Главная › Дизайн › Алюминий элемент 3 группы главной подгруппы. Металлы главной подгруппа III группы. Элементы IIA группы

Алюминий элемент 3 группы главной подгруппы. Металлы главной подгруппа III группы. Элементы IIA группы

Таблица 19- Характеристика элементов 3Ап/группы

Алюминий находится в главной подгруппе III группы Периодической таблицы. Атомы элементов подгруппы в основном состоянии имеют следующее строение внешней электронной оболочки: ns 2 np 1 . На внешнем энергетическом уровне атомов имеются свободные р-орбитали, что позволяет атомам переходить в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атомы этих элементов образуют три ковалентные связи или полностью отдают три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле: его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов – веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия. Алюмосиликаты входят в состав многих горных пород и глин.

Свойства: Al представляет собой серебристо-белый металл, Это легкоплавкий и легкий металл. Он обладает высокой пластичностью, хорошей электро- и теплопроводностью. Al – химически активный металл. Однако его активность в обычных условиях несколько снижается из-за наличия тонкой пленки оксида, которая образуется на поверхности металла при контакте его с воздухом.

1. Взаимодействие с неметаллами. При обычных условиях алюминий реагирует с хлором и бромом:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

При нагревании алюминий взаимодействует со многими неметаллами:

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

2Al + 3I 2 = 2AlI 3

2Al + N 2 = 2AlN

4Al + 3C = Al 4 C 3

2. Взаимодействие с водой. Из-за защитной оксидной пленки на поверхности алюминий устойчив в воде. Однако при удалении этой пленки происходит энергичное взаимодействие:

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

2. Взаимодействие с кислотами. Алюминий взаимодействует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами:

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

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

Азотная и концентрированная серная кислоты пассивирует алюминий: при действии этих кислот увеличивается толщина защитной пленки на металле, и он не растворяется.

4. Взаимодействие со щелочами. Алюминий взаимодействует с растворами щелочей с выделением водорода и образованием комплексной соли:

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

5. Восстановление оксидов металлов. Алюминий является хорошим восстановителем многих оксидов металлов:

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

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

Оксид и гидроксид алюминия. Оксид алюминия, или глинозем, Al 2 O 3 представляет собой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл или прокаливая гидроксид алюминия:

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

Оксид алюминия практически не растворяется в воде. Соответствующий этому оксиду гидроксид Al(OH) 3 получают действием гидроксида аммония или растворов щелочей, взятых в недостатке, на растворы солей алюминия:

AlCl 3 + 3NH 3 ∙ H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Оксид и гидроксид этого металла являются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства.

Основные свойства :

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

Кислотные свойства:

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

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

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

Производство. Алюминий получают электролитическим методом. Он не может быть выделен из водных растворов солей, т.к. является очень активным металлом. Поэтому основным промышленным методом получения металлического алюминия является электролиз расплава, содержащего оксид алюминия и криолит.

Применение. Металлический алюминий широко используется в промышленности, по объему производства занимает второе место после железа. Основная масса алюминия идет на изготовление сплавов:

Дуралюмин – сплав алюминия, содержащий медь и небольшое количество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины – легкие прочные и коррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин – сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- и машиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому его применяют в судостроении.

Силумин – сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергается литью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении, производстве точных приборов.

Алюминий – пластичный металл, поэтому из него изготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехнических изделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «под серебро».

Задания с профессиональной направленностью

1. Для очистки корнеплодов от кожицы после мойки их обваривают кипящим раствором кальцинированной соды (W = 4%). При избытке соляной кислоты в желудочном соке животных поят раствором питьевой соды. Напишите формулы этих веществ. Назовите другие области применения солей натрия и калия в сельскохозяйственной практике, в быту.

2. Йодид калия широко используют для подкормки животных микроэлементами и для удаления избыточного количества цветков на яблонях. Составьте уравнение реакции получения йодида калия, укажите окислитель и восстановитель.

3. Почему древесную золу (зола содержит в своем составе ионы калия К + и карбонат – ионы СО 3 2-), применяемую для удобрения полей, рекомендуют хранить в закрытых помещениях или под навесом? Напишите уравнения реакций, происходящих в случае увлажнения золы.

4. Слишком большая кислотность почвы оказывает на растение губительное влияние. В этом случае необходимо проводить известкование почвы. Внесение в почву известняка СаСО 3 понижает кислотность. Напишите уравнение реакции протекающей при этом.

5. Кислотность почвы не изменяется от внесения суперфосфата. Однако кислотность суперфосфата, содержащего избыток фосфорной кислоты, вредна для растений. Для его нейтрализации прибавляют СаСО 3 . Прибавить Са(ОН) 2 нельзя, т.к. суперфосфат перейдет в трудно усвояемое растениями соединение. Составьте уравнения соответствующих реакций.

6. Для борьбы с вредителями зерна, плодов и овощей применяется хлор из расчета 35 г на 1 м 3 помещения. Вычислите массу хлорида натрия, достаточного для обработки 300 м 3 помещения хлором, полученным электролизом расплава данной соли.

7. На каждые 100 ц урожая корнеплодов и ботвы сахарной свеклы из почвы выносится примерно 70 кг оксида калия. Какой массой сильвинита КСl · Na Cl, содержащего хлорид калия с массовой долей 0,56, можно компенсировать эти потери?

8. Для подкормки картофеля применяют раствор хлорида калия с массовой долей 0,04. Вычислите массу калийного удобрения (КCl), которая необходима для получения 20 кг такого раствора.

9. При получении питательного раствора для подкормки растений на 400 мл воды берут 1г КNO 3 ,1г МgSO 4 , 1г КН 2 РО 4 , 1г Са(NO 3) 2 . Вычислите массовую долю (в %) каждого вещества в полученном растворе.

10. Для сохранения влажного зерна от гниения его обрабатывают гидросульфатом натрия NaHSO 4 .Вычислите массу гидросульфата натрия, который получается при взаимодействии 120 г гидроксида натрия с раствором серной кислоты.

11. Какое удобрение содержит больше калия: калийная селитра (КNO 3), поташ (К 2 СО 3) или хлористый калий (КСl)?

12. Для предуборочного обезлиствения хлопчатника при его механической уборке применяется цианамид кальция. Найдите формулу этого соединения, зная, что массовые доли кальция, углерода и азота составляют соответственно 0,5; 0,15; 0,35.

13. При анализе древесной золы, применяемой в животноводстве в качестве подкормки для скота, найдено, что в золе массой 70г содержится 18,4 г кальция,0,07г фосфора и 2,3г натрия. Вычислите массовую долю (в %) каждого элемента в указанной подкормке.

14. Сколько известняка, содержащего 90% карбоната кальция, нужно внести на 30 га, если известкование проводить из расчета 4 т СаО на гектар.

15. Имеются: а) чистая аммиачная селитра, б) технический сильвинит, содержащий 33% калия. Смешением этих материалов надо получить одну тонну азотно-калийного удобрения, содержащего 15% азота. Какие количества обоих материалов следует смешать и сколько процентов калия будет содержать такая смесь?

4.9 Раздел: Главные переходные металлы

Цель: Изучить свойства металлов побочных подгрупп и их соединений

Переходные металлы - элементы побочных подгрупп периодической системы.

В IA группу (главная подгруппа первой группы) таблицы Менделеева входят металлы — литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Традиционно, данные элементы называют щелочными металлами (ЩМ), так как их простые вещества образуют при взаимодействии с водой едкие щелочи. Последний из известных представителей группы щелочных металлов (Fr) является радиоактивным элементом, в связи с чем его химические свойства изучены недостаточно: период полураспада его наиболее долгоживущего изотопа 223 Fr составляет всего лишь около 22 мин.

Электронные формулы, а также некоторые свойства щелочных металлов представлены в таблице ниже:

Свойство	Li	Na	К	Rb	Cs	Fr
Заряд ядра Z	3	11	19	37	55	87
	2s1	3s1	[Аr]4s1	5s1	[Хе]6s1	7s1
	0,152	0,186	0,227	0,248	0,265	0,270
Ионный радиус r ион *, нм	0,074	0,102	0,138	0,149	0,170	0,180
Радиус гидратированного иона,r ион, нм	0,340	0,276	0,232	0,228	0,228	-
Энергия ионизации, кДж/моль: I 1 I 2	520,2 7298	495,8 4562	418,8 3052	403,0 2633	375,7 2234	(380) (2100)
Электроотрицательность	0,98	0,93	0,82	0,82	0,79	0,70

При движении вниз по IA группе возрастает радиус атомов металлов (r мет), что, собственно, характерно для любых элементов всех главных подгрупп. Относительно малое увеличение радиуса при переходе от K к Rb и далее к Cs обусловлено заполнением 3d- и 4d-подуровней соответственно.

Ионные радиусы ЩМ существенно меньше металлических, что связано с потерей единственного валентного электрона. Они также закономерно возрастают от Li + к Cs + . Размеры же гидратированных катионов изменяются в противоположном направлении, что объясняется в рамках простейшей электростатической модели. Наименьший по размеру ион Li + лучше катионов остальных щелочных металлов притягивает к себе полярные молекулы воды, образуя наиболее толстую гидратную оболочку. Исследования показали, что в водном растворе катион лития Li + окружен 26 молекулами воды, из которых только 4 находятся в непосредственном контакте с ионом лития (первой координационной сфере). По этой причине многие соли лития, например, хлорид, перхлорат и сульфат, а также гидроксид выделяются из водных растворов в виде кристаллогидратов. Хлорид LiCl·Н 2 O теряет воду при температуре 95 °С, LiOH·Н 2 O - при 110°С, а LiClO 4 ·Н 2 O - только при температуре выше 150°С. С увеличением ионного радиуса катиона щелочного металла сила его электростатического взаимодействия с молекулами воды ослабевает, что приводит к снижению толщины гидратной оболочки и, как следствие, радиуса гидратированного иона [М(Н 2 O) n ] (где n = 17, 11, 10, 10 для М + = Na + , К + , Rb + , Cs + соответственно).

Внешний энергетический уровень атома ЩМ содержит один единственный электрон, который слабо связан с ядром, о чем говорят низкие значения энергии ионизации I 1 . Атомы щелочных металлов легко ионизируются с образованием катионов М + , входящих в состав практически всех химических соединений этих элементов. Значения I 2 для всех щелочных металлов настолько высоки, что в реально осуществимых условиях ион М 2+ не образуется. Электроотрицательность щелочных элементов мала, их соединения с наиболее электроотрицательными элементами (хлор, кислород, азот)имеют ионное строение, как минимум в кристаллическом состоянии.

Маленький радиус иона Li + и высокая плотность заряда, являются причиной того, что соединения лития оказываются схожими по свойствам аналогичным соединениям магния (диагональное сходство) и в то же время отличаются от соединений остальных ЩМ.

Элементы IIA группы

В IIA группу Периодической системы элементов входят бериллий Ве, магний Мg и четыре щелочноземельных металла (ЩЗМ): кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra, оксиды которых, раньше называемые «землями», при взаимодействии с водой образуют щелочи. Радий - радиоактивный элемент (α-распад, период полураспада примерно 1600 лет).

Электронная конфигурация и некоторые свойства элементов второй группы приведены в таблице ниже.

По электронному строению атомов элементы второй группы близки щелочным металлам. Они имеют конфигурацию благородного газа, дополненную

Свойство	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
Заряд ядра Z	4	12	20	38	56	88
Электронная конфигурация в основном состоянии	2s 2	3s 2	4s 2	5s 2	6s 2	7s 2
Металлический радиус r мет, нм	0,112	0,160	0,197	0,215	0,217	0,223
Ионный радиус r ион *, нм	0,027	0,72	0,100	0,126	0,142	0,148
Энергия ионизации, кДж/моль:	899,5 1757 14850	737,7 1451 7733	589,8 1145 4912	549,5 1064 4138	502,8 965 3619	509,3 979 3300
Электроотрицательность	1,57	1,31	1,00	0,95	0,89	0,90

двумя s-электронами на внешнем уровне. В то же время от элементов первой группы они отличаются более высокими значениями энергии ионизации, убывающими в ряду Ве-Мg-Са-Sr- Ва. Эта тенденция нарушается при переходе от бария к радию: повышениe П и І, для Rа по сравнению с Ва объясняется эффектом инертной 6s 2 -пары.

Следует отметить, что в то время как для щелочных металлов характерна значительная разница между I 1 и I 2 для элементов второй группы подобный скачок наблюдается между I 2 и I 3 . Именно поэтому щелочные металлы в сложных веществах проявляют только степень окисления +1, а элементы второй группы +2. Наличие единственной положительной степени окисления и невозможность восстановления ионов M 2+ в водной среде придает большое сходство всем металлам s-блока.

Изменение свойств по группе следует общим закономерностям, рассмотренным на примере щелочных металлов. Элемент второго периода бериллий, подобно элементу первой группы литию, значительно отличается по своим свойствам от других элементов второй группы. Так, ион Be 2+ благодаря чрезвычайно малому ионному радиусу (0,027 нм), высокой плотности заряда, большим значениям энергий атомизации и ионизации оказывается устойчивым лишь в газовой фазе при высоких температурах. Поэтому химическая связь в бинарных соединениях бериллия даже с наиболее электроотрицательными элементами (кислород, фтором) обладает высокой долей ковалентности. Химия водных растворов бериллия также имеет свою специфику: в первой координационной сфере бериллия могут находиться лишь четыре лиганда ( 2+ , (Bе(OH) 4 ] —), что связано с малым ионным радиусом металла и отсутствием d-орбиталей.

Щелочноземельные металлы (Са, Sr, Ва, Ra) образуют единое семейство элементов, в пределах которого некоторые свойства (энергия гидратации, растворимость и термическая устойчивость солей) меняются монотонно с увеличением ионного радиуса, а многие их соединения являются изоморфными.

Элементы IIIA группы

Элементы IIIA группы: бор В, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl - имеют мало стабильных изотопов, что характерно для атомов с нечетными порядковыми номерами. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня в основном состоянии ns 2 nр 1 характеризуется наличием одного неспаренного электрона. В возбужденном состоянии элементы IIIA группы содержат три неспаренных электрона, которые, находясь в sp 2 -гибридизации, принимают участие в образовании трех ковалентных связей. При этом у атомов остается одна незанятая орбиталь. Поэтому многие ковалентные соединения элементов IIIA группы являются акцепторами электронной пары (кислоты Льюиса), т.е. могут образовывать четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, создавая которую, они изменяют геометрию своего окружения - она из плоской становится тетраэдрической (состояние sp 3 -гибридизации). Бор сильно отличается по свойствам от других элементов IIIA группы. Он является единственным неметаллом, химически инертен и образует ковалентные связи со фтором, азотом, углеродом и т.д. Химия бора более близка химии кремния, в этом проявляется Диагональное сходство. У атомов алюминия и его тяжелых аналогов появляются вакантные d-орбитали, возрастает радиус атома. Галлий, индий и таллий расположены в Периодической системе сразу за металлами d-блока, поэтому их часто называют постпереходными элементами. Заполнение d-оболочки сопровождается последовательным сжатием атомов, в 3d-pяду оно оказывается настолько сильным, что нивелирует возрастание радиуса при появлении четвертого энергетического уровня. В результате d-сжатия ионные радиусы алюминия и галлия близки, а атомный радиус галлия даже меньше, чем алюминия.

Для таллия, свинца, висмута и полония наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +1, +2, +3, +4 соответственно.

Для соединений элементов IIIA группы наиболее характерна степень окисления +3. В ряду бор-алюминий-галлий-индий-таллий устойчивость таких соединений уменьшается, а устойчивость соединений со степенью окисления +1, напротив, увеличивается. Энергия связи М-Hal в галогенидах последних при переходе от легких к более тяжелым элементам М уменьшаются, амфотерные свойства оксидов и гидроксидов смещаются в сторону большей основности, склонность катионов к гидролизу (взаимодействию с водой) ослабевает.

Химия индия и особенно галлия вообще очень близка химии алюминия. Соединения этих металлов в низших степенях окисления (Ga 2 O, Ga 2 S, InCl и др.) в водных растворах диспропорционируют. Для таллия состояние +1, напротив, является наиболее устойчивым из-за инертности электронной пары 6s 2 .

Алюминий находится в главной подгруппе III группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеются свободные р-орбитали, что позволяет ему переходить в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атом алюминия образует три ковалентные связи или полностью отдает три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле : его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов - веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия.

Алюминий - легкий металл серебристо-белого цвета, плавится при 600°C, очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. По электропроводности алюминий уступает лишь серебру и меди.

Взаимодействие с простыми веществами:

1) с галогенами:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

2) с кислородом:

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

3) с серой:

2Al + 3S = Al 2 S 3

4) с азотом:

С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но его гидрид AlH3 получен косвенным путем.

Взаимодействие со сложными веществами:

1) с кислотами:

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

2) со щелочами:

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

Если NaOH в твердом состоянии:

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

3) с водой:

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

Свойства оксида и гидроксида алюминия: оксид алюминия, или глинозем, Al 2 O 3 представляет собой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл или прокаливая гидроксид алюминия:

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

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

Оксид и гидроксид этого металла являются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства.

Основные свойства:

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

Кислотные свойства:

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

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

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

Алюминий получают электролитическим методом. Он не может быть выделен из водных растворов солей, т.к. является очень активным металлом. Поэтому основным промышленным методом получения металлического алюминия является электролиз расплава, содержащего оксид алюминия и криолит.

Металлический алюминий широко используется в промышленности, по объему производства занимает второе место после железа. Основная масса алюминия идет на изготовление сплавов:

Дуралюмин - сплав алюминия, содержащий медь и небольшое количество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины - легкие прочные и коррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин - сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- и машиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому его применяют в судостроении. Силумин - сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергается литью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении, производстве точных приборов. Алюминий - пластичный металл, поэтому из него изготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехнических изделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «под серебро».

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле : его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов - веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия.

Взаимодействие с простыми веществами:

с галогенами:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

с кислородом:

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

с серой:

2Al + 3S = Al 2 S 3

с азотом :

С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но его гидрид AlH3 получен косвенным путем.

Взаимодействие со сложными веществами:

с кислотами:

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

со щелочами:

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

Если NaOH в твердом состоянии:

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

с водой:

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

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

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

Основные свойства:

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

Кислотные свойства:

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

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

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

Дуралюмин - сплав алюминия, содержащий медь и небольшое количество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины - легкие прочные и коррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин - сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- и машиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому его применяют в судостроении. Силумин - сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергается литью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении, производстве точных приборов. Алюминий - пластичный металл, поэтому из него изготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехнических изделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «под серебро».

Г л а в а ХI. ТРЕТЬЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ

СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ

83. Общая характеристика элементов III группы

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 (s 2 р 1). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия хярактерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s 2 р 1 , 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.

У элементов подгруппы скандия на внешнем электронном уровне также находится по три электрона. Однако эти элементы относятся к переходным d-элементам, электронная конфигурация их валентного слоя d 1 s 2 . Эти электроны все три элемента довольно легко отдают. Элементы подгруппы лантаноидов имеют отличительную конфигурацию внешнего электронного уровня: у них застраиваетси 4f -уровень и исчезает d-уровень. Начиная с церия все элементы, кроме гадолиния и лютеция, имеют электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 4f n 6s 2 (гадолиний и лютеций имеют 5d 1 -электроны). Число n изменяется от 2 до 14. Поэтому в образовании валентных связей принимают участие s- и f-электроны. Чаще всего степень окисления лантаноидов +3, реже +4.

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 Nа 2 В 4 O 7 ·10Н 2 О (бура) имеет постоянный состав, его растворы применяют в аналитической химии для установления концентрации растворов кислот. Реакция буры с кислотой протекает по уравнению

Nа 2 В 4 O 7 + 2 НСl + 5 Н 2 О = 2 NаСl + 4 Н 3 ВО 3

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 хоре 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 процента.

Соединения скандия, иттрия, лантана и лантаноидов были известны еще в начале Х1Х в. Чистый скандий был выделен Л. Ф. Нильсоном в 1879 г. Содержание этого элемента в земной коре составляет 10  3 %. Иттрий был открыт Ю. Гадолином в 1794 г. Его содержание в земной коре составляет 2,9·10  3 %. Содержание в земной коре лантана, открытого К. Г. Мосандером в 1839 г., составляет 4,9·10  3 %. Применяются эти металлы в основном для получения специальных сплавов, обладающих специфическими электрическими и магнитными свойствами. Кроме того, лантаноиды используются для приготовления различных пирофорных составов, церий - для получения алюминиевых сплавов. Добавка церия увеличивает электропроводность алюминия и улучшает его механические свойства, облегчает прокатку вольфрама. Диоксид церия применяется при шлифовке оптического стекла.

К семейству актиноидов относятся наиболее тяжелые элементы, следующие в периодической системе за актинием.

Из актиноидов практическое применение находят уран, торий

и плутоний.

Уран был открыт М. Г. Клапротом в 1789. Содержание его в земной коре составляет 2,5·10  4 %. В природе уран встречается н виде трех изотопов: 238 U - 99,285 %, 235 U - 0,71 %, 234 U - 0,005 %. Изотоп 235 U способен самопроизвольно распадаться, Поэтому уран, используемый в реакторах в качестве ядерного горючего, обогащают с целью увеличения в нем содержания изотопа-235. Для этого изотопа существует понятие критической массы, при достижении которой начинается цепная реакция и происходит ядерный взрыв. Если масса 235 U меньше критической, скорость реакции самопроизвольного распада можно регулировать. Это свойство 235 U используется в ядерном реакторе. Соединения урана применяются также в качестве красителей в полиграфической и силикатной промышленности.

Диоксид тория был открыт Й. Я. Берцелиусом в 1828 г., но металлический торий получен сравнительно недавно. Содержание тория в земной коре составляет 1,3·10  3 %. Небольшие добавки этого металла к вольфраму увеличивают срок службы электроспиралей в лампах накаливания (торий поглощает газы, способствующие быстрому износу вольфрамовой нити). Диоксид тория применяется в медицине, а также при изготовлении некоторых катализаторов.

Плутоний был открыт Г. Сиборгом, Э. Макмилланом, Дж. Кеннеди и А. Валем в 1940 г. Содержание его в земной коре ничтожно. Получают плутоний из продуктов распада горючего ядерных реакторов. Используется он для тех же целей, что и уран235.

84. Алюминий

Алюминий впервые получен химическим путем датским химиком Х. К. Эрстедом в 1825 г. В 1854 г. французский химик А. Э. Сент-Клер Девиль выделил его электрохимическим методом.

Нахождение в природе . Алюминий является самым распространенным в природе металлом. Содержание его в земной коре составляет 8,05 %. Важнейшие природные соединения алюминия - алюмосиликаты, боксит, корунд.

Алюмосиликаты составляют основную массу земной коры. Продукт их выветривания - глина и полевые шпаты (ортоклаз, альбит, анортит). Основу глин составляет каолин Аl 2 O 3 ·2SiO 2 ·2Н 2 О.

Боксит - горная порода, из которой получают алюминий. Состоит главным образом из гидратов оксида алюминия Аl 2 O 3 ·nН 2 О.

Физические свойства . Алюминий - серебристо-белый легкий металл, плавящийся при 660 С. Очень пластичный, легко вытягивается в проволоку и раскатывается в листы: из него можно изготовить фольгу толщиной менее 0,01 мм. Алюминий обладает очень большой тепло- и электропроводностью. Его сплавы с различными металлами прочны и легки.

Химические свойства . 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 O 2 + 6 Н 2 О = 4 Аl(ОН) 3

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

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

2 Аl + 6 Н 2 О = 2 Аl(ОН) 3 + 3 Н 2

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

2 Аl + 6 НСl = 2 AlСl 3 + 3 Н 2

2 Аl + 3 Н 2 SO 4 = Аl 2 (SO 4) 3 +3 Н 2

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 НNО 3 = 8 Аl(NО 3) 3 + 3 N 2 О + 15 Н 2 О

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 Н 2 О = 2 К 3 [Аl(ОН) 6 ] + 3 Н 2

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 Вr 2 = 2 АlВr 3 (бромид алюминия)

4 Аl + 3 O 2 = 2 Аl 2 O 3 (оксид алюминия)

2 Аl + 3 S = Аl 2 S 3 (сульфид алюминия)

2 Аl + N 2 = 2 АlN (нитрид алюминия)

4 Аl + 3 С = Аl 4 С 3 (карбид алюминия)

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

Аl 2 S 3 + 6 Н 2 О = 2 Аl(ОН) 3 + 3 Н 2 S

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

8 Al + 3 Fе 3 О 4 = 9 Fе + 4 Аl 2 O 3

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 Fе 3 О 4 (термит), то реакция протекает самопроизвольно с разогреванием смеси до 3500 С. Железо при такой температуре находится в расплавленном состоянии.

Получение . Впервые алюминий был получен восстановлением из хлорида алюминия металлическим натрием:

АlСl 3 + 3 Nа = 3 NаСl + Аl

В настоящее время его получают электролизом расплавленных солей в электролитических ваннах (рис. 46). В качестве электролита служит расплав, содержащий 8590 % криолита - комплексной соли 3NаF·АlF 3 (или Nа 3 АlF 6) и 1015 % глинозема - оксида алюминия Аl 2 O 3 . Такая смесь плавится при температуре около 1000 С.

При растворении в расплавленном криолите глинозем ведет себя как соль алюминия и алюминиевой кислоты и диссоциирует на катионы алюминия и анионы кислотного остатка алюминиевой кислоты:

АlAlО 3  Аl 3  + АlO 3 3 

Криолит также диссоциирует:

Na 3 AlF 6  3 Nа  + АlF 6 3 

При пропускании через расплав электрического тока катионы алюминия и натрия движутся к катоду - графитовому корпусу ванны, покрытому на дне слоем расплавленного алюминия, получаемого в процессе электролиза. Так как алюминий менее активен, чем натрий, он восстанавливается в первую очередь. Восстановленный алюминий в расплавленном состоянии собирается на дне ванны, откуда его периодически выводят.

Анионы AlO 3 3  и АlF 6 3  движутся к аноду - графитовым стержням или болванкам. На аноде в первую очередь разряжается анион АlO 3 3 

4 АlО 3 3   12 е  = 2 Аl 2 О 3 + 3 O 2

Расход глинозема все время восполняется. Количество криолита практически не меняется, лишь незначительные его потери происходят вследствие образования на аноде тетрафторида углерода СF 4 .

Электролитическое производство алюминия требует больших затрат электроэнергии (на получение 1 т алюминия расходуется окодо 20 000 кВт·ч электроэнергии), поэтому алюминиевые заводы строят вблизи электростанций.

Применение . Алюминий используется очень широко. Из него изготовляют фольгу, применяемую в радиотехнике и для упаковки пищевых лродуктов. Алюминием покрывают стальные и чугунные изделия в целях предохранення их от коррозии: изделия нагревают до 1000 С в смеси алюминиевого порошка (49 %), оксида алюминия (49 %) и хлорида алюминия (2 %). Этот процесс называется алитированием.

Алитированные изделия выдерживают нагревание до 1000 С, не подвергаясь коррозии. Сллавы алюминия, отличающиеся большой легкостью и прочностью, применяются в производстве теплообменных апларатов, в самолетостроении и машиностроении.

Оксид алюниния Аl 2 O 3 . Представляет собой белое вещество с температурой плавления 2050 С. В природе оксид алюминия встречается в виде корунда и глинозема. Иногда встречаются прозрачные кристаллы корунда красивой формы и охраски. Корунд, окрашенный соединениями хрома в красный цвет, называют рубином, а окрашенный соединениями титана и железа в синий цвет - сапфиром. Рубин и сапфир являются драгоценными камнями. В настоящее время их довольно легко получают искусственно.

Оксид алюминия обладает амфотерными свойствами, но он не растворяется в воде, кислотах и щелочах. При кипячении в концентрированном растворе щелочи он лишь частично переходит в раствор. Оксид алюминия переводят в растворимое состояние сплавлением со щелочами или пиросульфатом калия:

АI 2 О 3 + 2 КОН = 2 КАlO 2 + Н 2 О

Аl 2 O 3 + 3 К 2 S 2 О 7 = 3 К 2 SO 4 + Аl 2 (SO 4) 3

Полученные сплавы растворяются в воде. При сплавлении оксида алюминия с поташем или содой образуются алюминаты , которые легко растворяются в воде:

Аl 2 O 3 + К 2 СО 3 = 2 КАlO 2 + СО 2

Природный корунд - очень твердое вещество. Он применяется для изготовления наждачных кругов и шлифовальных порошков. Рубин используют для изготовления втулок часовых и других точных механизмов.

Глинозем используется как сырье для получения алюминия. Обезвоженный оксид алюминия служит адсорбентом при очистке и разделении органических веществ методом хроматографии.

Гидроксид алюминия Аl(ОН) 3 . Представляет собой белое вещество, которое при нагревании теряет воду, превращаясь в оксид алюминия. Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами. Свежеосажденный гидроксид легко растворяется в кислотах и щелочах (кроме гидроксида аммония):

2 Аl(ОН) 3 + 3 Н 2 SO 4 = Аl 2 (SO 4) 3 + 6 Н 2 О

Аl(ОН) 3 + 3 КОН = К 3 [Аl(ОН) 6 ]

Гидроксид алюминия является слабым основанием и еще более слабой кислотой, поэтому соли алюминия находятся в растворе только в присутствии избытка кислоты, а алюминаты - только в присутствии избытка щелочи. При разбавлении растворов водой эти соединения сильно гидролизованы.

Высушенный гидроксид алюминия, потерявший часть воды, не растворяется ни в кислотах, ни в щелочах и этим напоминает оксид алюминия.

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

Г л а в а ХII. ВТОРАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ

СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ

85. Общая характеристика элементов II группы

Ко II группе периодической системы элементов относятся бериллий, щелочноземельные металлы: магний, кальций, стронций, барий и радий (главная подгруппа) и подгруппа цинка: цинк, кадмий, риуть (побочная подгруппа). Своим названием щелочноземельные металлы обязаны тому, что их оксиды (земли) при растворении в воде образуют щелочные растворы.

На внешнем электронном уровне элементов главной и побочной подгрупп находятся по два электрона (s 2), которые они отдают, образуя соединения со степенью окисления +2.

Для всех элементов II группы характерны сравнительно низкая температура плавления и высокая летучесть. У щелочноземельных элементов растворимость гидроксидов увеличивается от магния к барию: гидроксид магния почти не растворяется в воде, гидроксид кальция растворяется слабо, а гидроксид бария - хорошо. Растворимость же многих солей уменьшается от магния к радию. Так, сульфат магния хорошо растворяется в воде, сульфат кальция - плохо, а сульфаты стронция, бария и радия практически нерастворимы. Низкая растворимость сульфата радия используется для выделения радия из его концентратов.

В подгруппе цинка амфотерность оксидов уменьшается от цинка к ртути: гидроксид цинка хорошо растворяется в щелочах, гидроксид кадмия - значительно хуже, а гидроксид ртути в щелочах нерастворим. Активность элементов в этой подгруппе уменьшается с увеличением их атомной массы. Так, цинк вытесняет кадмий и ртуть из растворов их солей, а кадмий вытесняет ртуть.

Бериллий был открыт Л. Н. Вокленом в 1798 г. Содержание его в земной коре составляет 3,8·10  4 %. Металлический бериллий применяется для изготовления окон к рентгеновским установкам, так как поглощает рентгеновские лучи в 17 раз слабее алюминия. Добавка бериллия к сплавам увеличивает их твердость и электропроводность. Соединения бериллия могут вызывать очень тяжелое заболевание легких.

Стронций впервые был выделен в виде оксида А. Крофордом в 1790 г., а в чистом виде получен Г. Дэви в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 0,034 %. Нитрат стронция применяют в пиротехнике, а его карбонат и оксид - в сахарной промышленности. При ядерных взрывах образуется стронций-90, излучение которого очень опасно, так как вызывает лучевую болезнь, лейкоз и саркому костей.

Барий был открыт К. В. Шееле в 1774 г. и Г. Деви в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 0,065 %. Из соединений бария наиболее широко применяются его гидроксид, пероксид и некоторые соли. Гидроксид и хлорид бария используются в лабораторной практике, пероксид бария - для получения пероксида водорода, нитрат и хлорат - в пиротехнике, сульфат бария - в рентгеноскопии органов пищеварения. Соединения бария ядовиты.

Радий открыт М. и П. Кюри совместно с Ж. Белебном в 1898 г.

Содержэние его в земной коре составляет 1·10  20 % . Радий обладает естественной радиоактивностью: при его радиоактивном распаде выделяются -частицы, электроны и образуется радон. Соли радия применяются в исследовательских целях, а также для получения радона, обладающего целебными свойствами.

Кадмий открыл Ф. Штромейер в 1817 г. и независимо от него К. Герман, К. Карстен и В. Мейснер - в 1818 г. Содержание его в земной коре составляет 1,3·10  5 %. Благодаря способности кадмия покрываться защитной оксидной пленкой он испольэуется как устойчивое антикоррозионное покрытие. Соединения кадмия ядовиты.

86. Магний

Магний открыт Г. Дэви в 1808 г.

Нахождение в природе . Содержание магния в земной коре составляет 1,87 %. Соединения его встречаются в различных минералах. Карбонат магния входит в состав доломита СаСО 3 ·МgСО 3 , и магневита МgСО 3 , хлорид - в состав карналлита КСl·МgСl 2 ·6Н 2 О, сульфат магния - в состав каинита КСl·МgSO 4 ·6Н 2 О. Значительное количество солей магния содержится в морской воде, придавая ей горьковатый вкус.

Физические свойства . Магний - серебристо-белый металл с плотностью 1,74 г/см 3 , плавится при 651 С, кипит при 1110 С. На холоду магний покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления кислородом воздуха.

Химические свойства . Магний - активный металл. Если разрушить оксидную пленку на его поверхности, он легко окисляется кислородом воздуха. При нагревании магний энергично взаимодействует с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими элементами:

2 Мg + O 2 = 2 МgО (оксид магния)

Мg + Сl 2 = МgСl 2 (хлорид магния)

3 Mg + N 2 = Мg 3 N 2 (нитрид магния)

3 Мg + 2 Р= Мg 3 Р 2 (фосфид магния)

2 Мg + Si = Мg 2 Si (силицид магния)

Магний не растворяется в воде, однако при нагревании довольно активно взаимодействует с парами воды:

Мg + Н 2 О = МgО + Н 2

Магний легко отнимает кислород и галогены у многих металлов, поэтому его используют для получения редких металлов из их соединений:

3Мg + МоО 3 = 3 МgО + Мо

2Мg + ZrСl 4 = 2 МgСl 2 + Zr

Он горит в атмосфере углекислого газа:

Мg + СО 2 = МgО+ СО

2 Мg + СО 2 = 2 МgО + С

и хорошо растворяется в кислотах:

Мg + Н 2 SO 4 = МgSО 4 + Н 2

4 Мg + 10 НNО 3 = 4 Мg(NО 3) 2 + N 2 O + 5 Н 2 О

Получение . Магний получают электролизом расплавов его солей. Электролитом служит чистый обезвоженный карналлит, анодом - графитовый стержень, катодом - железный. Полученный жидкий магеий всплывает на поверхность и его собирают черпалками. В ходе электролиза к электролиту добавляют хлорид магния. В последнее время магний получают также восстановлением его из оксида карбидом кальция, аморфным углеродом или кремнием. Процесс восстановления карбидом протекает при температуре 1200, углеродом - при 2000, а кремнием - при 12001300 С. Во избежание взаимодействия образующихся в ходе реакции металлического магния и SiО 2 в реакцию вводят не MgО, а обожженный доломит - смесь оксидов кальция и магния:

МgО + СаС 2 = СаО + Мg + 2 С (1200 С)

МgО + С = Мg + СО (2000 С)

2 МgО + СаО + Si = СаSiO 3 + 2 Мg (12001300 С)

Применение . Магний применяется для получения многих легких сплавов, в частности дюралюминия. Добавка магния к чугуну улучшает механические свойства последнего. Магний применяют как восстановитель при получении редких металлов (Nb, Та, Мо, W, Тl, Zr, Нf и др.) и некоторых неметаллов (например, Si).

Оксид магния МgО . Белое мелкокристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Плавится при температуре 2800 С. Обладает основными свойствами. Хорошо растворяется в кислотах:

МgО + Н 2 SO 4 = МgSO 4 + Н 2 О

при нагревании реагирует с кислотными оксидами:

МgО + SiO 2 = МgSO 4

В лаборатории оксид магния можно получить сжиганием металлического магния или прокаливанием его гидроксида:

Mg(ОН) 2 = МgО + Н 2 О

В промышленности МgО лолучают термическим разложением кaрбоната магния:

МgСО 3 = МgО + СО 2

Основная масса оксида магния расходуется строительной промышленностью на изготовление магнезитового цемента и магнезитовых огнеупоров.

Гидроксид магния Мg(ОН) 2 . Вещество белого цвета, нерастворимое в воде, но легко растворимое в кислотах:

Мg(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = МgSO 4 + 2 Н 2 О

При пропускании углекислого газа через суспензию гидроксида магния последний расгворяется с образованием гидрокарбоната магния:

Мg(ОН) 2 + СО 2 = МgCО 3 + Н 2 О

МgСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Мg(НСО 3) 2

Гидроксид магния получают действием щелочей или аммиака на растворы солей магния:

МgСl 2 + 2 КОН = Мg(ОН) 2 + 2 КСl

МgCl 2 + 2 NН 4 ОН = Мg(ОН) 2 + 2 NН 4 Сl

Если к раствору, содержащему нерастворимый гидроксид магния, добавлять соли аммония, осадок растворяется. Это объясняется тем, что ионы аммония связывают гидроксильные ионы (образуется малодиссоциированный гидроксид аммония):

Мg(ОН) 2 + 2 NН 4  = Мg 2  + 2 NН 4 ОН

Таким образом можно удерживать магний растворенным в аммиаке. Этот раствор называется магнезиальной смесью и используется для качественного и количественного определения ионов фосфорной кислоты:

МgСl 2 + 3 NН 4 ОН + Н 3 РО 4 = MgNН 4 РО 4 + 2 NН 4 Сl + 3 Н 2 О

Хорошо растворяются в воде нитрат, хлорид, сульфат, перхлорат, ацетат магния, а также кислые соли многоосновных кислот. Остальные соли магния плохо растворяются в воде.

87. Кальций

Соли кальция известны человеку очень давно, но в свободном состоянии этот металл был получен английским химиком Г. Дэви только в 1808 г.

Нахождение в природе . Содержание кальция в земной коре составляет 3,3 %. Наиболее распространенными его соедлнениями являются минерал кальцит СаСО 3 (главная составная часть известняка, мела и мрамора) и прозрачная разновидность кальцита - исландский шпат. Карбонат кальция входит также в состав минерала доломита СаСО 3 ·МgСО 3 . Часто встречаются залежи сульфата кальция в виде минерала гипса СаSO 4 ·2Н 2 О, фосфата кальция - в виде минералов фосфорита Сa 3 (РО 4) 2 и апатита 3Са 3 (РО 4) 2 ·СаF 2 (или Са 5 (РO 4) 3 F), фторида кальция - в виде минерала плавикового шпата СаF 2 , и нитрата кальция - в виде кальциевой, или норвежской, селитры Са(NО 3) 2 . Кальций входит также в состав многих алюмосиликатов, в частности полевых шпатов.

Физические свойства . Кальций - серебристо-белый ковкий металл, который плавится прп температуре 850 С и кипит при 1482 С. Он значительно тверже щелочных металлов.

Химические свойства . Кальций - активный металл. Так, при обычных условиях он легко взаимодействует с кислородом воздуха и галогенами:

2 Са + О 2 = 2 СаО (оксид кальция)

Са + Вr 2 = СаВr 2 (бромид кальция)

С водородом, азотом, серой, фссфором, углеродом и другими неметаллами кальций реагирует при нагревании:

Са + Н 2 = СаН 2 (гидрид кальция)

3 Са + N 2 = Са 3 N 2 (нитрид кальция)

Са + S = СаS (сульфид кальция)

3 Са + 2 Р = Са 3 Р 2 (фосфид кальция)

Са + 2 С = СаС 2 (карбид кальция)

С холодной водой кальций взаимодействует медленно, а с горичей - очень энергично:

Са + 2 Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2

Кальций может отнимать кислород или галогены от оксидов и галогенидов менее активных металлов, т. е. обладает восстановительными свойствами:

5 Са + Nb 2 О 5 = СаО + 2 Nb

5 Са + 2 NbСl 5 = 5 СаСl 2 + 2 Nb

Получение . Металлический кальций получают электролизом его расплавленных солей. Электролитом служит расплавленная смесь СаCl 2 и СаF 2 в соотношении 3: 1 по массе. Фторид кальция прибавляют для понижения температуры плавления смеси. Применение. Кальций применяют в металлургии для очистки чугуна и стали от оксидов, а также в производстве многих редких металлов (Тl, Zг, Нf, Nb, Та и др.) как восстановитель этих металлов из их оксидов и хлоридов. Сплав кальция со свинцом используют для изготовления подшипников и оболочек кабелей.

Оксид кальция СаО . Белое вещество, плавящееся при температуре около 3000 С, с ярко выраженными основными свойствами. Хорошо взаимодействует с водой, кислотами и кислотными оксидами:

СаО+ Н 2 О = Са(ОН) 2

СаО+ 2 НСl = СаСl 2 + H 2 О

СаО + СО 2 = СаСО 3

В лабораторных условиях оксид кальция можно получить окислением кальция, а также термическим разложением его карбоната. В промышленности СаО получают обжигом известняка в шахтных или вращающихся трубчатых печах при 10001100 С. Поэтому его называют еще жженой или негашеной известью .

Применяют оксид кальция в промышленности строительных материалов как вяжущий материал.

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 . Твердое белое вещество, плохо растворимое в воде (в 1 л воды при 20 С растворяется 1,56 г Са(ОН) 2). При обработке оксида кальция горячей водой получается мелкораздробленый гидроксид кальция - пушонка . Насыщенный водный раствор Са(ОН) 2 называется известковой водой. На воздухе он мутнеет вследствие взаимодействия с углекислым газом и образования карбоната кальция.

Гидроксид кальция является щелочью. Он легко реагирует с кислотами, кислотными оксидами и солями:

Са(ОН) 2 + 2 НСl = СаСl 2 + 2 H 2 О

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О

3 Сa(ОН) 2 +2 FеСl 3 = 3 СаСl 2 + 2 Fе(ОН) 3

Процесс взаимодействия оксида калъция с водой называется гашением. Гашеная известь в смеси с песком и водой образует известковый раствор, используемый в строительстве: для скрепления кирпичей при кладке стен, для штукатурных рабат и др. На воздухе гашеная известь поглощает углекислый газ и превращается в карбонат кальция.

Цинк в сплавах был извеетен еще в древности. В чистом виде

его получили только в конце ХVIII века.

Нахождение в природе . Содержание цинка в земной коре составляет 8,3·10  3 %. Его соединения довольно раслространены. Чаще других встречается минерал цинковая обманка ZnS, реже - галмей ZnСО 3 , кремнецинковая руда Zn 2 SiО 4 ·Н 2 О, цинковая шпинель ZnО·Аl 2 O 3 и красная цинковая руда, или цинкит, ZnО.

Физические свойства . Цинк - металл синевато-белого цвета, обладающий металлическим блеском. На воздухе его поверхность покрывается оксидной пленкой и тускнеет. Цинк плавится при 419,5 С, кипит при 913 С. Плотность литого твердого цинка составляет 7,13 г/см 3 , плотность вальцованного цинка несколько выше. При температуре плавления плотность цинка равна 6,92 г/см 3 . На холоду цинк довольно хрупок но при температуре 100150 С легко поддается прокатке и вытягиванию. Легко образует сплавы с другими металлами.

Химические свойства . Цинк является довольно активным металлом. Он легко вэаимодействует с кислородом, галогенами, серой и фосфором:

2 Zn + О 2 = 2 ZnО (оксид цинка)

Zn + Сl 2 = ZnСl 2 (хлорид цинка)

Zn + S = ZnS (сульфид цинка)

3 Zn + 2 Р = Zn 3 Р 2 (фосфид цинка)

При нагревании взаимодействует с аммиаком, в реэультате чего образуется нитрид цинка:

3 Zn + 2 NН 3 = Zn 2 N 3 + 3 Н 2

а также с водой:

Zn + Н 2 О = ZnО+ Н 2

и сероводородом:

Zn + Н 2 S = ZnS+ Н 2

Образующийся на поверхности цинка сульфид предохраняет его от дальнейшего взаимодействия с сероводородом.

Цинк хорошо растворим в кислотах и щелочах:

Zn + Н 2 SO 4 = ZnSO 4 + Н 2

4 Zn + 10 НNО 3 = 4 Zn(NО 3) 2 + NН 4 NО 3 + 3 Н 2 О

Zn + 2 КОH + 2 Н 2 О = К 2 + Н 2

В отличие от алюминия цинк растворяется в водном растворе аммиака, так как образует хорошо растворимый аммиакат:

Zn + 4 NН 4 ОН = (ОН) 2 + Н 2 + 2 Н 2 О

Цинк вытесняет менее активные металлы из растворов их солей.

СuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Сu

СdSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Сd

Получение . Цинк получают двумя способами: пирометаллургичским и гидрометаллургическим. В обоих способах цинковую руду обжигают с целью переведения сульфида цинка в оксид:

2 ZnS + 3 O 2 = 2 ZnО + 2 SO 2

ZnСО 3 = ZnО + СО 2

Выделяющийся диоксид серы используется в производстве серной кислоты. При получении цинка пирометаллургическим слособом полученный цинковый огарок (продукт обжига цинковой руды) смешивают с коксом и нагревают до 11001200 С. Цинк восстанавливается:

ZnO + C = Zn + CO

и при 913 "С отгоняется.

Для получения цинка гидрометаллургическим слособом цинковый огарок растворяют в серной кислоте, отделяют примеси и электролизом сернокислого раствора выделяют цинк (катодом служит алюминий, а анодом - свинец).

Применение . Цинк применяют для оцинкования железа с целью предохранения его от коррозии (цинковая жесть), для изготовления гальванических элементов. Цинковую пыль используют как восстановитель химических процессов. Цинк входит в состав многих сплавов.

Оксид цинка ZnО . Порошок белого цвета. Плавится при температуре около 2000 С. Плохо растворяется в воде. Обладает амфотерными свойствами. Легко растворяется как в кислотах, так и в щелочах, образуя соли цинка ц и н к а т ы:

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

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

При сплавлении взаимодействует с основными и кислотными оксидами:

ZnО + СаО = СаZnО 2

ZnО+ SiО 2 = ZnSiО 3

Используется оксид цинка как катализатор во многих химическик процессах. Он входит также в состав цинковых белил.

Гидроксид цинка Zn(ОН) 2 . Обладает амфотерными свойствами, легко растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(ОН) 2 + Н 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2 Н 2 О

Zn(ОН) 2 + 2 КОН = К 2

Он легко растворяется также в аммиаке - образуется аммиакат цинка:

Zn(ОН) 2 + 4 NН 4 ОН = (ОН) 2 + 4 Н 2 О

Гидроксид цинка образуется при обработке соли цинка щелочью (но не аммиаком) или цинката кислотой:

ZnSO 4 + 2 КОН = К 2 SO 4 + Zn(ОН) 2

К 2 + Н 2 SO 4 = К 2 SO 4 + Zn(ОH) 2 + 2 Н 2 О

Соли цинка . Хлорид цинка ZпCl 2 получают растворением цинка или его оксида в соляной кислоте. Он очень хорошо растворим в воде (расплывается на воздухе). Раствор хлорида цинка в соляной кислоте применяют для обработки поверхности металла при паянии (травление). Хлорид цинка образует с соляной кислотой комплексную кислоту Н 2 ZnСl 4 , которая растворяет оксиды металлов, но не металлы. Хлорид иннкь лрименяется в медицине в качестве антисептика.

Сульфид цинка ZnS . Порошок бледно-желтого цвета, труднорастворим в воде. Плавится при 18001900 С под давлением (при 1180 С возгоняется). Легко растворяется в кислотах:

ZnS + 2 НСl = ZnCl 2 , + Н 2 S

Он входит в состав литопона - минеральной краски, получаемой в рсзультате смешивания сульфида бария с сульфатом цинка:

ВаS + ZnSO 4 = ВаSO 4 + ZnS

Литонон значительно дешевле свинцовых белил, но менее устойчив на свету. Под действием ультрафиолетовых и радиоактивных лучей сульфид цинка светится. Поэтому его используют в качестве люминофора в электронно-лучевых трубках. Тонкоизмельченный сульфид цинка (цинкосульфидная серая краска) применяется для покрытий металлических конструкций мостов и деталей машин.

Сульфат цинка ZnSO 4 применяется в медицине в качестве антисептпка.

89. Ртуть

Ртуть была известна еще древним грекам.

Нахождение в природе . Содержание ее в земной коре составляет

8,3·10  6 %. Самородная ртуть встречается в виде вкраплений в породу. Встречается также сульфид ртути НgS, называемый киноварью.

Физические свойства . Ртуть - серебристо-белый жидкий металл, затвердевает при 38,84 С, кипит при 356,95 С. В твердом состоянии обладает хорошей ковкостью и эластичностью. В ртути растворяются многие металлы, образуя амалыамы. В них металлы ведут себя, как и в свободном состоянии, но делаются менее активными (образование амальгамы снижает активность аналогично разбавлению). Пары ртути очень ядовиты. Ртуть не выводится из организма человека.

Химические свойства . Ртуть является малоактивным металлом. С кислородом она взаимодействует только при нагревании:

2 Нg + O 2 = 2 НgО

С хлором ртуть взаимодействует на холоду, образуя хлорид ртути, или сулему:

Нg + Сl 2 = НgCl 2

Легко взаимодействует ртуть с порошкообразной серой, образуя очень прочное соединение - сульфид ртути:

Эту реакцию используют для связывания разлитой ртути: место, где предполагают наличие разлитой ртути, посыпают порошком серы.

В воде и щелочах ртуть не растворяется. Она растворяется в кислотах-окислителях; в концентрированной серной кислоте при нагревании, а в азотной - на холоду. В вависимости от количества ртути образуются соли ртути в степени окисления +1 и +2:

Нg + 2 Н 2 SO 4 = НgSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O

3 Нg + 8 НNО 3 = 3 Нg(NО 3) 2 + 2 NО + 4 Н 2 О

Нg + Нg(NО 3) 2 = Нg 2 (NО 3) 2

Ртуть (II) в хлориде НgСl 2 , восстанавливается металлической ртутью до ртути (I):

НgСl 2 + Нg = Нg 2 Сl 2 (каломель)

Получение . Ртуть получают из киновари, прокаливая ее на воздухе либо нагревая с железом или оксидом кальция:

НgS + О 2 = Нg + SO 2

НgS + Fе = Нg + FeS

4 НgS + 4 СаО = 4 Нg + 3 СаS + СаSO 4

Ртуть легко отгоняется.

Применение . Металлическая ртуть применяется в различных приборах, таких, как регуляторы давления, кварцевые лампы, термометры, диффузионные вакуумные насосы и др. Ее используют также для получения красок, гремучей ртути, ртутных мазей против кожных ааболеваний. Амальгамы ртути применяются в качестве востановителей. Значительные количества ртути ислользуются в электрохимической промышленности (ртутные катоды) и полярографии.

Оксид ртути НgО . Вещество желтого или красного цвета. При нагревании легко разлагается на кислород и ртуть. Оксид ртути сбладает только основными свойствами. Он может растворяться в кислотах, с которыми ртуть образует легкорастворимые соли:

НgО+ 2 НСl = НgСl 2 + Н 2 O

НgО + 2 НNО 3 = Нg(NО 3) 2 + Н 2 О

В воде оксид ртути не растворяется и при действии щелочей на растворы солей ртути (II) выпадает в осадок:

НgСl 2 + 2 КОН = 2 КСl + НgО + Н 2 О

Нg(NО 3) 2 + 2 КОН = 2 КNО 3 + НgО + Н 2 О

В соединениях ртути со степенью окисления +1 два атома ртути соединяются между собой ковалентной связью. При дсйствии щелочей на соли ртути (I) выпадают металлическая ртуть и оксид ртути (II):

Нg(NО 3) 2 + 2 КОН = 2 КNО 3 + НgО + Нg + Н 2 О

Соли ртути применяются в основном как катализаторы многих химичесхих процессов. Так, сулема НgСl 2 катализирует реакцию гидрохлорирования ацетилена:

НССН + НСl -- Н 3 С = СНСl

Сульфат ртути НgSО 4 применяется как катализатор при гидратации ацетилена по реакции Кучерова:

НСCН + Н 2 О -- СН 3 СНО

Труднорастворимая каломель Нg 2 Сl 2 используется при изготовлении стандартных электродов электрометрических приборов.