \u003d CaCl 2 + H 2 O

CaO + CO 2 = CaCO 3

Unter Laborbedingungen kann Calciumoxid durch Oxidation von Calcium sowie durch thermische Zersetzung seines Carbonats gewonnen werden. In der Industrie wird CaO durch Brennen von Kalkstein in Schacht- oder Drehrohröfen bei 1000–1100 °C hergestellt. Daher heißt es auch verbrannt oder Branntkalk.

Calciumoxid wird in der Baustoffindustrie als Bindemittel verwendet.

Calciumhydroxid Ca(OH) 2 . Eine feste weiße Substanz, die in Wasser schwer löslich ist (1,56 g Ca (OH) 2 lösen sich in 1 Liter Wasser bei 20 ° C). Bei der Behandlung von Calciumoxid mit heißem Wasser entsteht feinteiliges Calciumhydroxid – Flaum. Eine gesättigte wässrige Lösung von Ca(OH) 2 wird Kalkwasser genannt. An der Luft wird es durch Wechselwirkung mit Kohlendioxid und der Bildung von Calciumcarbonat trüb.

Calciumhydroxid ist ein Alkali. Es reagiert leicht mit Säuren, Säureoxiden und Salzen:

Ca (OH) 2 + 2 HCl \u003d 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

Der Vorgang der Wechselwirkung von Calciumoxid mit Wasser wird als Quenchen bezeichnet. Gelöschter Kalk, gemischt mit Sand und Wasser, bildet einen Kalkmörtel, der im Bauwesen verwendet wird: zum Verkleben von Ziegeln beim Verlegen von Wänden, zum Verputzen usw. Gelöschter Kalk nimmt in der Luft Kohlendioxid auf und wandelt sich in Kalziumkarbonat um.

Zink in Legierungen ist seit der Antike bekannt. In seiner reinsten Form

es wurde erst am Ende des 18. Jahrhunderts erhalten.

In der Natur sein. Der Zinkgehalt in der Erdkruste beträgt 8,3·10 - 3 %. Seine Verbindungen sind recht häufig. Häufiger als andere kommt das Mineral Zinkblende ZnS vor, seltener - Galmium ZnCO 3, Silizium-Zink-Erz Zn 2 SiO 4 ·H 2 O, Zinkspinell ZnO · Al 2 O 3 und rotes Zinkerz oder Zinkit, ZnO .

Physikalische Eigenschaften. Zink ist ein bläulich-weißes Metall mit metallischem Glanz. An der Luft wird seine Oberfläche mit einem Oxidfilm bedeckt und läuft an. Zink schmilzt bei 419,5 °C und siedet bei 913 °C. Die Dichte von gegossenem massivem Zink beträgt 7,13 g/cm 3 , die Dichte von gewalztem Zink liegt etwas höher. Am Schmelzpunkt beträgt die Dichte von Zink 6,92 g/cm 3 . Bei Kälte ist Zink eher spröde, aber bei einer Temperatur von 100-150 С lässt es sich leicht walzen und ziehen. Bildet leicht Legierungen mit anderen Metallen.

Chemische Eigenschaften. Zink ist ein ziemlich aktives Metall. Es interagiert leicht mit Sauerstoff, Halogenen, Schwefel und Phosphor:

2 Zn + O 2 \u003d 2 ZnO (Zinkoxid)

Zn + Cl 2 = ZnCl 2 (Zinkchlorid)

Zn + S = ZnS (Zinksulfid)

3 Zn + 2 P \u003d Zn 3 P 2 (Zinkphosphid)

Beim Erhitzen interagiert es mit Ammoniak, was zur Bildung von Zinknitrid führt:

3 Zn + 2 NH 3 \u003d Zn 2 N 3 + 3 H 2

und auch mit Wasser:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

und Schwefelwasserstoff:

Zn + H 2 S \u003d ZnS + H 2

Das auf der Zinkoberfläche gebildete Sulfid schützt es vor weiterer Wechselwirkung mit Schwefelwasserstoff.

Zink ist in Säuren und Laugen gut löslich:

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

4 Zn + 10 HNO 3 \u003d 4 Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O

Zn + 2 KOH + 2 H 2 O \u003d K 2 + H 2

Im Gegensatz zu Aluminium löst sich Zink in einer wässrigen Ammoniaklösung, da es ein gut lösliches Ammoniak bildet:

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

Zink verdrängt weniger aktive Metalle aus Lösungen ihrer Salze.

CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu

СdSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Сd

Quittung. Zink wird auf zwei Arten gewonnen: pyrometallurgisch und hydrometallurgisch. Bei beiden Methoden wird Zinkerz geröstet, um Zinksulfid in Oxid umzuwandeln:

2 ZnS + 3 O 2 \u003d 2 ZnO + 2 SO 2

ZnCO 3 \u003d ZnO + CO 2

Das freigesetzte Schwefeldioxid wird zur Herstellung von Schwefelsäure verwendet. Bei der Gewinnung von Zink durch eine pyrometallurgische Schicht wird die erhaltene Zinkschlacke (ein Produkt des Röstens von Zinkerz) mit Koks vermischt und auf 1100–1200 °C erhitzt. Zink wird wiederhergestellt:

ZnO + C = Zn + CO

und bei 913 °C wird es abdestilliert.

Um Zink mit einer hydrometallurgischen Schicht zu erhalten, wird die Zinkschlacke in Schwefelsäure gelöst, Verunreinigungen abgetrennt und Zink durch Elektrolyse der Schwefelsäurelösung isoliert (Aluminium dient als Kathode und Blei als Anode).

Anwendung. Zink wird zum Verzinken von Eisen zum Schutz vor Korrosion (Zinkblech) und zur Herstellung galvanischer Zellen verwendet. Zinkstaub wird als Reduktionsmittel für chemische Prozesse verwendet. Zink ist Bestandteil vieler Legierungen.

Zinkoxid ZnO. Weißes Puder. Es schmilzt bei etwa 2000°C. In Wasser schlecht löslich. Es hat amphotere Eigenschaften. Sowohl in Säuren als auch in Laugen leicht löslich, bildet Salze von Zink und n zu a t y:

ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O

ZnO + 2 KOH + 2 H 2 O \u003d K 2

Beim Schmelzen interagiert es mit basischen und sauren Oxiden:

ZnO + CaO = CaZnO 2

ZnO + SiO 2 \u003d ZnSiO 3

Zinkoxid wird in vielen chemischen Prozessen als Katalysator verwendet. Es ist auch Bestandteil von Zinkweiß.

Zinkhydroxid Zn(OH) 2 . Es hat amphotere Eigenschaften und ist in Säuren und Laugen leicht löslich:

Zn (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + 2 H 2 O

Zn (OH) 2 + 2 KOH \u003d K 2

Auch in Ammoniak löst es sich leicht – es entsteht Zinkammoniak:

Zn (OH) 2 + 4 NH 4 OH \u003d (OH) 2 + 4 H 2 O

Zinkhydroxid entsteht, wenn ein Zinksalz mit Alkali (aber nicht Ammoniak) oder Zinksäure behandelt wird:

ZnSO 4 + 2 KOH \u003d K 2 SO 4 + Zn (OH) 2

K 2 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + Zn (OH) 2 + 2 H 2 O

Zinksalze. Zinkchlorid ZpCl 2 wird durch Auflösen von Zink oder seinem Oxid in Salzsäure gewonnen. Es ist sehr gut wasserlöslich (verteilt sich in der Luft). Zur Behandlung der Metalloberfläche beim Löten (Ätzen) wird eine Lösung von Zinkchlorid in Salzsäure verwendet. Zinkchlorid bildet mit Salzsäure die Komplexsäure H 2 ZnCl 4 , die Metalloxide, aber keine Metalle löst. Innkichlorid wird in der Medizin als Antiseptikum eingesetzt.

Zinksulfid ZnS. Hellgelbes Pulver, schwer wasserlöslich. Schmilzt bei 1800–1900 °C unter Druck (sublimiert bei 1180 °C). Leicht löslich in Säuren:

ZnS + 2 HCl \u003d ZnCl 2, + H 2 S

Es ist Teil von Lithopon, einer Mineralfarbe, die durch Mischen von Bariumsulfid mit Zinksulfat gewonnen wird:

BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 + ZnS

Litonon ist viel billiger als Bleiweiß, aber weniger stabil im Licht. Unter der Einwirkung ultravioletter und radioaktiver Strahlen leuchtet Zinksulfid. Daher wird es als Leuchtstoff in Kathodenstrahlröhren verwendet. Fein gemahlenes Zinksulfid (graue Zinksulfidfarbe) wird zur Beschichtung von Metallkonstruktionen von Brücken und Maschinenteilen verwendet.

Zinksulfat ZnSO 4 wird in der Medizin als Antiseptikum eingesetzt.

89. Merkur

Merkur war den alten Griechen bekannt.

In der Natur sein. Sein Inhalt in der Erdkruste ist

8,3 10 - 6 %. Natives Quecksilber kommt als Einschlüsse im Gestein vor. Es gibt auch Quecksilbersulfid HgS, genannt Zinnober.

Physikalische Eigenschaften. Quecksilber ist ein silbrig-weißes flüssiges Metall, das bei -38,84 °C erstarrt und bei 356,95 °C siedet. Im festen Zustand weist es eine gute Formbarkeit und Elastizität auf. Quecksilber löst viele Metalle und bildet Amalyams. In ihnen verhalten sich Metalle wie im freien Zustand, werden jedoch weniger aktiv (Amalgambildung verringert die Aktivität ähnlich wie bei Verdünnung). Quecksilberdampf ist hochgiftig. Quecksilber wird vom menschlichen Körper nicht ausgeschieden.

Chemische Eigenschaften. Quecksilber ist ein inaktives Metall. Es interagiert nur beim Erhitzen mit Sauerstoff:

2 Hg + O 2 \u003d 2 HgO

Quecksilber reagiert in der Kälte mit Chlor und bildet Quecksilberchlorid oder Sublimat:

Hg + Cl 2 = HgCl 2

Quecksilber interagiert leicht mit pulverisiertem Schwefel und bildet eine sehr starke Verbindung – Quecksilbersulfid:

Diese Reaktion wird genutzt, um verschüttetes Quecksilber zu binden: Eine Stelle, an der ein Verdacht auf verschüttetes Quecksilber besteht, wird mit Schwefelpulver bestreut.

Quecksilber löst sich nicht in Wasser und Laugen. Es löst sich in oxidierenden Säuren; in konzentrierter Schwefelsäure beim Erhitzen und in Salpetersäure - in der Kälte. Abhängig von der Quecksilbermenge entstehen Quecksilbersalze in der Oxidationsstufe +1 und +2:

Hg + 2 H 2 SO 4 \u003d HgSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

3 Hg + 8 HNO 3 \u003d 3 Hg (NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O

Hg + Hg (NO 3) 2 = Hg 2 (NO 3) 2

Quecksilber (II) in HgCl 2 Chlorid wird durch metallisches Quecksilber zu Quecksilber (I) reduziert:

HgCl 2 + Hg = Hg 2 Cl 2 (Kalomel)

Quittung. Quecksilber wird aus Zinnober durch Kalzinieren an der Luft oder Erhitzen mit Eisen- oder Kalziumoxid gewonnen:

HgS + O 2 = Hg + SO 2

HgS + Fe = Hg + FeS

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

Quecksilber lässt sich leicht abdestillieren.

Anwendung. Metallisches Quecksilber wird in verschiedenen Geräten wie Druckreglern, Quarzlampen, Thermometern, Diffusionsvakuumpumpen usw. verwendet. Es wird auch zur Herstellung von Farben, Quecksilberfulminat und Quecksilbersalben gegen Hautkrankheiten verwendet. Als Reduktionsmittel werden Quecksilberamalgame verwendet. In der elektrochemischen Industrie (Quecksilberkathoden) und in der Polarographie werden erhebliche Mengen Quecksilber verwendet.

Quecksilberoxid HgO. Die Substanz ist gelb oder rot. Beim Erhitzen zerfällt es leicht in Sauerstoff und Quecksilber. Quecksilberoxid hat nur grundlegende Eigenschaften. Es kann sich in Säuren lösen, mit denen Quecksilber leicht lösliche Salze bildet:

HgO + 2 Hcl = HgCl 2 + H 2 O

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

Quecksilberoxid löst sich nicht in Wasser und fällt unter Einwirkung von Alkalien auf Lösungen von Quecksilber(II)-Salzen aus:

HgCl 2 + 2 KOH \u003d 2 KCl + HgO + H 2 O

Hg (NO 3) 2 + 2 KOH \u003d 2 KNO 3 + HgO + H 2 O

In Quecksilberverbindungen mit der Oxidationsstufe +1 sind zwei Quecksilberatome durch eine kovalente Bindung miteinander verbunden. Unter Einwirkung von Alkalien auf Quecksilber(I)-Salze fallen metallisches Quecksilber und Quecksilberoxid (II) aus:

Hg (NO 3) 2 + 2 KOH \u003d 2 KNO 3 + HgO + Hg + H 2 O

Quecksilbersalze werden hauptsächlich als Katalysatoren für viele chemische Prozesse eingesetzt. Sublimiertes HgCl 2 katalysiert also die Hydrochlorierung von Acetylen:

HCCH + HCl -- H 3 C = CHCl

Quecksilbersulfat HgSO 4 Wird als Katalysator bei der Hydratisierung von Acetylen gemäß der Kucherov-Reaktion verwendet:

HCCH + H 2 O -- CH 3 CHO

Schwerlösliches Hg 2 Cl 2-Kalomel wird zur Herstellung von Standardelektroden für elektrometrische Instrumente verwendet.

Aluminium gehört zur Hauptuntergruppe der Gruppe III des Periodensystems. Auf dem äußeren Energieniveau des Aluminiumatoms gibt es freie p-Orbitale, die es ihm ermöglichen, in einen angeregten Zustand überzugehen. Im angeregten Zustand bildet das Aluminiumatom drei kovalente Bindungen oder gibt drei Valenzelektronen vollständig ab, was einen Oxidationszustand von +3 anzeigt.

Aluminium ist häufigstes Metall der Erde : Sein Massenanteil in der Erdkruste beträgt 8,8 %. Der Großteil des natürlichen Aluminiums besteht aus Alumosilikaten – Stoffen, deren Hauptbestandteile Silizium- und Aluminiumoxide sind.

Aluminium ist ein hellsilberweißes Metall, schmilzt bei 600 °C, ist sehr duktil, lässt sich leicht zu Draht ziehen und zu Blechen und Folien rollen. In Bezug auf die elektrische Leitfähigkeit liegt Aluminium nach Silber und Kupfer an zweiter Stelle.

Wechselwirkung mit einfachen Substanzen:

1) mit Halogenen:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

2) mit Sauerstoff:

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

3) mit Schwefel:

2Al + 3S = Al 2 S 3

4) mit Stickstoff:

Aluminium reagiert nicht direkt mit Wasserstoff, sein AlH3-Hydrid wurde jedoch indirekt erhalten.

Wechselwirkung mit komplexen Substanzen:

1) mit Säuren:

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

2) mit Alkalien:

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

Wenn NaOH im festen Zustand vorliegt:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2NaAlO 2 + 3H 2

3) mit Wasser:

2Al + 6H2O = 2Al(OH) 3 + 3H2

Eigenschaften von Aluminiumoxid und -hydroxid: Aluminiumoxid oder Aluminiumoxid, Al 2 O 3 ist ein weißes Pulver. Aluminiumoxid kann durch Verbrennen von Metall oder durch Kalzinieren von Aluminiumhydroxid gewonnen werden:

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

Aluminiumoxid ist in Wasser praktisch unlöslich. Das diesem Oxid entsprechende Hydroxid Al (OH) 3 wird durch Einwirkung von Ammoniumhydroxid oder im Mangel eingenommenen Alkalilösungen auf Lösungen von Aluminiumsalzen erhalten:

AlCl 3 + 3NH 3 H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl

Das Oxid und Hydroxid dieses Metalls sind amphoter diese. weisen sowohl basische als auch saure Eigenschaften auf.

Grundeigenschaften:

Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O

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

Säureeigenschaften:

Al 2 O 3 + 6KOH + 3H 2 O \u003d 2K 3

2Al(OH) 3 + 6KOH = K 3

Al 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O

Aluminium erhalten elektrolytische Methode. Es kann nicht aus wässrigen Salzlösungen isoliert werden, weil ist ein sehr aktives Metall. Daher ist die wichtigste industrielle Methode zur Gewinnung von metallischem Aluminium die Elektrolyse einer Schmelze, die Aluminiumoxid und Kryolith enthält.

Metallisches Aluminium ist in der Industrie weit verbreitet und liegt produktionstechnisch an zweiter Stelle nach Eisen. Der Großteil des Aluminiums wird für die Herstellung von Legierungen verwendet:

Duraluminium - eine Aluminiumlegierung, die Kupfer und eine kleine Menge Magnesium, Mangan und andere Bestandteile enthält. Duralumine sind leichte, starke und korrosionsbeständige Legierungen. Wird im Flugzeug- und Maschinenbau eingesetzt.

Magnalin - eine Legierung aus Aluminium und Magnesium. Einsatz im Flugzeug- und Maschinenbau, im Bauwesen. Beständig gegen Korrosion im Meerwasser, daher wird es im Schiffbau eingesetzt. Silumin ist eine Aluminiumlegierung, die Silizium enthält. Gut zum Gießen. Diese Legierung wird im Automobil-, Flugzeug- und Maschinenbau sowie bei der Herstellung von Präzisionsinstrumenten eingesetzt. Aluminium ist ein duktiles Metall und wird daher zur Herstellung dünner Folien für die Herstellung von Funktechnikprodukten und zum Verpacken von Waren verwendet. Drähte bestehen aus Aluminium, silberne Farben.

Elemente der 13. Gruppe: Bor 5 V, Aluminium 13 Al, Gallium 31 Ga, Indium 49 In und Thallium 81 Tl – haben wenige stabile Isotope, was typisch für Atome mit ungeraden Ordnungszahlen ist. Elektronische Grundzustandskonfiguration NS 2 NP 1 gekennzeichnet durch die Anwesenheit eines einzelnen ungepaarten Elektrons. Im angeregten Zustand enthalten sie drei ungepaarte Elektronen, die in der sp 2 -Hybridisierung an der Bildung von drei kovalenten Bindungen beteiligt sind. In diesem Fall haben die Atome der Elemente der 13. Gruppe ein unbesetztes Orbital und die Anzahl der Valenzelektronen ist geringer als die Anzahl der energieverfügbaren Orbitale. Daher sind viele kovalente Verbindungen von Elementen der 13. Gruppe Lewis-Säuren – Elektronenpaarakzeptoren, wodurch sie nicht nur die Koordinationszahl auf vier erhöhen, sondern auch die Geometrie ihrer Umgebung ändern – sie wird aus dem flachen (sp 3-Hybridisierungszustand) tetraedrisch ).

Bor unterscheidet sich in seinen Eigenschaften stark von anderen Elementen der 13. Gruppe. Es ist das einzige Nichtmetall, ist chemisch inert und bildet kovalente Bindungen B-F, B-N, B-C usw., deren Vielfalt dadurch oft erhöht wird rπ-rπ - Bindung. Die Chemie des Bors ist der Chemie des Siliziums ähnlicher; hier zeigt sich eine diagonale Ähnlichkeit.

Die Atome von Aluminium und seinen schweren Analoga haben freie d-Orbitale, der Radius des Atoms nimmt zu, sodass die Koordinationszahl auf sechs (oder mehr) steigt.

Gallium, Indium und Thallium befinden sich im Periodensystem direkt hinter den D-Block-Metallen, weshalb sie oft als bezeichnet werden Elemente nach dem Übergang. Mit der Füllung der D-Schale geht eine sukzessive Kontraktion der Atome einher, die in der 3D-Reihe so stark ausfällt, dass sie die Radiuszunahme beim Auftreten des vierten Energieniveaus ausgleicht. Ergebend d-Komprimierung Die Ionenradien von Aluminium und Gallium liegen nahe beieinander und der Atomradius von Gallium ist sogar kleiner als der von Aluminium.

Die Ionisierungsenergie von Atomen der Elemente der 3. (13.) Gruppe der Hauptuntergruppe ist höher als die der Elemente der 3. (13.) Gruppe der Nebenuntergruppe, was mit einer erhöhten Wechselwirkung verbunden ist ns- und nð-Elektronen mit einem Kern aufgrund der Füllung D- und f-Schalen durch Elektronen, die die Ladung des Kerns schwach abschirmen.

Für Verbindungen von Elementen der 13. Gruppe ist die Oxidationsstufe +3 am charakteristischsten. In der B-AI-Ga-In-Tl-Reihe nimmt die Stabilität solcher Verbindungen ab, während die Stabilität von Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von +1 dagegen zunimmt. Die MG-Bindungsenergie in Halogeniden nimmt beim Übergang von leichten zu schwereren Elementen ab, die amphoteren Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden verschieben sich in Richtung größerer Basizität.

Die Chemie von Indium und insbesondere Gallium ist im Allgemeinen der von Aluminium sehr ähnlich. Verbindungen dieser Metalle in niedrigeren Oxidationsstufen (Ga 2 0, Ga 2 S, InCl, In usw.) disproportionieren in wässrigen Lösungen: 3lnСl = InС1 3 + 2 In. Für Thallium ist der +1-Zustand hingegen aufgrund der Trägheit des Elektronenpaars am stabilsten 6s 2 .

Bor kommt in der Erdkruste relativ selten vor (9·10 -4 Gew.-%), wo es in Form von Sauerstoffverbindungen vorkommt: Borate und Borosilikate. Nach dem Namen eines von ihnen – Boers Na 2 B 4 0 7. H 2 O (lat. Borax) – und der Name des Elements kommt vor.

Aluminium liegt hinsichtlich des Gehalts in der Erdkruste (8,3 Gew.-%) an dritter Stelle, gleich hinter Sauerstoff (45,5 Gew.-%) und Silizium (25,7 Gew.-%). Aluminium ist das am häufigsten vorkommende Metall, seine wichtigsten Erze und Mineralien sind Al 2 O 3 -Bauxite. 2H 2 O Korund A1 2 O 3 und Nephelin Na 3 K 4, es ist auch Bestandteil von Feldspaten, Glimmern, Tonen usw.

Gallium (4,6 · 10 -4 Gew.%), Indium (2 · 10 -6 Gew.%) und Thallium (8 · 10 -7 Gew.%) sind seltene Elemente. Aufgrund der Nähe der Ionenradien begleitet Gallium Aluminium in Bauxiten und Thallium Kalium in Alumosilikaten.

Bor ist ein feuerfestes diamagnetisches Pulver von schwarzer (kristalliner) oder brauner (amorpher) Farbe, ein schlechter Wärme- und Stromleiter. Aluminium, Gallium, Indium und Thallium sind silbrige Metalle mit charakteristischem Glanz und hoher elektrischer und thermischer Leitfähigkeit. Bei Lagerung an der Luft verdunkelt sich Thallium schnell, da es mit einem Oxidfilm bedeckt ist.

Kristallines Bor ist chemisch inert. Es reagiert mit Sauerstoff erst bei etwa 750 °C unter Bildung des Oxids B 2 0 3. Siedende konzentrierte Lösungen von HF, HC1 und NaOH haben keinen Einfluss darauf. Amorphes Bor ist chemisch aktiver und oxidiert langsam mit heißem konzentriertem HN0 3, H 2 S0 4, Chrommischung, konzentrierten Lösungen von H 2 0 2 und (NH 4) 2 S 2 O8:

B + 3HN0 3 = H3BO3 + 3N0 2

Reagiert mit geschmolzenem Na 2 0 2 und KNO 3 /N / A 2 CO 3 und in Gegenwart eines Oxidationsmittels – mit Alkalien:

4B + 4NaOH + 30 2 = 4NaB0 2 + 2H 2 0

Mischungen aus amorphem Bor mit KMn0 4 und Pb0 2 entzünden sich beim Reiben, Mischungen mit HIO 3 explodieren. Bei hohen Temperaturen reagiert Bor mit den meisten einfachen Stoffen, mit Ausnahme von H 2 , Ge, Te, Edelgasen und Quecksilber.

Aluminium, Gallium und Indium interagieren mit Nichtmetallen (Halogen 0 2 , N 2 , S, Im Überschuss zum Metall können niedere Sulfide (GaS, InS) und Halogenide (InBr, In) erhalten werden. Thallium bildet unter diesen Bedingungen Verbindungen mit der Oxidationsstufe +1.

Die Oxidationsreaktion von Aluminium mit Sauerstoff geht mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher und dient der Reduktion vieler Metalle aus ihren Oxiden, zum Beispiel:

2Al + Fe 2 0 3 \u003d Al 2 0 3 + 2Fe

Aluminium und seine Analoga bilden mit vielen Metallen chemische Verbindungen - intermetallische Verbindungen, z.B. CuA1 2 , Al 2 CuMg usw.

Die Metalle Al, Ga, In, Tl befinden sich in einer Reihe von Spannungen links von Wasserstoff und ihre Oxidation mit Wasser und nicht oxidierenden Säuren ist thermodynamisch möglich:

2А1 + 6Н + + 12Н 2 0 = 2[Аl(Н 2 0) 6] 3+ + ZN 2

Indium und Thallium lösen sich auch in Säuren, aber Thallium (aufgrund einer Abnahme der Stabilität von Tl(III)-Verbindungen bildet bei Wechselwirkung mit nicht oxidierenden Säuren T1(1)-Salze). Die Reaktion von Thallium mit Halogenwasserstoffsäuren HX (X = Cl, Br, I) wird aufgrund der geringen Löslichkeit von Halogeniden gehemmt. Tl(III)-Derivate werden durch die Wirkung von „Königswasser“ (drei Volumina HCl (konz.) + ein Volumen HNO3 (konz.)) gebildet. ) und andere starke Oxidationsmittel auf Tl.

Die Haupteigenschaften der Verbindungen nehmen in der Reihe Al - Ga-In-Tl zu und die Säureeigenschaften nehmen ab. Aluminium und Gallium reagieren wie einige typische Nichtmetalle mit Alkalien, die die schützende Oxidschicht auflösen:

2А1 + 2NaOH + 10Н 2 0 = 2Na + ЗН 2

Bor. Der Grund für das Vorherrschen nichtmetallischer Eigenschaften bei Bor. Gewinnung von Bor, seine physikalischen und chemischen Eigenschaften. Borverbindungen mit Metallen und Nichtmetallen. Borcarbid; sechseckiges und kubisches Bornitrid (Borazon). Borhalogenide. Anorganische Polymere auf Basis von Borverbindungen. Tetrafluorborsäure, ihre Salze. Borazol ist ein Analogon von Benzol.

Bor ist ein Element der Hauptuntergruppe der dritten Gruppe, der zweiten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev, mit der Ordnungszahl 5. Bor ist ein feuerfestes diamagnetisches Pulver von schwarzer (kristalliner) oder brauner (amorpher) Farbe. ein schlechter Wärme- und Stromleiter. Es sind mehr als 10 allotrope Modifikationen von Bor bekannt. Es wurde erstmals 1808 von den französischen Physikern J. Gay-Lussac und L. Tenard durch Erhitzen von Borsäureanhydrid B2O3 mit metallischem Kalium gewonnen. Einige Monate später gewann H. Davy Bor durch Elektrolyse von geschmolzenem B2O3. Extrem harte Substanz (nach Diamant, Kohlenstoffnitrid, Bornitrid (Borazon), Borcarbid, Bor-Kohlenstoff-Silizium-Legierung, Scandium-Titancarbid). In der Natur kommt Bor in Form der beiden Isotope 10 B (20 %) und 11 B (80 %) vor.

10 V haben einen sehr hohen Absorptionsquerschnitt für thermische Neutronen, daher werden 10 V in Borsäure in Kernreaktoren zur Steuerung der Reaktivität verwendet.

Chemische Eigenschaften.

In vielen physikalischen und chemischen Eigenschaften ähnelt das Nichtmetall Bor Silizium.

Chemisch gesehen ist Bor eher inert und interagiert bei Raumtemperatur nur mit Fluor:

Beim Erhitzen reagiert Bor mit anderen Halogenen zu Trihalogeniden, mit Stickstoff zu Bornitrid BN, mit Phosphor zu Phosphid BP, mit Kohlenstoff zu Carbiden unterschiedlicher Zusammensetzung (B4C, B12C3, B13C2). Beim Erhitzen in einer Sauerstoffatmosphäre oder an der Luft verbrennt Bor unter großer Wärmeabgabe, es entsteht das Oxid B2O3:

Bor interagiert nicht direkt mit Wasserstoff, obwohl eine ziemlich große Anzahl von Borhydriden (Boranen) unterschiedlicher Zusammensetzung bekannt ist, die durch Behandlung von Alkali- oder Erdalkalimetallboriden mit Säure erhalten werden:

Bei starker Erhitzung zeigt Bor reduzierende Eigenschaften. Er ist beispielsweise in der Lage, Silizium oder Phosphor aus ihren Oxiden wiederherzustellen:

Diese Eigenschaft von Bor lässt sich durch die sehr hohe Stärke der chemischen Bindungen im Boroxid B2O3 erklären.

In Abwesenheit von Oxidationsmitteln ist Bor gegen die Einwirkung alkalischer Lösungen beständig. Bor löst sich in heißer Salpetersäure, Schwefelsäure und Königswasser unter Bildung von Borsäure.

Boroxid ist ein typisches saures Oxid. Es reagiert mit Wasser unter Bildung von Borsäure:

Wenn Borsäure mit Alkalien interagiert, entstehen nicht Salze der Borsäure selbst – Borate (die das Anion BO3 3− enthalten), sondern Tetraborate, zum Beispiel:

Quittung.

Stark mit Metallboriden verunreinigtes amorphes Bor wird durch metallotherme Reduktion von Oxid oder dehydratisiertem Borax gewonnen:

 2 0 3 + 3Mg = 2 + 3MgO

Ein reineres Produkt entsteht durch die Reduktion flüchtiger Borverbindungen mit Wasserstoff an einem auf 1150 °C erhitzten Tantaldraht:

2BBr 3 + ZN 2 \u003d 2V + 6HBr oder während ihrer thermischen Zersetzung:

2BI 3 + 2H 2 = 2V + 3I 2

Borverbindungen.

Borsulfid (B2S3) entsteht als farblose glasartige Masse, wenn Bor in Schwefeldampf erhitzt wird. In Wasser zerfällt es vollständig in Borsäure und H2S.

Erst oberhalb von 1200 °C verbindet sich Bor mit Stickstoff. Bornitrid (BN) ist ein weißes Pulver, das erst bei etwa 3000 °C (unter Druck) schmilzt. Die Kristallstruktur von BN ähnelt der von Graphit.

Borcarbid (B4C) entsteht in Form schwarz glänzender Kristalle durch Erhitzen einer Mischung aus Bor (oder B2 O3) mit Kohle in einem Elektroofen. Es zeichnet sich durch seine Feuerfestigkeit (Fp. 2550 °C) und extreme Härte (nahe der Härte von Diamant) aus. Sowohl Nitrid als auch Borcarbid zeichnen sich durch eine hohe Beständigkeit gegenüber verschiedenen chemischen Einflüssen aus.

BORNITRID, BN, kristallin, hat drei Modifikationen: hexagonales a-BN, kubisches b-BN (Borazon) und rhomboedrisches g-BN.

Hexagonales Bornitrid Alpha-BN.

Die Kristallstruktur von a-BN besteht aus graphitähnlichen Netzwerken, die im Gegensatz zur Struktur von Graphit genau untereinander liegen und abwechselnd Bor- und Stickstoffatome aufweisen. Bei Temperaturen über 2000 °C wird aus den Elementen ein weißes, talkartiges a-BN-Pulver gewonnen. Bornitrid kann auch durch Kalzinieren von Bor (oder B2O3) in einer Ammoniakatmosphäre oder durch Erhitzen einer Mischung aus B2O3 mit Reduktionsmitteln (Kohle, Magnesium) in einer Ammoniakatmosphäre gewonnen werden. Hinsichtlich der Schmiereigenschaften ist a-BN dem Graphit überlegen. Im komprimierten Zustand hat Bornitrid Halbleitereigenschaften und in Gegenwart einer geringen Menge an Verunreinigungen verfügt es über Lumineszenzeigenschaften. Bornitrid ist bei Raumtemperatur chemisch inert und reagiert nicht mit Sauerstoff oder Chlor, Säuren oder Laugen. Bei Temperaturen über 700 °C beginnen Sauerstoff und Chlor darauf einzuwirken. Reagiert mit Fluor (Bildung von BF3 und N2) und mit HF (Bildung von NH4BF4); Heiße Alkalilösungen zersetzen es unter Freisetzung von NH3.

Bei Temperaturen über 1000 °C beginnt es in seine Elemente zu zerfallen.

Diamantartige Form von Beta-BN (Borazon).

Bei Drücken über 62.000 atm und Temperaturen über 1350 °C kommt es zu einer polymorphen Umwandlung der graphitähnlichen hexagonalen b-BN-Modifikation in eine kubisch-diamantähnliche b-BN-Struktur. Alkali- und Erdalkalimetalle sind gute Katalysatoren für diese Umwandlung. Wie beim Graphit-Diamant-Übergang geht die polymorphe Umwandlung mit einer starken Änderung der Eigenschaften von Bornitrid einher.

Borazonkristalle, die durch den allotropen Übergang BN (hex.) - BN (kubisch) bei hohen Drücken erhalten werden, haben die Form von Polyedern, normalerweise Tetraedern oder Oktaedern. Sie sind transparent und ihre Farbe hängt vom Vorhandensein und der Art der Verunreinigungen ab. Die Größe der resultierenden Borazonkristalle hängt vom Druck und der Temperatur des Prozesses ab. Ein Überschuss an Bor in der Reaktionsmischung verlieh den resultierenden Borazonkristallen eine braune oder schwarze Farbe, Beryllium - Blau, Schwefel - Gelb.

Seine Härte entspricht bei der Beurteilung auf der Mohs-Skala der Härte von Diamant (ca. 10 Punkte), jedoch ist Borazon Diamant in Bezug auf Hitzebeständigkeit (bis 2000 °C) und Schlagzähigkeit deutlich überlegen.

Die chemische Beständigkeit von Borazon ist deutlich höher als die der herkömmlichen Form von Bornitrid.

Rhomboedrisches Gamma-BN.

Die rhomboedrische Modifikation von g-BN wurde zusammen mit der hexagonalen Modifikation bei der Herstellung von Bornitrid durch die Wechselwirkung von Natriumborat mit Kaliumcyanid gefunden.

Bornitrid und darauf basierende Werkstoffe nehmen einen herausragenden Platz unter den wichtigsten Werkzeugwerkstoffen ein und sind die Grundlage vieler moderner Technologien. Es hat breite Anwendung bei Reaktionen der industriellen organischen Synthese und beim Ölcracken, in Produkten von Hochtemperaturanlagen, bei der Herstellung von Halbleitern, bei der Herstellung hochreiner Metalle, Gasdielektrika und als Mittel zum Löschen von Bränden gefunden. Aus Bornitrid werden hochfeuerfeste Materialien hergestellt, die sowohl Halbleiter- als auch dielektrische Eigenschaften aufweisen.

Grundlage für die weit verbreitete Verwendung von Borazon in Werkzeugen war die höchste Härte, die der Härte von Diamant nahe kam. Aus Borazon werden Produkte für die Hochtemperaturtechnik hergestellt (Tiegel, Isolatoren, Tiegel zur Gewinnung von Halbleiterkristallen, Teile von Elektrovakuumgeräten); Es wird zur Herstellung von Halbleiterbauelementen und integrierten Schaltkreisen (planare Festkörperquellen für Borverunreinigungen, dielektrische Dichtungen von Kondensatoren) und Teilen von Elektrovakuumgeräten (Fenster für Leistungsausgänge, Kühlstäbe) verwendet.

Halogenide Bor unterscheidet sich in Struktur und Eigenschaften deutlich von den Halogeniden anderer Elemente der 13. Gruppe.

Es sind vier höhere Borhalogenide bekannt. Sie alle bestehen aus BX 3 -Molekülen mit der Form eines regelmäßigen Dreiecks, in dessen Mitte sich ein Boratom im Zustand der sp2-Hybridisierung befindet. Die B-X-Anleihen fallen kürzer aus als die für eine einzelne Sigma-Anleihe berechneten.

Mit zunehmender Größe der Halogenatome nehmen die Stärke der B-X-Bindungen und die Stabilität der BX 3-Moleküle ab.

In der Reihe der Borhalogenide von Fluorid bis Iodid nehmen intermolekulare Wechselwirkungen zu, wodurch die Schmelz- und Siedepunkte ansteigen (siehe Tabelle 4.4). Unter normalen Bedingungen sind BF 3 und BC1 3 Gase, VVg 3 ist eine Flüssigkeit und VI 3 ist ein flüchtiger Feststoff.

Trifluorid BF 3 wird durch Fluorierung von Boraten gewonnen:

6CaF 2 + Na 2 B 4 0 7 + 8H 2 S0 4 (konz.) = 4BF 3 t + 2NaHS0 4 + 6CaS0 4 + 7H 2 0

Borsäure oder ihr Anhydrid:

B 2 0 3 + 6NaBF 4 + 3H 2 S0 4 (konz.) = 8BF 3 + 3Na 2 S0 4 + 3H 2 0

a BCl 3 und BBr 3 – durch Direktsynthese, durch Halogenierung einer Mischung aus Boroxid mit Ruß:

700 °C

B 2 0 3 + ZS + ZS1 2 (Br 2) = ZSO + 2BC1 3 (VVg 3)

oder durch Leiten von Bortrifluorid über Aluminiumhalogenid:

A1Br 3 + BF 3 = BBr 3 + A1F 3

Triiodid VI 3 entsteht durch die Wechselwirkung von Lithiumborhydrid LiBH 4 mit Jod bei -78 °C:

LiBH 4 + 4I 2 = BI 3 + 4HI + LiI

Bortrihalogenide sind starke Lewis-Säuren (Elektronenakzeptoren) und interagieren leicht mit Elektronendonormolekülen, d. h. Lewis-Basen:

BF 3 + NH 3 \u003d F 3 B: NH 3

BF 3 + 0 (C 2 H 5) 2 \u003d F 3 B: 0 (C 2 H 5) 2

In diesem Fall geht die sp2-Hybridisierung der Orbitale in eine sp3-Hybridisierung über, das planare Molekül erhält eine Pyramidenkonfiguration und die Koordinationszahl des Boratoms steigt auf vier.

Der Säuregehalt von VC 3 -Verbindungen äußert sich auch in ihrer Neigung zur Hydrolyse. Chlorid, Bromid und Jodid rauchen in feuchter Luft und zersetzen sich sofort mit Wasser:

VX 3 + 3H 2 O \u003d H 3 B0 3 + ZHH (X \u003d Cl, Br, I)

Fluorid reagiert langsam mit Wasser:

4BF 3 + ZN 2 0 = H 3 B0 3 + 3HBF 4

Durch Durchleiten von BF 3 durch Eiswasser kann BF 3 -Hydrat isoliert werden. 2H 2 0, mit einer ionischen Struktur: H 3 0 + -.

Tetrafluorborsäure HBF 4, das bei der Hydrolyse von BF 3 entsteht, ist viel stärker als Fluorwasserstoff (pKa beträgt -0,2) und ist wie dieser giftig. Es kommt nur in Lösungen vor, die durch Auflösen von Borsäure in einer 40 %igen HF-Lösung hergestellt werden:

H 3 B0 3 + 4HF = HBF 4 + ZN 2 0

Durch Neutralisieren von Tetrafluorborsäurelösungen werden deren Salze, Tetrafluorborate, erhalten. Sie sind stabiler als Säure und schmelzen ohne Zersetzung. Na wird bequem durch Fluoridierung von Borax gewonnen:

14HF + Na 2 B 4 0 7 + 2NaF = 4NaBF 4 + 7H 2 O

Frisch zubereitete Lösungen von Alkalimetalltetrafluorboraten haben ein neutrales Medium, werden jedoch während der Lagerung aufgrund der schwachen Hydrolyse allmählich alkalisch.

HBF 4-Säure und ihre Salze werden als Bestandteile von Korrosionsschutzbeschichtungen, zum Aufbringen schützender Metallfilme, bei der Herstellung von Ionenaustausch- und ionenselektiven Membranen, in der Metallurgie zur Herstellung von Al-B-Legierungen und Edelstahl verwendet. Einige Tetrafluorborate sind als Katalysatoren für organische Reaktionen aktiv.

Borazol.

Borazol (Borazin, Triborintriimid) ist eine chemische Substanz mit der chemischen Formel B3H6N3, eine farblose Flüssigkeit. Das Molekül ist ein sechsgliedriger flacher Ring, in dem sich Bor- und Stickstoffatome abwechseln, jedes davon ist mit einem Wasserstoffatom verbunden.

Als anorganisches Analogon von Benzol ähnelt Borazol in seinen physikalischen Eigenschaften (Aggregatzustand, Siedebereich, Dichte usw.) dem Benzol. Gleichzeitig unterscheiden sich die chemischen Eigenschaften von Borazol und Benzol stark.

Die Reaktivität von Borazol ist aufgrund der Polarität der Bindungen höher als die von Benzol (drei Stickstoffatome liefern ihre freien Elektronenpaare an freie Orbitale von Boratomen). Daher oxidiert es an der Luft, ist in Wasser löslich, mit dem es allmählich zu B(OH)3, NH3 und H2 reagiert, und ist thermisch weniger stabil als Benzol.

Die an die B-Atome gebundenen H-Atome können ausgetauscht werden, ohne den Kreislauf zu unterbrechen. Unter Einwirkung von BCl3 oder BBr3 auf Borazol entstehen beim Erhitzen feste, stabile Verbindungen – Trihalogenborazole B3N3H3Hal3.

H-Atome an N können keine Substitutionsreaktionen eingehen.

Quittung.

Borazol kann durch Erhitzen von Lithiumtetrahydroborat und Ammoniumchlorid gewonnen werden:

Nach der Reaktion von Diboran mit Ammoniak, die auch beim Erhitzen abläuft:

Die Reaktion von Bortrichlorid mit Ammoniumchlorid. Die Reaktion verläuft in zwei Stufen:

Borazol wird zur Gewinnung von BN, seiner organischen Substanz, verwendet. Derivate - zur Synthese hitzebeständiger Polymere. Beispielsweise entsteht bei der Pyrolyse von N-Triphenylborazol ein Polymer der Zusammensetzung [-(C6H5)3N3B3H-] 23, bei dem die Borazolringe über Boratome verknüpft sind.

28. Herstellung, Struktur, Eigenschaften von Diboran (Dreizentren-Zwei-Elektronen-Bindung). Homologe Reihe von Borhydriden: B n H n+4 und B n H n+6 . Metallboride.

Borhydride (bzw Borane)- eine der ungewöhnlichsten Klassen anorganischer Verbindungen mit besonderen Strukturprinzipien für die Organisation chemischer Bindungen, komplexer Stöchiometrie und einer Vielzahl chemischer Reaktionen.

Borane sind giftige, instabile Molekülverbindungen mit äußerst unangenehmem Geruch, die in organischen Lösungsmitteln gut löslich sind. Mit zunehmendem Molekulargewicht steigen ihre Schmelz- und Siedepunkte: Bei Raumtemperatur ist Diboran B 2 H 6 ein Gas, Pentaboran B 5 H 9 eine Flüssigkeit und Decaboran B 10 H 14 ein Feststoff. Borane sind chemisch aktiv, werden an der Luft leicht oxidiert und durch Wasser zersetzt.

Monoboran VN 3 ist instabil. Aufgrund des Vorhandenseins von drei B-H-Bindungen und vier Orbitalen ist das Boratom in BH 3 koordinativ ungesättigt und das BH 3-Molekül bindet leicht Moleküle oder Ionen mit ungeteilten Elektronenpaaren, wie beispielsweise ein Ammoniakmolekül, und bildet so starke molekulare Verbindungen:

H 3 B + NH 3 \u003d H 3 B: NH 3

Monoboran VN 3 wurde durch Kondensation von Dämpfen solcher Verbindungen bei der Temperatur von flüssigem Stickstoff isoliert.

Eine Sonderstellung unter den Borhydriden nimmt Diboran B 2 H 6 ein, das Ausgangsmaterial für die Gewinnung aller anderen Borane ist. Es wird durch Reduktion von Borverbindungen mit Natriumhydrid beim Erhitzen (175 °C) synthetisiert:

2BF 3 (g.) + 6NaH (tv.) \u003d B 2 H 6 (g.) + 6NaF (tv.) oder Lithiumaluminiumhydrid in Etherlösung:

4BC1 3 + 3LiAlH 4 = 2B 2 H 6 + 3LiCl + 3A1C1 3

Das Diboranmolekül ist aus zwei VN 3-Fragmenten aufgebaut (Abb. 4.3, A) und zwar so, dass sich zwei B-Atome und zwei sie verbindende verbrückende H-Atome in derselben Ebene (der Ebene der Abbildung) befinden und vier terminale H-Atome (zwei für jedes B-Atom) in der senkrechten Ebene liegen. Es gibt keine chemische Bindung zwischen Boratomen. Jedes B-Atom verfügt über drei Valenzelektronen, von denen zwei an der Bildung gewöhnlicher Zweizentren-Zwei-Elektronen-Bindungen mit terminalen H-Atomen beteiligt sind. Somit kann jede BH 2 -Gruppe nur ein Elektron pro Bindung im BH 3-Fragment bereitstellen. Offensichtlich sind nicht genügend Valenzelektronen vorhanden, um ähnliche Bindungen mit zwei verbrückenden H-Atomen zu bilden – Borane sind elektronenarme Verbindungen.

Zur Beschreibung solcher Bindungen wird ein Schema einer Dreizentren-Zweielektronenbindung B-H-B vorgeschlagen (Abb. 4.3, B). Bei der Molekülorbitalmethode führt das Mischen zweier Atomorbitale von Bor ѱ(B 1) und ѱ(B 2) mit einem Wasserstofforbital ѱ(H) zur Bildung von drei MOs: bindend ѱ 1, nichtbindend ѱ 2 und antibindend ѱ 3. Ein Elektronenpaar (eines vom B-Atom und das zweite vom H-Atom) besetzt das bindende MO und erzeugt in Boranen eine stabile verbrückende Dreizentren-Zwei-Elektronen-B-H-B-Bindung (Abb. 4.3, V).

Höhere Borane.

Höhere Borane sind farblose, instabile Molekülverbindungen, ihre Siedepunkte liegen nahe denen von Kohlenwasserstoffen mit ähnlichem Molekulargewicht. Nach ihrer Struktur und Zusammensetzung werden sie in verschiedene Typen unterteilt. Closo-Borane [B n H n ] 2- und = 6 - 12 (aus dem Griechischen – Zelle) sind anionische Cluster); neutrale Moleküle B n H i + 2 wurden noch nicht erhalten. Nidoborane (von lat. nidus – Nest) enthalten neutrale, beispielsweise B 5 H 9, B 10 H 14 oder anionische Polyeder der allgemeinen Zusammensetzung B n H n + 4, die nicht einseitig geschlossen sind, und Diboran B 2 ist eines davon H 6 . Arachno-Borane (aus dem Griechischen – Netz) sind Polyeder mit zwei freien Eckpunkten. Sie bestehen aus offenen Clustern entsprechend der Formel B n H n+6 , zum Beispiel B 4 H 10 , B 5 H 11 , B 8 H 14 . Gifo-Borane (aus dem Griechischen – Netzwerk) enthalten die offensten Cluster, in denen die Anzahl der freien Eckpunkte drei beträgt: B n H n+8, zum Beispiel B 8 H 16, B 10 H 18. Die komplexeste Struktur besitzen Conjuncto-Borane (von lateinisch conjuncto – miteinander verbinden), die aus miteinander verbundenen Fragmenten der oben genannten Typen bestehen.

Borane sind hochreaktive Verbindungen, ihre Aktivität nimmt mit zunehmendem Molekulargewicht ab und ist von der Struktur der Moleküle abhängig. Die hohe chemische Stabilität von Closoboranen wird durch die starke Delokalisierung der Elektronen erklärt.

Tetrahydroborate sind typische Reduktionsmittel. Unter ihnen sind die Alkalimetallsalze MVN 4 am stabilsten. Sie werden durch die Wechselwirkung von festem Natriumhydrid mit Borhalogeniden oder Borsäureestern erhalten:

4NaH + BCl3 = NaBH 4 + 3NaCl

B(OCH 3) 3 + 4NaH = NaBH 4 + 3NaOCH 3

Tetrahydroborate * – farblose kristalline Substanzen, löslich in Wasser, flüssigem Ammoniak, Aminen und Lithiumborhydrid – in Ether. LiBH 4 zersetzt sich thermisch oberhalb von 380 °C, der Rest hält einer Erwärmung bis 580 °C stand. NaBH 4 ist ein mildes Reduktionsmittel. Es handelt sich um eine ionische Verbindung, die bei 505 °C ohne Zersetzung schmilzt. Es wird in der Zellstoff- und Papierindustrie zum Bleichen von Papierzellstoff verwendet, da es bei Wechselwirkung mit Schwefeldioxid in alkalischer Umgebung ein starkes Bleichmittel bildet – Natriumdithionit Na 2 S 2 0 4:

Na + 8NaOH + 8S0 2 = 4Na 2 S 2 0 4 + NaB0 2 + 6H 2 0

Alkalische Tetrahydroborate werden für Metallbeschichtungen und Kontakte in elektronischen Geräten verwendet.

Konzentrierte Schwefelsäure zersetzt Borhydride:

2Na + 2H 2 S0 4 = 2NaHS0 4 + B 2 H 6 + 2H 2

Die Reaktion verläuft so heftig, dass sich das Reaktionsgemisch häufig entzündet.

Die Chlorierung von Boranen führt zum Aufbrechen der B-B-Bindung:

B 2 H 6 + 6C1 2 \u003d 2BC1 3 + 6HC1

und die Wechselwirkung mit Ammoniak führt zur Bildung zyklischer Trimeren: Borazin (HNBH) 3 oder Borazol (BNH) 3 .

Diboran ist an der Luft brennbar:

B 2 H 6 + zo 2 \u003d in 2 o 3 + zn 2 o

und wenn es ohne Luftzugang erhitzt wird, zerfällt es in eine Mischung höherer Borane. Die Zersetzung erfolgt über instabile Zwischenprodukte ВН 3 , В 3 Н 7 und andere (in geschweiften Klammern angegeben):

B 2 H 6 \u003d 2 (VN 3)

(BH 3) + B 2 H 6 \u003d (B 3 H 7) + H 2

(BH 3) + B 3 H 7 \u003d B4H10

B 4 H 10 + (VH 3) \u003d B 5 H 11 + n 2

In den nachfolgenden Stufen werden die Borane B 5 H 9, B 6 H | 0, B 6 H 12 und das stabilste Produkt B 10 H 14 zusammen mit polymerem (BH) X gebildet.

Struktur und Eigenschaften von Metallboriden.

Bei der Wechselwirkung von Bor mit Metallen entstehen verschiedene Boride, in denen Bor formal negative Oxidationsstufen aufweist.

In Boriden mit hohem Metallgehalt sind Boratome isoliert und überwiegend in den Zentren trigonaler Prismen von Metallatomen lokalisiert.

In Boriden Cr 5 IN 3 ihnen 3 IN 2 (M = V, Nb, Ta) Es liegen isolierte B-B-Paare vor. Boride MB (M = Ti, Hf, V, Cr, Mo, Mn, Fe, Ni) werden durch isolierte Ketten von Boratomen gebildet. In den Strukturen von M-Boriden 3 IN 4 ((M = V, Nb, Cr, Mn) Doppelketten aus Boratomen wurden gefunden.

Borides MB 2 (M = Mg, A1) und M 2 IN 5 (M = Ni, Mo, W) werden durch zweidimensionale Schichten und Boride vom LaB-Typ gebildet 6 - dreidimensionale Gerüste aus Boratomen.

Die Strukturen von Boriden mit hohem Borgehalt (MB 4 , MB 12) enthalten dreidimensionale Fragmente von Ikosaedern , in deren Hohlräumen sich Metallatome befinden.

Trotz der großen Unterschiede in der Größe der Atome, aus denen verschiedene Boride bestehen, sind die interatomaren B-B-Abstände nahezu konstant und werden durch starke B-B-Bindungen bestimmt.

Boride sind extrem harte, chemisch inerte, feuerfeste Materialien mit einem Schmelzpunkt und einer elektrischen Leitfähigkeit, die oft über denen der Grundmetalle liegen. Beispielsweise schmolz Zirkondiborid ZrB 2 über 3000 °C, während der Schmelzpunkt von Zirkonium bei 1670 °C liegt. TiB 2 -Borid ist fünfmal elektrisch leitender als Titan. Die Härte von Borcarbid B 4 C ist höher als die Härte von Siliziumcarbid und nähert sich der Härte von Diamant.

Metallboride werden zur Herstellung von Hochtemperaturreaktoren, Schutzbeschichtungen für Strahltriebwerke und Gasturbinenschaufeln verwendet. Die Effizienz des thermischen Neutroneneinfangs durch das 10-V-Isotop ist höher als die aller anderen Kerne. Aus diesem Grund dienen Boride und Carbide des Bors als Material für Steuerstäbe in Kernreaktoren. Im Jahr 2000 entdeckten japanische Forscher neue Supraleiter auf Basis von Magnesiumdiborid MgB 2 mit einer kritischen Temperatur t c =-233 °C. Borcarbid in Form von Fasern wird zum Härten verschiedener Materialien verwendet. Solche Fasern werden durch Reaktion einer Mischung aus BC1 3 + H 2 mit Kohlenstofffasern bei 1630°C erhalten:

4BC1 3 + 6H 2 + C \u003d B 4 C + 12HC1

Metallboride werden durch Reduktion einer Mischung aus B 2 O 3 mit Metalloxiden mit Kohlenstoff bei 2000 °C synthetisiert:

V 2 O s + B 2 O 3 + 8C \u003d 2VB + 8CO

die Wechselwirkung einfacher Stoffe sowie die Reduktion von Gemischen flüchtiger Metallhalogenide und Bor mit Wasserstoff:

TiCl 4 + 2BC1 3 + 5H 2 = TiB 2 + 10HC1

Einige aktive Metallboride (MgB 2 , A1B 2) werden durch Wasser zersetzt und bilden eine Mischung verschiedener Borane. Die meisten Boride (A1B 12, CaB 6, ZrB 2 usw.) zersetzen sich nicht mit Wasser.

29. Sauerstoffverbindungen von Bor. Bor(III)-oxid. Borsäuren, ihre Salze: Meta-, Tetra-, Orthoborate. Herstellung, Struktur von Borax, seine Hydrolyse. Verarbeitung von Borax zu Borsäure.

Alle Elemente der 13. Gruppe zeichnen sich durch die Bildung von Oxiden und deren Derivaten in der höchsten Oxidationsstufe +3 aus. Für Thallium sind Verbindungen mit der Oxidationsstufe +1 stabil

Borsauerstoffverbindungen

Zu den wichtigsten Sauerstoffverbindungen des Bors zählen Boroxid B 2 0 3, Borsäuren und deren Salze – Borate.

Boroxid B 2 0 3 .

Erhalten durch Oxidation von Bor mit Sauerstoff:

4B + 3O 2 = 2B 2 O 3 oder gründliche Dehydratisierung des geschmolzenen H 3 BO 3:

2H 3 VO 3 \u003d B 2 O 3 + ZN 2 O

Kristallines B 2 O 3 (t PL = 577 ° C, t bp = 1860 ° C) ist aus flachen Dreiecken BO 3 aufgebaut, die durch gemeinsame Eckpunkte zu einer dreidimensionalen Struktur verbunden sind. Schmelze B 2 O 3 neigt zur Unterkühlung. Die daraus gebildete Glasmasse besteht aus teilweise geordneten Dreiecken BO 3, die in Zyklen verbunden sind. In geschmolzenem B 2 O 3 lösen sich leicht Oxide vieler Metalle, die zur Herstellung farbiger Gläser (z. B. blau mit CoO) sowie beim Löten zur Reinigung der Oberfläche von Metallen von ihren Oxiden verwendet werden. Boratgläser werden häufig als Schichten und Beschichtungen verwendet, die die Oberfläche von Produkten vor Oxidation schützen. Beim Erhitzen über 1450 °C verdampft Boroxid in Form von Monomermolekülen. Die Flüchtigkeit von B 2 0 3 steigt in Gegenwart von Wasserdampf aufgrund der Bildung flüchtiger Metaborsäure deutlich an:

B 2 O 3 (TV.) + H 2 O (g.) \u003d 2HBO 2 (g.)

Bei erhöhten Temperaturen wird B 2 O 3 durch Alkalimetalle, Magnesium, Aluminium und auch Kohlenstoff zu Bor reduziert.

Amorphes B 2 Oz löst sich in Wasser unter spürbarer Erwärmung ( H° = = -76,3 kJ/mol) und verwandelt sich in eine Mischung aus Borsäuren.

Orthoborsäure (Borsäure) B (OH) 3 (H 3 BO 3). Dies ist das Endprodukt der Hydrolyse löslicher Borverbindungen wie Borax Na 2 8H 2 0:

Na 2 8H 2 0 + H 2 S0 4 \u003d 4B (OH) 3 + Na 2 S0 4 + 5H 2 0

Borsäure ist ein sich fettig anfühlender, schuppiger Kristall, in dessen Struktur (Abb. 4.9, a) B (OH) 3-Moleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen -OH ... O zu flachen Schichten verbunden sind. Einzelne Schichten sind miteinander verbunden Sie sind durch schwache intermolekulare Bindungen miteinander verbunden und haben einen beträchtlichen Abstand voneinander.

H 3 BO 3 ist wasserlöslich (4,3 g in 100 g Wasser bei 20 °C) und eine schwache einbasige Säure. Im Gegensatz zu gewöhnlichen Säuren beruhen ihre sauren Eigenschaften nicht auf der Abspaltung eines Wasserstoffions, sondern auf der Hinzufügung einer Hydroxylgruppe eines Wassermoleküls, das als Lewis-Base fungiert:

B (OH) 3 + H-OH \u003d [B (OH) 4 - + H +, p K a 9,25 (25°C)

Die sauren Eigenschaften von H 3 B0 3 zeigen sich darin, dass es in Gegenwart von konzentriertem H 2 S0 4 (als wasserentfernendes Mittel) mit Alkoholen Ester bildet:

B (OH) 3 + ZSN 3 OH \u003d (CH 3 O) 3 B + ZN 2 O

Aufgrund der hohen Stärke der kovalenten B-O-Bindung im Inneren des Moleküls und umgekehrt der schwachen intermolekularen Wechselwirkung sind diese Ester flüchtig. Wenn ihre Dämpfe an der Luft entzündet werden, brennen sie mit grüner Flamme. Diese Reaktion dient dem qualitativen Nachweis von Borverbindungen.

Bei teilweiser Dehydratisierung über 100 °C entstehen Metaborsäuren (HBO 2) aus B (OH) 3 n. Beispielsweise sind in Trimetaborsäure (HBO 2) 3 (oder B 3 O 3 (OH) 3) drei BO 3-Gruppen vorhanden durch Sauerstoffatome in geschlossenen Kreisläufen verbunden:

die aufgrund von Wasserstoffbrücken Schichten bilden (Abb. 4.9, b).

Im Vergleich zum Monomer B(OH) 3 in Trimetaborsäure verringert sich die Anzahl der -OH-Gruppen pro Boratom um den Faktor drei. Die verbrückenden Sauerstoffatome entziehen den B-OH-Bindungen einen Teil der Elektronendichte, wodurch die H-O-Bindungen polarer werden und dadurch aufgrund des induktiven Effekts die Stärke der Metaborsäure erhöht wird.

Auch andere Borsäuren wurden in freier Form isoliert, beispielsweise Tetraborsäure H 2 B 4 O 7 (pK a 1 4,1, pK a2 5,1). Sie entstehen durch Polykondensationsprozesse:

2B (OH) 3 + [B (OH) 4 - \u003d [B 3 O 3 (OH) 4 - + 3H 2 O

2B (OH) 3 + 2 [B (OH) 4] - \u003d [B 4 O 5 (OH) 4] 2- + 5H 2 O

Borate. Dies sind Salze von Borsäuren. Aufgrund der einfachen Umlagerung von B-O-B-Bindungen und verschiedenen Kombinationen von Bor mit den Koordinationszahlen 3 und 4 gibt es zahlreiche Möglichkeiten, dreieckige BO 3 - und tetraedrische [B(OH) 4 ] -Gruppen zu mehrkernigen Polyborat-Anionen zu binden. In diesem Sinne ähneln Borate Silikaten und Phosphaten.

Die Struktur einiger Borat-Anionen ist in Abb. dargestellt. 4.10. Die Gesamtladung eines Anions wird durch die Anzahl der endständigen Sauerstoffatome und tetraedrischen Boratome bestimmt, die jeweils eine negative Ladung tragen. Monomere Dreiecksgruppen B0 3 (Abb. 4.10, A) existieren in Lithiumorthoborat Li 3 B0 3, zyklische Gruppen B 3 O 6 3- (Abb. 4.10, B) - in Natriummetaborat 3 .

B (OH) 4 -Tetraeder existieren im Tetrahydroxo-Anion (Abb. 4.10, V), und auch in Na 2 Peroxoborat. 6H 2 0, das durch Reaktion von H 3 B0 3 mit H 2 0 2-Peroxid in alkalischem Medium erhalten wird. Peroxoborat (bekannt als Perborat) ist ein wichtiger Inhaltsstoff in Waschmitteln. Bei der Hydrolyse von Perborat entsteht H 2 0 2, das als mildes Bleichmittel wirkt.