Алюминий. Алюминий – типичный амфотерный элемент, для него наиболее типична степень окисления +3

Алюминий – типичный амфотерный элемент, для него наиболее типична степень окисления +3. В отличие от бора для него характерны не только анионные, но и катионные комплексы.

По распространенности на Земле алюминий занимает третье место (после О, Si), и является самым распространенным из металлов. Важные минералы для получения алюминия – боксит Al₂O₃∙nН₂О, корунд Al₂O₃. В алюмосиликатах сосредоточена основная масса алюминия земной коры; так, распространенным продуктом разрушения горных пород является каолин, состоящий в основном из глинистого минерала каолинита Al₂O₃∙2SiO₂∙2Н₂О. Промышленное значение имеет минерал криолит Na₃AlF₆. Из алюмосиликатов наиболее распространены полевые шпаты. Главные их представители: ортоклаз K[AlSi₃O₈], альбит Nа[AlSi₃O₈] и анортит Са[Al₂Si₃O₈]. Очень распространены минералы группы слюд, например, мусковит КАl₂[АlSi₈O₁₀(ОН)₂]. Большое практическое значение имеет минерал нефелин (Nа,К)₂[Al₂Si₃O₈].

Простое вещество. Al (алюминий) – серебристо-белый, легкий, пластичный металл. Пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте и растворе дихромата калия из-за образования устойчивой оксидной пленки; амальгамированный металл реагирует с водой. Реакционноспособный, сильный восстановитель. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, неметаллами.

2(Al, Hg) + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂↑ + 2Hg↓

2Al + 6HCl(разб.) = 2AlCl₃ + 3H₂↑

8Al + 30HNO₃(разб.) = 8Al(NO₃)₃ + 3N₂O↑ + 15H₂O

2Al + 2NaOH∙H₂O (400-500° C) = 2NaAlO₂ + 3H₂↑

2Al + 2NaOH(конц.) + H₂O(гор.) = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

4Al(порошок) + 3O₂ = 2Al₂O₃

2Al(порошок) + 3Hal₂ = 2AlHal₃

Получение и применение. В промышленности алюминий получают электролизом глинозема Al₂O₃ в расплавленном криолите Na₃AlF₆. Катодом служит корпус электролизера, на котором выделяется жидкий алюминий (т. пл. 660°С), на графитовом аноде выделяется кислород, который окисляет графит до оксидов углерода и по мере сгорания анода его наращивают. Поскольку жидкий алюминий имеет более высокую плотность, чем расплав, он собирается на дне электро­лизера.

По применению алюминий занимает одно из первых мест среди металлов. Это обусловлено его невысокой плотностью, высокой прочностью, способностью пассироваться. Из алюминия изготавливаются химическая аппаратура, электрические провода, конденсаторы. Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов.

Алюминий активно восстанавливает многие металлы из оксидов – метод алюмотермии и применяется в производстве марганца, хрома, ванадия, вольфрама, ферросплавов.

Основную массу алюминия используют для получения легких сплавов – дуралюмина (94% Аl, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe и Si), силумина (85-90% Аl, 10-14% Si, 0,1% Na) и др. Сплавы алюминия широко применяются в автомобилестроении, судостроении, авиационной технике и пр.

Алюминий применяется как легирующая добавка ко многим сплавам для придания им жаростойкости. Соединения алюминия с d-элементами – алюминиды (NiAl, Ni₃Al, CoAl, Ti₃Al, TiAl и др.) и их сплавы используются в качестве жаропрочных материалов.

Нефелин (Nа,К)₂[Al₂Si₃O₈] в комплексе с известняком СаСО₃ используется для получения глинозема Al₂O₃, содовых продуктов (поташ K₂CO₃) и цемента (CaSiO₃).

Из солей алюминия широкое применение имеют его сульфат и квасцы, используемые в бумажной промышленности для проклейки бумаги, в кожевенной – для дубления кожи, в тек­стильной – при крашении тканей и т. д.

Соединения алюминия (III). Бинарные соединения AlF₃, AlCl₃, Al₂O₃, Al₂S₃, AlH₃ в обычных условиях полимерны и представляют собой твердые веще­ства белого цвета.

Оксид алюминия Al₂O₃ получают термическим разложением квасцов или гидроксида алюминия.

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

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O

Гидроксид алюминия Аl(ОН)₃ – амфотерное соединение; свежеполу­ченный продукт легко растворяется и в кислотах, и в щелочах. При этом разрушается высокомолекулярный гидроксид. В зависимости от среды образуются комплексные либо катионы, либо анионы:

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆]

Al(OH)₃ + 3HCl + 3H₂O = [Al(H₂O)₆]Cl₃

Из кислых растворов выделяются кристаллогидраты соответству­ющих солей алюминия. Например, AlCl₃∙6H₂O, Al(NO₃)₃∙9H₂O, M⁺¹Al(SO₄)₃∙10H₂O, (квасцы). Соли алюминия и кис­лородсодержащих кислот растворимы в воде; нерастворим AlPO₄.

В растворах соли алюминия гидролизуются. Вследствие гидролиза сульфид, карбонат, цианид и некоторые другие соли алюминия из водных растворов получить не удается.

Алюминий образует полимерный гидрид (алан)AlH₃, который полу­чают косвенным путем, например, действием AlCl₃ на эфирные растворы гидридоалюминатов:

3Li[AlH₄] + AlCl₃ = 4AlH₃ + 3LiCl

Для алюминия, как и для бора, известны соединения, которые по структу­ре аналогичны соответствующим соединениям углерода. Например: H₃N–AlH₃ (алазан), H₂N=AlH₂ (алазен), HN≡AlH (алазин).

Подгруппа галлия (галлий, индий, таллий)

Для галлия наиболее характерна степень окисления +3, для таллия +1, индий чаще всего проявляет степень окисления +3.

Ga, In и Тl являются рассеянными элементами и входят в состав некоторых по­лиметаллических руд. Галлий часто сопутствует алю­минию. Очень редко встречаются самостоятельные руды – галлит CuGaS₂, рокезит CuInS₂, индит FeInS₃, лорандит TlAsS₂, крукезит (Tl,Cu,Au)₂Se.

Соединения галлия, индия и таллия ядовиты.

Простые вещества. Ga (галлий) – серебристо-белый с голубоватым оттенком, очень мягкий, пластичный металл. В твердом и жидком состоянии образован молекулами Ga₂, газ – одноатомный. Пассивируется в холодной воде (образуется устойчивая оксидная пленка). Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, сильными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, неметаллами.

2Ga + 3Cl₂ = 2GaCl₃

2Ga + 3S = Ga₂S₃

2Ga + 6H₂O(гор.) = 2Ga(OH)₃↓ + 3H₂↑

2Ga + 6HCl(разб.) = 2GaCl₃ + 3H₂↑

Ga + 6HNO₃(конц.) = 2Ga(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

2Ga + 2NaOH(конц., гор.) = 2Na[Ga(OH)₄] + 3H₂↑

In (индий) – серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. Не изменяется во влажном воздухе. Не реагирует в водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель; окисляется кислотами, кислородом, другими неметаллами.

Tl (таллий) – серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. В компактном виде не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется серной и азотной кислотами, пероксидом водорода, хлором.

2Tl + H₂SO₄(разб., хол.) = Tl₂SO₄↓ + 3H₂↑

3Tl + 4HNO₃(разб., гор.) = 3TlNO₃ + NO↑ + 2H₂O

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

4Tl + 2O₂ = Tl₂O + Tl₂O₃

2Tl + 3H₂O₂(конц.) = Tl₂O₃↓ + 3H₂O

Получение и применение.Основным источником промышленного получения галлия являются продукты переработки боксита, нефелина. Соединения галлия извле­кают также совместно с соединениями германия из продуктов сгора­ния углей (пылевые отходы, зола), попутно получают при производст­ве свинца и цинка вместе с другими редкими металлами. Галлий и его аналоги получают при довольно слож­ной химической переработки полиметаллических руд. После много­кратной переработки и очистки из руд выделяют их оксиды или хлориды; последние химическим или электрохимическим способом восстанавливают до металлов.

Галлий и его аналоги легко сплавляются со многими металлами, при этом часто образуются эвтектические сплавы с низкими темпера­турами плавления. Индий применяется для изготовления зеркал и в качестве электролитических покрытий для защиты других метал­лов от коррозии. Жидкий галлий весьма склонен к переохлаждению и долго не застывает, что позволяет использовать его в термометрах для измерения высоких температур (температурный интервал жидкого состояния от 29,8 до 2250°С).

Соединения галлия (III), индия (III) и таллия (III).Непосредственным взаимодействием простых веществ могут образо­ваться Ga₂O₃ и In₂O₃, а Тl₂О₃ образуется косвенным путем из соединений Тl (III) и окислением Тl₂O озоном. В воде оксиды практически нерастворимы. В соответствии с усилениемоснóвных свойств в ряду Ga₂О₃–In₂O₃–Тl₂О₃ возрастает раство­римость в кислотах.

Э₂О₃ + 6НCl(разб.) = 2ЭСl₃ + 3Н₂О

Ga(OH)₃ проявляет оснóвные и кислотные свойства примерно в одинаковой степени; у In(ОН)₃ основные свойства преобладают над кислотными, а у Tl(ОН)₃ кислотная функция практически не проявляется. Гидроксиды Э(ОН)₃ получают аналогично Al(ОН)₃.

При растворении Э(ОН)₃ и Э₂О₃ в кислотах образуются аквакомплексы, так:

Ga(OH)₃ + 3HCl + 3H₂O = [Ga(H₂O)₆]Cl₃

Поэтому соединения Ga (III), In (III) и Тl (III) из водных растворов всегда выделяются в виде кристаллогидратов, например ЭНаl₃∙6Н₂О, KЭ(SО₄)₂∙12H₂О (квасцы).

Характер растворимости и гидролиза соединений Ga (III) и In (III) в общем такой же, как и соответствующих соединений алюминия.

Гидроксид галлия Ga(OH)₃, как и Al(ОН)₃, растворяется в присут­ствии щелочей:

Ga(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Ga(OH)₆]

Из растворов обычно выделяются производные, отвечающие составу M₂⁺¹[Ga₂О(OH)₆], M₃⁺²[Ga(OH)₆]₂. При сплавлении оксидов Э₂О₃ с основными оксидами образуются оксосоединения типа МЭО₂.

Галогениды элементов подгруппы галлия ЭНаl₃ (во многом напоминают АlНаl₃) – кислотные соединения; с оснóвными галогенидами образуют комплексные галогениды типа М₃⁺¹[ЭНаl₆] и М⁺¹[ЭНаl₄]:

3КF + GaF₃ = К₃[GaF₆]

Для галлия (III) наиболее характерны фторокомплексы. Индий (III) и таллий (III) образуют устойчивые комп­лексы с хлором, бромом.

Гидриды галлия и индия ЭН₃, подобно А1Н₃, полимерны и являются кислотными соединениями.

Исключительно важны как полупроводниковые соединения пиктогениды типа А^IIIВ^V (где А^III – элемент подгруппы галлия, В^V – элемент VА-группы). Например, GaAs, InSb, TlBi.

Соединения галлия (I), индия (I) и таллия (I).Для таллия (I) известны многочисленные соединения, произ­водные же галлия (I) и индия (I) неустойчивы и являются сильными восстановителями.

По химическим свойствам соединения таллия (I) оснóвные. Боль­шинство соединений Tl (I) в воде растворяется; нерастворимы TlCl, TlBr, ТI, Tl₂S.

Таллий (I) проявляет сходство с щелочными металлами и серебром.

Тl₂O + Н₂O = 2ТlOН

ТlOН (желтого цвета) – сильное основание, но в отличие от NaOH, RbOH отщепляет воду при нагревании (100°С): 2ТlOН = Tl₂O + Н₂O

Для таллия (I) комплексообразование не характерно; обычно он не образует и кристаллогидратов. Соединения таллия (I) обладают свето­чувствительностью, т. е. при освещении разлагаются. Действием силь­ных окислителей производные таллия (I) можно перевести в соедине­ния таллия (III).

Подгруппа скандия (скандий, иттрий, лан­тан, актиний)

Скандий и его аналоги проявляют постоянную степень окисления +3. Скандий напоминает алюминий и является амфотерным элементом, а его аналоги по свойствам приближаются к щелочно-земельным металлам.

В земной коре элементы подгруппы скандия очень распылены. Скандий образует минералы стереттит ScPO₄∙2H₂O, тортвейстит Sc₂Si₂O₇, встречающие крайне редко. Кроме того, скандий содержится в касситеритах SnO₂, вольфрамитах, урановых рудах и др. Лантан содержится в монаците (Ce, La, Nb, …)РО₄, иттрий – в ксенотиме (Y, Eu, Cd, …)РО₄ и др. минералах.

Простые вещества. Скандий и его аналоги по химической активности уступают лишь щелочным и щелочно-земельным металлам.

Sc (скандий) – серебристо-белый с желтым оттенком, мягкий металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами, при нагревании – с кислородом, хлором, серой, азотом.

4Sc + 3O₂ = 2Sc₂O₃

2Sc + 3Cl₂ = 2ScCl₃

2Sc + 6H₂O(гор.) = 2Sc(OH)₃↓ + 3H₂↑

2Sc + 6HCl(разб.) = 2ScCl₃↓ + 3H₂↑

8Sc + 30HNO₃(разб.) = 8Sc(NО₃)₃ + 3NH₄NО₃ + 9Н₂О

Y (иттрий) и La (лантан) – серебристо-белые, мягкие металлы. Во влажном воздухе покрываются оксидной пленкой. Пассивируются в холодной воде; не реагируют со щелочами. Сильные восстановители; реагируют с горячей водой, разбавленными кислотами, при нагревании – с кислородом, хлором, серой, азотом.

Ac (актиний) – серебристо-белый, тяжелый, мягкий, радиоактивный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами.

Получение и применение.В свободном состоянии Sc, Y и La получают электролизом расплавленных хлоридов или металлотермическим методом. Актиний синтезируют бомбардировкой нейтронами радия в ядерных реакторах и выделенный в виде AcF₃ восстанавливают литием.

Соединения элементов подгруппы скандия применяют в полупро­водниковой технике.

Соединения скандия (III), иттрия (III), лантана (III), актиния (III).В воде растворяются нитраты, сульфаты, галогениды (кроме ЭF₃), малорастворимы гидроксиды, карбонаты, фосфаты, фториды, силикаты. Из водных растворов выделяются кристаллогидраты с переменным числом молекул воды, например: Sc₂(SО₄)₃∙5Н₂О, ЭНаl₃∙6Н₂О.

Оксиды Э₂O₃, взаимодействуя с водой, образуют характеристические гидроксиды Э(ОН)₃.

Sc₂О₃ + 3H₂О = 2Sc(OH)₃↓ или ScO(OH)

La₂О₃ + 3H₂О = 2La(OH)₃↓

В ряду гидроксидов Sc(OH)₃–Y(OH)₃–La(OH)₃–Ac(OH)₃ усиливаются оснóвные признаки и возрастает растворимость в воде. Так, Sc(OH)₃ амфотерен, а La(ОН)₃ – довольно сильное основание. В обычных условиях он взаимодействует с кислотами, поглощает СО₂, из аммонийных соединений при нагревании вытесняет аммиак. При на­гревании Sc₂О₃ или Sc(OH)₃ с оснóвными оксидами или щелочами +1 образуются оксоскандиаты (III) M⁺¹ScО₂, а в растворах образуются гидроксоскандиаты:

3NaOH + Sc(OH)₃ = Na₃[Sc(OH)₆]

При взаимодействии гидроксида с кислотами образуются соли:

2Sc(OH)₃ + 3H₂SО₄ = Sc₂(SО₄)₃ + 6H₂О

С малоактивными неметаллами скандий и его аналоги образуют тугоплав­кие соединения типа интерметаллических, например, ScB₂, YB₂, LaB₆, ЭSi₂, YС₂, LaC₂, ScC.

Cкандий и его аналоги по свойствам напоминают s-элементы, т.е. являются переходными между s- и d-элементами больших периодов.