Шпоры (1106648), страница 9
Текст из файла (страница 9)
Аморфный бор чаще всего получают по реакциям: В203 + 3Mg = 3MgO + 2В и 2ВСl3 + 3Zn = 3ZnCl2 + 2В.
Все аллотропные модификации бора, подобно кремнию, химически неактивны. При обычных условиях бор окисляется только фтором: 2В + 3F2 = 2BF3.
При высокой температуре бор окисляется галогенами, кислородом и азотом:
2В + ЗНаl - 2BHal3
4В + ЗO = 2В203
2В + 3S = B2S3
2В + N2 = 2BN.
При нагревании бор может восстанавливать неметаллы из их оксидов:
4В + 3Si02 = 2В203 + 3Si
2B + 3 H2O = B2O3 + 3H2.
Разбавленные кислоты-неокислители даже в кипящем состоянии не действуют на бор. Кислоты-окислители - азотная и концентрированная серная - медленно окисляют бор до борной кислоты: B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2.
При сплавлении бор реагирует с большинством металлов, образуя бориды. например: 3Mg + 2В = MgiB2. Исключение составляют металлы подгруппы цинка, а также индий, таллий, олово, свинец и висмут. Реакция бора с кипяшей шелочью приводит к его постепенному растворению и образованию бората, причём кристаллический бор растворяется гораздо медленнее, чем аморфный:
2В + 2NaOH + 2H20 = 2NaBO2 - ЗН2.
Реакция бора с расплавом щелочи в присутствии окислителя идет гораздо быстрее: 2В + 2NaOH + NaC103 = 2NaBO2 + NaCl + H20.
Водородные соединения бора (бораны) довольно многочисленны. Подобно углеводородам, они образуют ряд насыщенных (предельных) боранов ВnН2n+2 и ряд ненасыщенных (непредельных) боранов ВnН2n. Низший боран имеет состав B2H6, а высшие бораны, известные к настоящему времени - B18H22 и В20Н26. Бораны получают действием кислот на бориды: MgB2 + 2Mg + 6HCl = 3MgCl2 + B2H6.
В промышленности В2Н6 синтезируют восстановлением трифторила бора твёрдым гидридом натрия при 180°С: 2BF(газ) + 6NaH(тв) = B2H6(газ) + 6NaF(тв). С увеличением числа атомов в молекуле закономерно растут температуры плавления и кипения боранов. В обычных условиях низшие бораны представляют собой бесцветные газы или летучие жидкости, а высшие - твёрдые вещества. Все они обладают неприятным запахом и очень ядовиты. По свойствам бораны сходны с силанами. Они разлагаются водой с выделением водорода:
B2H6 + 6Н20 = 2Н3В03 + 6Н2.
Бораны самовозгораются на воздухе и сгорают с выделением большого количества энергии, что позволяет использовать их в качестве ракетного топлива:
B2H6 + 302 = В203 + ЗН20 + 2025 кДж. Оксид бора В203 представляет собой стекловидное вешество, медленно переходящее в кристаллическое состояние. Он растворяется в воде с образованием ортоборной кислоты: В203 + ЗН20 = 2Н3В03.
Ортоборная кислота Н3В03 - белое кристаллическое вешество, имеющее слоистое строение. Молекулы Н3В03 связаны в плоские слои за счёт водородных связей. Растворимость Н3ВО3 в воде невелика, но с повышением температуры заметно возрастает: при 0°С она равна 2,6%, а при 100°С - 28,1%. Ортоборная кислота относится к очень слабым кислотам, константа диссоциации равна 7е-10. В отличие от других кислот, кислотные свойства Н3В03 обусловлены не отщеплением иона Н+, а присоединением гидроксид-иона ОН- воды:
Н3В03 + H2O = [B(OH)4]- + H+.
При нейтрализации Н3ВО3 раствором щёлочи образуются комплексные ионы - тетрагидроксобораты: Н3В03 + NaOH = Na[B(OH)4]. При избытке щёлочи в растворе получаются тетрабораты, которые кристаллизуются из растворов в виде кристаллогидратов: 4Н3В03 + 2NaOH + ЗН20 = Na2B4O7*10H2O. Тетрабораты можно получить и в результате твердофазной реакции: 4Н3В03 + 2NaOH = Na2B407 + 7H20 или 4Н3ВО3 + Na2C03 = Na2B407 + 6H20 + СО2.
Ортобораты (соли Н3В03) и метабораты (соли НВ02) получаются только в твердофазных реакциях, например при сплавлении оксидов бора и металла: В203 + 3Li20 = 2Li3BO3 или В203 + Li20 = 2LiBO2.
Орто- и метабораты в воде сильно гидролизуются, поскольку Н3В03 является очень слабой кислотой: Na3B03 + ЗН20 = 3NaOH + Н3В03.
Тетрабораты в водных растворах также гидролнзованы, причём продуктом гидролиза является борная кислота: Na2B407 + 7Н20 = 4H3BO3 + 2NaOH.
Наибольшее практическое значение среди боратов имеет бура Nа2В4О7*10Н2О (декагидрат тетрабората натрия). Её используют геологи для анализа минералов в полевых условиях. Бура применяется и как антисептик. Фармакологическое действие её обу¬словлено гидролизом с выделением борной кислоты и щёлочи, которые вызывают свёртывание белков микробных клеток. В состав стоматологических паст и клеев входит NaB02. Оксид бора, борная кислота, бораты применяются для получения стекол, эмалей, глазури, огнестойких покрытий, флюсов. Своё применение бор находит также в атомной промышленности. Он входит в состав материалов, поглощающих нейтроны в устройствах для регулирования цепных реакций в атомных реакторах. Бор применяется как добавка к ракетному топливу, им насыщают поверхность стальных изделий для придания коррозионной стойкости (борирование). Бор используют как упрочнитель композиционных материалов, как легирующую добавку к жаростойким материалам.
27. По распространённости алюминий занимает четвёртое место после кислорода, водорода и кремния, причём основная его масса сосредоточена в алюмосиликатах. Из алюмосиликатов наиболее распространены полевые шпаты, слюды, каолин, цеолиты. В промышленности искусственно получают цеолиты, обладающие сквозными пустотами с диаметром от 3 до 13 А. Такие цеолиты используют как молекулярные сита: они поглощают только те молекулы, которые могут войти в эти пустоты. Молекулярные сита используют для разделения смесей углеводородов, очистки газов и жидкостей. При переходе от бора к апюминию происходит увеличение атомного радиуса и уменьшение потенциалов ионизации, а, следовательно, появляются металлические свойства. Алюминий - металл серебрисюго цвета мягкий, лёгкий и легкоплавкий (Тпл =660,4°С). Он имеет высокие механические и электрические характеристики. Кристаллическая структура Аl при обычном давлении - кубическая, с плотнейшей упаковкой атомов. Алюминий химически активен и на воздухе покрывается оксидной плёнкой Аl2О3, обладающей очень хорошим сцеплением с металлической поверхностью и высокой прочностью. Она защищает металл от химического воздействия, и поэтому большинство реакций с участием металлического алюминия проходит со скрытым (латентным) периодом, необходимым для разрушения плёнки или для диффузии реагентов через неё. Прочность оксида такова что, например, гранулированный алюминий не сплавляется в слиток даже при нагреве до 1200°С, так как каждая капля расплава окружена плотной плёнкой оксида. В мелкораздробленном состоянии (пудра) и при высокой температуре А1 сгорает в чистом кислороде с выделением большого количества теплоты: 4А1 + 302 = 2А1203; ?Н° = - 1676 кДж/моль. При нагревании алюминий реагирует с серой: 2AI + 3S = Al2S3. С фтором, хлором и бромом А1 взаимодействует при обычных условиях, а с иодом - при нагревании или в присутствии катализатора (Н2О). Продуктами реакций являются тригатогениды алюминия AlHal3. При сильном нагревании Al(800°С) реагируeт с азотом, образуя нитрид: 2Аl + N2 = 2AlN.
Алюминий обладает сильными восстановительными свойствами. Широко используется способность порошкового алюминия к восстановлению металлов из их оксидов - "алюмотермия", например: 2AI + Fe203 = Аl203 + 2Fe.
Подобные реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты и повышением температуры до 1200-3000°С. Методом алюмотермии можно получить из оксидов такие металлы, как железо, марганец, хром, ванадий и вольфрам. В соответствии со своим положением в ряду cтандартных электродных потенциалов (Е°(А13+/А1) = -1,66 В) алюминий должен растворяться в воде. На практике эта реакция не идёт из-за наличия на поверхности металла оксидной плёнки.
Лишённый защитного слоя (например, методом амальгамирования) алюминий легко взаимодействует с водой: 2А1 + 6Н20 = 2А1(ОН)3 + ЗН2.
При обычных условиях алюминий растворяется в растворах кислот и щелочей:
2Аl + 6HCl = 2А1Сl3 + ЗН2
2Al + 2КОН + 6Н20 = 2K[Al(OH)4] + ЗН2.
Важным свойством алюминия является его инертность по отношению к концентрированным кислотам-окислителям HNO3 и H2SO4 на холоду. Это объясняется тем, что подобные кислородсодержащие вещества увеличивают толщину и прочность оксидной плёнки и усиливают склонность алюминия к пассивации. Металлический алюминий образует сплавы с большинством известных металлов и неметаллов (например, Si). Многие сплавы на основе алюминия, например, дюралюминий, силумин, алюминиевая бронза имеют широкое практическое применение в самолётостроении и кораблестроении. Гидрид алюминия имеет полимерное строение (АlН3)n и представляет собой порошок белого цвета. При температуре выше 105°С он разлагается с выделением водорода. Подробно гидридам бора, гидрид алюминия - соединение с дефицитом электронов на р-орбитали, поэтому для восполнения этого дефицита он образует гидридоалюминаты:
nNaH + (АlН3)n = nNa[AlH4]
2NaH + Na[AlH4] = Na3[AlH6].
Гидридоалюминаты представляют собой белые твёрдые вещества. Они являются сильными восстановителями, поскольку водород, входящий в состав комплексного аниона, имеет степень окисления 1. Гидридоалюминаты, как и гидридобораты, широко применяются в органическом синтезе как восстановители. Оксид алюминия Аl2O3 образуется самопроизвольно на поверхности металла. Его можно также синтезировать путём термического разложения некоторых соединений алюминия, например, нитрата или гидроксида:
4Al(NO3)3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O.
Оксид Аl2О3 имеет несколько модификаций. В земной коре встречается наиболее устойчивая кристатлическая модификация а-Аl2О3 в виде минерала корунда. Искусственно получаемый из бокситов сильно прокатенный Аl2О3, называемый алундом, широко используется как огнеупорный материал. Оксид алюминия Аl2О3, прошедший высокотемпературную обработку, химически инертен. Непрокаленный оксид алюминия растворяется в кислотах с образованием солей, катион Аl в которых существует в форме аквакомплекса [A1(H20)6]3+: Аl2О3 + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН20.
В растворах щелочей оксид алюминия растворяется с образованием гидроксокомплексов [А1(ОН)4]- или [А1(ОН)6]3-: Аl203 + 3H20 + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4].
В расплавах щелочей образуются метаалюминаты Аl02-: Al2O3 + 2NaOH = 2NaAl02 + Н20.
Метаалюминаты щелочных металлов устойчивы только в твёрдом состоянии, при растворении в воде они превращаются в гидроксоалюминаты:
NaAl02 + 2Н20 = Na[AI(OH)4].
Метаалюминаты можно получить при спекании карбонатов с оксидом алюминия:
А1203 + Na2C03 = 2NaA102 + C02.
Гидроксид алюминия А1(ОН)3 получают при взаимодействии солей алюминия со щёлочью или раствором аммиака:
АlСl3 + 3NaOH = Аl(ОН)3 + 3NaCl
AlCl3 + 3NH3 + ЗН20 = 3NH4Cl + Аl(ОН)3.
Растворимые соли Аl3+ подвергаются сильному гидролизу, поэтому их растворы имеют кислую реакцию: Аl(Н20)63+ + Н20 = [Аl(Н20)5ОН]2+ + Н30+.
Из-за сильного гидролиза многие соли алюминия, такие, как сульфид (Al2S3), сульфит Al2(S03)3, карбонат Аl2(С03)3 и цианид Al(CN)3 нельзя получить в водном растворе:
Al2S3 + 6Н20 = 2Аl(ОН)3 + 3H2S.
Человеческий организм содержит микроколичества А1 (~1e-5%). Суточное потребление алюминия человеком ~47 мг. Алюминий влияет на рост эпителиальной и соединительной тканей, на регенерацию костных тканей, на обмен фосфора. Соли алюминия, в частности алюмокалиевые квасцы, KAl(S04)2*12H2O, применяют в медицине для полосканий, промываний при воспалительных заболеваниях кожи и слизистых оболочек, а также как кровеостанавливающее средство. Жженые квасцы K[AI(S04)2] используют в виде присыпок при потливости ног. Осушающее действие связано с тем, что жжeные квасцы медленно поглощают воду:
K[Al(SO4)2] + nH20 = KAl(S04)2*nH20.
Они также дезинфицируют кожу, разрушая белки микробов, в результате исчезает неприятный запах, который создают продукты жизнедеятельности микроорганизмов, питательной средой для которых является пот.
28. Во IIА группу входят бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Са), стронций (Sr), барий (Ва), и радиоактивный радий (Ra). Кальций, стронций и барий объединяются в группу щелочноземельных элементов. Электронная конфигурация внешней орбитали элементов II А группы ns2. В соединениях они проявллют степень окисления +2. Элементы II А группы обладают металлическими свойствами. В виде простых веществ они представляют собой серебристо-белые металлы. Стандартные электродные потенциалы металлов IIА группы имеют отрицательные значения, что свидетельствует об их высокой восстановительной способности, которая закономерно возрастает с увеличением радиуса элементов. Металлы IIА группы окисляются на воздухе, образуя оксиды: 2Э + 02 = 2ЭО; взаимодействуют с галогенами даже в обычных условиях: Э + Наl2 = ЭНаl2. С менее активными неметаллами, такими, как азот, углерод, кремний, сера, металлы IIА группы взаимодействуют при нагревании:
ЗЭ + N2 = Э3N2
2Э + 2С = Э2С2
Э + S = 3S.
Все металлы II А группы, за исключением бериллия, взаимодействуют с водой с выделением водорода: Э + 2Н20 = Э(ОН)2 + Н2. С магнием эта реакции идет при нагревании. Реакция бериллия и магния с водой термодинамически возможна и при комнатной температуре, но кинетически она затруднена из-за образования защитной оксидной пленки на поверхности металла. По свойствам и толщине пленка оксида бериллия сходна с Al2O3. Защитные свойства пленки MgO выражены слабее. Металлы IIA группы легко растворяются даже в разбавленных кислотах (соляной, серной, уксусной и других), например: Э + 2НСl = ЭСl2 + Н2.
Бериллий, проявляя амфотерность, растворяется и в щелочах: Be + 2NaOH + 2H20 = Na2[Be(OH)4] + H2.
Оксиды элементов II А группы получаются при непосредственном взаимодействии металлов с кислородом, а также при термическом разложении гидроксидов, карбонатов, нитратов:
Э(ОН)2 = ЭО + Н20
ЭС03 = ЭО + С02
2Э(N03)2 = 2Э0 + 4N02 + 02.
Оксиды ЭО представляют собой устойчивые тугоплавкие вещества. Все оксиды ЭО, за исключением оксида бериллия, обладают основными свойствами. Оксиды щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя сильные основания, хорошо растворимые в воде и называемые щелочами: ЭО + Н20 = Э(ОН)2.
Оксид магния MgO при комнатной температуре реагирует с водой медленно, давая слабое основание, малорастворимое в воде. Оксид бериллия ВеО амфотерен с преобладанием основных свойств. Предварительно прокаленный оксид бериллия химически инертен, поэтому его используют в качестве огнеупорного материала при изготовлении реактивных двигателей, тиглей, а также в электротехнике. В ряду гидроксидов элементов IIA группы основные свойства усиливаются в подгруппе сверху вниз. Гидроксид бериллия амфотерен и легко растворяется в кислотах и щелочах. Растворимость солей щелочноземельных металлов ниже, чем у солей магния. По этой причине в живых организмах основным веществом костной и зубной тканей является гидроксоапатит, состоящий из ионов кальция и фосфат-ионов. В ряду Be - Mg - Са - Sr - Ва прочность комплексных ионов уменьшается. Способность бериллия образовывать более прочные комплексы проявляется в том, что он образует множество комплексных соединений со всеми известными лигандами, например: [Ве(NНз)4]2+; [BeF4]2+; [Be(CN)4]2+; [Be(CNS)4]2+; [Be(N03)4]2+ и другие. Бериллий в отличие от щелочно-земельных металлов - твёрдый и хрупкий. На воздухе бериллий, подобно алюминию, покрывается плёнкой оксида, который делает этот металл химически неактивным. При обычных условиях или при небольшом нагревании бериллий реагирует с галогенами: Be + Г2 = ВеГ2. При нагревании бериллий сгорает на воздухе с образованием оксида ВеО, реагирует с серой и азотом с образованием сульфида BeS и нитрида Вe3N2, соответственно. С водородом металл непосредственно не реагирует. Защитная оксидная плёнка делает бериллий даже при нагревании инертным по отношению к воде. Однако он легко растворяется в разбавленных кислотах, например,
НСl, СН3СООН, H2S04: Be + 2HCl = BeCl2 + H2.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
