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
Сторінка13/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   ...   9   10   11   12   13   14   15   16   ...   23

Al2O3 можна добути, спалюючи метал або прожарюючи гідроксид алюмінію:


2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O.

При температурі 150оС з Al(OH)3 спочатку утворюється AlOOH, потім при 300оС - -оксид і, нарешті, при прожаренні -оксиду до 1000оС – кристали -оксиду. При термічному розкладанні Al(OH)3 виходить чистіший Al2O3, ніж при спалюванні металу. Чистий Al2O3 добувають також термічним розкладанням галуну:

2NH4Al(SO4)2 = Al2O3 + 2NH3 + 4SO3 + H2O.

Можна добувати штучні рубіни і сапфіри сплавленням Al2O3 з невеликими кількостями інших оксидів. Такі камені служать ювелірними прикрасами, а в промисловості їх використовують при виготовленні підшипників («каменів») для годинникових та інших точних механізмів, фільєр волочильних станів. Кристали рубінів застосовують як лазери (квантові генератори).

Корунд та його дрібнозернистий різновид з великою кількістю домішок – наждак – застосовуються як абразивні матеріали.

Основна сфера застосування Al2O3 – виробництво металевого алюмінію. Al2O3 також використовують як один з кращих хімічно інертних вогнеупорів, каталізатор і носій каталізаторів, адсорбент у хроматографічному аналізі, діелектрик. Оксид алюмінію в кількості 45 % (мас.) міститься у вогнетривкій цеглині (шамоті).

Гідроксид алюмінію

Гідроксид алюмінію добувають дією лугу або NH3 на розчини солей алюмінію:

Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3 + 3Na2SO4,

Al2(SO4)3 + 6NH3.H2O = 2Al(OH)3 + 3(NH4)2SO4.

Кристалічний Al(OH)3 добувають при пропусканні СО2 у лужний розчин алюмінату:

Na[Al(OH)4] + CO2 = Al(OH)3 + NaHCO3.

Точніша формула гідроксиду алюмінію - Al(OH)3.xH2O. Гідроксид алюмінію являє собою білий об'ємистий драглистий осад, практично нерозчинний у воді.

Гідроксид алюмінію Al(OH)3 є типовою амфотерною сполукою, тобто виявляє як основні, так і кислотні властивості. Як і у будь-якого амфоліта, і кислотні, і основні властивості гідроксиду алюмінію виражені слабко.

Свіжодобутий Al(OH)3 легко розчиняється у кислотах та сильних лугах.

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O,

Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4],

Al(OH)3 + 3KOH = K3[Al(OH)6].

Метаформа від H3AlO3 - HAlO2. Сплавлення Al(OH)3 з лугами перебігає за рівнянням:

Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + H2O.

На відміну від багатьох гідроксидів d-елементів, Al(OH)3 не розчиняється у слабких основах, наприклад у розчині NH3, оскільки є значно слабкішою основою, ніж NH3.

Алюмінати – солі, що містять алюміній у складі аніона. При взаємодії гідроксиду алюмінію з водними розчинами лугів або при розчиненні металевого алюмінію в розчинах лугів утворюються гідроксоалюмінати. Деякі алюмінати зберігають склад гідроксосполук при кристалізації з лужних розчинів, наприклад, Ca3[Al(OH)6]2, а інші піддаються частковій дегідратації, утворюючи, наприклад K2[Al2O(OH)6]:

Алюмінати – похідні слабкіших основ – через практично повний гідроліз у розчині можуть бути добуті лише сухим шляхом – сплавленням Al2O3 або Al(OH)3 з оксидами, гідроксидами або карбонатами металів, наприклад:

2Al(OH)3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O.

метаалюмінат

натрію

При цьому можливе утворення не лише метаалюмінатів (NaAlO2, Mg(AlO2)2 і тому подібних), але й різних поліалюмінатів, наприклад: 2CaO.Al2O3, 5CaO.3Al2O3, CaO.Al2O3, CaO.2Al2O3, CaO.6Al2O3. Таким чином, алюмінатами, добутими в розчині, є комплексні сполуки. Так, K[Al(OH)4(H2O)2] має острівну структуру.

Метаалюмінати, або алюмошпінелі, мають кубічні гратки. Атоми кисню утворюють щільноупаковану структуру з тетра- і октаедричними порожнечами. У нормальних шпінелях типу MgAl2O4 в порожнечах тетраедрів знаходяться атоми магнію, а в октаедричних – атоми алюмінію.

Алюмінати, синтезовані методом сплавлення, під дією води перетворюються на гідроксоалюмінати:

NaAlO2 + 4H2O  Na[Al(OH)4(H2O)2].

Таким чином, між алюмінатами, добутими у водних розчинах, і продуктами твердофазного синтезу є тісний генетичний зв'язок.

Алюмінати лужних металів у воді добре розчинні. Важливою властивістю алюмінатів у водних розчинах є їх легка гідролізованість. Вони стійкі лише у сильнолужному середовищі. Пониження концентрації іонів ОН- в розчині призводить до зрушення вліво рівноваги

Al(OH)3 + OH-  [Al(OH)4]-

і випаданню осаду гідроксиду алюмінію. Гідроліз алюмінатів відбувається при розбавленні їх розчинів, кип'ятінні, при додаванні реагентів, що знижують рН середовища, наприклад солей амонію, СО2 і інших кислотних реагентів.

Гідроліз солей алюмінію

Похідні більшості сильних кислот: AlCl3, Al2(SO4)3, Al(NO3)3, Al(ClO4)3 - добре розчинні у воді. У розчинах вони сильно гідролізовані, перетворюються на основні солі або піддаються повному гідролізу. Внаслідок гідролізу водні розчини солей є кислими.

На початкових стадіях гідролізу відбувається відщеплення іонів водню від молекул Н2О у гідратному комплексі:

[Al(H2O)6]3+ + H2O  [Al(OH)(H2O)5]2+ + H3O+,

[Al(OH)(H2O)5]2+ + H2O  [Al(OH)2(H2O)4]+ + H3O+.

Потім утворюються різні поліядерні комплекси, що залишаються у розчині, тому при розчиненні солей алюмінію утворення осаду гідроксиду не спостерігається.

Солі алюмінію, утворені дуже слабкими кислотами (сульфід, карбонат, ціанід тощо), гідролізуються повністю:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O  2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl,

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 6H2O  2Al(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl.

Комплексні сполуки Al(III) мають високу стійкість завдяки сильній поляризуючій дії тризарядного катіону Al3+, що має малий розмір. Крім того, в іона Al3+ вакантні 3s, 3p і навіть 3d-орбіталі. Схильність до комплексоутворення в алюмінію більша, ніж у магнію, але менша, ніж у бору. Характерні к.ч. Al(III) дорівнюють 6 (sp3d2-гібридизація з октаедричним розташуванням зв'язків: Na3AlF6, Na3[Al(OH)6], [Al(H2O)6]Cl3) і 4 (sp3-гібридизація з тетраедричною будовою структурних одиниць: AlCl4-, AlBr4-, AlI4-).

Алюміній утворює подвійні солі. Наприклад, сульфат алюмінію з сульфатами лужних металів та амонію утворює подвійні солі – галун (рос. – квасцы) MAl(SO4)2.12H2O, де M = Na, K, NH4. Галун добре розчинний у воді, негігроскопічний.

Добування і будова безводних галогенідів алюмінію. Безводні AlCl3, AlBr3, AlI3 не можна добути видаленням води з кристалогідратів, оскільки при нагріванні відбувається гідроліз:

AlCl3.6H2O  AlCl(OH)2 + 4H2O + 2HCl (100-200oC),

2(AlCl3.6H2O)  Al2O3 + 6HCl + 9H2O (200-450oC).

Фторид алюмінію добувають синтезом з елементів або розчиненням гідроксиду алюмінію у плавиковій кислоті. Його можна добути також при пропусканні безводого фтороводню над алюмінієм або оксидом алюмінію при підвищеній температурі:

2Al + 6HF = 2AlF3 + 3H2,

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O.

Хлорид алюмінію добувають пропусканням сухого хлору або хлороводню над нагрітим алюмінієм або при сильному нагріванні суміші оксиду алюмінію і вугілля з хлором:

Al2O3 + 3С + 3Cl2 = 2AlCl3 + 3CO.

Бромід та йодид алюмінію синтезують з елементів при нагріванні.

Сполуки алюмінію з галогенами AlГ3 істотно відрізняються один від одного за будовою та властивостями. Фторид алюмінію має координаційну гратку типу ReO3, безбарвний, тугоплавкий, мало розчиняється у воді, хімічно неактивний. Хлорид має шарувату гратку, а кристали AlBr3 і AlI3 складаються з димерних молекул Al2Г6. У пароподібному стані хлорид алюмінію також димерний.

У димерних галогенідах алюмінію його к.ч. 4. З чотирьох ковалентних зв'язків три утворені за обмінним механізмом, а один – за донорно-акцепторним. Як акцептор електронної пари виступає алюміній, а як донор – атом галогену. Молекули Al2Г6 мають конфігурацію здвоєних тетраедрів із загальним ребром.

Сполуки алюмінію з хлором, бромом та йодом безбарвні, легкоплавкі, леткі, добре розчиняються не лише у воді, але і в багатьох органічних розчинниках (зокрема, в бензолі), в розплавленому стані неелектропровідні. «Димлять» на повітрі унаслідок випару, поглинання парою вологи і утворення твердих кристалогідратів.

На відміну від типових солей галогеніди алюмінію (окрім AlF3) – вельми реакційноздатні речовини. У водному розчині всі вони сильно гідролизовані, причому взаємодія з водою супроводиться значним виділенням теплоти.

Хлорид алюмінію виступає як сильний хлоруючий агент у взаємодіях типу

3AlCl3 + Fe2O3 = 3AlOCl + 2FeCl3.

Аналогічно поводяться бромід та йодид алюмінію, але з оксидами меншої міцності:

3AlBr3 + As2O3 = 3AlOBr + 2AsBr3.

Важлива властивість галогенідів алюмінію – здібність до утворення комплексів, наприклад:

AlF3 + 3NaF = Na3[AlF6],

AlBr3 + NaBr = Na[AlBr4]. +1 +1 +1

Відомі галогеноалюмінати типу M3AlГ6, M2AlГ5, MAlГ4.

Схильність до реакцій приєднання зумовила вживання AlCl3 як каталізатора: при переробці нафти, при органічних синтезах (у реакції Фріделя – Крафтса).

Гідрид алюмінію AlH3 добувають непрямим шляхом, діючи LiH або Li[AlH4] в ефірному розчині на AlCl3:

AlCl3 + 3LiH = AlH3 + 3LiCl,

AlCl3 + 3Li[AlH4] = 4AlH3 + 3LiCl.

Утворюється також при розкладанні триметилалюмінію при дії електричних розрядів.

AlH3 - електронодефіцитна сполука. Цим обумовлена велика схильність AlH3 до полімеризації. Він є полімерною сполукою (AlH3)n, структура якого - тримірна сітка з містиковими зв'язками Al...H...Al, аналогічними зв'язкам у бороводнях. Цей полімер складається з груп тетраедрів [AlH4], зв'язаних загальними ребрами, dAl-H =172 пм.

Гідрид алюмінію - білий порошок. Водою він гидролізується з виділенням водню, є сильним відновником. На повітрі займається, при 105оС розкладається на Al і Н2. Оскільки в гідриді алюмінію є вільна 3р-орбіталь, він схильний до реакцій приєднання, виступаючи як акцептор електронної пари. Подібно до диборану, він дає продукти приєднання з донорними молекулами, наприклад: AlH3. NH3, AlH3. N(СH3)3.

При взаємодії AlH3 з основними гідридами в ефірному розчині утворюються гідридоалюмінати:

LiH + AlH3 = Li[AlH4].

Тетрагидрідоалюмінат (алюмогідрид) літію виходить також при реакції AlCl3 з надлишком LiH:

ефір

AlCl3 + 4LiH = Li[AlH4] + 3LiCl

і при прямій взаємодії:

150о, 24 год

Li + Al + 2H2 = Li[AlH4] (аналогічно Na, K).

ТГФ

Гидрідоалюмінати – білі тверді речовини. За властивостями аналогічні боранатам, але менш стійкі. Водою бурхливо розкладаються, є сильними відновниками:

Li[AlH4] + 4H2O = LiOH + Al(OH)3 + 4H2.

Застосовуються (особливо Li[AlH4]) в органічному синтезі як сильні відновники і потужні осушувачі малополярних розчинників.
Підгрупа галію

Поширення в природі. Галій, індій та талій - рідкісні та розсіяні елементи. Вони трапляються лише у слідових кількостях, їхній вміст у рудах не перевищує десятих часток відсотка. Самостійних мінералів практично не утворюють, практично існує один мінерал галію - галліт CuGaS2, що дуже рідко трапляється. Дуже рідко трапляються також індієві руди: рекізит CuInS2, індит FeInS2. Талій утворює кілька мінералів:

TlAsS2 - лорандит,

(Tl, Cu, Ag)2Se - крукезит.

Через близькість значень іонних радіусів Al3+ і Ga3+ галій частково заміщує алюміній у бокситах. Оскільки параметри решіток Ga і Zn майже однакові, галій здатний входити у вигляді домішки в сфалерит. Тому галій присутній у бокситах, сфалериті, поліметалевих рудах.

Через горизонтальну аналогію з кадмієм і оловом індій міститься у цинкових, кадмієвих та олов'яних рудах.

Талій внаслідок близькості іонних радіусів Tl+ і K+ трапляється в калієвмісних слюдах та польових шпатах. Міститься також у піриті.

Природні Ga, In і Tl складаються з ізотопів:

69Ga (60,5 %) і 71Ga (39,5 %),

113In (4,33 %) і 115In (95,67 %),

205Tl (70,50 %) і 203Tl (29,50 %).

Добування галію, індію та талію. Вихідною сировиною для добування галію, індію та талію служать відходи переробки бокситу на глинозем і поліметалеві руди. Так, галій осаджують у вигляді Ga(OH)3. Потім виділяють галій електролізом розчинів у співвідношенні Ga(OH)3 : NaOH 1:6, галій виділяється на ртутному катоді. Він також виходить при електролізі GaCl3.

Металевий галій добувають також відновленням оксиду Ga2O3 воднем при 700оС:

Ga2O3 + 3H2 = 2Ga + 3H2O.

Витяг індію зводиться до збагачення їм вихідного продукту та дії на концентрат сірчаної кислоти. Чорновий індій може бути виділений з розчинів реакцією заміщення металевим цинком або алюмінієм:

2In3+ + 3Zn = 3Zn2+ + 2In.

Крім того, для виділення індію з сірчанокислих розчинів застосовують метод екстракції алкілфосфорними кислотами.

Металевий індій добувають також відновленням оксиду In2O3 або хлориду InCl3 воднем або магнієм.

Чистий металевий індій добувають при електролізі водних розчинів солей індію (хлорид, сульфат) або його гідроксиду, а також при електролізі розплаву InCl3. При електролізі розплаву спочатку InCl3 піддають електролізу із ртутним катодом, на якому виділяється металевий індій і утворює із ртуттю амальгаму. Потім амальгаму індію (30-40 мас. % In) поміщають в інший електролізер як анод. Катодом служить чистий рідкий індій, а електролітом - розплав чистого хлориду індію. При проходженні струму відбуваються реакції:

на аноді In - 3e- = In3+,

на катоді In3+ + 3e- = In.

Витяг талію з пилу, що виходить при окисному випалі поліметалевих руд, засновано на розчинності оксиду талію в гарячій воді. Добутий гідроксид переводять у сульфат талію, що піддають електролізу. Існують способи, по яких спочатку добувають погано розчинний TlCl, що відновлюють до металу цинком:

Zn + 2TlCl = 2Tl + ZnCl2.

Можливо також відновлення оксиду або сульфіду талію вугіллям або воднем.

Фізичні властивості. У вільному стані елементи галій, індій, талій - сріблясто-білі метали. На відміну від інших блискучих металів, індій найбільш рівномірно відбиває світлові хвилі.

Індій та талій кристалізуються у щільно упакованій кубічній або близькій до неї решітці. Кристалохімічна будова галію незвичайна для металів. У кристалі у кожного атома три сусіда по шару: один на відстані 0.244 нм, а два інших - на відстані 0.271 нм. Відстань між шарами становить 0.274 нм. Отже, кристал галію нібито складається з молекул Ga2, які утворюють шари, зв’язані слабкими силами Ван-дер-Ваальса. Молекули Ga2 зберігаються і у рідкому стані, тоді як у парах галій майже завжди одноатомний. Унікальна серед металів кристалічна решітка галію зумовлює його незвичайні властивості. Зокрема він має меншу густину кристалів порівняно з рідиною, мінімальну температуру плавлення у підгрупі III A та дуже великий температурний інтервал існування рідкої фази.

Галій, індій і талій - м’які метали. Талій багато в чому схожий на свинець, але м’якший та має меншу міцність при розтяганні, ніж свинець. Індій також м’якший від свинцю, а галій за твердістю близький до свинцю. Індій та талій ріжуться ножем. Галій, індій та талій пластичні.
Хімічні властивості елементів підгрупи галію

Галій, індій, талій - порівняно реакційноздатні метали. У хімічному відношенні галій і індій мають значну схожість з алюмінієм. Подібно до алюмінію, галій та індій при зберіганні в сухому повітрі при звичайній температурі покриваються тонкою (порядку 10 нм) суцільною плівкою оксиду Е2О3 і тому практично не змінюються. Талій же повільно окислюється. Проте оксидні плівки на галії та індії не настільки міцні порівняно з алюмінієм і в набагато меншій мірі пасивують поверхню металів. При розжарюванні всі три елементи енергійно з'єднуються з киснем, сіркою, галогенами (із фтором, хлором і бромом вони взаємодіють вже при звичайній температурі) наприклад:

2Ga + 3Cl2 = 2GaCl3,

4In + 3O2 = In2O3.

З киснем Ga переважно утворює Ga2O3, а Tl - суміш Tl2O3 з Tl2O. Реакції з халькогенами і елементами VA групи потребують сильного нагрівання. З азотом галій і індій утворюють нітрид MN, з сіркою – сульфіди M2S3, з галогенами – галогеніди MX3. При надлишку металу можуть бути добуті нижчі сульфіди (GaS, InS) і галогеніди (InBr, In[InBr4]). Талій в цих умовах утворює сполуки із ступенем окислення +1. З воднем Ga, In, Tl не реагують. Ga і In воду не розкладають. Галій, позбавлений захисної оксидної плівки, реагує з водою подібно до алюмінію. Талій повільно взаємодіє з водою:

2Tl + 2H2O = 2TlOH + H2.

З лугами галій реагує аналогічно алюмінію, індій і талій з лугами не реагують.

2Ga + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Ga(OH)6] + 3H2,

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

Індій (як і Al і Ga) взаємодіє з розплавленим лугом у присутності кисню повітря:

4In + 4NaOH + 3O2 = 4NaInO2 + 2H2O.

Оскільки електродні потенціали металів Ga, In, Tl негативні (вони розташовані у ряді напруг до водню, біля заліза), вони розчиняються у розбавлених мінеральних кислотах повільно на холоду, швидко при нагріванні, з утворенням відповідних солей. При цьому галій і індій утворюють похідні ступеня окислення +3, а талій окислюється до +1.

2Е + 6HCl = 2ЕCl3 + 3H2,

2Е + 3H2SO4(розб.) = Е2(SO4)3 + 3H2 (Е = Ga, In),

In + 6HNO3(конц.) = In(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O,

In + 4HNO3(розб.) = In(NO3)3 + NO + 2H2O.

Талій практично не розчиняється ані в галогеноводневих, ані у сірчаній кислотах, оскільки солі Tl(I), що утворюються, малорозчинні. Він добре розчиняється в азотній кислоті:

Tl + 6HNO3(конц.) = Tl(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O,

3Tl + 4HNO3(розб.) = 3TlNO3 + NO + 2H2O.

Лише кислоти, що мають велику окислювальною здатність, переводять талій в Tl+3. Так, концентрована азотна кислота дає суміш TlNO3 і Tl(NO3)3 і лише царська горілка переводить талій в TlCl3.

При взаємодії з металами Ga, In, Tl утворюють велике число інтерметалевих сполук і сплавів.

Валентні стани галію, индия і талію. Згідно із їх положенням у періодичній системі, галій, індій і талій тривалентні. Стійкість тривалентного стану зменшується від Ga до Tl, а стійкість одновалентного стану зростає. Якщо для Ga найбільш характерний ступінь окислення +3, то для Tl - ступінь окислення +1. Це пояснюється так. В галію 4s- і 4р-стани зовнішнього рівня енергетично близькі, що визначає приблизно рівну участь в утворенні зв'язків як 4s-, так і 4р-електронів. Стан окислення Tl+1 - на дві одиниці нижчий за валентність групи - пояснюють проявом ефекту інертної пари. Обоє 6s2-електрони атома талію схильні до сильного ефекту проникнення через подвійний екран d- і f-електронних хмар, внаслідок чого s-електрони важко беруть участь в утворенні хімічних зв'язків. Тому в талію часто валентним є 6р-електрон, який, переходячи до окислювача, перетворює талій на стійкий іон Tl+. З цієї причини похідні Tl+1 майже не виявляють відновних властивостей, а сполуки Tl+3 є сильними окислювачами, наприклад:

Tl3+ + 3I- = TlI + I2.

Іони In3+ можуть бути відновлені цинком до металу в сильнокислих розчинах.

Підвищення стійкості низьких ступенів окислення у ряді Ga - In - Tl ілюструє також закономірність зміни стійкості оксидів: Ga2O3 плавиться без розкладання, In2O3 розкладається при нагріванні вище 850оС, Tl2O3 починає відщеплювати кисень вже при 90оС, перетворюючись на Tl2O.

Вступаючи до хімічної взаємодії, галій та індій утворюють сполуки у ступені окислення +3. а талій – у ступені окислення +1. Як вже відзначалося, лише кислоти з великою окислювальною здатністю переводять талій в Tl+3, а сполуки Ga+ і In+ добувають відновленням сполук Ga3+ і In3+, наприклад:

700о

Ga2O3(тв) + 4Ga(ж)  3Ga2O(г),

In2O3 + 2H2  In2O + 2H2O.

Оксиди і гідроксиди. Галій, індій і талій утворюють оксиди і гідроксиди, в яких метали мають ступінь окислення +3: Е2О3 і Е(ОН)3.

Сполуки Е2О3 можуть бути добуті при згорянні металів у кисні при нагріванні (окрім талію), а також при прожарюванні відповідних гідроксидів і солей кисневмісних кислот (нітратів, сульфатів і ін.). Tl2O3 добувають обезводненням Tl2O3.nH2O при 300оС в атмосфері О2, або обережним окисленням Tl2O, наприклад, озоном.

Модифікації Ga2O3 по структурі аналогічні відповідним модифікаціям Al2O3, а In2O3 і Tl2O3 кристалізуються в гратках Mn2O3.

Оксиди галію та його аналогів - нелеткі і тугоплавкі білий Ga2O3, жовтий In2O3 і коричневий Tl2O3 - у воді нерозчинні. Відповідні гідроксиди Е(ОН)3 можуть бути добуті з солей і є драглистими осадами, практично нерозчинними у воді: Ga(ОН)3 і In(ОН)3 білого кольору, а Tl(ОН)3 - червоно-коричневий. рПР Ga(ОН)3 і In(ОН)3 = 37, а рПР Tl(ОН)3 = 45.

Оксиди Е2О3 і відповідні гідроксиди Е(ОН)3- амфотерні речовини. Основні властивості оксидів і гідроксидів посилюються від Al до Tl . Помітне посилення основних властивостей у ряді Ga2O3 - In2O3 - Tl2O3 виявляється у зростаючій розчинності оксидів у кислотах. Оксид талію Tl2O3 має лише основні властивості, In2O3 - основний оксид з ознаками амфотерності, Ga2O3 - амфотерний оксид. В Ga(ОН)3 основна і кислотна функції виявляються приблизно однаковою мірою, в In(ОН)3 основні властивості переважають над кислотними, а в Tl(ОН)3 кислотна функція практично не виявляється.

Амфотерний характер оксидів і гідроксидів галію і індію виявляється в реакціях з кислотами і лугами. У кислотах вони розчиняються з утворенням солей:

Е2О3 + 6НCl = ЕCl3 + 3H2O,

2 Е(ОН)3 + 3H2SO4 = Е2(SO4)3 + 6H2O.

Як і оксид алюмінію, Ga2O3 втрачає здатність розчинятися в кислотах після прожарення.

У лугах Ga2O3, In2O3, Ga(ОН)3 та In(ОН)3 розчиняються з утворенням галатів і індатів (для індію розчинення йде важко):

Е(OH)3 + NaOH = Na[Е(OH)4],

Е(OH)3 + 3NaOH = Na3[Е(OH)6].

Кристалічні модифікації Ga2O3 в лугах розчиняються важко при тривалому нагріванні, а Ga(OH)3 крім сильних лугів розчиняється в міцних розчинах аміаку. Сплавлння з лугами перебігає за рівнянням:

Е(OH)3 + NaOH = NaЕO2 + 2Н2О.

Взаємодія з лугами у ряді Ga(ОН)3 - In(ОН)3 - Tl(ОН)3 слабшає. Tl(ОН)3 в лугах не розчиняється, а MI3[In(OH)6] утворюється лише при великому надлишку лугу. При дії води галати та індати практично повністю гидролізуються.

Tl(OH)3 нестійкий і при зберіганні в ексикаторі з сірчаною кислотою перетворюється на оксид.

Талій утворює також оксид Tl2O, в якому ступінь окислення металу дорівнює +1. Іон Tl+ має радіус, близький до радіусу іонів К+, Rb+ і Ag+. Тому за хімічними властивостями сполуки Tl+ нагадують сполуки лужних металів і срібла. Так, чорний гігроскопічний Tl2O і жовтий TlOH, подібно до гідроксидів лужних металів, добре розчинні у воді і мають сильнолужні властивості: поглинають СО2 з повітря, роз'їдають скло, осаджують гідроксиди важких металів. Відмінностями в будові передзовнішнього електронного шару зумовлені відмінності Tl+ та іонів лужних металів. Гідроксиди лужних металів стійкі і при температурі червоного каління, тоді як TlOH при нагріванні вище 100о розкладається на Tl2O і Н2О. З іншого боку, солі талію(I) за властивостями і характером розчинності нагадують відповідні солі срібла: малорозчинні у воді TlCl, TlBr, TlI, Tl2S, Tl2SO4, тоді як TlF, подібно до AgF, добре розчинний у воді. На світлі галогеніди талію розкладаються, подібно до галогенідів срібла. У водних розчинах TlГ при надлишку галогенідів лужних металів утворюються комплексні іони TlГ2- і TlГ32-.

Tl2O легко розчиняється у воді з утворенням лугу і в спиртах з утворенням алкоголятів, як і оксиди лужних металів. TlOH - сильний луг, його розчин розчиняє, зокрема, гідроксид алюмінію. Відповідні солі у більшості безбарвні і кристалізуються без води. Похідні TlOH і слабких кислот у розчині внаслідок гідролізу дають лужну реакцію. Гідроксид талію можна добути за реакціями:

Tl2O + H2O = 2TlOH,

Tl2SO4 + Ba(OH)2 = 2TlOH + BaSO4.
1   ...   9   10   11   12   13   14   15   16   ...   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