Оксид бора и борная кислота

С кислородом бор реагирует только при нагревании, образуя единственный оксид В₂О₃. В В₂О₃ атом бора имеет вакантную орбиталь, а атом кислорода – две неподелённые пары электронов. В результате создаются идеальные условия для донорно-акцепторного взаимодействия, которое гораздо более эффективно в полимерной структуре, чем в изолированной молекуле. Поэтому молекулы В₂О₃ существуют только в газовой фазе при температуре 2000⁰С, при обычных условиях В₂О₃ твёрдое полимерное вещество, построенное из тетраэдров ВО₄, в которых все атомы кислорода являются мостиковыми.

Оксид бора легко и обратимо реагирует с водой, образуя борную кислоту:

В₂О₃ + 3Н₂О = Н₃ВО₃

Борная кислота – твёрдое вещество, заметно растворимое в воде (5г/100 г воды при 20⁰С) и некоторых органических растворителях. Кристаллы борной кислоты имеют слоистую структуру, в которой молекулы связаны прочными водородными связями.

Особенностью борной кислоты является то, что её кислотные свойства определяются не диссоциацией с отщеплением протона, а образованием гидроксокомплекса с участием вакантной р-орбитали:

Н₃ВО₃ + Н₂О = В(ОН)₄^‾ + Н⁺

Н₃ВО₃ очень слабая кислота (К_а = 1∙10^-9), является акцептором ионов ОН^-. Нормальные (средние) бораты могут быть получены только сплавлением кислоты со щелочами или основными оксидами и отвечают простейшей формуле М(ВО₂)_n, где М катион n-зарядный. Например Са(ВО₂)₂.

Из растворов, получаемых при нейтрализации борной кислоты, не образуются ортобораты, содержащие ион (ВО₃)^3_, а получаются тетрабораты, метабораты или соли других полиборных кислот. Наиболее распространённой из них является бура (или гептаоксотетраборат натрия) Na₂B₄O₇ ∙ 10H₂O:

4 Н₃ВО₃ + 2NaOH + 3H₂O = Na₂B₄O₇ ∙ 10H₂O

Под действием кислот на раствор буры реакция протекает в обратном направлении:

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ + 5H₂O = Na₂SO₄ + 4H₃BO₃

Всё, сказанное выше, говорит о том, что оксид бора и борная кислота резко отличаются по свойствам от оксидов и гидроксидов азота и углерода.

Наличие вакантной орбитали у атома бора приводит к образованию донорно-акцепторной связи О → В, что невозможно ни в соединениях углерода, ни в соединениях азота. Именно поэтому оксиды углерода и азота газообразны, а оксид бора – труднолетучее вещество.

Качественной реакцией на Н₃ВО₃ и соли борных кислот является взаимодействие с концентрированной серной кислотой и метанолом при нагревании. При этом образуется борнометиловый эфир В(ОСН₃)₃, который при поджигании горит очень красивым яркозелёным пламенем.

В заключение отметим, что доза в 5 г В(ОН)₃ может привести к смерти человека; очень малые дозы, периодически вводимые в организм, вызывают сильное исхудание.

Однако широкое применение находит борная кислота и осорбенно бура. Она используется в медицине как дезинфицирующее средство, а также в стекольной и керамической промышленности.

Алюминий

В основном состоянии атом алюминия имеет конфигурацию 3s²3p¹. У атома алюминия имеется один неспаренный электрон и две вакантные р-АО. Даже в валентном состоянии 3s¹3p² одна из р-АО остаётся вакантной, кроме того у него незаполнены 3d-АО. Всё это создаёт условия для значительного донорно-акцепторного взаимодействия.

Алюминий – серебристо-белый металл, Т_пл= 660⁰С, Т_кип= 2327⁰С. Плотность 2,7 г/см³. Алюминий очень мягок, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в фольгу. На воздухе алюминий покрывается тончайшей плёнкой Al₂O₃ (~10^-5 мм), плёнка отличается большой прочностью. Оксид очень твёрд, прочно связан с поверхность металла, вода с ним не реагирует, а кислород через него практически не диффундирует. Поверхностный слой оксида надёжно защищает ме6талл от дальнейшего окисления. Чем металл чище, тем прочнее защитный слой на его поверхности.

Несмотря на наличие защитной оксидной плёнки, реакционная способность алюминия велика. При стандартных условиях металл реагирует с галогенами, кислородом, серой, водой:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃; 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃; 2Al + 3S = Al₂S₃;

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂ (металл освобождён от оксидной плёнки).

Алюминий легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑; 2Al + 3H₂SO_4(РАЗБ.) = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑.

Но концентрированная серная и азотная кислоты его пассивируют, упрочняя оксидную плёнку на его поверхности. При нагревании эти кислоты взаимодействуют с алюминием:

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

8Al + 30HNO₃(очень разб.) = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O;

2Al + 6H₂SO₄(конц.) = Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Алюминий взаимодействует как с расплавами, так и с водными растворами щелочей. Во всех случаях выделяется водород, однако состав, образующихся солей различен. В водных растворах образуются комплексные гидроксосоли с разным числом гидроксогрупп и молекул воды во внутренней сфере комплекса. Обычно это записывают в упрощённой форме в виде тетрагидроксокомплекса:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₃] + 3H₂↑

Роль окислителя в этом случае выполняют молекулы воды, а щёлочь создаёт среду:

Al⁰ – 3e → Al⁺³ │2

2H⁺ + 2e → H₂⁰ │3

[Фактически растворение алюминия в щелочах протекает в три стадии:

А) растворение оксидной плёнки: Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄];

Б) взаимодействие Al с водой: 2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ ↓ + 3H₂↑;

В) взаимодействие Al(OH)₃ со щелочью: Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄].]

Подобным образом алюминий растворяется в водных растворах карбонатов щелочных металлов (среда щелочная); довольно энергично он разЪедается раствором NH₄OH.

При сплавлении со щелочами алюминий образует метаалюминаты:

2Al + 6NaOH (крист.) = 2NaAlO₂ + 2Na₂O + 3H₂↑.