Химические элементы главной подгруппы III группы

Размещено на http://www.allbest.ru/

ВВЕДЕНИЕ

Подгруппа бора -- главная подгруппа III группы. По новой классификации ИЮПАК: 13 группа элементов Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в которую входят бор B, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl. Все элементы данной подгруппы, за исключением бора, металлы.

1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ III ГРУППЫ, ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ

химический бор талий алюминий

К III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа), а также скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды (побочная подгруппа).

На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по три электрона (s²р¹). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s²р¹, но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Gа, In, Тl ослабевают, а металлические свойства усиливаются.

Электронное строение валентного слоя актиноидов во многом напоминает электронное строение валентного слоя лантаноидов. Все лантаноиды и актиноиды -- типичные металлы.

Все элементы III группы обладают очень сильным сродством к кислороду, и образование их оксидов сопровождается выделением большого количества теплоты.

Элементы III группы находят самое разнообразное применение.

Бор был открыт Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 1,2·10-3 %.

Соединения бора с металлами (б о р и д ы ) обладают высокой твердостью и термостойкостью. Поэтому их используют для получения сверхтвердых и жаропрочных специальных сплавов. Большой термостойкостью обладают карбид и нитрид бора. Последний применяют в качестве высокотемпературной смазки. Кристаллогидрат тетрабората натрия Nа₂В₄O₇·10Н₂О (бура) имеет постоянный состав, его растворы применяют в аналитической химии для установления концентрации растворов кислот.

Содержание галлия в земной коре составляет 1,9·10-3 %. Он был предсказан Д. И. Менделеевым (экаалюминий) и открыт французским химиком Р. Э. Лекок де Буабодраном в 1875 г. Свойства галлия почти полностью совпали со свойствами экаалюминия, предсказанными Д, И. Менделеевым на основе периодического закона.

Соединения галлия с элементами VI группы (серой, селеном, теллуром) являются полупроводниками. Жидким галлием наполняют высокотемпературные термометры.

Индий был открыт Т. Рихтером и Ф. Райхом в 1863 г. Содержание его в земной коре составляет 2,5·10-5 %. Добавка индия к сплавам меди увеличивает устойчивость последних к действию морской воды. Присадка этого металла к серебру увеличивает блеск серебра и препятствует его тускнению на воздухе. Индиевые покрытия предохраняют металлы от коррозии. Он входит в состав некоторых сплавов, применяющихся в стоматологии, а также некоторых легкоплавких сплавов (сплав индия, висмута, свинца, олова и кадмия плавится при 47 °С). Соединения индия с различными неметаллами обладают полупроводниковыми свойствами.

Таллий был открыт У. Круксом в 1861 г. Содержание его в земной коре составляет 10-4 %. Сплав таллия (10 %) с оловом (20 %) и свинцом (70 %) обладает очень высокой кислотоупорностью, он выдерживает действие смеси серной, соляной и азотной кислот. Таллий повышает чувствительность фотоэлементов к инфракрасному излучению, исходящему от нагретых предметов. Соединения таллия весьма ядовиты и вызывают выпадение волос.

Галлий, индий и таллий относятся к рассеянным элементам. Содержание их в рудах, как правило, не превышает тысячных долей процент [3].

2. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА БОРА. ПРИМЕНЕНИЕ

Твердый, хрупкий, блестяще-чёрный полуметалл.

Химически бор при обычных условиях довольно инертен взаимодействует активно лишь с фтором, причем кристаллический Бор менее активен, чем аморфный.

С повышением температуры активность бора возрастает и он соединяется с кислородом, серой, галогенами. При нагревании на воздухе до 700°С Бор горит красноватым пламенем, образуя борный ангидрид B₂O₃ - бесцветную стекловидную массу.

При нагревании выше 900 °С бор с азотом образует нитрид бора BN, при нагревании с углем -карбид бора B₄C₃, с металлами - бориды.

С водородом бор заметно не реагирует; его гидриды (бороводороды) получают косвенным путем. При температуре красного каления бор взаимодействует с водяным паром:

2B + 3Н₂О = B₂O₃ + 3H₂.

Бор реагирует только с горячей азотной, серной кислотой и в царской водкой, с образованием борной кислоты H₃BO₃.

Медленно растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием боратов.

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

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

Применение.

Элементарный бор

Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов.

Также бор часто используют в электронике для изменения типа проводимости кремния.

Бор применяется в металлургии в качестве микролегирующего элемента, значительно повышающего прокаливаемость сталей.

Соединения бора.

Карбид бора применяется в компактном виде для изготовления газодинамических подшипников.

Пербораты / пероксобораты (содержат ион [B₂(O₂)₂(OH)₄]^2-) Технический продукт содержит до 10,4% «активного кислорода», на их основе производят отбеливатели, «не содержащие хлор» («персиль», «персоль» и др.).

Отдельно также стоит указать на то что сплавы бор-углерод-кремний обладают сверхвысокой твёрдостью и способны заменить любой шлифовальный материал (кроме нитрида углерода, алмаза, нитрида бора по микротвёрдости), а по стоимости и эффективности шлифования (экономической) превосходят все известные человечеству абразивные материалы.

Сплав бора с магнием (диборид магния MgB2) обладает, на данный момент, рекордно высокой критической температурой перехода в сверхпроводящее состояние среди сверхпроводников первого рода. Появление вышеуказанной статьи стимулировало большой рост работ по этой тематике.

Борная кислота (H₃BO₃) широко применяется в атомной энергетике в качестве поглотителя нейтронов в ядерных реакторах типа ВВЭР (PWR) на «тепловых» («медленных») нейтронах. Благодаря своим нейтронно-физическим характеристикам и возможности растворяться в воде, применение борной кислоты делает возможным плавное (не ступенчатое) регулирование мощности ядерного реактора путем изменения ее концентрации в теплоносителе - так называемое «борное регулирование».

Бороводороды и борорганические соединения

Ряд органических производных бора (бороводороды) являются чрезвычайно эффективными ракетными топливами (диборан(B2H4), пентаборан, тетраборан и др.), а некоторые полимерные соединения с водородом и углеродом являются чрезвычайно стойкими к химическим воздействиям и высоким температурам, например широко известный пластик Карборан-22.

Биологическая роль

Бор -- важный микроэлемент, необходимый для нормальной жизнедеятельности растений. Недостаток бора останавливает их развитие, вызывает у культурных растений различные болезни. В основе этого лежат нарушения окислительных и энергетических процессов в тканях, снижение биосинтеза необходимых веществ. При дефиците бора в почве в сельском хозяйстве применяют борные микроудобрения (борная кислота, бура и другие), повышающие урожай, улучшающие качество продукции и предотвращающие ряд заболеваний растений.

Роль бора в животном организме не выяснена. В мышечной ткани человека содержится (0,33--1)*10 - 4% бора, в костной ткани (1,1--3,3)*10 - 4%, в крови-- 0,13мг/л. Ежедневно с пищей человек получает 1--3 мг бора. Токсичная доза-- 4г.

Один из редких типов дистрофии роговицы связан с геном, кодирующим белок-транспортер, предположительно регулирующий внутриклеточную концентрацию бора [2].

3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛЮМИНИЯ. ПРИМЕНЕНИЕ

Легкий, мягкий, быстро окисляющийся металл серебристо-белого цвета

Алюминий -- очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу -- гидроксид алюминия:

4 Аl + 3 O₂ + 6 Н₂О = 4 Аl(ОН)₃

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода:

2 Аl + 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃ + 3 Н₂

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

2 Аl + 6 НСl = 2 AlСl₃ + 3 Н₂

2 Аl + 3 Н₂SO₄ = Аl₂(SO4)₃ +3 Н₂

Разбавленная азотная кислота на холоду пассивирует алюминий, но при нагревании алюминий растворяется в ней с выделением монооксида азота, гемиоксида азота, свободного азота или аммиака, например:

8 Аl + 30 НNО₃ = 8 Аl(NО₃)₃ + 3 N₂О + 15 Н₂О

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий.

Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:

2 Аl + 6 КОН + 6 Н₂О = 2 К₃[Аl(ОН)₆] + 3 Н₂

Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем они протекают очень интенсивно и сопровождаются выделением большого количества теплоты:

2 Аl + 3 Вr₂ = 2 АlВr₃ (бромид алюминия)

4 Аl + 3 O₂ = 2 Аl₂O₃ (оксид алюминия)

2 Аl + 3 S = Аl₂S₃ (сульфид алюминия)

2 Аl + N₂ = 2 АlN (нитрид алюминия)

4 Аl + 3 С = Аl₄С₃ (карбид алюминия)

Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных растворах он подвергается полному гидролизу с образованием гидроксида алюминия и сероводорода:

Аl2S3 + 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃ + 3 Н₂S

Алюминий легко отнимает кислород и галогены у оксидов и солей других металлов. Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты:

8 Al + 3 Fе₃О₄ = 9 Fе + 4 Аl₂O₃

Процесс восстановления металлов из их оксидов алюминием называется алюмотермией. Алюмотермией пользуются при получении некоторых редких металлов, которые образуют прочную связь с кислородом (ниобий, тантал, молибден, вольфрам и др.), а также для сваривания рельсов. Если с помощью специального запала поджечь смесь мелкого порошка алюминия и магнитного железняка Fе3О4 (термит), то реакция протекает самопроизвольно с разогреванием смеси до 3500 °С. Железо при такой температуре находится в расплавленном состоянии.

Применение.

Гидроксид алюминия обладает свойствами поглощать различные вещества, поэтому его применяют при очистке воды.

Сравнительно высокие прочностные характеристики, хорошую тепло- и электропровод-ность, технологичность, высокую коррозионную стойкость. Совокупность этих свойств позволяет отнести алюминий к числу важнейших технических материалов.

Применяется в авиации, судостроение, машиностроение, нефте- газовой промышленности, строительстве.

Является одним из самых распространенных металлов [1].

4. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛЛИЯ. ПРИМЕНЕНИЕ

По химическим свойствам галлий сходен с алюминием. На воздухе Ga покрывается оксидной пленкой, предохраняющей от дальнейшего окисления.

С мышьяком, фосфором, сурьмой образует арсенид, фосфид и антимонид галлия, с серой, селеном, теллуром -- халькогениды.

При нагревании Ga реагирует с кислородом.

С хлором и бромом галлий взаимодействует при комнатной температуре, с йодом -- при нагревании. Галогениды галлия образуют димеры Ge₂X₆.

Галлий образует полимерные гидриды:

4LiH + GaCl₃ = Li[GaH₄] + 3LiCl.

Устойчивость ионов падает в ряду BH₄- > AlH₄- > GaH₄-. Ион BH₄- устойчив в водном растворе, AlH₄- и GaH₄- быстро гидролизуются:

GaH₄- + 4H₂O = Ga(OH)₃ + OH- + 4H^2-.

При нагревании под давлением галлий реагирует с водой:

2Ga + 4H₂O = 2GaOOH + 3H^2-.

С минеральными кислотами Ga медленно реагирует с выделением водорода:

2Ga + 6HCl = 2GaCl₃ + 3H₂^.

Галлий растворяется в щелочах с образованием гидроксогаллатов:

2Ga + 6H₂O + 2NaOH = 2Na[Ga(OH)₄] + 3H₂^.

Оксид и гидроксид галлия проявляют амфотерные свойства, хотя основные свойства у них по сравнению с алюминием усилены:

Ga₂O₃ + 6HCl = 2GaCl₂;

Ga₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Ge(OH)₄];

Ga₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaGaO₂ + CO₂.

При подщелачивании раствора какой-либо соли галлия выделяется гидроксид галлия переменного состава Ge₂O₃·xH₂O:

Ga(NO₃)₂ + 3NaOH = Ga(OH)₃ + 3NaNO₃.

При растворении Ga(OH)₃ и Ga₂O₃ в кислотах образуются аквакомплексы [Ga(H2O)6]3+, поэтому из водных растворов соли галлия выделяются в виде кристаллогидратов, например, хлорид галлия GaCl₃·6H₂O, галлийкалиевые квасцы KGa(SO₄)₂·12H₂O. Аквакомплексы галлия в растворах бесцветны.

Применение

Нитрид галлия используется в создании полупроводниковых лазеров и светодиодов синего и ультрафиолетового диапазона. Нитрид галлия обладает превосходными химическими и механическими свойствами, типичными для всех нитридных соединений.

Нитрид галлия используется в создании полупроводниковых лазеров и светодиодов синего и ультрафиолетового диапазона. Нитрид галлия обладает превосходными химическими и механическими свойствами, типичными для всех нитридных соединений.

Жидкий галлий отражает 88% падающего на него света, твердый - немногим меньше. Поэтому делают очень простые в изготовлении галлиевые зеркала - галлиевое покрытие можно наносить даже кистью.

Предпринимались попытки применить галлий в атомных реакторах, но вряд ли результаты этих попыток можно считать успешными. Мало того, что галлий довольно активно захватывает нейтроны (сечение захвата 2,71 барна), он еще реагирует при повышенных температурах с большинством металлов.

Галлий -- превосходный смазочный материал. На основе галлия и никеля, галлия и скандия созданы практически очень важные металлические клеи [2].

5. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ИНДИЯ. ПРИМЕНЕНИЕ

В соответствии с электронной конфигурацией атома 4d¹⁰5s²⁵5p¹ индий в соединениях проявляет валентность 1, 2 и 3 (преимущественно).

На воздухе в твердом компактном состоянии индий стоек, но окисляется при высоких температурах, а выше 800 °C горит фиолетово-синим пламенем, давая оксид In₂O₃ - желтые кристаллы, хорошо растворимые в кислотах.

4 In + 3 O₂= 2 In₂O₃

При нагревании индий легко соединяется с галогенами, образуя растворимые галогениды InCl3, InBr3, InI3. Нагреванием индия в токе HCl получают хлорид InCl2, а при пропускании паров InCl2 над нагретым In образуется InCl.

2 In+3 Cl ₂= 2 InCl₃

С серой индий образует сульфиды In₂S₃, InS; они дают соединения InS·In₂S₃ и 3InS·In₂S₃. В воде в присутствии окислителей индий медленно корродирует с поверхности:

4In + 3O₂+6H₂O = 4In(ОН)₃.

В кислотах индий растворим, его нормальный электродный потенциал равен -0,34 в, в щелочах практически не растворяется.

In + 4HNO₃ = In(NO₃)₃ + NO- + 2H₂O

Слабоосновной оксид индия In2O3 в воде практически нерастворим, но легко растворяется в кислотах:

In₂O₃ + 6HCl = 2InCl₃ + 3H₂O

Соли индия легко гидролизуются; продукт гидролиза - основные соли или гидрооксид In(OH)₃. Гидроксид индия получают, действуя раствором аммиака на соли индия. Основные свойства у In(OH)3 преобладают над кислотными.

InCl₃ +3 NH₄OH = In(OH)₃ + 3NH₄Cl

In(OH)₃ - хорошо растворим в кислотах и плохо - в растворах щелочей, с образованием солей - индатов

In(ОН)₃ + 3KOH = K₃[In(OH)₆].

Соединения индия низших степеней окисления довольно неустойчивы; галогениды InHal и черный оксид In₂O - очень сильные восстановители [4].

Применение

Применяют для нанесения покрытий на поверхность зеркал, рефлекторов и подшипников. Индий -- легирующая добавка к полупроводниковым германию и кремнию.

Герметизирующий материал в вакуумных приборах и космических аппаратах, материал для соединения пьезоэлектрических кристаллов. Используется как компонент легкоплавких сплавов, применяемых в качестве припоев, в термоограничителях, предохранителях, сигнальных устройствах, в радиационных контурах ядерных реакторов[4].

6. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ТАЛЛИЯ. ПРИМЕНЕНИЕ

Мягкий металл синевато-белого цвета

Конфигурация внешней электронной оболочки атома Tl 6s26р1; в соединениях имеет степень окисления +1 [Tl (I)] и +3 [Tl (III)].

Таллий взаимодействует с кислородом комнатной температуре. На воздухе покрывается оксидной пленкой.

4Tl + 3O2 = 2Tl₂O₃

Tl + O₂ = Tl₂O

Оксид таллия (I) получают обезвоживанием гидроксида таллия (I):

2TlOH=Tl₂O+H₂O.

Таллий реагирует при комнатной температуре с галогенами

Tl + 3Cl = TlCl₃

При нагревании реагирует с фосфором, мышьяком, серой.

5Tl + 3P = Tl₅P₃

Хорошо растворяется в азотной, хуже в серной кислотах, не растворяется в галогенводородных, муравьиной, щавелевой и уксусной кислотах.

Tl + 2HNO_{3(разб.)=} TlNO₃ + NO₂ + H₂O

Не взаимодействует с растворами щелочей; свежеперегнанная вода, не содержащая кислорода, не действует на таллий.

Основные соединения с кислородом: оксид (I) Tl2О и оксид (III) Tl2О3. Оксид Таллия (I) и соли Tl (I) нитрат, сульфат, карбонат - растворимы

Треххлористый таллий, ТlСl₃, получается при взаимодействии хлора с ТlСl - под водой, причем образуется раствор, из которого под колоколом воздушного насоса выделяются расплывчатые призмы состава ТlCl₃ •Н₂O. Если нагреть смесь спиртовых растворов ТlСl 3 и аммиака, то получается белый кристаллический осадок состава Tl(NH₃)₃Cl₃, который водою разлагается на нашатырь и окись таллия фиолетового цвета:

2Tl(NH₃)₃Cl₃ + 3H₂O = Tl₂O₃ + 6NH₄Cl.

Хромат, бихромат, галогениды (за исключением фторида), а также оксид Таллия (III) - малорастворимы в воде. Tl (III) образует большое число комплексных соединений с неорганических и органических лигандами. Галогениды Tl (III) хорошо растворимы в воде.

Наибольшее практическое значение имеют соединения Tl (I) [4].

Применение

В технике таллий применяется главным образом в виде соединений. Монокристаллы твердых растворов галогенидов TlBr - TlI и TlCl - TlBr (известные в технике как КРС-5 и КРС-6) используют для изготовления оптических деталей в приборах инфракрасной техники; кристаллы TlCl и TlCl-TlBr- в качестве радиаторов счетчиков Черенкова.

Tl₂О входит в состав некоторых оптических стекол; сульфиды, оксисульфиды, селениды, теллуриды - компоненты полупроводниковых материалов, использующихся при изготовлении фотосопротивлений, полупроводниковых выпрямителей, видиконов.

ВЫВОД

С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов. Бор -- неметалл, остальные элементы - типичные металлы.

Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы -- легкоплавкие металлы, In и Тl -- чрезвычайно мягкие.

Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1

Бор в природе не встречается, алюминий - наиболее распространенный металл, галлий - рассеянный элемент, больших скоплений не образует, индий - рассеянный, редкий элемент, таллий- рассеянный элемент.

Размещено на Allbest.ru