Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка12/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   ...   8   9   10   11   12   13   14   15   ...   23

Елементи IIIA групи

Бор

Поширення бору. Бор - відносно рідкісний елемент. Його сполуки концентруються в осадових розсолах морів, озер, утворюють відклади. У вільному стані бор не трапляється. Він перебуває в природі винятково у вигляді кисневих сполук. Відомо більше 80 мінералів бору, що містять кисень, до якого він проявляє ще більш високу спорідненість, ніж силіцій (Gof B2O3 = -1178 кДж/моль). Бор трапляється в основному у вигляді кальцієвих і магнієвих солей поліборних кислот (B2O3)n.(H2O)m:

Ca2B6O11.5H2O - колеманіт,

CaB4O7.4H2O - борокальцит,

NaCaB5O9.8H2O - боронатрокальцит,

Mg7Cl2B16O30 - борацит (2MgO.4MgB4O7.MgCl2),

MgHBO3 - ашарит,

MgCaB6O11.6H2O - гідроборацит,

KMg2B11O9.9H2O - каліборит.

Рідше бор трапляється у вигляді бури та борної кислоти:

Na2B4O7.10H2O - бура, тинкал,

Na2B4O7.4H2O - керніт, разорит,

H3BO3 - сассолін, борна кислота.

Борна кислота міститься в парах гарячих джерел вулканічного походження та у виверженнях вулканів. Морська вода містить приблизно 0,2 г бору в 1 м3.

Відносно невисокий вміст бору в земній корі, що не відповідає його малому порядковому номеру, пояснюється легкістю взаємодії його ядер з нейтронами:

105B + 10n = 42He + 73Li.

Здатність бору поглинати нейтрони зумовлює його застосування в ядерній енергетиці як сповільнювачів ядерних процесів і в біологічному захисті.

Відомі два ізотопи бору: 105B (19,57 %) і 115B (80,43 %).

Добування бору. Природні борати обробляють сірчаною кислотою, добуту борну кислоту піддають термічному розкладу, утвореній борний ангідрид відновлюють до бору магнійтермічно:

3Mg + B2O3 = 3MgO + 2B, Go298 = -532,2 кДж.

Бор добувають також відновленням натрієм фтороборатів лужних металів:

KBF4 + 3Na = 3NaF + KF, Go298 = -389 кДж.

Користуються також і цинком як відновником:

2BCl3 + 3Zn = 3ZnCl2 + 2B, Go298 = -504,5 кДж.

Однак метод металотермії дає продукт, забруднений домішками. Більш чистий бор (99,5 %) виходить при електролізі розплавлених фтороборатів. Найбільш чистий кристалічний бор добувають відновленням галогенідів воднем:

1300o

2BBr3 + 3H2  2B + 6HBr.

Застосовують також термічне розкладання диборану В2Н6 або BI3 (BBr3):

В2Н6 = 2B + 3H2.

Фізичні властивості. Бор утворює кілька алотропних модифікацій, що відрізняються будовою кристалів. Одна кристалічна форма бору - -ромбоедрична - утворюється піролізом BI3 або гідридів бору та кристалізацією з сплаву бор - платина. Це найбільш щільна модифікація, її структура складається повністю з ікосаедрів В12, які взаємно упаковані подібно щільній кубічній упаковці куль. Зв’язки між ікосаедрами слабші, ніж всередині самих ікосаедрів.

Тетрагональна форма бору може бути добутою відновленнім ВBr3 воднем. ЇЇ структура складається з шарів ікосаедрів В12 з прошарками з окремих атомів бору, які з’єднують шари ікосаедрів.

-Ромбоедричний бор утворюється при кристалізації розплавленого бору. Він повністю побудований з щільно упакованих ікосаедрів В12 із зв’язками В-В між ними, але складнішим чином, ніж у випадку -ромбоедричного бору. -Ромбоедричний бор - найстійкіша кристалічна форма бору.

Кристалічні модифікації бору являють собою чорні або темно-сірі непрозорі блискучі речовини. Кристалічна решітка для бору дуже міцна, це проявляється у низькій ентропії (7 кДж/моль), високій температурі плавлення та високій твердості ( за твердістю кристалічний бор близький до алмазу). Кристалічний бор крихкий, діамагнітний, є напівпровідником, ширина забороненої зони становить 1.42 еВ. Його електрична провідність при підвищенні температури від 5 до 100оС зростає у 30 разів, а при нагріванні до 6000оС - приблизно у 100 разів.

Аморфний бор - порошок коричневого кольору, не має запаху. Як і кремній, аморфний бор розчиняється у деяких розплавлених металах, наприклад у розплавленому алюмінії.

Хімічні властивості бору

Незважаючи на те, що бор знаходиться у III групі періодичної системи, він за своїми властивостями найбільш схожий не на інші елементи цієї групи. а на елемент IV групи - силіцій. У цьому виявляється правило «діагональної схожості» у періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва. Згідно з цим правилом, перший елемент головної підгрупи за своєю хімічною поведінкою має схожість з другим елементом наступної головної підгрупи, а цей другий - з елементом побічної підгрупи тієї ж групи.

Кристалічний бор хімічно інертніший, ніж аморфний бор. Через міцність кристалічної гратки бор (подібно до силіцію) за звичайних умов вельми стійкий до процесів окиснення-відновлення, розчинення та утворення комплексів. При кімнатній температурі бор взаємодіє безпосередньо лише із фтором. При підвищенні температури хімічна активність бору зростає, він реагує з більшістю простих речовин, за винятком H2, Ge, Te, інертних газів та ртуті.

4B + 3O2 = 2B2O3,

2B + 3Cl2 = 2BCl3,

2B + 3S = B2S3,

2B + N2 = 2BN,

4B + C = B4C.

З воднем безпосередньо не реагує. Розбавлена H2SO4, киплячі соляна та плавикова кислоти на нього не діють. У подрібненому стані повільно окиснюється гарячим концентрованим розчином азотної кислоти та концентрованим розчином H2SO4, царською горілкою, хромовою сумішшю, концентрованими розчинами H2O2 та (NH4)2S2O8:

B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2,

2B + 3H2SO4 = 2H3BO3 + 3SO2.

Аналогічно силіцію аморфний бор реагує з лугами у присутності окисників (у відсутності окисників луги на бор не діють):

4B + 4KOH + 3О2 = 4KBO2 + 2H2О.

Реагує також з розплавленими Na2O2 і з сумішшю KNO3 + Na2CO3. Суміші аморфного бору з KMnO4 та PbO2 при розтиранні спалахують, а суміші з HIO3 вибухають. Кристалічний бор не реагує навіть з киплячими концентрованими лугами.

У хімічних реакціях бор частіше виступає як відновник. Його відновна активність сильно зростає при високих температурах та виявляється відносно таких стійких оксидів, як SiO2, CO2, P2O5, а також оксидів деяких металів:

3SiO2 + 4B = 3Si + 2B2O3.

При пропусканні водяної пари понад сильно розжареним бором водень відновлюється з води:

2В + 3Н2О = В2О3 + 3Н2.

Бор може виступати також у ролі окисника. При високій температурі бор сполучається з багатьма металами, утворюючи бориди:

3Mg + 2B = Mg3B2,

2Ni + B = Ni2B.

Сполуки бору з металами і неметалами

Бор – перший р-елемент в періодичній системі елементів. З незбудженого стану 2s22p1 збудження переводить атом в стан 2s12px12py1 і далі в sp2-гібридний стан, в якому орбіталі розташовані під кутом 120о. Цьому стану відповідає структура сполук бору, в яких атом бору тривалентний.
Галогеніди бору

При нагріванні бору з галогенами утворюються галогеніди ВГ3; фторид BF3 утворюється навіть при кімнатній температурі. BF3 та BCl3 зручно добувати за реакціями: t

B2O3 + 3CaF2 + 3H2SO4 (конц.) = 3CaSO4 + 2BF3 + 3H2O,

t

B2O3 + 3C + 3Cl2 = 2BCl3 + 3CO.

BCl3 добувають також при нагріванні бору із сухим хлороводнем.

Галогеніди бору – ковалентні сполуки. У них бор знаходиться в стані sp2-гібридизації. Молекули ВГ3 мають форму плоского трикутника з атомом бору в центрі і кутами Г-В-Г, рівними 120о.

У ряді BF3 - BCl3 - BBr3 - BI3 довжина зв'язку збільшується, її енергія зменшується, тому стійкість сполук в цьому ряду швидко зменшується, про що свідчить характер зміни ентальпії утворення і енергії Гіббса утворення. У твердому стані галогеніди бору мають молекулярні гратки.

Галогеніди бору є безбарвними речовинами. За звичайних умов BF3 – газ, BCl3 – легко кипляча рідина (tкип = +12,5 оС), BBr3 – рідина, BI3 – тверда речовина.

Галогеніди бору мають кислотну природу, це галогенангідриди борної кислоти:

ВГ3 + 3НОН = Н3ВО3 + 3НГ.

Їхня здатність до гідролізу посилюється у ряді галогенідів від фториду до йодиду. Фтороводнева кислота, що утворюється при гідролізі фториду бору, взаємодіє з надлишком фториду бору:

BF3 + HF = H[BF4].

Тому сумарну реакцію гідролізу BF3 можна представити у вигляді:

4BF3 + 3H2O = H3BO3 + 3H[BF4].

BF3 є однєю з найактивніших кислот Льюїса, він легко сполучається з ефірами, спиртами, амінами, фосфіном, аміаком тощо, утворюючи продукти приєднання, наприклад:

F3B + :NH3 = F3B:NH3.

Нітрид бору утворюється в результаті взаємодії при високій температурі бору з азотом, а також бору або його сполук з аміаком:

B2O3 + 2NH3 = 2BN + 3H2O,

BBr3 + 4NH3 = BN + 3NH4Br,

BP + NH3 = BN + PH3.

При взаємодії простих речовин, B2O3 з NH3, BBr3 з NH3 утворюється гексагональна модифікація нітриду бору, його називають «білим графітом». Його кристалохімічна будова аналогічна будові графіту, в якому половина атомів вуглецю заміщена атомами бору, а друга половина – атомами азоту. Це можливо тому, що два томи (В і N) містять стільки ж електронів, що і два атоми вуглецю. Нітрид бору – полімер (BN)n, кристалічна решітка якого складається з шарів, утворених шестичленними кільцями, в яких чергуються поляризовані атоми В і N.

Валентні орбіталі атомів бору і азоту знаходяться у стані sp2-гібридизації, чому відповідають кути в кільцях по 120о. Крім того, в площині шарів здійснюється додаткове (-зв’язування за рахунок порожньої р-орбіталіатома бору і неподіленої електронної пари атома азоту. Окремі шари між собою зв'язані слабкими силами Ван-дер-Ваальса. Відстань B-N в кільці 0.145 нм, а відстань між шарами дорівнює 0.334 нм, тобто коротша, ніж у графіті – 0.340 нм.

Як і графіт, гексагональний нітрид бору жирний на дотик, відрізняється малою твердістю, легко розділяється на лусочки, має хороші змащувальні властивості, нерозчинний, вогнетривкий (т.пл. (3000оС), вельми стійкий по відношенню до різних хімічних дій навіть при високих температурах. На відміну від графіту, BN білого кольору, напівпровідник ((Е = 4.6-3.6 еВ). Водою білий графіт розкладається дуже повільно при нагріванні, утворюючи Н3ВО3 і NH3. Розкладання посилюється при дії розбавлених кислот. Білий графіт застосовують як високовогнетривкий конструкційний матеріал у ракетобудуванні, як тверде високотемпературне мастило.

В умовах високого тиску і температури (6-8.5 ГПа, 1500-1800оС) з гексагональної модифікації нітриду бору утворюється кубічна алмазоподібна модифікація (ельбор, кубоніт, боразон). Боразон утворюється також при азотуванні фосфіду бору. У ньому атоми азоту і бору знаходяться в sp3-гібридному стані. Як і в алмазі, оточення атомів тетраедричне. Кожен з атомів утворює по чотири атомні зв'язки, три з яких ковалентні за рахунок трьох електронів атома бору і трьох одиночних електронів атома азоту і один – донорно-акцепторний за рахунок пари електронів атома азоту (донора) і вакантної орбіталі атома бору (акцептора).

Як і алмаз, боразон – діелектрик, не поступається алмазу за хімічною інертністю, за твердістю лише трохи поступається алмазу (деякі зразки боразону навіть дряпають алмаз), але механічно більш міцний і термічно більш стійкий. Боразон витримує нагрівання на повітрі до 2000о, тоді як алмаз згоряє вже при 900оС. Боразон стійкий до розчинів кислот, лугів і інших реагентів. Використовується як абразив з надвисокою твердістю.

Таким чином, нітрид бору дивно схожий на вуглець: гексагональна модифікація на графіт, а кубічна – на алмаз.

Фтороборна кислота HBF4 у вільному вигляді не добута, стійка лише у розчині. Добувають її розчиненням Н3ВО3 у концентрованій плавиковій кислоті:

Н3ВО3 + 4HF = H[BF4] + 3H2O.

Іон BF4- має структуру тетраедра. Будова тетраедра характерна і для інших сполук бору, що мають донорно-акцепторні (-зв’язки. У цих сполуках є чотири ковалентні -зв’язки, що утворюються із sp3-гібридних орбіталей атома бору. По кристалічній структурі і розчинності фтороборати вельми нагадують відповідні перхлорати.

Борофтористоводнева кислота є сильною кислотою. Більшість її солей (фтороборатів) легка розчинні у воді. Відносно мало розчинні K[BF4], Rb[BF4], Cs[BF4]. Як і в разі кремнію, аналогічні солі інших галогенів не утворюються.

Тетрафтороборати(III) металів, добре розчинні у воді, застосовуються у гальванотехніці для приготування електролітів.

Бороводороди. Водневі сполуки бору називають боранами. Їх загальні формули BnHn+4 і BnHn+6 (n=2-20). За способом добування і властивостями борани нагадують силани. Оскільки бор безпосередньо з воднем не реееагує, борани добувають непрямим шляхом: або з бориду, розкладаючи їх кислотами:

6MgB2 + 12 HCl = H2 + 8B + B4H10 + 6MgCl2,

або з галогенідів бору (BF3 і BCl3), діючи на них воднем або речовинами, в яких водень міститься у складі аніона (наприклад, гідридами лужних металів):

2BCl3 + 6H2 = B2H6 + 6HCl,

8BF3 + 6LiH = B2H6 + 6Li[BF4],

4BF3 + 3Na[BH4] = 2B2H6 + 3Na[BF4],

4BCl3 + 3Li[AlH4] = 2B2H6 + 3LiCl + 3AlCl3.

Простий бороводород ВН3 - боран - в звичайних умовах не існує внаслідок координаційної ненасиченості і димеризується в диборан В2Н6. У молекулі В2Н6 атоми водню по одному з кожної групи ВН3 грають роль місткових атомів:
Н Н Н
В 97оВ 121.5о
Н Н Н
Борани є незвичайними сполуками, до яких непридатні уявлення класичної валентності. Вони є одним з найбільш важливих класів електронодефіцитних сполук. Так, в молекулі В2Н6 загальне число валентних електронів дорівнює 12, тобто їх не вистачає для утворення восьми звичайних двохелектронних двохцентрових зв'язків. Тому на місткових атомах водню відбувається перекривання 1s-орбіталі атома водню з двома sp3-гібридними орбіталями двох різних атомів бору з утворенням місткового двохелектронного трьохцентрового зв'язку В-Н-В. А в кожного атома бору по два двохцентрових і по одному трьохцентровому зв'язку Н-В-Н. Таким чином, з трьох атомних орбіталей утворюється молекулярна орбіталь, зайнята двома електронами з протилежними спінами. Відстань В-Н в місткових зв'язках дорівнює 1.334 Å, а в кінцевих зв'язках - 1.187 Å. Двохелектронний трьохцентровий зв'язок енергетично вигідніший за звичайні двохцентрові В-Н-зв’язки (на 59 кДж/моль). У молекулі В2Н6 формуються т.зв. «бананові» зв'язки:
Н Н Н
В В
Н Н Н
За властивостями борани мають багато спппільного з кремневоднями і вуглеводнями.

Формула


Назва


tпл, оС


tкип, оС


Відношення до повітря при 25оС


Реакції з водою


В2Н6

Диборан


-165.6

-92.5

Самозаймається


Миттєвий гідроліз


В4Н10

Тетраборан


-120

18

У чистому вигляді не займається


Гідроліз за 24 години


В5Н9

Пентаборан-9


-46.6

48

Самозаймається


Гидролізуєтся лише при нагріванні


В5Н11

Пентаборан-11


-123

63

Самозаймається


Швидкий гідроліз


В6Н10

Гексаборан-10


-62.3

-

Стійкий


Гидролізуєтся лише при нагріванні


В10Н14

Декаборан


99.7

213

Дуже стійкий


Повільний гідроліз



В2Н6 і В4Н10 - гази, В5Н9, В5Н11 і В6Н10 - рідини, В10Н14 - тверда речовина. Борани безбарвні, мають характерний неприємний запах, дуже токсичні: вдихання їх пари викликає головний біль і блювоту.

За хімічними властивостями борани схожі на силани. Борани - нестійкі і реакційнноздатні сполуки. По відношенню до більшості реагентів вони менш стійкі, ніж силани. Відносно менш активний декаборан В10Н14. Борани швидко окислюються на повітрі, часто із займанням. Їх горіння супроводиться виділенням великої кількості тепла:

5Н9 + 12О2 = 5В2О3 + 9Н2О; Н = -9018 кДж.

Борани легко піддаються окислювальному сольволізу водою, спиртом (особливо легко в лужному середовищі), найменш стійкий по відношенню до води диборан:

5Н9 + 12О2 = 5В2О3 + 9Н2О; Н = -9018 кДж.

При нагріванні борани розкладаються, найменш стійкий до нагрівання тетраборан. Нагрів вище 250оС, як правило, закінчується повним розкладанням боранів на водень і бор.

Найбільш характерні для боранів реакції, що пеееребігають із розривом місткових зв'язків. До таких реакцій відносяться наведені вище реакції гідролізу, окислення та ін. У реакціях з солеподібними гідридами також має місце руйнування бананових зв'язків:

ефір

В2Н6 + 2NaH = 2Na[BH4].

Борани енергійно взаємодіють з галогенами:

AlCl3

В2Н6 + Cl2  B2H5Cl + HCl.

Диборан взаємодіє з багатьма молекулами, що містять неподілену пару електронів. Так, з аміаком утворюється кристалічна сполука білого кольору В2Н6.2NH3.

Виділення величезної кількості тепла при горінні боранов створює можливість їх використання як дуже ефективного ракетного палива.

Борогідріди металів. Сполуки типу МI[BH4] називаються боранатами, гідридоборатами, або борогідридами. Борогідріди відомі для лужних, лужноземельних та деяких інших металів. Типовими препаративними реакціями є такі:

250o

4NaH + B(OCH3)3  Na[BH4] + 3NaOCH3,

нагрівання

AlCl3 + 3Na[BH4]  Al(BH4)3 + 3NaCl,

UF4 + 2Al(BH4)3  U(BH4)3 + 2AlF2BH4.

Тетрагідрідоборати лужних та лужно-земельних металів є переважно іонними сполуками, тобто типовими солями. Іонні гідридоборати у твердому стані цілком стійкі (tрозкл. 250-500 оС). Вони можуть існувати якийсь час у водному розчині, їхня взаємодія з водою відбувається дуже повільно при звичайних температурах:

Na[BH4]  Na+ + BH4-,

Na[BH4] + 4H2O = NaOH + H3BO3 + 4H2.

Оксид бору(III)

Оксид бору(III) добувають зневодненням Н3ВО3:

3ВО3  2Н2О + 2НВО2,

2НВО2  Н2О + В2О3.

Можна добути В2О3 спалюванням бору на повітрі.

Оксид бору є безбарвною склоподібною масою, крихкий, не проводить електричний струм, дуже вогнестійкий, гігроскопічний. Найважливіша хімічна властивість оксиду бору(III) - його кислотність. Він є ангідридом борної кислоти, реагує з водою з виділенням великої кількості тепла:

В2О3 + 3Н2О = 2Н3ВО3.

З оксидами металів при високих температурах В2О3 дає склоподібну масу - боратні стекла. Їм відповідають сполуки типу 3М2О.В2О3 (2М3ВО3 - ортоборати), М2О.В2О3 (2МВО2 - метаборати), МО.2О32В4О7 - тетраборати).

Разом з тим оксид бору виявляє дуже слабкі ознаки амфотерності:

t

2О3 + Р4О10  4ВРО4.

Борний ангідрид не відновлюється вугіллям навіть при білому калінні.

Борні кислоти, їхні солі

При взаємодії борного ангідриду з водою спочатку утворюються різні метаборні кислоти (НВО2)n. Подальше оводнення призводить до утворення ортоборної кислоти В(ОН)3. У розбавленому водному розчині існує лише одна кислота - ортоборна Н3ВО3, всі інші борні кислоти перетворюються на неї, приєднуючи H2O.

Ортоборна кислота утворюється також з боратів при обробці їхніх водних розчинів сильними кислотами:

Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = 4B(OH)3 + Na2SO4.

Крім того, борна кислота утворюється при гідролізі галогенідів бору, боранів та інших сполук бору.

Ортоборна кислота - білі, без запаху перламутрові луски, жирні на дотик, легко розшаровуються. Борна кислота помірно розчинна у воді. Борна кислота - дуже слабка кислота, вона слабкіша за вугільну та сірководневу кислоти. Незважаючи на наявність трьох гідроксогруп, у водних розчинах вона виявляє себе як одноосновна кислота. Вона не протолізується звичайним способом, є не донором протону, а акцептором іона ОН-:

В(ОН)3 + Н2О  [B(OH)4]- + H+.

При нагріванні борна кислота втрачає воду:

t

Н3ВО3  НВО2 + Н2О,

метаборна кислота

t

4НВО2  Н2В4О7 + Н2О,

тетраборна кислота

t

Н2В4О7  2В2О3 + Н2О.

оксид бору(III)

При нейтралізації Н3ВО3 не утворюються ортоборати, що містять іон ВО33-, а утворюються тетраборати, метаборати або солі інших поліборних кислот:

Н3ВО3 + NaOH = NaBO2 + 2H2O,

3ВО3 + 2NaOH + 3Н2О = Na2B4O7,10H2O.

Солі борних кислот можуть бути добуті також нагріванням оксидів або гідроксидів з В2О3 або Н3ВО3:

СаО + В2О3 = Са(ВО2)2.

Борна кислота виявляє дуже слабкі амфотерні властивості. Зокрема, відомий нестійкий гідросульфат бору В(HSO4)3.

Із спиртами борна кислота утворює леткі ефіри B(OR)3, пари яких горять зеленим полум'ям (якісна реакція на бор):

Н3ВО3 + 3С2Н5ОН = В(ОС2Н5)3 + 3Н2О,

2В(ОС2Н5)3 + 18О2 = В2О3 + 12СО2 + 15Н2О.

Найважливішим для практики боратом є бура Na2B4O7.10H2O. Буру добувають сплавленням борної кислоти із содою або гідроксидом натрію. Бура – крупні безбарвні прозорі моноклінні кристали, що вивітрюються у сухій атмосфері. Помірно розчиняється у холодній, дуже добре – у гарячій воді.

Водні розчини бури, як і інших розчинних боратів, внаслідок гідролізу мають сильнолужну реакцію:

2Na2B4O7 + H2O  4NaBO2 + H2B4O7,

H2B4O7 + 5H2O  4Н3ВО3.

При збільшенні надлишку лугу тетраборати переходять у метаборати:

Na2B4O7 + 2NaOH = 4NaBO2 + H2O.

У розплаві бури добре розчиняються оксиди металів з утворенням подвійних метаборатів – стекол, часто забарвлених у характерні кольори (перли бури):

Na2O.2B2O3 + CuO = Na2[Cu(BO2)4],

Na2O.2B2O3 + CoO = Na2[Co(BO2)4] – синій перл

3(Na2O.2B2O3) + Cr2O3 = 2Na3[Cr(BO2)6] – зелений перл.

Алюміній

Поширення алюмінію. Алюміній - один з найпоширеніших на Землі елементів. Він посідає третє місце після кисню та силіцію за масою та четверте місце після O, H і Si за числом атомів. З металів алюміній найпоширеніший. О.Є. Ферсман нарахував 250 руд алюмінію. Алюміній перебуває завжди у зв'язаному стані. Розмаїтість форм його сполук зумовлено великою хімічною активністю та здатністю утворювати змішані кристалічні решітки, в яких іони алюмінію частково заміщають іони силіцію. Основна маса природного алюмінію входить до складу алюмосилікатів - речовин, головними компонентами яких є оксиди силіцію та алюмінію. Найважливішими з алюмосилікатів є

K2O.Al2O3.6SiO2 - польовий шпат,

K2O.2H2O.3Al2O3.6SiO2 - слюда,

(K, Na)2O.Al2O3.2SiO2 - нефелін.

При руйнуванні алюмосилікатів під впливом атмосферних агентів утворюються глини, основу яких становить

Al2O3.2SiO2.2H2O - каолініт, Al4[Si4O10](OH)8.

Широко розповсюджений у природі боксит – гідратований оксид алюмінію Al2O3.хН2О (х2). (При х = 1 - діаспор, при х = 3 - гідраргіліт.) Боксит - осадова порода, його назва походить від французького Baux (це містечко у Франції, на околицях якого був знайдений боксит). Поряд з гідратованою формою безводний оксид алюмінію Al2O3 - глинозем - також зустрічається в природі у вигляді мінералу корунду та його дорогоцінних різновидів:

рубін - Al2O3 з домішкою 0,3 % Cr2O3, червоних кольорів,

сапфір - Al2O3 з домішками Fe2O3 і TiО2, синій, блакитний,

лейкосапфір - безбарвний,

топаз - жовтий,

смарагд - зелений.

До найважливіших алюмінієвих руд належать також

K2SO4.Al2(SO4)3.2Al2O3.6H2O - алуніт, галуновий камінь,

Na3[AlF6] - кріоліт,

MgAl2O4 - шпінель,

BeAl2O4 - хризоберил,

цеоліти із загальною формулою MxMyO2.nH2O, де Mx = Ca, Na, Sr, K; My = Al, Si.

Виробництво алюмінію. Для виробництва алюмінію використовують боксит і нефелін.

Безпосередньо використати боксит для виробництва алюмінію не можна через велику кількість домішок (SiO2, Fe2O3, CaO та ін.). Для виділення чистого Al2O3 боксит спочатку обпалюють:

t

Al2O3.хН2О  Al2O3 + хН2О.

Потім його сплавляють із содою:

t

Al2O3 + Na2CO3  2NaAlO2 + CO2.

Добутий сплав алюмінату натрію розчиняють у воді, при цьому домішки Fe(OH)3 та ін. випадають в осад, який відокремлюють. Потім у розчин алюмінату натрію пропускають CO2 (процес карбонізації):

2NaAlO2 + CO2 + 3Н2О = 2Al(OH)3 + Na2CO3.

Чистий Al2O3 прожарюють:

t

2Al(OH)3  Al2O3 + 3Н2О.

Інший широко застосовуваний метод виробництва чистого Al2O3 полягає в обробці бокситу розчином NaOH в автоклаві при 220оС:

Al2O3.хН2О + 2NaOH = 2NaAlО2 + (x +1)H2O.

Розчин NaAlO2 витримують в охолодженому стані протягом 2-3 діб для гідролізу:

NaAlO2 + 2Н2О = Al(OH)3 + NaOH.

Осад Al(OH)3 прожарюють.

Для виділення Al2O3 з нефеліну мінерал у суміші із СаСО3 прожарюють в обертовій печі при 1200оС:

t

Na2O.Al2O3.2SiO2 + 2СаСО3  2CaSiO3 + 2NaAlO2 + 2CO2.

Алюмінат, що утворився, вищолочують водою, а нерозчинний CaSiO3 застосовують для виробництва цементу. З NaAlO2 добувають Al2O3 таким самим способом, як і при переробці бокситу (при цьому використають CO2, що виділяється при утворенні алюмінату).

Алюміній добувають електролізом розчину Al2O3 у розплавленому кріоліті Na3[AlF6], причому вміст кріоліту становить 92-94 %. Т. пл. чистого Al2O3 2072оС, а використання кріоліту дозволяє проводити електроліз при порівняно низькій температурі - менш 1000оС.

У розплавленому кріоліті відбуваються процеси:

Na3[AlF6]  3Na+ + AlF63-,

Al2O3  Al3+ + AlO33-.

На катоді: Na+, Al3+

Al3+ + 3e-  Al.

На аноді: AlF63-, AlO33-.

4AlO33- - 12e-  2Al2O3 + 3O2.

Сумарно: електроліз

4Al3+ + 4AlO33-  4Al + 2Al2O3 + 3O2, або

електроліз

2Al2O3  4Al + 3O2.

Необхідний для виробництва алюмінію кріоліт у природі трапляється дуже рідко, звичайно його добувають взаємодією Al(OH)3, HF і Na2CO3.

Фізичні властивості. Алюміній - сріблясто-білий метал, кристалізується у гранецентрованій кубічній решітці. Алюміній дуже легкий, його густина майже втричі менша від густини заліза. Алюміній у чистому вигляді - м’який метал, витримує навантаження не вище 6 кг/см2. Виключно пластичний, легко витягується у дріт, прокатується у фольгу, штампується. Має високу теплопровідність та електропровідність. Теплопровідність алюмінію вдвічі більше теплопровідності заліза та дорівнює половині теплопровідності міді. За електропровідністю (4.10-5 Ом-1см-1) алюміній посідає четверте місце після міді, срібла та золота. Його електропровідність становить біля 62 % від електропровідності міді. Металічний алюміній слабко парамагнітний.

Хімічні властивості алюмінію

Алюміній хімічно активний. На повітрі вкривається найтоншою плівкою Al2O3, що відрізняється великою міцністю та надійно захищає метал від подальшого окиснення. У зв'язку з цим поверхня його зазвичай має не блискучий, а матовий вигляд. При високій температурі тонкі листи алюмінію або алюмінієвий порошок здатні горіти:

2Al + 3/2O2 = Al2O3, Ho298 = -1668,2 кДж/моль.

Алюмінієвий пил утворює з повітрям вибухову суміш.

Металевий алюміній має яскраво виражені відновні властивості:

2Al + Cr2O3 = Al2O3 + Cr,

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + Fe,

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe,

2Al + 3Г2 = 2AlГ3 (Г = F, Cl, Br, I),

2Al + 3S = Al2S3,

800oC

2Al + N2 = 2AlN,

2000oC

4Al + 3C = Al4C3.

З воднем безпосередньо не взаємодіє.

У ряді напруг алюміній розташований між магнієм та цинком. Але через наявність дуже міцної та щільної плівки оксиду алюміній дуже стійкий до корозії. Алюміній, позбавлений захисної плівки, взаємодіє з водою, витісняючи з неї водень:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2.

Концентрованим розчином азотної кислоти та концентрованої H2SO4 на холоду алюміній пасивується, розчиняється у розбавлених розчинах мінеральних кислот з утворенням солей:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2,

2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2.

В оцтовій та фосфорній кислотах алюміній майже нерозчинний. Реагує з лугами:

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

У безводному стані алюміній може бути витиснений із солей активнішим металом:

3K + AlCl3 = 3KCl + Al.

Достатньо легко алюміній взаємодіє з металами, утворюючи сплави, у тому числі металеві сполуки (NiAl, Ni3Al, Fe3Al, CoAl, TiAl тощо).

Оксид алюмінію Al2O3 відомий у вигляді кількох кристалічних модифікацій: ,  і . Найбільш стійкою є -Al2O3. У ньому іони кисню утворюють щільну гексагональну упаковку, а іони алюмінію розподіляються симетрично в октаедричних порожнечах, займаючи 2/3 порожнечі, dAl-O дорівнює 186 і 197 нм. Ця модифікація зустрічається в земній корі у вигляді корунду. -Al2O3 - дуже тверда сполука, поступається за твердістю лише алмазу, карборунду SіC і боразону BN (його твердість 9 за 10-бальною шкалою). -Al2O3 найбільш тугоплавка модифікація оксиду алюмінію. Це дуже міцна сполука: він плавиться (т.пл. 2072 оС) і кипить (т.кип. 3500оС) без розкладу. Сильно прожарений корунд практично не взаємодіє з водою, стійкий до дії кислот і водних розчинів лугів. Його удається перевести в розчинний стан лише за допомогою сплавлення з лугами або піросульфатами:

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O,

Al2O3 + 3K2S2O7 = Al2(SO4)3 + 3K2SO4.

-Al2O3 (Ho298 = -1635.6 кДж/моль, Go298 = -1547.2 кДж/моль) має структуру шпінели з дефіцитом катіона. -Al2O3 активніший і гігроскопічніший, ніж -Al2O3. -Al2O3 легко поглинає воду і розчиняється у кислотах.

-форма Al2O3 малостійка.

При кімнатній температурі оксид алюмінію практично не проводить електричного струму і є діелектриком. При температурах вище 1000оС починає помітно проводити струм і проявляє напівпровідникові властивості.

Al2O3 належить до амфотерних оксидів і дає два ряди сполук: 1)солі, в яких Al(III) грає роль катіона, наприклад Al2(SO4)3, 2)алюмінати, де Al(III) виконує роль аніоноутворювача, наприклад KAlO2.

Як , так і -Al2O3 у твердому стані реагують з рядом оксидів двовалентних металів з утворенням шпінелей, наприклад:

t

MgO + Al2O3 = MgAl2O4,

t

CoO + Al2O3 = CoAl2O4.

Шпінелі - сполуки типу AIIXIII2O4, наприклад ZnAl2O4, FeCr2O4, Co3O4, тобто CoIICoIII2O4, або типу AIVXII2O4, наприклад TiCo2O4, TiZn2O4, SnCo2O4.

Оксид алюмінію не відновлюється воднем.
1   ...   8   9   10   11   12   13   14   15   ...   23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На...
Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення...
Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...

Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів)
Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді
Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівнян­ня у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів»
У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)...
України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...
УРОК №45 Тема уроку
Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання ста­тистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки...
Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...
    ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА
Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка