Karakteristik kelompok 3 dari subkelompok utama. Xi. Kelompok ketiga dari tabel periodik unsur. Unsur golongan IIIA

Ada 30 unsur p yang diketahui dalam tabel periodik, yaitu unsur-unsur yang terletak pada golongan III-A - VIII-A. Dalam elemen p, sublevel p dari level elektronik terluar diisi dengan elektron.

Golongan III-A – B, Al, Ga, In, Tl – dicirikan oleh adanya 3 elektron pada lapisan elektron terluar atom, boron pada lapisan terluar atom memiliki 2 elektron, aluminium memiliki 8 elektron, Ga, In, Tl – 18 elektron. Golongan III adalah yang paling intensif unsur - mengandung 37 unsur, termasuk lantanida dan aktinida. Semua unsur adalah logam, kecuali boron.

Jika berpindah dari Al ke Ga, jari-jari atomnya mengecil. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa dalam Ga pengisian sublevel p dimulai setelah kulit 3d 10 elektron terisi. Di bawah pengaruh 3d 10 - elektron, kulit elektron seluruh atom dikompresi dan ukuran atom berkurang (d - efek kompresi).

Tidak ada perubahan sifat logam yang monoton (berurutan) yang diamati. Sifat logam meningkat tajam ketika berpindah dari boron ke aluminium, agak melemah di galium, dan secara bertahap meningkat lagi ketika berpindah ke talium. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa kulit elektron atom Ga terkompresi karena elektron d (efek kompresi d).Dalam, Tl (tidak seperti B dan Al) masing-masing mengandung 18 elektron pada lapisan kedua dari belakang. Oleh karena itu, perubahan sifat linier (tikus, Tmelt, dll.) dari Al ke Ga terganggu.

Titik didih secara alami menurun dari B ke Tl. Titik lelehnya tidak teratur karena fitur struktural kisi kristal.

Logam yang paling mudah melebur adalah Ga (Tm = 29,8˚C).

Dalam keadaan tidak tereksitasi, konfigurasi lapisan luar ns 2 n.p. 1 , dalam keadaan tereksitasi - ns 1 np 2.

Dalam keadaan tidak tereksitasi terdapat 1 elektron yang tidak berpasangan, namun senyawa dari sebagian besar unsur-unsur ini, yang bilangan oksidasinya +1, sangat tidak stabil dan bilangan oksidasi +3 dalam keadaan tereksitasi adalah yang paling khas dari unsur-unsur tersebut, karena Dibutuhkan sedikit energi untuk mentransfer elektron dari keadaan s ke keadaan p.

B termasuk nonlogam, Al belum termasuk logam tipikal, Ga, In, Tl termasuk logam tipikal. Senyawa: EN 3, E 2 O 3, E(OH) 3.

B 2s 2 2p 1 DI DALAM 2 N 6

A

Kapasitas regeneratif dan stabilitas meningkat

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

Di dalam [ Kr]5 S 2 5 P 1 (DiH 3 ) N

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

E 2 TENTANG 3

B 2 HAI 3 oksida asam

Al 2 HAI 3 oksida amfoter

Ga 2 HAI 3

Di dalam 2 HAI 3 oksida amfoter (dengan dominasi sifat basa)

Tl 2 HAI(Tl 2 O 3) oksida basa

E(OH) 3

H

sedang bertumbuh

dasar

properti

Al(OH) 3 hidroksida amfoter

Ga(OH) 3 hidroksida amfoter

Di dalam(OH) 3 hidroksida amfoter TlOH hidroksida dasar

Mereka membentuk senyawa dengan halogen EG 3, sulfur E 2 S 3, nitrogen EN.

Kimia senyawa oksigen boron dan silikon memiliki banyak kesamaan: sifat asam oksida dan hidroksida, kemampuan untuk membentuk banyak struktur polimer, dan pembentukan kaca pada oksida.

Aluminium /> - perwakilan utama logam dari subkelompok utama AKU AKU AKU kelompok Tabel Periodik. Sifat-sifat analognya - galium, indium, dan talium - mirip dengan aluminium, karena semua unsur ini memiliki elektron yang sama. konfigurasi lapisan eksternal ns 2 n hal 1 dan mungkin menunjukkan gelar oksidasi +3.

Struktur elektronik unsur-unsur subkelompok utama Kelompok III

Dengan bertambahnya massa atom, sifat logam unsur-unsur tersebut meningkat. Boron adalah non-logam, unsur-unsur lainnya (subkelompok aluminium) adalah logam. Boron memiliki sifat yang sangat berbeda dari unsur lainnya dan lebih seperti karbon dan silikon. Unsur-unsur yang tersisa adalah logam yang dapat melebur, Dalam dan T l - sangat lembut.

Sifat fisik unsur-unsur subkelompok utama Kelompok III

Semua unsur dalam golongannya bersifat trivalen, tetapi dengan meningkatnya nomor atom, valensinya menjadi lebih khas 1 (T l didominasi monovalen).

Pada deret В-А l - G а- In -Т l keasaman menurun dan kebasaan hidroksida meningkat R (OH) 3 . H 3 VO 3 - asam, A l(OH)3 dan G a(OH) 3 - basa amfoter, Dalam (OH) 3 dan T l (OH) 3 - basa khas. ThahaN adalah basa kuat.

Selanjutnya, kita akan mempertimbangkan sifat-sifat hanya dua elemen: secara rinci - aluminium, sebagai perwakilan khas logam-p, yang sangat banyak digunakan dalam praktik, dan secara skematis - boron, sebagai perwakilan dari "semi-logam" dan menunjukkan sifat-sifat anomali dibandingkan dengan semua elemen subgrup lainnya.

Aluminium adalah logam paling melimpah di Bumi (peringkat ke-3 di antara semua unsur; 8% komposisi kerak bumi). Ia tidak terdapat di alam sebagai logam bebas; merupakan bagian dari alumina (Al 2 O 3), bauksit (A l 2 O 3 x H2O). Selain itu, aluminium ditemukan sebagai silikat pada batuan seperti tanah liat, mika, dan feldspar.

Aluminium memiliki satu isotop stabil, boron memiliki dua: 19,9% dan 80,1%.

Properti fisik. Aluminium dalam bentuk bebasnya merupakan logam berwarna putih keperakan dengan konduktivitas termal dan listrik yang tinggi. Aluminium memiliki kepadatan yang rendah - sekitar tiga kali lebih kecil dari besi atau tembaga, dan pada saat yang sama merupakan logam yang tahan lama./>

Boron ada dalam beberapa modifikasi alotropik. Boron amorf adalah bubuk coklat tua. Boron kristal berwarna abu-abu kehitaman, dengan kilau metalik. Dalam hal kekerasan, kristal boron menempati urutan kedua (setelah berlian) di antara semua zat. Pada suhu kamar, boron merupakan konduktor listrik yang buruk; sama seperti silikon, ia memiliki sifat semikonduktor.

Sifat kimia.Permukaan aluminium biasanya dilapisi dengan lapisan oksida A yang tahan lama aku 2 O 3, yang melindunginya dari interaksi dengan lingkungan. Jika lapisan film ini dihilangkan, logam dapat bereaksi kuat dengan air:

2A l + 6H 2 O = 2A l (OH) 3 + ZN 2.

Dalam bentuk serutan atau bubuk, ia terbakar terang di udara, melepaskan sejumlah besar panas:

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

Keadaan ini digunakan untuk memperoleh sejumlah logam dari oksidanya dengan metode aluminotermi. Ini adalah nama yang diberikan untuk reduksi dengan bubuk aluminium dari logam-logam yang kalor pembentukan oksidanya lebih kecil dari kalor pembentukan A. aku 2 O 3, misalnya:

C r 2 O 3 + 2A l = 2C r + A l 2 O 3 + 539 kJ.

membosankan, tidak seperti aluminium, ia bersifat inert secara kimia (terutama kristal). Oleh karena itu, ia bereaksi dengan oksigen hanya pada suhu yang sangat tinggi (> 700°C) dengan pembentukan borat anhidrida B 2 O 3:

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

Boron tidak bereaksi dengan airdalam keadaan apa pun. Pada suhu yang lebih tinggi (> 1200°C) ia bereaksi dengan nitrogen, menghasilkan boron nitrida (digunakan untuk pembuatan bahan tahan api):

2B + N 2 = 2BN.

Boron hanya bereaksi dengan fluor pada suhu kamar, sedangkan reaksi dengan klor dan brom hanya terjadi pada pemanasan kuat (masing-masing 400 dan 600 °C); dalam semua kasus ini membentuk trihalida BH al 3 - cairan mudah menguap yang berasap di udara dan mudah dihidrolisis oleh air:

2V + 3Pada aku 2 = 2VPada aku 3.

Sebagai hasil hidrolisis, terbentuk asam ortoborat (borat). H3BO3:

VNA aku 3 + 3H 2 O = H 3 VO 3 + ZNNa aku.

Tidak seperti boron, aluminium pada suhu kamar aktif bereaksi dengan semua halogen, membentuk halida. Ketika dipanaskan, ia bereaksi dengan belerang (200 °C), nitrogen (800 °C), fosfor (500 °C) dan karbon (2000 °C):

2A aku + 3 S = A aku 2 S 3 (aluminium sulfida),

2A aku + N 2 = 2A lN(aluminium nitrida),

A aku + P = A aku P (aluminium fosfida),

4A aku + 3C = A aku 4 C 3 (aluminium karbida).

Semua senyawa ini terhidrolisis sempurna untuk membentuk aluminium hidroksida dan, karenanya, hidrogen sulfida, amonia, fosfin, dan metana.

Aluminium mudah larut dalam asam klorida dengan konsentrasi berapa pun:

2A aku + 6NS aku = 2A aku C aku 3 + ZN 2.

Asam sulfat dan nitrat pekat tidak berpengaruh pada aluminium dalam cuaca dingin. Saat dipanaskan, aluminium mampu mereduksi asam-asam ini tanpa melepaskan hidrogen:

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

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

Aluminium larut dalam asam sulfat encer, melepaskan hidrogen:

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

Dalam asam nitrat encer, reaksi berlangsung dengan pelepasan oksida nitrat ( II):

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

Aluminium larut dalam larutan alkali dan logam alkali karbonat membentuk tetrahidroksialuminat:

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

Asam yang bukan oksidator tidak bereaksi dengan boron dan hanya pekat HNO3 mengoksidasinya menjadi asam borat:

B + HNO 3 (konsentrasi) + H 2 O = H 3 B O 3 + N O

Bab XI. PERIODIK KELOMPOK KETIGA

SISTEM ELEMEN

83. Ciri-ciri umum unsur golongan III

Golongan III meliputi boron, aluminium, galium, indium, talium (subgrup utama), serta skandium, yttrium, lantanum dan lantanida, aktinium dan aktinida (subgrup samping).

Pada tingkat elektronik terluar unsur-unsur subkelompok utama terdapat tiga elektron (s 2 p 1). Mereka dengan mudah melepaskan elektron-elektron ini atau membentuk tiga elektron tidak berpasangan karena transisi satu elektron ke tingkat p. Boron dan aluminium dicirikan oleh senyawa hanya dengan bilangan oksidasi +3. Unsur-unsur subkelompok galium (gallium, indium, talium) juga memiliki tiga elektron pada tingkat elektronik terluar, membentuk konfigurasi s 2 p 1, tetapi terletak setelah lapisan 18 elektron. Oleh karena itu, tidak seperti aluminium, galium jelas memiliki sifat non-logam. Sifat-sifat pada deret Ga, In, Tl melemah, dan sifat logam meningkat.

Unsur-unsur subkelompok skandium juga memiliki tiga elektron pada tingkat elektronik terluar. Namun unsur-unsur tersebut termasuk unsur transisi d, konfigurasi elektron lapisan valensinya adalah d 1 s 2. Ketiga unsur melepaskan elektron-elektron ini dengan mudah. Unsur-unsur subkelompok lantanida memiliki konfigurasi tingkat elektronik terluar yang khas: tingkat 4fnya terbentuk dan tingkat d menghilang. Dimulai dengan cerium, semua unsur kecuali gadolinium dan lutetium memiliki konfigurasi elektronik tingkat elektron terluar 4f n 6s 2 (gadolinium dan lutetium memiliki elektron 5d 1). Jumlah n bervariasi dari 2 hingga 14. Oleh karena itu, elektron s dan f berperan dalam pembentukan ikatan valensi. Paling sering, bilangan oksidasi lantanida adalah +3, lebih jarang +4.

Struktur elektronik lapisan valensi aktinida dalam banyak hal mirip dengan struktur elektronik lapisan valensi lantanida. Semua lantanida dan aktinida adalah logam khas.

Semua unsur golongan III memiliki afinitas yang sangat kuat terhadap oksigen, dan pembentukan oksidanya disertai dengan pelepasan panas dalam jumlah besar.

Elemen kelompok III memiliki beragam penerapan.

Boron ditemukan oleh J. Gay-Lussac dan L. Thénard pada tahun 1808. Kandungannya di kerak bumi adalah 1,2·10 - 3%.

Senyawa boron dengan logam (borida) memiliki kekerasan dan ketahanan panas yang tinggi. Oleh karena itu, mereka digunakan untuk memproduksi paduan khusus yang super keras dan tahan panas. Boron karbida dan boron nitrida memiliki ketahanan panas yang tinggi. Yang terakhir ini digunakan sebagai pelumas suhu tinggi. Kristal hidrat natrium tetraborat Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O (boraks) mempunyai komposisi yang konstan, larutannya digunakan dalam kimia analitik untuk menentukan konsentrasi larutan asam. Reaksi boraks dengan asam berlangsung sesuai persamaan

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

Senyawa galium dengan unsur golongan VI (belerang, selenium, telurium) bersifat semikonduktor. Termometer suhu tinggi diisi dengan galium cair.

Indium ditemukan oleh T. Richter dan F. Reich pada tahun 1863. Kandungannya dalam paduan bumi adalah 2,5·10 - 5%. Penambahan indium ke paduan tembaga meningkatkan ketahanannya terhadap aksi air laut. Menambahkan logam ini ke perak akan meningkatkan kilau perak dan mencegahnya ternoda di udara. Lapisan indium melindungi logam dari korosi. Ini adalah bagian dari beberapa paduan yang digunakan dalam kedokteran gigi, serta beberapa paduan dengan titik leleh rendah (paduan indium, bismut, timbal, timah, dan kadmium meleleh pada suhu 47 °C). Senyawa indium dengan berbagai nonlogam mempunyai sifat semikonduktor.

Talium ditemukan oleh W. Crookes pada tahun 1861. Kandungannya di kerak bumi adalah 10 - 4%. Paduan talium (10%) dengan timah (20%) dan timbal (70%) memiliki ketahanan asam yang sangat tinggi, tahan terhadap campuran asam sulfat, klorida, dan nitrat. Talium meningkatkan sensitivitas fotosel terhadap radiasi infra merah yang berasal dari benda yang dipanaskan. Senyawa talium sangat beracun dan menyebabkan rambut rontok.

Gallium, indium dan talium adalah elemen jejak. Kandungannya dalam bijih, pada umumnya, tidak melebihi seperseribu persen.

Senyawa skandium, yttrium, lantanum dan lantanida telah dikenal pada awal abad ke-19. Skandium murni diisolasi oleh L.F. Nilsson pada tahun 1879. Kandungan unsur ini pada kerak bumi adalah 10 - 3%. Yttrium ditemukan oleh Yu Gadolin pada tahun 1794. Kandungannya di kerak bumi adalah 2,9·10 - 3%. Kandungan lantanum pada kerak bumi yang ditemukan oleh K. G. Mosander pada tahun 1839 adalah 4,9·10 - 3%. Logam-logam ini digunakan terutama untuk menghasilkan paduan khusus dengan sifat listrik dan magnet tertentu. Selain itu, lantanida digunakan untuk membuat berbagai komposisi piroforik, dan cerium digunakan untuk memproduksi paduan aluminium. Penambahan cerium meningkatkan konduktivitas listrik aluminium dan meningkatkan sifat mekaniknya, sehingga lebih mudah untuk menggulung tungsten. Cerium dioksida digunakan dalam penggilingan kaca optik.

Keluarga aktinida termasuk unsur terberat, setelah aktinium dalam tabel periodik.

Dari aktinida, uranium dan thorium menemukan aplikasi praktis.

dan plutonium.

Uranium ditemukan oleh M.G. Klaproth pada tahun 1789. Kandungannya di kerak bumi adalah 2,5·10 - 4%. Di alam, uranium terdapat dalam bentuk tiga isotop: 238 U - 99,285%, 235 U - 0,71%, 234 U - 0,005%. Isotop 235 U mampu meluruh secara spontan, oleh karena itu uranium yang digunakan dalam reaktor sebagai bahan bakar nuklir diperkaya guna meningkatkan kandungan isotop 235. Untuk isotop ini, terdapat konsep massa kritis, setelah mencapai reaksi berantai dan ledakan nuklir terjadi. Jika massa 235 U kurang dari massa kritis, laju reaksi dekomposisi spontan dapat dikendalikan. Properti 235 U ini digunakan dalam reaktor nuklir. Senyawa uranium juga digunakan sebagai pewarna pada industri percetakan dan silikat.

Torium dioksida ditemukan oleh J. Ya.Berzelius pada tahun 1828, tetapi torium logam diperoleh relatif baru. Kandungan thorium pada kerak bumi adalah 1,3·10 - 3%. Penambahan kecil logam ini ke tungsten meningkatkan masa pakai kumparan listrik pada lampu pijar (thorium menyerap gas yang menyebabkan keausan cepat pada filamen tungsten). Thorium dioksida digunakan dalam pengobatan, serta dalam pembuatan katalis tertentu.

Plutonium ditemukan oleh G. Seaborg, E. McMillan, J. Kennedy dan A. Wahl pada tahun 1940. Kandungannya di kerak bumi dapat diabaikan. Plutonium diperoleh dari hasil peluruhan bahan bakar reaktor nuklir. Ini digunakan untuk tujuan yang sama seperti uranium-235.

84. Aluminium

Aluminium pertama kali diperoleh secara kimia oleh ahli kimia Denmark H. C. Oersted pada tahun 1825. Pada tahun 1854, ahli kimia Perancis A. E. Saint-Clair Deville mengisolasinya menggunakan metode elektrokimia.

Berada di alam. Aluminium adalah logam yang paling umum di alam. Kandungannya di kerak bumi adalah 8,05%. Senyawa alami terpenting dari aluminium adalah aluminosilikat, bauksit, dan korundum.

Aluminosilikat membentuk sebagian besar kerak bumi. Produk pelapukannya adalah tanah liat dan feldspar (orthoclase, albite, anorthite). Bahan dasar tanah liat adalah kaolin Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O.

Bauksit adalah batuan asal aluminium. Terutama terdiri dari aluminium oksida hidrat Al 2 O 3 nH 2 O.

Properti fisik. Aluminium adalah logam ringan berwarna putih keperakan yang meleleh pada suhu 660°C. Sangat plastik, mudah ditarik menjadi kawat dan digulung menjadi lembaran: foil dengan ketebalan kurang dari 0,01 mm dapat dibuat darinya. Aluminium memiliki konduktivitas termal dan listrik yang sangat tinggi. Paduannya dengan berbagai logam kuat dan ringan.

Sifat kimia. Aluminium adalah logam yang sangat aktif. Dalam rangkaian tegangan, ia muncul setelah logam alkali dan alkali tanah. Namun, logam ini cukup stabil di udara, karena permukaannya dilapisi lapisan oksida yang sangat padat, yang melindungi logam dari kontak dengan udara. Jika lapisan oksida pelindung dihilangkan dari kawat aluminium, aluminium akan mulai berinteraksi secara kuat dengan oksigen dan uap air di udara, berubah menjadi massa lepas - aluminium hidroksida:

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

Reaksi ini disertai dengan pelepasan panas.

Aluminium, dibersihkan dari lapisan oksida pelindung, bereaksi dengan air untuk melepaskan hidrogen:

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

Aluminium larut dengan baik dalam asam sulfat dan klorida encer:

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

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

Asam nitrat encer mempasifkan aluminium dalam keadaan dingin, tetapi bila dipanaskan, aluminium larut di dalamnya, melepaskan nitrogen monoksida, nitrogen hemioksida, nitrogen bebas atau amonia, misalnya:

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

Asam nitrat pekat mempasifkan aluminium.

Karena aluminium oksida dan hidroksida bersifat amfoter

sifatnya, aluminium mudah larut dalam larutan air semua basa, kecuali amonium hidroksida:

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

Aluminium bubuk mudah berinteraksi dengan halogen, oksigen, dan semua non-logam. Untuk memulai reaksi, pemanasan diperlukan, kemudian berlangsung sangat intens dan disertai dengan pelepasan sejumlah besar panas:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (aluminium bromida)

4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (aluminium oksida)

2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (aluminium sulfida)

2 Al + N 2 = 2 AlN (aluminium nitrida)

4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (aluminium karbida)

Aluminium sulfida hanya bisa ada dalam bentuk padat. Dalam larutan berair, ia mengalami hidrolisis lengkap dengan pembentukan aluminium hidroksida dan hidrogen sulfida:

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

Aluminium dengan mudah menghilangkan oksigen dan halogen dari oksida dan garam logam lainnya. Reaksi tersebut disertai dengan pelepasan sejumlah besar panas:

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

Proses reduksi logam dari oksidanya dengan aluminium disebut aluminotermi. Aluminotermi digunakan dalam produksi beberapa logam langka yang membentuk ikatan kuat dengan oksigen (niobium, tantalum, molibdenum, tungsten, dll.), serta untuk pengelasan rel. Jika Anda menggunakan sekring khusus untuk membakar campuran bubuk aluminium halus dan bijih besi magnet Fe 3 O 4 (termit), maka reaksi akan berlangsung secara spontan dengan pemanasan campuran hingga 3500 °C. Besi pada suhu ini berada dalam keadaan cair.

Kuitansi. Aluminium pertama kali diperoleh melalui reduksi dari aluminium klorida dengan logam natrium:

AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al

Saat ini, diperoleh dengan elektrolisis garam cair dalam rendaman elektrolit (Gbr. 46). Elektrolitnya adalah lelehan yang mengandung 85-90% kriolit - garam kompleks 3NaF·AlF 3 (atau Na 3 AlF 6) dan 10-15% alumina - aluminium oksida Al 2 O 3. Campuran ini meleleh pada suhu sekitar 1000 °C.

Ketika dilarutkan dalam kriolit cair, alumina berperilaku seperti garam aluminium dan asam aluminium dan terdisosiasi menjadi kation aluminium dan anion dari residu asam asam aluminium:

AlAlO3  Al 3  + AlO 3 3 

Cryolite juga terdisosiasi:

Na 3 AlF 6  3 Na  + AlF 6 3 

Ketika arus listrik dilewatkan melalui lelehan, kation aluminium dan natrium berpindah ke katoda - badan grafit dari bak mandi, dilapisi di bagian bawah dengan lapisan aluminium cair yang diperoleh selama proses elektrolisis. Karena aluminium kurang reaktif dibandingkan natrium, maka aluminium direduksi terlebih dahulu. Aluminium tereduksi dalam keadaan cair dikumpulkan di dasar bak, kemudian dikeluarkan secara berkala.

Anion AlO 3 3  dan AlF 6 3  bergerak menuju anoda - batang grafit atau blanko. Di anoda, anion AlO 3 3 dilepaskan terlebih dahulu 

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

Konsumsi alumina terus diperbarui. Jumlah kriolit praktis tidak berubah, hanya terjadi kerugian kecil akibat terbentuknya karbon tetrafluorida CF 4 di anoda.

Produksi aluminium secara elektrolitik memerlukan listrik dalam jumlah besar (sekitar 20.000 kWh listrik dikonsumsi untuk menghasilkan 1 ton aluminium), sehingga pabrik peleburan aluminium dibangun di dekat pembangkit listrik.

Aplikasi. Aluminium digunakan secara luas. Ini digunakan untuk membuat foil yang digunakan dalam teknik radio dan untuk mengemas produk makanan. Produk baja dan besi cor dilapisi dengan aluminium untuk melindunginya dari korosi: produk dipanaskan hingga 1000 °C dalam campuran bubuk aluminium (49%), aluminium oksida (49%) dan aluminium klorida (2%). Proses ini disebut aluminisasi.

Produk aluminisasi dapat menahan pemanasan hingga 1000°C tanpa menimbulkan korosi. Paduan aluminium, yang sangat ringan dan kuat, digunakan dalam produksi penukar panas, konstruksi pesawat terbang, dan teknik mesin.

Aluminium oksida Al 2 HAI 3 . Ini adalah zat putih dengan titik leleh 2050 °C. Di alam, aluminium oksida terdapat dalam bentuk korundum dan alumina. Terkadang ditemukan kristal korundum transparan dengan bentuk dan warna yang indah. Korundum yang diwarnai merah oleh senyawa kromium disebut rubi, dan biru yang diwarnai oleh senyawa titanium dan besi disebut safir. Ruby dan safir adalah batu berharga. Saat ini, mereka cukup mudah diperoleh secara artifisial.

Aluminium oksida memiliki sifat amfoter, tetapi tidak larut dalam air, asam dan basa. Ketika direbus dalam larutan alkali pekat, hanya sebagian yang masuk ke dalam larutan. Aluminium oksida diubah menjadi keadaan larut melalui fusi dengan alkali atau kalium pirosulfat:

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

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

Paduan yang dihasilkan larut dalam air. Ketika aluminium oksida menyatu dengan kalium atau soda, aluminat, yang mudah larut dalam air:

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

Korundum alami adalah zat yang sangat keras. Ini digunakan untuk membuat roda ampelas dan bubuk gerinda. Ruby digunakan untuk membuat bushing jam tangan dan mekanisme presisi lainnya.

Alumina digunakan sebagai bahan baku produksi aluminium. Aluminium oksida dehidrasi berfungsi sebagai adsorben untuk pemurnian dan pemisahan zat organik dengan kromatografi.

Aluminium hidroksida Al(OH) 3 . Ini adalah zat putih yang, ketika dipanaskan, kehilangan air, berubah menjadi aluminium oksida. Aluminium hidroksida memiliki sifat amfoter. Hidroksida yang baru diendapkan mudah larut dalam asam dan basa (kecuali amonium hidroksida):

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

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

Aluminium hidroksida adalah basa lemah dan bahkan asam yang lebih lemah, sehingga garam aluminium berada dalam larutan hanya jika terdapat asam berlebih, dan aluminat hanya jika terdapat basa berlebih. Ketika larutan diencerkan dengan air, senyawa ini terhidrolisis dengan kuat.

Aluminium hidroksida kering, yang telah kehilangan sebagian airnya, tidak larut dalam asam atau basa sehingga menyerupai aluminium oksida.

Aluminium hidroksida memiliki kemampuan menyerap berbagai zat, sehingga digunakan dalam penjernihan air.

Bab XII. PERIODIK KELOMPOK KEDUA

SISTEM ELEMEN

85. Ciri-ciri umum unsur golongan II

Golongan II sistem periodik unsur meliputi berilium, logam alkali tanah: magnesium, kalsium, strontium, barium dan radium (subkelompok utama) dan subkelompok seng: seng, kadmium, ryuti (subkelompok samping). Nama logam alkali tanah berasal dari fakta bahwa oksidanya (tanah) bila dilarutkan dalam air akan membentuk larutan basa.

Pada tingkat elektronik terluar unsur-unsur subkelompok utama dan samping terdapat dua elektron (s 2), yang disumbangkannya, membentuk senyawa dengan bilangan oksidasi +2.

Semua unsur golongan II dicirikan oleh titik leleh yang relatif rendah dan volatilitas yang tinggi. Dalam unsur alkali tanah, kelarutan hidroksida meningkat dari magnesium menjadi barium: magnesium hidroksida hampir tidak larut dalam air, kalsium hidroksida sedikit larut, dan barium hidroksida sangat larut. Kelarutan banyak garam menurun dari magnesium menjadi radium. Jadi, magnesium sulfat sangat larut dalam air, kalsium sulfat sulit larut, dan strontium, barium, dan radium sulfat praktis tidak larut. Kelarutan radium sulfat yang rendah digunakan untuk memisahkan radium dari konsentratnya.

Dalam subkelompok seng, amfoterisitas oksida menurun dari seng menjadi merkuri: seng hidroksida sangat larut dalam basa, kadmium hidroksida jauh lebih sulit larut, dan merkuri hidroksida tidak larut dalam basa. Aktivitas unsur-unsur dalam subkelompok ini menurun seiring dengan bertambahnya massa atom. Jadi, seng menggantikan kadmium dan merkuri dari larutan garamnya, dan kadmium menggantikan merkuri.

Berilium ditemukan oleh L. N. Vauquelin pada tahun 1798. Kandungannya di kerak bumi adalah 3,8·10 - 4%. Logam berilium digunakan untuk membuat jendela mesin sinar-X, karena menyerap sinar-X 17 kali lebih lemah dibandingkan aluminium. Penambahan berilium pada paduan meningkatkan kekerasan dan konduktivitas listriknya. Senyawa berilium dapat menyebabkan penyakit paru-paru yang sangat parah.

Strontium pertama kali diisolasi dalam bentuk oksida oleh A. Crawford pada tahun 1790, dan dalam bentuk murni oleh G. Davy pada tahun 1808. Kandungannya di kerak bumi adalah 0,034%. Strontium nitrat digunakan dalam kembang api, dan karbonat serta oksidanya digunakan dalam industri gula. Ledakan nuklir menghasilkan strontium-90 yang radiasinya sangat berbahaya karena menyebabkan penyakit radiasi, leukemia, dan sarkoma tulang.

Barium ditemukan oleh K.V. Scheele pada tahun 1774 dan G. Devi pada tahun 1808. Kandungannya di kerak bumi adalah 0,065%. Dari senyawa barium, yang paling banyak digunakan adalah hidroksida, peroksida dan beberapa garamnya. Barium hidroksida dan klorida digunakan dalam praktik laboratorium, barium peroksida - untuk menghasilkan hidrogen peroksida, nitrat dan klorat - dalam kembang api, barium sulfat - dalam fluoroskopi organ pencernaan. Senyawa barium beracun.

Radium ditemukan oleh M. dan P. Curie bersama J. Belebn pada tahun 1898.

Kandungannya di kerak bumi adalah 1·10 - 20%. Radium secara alami bersifat radioaktif: selama peluruhan radioaktifnya, partikel α dan elektron dilepaskan dan radon terbentuk. Garam radium digunakan untuk tujuan penelitian, serta untuk memperoleh radon, yang memiliki khasiat penyembuhan.

Kadmium ditemukan oleh F. Strohmeyer pada tahun 1817 dan secara mandiri oleh K. Hermann, K. Karsten dan W. Meissner pada tahun 1818. Kandungannya pada kerak bumi adalah 1,3·10 - 5%. Karena kemampuan kadmium untuk dilapisi dengan lapisan oksida pelindung, kadmium digunakan sebagai lapisan anti korosi yang stabil. Senyawa kadmium beracun.

86. Magnesium

Magnesium ditemukan oleh G. Davy pada tahun 1808.

Berada di alam. Kandungan magnesium pada kerak bumi sebesar 1,87%. Senyawanya ditemukan di berbagai mineral. Magnesium karbonat merupakan bagian dari dolomit CaCO 3 MgCO 3 dan magnetit MgCO 3, klorida adalah bagian dari karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, magnesium sulfat adalah bagian dari kainite KCl MgSO 4 6H 2 O. Garam magnesium dalam jumlah besar ditemukan di air laut , memberikan rasa pahit.

Properti fisik. Magnesium merupakan logam berwarna putih keperakan dengan massa jenis 1,74 g/cm 3, meleleh pada 651 °C, mendidih pada 1110 °C. Dalam cuaca dingin, magnesium ditutupi dengan lapisan oksida, yang melindunginya dari oksidasi lebih lanjut oleh oksigen atmosfer.

Sifat kimia. Magnesium adalah logam aktif. Jika lapisan oksida pada permukaannya rusak, maka mudah teroksidasi oleh oksigen atmosfer. Saat dipanaskan, magnesium berinteraksi dengan penuh semangat dengan halogen, belerang, nitrogen, fosfor, karbon, silikon, dan elemen lainnya:

2 Mg + O 2 = 2 MgO (magnesium oksida)

Mg + Cl 2 = MgCl 2 (magnesium klorida)

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (magnesium nitrida)

3 Mg + 2 P = Mg 3 P 2 (magnesium fosfida)

2 Mg + Si = Mg 2 Si (magnesium silisida)

Magnesium tidak larut dalam air, tetapi ketika dipanaskan, ia berinteraksi cukup aktif dengan uap air:

Mg + H 2 O = MgO + H 2

Magnesium dengan mudah menghilangkan oksigen dan halogen dari banyak logam, sehingga digunakan untuk memperoleh logam langka dari senyawanya:

3Mg + MoO 3 = 3 MgO + Mo

2Мg + ZrСl 4 = 2 MgСl 2 + Zr

Ia terbakar di atmosfer karbon dioksida:

Mg + CO 2 = MgO + CO

dan sangat larut dalam asam:

Mg + H 2 JADI 4 = MgSO 4 + H 2

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

Kuitansi. Magnesium diperoleh dengan elektrolisis garam cair. Elektrolitnya adalah karnalit dehidrasi murni, anodanya adalah batang grafit, dan katodanya adalah besi. Magicium cair yang dihasilkan mengapung ke permukaan dan dikumpulkan dengan sendok. Selama elektrolisis, magnesium klorida ditambahkan ke elektrolit. Baru-baru ini, magnesium juga diperoleh dengan mereduksinya dari oksida dengan kalsium karbida, karbon amorf, atau silikon. Proses reduksi dengan karbida terjadi pada suhu 1200, dengan karbon pada tahun 2000, dan dengan silikon pada suhu 1200–1300 °C. Untuk menghindari interaksi logam magnesium dan SiO 2 yang terbentuk selama reaksi, bukan MgO yang dimasukkan ke dalam reaksi, tetapi dolomit yang dibakar - campuran kalsium dan magnesium oksida:

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

MgO + C = Mg + CO (2000 C)

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

Aplikasi. Magnesium digunakan untuk menghasilkan banyak paduan ringan, khususnya duralumin. Penambahan magnesium pada besi tuang meningkatkan sifat mekanik besi tuang. Magnesium digunakan sebagai zat pereduksi dalam produksi logam langka (Nb, Ta, Mo, W, Tl, Zr, Hf, dll.) dan beberapa nonlogam (misalnya Si).

Magnesium oksida MgO. Zat berwarna putih, kristal halus, tidak larut dalam air. Meleleh pada suhu 2800 °C. Memiliki sifat dasar. Larut dalam asam:

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

ketika dipanaskan, bereaksi dengan oksida asam:

MgO + SiO 2 = MgSO 4

Di laboratorium, magnesium oksida dapat diperoleh dengan membakar logam magnesium atau mengkalsinasi hidroksidanya:

Mg(OH)2 = MgO + H2O

Dalam industri, MgO diperoleh melalui dekomposisi termal magnesium karbonat:

MgCO3 = MgO + CO2

Sebagian besar magnesium oksida dikonsumsi oleh industri konstruksi untuk produksi semen magnesit dan refraktori magnesit.

Magnesium hidroksida Mg(OH) 2 . Zat berwarna putih, tidak larut dalam air, tetapi mudah larut dalam asam:

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

Ketika karbon dioksida dilewatkan melalui suspensi magnesium hidroksida, magnesium hidroksida larut membentuk magnesium bikarbonat:

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

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

Magnesium hidroksida diperoleh melalui aksi alkali atau amonia pada larutan garam magnesium:

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

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

Jika garam amonium ditambahkan ke dalam larutan yang mengandung magnesium hidroksida yang tidak larut, endapan akan larut. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa ion amonium mengikat ion hidroksil (terbentuk amonium hidroksida yang sedikit terdisosiasi):

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

Dengan cara ini magnesium dapat tetap larut dalam amonia. Larutan ini disebut campuran magnesium dan digunakan untuk penentuan kualitatif dan kuantitatif ion asam fosfat:

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

Nitrat, klorida, sulfat, perklorat, magnesium asetat, serta garam asam dari asam polibasa sangat larut dalam air. Garam magnesium lainnya sulit larut dalam air.

87. Kalsium

Garam kalsium telah dikenal manusia sejak lama, namun logam ini baru diperoleh dalam keadaan bebas oleh ahli kimia Inggris G. Davy pada tahun 1808.

Berada di alam. Kandungan kalsium di kerak bumi adalah 3,3%. Senyawa yang paling umum adalah mineral kalsit CaCO 3 (komponen utama batu kapur, kapur dan marmer) dan jenis kalsit transparan - spar Islandia. Kalsium karbonat juga merupakan bagian dari mineral dolomit CaCO 3 ·MgCO 3 . Endapan kalsium sulfat sering ditemukan dalam bentuk mineral gipsum CaSO 4 2H 2 O, kalsium fosfat - dalam bentuk mineral fosforit Ca 3 (PO 4) 2 dan apatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (atau Ca 5 (PO 4) 3 F), kalsium fluorida - dalam bentuk mineral fluorspar CaF 2, dan kalsium nitrat - dalam bentuk kalsium, atau Norwegia, nitrat Ca(NO 3) 2. Kalsium juga termasuk dalam banyak aluminosilikat, khususnya feldspar.

Properti fisik. Kalsium adalah logam lunak berwarna putih keperakan yang meleleh pada suhu 850°C dan mendidih pada 1482°C. Ini jauh lebih sulit daripada logam alkali.

Sifat kimia. Kalsium adalah logam aktif. Jadi, dalam kondisi normal ia mudah berinteraksi dengan oksigen atmosfer dan halogen:

2 Ca + O 2 = 2 CaO (kalsium oksida)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (kalsium bromida)

Kalsium bereaksi dengan hidrogen, nitrogen, belerang, fosfor, karbon, dan non-logam lainnya jika dipanaskan:

Ca + H 2 = CaH 2 (kalsium hidrida)

3 Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kalsium nitrida)

Ca + S = CaS (kalsium sulfida)

3 Ca + 2 P = Ca 3 P 2 (kalsium fosfida)

Ca + 2 C = CaC 2 (kalsium karbida)

Kalsium bereaksi lambat dengan air dingin, tetapi dengan air mustard bereaksi sangat kuat:

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

Kalsium dapat menghilangkan oksigen atau halogen dari oksida dan halida logam yang kurang aktif, yaitu memiliki sifat pereduksi:

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

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

Kuitansi. Logam kalsium diperoleh dengan elektrolisis garam cairnya. Elektrolitnya adalah campuran cair CaCl 2 dan CaF 2 dengan perbandingan 3:1 berat. Kalsium fluorida ditambahkan untuk menurunkan titik leleh campuran. Aplikasi. Kalsium digunakan dalam metalurgi untuk memurnikan besi cor dan baja dari oksida, serta dalam produksi banyak logam langka (Tl, Zg, Hf, Nb, Ta, dll.) sebagai pereduksi logam-logam ini dari oksida dan kloridanya. Paduan kalsium dan timbal digunakan untuk membuat bantalan dan selubung kabel.

Kalsium oksida CaO. Zat putih yang meleleh pada suhu sekitar 3000 °C, dengan sifat basa yang jelas. Bereaksi baik dengan air, asam dan oksida asam:

CaO+ H2O = Ca(OH)2

CaO+ 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O

CaO + CO 2 = CaCO 3

Dalam kondisi laboratorium, kalsium oksida dapat diperoleh melalui oksidasi kalsium, serta dekomposisi termal karbonatnya. Dalam industri, CaO diperoleh dengan membakar batu kapur di dalam poros atau tabung putar pada suhu 1000–1100 °C. Itu sebabnya disebut juga dibakar atau kapur mentah.

Kalsium oksida digunakan dalam industri bahan bangunan sebagai bahan pengikat.

Kalsium hidroksida Ca(OH) 2 . Zat padat berwarna putih, sukar larut dalam air (1,56 g Ca(OH) 2 larut dalam 1 liter air pada 20 °C). Ketika kalsium oksida diolah dengan air panas, diperoleh kalsium hidroksida yang dihancurkan halus - empuk. Larutan Ca(OH)2 dalam air jenuh disebut air kapur. Di udara menjadi keruh karena interaksi dengan karbon dioksida dan pembentukan kalsium karbonat.

Kalsium hidroksida adalah alkali. Ia mudah bereaksi dengan asam, oksida asam dan garam:

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

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

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

Proses interaksi kalsium oksida dengan air disebut quenching. Kapur mati dicampur dengan pasir dan air membentuk mortar kapur yang digunakan dalam konstruksi: untuk mengencangkan batu bata saat memasang dinding, untuk plesteran, dll. Di udara, kapur mati menyerap karbon dioksida dan berubah menjadi kalsium karbonat.

Seng dalam paduan telah dikenal sejak zaman dahulu. Dalam bentuknya yang paling murni

itu baru diterima pada akhir abad ke-18.

Berada di alam. Kandungan seng pada kerak bumi adalah 8,3·10 - 3%. Koneksinya cukup luas. Mineral yang paling umum adalah zinc blende ZnS, lebih jarang galmei ZnCO 3, bijih seng mengandung silika Zn 2 SiO 4 H 2 O, zinc spinel ZnO Al 2 O 3 dan bijih seng merah, atau zincite, ZnO.

Properti fisik. Seng adalah logam berwarna putih kebiruan dengan kilau logam. Di udara, permukaannya ditutupi lapisan oksida dan menjadi kusam. Seng meleleh pada suhu 419,5°C dan mendidih pada suhu 913°C. Massa jenis seng padat cor adalah 7,13 g/cm 3, massa jenis seng canai sedikit lebih tinggi. Pada titik leleh, massa jenis seng adalah 6,92 g/cm 3 . Dalam cuaca dingin, seng cukup rapuh, tetapi pada suhu 100–150 °C seng dapat dengan mudah digulung dan ditarik. Mudah membentuk paduan dengan logam lain.

Sifat kimia. Seng merupakan logam yang cukup aktif. Ia mudah berinteraksi dengan oksigen, halogen, belerang dan fosfor:

2 Zn + O 2 = 2 ZnO (seng oksida)

Zn + Сl 2 = ZnСl 2 (seng klorida)

Zn + S = ZnS (seng sulfida)

3 Zn + 2 P = Zn 3 P 2 (seng fosfida)

Ketika dipanaskan, ia bereaksi dengan amonia, menghasilkan pembentukan seng nitrida:

3 Zn + 2 NН 3 = Zn 2 N 3 + 3 H 2

dan juga dengan air:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

dan hidrogen sulfida:

Zn + H 2 S = ZnS + H 2

Sulfida yang terbentuk pada permukaan seng melindunginya dari interaksi lebih lanjut dengan hidrogen sulfida.

Seng sangat larut dalam asam dan basa:

Zn + H 2 JADI 4 = ZnSO 4 + H 2

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

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

Tidak seperti aluminium, seng larut dalam larutan amonia berair, karena membentuk amonia yang sangat larut:

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

Seng menggantikan logam yang kurang aktif dari larutan garamnya.

CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu

СdSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Сd

Kuitansi. Seng diperoleh dengan dua cara: pirometalurgi dan hidrometalurgi. Dalam kedua metode tersebut, bijih seng dipanggang untuk mengubah seng sulfida menjadi oksida:

2 ZnS + 3 O 2 = 2 ZnO + 2 JADI 2

ZnCO3 = ZnO + CO2

Sulfur dioksida yang dilepaskan digunakan dalam produksi asam sulfat. Saat memperoleh seng menggunakan proses pirometalurgi, arang seng yang dihasilkan (produk pemanggangan bijih seng) dicampur dengan kokas dan dipanaskan hingga 1100–1200 °C. Seng berkurang:

ZnO + C = Zn + CO

dan pada 913"C disuling.

Untuk memperoleh seng dengan metode hidrometalurgi, cinder seng dilarutkan dalam asam sulfat, pengotor dipisahkan, dan seng diisolasi dengan elektrolisis larutan sulfat (aluminium sebagai katoda dan timbal sebagai anoda).

Aplikasi. Seng digunakan untuk menggembleng besi untuk melindunginya dari korosi (lembaran seng) dan untuk pembuatan sel galvanik. Debu seng digunakan sebagai zat pereduksi untuk proses kimia. Seng adalah komponen dari banyak paduan.

Seng oksida ZnO. Bubuk putih. Meleleh pada suhu sekitar 2000 °C. Sulit larut dalam air. Ia memiliki sifat amfoter. Mudah larut dalam asam dan basa, membentuk garam seng:

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

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

Ketika menyatu, ia berinteraksi dengan oksida basa dan asam:

ZnO + CaO = CaZnO 2

ZnO+ SiO 2 = ZnSiO 3

Seng oksida digunakan sebagai katalis dalam banyak proses kimia. Itu juga merupakan bagian dari seng putih.

Seng hidroksida Zn(OH) 2 . Ia memiliki sifat amfoter, mudah larut dalam asam dan basa:

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

Zn(OH) 2 + 2 KOH = K 2

Ini juga mudah larut dalam amonia - seng amonia terbentuk:

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

Seng hidroksida terbentuk ketika garam seng diolah dengan alkali (tetapi bukan amonia) atau sengat dengan asam:

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

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

garam seng. Seng klorida ZпCl 2 diperoleh dengan melarutkan seng atau oksidanya dalam asam klorida. Sangat larut dalam air (larut di udara). Larutan seng klorida dalam asam klorida digunakan untuk merawat permukaan logam selama penyolderan (etsa). Seng klorida membentuk asam kompleks H 2 ZnCl 4 dengan asam klorida, yang melarutkan oksida logam, tetapi tidak melarutkan logam. Tinta klorida digunakan dalam pengobatan sebagai antiseptik.

Seng sulfida ZnS. Bubuk kuning pucat, sedikit larut dalam air. Meleleh pada suhu 1800-1900°C di bawah tekanan (menyublim pada 1180°C). Mudah larut dalam asam:

ZnS + 2 HCl = ZnCl 2, + H 2 S

Ini adalah bagian dari lithopone - cat mineral yang diperoleh dengan mencampurkan barium sulfida dengan seng sulfat:

BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 + ZnS

Litonone jauh lebih murah dibandingkan timbal putih, namun kurang stabil dalam cahaya. Saat terkena sinar ultraviolet dan radioaktif, seng sulfida bersinar. Oleh karena itu, digunakan sebagai fosfor dalam tabung sinar katoda. Seng sulfida yang digiling halus (cat abu-abu seng sulfida) digunakan untuk melapisi struktur logam jembatan dan bagian-bagian mesin.

Seng sulfat ZnSO 4 digunakan dalam pengobatan sebagai antiseptik.

89. Merkurius

Merkuri dikenal orang Yunani kuno.

Berada di alam. Kandungannya di kerak bumi adalah

8,3·10  6%. Merkuri asli terdapat sebagai inklusi pada batuan. Merkuri sulfida HgS, yang disebut cinnabar, juga ditemukan.

Properti fisik. Merkuri merupakan logam cair berwarna putih keperakan, membeku pada suhu -38,84°C, dan mendidih pada suhu 356,95°C. Dalam keadaan padat ia memiliki kelenturan dan elastisitas yang baik. Banyak logam larut dalam merkuri, membentuk amalgam. Di dalamnya, logam berperilaku seperti dalam keadaan bebas, tetapi menjadi kurang aktif (pembentukan amalgam mengurangi aktivitas dengan cara yang sama seperti pengenceran). Uap merkuri sangat beracun. Merkuri tidak dikeluarkan dari tubuh manusia.

Sifat kimia. Merkuri adalah logam dengan reaktif rendah. Ia berinteraksi dengan oksigen hanya ketika dipanaskan:

2 Hg + O 2 = 2 HgO

Merkuri bereaksi dengan klorin dalam keadaan dingin, membentuk merkuri klorida, atau menyublim:

Hg + Cl 2 = HgCl 2

Merkuri mudah berinteraksi dengan bubuk belerang, membentuk senyawa yang sangat kuat - merkuri sulfida:

Reaksi ini digunakan untuk mengikat merkuri yang tumpah: tempat yang diduga tumpah merkuri ditaburi bubuk belerang.

Merkuri tidak larut dalam air dan basa. Ini larut dalam asam pengoksidasi; dalam asam sulfat pekat saat dipanaskan, dan dalam asam nitrat saat dingin. Tergantung pada jumlah merkuri, garam merkuri terbentuk pada bilangan oksidasi +1 dan +2:

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

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

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

Merkuri (II) dalam HgCl 2 klorida direduksi oleh logam merkuri menjadi merkuri (I):

HgСl 2 + Нg = Нg 2 Сl 2 (kalomel)

Kuitansi. Merkuri diperoleh dari cinnabar dengan mengkalsinasinya di udara atau memanaskannya dengan besi atau kalsium oksida:

HgS + O 2 = Hg + SO 2

HgS + Fe = Hg + FeS

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

Merkuri mudah disuling.

Aplikasi. Merkuri logam digunakan dalam berbagai perangkat, seperti pengatur tekanan, lampu kuarsa, termometer, pompa vakum difusi, dll. Juga digunakan untuk memproduksi cat, merkuri marah, salep merkuri untuk penyakit kulit. Amalgam merkuri digunakan sebagai zat pereduksi. Merkuri dalam jumlah besar digunakan dalam industri elektrokimia (katoda merkuri) dan polarografi.

Merkuri oksida HgO. Zatnya berwarna kuning atau merah. Saat dipanaskan, mudah terurai menjadi oksigen dan merkuri. Merkuri oksida hanya memiliki sifat dasar. Ia dapat larut dalam asam yang membuat merkuri membentuk garam yang mudah larut:

HgO+ 2 HCl = HgCl 2 + H 2 O

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

Merkuri oksida tidak larut dalam air dan, ketika basa bekerja pada larutan garam merkuri (II), ia mengendap:

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

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

Dalam senyawa merkuri dengan bilangan oksidasi +1, dua atom merkuri dihubungkan satu sama lain melalui ikatan kovalen. Ketika basa bekerja pada garam merkuri (I), logam merkuri dan merkuri (II) oksida mengendap:

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

Garam merkuri digunakan terutama sebagai katalis untuk banyak proses kimia. Jadi, merkuri HgCl 2 mengkatalisis reaksi hidroklorinasi asetilena:

HCCH + HCl -- H 3 C = CHCl

Merkuri sulfat HgSO 4 digunakan sebagai katalis untuk hidrasi asetilena menurut reaksi Kucherov:

HCCH + H 2 O -- CH 3 CHO

Kalomel Hg 2 Cl 2 yang sedikit larut digunakan dalam pembuatan elektroda standar untuk instrumen elektrometri.

Aluminium berada di subkelompok utama kelompok III tabel periodik. Pada tingkat energi terluar atom aluminium terdapat orbital p bebas, yang memungkinkannya masuk ke keadaan tereksitasi. Dalam keadaan tereksitasi, atom aluminium membentuk tiga ikatan kovalen atau menyumbangkan tiga elektron valensi sepenuhnya, menunjukkan keadaan oksidasi +3.

Aluminium adalah logam paling umum di Bumi : fraksi massanya di kerak bumi adalah 8,8%. Sebagian besar aluminium alami merupakan bagian dari aluminosilikat - zat yang komponen utamanya adalah silikon dan aluminium oksida.

Aluminium adalah logam ringan berwarna putih keperakan, meleleh pada suhu 600°C, sangat ulet, mudah ditarik menjadi kawat dan digulung menjadi lembaran dan foil. Dalam hal konduktivitas listrik, aluminium menempati urutan kedua setelah perak dan tembaga.

Interaksi dengan zat sederhana:

1) dengan halogen:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

2) dengan oksigen:

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

3) dengan belerang:

2Al + 3S = Al 2 S 3

4) dengan nitrogen:

Aluminium tidak bereaksi langsung dengan hidrogen, tetapi hidrida AlH3 diperoleh secara tidak langsung.

Interaksi dengan zat kompleks:

1) dengan asam:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2) dengan basa:

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

Jika NaOH padat:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2NaAlO2 + 3H2

3) dengan air:

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

Sifat aluminium oksida dan hidroksida: Aluminium oksida, atau alumina, Al 2 O 3 adalah bubuk putih. Aluminium oksida dapat diproduksi dengan membakar logam atau mengkalsinasi aluminium hidroksida:

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

Aluminium oksida praktis tidak larut dalam air. Hidroksida Al(OH) 3 yang berhubungan dengan oksida ini diperoleh dengan aksi amonium hidroksida atau larutan alkali, yang diambil dalam keadaan kekurangan, pada larutan garam aluminium:

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

Oksida dan hidroksida dari logam ini adalah amfoter, itu. menunjukkan sifat basa dan asam.

Properti dasar:

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

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

Sifat asam:

Al 2 O 3 + 6KOH + 3H 2 O = 2K 3

2Al(OH)3 + 6KOH = K3

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

Aluminium mendapatkan metode elektrolitik. Ia tidak dapat diisolasi dari larutan garam dalam air, karena adalah logam yang sangat aktif. Oleh karena itu, metode industri utama untuk memproduksi logam aluminium adalah elektrolisis lelehan yang mengandung aluminium oksida dan kriolit.

Logam aluminium banyak digunakan dalam industri dan menempati urutan kedua dalam volume produksi setelah besi. Sebagian besar aluminium digunakan untuk membuat paduan:

Duralumin - paduan aluminium yang mengandung tembaga dan sejumlah kecil magnesium, mangan dan komponen lainnya. Duralumin adalah paduan yang ringan, tahan lama, dan tahan korosi. Digunakan dalam bidang pesawat terbang dan teknik mesin.

Magnalin - paduan aluminium dan magnesium. Digunakan dalam bidang pesawat terbang dan teknik mesin, dalam konstruksi. Ini tahan terhadap korosi di air laut, oleh karena itu digunakan dalam pembuatan kapal. Silumin adalah paduan aluminium yang mengandung silikon. Dapat dicasting dengan baik. Paduan ini digunakan dalam otomotif, pesawat terbang dan teknik mesin, serta dalam produksi instrumen presisi. Aluminium adalah logam ulet, sehingga dibuat foil tipis, digunakan dalam produksi produk teknik radio dan untuk pengemasan barang. Kabel dan cat perak terbuat dari aluminium.

Unsur golongan ke-13: boron 5 B, aluminium 13 Al, galium 31 Ga, indium 49 In dan talium 81 Tl - memiliki sedikit isotop stabil, yang merupakan ciri khas atom dengan nomor atom ganjil. Konfigurasi elektronik keadaan dasar ns 2 np 1 ditandai dengan adanya satu elektron yang tidak berpasangan. Dalam keadaan tereksitasi, mereka mengandung tiga elektron tidak berpasangan, yang, dalam hibridisasi sp 2, berpartisipasi dalam pembentukan tiga ikatan kovalen. Dalam hal ini, atom-atom unsur golongan 13 tetap berada pada satu orbital kosong, dan jumlah elektron valensi lebih kecil dari jumlah orbital yang tersedia energinya. Oleh karena itu, banyak senyawa kovalen dari unsur-unsur golongan ke-13 adalah asam Lewis - akseptor pasangan elektron, dengan memperolehnya, mereka tidak hanya meningkatkan bilangan koordinasi menjadi empat, tetapi juga mengubah geometri lingkungannya - berubah dari bidang ke tetrahedral ( sp 3 keadaan hibridisasi).

Boron memiliki sifat yang sangat berbeda dengan unsur golongan 13 lainnya. Ini adalah satu-satunya non-logam, inert secara kimia dan membentuk ikatan kovalen B-F, B-N, B-C, dll., yang multiplisitasnya sering meningkat karena rπ-rπ - mengikat. Sifat kimia boron lebih dekat dengan kimia silikon, hal ini menunjukkan kemiripan diagonal.

Orbital d yang kosong muncul pada atom aluminium dan analog beratnya, jari-jari atom bertambah, dan oleh karena itu bilangan koordinasi meningkat menjadi enam (atau lebih).

Galium, indium, dan talium terletak tepat di bawah logam blok d pada Tabel Periodik, sehingga sering disebut elemen pasca transisi. Pengisian kulit d disertai dengan kompresi atom secara berurutan; pada baris 3d ternyata sangat kuat sehingga menetralkan pertambahan jari-jari ketika tingkat energi keempat muncul. Sebagai akibat d-kompresi Jari-jari ion aluminium dan galium hampir sama, dan jari-jari atom galium bahkan lebih kecil daripada jari-jari atom aluminium.

Energi ionisasi atom unsur golongan ke-3 (13) dari subkelompok utama lebih tinggi dibandingkan dengan unsur-unsur golongan ke-3 (13) dari subkelompok sekunder, yang berhubungan dengan peningkatan interaksi tidak- dan np elektron dengan inti akibat pengisian D- dan kulit f oleh elektron yang secara lemah melindungi muatan inti.

Untuk senyawa unsur golongan 13, bilangan oksidasinya adalah +3. Pada deret B-AI-Ga-In-Tl kestabilan senyawa tersebut menurun, sedangkan kestabilan senyawa dengan bilangan oksidasi +1 sebaliknya meningkat. Energi ikatan M-G dalam halida berkurang selama transisi dari unsur ringan ke unsur yang lebih berat, dan sifat amfoter oksida dan hidroksida bergeser ke arah kebasaan yang lebih besar.

Sifat kimia indium dan khususnya galium umumnya sangat mirip dengan kimia aluminium. Senyawa logam-logam ini dengan bilangan oksidasi lebih rendah (Ga 2 0, Ga 2 S, InCl, In, dll.) dalam larutan air tidak proporsional: 3lnСl = InС1 3 + 2 In. Sebaliknya, untuk talium, keadaan +1 adalah yang paling stabil karena kelembaman pasangan elektron 6 detik 2 .

Boron relatif jarang ditemukan di kerak bumi (9 · 10 -4 berat%), dimana ia terdapat dalam bentuk senyawa oksigen: borat dan borosilikat. Dari nama salah satunya - boraks Na 2 B 4 0 7. H 2 O (lat. boraks) - dan nama unsurnya berasal.

Aluminium menempati urutan ketiga dalam kandungan kerak bumi (8,3% berat), kedua setelah oksigen (45,5% berat) dan silikon (25,7% berat). Aluminium adalah logam yang paling umum; bijih dan mineral terpentingnya adalah bauksit A1 2 O 3. 2H 2 O korundum A1 2 O 3 dan nepheline Na 3 K 4, juga merupakan bagian dari feldspar, mika, tanah liat, dll.

Gallium (4,6 · 10 -4 wt.%), indium (2 · 10 -6 wt.%) dan thallium (8 · 10 -7 wt.%) merupakan unsur langka. Karena kedekatan jari-jari ionik, galium menyertai aluminium dalam bauksit, dan talium menyertai kalium dalam aluminosilikat.

Boron adalah bubuk diamagnetik tahan api berwarna hitam (kristal) atau coklat (amorf), merupakan konduktor panas dan listrik yang buruk. Aluminium, galium, indium, dan talium merupakan logam berwarna keperakan dengan karakteristik kilau serta konduktivitas listrik dan termal yang tinggi. Ketika disimpan di udara, talium dengan cepat menjadi gelap karena tertutup lapisan oksida.

Boron kristal bersifat inert secara kimia. Ia bereaksi dengan oksigen hanya pada suhu sekitar 750 °C untuk membentuk oksida B 2 0 3. Mendidih larutan pekat HF, HC1 dan NaOH tidak berpengaruh terhadapnya. Boron amorf secara kimia lebih aktif dan teroksidasi perlahan oleh HN0 3 pekat panas, H 2 S0 4, campuran kromium, larutan pekat H 2 0 2 dan (NH 4) 2 S 2 O8:

B + 3HN0 3 = H3BO3 + 3N0 2

Bereaksi dengan lelehan Na 2 0 2 dan KNO 3 /Tidak 2 CO 3 , dan dengan adanya zat pengoksidasi - juga dengan basa:

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

Campuran boron amorf dengan KMn0 4 dan Pb0 2 terbakar jika digosok, dan campuran dengan HIO 3 meledak. Pada suhu tinggi, boron bereaksi dengan sebagian besar zat sederhana, kecuali H2, Ge, Te, gas inert, dan merkuri.

Aluminium, galium, dan indium berinteraksi dengan bukan logam (0 2 , N 2 , S, X 2 halogen, dll.), membentuk oksida M 2 0 3, MN nitrida, M 2 S 3 sulfida, MX 3 halida yang sesuai. Logam yang berlebih dapat diperoleh sulfida yang lebih rendah (GaS, InS) dan halida (InBr, In). Dalam kondisi ini, talium membentuk senyawa dengan bilangan oksidasi +1.

Reaksi oksidasi aluminium dengan oksigen disertai dengan pelepasan sejumlah besar panas dan digunakan untuk mereduksi banyak logam dari oksidanya, misalnya:

2Al + Fe 2 0 3 = Al 2 0 3 + 2Fe

Aluminium dan analognya membentuk senyawa kimia dengan banyak logam - senyawa intermetalik, misalnya CuA1 2, Al 2 CuMg, dan seterusnya.

Logam Al, Ga, In, Tl terletak di sebelah kiri hidrogen dalam rangkaian tegangan, dan oksidasinya dengan air dan asam non-pengoksidasi dimungkinkan secara termodinamika:

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

Indium dan talium juga larut dalam asam, tetapi talium (karena penurunan stabilitas senyawa Tl(III), ketika berinteraksi dengan asam non-pengoksidasi, membentuk garam T1(1). Reaksi talium dengan asam hidrohalat HX ( X = Cl, Br, I ) terhambat karena rendahnya kelarutan halida. Turunan Tl(III) terbentuk ketika Tl terkena “aqua regia” (tiga volume HCl(conc.) + satu volume HNO3(conc. .)) dan zat pengoksidasi kuat lainnya.

Sifat dasar senyawa meningkat pada deret Al - Ga - In - Tl, dan sifat asam menurun. Aluminium dan galium, seperti beberapa nonlogam pada umumnya, bereaksi dengan basa, yang melarutkan lapisan oksida pelindung:

2A1 + 2NaOH + 10Н 2 0 = 2Na + ЗН 2

membosankan. Alasan dominasi sifat non-logam pada boron. Persiapan boron, sifat fisik dan kimianya. Senyawa boron dengan logam dan nonlogam. Boron karbida; boron nitrida, heksagonal dan kubik (borazon). Boron halida. Polimer anorganik berdasarkan senyawa boron. Asam tetrafluoroborat, garamnya. Borazol adalah analog dari benzena.

Boron adalah unsur subkelompok utama golongan ketiga, periode kedua sistem periodik unsur kimia DI Mendeleev, dengan nomor atom 5. Boron adalah bubuk diamagnetik tahan api berwarna hitam (kristal) atau coklat (amorf), konduktor panas dan listrik yang buruk. Lebih dari 10 modifikasi alotropik boron diketahui. Ini pertama kali diperoleh pada tahun 1808 oleh fisikawan Perancis J. Gay-Lussac dan L. Thénard dengan memanaskan borat anhidrida B2O3 dengan logam kalium. Beberapa bulan kemudian, boron diperoleh oleh H. Davy dengan cara elektrolisis lelehan B2O3. Zat yang sangat keras (kedua setelah intan, karbon nitrida, boron nitrida (borazon), boron karbida, paduan boron-karbon-silikon, skandium-titanium karbida). Di alam, boron ditemukan dalam bentuk dua isotop 10 B (20%) dan 11 B (80%).

10 V memiliki penampang serapan yang sangat tinggi untuk neutron termal, sehingga 10 V dalam asam borat digunakan dalam reaktor nuklir untuk mengontrol reaktivitas.

Sifat kimia.

Dalam banyak sifat fisik dan kimia, boron bukan logam menyerupai silikon.

Secara kimia, boron cukup lembam dan pada suhu kamar hanya berinteraksi dengan fluor:

Ketika dipanaskan, boron bereaksi dengan halogen lain membentuk trihalida, dengan nitrogen membentuk boron nitrida BN, dengan fosfor - fosfida BP, dengan karbon - karbida dengan berbagai komposisi (B4C, B12C3, B13C2). Ketika dipanaskan di atmosfer oksigen atau di udara, boron terbakar dengan pelepasan panas yang besar, membentuk oksida B2O3:

Boron tidak berinteraksi langsung dengan hidrogen, meskipun sejumlah besar borohidrida (boran) dengan berbagai komposisi diketahui, diperoleh dengan mereaksikan borida logam alkali atau alkali tanah dengan asam:

Ketika dipanaskan dengan kuat, boron menunjukkan sifat restoratif. Misalnya, ia mampu mereduksi silikon atau fosfor dari oksidanya:

Sifat boron ini dapat dijelaskan oleh sangat tingginya kekuatan ikatan kimia pada boron oksida B2O3.

Dengan tidak adanya zat pengoksidasi, boron tahan terhadap larutan alkali. Dalam asam nitrat dan sulfat panas serta dalam aqua regia, boron larut membentuk asam borat.

Boron oksida adalah oksida asam yang khas. Bereaksi dengan air membentuk asam borat:

Ketika asam borat berinteraksi dengan basa, garam yang terbentuk bukan dari asam borat itu sendiri - borat (mengandung anion BO3 3−), tetapi tetraborat, misalnya:

Kuitansi.

Boron amorf, yang sangat terkontaminasi dengan logam borida, diperoleh dengan reduksi metalotermik oksida atau boraks dehidrasi:

B 2 0 3 + 3Mg = 2B + 3MgO

Produk yang lebih murni dibentuk oleh reduksi senyawa boron yang mudah menguap dengan hidrogen pada kawat tantalum yang dipanaskan hingga 1150 °C:

2BBr 3 + ZN 2 = 2B + 6HBr atau selama dekomposisi termalnya:

2BI 3 +2H 2 = 2B + 3I 2

senyawa boron.

Boron sulfida (B2S3) terbentuk dalam bentuk massa kaca tidak berwarna ketika boron dipanaskan dalam uap belerang. Dengan air ia terurai sempurna menjadi asam borat dan H2 S.

Boron bergabung dengan nitrogen hanya pada suhu di atas 1200 °C. Boron nitrida (BN) adalah bubuk putih yang meleleh hanya pada suhu sekitar 3000 °C (di bawah tekanan). Struktur kristal BN mirip dengan grafit.

Boron karbida (B4C) terbentuk dalam bentuk kristal hitam mengkilat ketika campuran boron (atau B2 O3) dan batubara dipanaskan dalam tungku listrik. Ia dibedakan berdasarkan sifat tahan apinya (mp 2550 °C) dan kekerasan ekstrem (mendekati kekerasan berlian). Baik boron nitrida maupun karbida sangat tahan terhadap berbagai pengaruh kimia.

BORON NITRIDA, BN, kristal, memiliki tiga modifikasi: a-BN heksagonal, b-BN kubik (borazon) dan g-BN belah ketupat.

Boron nitrida alfa-BN heksagonal.

Struktur kristal a-BN terdiri dari jaringan mirip grafit yang terletak, berbeda dengan struktur grafit, tepat satu di bawah yang lain dengan atom boron dan nitrogen bergantian. Serbuk a-BN berwarna putih seperti bedak diperoleh dari unsur-unsur pada suhu di atas 2000 °C. Boron nitrida juga dapat diperoleh dengan mengkalsinasi boron (atau B2O3) dalam atmosfer amonia atau dengan memanaskan campuran B2O3 dengan zat pereduksi (batubara, magnesium) dalam atmosfer amonia. Dalam hal sifat pelumas, a-BN lebih unggul dari grafit. Dalam keadaan terkompresi, boron nitrida memiliki sifat semikonduktor, dan dengan adanya sejumlah kecil pengotor, ia memiliki sifat bercahaya. Boron nitrida bersifat inert secara kimia pada suhu kamar dan tidak bereaksi dengan oksigen atau klorin, asam atau basa. Oksigen dan klorin mulai bekerja padanya pada suhu di atas 700 °C. Bereaksi dengan fluor (membentuk BF3 dan N2) dan dengan HF (membentuk NH4BF4); larutan alkali panas menguraikannya, melepaskan NH3.

Pada suhu di atas 1000°C ia mulai terurai menjadi unsur-unsur.

Bentuk beta-BN (borazone) yang mirip berlian.

Pada tekanan di atas 62 ribu atm dan suhu di atas 1350 °C, terjadi transformasi polimorfik dari modifikasi b-BN heksagonal seperti grafit menjadi struktur b-BN seperti berlian kubik. Logam alkali dan alkali tanah merupakan katalis yang baik untuk transformasi tersebut. Seperti halnya transisi grafit-berlian, transformasi polimorfik disertai dengan perubahan tajam pada sifat boron nitrida.

Kristal borazon yang diperoleh melalui transisi alotropik BN (hex.) - BN (cub.) pada tekanan tinggi berbentuk polihedra, biasanya tetrahedra atau oktahedra. Mereka transparan, dan warnanya bergantung pada keberadaan dan jenis pengotor. Besar kecilnya kristal borazon yang terbentuk bergantung pada tekanan dan suhu proses. Kelebihan boron dalam campuran reaksi menghasilkan kristal borazon berwarna coklat atau hitam, berilium berwarna biru, dan belerang berwarna kuning.

Kekerasannya, jika dinilai pada skala Mohs, sepadan dengan kekerasan intan (sekitar 10 poin), tetapi borazon jauh melebihi intan dalam hal ketahanan panas (hingga 2000 ° C) dan kekuatan benturan.

Ketahanan kimia borazon secara signifikan lebih tinggi dibandingkan dengan bentuk konvensional boron nitrida.

Gamma belah ketupat-BN.

Modifikasi rombohedral g-BN ditemukan bersama dengan modifikasi heksagonal dalam pembuatan boron nitrida melalui interaksi natrium borat dengan kalium sianida.

Boron nitrida dan bahan-bahan yang didasarkan padanya menempati tempat yang menonjol di antara bahan-bahan instrumental yang paling penting dan merupakan dasar dari banyak teknologi modern. Ini telah menemukan aplikasi luas dalam reaksi sintesis organik industri dan perengkahan minyak, dalam produk teknologi suhu tinggi, dalam produksi semikonduktor, dalam produksi logam dengan kemurnian tinggi, dielektrik gas, dan sebagai bahan pemadam kebakaran. Bahan yang sangat tahan api yang menunjukkan sifat semikonduktor dan dielektrik terbuat dari boron nitrida.

Dasar meluasnya penggunaan borazon dalam instrumen adalah kekerasannya yang paling besar, mendekati kekerasan berlian. Borazon digunakan untuk membuat produk yang digunakan dalam teknologi suhu tinggi (cawan lebur, isolator, cawan lebur untuk memproduksi kristal semikonduktor, bagian dari perangkat vakum listrik); digunakan untuk produksi perangkat semikonduktor dan sirkuit terpadu (sumber pengotor boron planar solid-state, gasket dielektrik kapasitor), bagian perangkat vakum listrik (jendela untuk keluaran energi, batang pendingin).

Halida boron dalam struktur dan sifat berbeda secara signifikan dari halida unsur lain dari golongan 13.

Empat boron halida yang lebih tinggi telah diketahui. Semuanya terdiri dari molekul BX 3, berbentuk segitiga beraturan, yang di tengahnya terdapat atom boron dalam keadaan hibridisasi sp2. Obligasi BX ternyata lebih pendek dibandingkan obligasi sigma tunggal.

Dengan bertambahnya ukuran atom halogen, kekuatan ikatan BX dan stabilitas molekul BX 3 menurun.

Dalam rangkaian boron halida dari fluorida menjadi iodida, interaksi antarmolekul meningkat, yang menyebabkan peningkatan titik leleh dan titik didih (lihat Tabel 4.4). Dalam kondisi normal, BF 3 dan BC1 3 berbentuk gas, BBg 3 berbentuk cair, dan BI 3 berbentuk padatan yang mudah menguap.

Trifluorida BF 3 diperoleh dengan fluoridasi borat:

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

asam borat atau anhidridanya:

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

a BCl 3 dan BBr 3 - dengan sintesis langsung, halogenasi campuran boron oksida dan karbon hitam:

700 °C

В 2 0 3 + ЗС + ЗС1 2 (Br 2) = ЗСО + 2ВС1 3 (ВВг 3)

atau dengan melewatkan boron trifluorida di atas aluminium halida:

A1Br 3 + BF 3 = BBr 3 + A1F 3

Triiodida BI 3 dibentuk oleh interaksi litium borohidrida LiBH 4 dengan yodium pada -78°C:

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

Boron trihalida merupakan asam Lewis kuat (akseptor elektron) dan mudah berinteraksi dengan molekul donor elektron, yaitu basa Lewis:

BF 3 + NH 3 = F 3 B:NH 3

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

dalam hal ini, hibridisasi sp2 orbital berubah menjadi hibridisasi sp3, molekul datar memperoleh konfigurasi piramidal, dan bilangan koordinasi atom boron meningkat menjadi empat.

Keasaman senyawa BX 3 juga diwujudkan dalam kecenderungannya untuk terhidrolisis. Klorida, bromida, dan iodida berasap di udara lembab, dan langsung terurai oleh air:

BX 3 + 3H 2 O = H 3 B0 3 + ZNX (X = Cl, Br, I)

Fluorida bereaksi lambat dengan air:

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

Ketika BF 3 dilewatkan melalui air es, hidrat BF 3 dapat dilepaskan. 2H 2 0, mempunyai struktur ionik: H 3 0 + -.

Asam tetrafluoroborat HBF 4, terbentuk selama hidrolisis BF 3, jauh lebih kuat dari asam fluorida (pKa sama dengan -0,2) dan, seperti itu, beracun. Itu hanya ada dalam larutan yang dibuat dengan melarutkan asam borat dalam larutan HF 40%:

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

Dengan menetralkan larutan asam tetrafluoroborat, diperoleh garamnya, tetrafluoroborat. Mereka lebih stabil daripada asam dan meleleh tanpa dekomposisi. Lebih mudah untuk memperoleh Na dengan fluoridasi boraks:

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

Larutan tetrafluoroborat logam alkali yang baru dibuat memiliki lingkungan netral, tetapi selama penyimpanan, larutan tersebut secara bertahap menjadi basa karena hidrolisis yang lemah.

Asam HBF 4 dan garamnya digunakan sebagai komponen pelapis anti korosi, untuk penerapan film pelindung logam, dalam produksi membran penukar ion dan selektif ion, dalam metalurgi untuk produksi paduan Al - B dan baja tahan karat . Beberapa tetrafluoroborat aktif sebagai katalis untuk reaksi organik.

Borazol.

Borazol (borazin, triborin triimida) adalah zat kimia dengan rumus kimia B3H6N3, berupa cairan tidak berwarna. Molekulnya adalah cincin datar beranggota enam di mana atom boron dan nitrogen bergantian, masing-masing terhubung ke satu atom hidrogen.

Menjadi analog anorganik benzena, borazol menyerupai benzena dalam sifat fisiknya (keadaan agregasi, rentang titik didih, kepadatan, dll.); pada saat yang sama, sifat kimia borazol dan benzena sangat berbeda.

Reaktivitas borazol lebih tinggi dibandingkan benzena karena polaritas ikatannya (tiga atom nitrogen menyuplai pasangan elektron bebasnya ke orbital bebas atom boron). Dengan demikian, ia teroksidasi di udara, larut dalam air, yang secara bertahap bereaksi membentuk B(OH)3, NH3 dan H2, dan kurang stabil secara termal dibandingkan benzena.

Atom H yang terikat pada atom B dapat diganti tanpa merusak cincinnya. Jadi, ketika BCl3 atau BBr3 bekerja pada borazol ketika dipanaskan, senyawa stabil padat terbentuk - trihaloborazol B3N3H3Hal3.

Atom H di N tidak dapat menjalani reaksi substitusi.

Kuitansi.

Borazol dapat dibuat dengan memanaskan litium tetrahidroborat dan amonium klorida:

Menurut reaksi diboran dengan amonia, yang juga terjadi bila dipanaskan:

Reaksi boron triklorida dengan amonium klorida. Reaksi terjadi dalam dua tahap:

Borazol digunakan untuk mendapatkan BN, organisasinya. turunannya - untuk sintesis polimer tahan panas. Misalnya, pirolisis N-trifenilborazol menghasilkan polimer dengan komposisi [-(C6H5)3N3B3H-] 23, di mana cincin borasola dihubungkan melalui atom boron.

28. Pembuatan, struktur, sifat diborana (ikatan tiga pusat dua elektron). Deret boron hidrida homolog: B n H n+4 dan B n H n+6. Borida logam.

Boron hidrida (atau boran)- salah satu kelas senyawa anorganik yang paling tidak biasa dengan prinsip struktur khusus untuk pengorganisasian ikatan kimia, stoikiometri kompleks, dan berbagai macam reaksi kimia.

Boran adalah senyawa molekuler beracun dan tidak stabil dengan bau yang sangat tidak sedap, sangat larut dalam pelarut organik. Dengan meningkatnya berat molekul, titik leleh dan titik didihnya meningkat: pada suhu kamar, diborana B 2 H 6 berbentuk gas, pentaborana B 5 H 9 berbentuk cair, dan decaborane B 10 H 14 berbentuk padat. Boran aktif secara kimia, mudah teroksidasi di udara dan terurai oleh air.

Monoborane VN 3 tidak stabil. Karena adanya tiga ikatan B-H dan empat orbital, atom boron dalam BH 3 secara koordinatif tidak jenuh, dan molekul BH 3 dengan mudah mengikat molekul atau ion dengan pasangan elektron bebas, misalnya molekul amonia, membentuk senyawa molekul yang kuat:

H 3 B + NH 3 = H 3 B:NH 3

Monoborane BN 3 diisolasi dengan kondensasi uap senyawa tersebut pada suhu nitrogen cair.

Tempat khusus di antara boron hidrida ditempati oleh diborana B 2 H 6, yang merupakan bahan awal untuk produksi semua boran lainnya. Ia disintesis melalui reduksi senyawa boron dengan natrium hidrida ketika dipanaskan (175 °C):

2BF 3 (g) + 6NaH (sol) = B 2 H 6 (g) + 6NaF (sol) atau litium aluminium hidrida dalam larutan eter:

4ВС1 3 + 3LiAlH 4 = 2B 2 H 6 + 3LiCl + ЗА1С1 3

Molekul diboran dibangun dari dua fragmen BH 3 (Gbr. 4.3, A) sedemikian rupa sehingga dua atom B dan dua atom H yang menghubungkan keduanya terletak pada bidang yang sama (bidang pada gambar), dan empat atom H terminal (dua untuk setiap atom B) terletak pada bidang tegak lurus. Tidak ada ikatan kimia antara atom boron. Setiap atom B memiliki tiga elektron valensi, dua di antaranya terlibat dalam pembentukan ikatan dua-elektron dua pusat biasa dengan atom terminal H. Jadi, setiap gugus BH 2 hanya dapat menyediakan satu elektron untuk ikatan dalam fragmen BH 3. Jelasnya, elektron valensi tidak cukup untuk membentuk ikatan serupa dengan dua atom H yang menjembatani - boran adalah senyawa yang kekurangan elektron.

Untuk menggambarkan ikatan tersebut, skema ikatan tiga pusat dua elektron B-H-B telah diusulkan (Gbr. 4.3, B). Dalam metode orbital molekul, pencampuran dua orbital atom boron ѱ(B 1) dan ѱ(B 2) dengan orbital hidrogen ѱ(H) menghasilkan pembentukan tiga MO: ikatan ѱ 1, non-ikatan ѱ 2 dan anti ikatan ѱ 3 . Sepasang elektron (satu dari atom B dan yang kedua dari atom H) menempati ikatan MO, menciptakan ikatan B-H-B tiga pusat dua elektron yang stabil dalam borana (Gbr. 4.3, V).

Boran yang lebih tinggi.

Boran yang lebih tinggi adalah senyawa molekul yang tidak berwarna dan tidak stabil, titik didihnya mendekati titik didih hidrokarbon dengan berat molekul yang sama. Berdasarkan struktur dan komposisinya, dibedakan menjadi beberapa jenis. Closo-boran [B n H n ] 2-, dan = 6 - 12 (dari bahasa Yunani - sangkar), adalah gugus anionik); molekul netral B n H i + 2 belum diperoleh. Nido-boran (dari bahasa Latin nidus - sarang) mengandung terbuka di satu sisi, netral, misalnya B 5 H 9, B 10 H 14, atau polihedra anionik dengan komposisi umum B n H n + 4, termasuk diborana B 2 nomor 6. Arachno-boran (dari bahasa Yunani - web) adalah polihedra dengan dua simpul bebas. Mereka terdiri dari cluster terbuka yang sesuai dengan rumus B n H n+6, misalnya B 4 H 10, B 5 H 11, B 8 H 14. Hypho-boran (dari bahasa Yunani - jaringan) berisi cluster paling terbuka, dimana jumlah simpul bebasnya adalah tiga: B n H n+8, misalnya B 8 H 16, B 10 H 18. Struktur paling kompleks dimiliki oleh conjuncto-boranes (dari bahasa Latin conjuncto - menghubungkan bersama), terdiri dari fragmen-fragmen dari jenis yang disebutkan di atas yang dihubungkan satu sama lain.

Boran adalah senyawa yang sangat reaktif; aktivitasnya melemah seiring bertambahnya berat molekul dan bergantung pada struktur molekul. Stabilitas kimia yang tinggi dari closo-boran dijelaskan oleh delokalisasi elektron yang kuat.

Tetrahydroborates adalah agen pereduksi yang khas. Diantaranya, yang paling stabil adalah garam logam alkali MVN 4. Mereka dibuat dengan mereaksikan natrium hidrida padat dengan boron halida atau ester asam borat:

4NaH + BCl3 = NaBH 4 + 3NaCl

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

Tetrahidroborat* adalah zat kristal tidak berwarna yang larut dalam air, amonia cair, amina, dan litium borohidrida larut dalam eter. LiBH 4 terurai secara termal di atas 380 °C, sisanya dapat menahan pemanasan hingga 580 °C. NaBH 4 adalah zat pereduksi ringan. Ini adalah senyawa ionik yang meleleh tanpa terurai pada 505 °C. Ini digunakan dalam industri pulp dan kertas untuk memutihkan pulp kertas karena fakta bahwa ketika berinteraksi dengan sulfur dioksida dalam lingkungan basa, ia membentuk zat pemutih yang kuat - natrium ditionit Na 2 S 2 0 4:

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

Alkaline tetrahydroborates digunakan untuk pelapis logam dan kontak pada perangkat elektronik.

Asam sulfat pekat menguraikan borohidrida:

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

Reaksi berlangsung sangat cepat sehingga campuran reaksi sering kali terbakar.

Klorinasi boran menyebabkan pemutusan ikatan B-B:

B 2 H 6 + 6C1 2 = 2BC1 3 + 6HC1

dan interaksi dengan amonia menyebabkan pembentukan trimer siklik: borazin (HNBH) 3 atau borazol (BNH) 3.

Diborane sangat mudah terbakar di udara:

B 2 N 6 + zo 2 = 2 o 3 + zn 2 o

dan bila dipanaskan tanpa akses udara, ia terurai menjadi campuran boran yang lebih tinggi. Penguraian berlangsung melalui zat antara yang tidak stabil BH 3, B 3 H 7, dan seterusnya (ditunjukkan dalam tanda kurung kurawal):

B 2 H 6 = 2(BH 3)

(VN 3) + B 2 H 6 = (B 3 H 7) + H 2

(VN 3) + V 3 N 7 = V4H10

B 4 H 10 + (VN 3) = B 5 H 11 + N 2

Pada tahap selanjutnya terbentuk boran B 5 H 9, B 6 H |0, B 6 H 12 dan produk paling stabil B 10 H 14, bersama dengan polimer (BH) X.

Struktur dan sifat borida logam.

Ketika boron berinteraksi dengan logam, berbagai borida terbentuk, di mana boron menunjukkan bilangan oksidasi yang secara formal negatif.

Pada borida dengan kandungan logam tinggi, atom boron diisolasi dan terletak terutama di pusat prisma trigonal atom logam.

Dalam borida Cr 5 DI DALAM 3 mereka 3 DI DALAM 2 (M = V, Nb, Ta) terdapat pasangan B-B yang terisolasi. MB borida (M = Ti, Hf, V, Cr, Mo, Mn, Fe, Ni) dibentuk oleh rantai atom boron yang terisolasi. Dalam struktur borida M 3 DI DALAM 4 ((M = V, Nb, Cr, Mn) ditemukan rantai ganda atom boron.

Borides MV 2 (M = Mg, A1) dan M 2 DI DALAM 5 (M = Ni, Mo, W) dibentuk oleh lapisan dua dimensi, dan borida tipe LaB 6 - kerangka tiga dimensi atom boron.

Dalam struktur borida dengan kandungan boron tinggi (MB 4, MB 12), fragmen ikosahedra tiga dimensi dipertahankan , dalam rongga tempat atom logam berada.

Meskipun terdapat perbedaan besar dalam ukuran atom penyusun berbagai borida, jarak B-B antar atom hampir konstan dan ditentukan oleh ikatan B-B yang kuat.

Borida adalah bahan yang sangat keras, lembam secara kimia, dan tahan api dengan titik leleh dan konduktivitas listrik yang seringkali melebihi logam induknya. Misalnya, zirkonium diborida ZrB 2 meleleh di atas 3000 °C, sedangkan titik leleh zirkonium adalah 1670 °C. Konduktivitas listrik borida TiB 2 lima kali lebih tinggi dibandingkan titanium. Kekerasan boron karbida B 4 C lebih tinggi dibandingkan kekerasan silikon karbida dan mendekati kekerasan intan.

Borida logam digunakan untuk membuat reaktor suhu tinggi, lapisan pelindung untuk mesin jet, dan bilah turbin gas. Efisiensi menangkap neutron termal dengan isotop 10 V lebih tinggi dibandingkan inti lainnya. Oleh karena itu, boron borida dan karbida berfungsi sebagai bahan batang kendali pada reaktor nuklir. Pada tahun 2000, peneliti Jepang menemukan superkonduktor baru berdasarkan magnesium diborida MgB 2 dengan suhu kritis t c =-233 °C. Boron karbida dalam bentuk serat digunakan untuk memperkuat berbagai bahan. Serat tersebut diperoleh dengan mereaksikan campuran BC1 3 + H 2 dengan serat karbon pada 1630°C:

4ВС1 3 + 6Н 2 + С = В 4 С + 12НС1

Borida logam disintesis dengan mereduksi campuran B 2 O 3 dengan oksida logam dan karbon pada 2000 °C:

V 2 O s + B 2 O 3 + 8С = 2VB + 8СО

interaksi zat sederhana, serta reduksi campuran logam halida yang mudah menguap dan boron dengan hidrogen:

TiCl 4 + 2ВС1 3 + 5Н 2 = TiB 2 + 10HC1

Beberapa borida dari logam aktif (MgB 2, A1B 2) terurai dengan air, membentuk campuran berbagai boran. Kebanyakan borida (A1B 12, CaB 6, ZrB 2, dll.) tidak terurai oleh air.

29. Senyawa oksigen boron. Boron(III) oksida. Asam borat, garamnya: meta-, tetra-, ortoborat. Persiapan, struktur boraks, hidrolisisnya. Mengolah boraks menjadi asam borat.

Semua unsur golongan 13 dicirikan oleh pembentukan oksida dan turunannya pada bilangan oksidasi tertinggi +3. Senyawa dengan bilangan oksidasi +1 stabil untuk talium

Senyawa boron oksigen

Senyawa oksigen terpenting dari boron termasuk boron oksida B 2 0 3, asam borat dan garamnya - borat.

Boron oksida B 2 0 3 .

Diperoleh dengan oksidasi boron dengan oksigen:

4B + 3O 2 = 2B 2 O 3 atau dengan dehidrasi menyeluruh dari lelehan H 3 VO 3:

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

Kristal B 2 O 3 (tPL = 577 °C, t bp = 1860 °C) dibangun dari segitiga datar BO3 yang dihubungkan oleh simpul-simpul yang sama menjadi struktur tiga dimensi. Lelehan B 2 O 3 rentan terhadap hipotermia. Massa kaca yang terbentuk darinya terdiri dari segitiga BO 3 terurut sebagian yang dihubungkan menjadi siklus. Oksida dari banyak logam mudah larut dalam lelehan B 2 O 3, yang digunakan untuk mendapatkan kaca berwarna (misalnya, biru dengan CoO), serta selama penyolderan untuk membersihkan permukaan logam dari oksidanya. Gelas borat sering digunakan sebagai lapisan dan pelapis yang melindungi permukaan produk dari oksidasi. Ketika dipanaskan di atas 1450 °C, boron oksida menguap dalam bentuk molekul monomer. Volatilitas B 2 0 3 meningkat secara signifikan dengan adanya uap air karena pembentukan asam metaborat yang mudah menguap:

B 2 O 3 (padat) + H 2 O (g) = 2HVO 2 (g)

Pada suhu tinggi, B 2 O 3 direduksi menjadi boron oleh logam alkali, magnesium, aluminium, dan karbon.

B 2 Oz amorf larut dalam air dengan pemanasan yang nyata ( tidak° = = -76,3 kJ/mol), berubah menjadi campuran asam borat.

Asam ortoborat (borat) B(OH) 3 (H 3 VO 3). Ini adalah produk akhir hidrolisis senyawa boron yang larut, misalnya boraks Na 2 8H 2 0:

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

Asam borat adalah kristal bersisik yang berminyak saat disentuh, yang strukturnya (Gbr. 4.9, a) molekul B(OH) 3 dihubungkan menjadi lapisan datar karena ikatan hidrogen -OH... O. Lapisan individu adalah terhubung satu sama lain melalui ikatan antarmolekul yang lemah dan terletak pada jarak yang cukup jauh satu sama lain.

H 3 BO 3 larut dalam air (4,3 g dalam 100 g air pada 20 ° C) dan merupakan asam monobasa lemah. Tidak seperti asam biasa, sifat asamnya bukan disebabkan oleh eliminasi ion hidrogen, tetapi karena penambahan gugus hidroksil pada molekul air, yang bertindak sebagai basa Lewis:

B(OH) 3 + H-OH = [B(OH) 4 - + H +, hal Ka 9,25 (25 °C)

Sifat asam H 3 B0 3 dimanifestasikan dalam kenyataan bahwa dengan adanya H 2 S0 4 pekat (sebagai zat penghilang air) dengan alkohol, ia membentuk ester:

B(OH) 3 + ZCH 3 OH = (CH 3 O) 3 B + ZN 2 O

Karena tingginya kekuatan ikatan kovalen B-O di dalam molekul dan, sebaliknya, interaksi antarmolekul yang lemah, ester ini mudah menguap. Uapnya, ketika dinyalakan di udara, terbakar dengan nyala api hijau. Reaksi ini berfungsi untuk deteksi kualitatif senyawa boron.

Dengan dehidrasi parsial di atas 100 °C, asam metaborat (HBO 2) terbentuk dari B(OH) 3 n Misalnya, dalam asam trimetaborat (HBO 2) 3 (atau B 3 O 3 (OH) 3), tiga gugus BO 3 digabungkan melalui atom oksigen dalam siklus tertutup:

yang membentuk lapisan karena ikatan hidrogen (Gbr. 4.9, b).

Dibandingkan dengan monomer B(OH) 3 dalam asam trimetaborat, jumlah gugus -OH per atom boron berkurang tiga kali lipat. Atom oksigen penghubung menyerap sebagian kerapatan elektron dari ikatan B-OH, membuat ikatan H-O lebih polar dan dengan demikian meningkatkan kekuatan asam metabolik karena efek induktif.

Asam borat lainnya juga telah diisolasi dalam bentuk bebas, misalnya asam tetraborat H 2 B 4 O 7 (pK a 1 4.1, pK a2 5.1). Mereka terbentuk sebagai hasil dari proses polikondensasi:

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

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

Borat. Ini adalah garam dari asam borat. Karena kemudahan penataan ulang ikatan B-O-B dan berbagai kombinasi boron dengan bilangan koordinasi 3 dan 4, terdapat banyak pilihan untuk menghubungkan gugus segitiga BO 3 dan tetrahedral [B(OH) 4 ] menjadi anion poliborat polinuklear. Dalam hal ini, borat mirip dengan silikat dan fosfat.

Struktur beberapa anion borat ditunjukkan pada Gambar. 4.10. Muatan keseluruhan anion ditentukan oleh jumlah atom oksigen terminal dan atom boron tetrahedral, yang masing-masing membawa satu muatan negatif. Kelompok segitiga monomer B0 3 (Gbr. 4.10, A) ada dalam litium ortoborat Li 3 B0 3, gugus siklik B 3 O 6 3- (Gbr. 4.10, B) - dalam natrium metaborat 3.

Tetrahedra B(OH) 4 ada dalam tetrahydroxoanion (Gbr. 4.10, V), serta dalam Na 2 peroksoborat. 6H 2 0, yang diperoleh dengan mereaksikan H 3 B0 3 dengan H 2 0 2 peroksida dalam media basa. Peroxoborate (umumnya dikenal sebagai perborate) merupakan komponen penting dari deterjen. Hidrolisis perborat menghasilkan H 2 0 2, yang bertindak sebagai zat pemutih ringan.