Характеристика 3 группы главной подгруппы. Свойства p-элементов III группы

Известно 30 р - элементов в периодической системе, это элементы, расположенные в III-A - VIII-A группах. У р - элементов заполняется электронами р- подуровень внешнего электронного уровня.

III-A группа – B, Al, Ga, In, Tl – характеризуются наличием 3-х электронов в наружном электронном слое атома, причем у бора на предвнешнем слое атома – 2 электрона, у алюминия – 8 электронов, Ga, In, Tl – 18 электронов. III группа самая элементоемкая – содержит 37 элементов, включая лантаноиды и актиноиды. Все элементы металлы, за исключением бора.

При переходе от Al к Ga радиус атома уменьшается. Это связано с тем, что у Ga заполнение р - подуровня начинается после того, как заполняется 3d 10 электронная оболочка. Под действием 3d 10 - электронов электронная оболочка всего атома сжимается и размер атома уменьшается (эффект d - сжатия).

Монотонного (последовательного) изменения металлических свойств не наблюдается. Металлические свойства резко усиливаются при переходе от бора к алюминию, несколько ослабевают у галлия, и вновь постепенно растут при переходе к таллию. Обусловлено это тем, что атома Ga происходит сжатие электронной оболочки за счет d –электронов (эффект d – сжатия) , In, Tl (в отличие от B и Al) содержат по 18 электронов на предпоследнем слое. Поэтому нарушается линейное изменение свойств (rат, Тпл и т.п.) от Al к Ga.

Температура кипения закономерно уменьшается от B к Tl. Температура плавления незакономерно из-за особенностей строения кристаллической решетки.

Самый легкоплавкий металл – Ga (Тпл = 29,8˚С).

В невозбужденном состоянии конфигурация внешнего уровня ns 2 np 1 , в возбужденном состоянии - ns 1 np 2 .

В невозбужденном состоянии имеется 1 неспаренный электрон, однако соединения большинства этих элементов, в которых их степень окисления +1, очень неустойчивы и наиболее характерна для них степень окисления +3 в возбужденном состоянии, т.к. на перевод электрона из s-состояния в р - надо немного энергии.

B – неметал, Al – еще не типичный металл, Ga, In, Tl –типичные металлы. Соединения: ЭН 3 , Э 2 О 3 , Э(ОН) 3 .

B 2s 2 2p 1 В 2 Н 6

A

растет восстановительная способность, устойчивость

Ga [ Ar ]4 s 2 4 p 1 (GaH 3 ) n

In [ Kr ]5 s 2 5 p 1 (InH 3 ) n

Tl [ Xe ]6 s 2 6 p 1 TlH 3

Э 2 О 3

B 2 O 3 кислотный оксид

Al 2 O 3 амфотерный оксид

Ga 2 O 3

In 2 O 3 амфотерный оксид (с преобладанием основных свойств)

Tl 2 O (Tl 2 O 3) основной оксид

Э(ОН) 3

H

нарастают

основные

свойства

Al (OH ) 3 амфотерный гидроксид

Ga (OH ) 3 амфотерный гидроксид

In (OH ) 3 амфотерный гидроксид TlOH основной гидроксид

Образуют соединения с галогенами ЭГ 3 , серой Э 2 S 3 , азотом ЭN.

Много общего имеет химия кислородных соединений бора и кремния: кислотная природа оксидов и гидроксидов, способность образовывать многочисленные полимерные структуры, стеклообразование оксидов.

С увеличением атомной массы усиливается металлический ха­рактер элементов. Бор - неметалл, остальные элементы (подгруппа алюминия) - металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы - легкоплавкие металлы, In и Тl - чрезвычайно мягкие.

Физические свойства элементов главной подгруппы III группы

Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1 (Тl преимущественно одновалентен).

В ряду В-Аl-Gа-In-Тl уменьшается кислотность и увеличи­вается основность гидроксидов R(ОН) 3 . Н 3 ВО 3 - кислота, Аl(ОН) 3 и Gа(ОН) 3 - амфотерные основания, In(ОН) 3 и Тl(ОН) 3 - типичные основания. ТlOН - сильное основание.

Рассмотрим свойства только двух элементов: под­робно - алюминия, как типичного представителя р-металлов, чрезвычайно широко применяемого на практике, и схематично - бора, как представителя «полуметаллов» и проявляющего ано­мальные свойства по сравнению со всеми другими элементами подгруппы.

Алюминий - самый рас­пространенный металл на Земле (3-е место среди всех элемен­тов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в при­роде не встречается; входит в состав глиноземов (Аl 2 О 3), бокситов (Аl 2 О 3 xН 2 О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты.

Алюминий имеет единственный стабильный изотоп , бор - два: 19,9% и 80,1%.

Получение;

1. Электролиз расплава AlCl 3:

2AlCl 3 = 2Al + 3Cl 2

2. Основной промышленный способ - электролиз расплава Al 2 O 3 (глинозема) в криолите 3NaF AlF 3:

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

3. Вакуумтермический:

AlCl 3 + ЗК = Al + 3KCl

Физические свойства .

Алюминий в свободном виде - се­ребристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Алюминий имеет невысокую плотность - при­мерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно - это прочный металл.

Бор существует в нескольких аллотропных модификациях. Аморфный бор представляет собой темно-коричневый порошок. Кристаллический бор - серо-черный, с металлическим блеском. По твердости кристаллический бор занимает второе место (после алмаза) среди всех веществ. При комнатной температуре бор пло­хо проводит электрический ток; так же, как кремний, он обладает полупроводниковыми свойствами.

Химические свойства .

Поверхность алюминия обычно по­крыта прочной пленкой оксида Аl 2 О 3 , которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку уда­ляют, то металл может энергично реагировать с водой:

2Аl + 6Н 2 О = 2Аl(ОН) 3 + ЗН 2 .

В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выде­ляя большое количество теплоты:

2Аl + 3/2O 2 = Аl 2 О 3 + 1676 кДж.

Это обстоятельство используется для получения ряда металлов из их оксидов методом алюмотермии. Так назвали восстановле­ние порошкообразным алюминием тех металлов, у которых теп­лоты образования оксидов меньше теплоты образования Аl 2 О 3 , например:

Сr 2 О 3 + 2Аl = 2Сr + Аl 2 О 3 + 539 кДж.

Бор , в отличие от алюминия, химически инертен (особенно кристаллический). Так, с кислородом он реагирует только при очень высоких температурах (> 700°С) с образованием борного ангидрида В 2 О 3:

2В + ЗО 2 = 2В 2 О 3 ,

с водой бор не реагирует ни при каких обстоятельствах. При еще более высокой температуре (> 1200°С) он взаимодействует с азо­том, давая нитрид бора (служит для изготовления огнеупорных материалов):

Лишь со фтором бор реагирует при комнатной температуре, реакции же с хлором и бромом протекают только при сильном нагревании (400 и 600 °С соответственно); во всех этих случаях он образует тригалогениды ВНal 3 - дымящие на воздухе лету­чие жидкости, легко гидролизующиеся водой:

2В + 3Наl 2 = 2ВНаl 3 .

В результате гидролиза образуется ортоборная (борная) кислота H 3 BO 3:

ВНаl 3 + 3Н 2 О = Н 3 ВО 3 + ЗННаl.

В отличие от бора, алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С):

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

2Аl + N 2 = 2АlN (нитрид алюминия),

Аl + Р = АlР (фосфид алюминия),

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

Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана.

Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой кон­центрации:

2Аl + 6НСl = 2АlСl 3 + ЗН 2 .

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Аl + 6Н 2 SО 4(конц) = Аl 2 (SО 4) 3 + 3SО 2 + 6Н 2 О,

Аl + 6НNO 3(конц) = Аl(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О.

В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с вы­делением водорода:

2Аl + 3Н 2 SО 4 = Аl 2 (SО 4) 3 + 3Н 2 .

В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):

Аl + 4HNО 3 = Аl(NО 3) 3 + NO + 2Н 2 О.

Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием тетрагидроксоалюминатов:

2Аl + 2NаОН + 6Н 2 О = 2Na[Аl(ОН) 4 ] + 3Н 2 .

Кислоты, не являющиеся окислителями, с бором не реагируют и только концентрированная HNO 3 окисляет его до борной кис­лоты:

В + HNO 3(конц) + Н 2 О = Н 3 ВO 3 + NO

Соединения со степенью окисления +3. Важнейшими соединениями бора являются гидриды, галогениды, оксид, борные кислоты и их соли.

Оксид бора - B 2 O 3 - бесцветная хрупкая стеклообразная масса, кислотный оксид, энергично присоединяет воду с образованием ортоборной кислоты:

B 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 BO 3

H 3 BO 3 - очень слабая одноосновная кислота, причем ее кислотные свойства проявляются не за счет отщепления катиона водорода, а за счет связывания гидроксид-аниона:

H 3 BO 3 + H 2 O H + + - ; рК а = 9,0

При нагревании борная кислота ступенчато теряет воду, образуя вначале метаборную кислоту, а затем оксид бора:

H 3 BO 3 ¾® HBO 2 ¾® B 2 O 3

При взаимодействии со щелочами образует тетрабораты - соли гипотетической тетраборной кислоты:

4H 3 BO 3 + 2NaOH = Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O

Большинство солей – боратов – в воде нерастворимы, исключение составляют бораты s-элементов. Более других используется тетраборат натрия Na 2 B 4 O 7 . В большинстве своем бораты полимерны, выделяются из растворов в виде кристаллогидратов. Полимерных борных кислот из раствора выделить не удается, в связи с тем, что они легко гидратируются. Поэтому при действии кислот на полибораты обычно выделяется борная кислота (эта реакция используется для получения кислоты):

Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 + 5H 2 O = 4H 3 BO 3 + Na 2 SO 4

Безводные метабораты получают сплавлением оксида бора или борной кислоты с оксидами металлов:

CaO + B 2 O 3 = Ca(BO 2) 2

Важнейшими соединениями алюминия является алюминий оксид и алюминий гидроксид.

Алюминий оксид Al2O3 - белая тугоплавкая кристаллической вещество, нерастворимое в воде. В лабораторных условиях алюминий оксид добывают сжигание алюминия или термическими разложением алюминий гидроксида:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

2Al (OH) 3→ Al2O3 + 3H2O.

По химическим свойствам алюминий оксид являются амфотерными. Он реагирует с кислотами, проявляя свойства основных оксидов:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O.

Реагируйте со щелочами, он проявляет свойства кислотных оксидов. В растворах щелочей образуются комплексные соединения:

Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K .

При сплавления образуются соли метаалюминиевой кислоты, например, метаалюминат калия:

Al2O3 + 2KOH→2KAlO2 + H2O.

Естественную кристаллическую модификацию алюминий оксида (корунд) применяются в РАЗЛИчНЫХ областях науки и производства. Рубины, например, является материалом для изготовления рабочих камней точных механизмов. Кристаллы корунда - рабочие тела лазеров. Рубины и сапфиры используют для отделки ювелирных изделий. Алюминий оксид является главной составляющей наждака - абразивного материала. Тугоплавкость и коррозионная стойкость алюминий оксида предопределяет его применение для изготовления термостойких химической посуды, кирпича для кладки стекловаренных печей.

Алюминий гидроксид Al (OH) 3 - это нерастворимые в воде кристаллической вещество белого цвета. В лаборатории алюминий гидроксид добывают из растворимых солей алюминия при их взаимодействии с растворами щелочей, например:

AlCl3 + 3КOH = Al (OH) 3 ↓+ 3КCl.

Полученный алюминий гидроксид имеет вид студенистого осадка.

Алюминий гидроксид проявляет амфотерные свойства и растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

Al (OH) 3 + 3HCl →AlCl3 + 3H2O

Al (OH) 3 + NaOH → Na .

При сплавления алюминий гидроксида с натрий гидроксидом образуется натрий метаалюминат:

Al (OH) 3 + NaOH→ NaAlO2 + 2H2O.

Способность алюминий гидроксида реагировать с кислотами используют в терапии. Он входит в состав лекарственных препаратов, Которые используются для снижения кислотности и уменьшение изжоге.

Реакция с хлоридом бария. Борат-ионы при взаимодействии с хлоридом бария в водных растворах образуют белый кристаллический осадок метабората бария Ba(BO 2) 2

Аналитические реакции катиона алюминия Al 3+

1. Реакция с щелочами:

А1 3+ + 3 ОН→А1(ОН) 3 ↓ (белый)

2. Реакция с нитратом кобальта - образование -тенаровой сини.

Тенаровая синь- - смешанный оксид алюминия и кобальта синего цвета.

2 A1 2 (SO 4) 3 + 2 Co(NO 3) 2 -tT-> 2 Со(А1О 2) 2 + 4 NO 2 + 6 SO 3 + O 2 .

Бор относится к примесным микроэлементам, его массовая доля в организме человека составляет 10-5 %. Бор концентрируется главным образом в легких (0,34 мг), щитовидной железе (0,30 мг), селезенке (0,26 мг), печени, мозге (0,22 мг), почках, сердечной мышце (0,21 мг). Биологическое действие бора еще недостаточно изучено. Известно, что бор входит в состав зубов и костей, очевидно, в виде труднорастворимых солей борной кислоты с катионами металлов.

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Третья группа периодической системы охватывает очень большое число химических элементов, так как в состав ее, кроме элементов главной и побочной подгрупп, входят элементы с порядковыми номерами 58--71 (лантаноиды) и с порядковыми номерами 90--103 (актиноиды). Мы рассмотрим лантаноиды и актиноиды вместе с элементами побочной подгруппы. алюминий галлий индий

Элементы главной подгруппы третьей группы -- бор, алюминий, галлий, индий и таллий--характеризуются наличием трех электронов в наружном электронном слое атома.

Алюминий -- основной представитель металлов главной подгруппы III группы Периодической системы. Свойства его аналогов -- галлия, индия и таллия -- напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns 2 nр 1 и могут проявлять степень окисления +3.

Электронное строение элементов главной подгруппы III группы

Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1 (Тl преимущественно одновалентен).

В ряду В--Аl--Gа--In--Тl уменьшается кислотность и увеличивается основность гидроксидов R(ОН) 3 . Н 3 ВО 3 -- кислота, Аl(ОН) 3 и Gа(ОН) 3 -- амфотерные основания, In(ОН) 3 и Тl(ОН) 3 -- типичные основания. ТlOН -- сильное основание.

Далее рассмотрим свойства элементов: подробно -- алюминия, как типичного представителя р-металлов, чрезвычайно широко применяемого на практике, бора, как представителя «полуметаллов» и проявляющего аномальные свойства по сравнению со всеми другими элементами подгруппы.

Алюминий - самый распространенный металл на Земле (3-е место среди всех элементов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в природе не встречается; входит в состав глиноземов (Аl 2 О 3), бокситов (Аl 2 О 3 * xН 2 О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты.

Физические свойства.

Алюминий в свободном виде -- серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Алюминий имеет невысокую плотность -- примерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно -- это прочный металл.

Бор существует в нескольких аллотропных модификациях. Аморфный бор представляет собой темно-коричневый порошок. Кристаллический бор -- серо-черный, с металлическим блеском. По твердости кристаллический бор занимает второе место (после алмаза) среди всех веществ. При комнатной температуре бор плохо проводит электрический ток; так же, как кремний, он обладает полупроводниковыми свойствами.

Химические свойства.

Поверхность алюминия обычно покрыта прочной пленкой оксида Аl 2 О 3 , которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку удаляют, то металл может энергично реагировать с водой:

2Аl + 6Н 2 О = 2Аl(ОН) 3 + ЗН 2 ^.

В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выделяя большое количество теплоты:

2Аl + 3/2O 2 = Аl 2 О 3 + 1676 кДж.

Это обстоятельство используется для получения ряда металлов из их оксидов методом алюмотермии. Так назвали восстановление порошкообразным алюминием тех металлов, у которых теплоты образования оксидов меньше теплоты образования Аl 2 О 3 , например:

Сr 2 О 3 + 2Аl = 2Сr + Аl 2 О 3 + 539 кДж.

Бор, в отличие от алюминия, химически инертен (особенно кристаллический). Так, с кислородом он реагирует только при очень высоких температурах (> 700°С) с образованием борного ангидрида В 2 О 3:

2В + ЗО 2 = 2В 2 О 3 ,

с водой бор не реагирует ни при каких обстоятельствах. При еще более высокой температуре (> 1200°С) он взаимодействует с азотом, давая нитрид бора (служит для изготовления огнеупорных материалов):

Лишь со фтором бор реагирует при комнатной температуре, реакции же с хлором и бромом протекают только при сильном нагревании (400 и 600 °С соответственно); во всех этих случаях он образует тригалогениды ВНal 3 -- дымящие на воздухе летучие жидкости, легко гидролизующиеся водой:

2В + 3Наl 2 = 2ВНаl 3 .

В результате гидролиза образуется ортоборная (борная) кислота H 3 BO 3:

ВНаl 3 + 3Н 2 О = Н 3 ВО 3 + ЗННаl.

В отличие от бора, алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С):

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

2Аl + N 2 = 2АlN (нитрид алюминия),

Аl + Р = АlР (фосфид алюминия),

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

Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана.

Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации:

2Аl + 6НСl = 2АlСl 3 + ЗН 2 ^.

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Аl + 6Н 2 SО 4(конц) = Аl 2 (SО 4) 3 + 3SО 2 + 6Н 2 О,

Аl + 6НNO 3(конц) = Аl(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О.

В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с выделением водорода:

2Аl + 3Н 2 SО 4 = Аl 2 (SО 4) 3 + 3Н 2 .

В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):

Аl + 4HNО 3 = Аl(NО 3) 3 + NO + 2Н 2 О.

Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием тетрагидроксоалюминатов:

2Аl + 2NаОН + 6Н 2 О = 2Na[Аl(ОН) 4 ] + 3Н 2 ^.

Кислоты, не являющиеся окислителями, с бором не реагируют и только концентрированная HNO 3 окисляет его до борной кислоты:

В + HNO 3(конц) + Н 2 О = Н 3 ВO 3 + NO^.

Галлий (лат. Gallium), Ga, химический элемент III группы периодической системы Д. И. Менделеева, порядковый номер 31, атомная масса 69,72; серебристо-белый мягкий металл. Состоит из двух стабильных изотопов с массовыми числами 69 (60,5%) и 71 (39,5%).

Существование Галлия ("экаалюминия") и основные его свойства были предсказаны в 1870 году Д. И. Менделеевым. Элемент был открыт спектральным анализом в пиренейской цинковой обманке и выделен в 1875 году французским химиком П. Э. Лекоком де Буабодраном; назван в честь Франции (лат. Gallia). Точное совпадение свойств Галлия с предсказанными было первым триумфом периодической системы.

Среднее содержание Галлия в земной коре относительно высокое, 1,5·10 -3 % по массе, что равно содержанию свинца и молибдена. Галлий - типичный рассеянный элемент. Единственный минерал Галлия - галлит CuGaS 2 очень редок. Геохимия Галлия тесно связана с геохимией алюминия, что обусловлено сходством их физико-химических свойств. Основная часть Галлия в литосфере заключена в минералах алюминия. Содержание Галлия в бокситах и нефелинах колеблется от 0,002 до 0,01%. Повышенные концентрации Галлия наблюдаются также в сфалеритах (0,01-0,02%), в каменных углях (вместе с германием), а также в некоторых железных рудах.

Физические свойства Галлия. Галлий имеет ромбическую (псевдотетрагональную) решетку с параметрами а = 4,5197Е, b = 7,6601Е, c = 4,5257Е. Плотность (г/см 3) твердого металла 5,904 (20°С), жидкого 6,095 (29,8°С), то есть при затвердевании объем Галлия увеличивается; t пл 29,8°C, t кип 2230°С. Отличительная особенность Галлия - большой интервал жидкого состояния (2200°С) и низкое давление пара при температурах до 1100-1200°С. Удельная теплоемкость твердого Галлия 376,7 дж/(кг·К), то есть 0,09 кал/(г·град) в интервале 0-24°С, жидкого соответственно 410 дж/(кг·К), то есть 0,098 кал/(г·град) в интервале 29-100°С. Удельное электрическое сопротивление (ом·см) твердого Галлия 53,4·10 -6 (0°С), жидкого 27,2·10 -6 (30°С). Вязкость (пуаз = 0,1 н·сек/м 2): 1,612 (98°С), 0,578 (1100°С), поверхностное натяжение 0,735 н/м (735 дин/см) (30 °С в атмосфере Н 2). Коэффициенты отражения для длин волн 4360Е и 5890Е соответственно равны 75,6% и 71,3%. Сечение захвата тепловых нейтронов 2,71 барна (2,7·10 -28 м 2).

Химические свойства Галлия.

На воздухе при обычной температуре Галлий стоек. Выше 260° С в сухом кислороде наблюдается медленное окисление (пленка оксида защищает металл). В серной и соляной кислотах Галлий растворяется медленно, в плавиковой - быстро, в азотной кислоте на холоду Галлий устойчив. В горячих растворах щелочей Галлий медленно растворяется. Хлор и бром реагируют с Галлием на холоду, иод - при нагревании. Расплавленный Галлий при температурах выше 300° С взаимодействует со всеми конструкционными металлами и сплавами.

Наиболее устойчивы трехвалентные соединения Галлия, которые во многом близки по свойствам химическим соединениям алюминия. Кроме того, известны одно- и двухвалентные соединения. Высший оксид Gа 2 О 3 - вещество белого цвета, нерастворимое в воде. Соответствующий ему гидрооксид осаждается из растворов солей Галлия в виде белого студенистого осадка. Она имеет ярко выраженный амфотерный характер. При растворении в щелочах образуются галлаты (например, Na), при растворении в кислотах - соли Галлия: Gа 2 (SО 4) 3 , GaCl 3 и др. Кислотные свойства у гидрооксида Галлия выражены сильнее, чем у гидрооксида алюминия [интервал выделения Аl(ОН) 3 лежит в пределах рН = 10,6-4,1, a Ga(OH) 3 в пределах рН = 9,7-3,4].

В отличие от Al(ОН) 3 , гидрооксид Галлия растворяется не только в сильных щелочах, но и в растворах аммиака. При кипячении из аммиачного раствора вновь выпадает гидрооксид Галлия.

Из солей Галлия наибольшее значение имеют хлорид GaCl 3 (t пл 78°C, t кип 200°C) и сульфат Ga 2 (SO 4) 3 . Последний с сульфатами щелочных металлов и аммония образует двойные соли типа квасцов, например (NH 4)Ga(SO 4) 2 ·12H 2 O. Галлий образует малорастворимый в воде и разбавленных кислотах ферроцианид Ga 4 3 , что может быть использовано для его отделения от Аl и ряда других элементов.

Получение Галлия. Основной источник получения Галлия - алюминиевое производство. Галлий при переработке бокситов по способу Байера концентрируется в оборотных маточных растворах после выделения Аl(ОН) 3 . Из таких растворов Галлий выделяют электролизом на ртутном катоде. Из щелочного раствора, полученного после обработки амальгамы водой, осаждают Ga(OH) 3 , которую растворяют в щелочи и выделяют Галлий электролизом.

При содово-известковом способе переработки бокситовой или нефелиновой руды Галлий концентрируется в последних фракциях осадков, выделяемых в процессе карбонизации. Для дополнительного обогащения осадок гидрооксидов обрабатывают известковым молоком. При этом большая часть Al остается в осадке, а Галлий переходит в раствор, из которого пропусканием СО 2 выделяют галлиевый концентрат (6-8% Gа 2 О 3); последний растворяют в щелочи и выделяют Галлий электролитически.

Источником Галлия может служить также остаточный анодный сплав процесса рафинирования Al по методу трехслойного электролиза. В производстве цинка источниками Галлия являются возгоны (вельц-оксиды), образующиеся при переработке хвостов выщелачивания цинковых огарков.

Полученный электролизом щелочного раствора жидкий Галлий, промытый водой и кислотами (НСl, HNO 3), содержит 99,9-99,95% Ga. Более чистый металл получают плавкой в вакууме, зонной плавкой или вытягиванием монокристалла из расплава.

Применение Галлия. Наиболее перспективно применение Галлия в виде химических соединений типа GaAs, GaP, GaSb, обладающих полупроводниковыми свойствами. Они могут применяться в высокотемпературных выпрямителях и транзисторах, солнечных батареях и других приборах, где может быть использован фотоэффект в запирающем слое, а также в приемниках инфракрасного излучения. Галлий можно использовать для изготовления оптических зеркал, отличающихся высокой отражательной способностью. Сплав алюминия с Галлием предложен вместо ртути в качестве катода ламп ультрафиолетового излучения, применяемых в медицине. Жидкий Галлий и его сплавы предложено использовать для изготовления высокотемпературных термометров (600-1300°С) и манометров. Представляет интерес применение Галлия и его сплавов в качестве жидкого теплоносителя в энергетических ядерных реакторах (этому мешает активное взаимодействие Галлий при рабочих температурах с конструкционными материалами; эвтектический сплав Ga-Zn-Sn оказывает меньшее коррозионное действие, чем чистый Галлий).

Индий (лат. Indium), In, химический элемент III группы периодической системы Менделеева; атомный номер 49, атомная масса 114,82; белый блестящий мягкий металл. Элемент состоит из смеси двух изотопов: 113 In (4,33%) и 115 In (95,67%); последний изотоп обладает очень слабой в-радиоактивностью (период полураспада T Ѕ = 6·10 14 лет).

В 1863 году немецкие ученые Ф. Райх и T. Рихтер при спектроскопическом исследовании цинковой обманки обнаружили в спектре новые линии, принадлежащие неизвестному элементу. По ярко-синей (цвета индиго) окраске этих линий новый элемент был назван Индий.

Распространение Индия в природе. Индий - типичный рассеянный элемент, его среднее содержание в литосфере составляет 1,4·10 -5 % по массе. При магматических процессах происходит слабое накопление Индия в гранитах и других кислых породах. Главные процессы концентрации Индия в земной коре связаны с горячими водными растворами, образующими гидротермальные месторождения. Индий связан в них с Zn, Sn, Cd и Pb. Сфалериты, халькопириты и касситериты обогащены Индием в среднем в 100 раз (содержание около l,4·10 -3 %). Известны три минерала Индия - самородный Индий, рокезит CuInS 2 и индит In 2 S 4 , но все они крайне редкие. Практическое значение имеет накопление Индия в сфалеритах (до 0,1%, иногда 1%). Обогащение Индия характерно для месторождений Тихоокеанского рудного пояса.

Физические свойства Индия .

Кристаллическая решетка Индия тетрагональная гранецентрированная с параметрами а = 4,583Е и с= 4,936Е. Атомный радиус 1,66Е; ионные радиусы In 3+ 0,92Е, In + 1,30Е; плотность 7,362 г/см 3 . Индий легкоплавок, его t пл 156,2 °C; t кип 2075 °C. Температурный коэффициент линейного расширения 33·10 -6 (20 °С); удельная теплоемкость при 0-150°С 234,461 дж/(кг·К), или 0,056 кал/(г·° С); удельное электросопротивление при 0°C 8,2·10 -8 ом·м, или 8,2·10 -6 ом·см; модуль упругости 11 н/м 2 , или 1100 кгс/мм 2 ; твердость по Бринеллю 9 Мн/м 2 , или 0,9 кгс/мм 2 .

Химические свойства Индия .

В соответствии с электронной конфигурацией атома 4d 10 5s 2 5p 1 Индий в соединениях проявляет валентность 1, 2 и 3 (преимущественно). На воздухе в твердом компактном состоянии Индий стоек, но окисляется при высоких температурах, а выше 800 °C горит фиолетово-синим пламенем, давая оксид In 2 O 3 - желтые кристаллы, хорошо растворимые в кислотах. При нагревании Индий легко соединяется с галогенами, образуя растворимые галогениды InCl 3 , InBr 3 , InI 3 . Нагреванием Индия в токе HCl получают хлорид InCl 2 , а при пропускании паров InCl 2 над нагретым In образуется InCl. С серой Индий образует сульфиды In 2 S 3 , InS; они дают соединения InS·In 2 S 3 и 3InS·In 2 S 3 . В воде в присутствии окислителей Индий медленно корродирует с поверхности: 4In + 3O 2 +6H 2 O = 4In(ОН) 3 . В кислотах Индий растворим, его нормальный электродный потенциал равен -0,34 в, в щелочах практически не растворяется. Соли Индия легко гидролизуются; продукт гидролиза - основные соли или гидрооксид In(OH) 3 . Последний хорошо растворим в кислотах и плохо - в растворах щелочей (с образованием солей - индатов): In(ОН) 3 + 3KOH = K 3 . Соединения Индия низших степеней окисления довольно неустойчивы; галогениды InHal и черный оксид In 2 O - очень сильные восстановители.

Получение Индия.

Индий получают из отходов и промежуточных продуктов производств цинка, свинца и олова. Это сырье содержит от тысячных до десятых долей процента Индия. Извлечение Индия складывается из трех основные этапов: получение обогащенного продукта - концентрата Индия; переработка концентрата до чернового металла; рафинирование. В большинстве случаев исходное сырье обрабатывают серной кислотой и переводят Индий в раствор, из которого гидролитическим осаждением выделяют концентрат. Черновой Индий выделяют главным образом цементацией на цинке или алюминии. Рафинирование производят химическими, электрохимическими, дистилляционными и кристаллофизическими методами.

Применение Индия .

Наиболее широко Индий и его соединения (например, нитрид InN, фосфид InP, антимонид InSb) применяют в полупроводниковой технике. Индий служит для различных антикоррозионных покрытий (в т. ч. подшипниковых). Индиевые покрытия обладают высокой отражательной способностью, что используется для изготовления зеркал и рефлекторов. Промышленное значение имеют некоторые сплавы Индий, в том числе легкоплавкие сплавы, припои для склеивания стекла с металлом и другие.

Таллий (лат. Thallium), Tl, химический элемент III группы периодической системы Менделеева, атомный номер 81, атомная масса 204,37; на свежем разрезе серый блестящий металл; относится к редким рассеянным элементам. В природе элемент представлен двумя стабильными изотопами 203 Tl (29,5%) и 205 Tl (70,5%) и радиоактивными изотопами 207 Tl - 210 Tl - членами радиоактивных рядов. Искусственно получены радиоактивные изотопы 202 Tl (Т Ѕ = 12,5 сут), 204 Tl (T Ѕ = 4,26 года), 206 Tl (Т Ѕ = 4,19 мин) и другие. Таллий открыт в 1861году У. Круксом в шламе сернокислотного производства спектроскопическим методом по характерной зеленой линии в спектре (отсюда название: от греч. thallos - молодая, зеленая ветка). В 1862 году французский химик К. О. Лами впервые выделил Таллий и установил его металлическую природу.

Распространение Таллия в природе. Среднее содержание Таллия в земной коре (кларк) 4,5·10 -5 % по массе, но благодаря крайнему рассеянию его роль в природных процессах невелика. В природе встречаются преимущественно соединения одновалентного и реже трехвалентного Таллия. Как и щелочные металлы, Таллий концентрируется в верхней части земной коры - в гранитном слое (среднее содержание 1,5·10 -4 %), в основные породах его меньше (2·10 -5 %), а в ультраосновных лишь 1·10 -6 %. Известно лишь семь минералов Таллия (например, круксит, лорандит, врбаит и другие), все они крайне редкие. Наибольшее геохимическое сходство Таллий имеет с К, Rb, Cs, а также с Pb, Ag, Cu, Bi. Таллий легко мигрирует в биосфере. Из природных вод он сорбируется углями, глинами, гидрооксидами марганца, накапливается при испарении воды (например, в озере Сиваш до 5·10 -8 г/л).

Физические свойства Таллия

Таллий мягкий металл, на воздухе легко окисляется и быстро тускнеет. Таллий при давлении 0,1 Мн/м 2 (1 кгс/см 2) и температуре ниже 233 °С имеет гексагональную плотноупакованную решетку (а=3,4496Е; с = 5,5137Е), выше 233 °С - объемноцентрированную кубическую (а = 4,841Е), при высоких давлениях 3,9 Гн/м 2 (39000 кгс/см 2) - гранецентрированную кубическую; плотность 11,85г/см 3 ; атомный радиус 1,71Е, ионные радиусы: Tl + 1,49 Е, Tl 3+ 1,05 Е; Т пл 303,6 °С; Т кип 1457 °С, удельная теплоемкость 0,130 кдж/(кг·К) при 20-100 °С; температурный коэффициент линейного расширения 28·10 -6 при 20 °С и 41,5·10 -6 при 240-280 °С; теплопроводность 38,94 вт/(м -К) . Удельное электросопротивление при 0 °С (18·10 -6 ом -см); температурный коэффициент электросопротивления 5,177·10 -3 - 3,98·10 -3 (0-100 °С). Температура перехода в сверхпроводящее состояние 2,39 К. Таллий диамагнитен, его удельная магнитная восприимчивость -0,249·10 -6 (30 °С).

Химические свойства Таллия.

Конфигурация внешней электронной оболочки атома Tl 6s 2 6р 1 ; в соединениях имеет степень окисления +1 и +3 . Таллий взаимодействует с кислородом и галогенами уже при комнатной температуре, с серой и фосфором при нагревании. Хорошо растворяется в азотной, хуже в серной кислотах, не растворяется в галогенводородных, муравьиной, щавелевой и уксусной кислотах. Не взаимодействует с растворами щелочей; свежеперегнанная вода, не содержащая кислорода, не действует на Таллий. Основные соединения с кислородом: оксид (I) Tl 2 О и оксид (III) Tl 2 О 3 . Оксид Таллия (I) и соли Tl (I) нитрат, сульфат, карбонат - растворимы; хромат, бихромат, галогениды (за исключением фторида), а также оксид Таллия (III) - малорастворимы в воде. Tl (Ш) образует большое число комплексных соединений с неорганических и органических лигандами. Галогениды Tl (Ш) хорошо растворимы в воде. Наибольшее практическое значение имеют соединения Tl (I).

Получение Таллия .

В промышленного масштабах технический Таллий получают попутно при переработке сульфидных руд цветных металлов и железа. Его извлекают из полупродуктов свинцового, цинкового и медного производств. Выбор способа переработки сырья зависит от его состава. Например, для извлечения Таллия и других ценных компонентов из пылей свинцового производства проводится сульфатизация материала в кипящем слое при 300-350 °С. Полученную сульфатную массу выщелачивают водой, и из раствора экстрагируют Таллий 50%-ным раствором трибутилфосфата в керосине, содержащим иод, а затем реэкстрагируют серной кислотой (300 г/л) с добавкой 3%-ной перекиси водорода. Из реэкстрактов металл выделяют цементацией на цинковых листах. После переплавки под слоем едкого натра получают Таллий чистотой 99,99%. Для более глубокой очистки металла применяют электролитическое рафинирование и кристаллизационную очистку. алюминий, галлий, индий

Применение Таллия.

В технике Таллий применяется главным образом в виде соединений. Монокристаллы твердых растворов галогенидов TlBr - TlI и TlCl - TlBr (известные в технике как КРС-5 и КРС-6) используют для изготовления оптических деталей в приборах инфракрасной техники; кристаллы TlCl и TlCl-TlBr- в качестве радиаторов счетчиков Черенкова. Tl 2 О входит в состав некоторых оптических стекол; сульфиды, оксисульфиды, селениды, теллуриды - компоненты полупроводниковых материалов, использующихся при изготовлении фотосопротивлений, полупроводниковых выпрямителей, видиконов. Водный раствор смеси муравьино- и малоновокислого Таллия (тяжелая жидкость Клеричи) широко применяют для разделения минералов по плотности. Амальгама Таллия, затвердевающая при -59°С, применяется в низкотемпературных термометрах. Металлический Таллий используют для получения подшипниковых и легкоплавких сплавов, а также в кислородомерах для определения кислорода в воде. 204 Tl в качестве источника в-излучений применяют в радиоизотопных приборах.

Бор (лат. Borum), В, химический элемент III группы периодической системы Менделеева, атомный номер 5, атомная масса 10,811; кристаллы серовато-черного цвета (очень чистый Бор бесцветен). Природный Бор состоит из двух стабильных изотопов: 10 B (19%) и 11 B (81%).

Ранее других известное соединение Бора - бура - упоминается в сочинениях алхимиков под арабским названием "бурак" и латинским Borax, откуда и произошло наименование "бор". Свободный Бор (нечистый) впервые получили французские химики Ж. Гей-Люссак и Л. Тенар в 1808 году нагреванием борного ангидрида B 2 O 3 с металлическим калием. Общее содержание Бора в земной коре 3·10 -4 % по массе. В природе Бор в свободном состоянии не обнаружен. Многие соединения Бора широко распространены, особенно в небольших концентрациях. В виде боросиликатов, боратов, бороалюмосиликатов, а также как изоморфная примесь в других минералах Бор входит в состав многих изверженных и осадочных пород. Соединения Бора найдены в нефтяных водах, морской воде, соляных озерах, горячих источниках, в вулканических и сопочных грязях, во многих почвах.

Физические свойства Бора .

Известно несколько кристаллических модификаций Бор Для двух из них рентгеноструктурным анализом удалось полностью определить кристаллическую структуру, которая в обоих случаях оказалась весьма сложной. Атомы Бора образуют в этих структурах трехмерный каркас подобно атомам углерода в алмазе. Этим объясняется высокая твердость Бора. Однако строение каркаса в структурах Бора гораздо сложнее, чем в алмазе. Основной структурной единицей в кристаллах Бора служат двадцатигранники (икосаэдры), в вершинах каждого из которых находятся 12 атомов Бора. Икосаэдры соединяются между собой как непосредственно, так и посредством промежуточных атомов Бора, не входящих в состав какого-либо икосаэдра. При таком строении оказывается, что атомы Бор в кристаллах имеют разные координационные числа: 4, 5, 6 и 5 + 2 (5 ближних "соседей" и 2 более далеких). Так как на внешней оболочке атома Бора находятся всего 3 электрона (электронная конфигурация 2s 2 2p 1), на каждую присутствующую в кристаллическом Боре связь приходится существенно меньше двух электронов. В соответствии с современными представлениями, в кристаллах Бор осуществляется особый тип ковалентной связи - многоцентровая связь с дефицитом электронов. В соединениях ионного типа Бор 3-валентен. Так называемый "аморфный" Бор, получаемый при восстановлении B 2 O 3 металлическим натрием или калием, имеет плотность 1,73 г/см 3 . Чистый кристаллический Бор имеет плотность 2,3 г/см 3 , температуру плавления 2030°С, температуру кипения 3860°С; твердость Бора по минералогической шкале 9, микротвердость 34 Гн/м 2 (3400 кгс/мм 2). Кристаллический Бор - полупроводник. В обычных условиях он проводит электрический ток плохо. При нагревании до 800°С электрическая проводимость Бора увеличивается на несколько порядков, причем знак проводимости меняется (электронная - при низких температурах, дырочная - при высоких).

Химические свойства Бора.

Химически Бор при обычных условиях довольно инертен (взаимодействует активно лишь с фтором), причем кристаллический Бор менее активен, чем аморфный. С повышением температуры активность Бора возрастает и он соединяется с кислородом, серой, галогенами. При нагревании на воздухе до 700°С Бор горит красноватым пламенем, образуя борный ангидрид B 2 O 3 - бесцветную стекловидную массу. При нагревании выше 900 °С Бор с азотом образует нитрид бора BN, при нагревании с углем -карбид бора B 4 C 3 , с металлами - бориды. С водородом Бор заметно не реагирует; его гидриды (бороводороды) получают косвенным путем. При температуре красного каления Бор взаимодействует с водяным паром: 2B + 3Н 2 О = B 2 O 3 + 3H 2 . В кислотах Бор при обычной температуре не растворяется, кроме концентрированной азотной кислоты, которая окисляет его до борной кислоты H 3 BO 3 . Медленно растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием боратов.

Во фториде BF 3 и других галогенидах Бор связан с галогенами тремя ковалентными связями. Поскольку для завершения устойчивой 8-электронной оболочки атому Бора в галогениде BX 3 недостает пары электронов, молекулы галогенидов, особенно BF 3 , присоединяют молекулы других веществ, имеющие свободные электронные пары, например аммиака.

В таких комплексных соединениях атом Бор окружен четырьмя атомами (или группами атомов), что соответствует характерному для Бора в его соединениях координационному числу 4. Важные комплексные соединения Бор - борогидриды, например Na, и фтороборная, или борофтористоводородная, кислота H , образующаяся из BF 3 и HF; большинство солей этой кислоты (фтороборатов) растворимы в воде (за исключением солей К, Rb, Cs). Общая особенность самого Бора и его соединений - их сходство с кремнием и его соединениями. Так, борная кислота, подобно кремниевой, обладает слабыми кислотными свойствами и растворяется в HF с образованием газообразного BF 3 (кремниевая дает SiF 4). Бороводороды напоминают кремневодороды, а карбид Бора - карбид кремния, и т. д. Представляет интерес особое сходство модификаций нитрида BN с графитом или алмазом. Это связано с тем, что атомы В и N по электронной конфигурации совместно имитируют 2 атома С (у В - 3 валентных электрона, у N - 5, у двух атомов С - по 4). Эта аналогия характерна и для других соединений, содержащих одновременно Бор и азот. Так, боразан ВН 3 -NH 3 подобен этану СН 3 -СН 3 , а боразен BH 2 =NH 2 и простейший боразин BH?NH подобны соответственно этилену СН 2 =СН 2 и ацетилену СН?СН. Если тримеризация ацетилена С 2 Н 2 дает бензол С 6 Н 6 , то аналогичный процесс приводит от боразина BHNH к боразолу B 3 N 3 H 6 .

Получение Бора .

Элементарный Бор из природного сырья получают в несколько стадий. Разложением боратов горячей водой или серной кислотой (в зависимости от их растворимости) получают борную кислоту, а ее обезвоживанием - борный ангидрид. Восстановление В 2 О 3 металлическим магнием дает Бор в виде темно-бурого порошка; от примесей его очищают обработкой азотной и плавиковой кислотами. Очень чистый Бор, необходимый в производстве полупроводников, получают из его галогенидов: восстанавливают ВCl 3 водородом при 1200°С или разлагают пары ВВr 3 на танталовой проволоке, раскаленной до 1500°С. Чистый Бор получают также термическим разложением бороводородов.

Применение Бора. Бор в небольших количествах (доли%) вводят в сталь и некоторые сплавы для улучшения их механических свойств; уже присадка к стали 0,001-0,003% Бор повышает ее прочность (обычно в сталь вводят Бор в виде ферробора, то есть сплава железа с 10-20% Бора). Поверхностное насыщение стальных деталей бором (до глубины 0,1-0,5 мм) улучшает не только механические свойства, но и стойкость стали против коррозии. Благодаря способности изотопа 10 В поглощать тепловые нейтроны, его применяют для изготовления регулирующих стержней ядерных реакторов, служащих для прекращения или замедления реакции деления. Бор в виде газообразного BF 3 используют в счетчиках нейтронов. (При взаимодействии ядер 10 В с нейтронами образуются заряженные б-частицы, которые легко регистрировать; число же б-частиц равно числу нейтронов, поступивших в счетчик: 10 5 В + 1 0 n = 7 3 Li + 4 2 б). Сам Бор и его соединения - нитрид BN, карбид B 4 C 3 , фосфид ВР и другие - применяют как диэлектрики и полупроводниковые материалы. Обширное применение находят борная кислота и ее соли (прежде всего бура), бориды и другие. BF 3 - катализатор некоторых органических реакций.

Бор в организме

. Бор относится к числу химических элементов, которые в очень малых количествах содержатся в тканях растений и животных (тысячные и десятитысячные доли% на сухую массу). Бор необходим для поддержания нормальной жизнедеятельности растений. Важнейший симптом недостатка Бора - отмирание точки роста главного стебля, а затем и пазушных почек. Одновременно черешки и листья становятся хрупкими, цветки не появляются или не образуются плоды; поэтому при недостатке Бора падает урожай семян. Известны многие болезни, связанные с недостатком Бора, например гниль сердечка сахарной свеклы, черная пятнистость столовой свеклы, побурение сердцевины брюквы и цветной капусты, засыхание верхушки льна, желтуха верхушки люцерны, бурая пятнистость абрикосов, опробковение яблок. При недостатке Бора замедляется окисление сахаров, аминирование продуктов углеводного обмена, синтез клеточных белков; однако ферменты, для которых Бор является необходимым элементом, пока неизвестны. При недостатке Бора у растений снижается содержание аденозинтрифосфорной кислоты, а также нарушается процесс окислительного фосфорилирования, вследствие чего энергия, выделяющаяся при дыхании, не может быть использована для синтеза необходимых веществ. При недостатке Бора в почве в нее вносят борные удобрения. В биогеохимических провинциях с избытком Бора в почве (например, в Северо-Западном Казахстане) возникают морфологические изменения и заболевания растений, вызываемые накоплением Бора,- гигантизм, карликовость, нарушение точек роста и других. На почвах с интенсивным борным засолением встречаются участки, лишенные растительности, "плешины", - один из поисковых признаков месторождения Бора. Значение Бора в организме животных пока не выяснено. У человека и животных (овец, верблюдов) при питании растениями с избыточным содержанием Бора (60-600 мг/кг сухого вещества и более) нарушается обмен веществ (в частности, активность протеолитических ферментов) и появляется эндемическое заболевание желудочно-кишечного тракта - борный энтерит.

Алюминий (лат. Aluminium), Al, химический элемент III группы периодической системы Менделеева; атомный номер 13, атомная масса 26,9815; серебристо-белый легкий металл. Состоит из одного стабильного изотопа 27 Al.

Историческая справка. Название Алюминий происходит от лат. alumen - так еще за 500 лет до н. э. назывались алюминиевые квасцы, которые применялись как протрава при крашении тканей и для дубления кожи. Датский ученый X. К. Эрстед в 1825, действуя амальгамой калия на безводный АlСl 3 и затем отгоняя ртуть, получил относительно чистый Алюминий. Первый промышленного способ производства Алюминия предложил в 1854 французский химик А. Э. Сент-Клер Девиль: способ заключался в восстановлении двойного хлорида Алюминия и натрия Na 3 AlCl 6 металлическим натрием. Похожий по цвету на серебро, Алюминий на первых порах ценился очень дорого. С 1855 по 1890 годы было получено всего 200 т Алюминия. Современный способ получения Алюминия электролизом криолитоглиноземного расплава разработан в 1886 году одновременно и независимо друг от друга Ч. Холлом в США и П. Эру во Франции.

Распространение Алюминия в природе. По распространенности в природе Алюминий занимает 3-е место после кислорода и кремния и 1-е - среди металлов. Его содержание в земной коре составляет по массе 8,80% . В свободном виде Алюминий в силу своей химической активности не встречается. Известно несколько сотен минералов Алюминия, преимущественно алюмосиликатов. Промышленное значение имеют боксит, алунит и нефелин. Нефелиновые породы беднее бокситов глиноземом, но при их комплексном использовании получаются важные побочные продукты: сода, поташ, серная кислота. В СССР разработан метод комплексного использования нефелинов. Нефелиновые руды в СССР образуют, в отличие от бокситов, весьма крупные месторождения и создают практически неограниченные возможности для развития алюминиевой промышленности.

Физические свойства Алюминия .

Алюминий сочетает весьма ценный комплекс свойств: малую плотность, высокие теплопроводность и электрическую проводимость, высокую пластичность и хорошую коррозионную стойкость. Он легко поддается ковке, штамповке, прокатке, волочению. Алюминий хорошо сваривается газовой, контактной и других видами сварки. Решетка Алюминия кубическая гранецентрированная с параметром а = 4,0413 Е. Свойства Алюминий, как и всех металлов, в значит, степени зависят от его чистоты. Свойства Алюминия особой чистоты (99,996%): плотность (при 20°С) 2698,9 кг/м 3 ; t пл 660,24°С; t кип около 2500°С; коэффициент термического расширения (от 20° до 100°С) 23,86·10 -6 ; теплопроводность (при 190°С) 343 вт/м·К , удельная теплоемкость (при 100°С) 931,98 дж/кг·К. ; электропроводность по отношению к меди (при 20 °С) 65,5%. Алюминий обладает невысокой прочностью (предел прочности 50-60 Мн/м 2), твердостью (170 Мн/м 2 по Бринеллю) и высокой пластичностью (до 50%). При холодной прокатке предел прочности Алюминия возрастает до 115 Мн/м 2 , твердость - до 270 Мн/м 2 , относительное удлинение снижается до 5% (1 Мн/м 2 ~ и 0,1 кгс/мм 2). Алюминий хорошо полируется, анодируется и обладает высокой отражательной способностью, близкой к серебру (он отражает до 90% падающей световой энергии). Обладая большим сродством к кислороду, Алюминий на воздухе покрывается тонкой, но очень прочной пленкой оксида Al 2 О 3 , защищающей металл от дальнейшего окисления и обусловливающей его высокие антикоррозионные свойства. Прочность оксидной пленки и защитное действие ее сильно убывают в присутствии примесей ртути, натрия, магния, меди и др. Алюминий стоек к действию атмосферной коррозии, морской и пресной воды, практически не взаимодействует с концентрированной или сильно разбавленной азотной кислотой, с органических кислотами, пищевыми продуктами.

Химические свойства Алюминия.

Внешняя электронная оболочка атома Алюминия состоит из 3 электронов и имеет строение 3s 2 3р 1 . В обычных условиях Алюминий в соединениях 3-валентен, но при высоких температурах может быть одновалентным, образуя так называемых субсоединения. Субгалогениды Алюминия, AlF и АlСl, устойчивые лишь в газообразном состоянии, в вакууме или в инертной атмосфере, при понижении температуры распадаются (диспропорционируют) на чистый Аl и AlF 3 или АlСl 3 и поэтому могут быть использованы для получения сверхчистого Алюминия. При накаливании мелкоизмельченный или порошкообразный Алюминий энергично сгорает на воздухе. Сжиганием Алюминия в токе кислорода достигается температура выше 3000°С. Свойством Алюминия активно взаимодействовать с кислородом пользуются для восстановления металлов из их оксидов (Алюминотермия). При темно-красном калении фтор энергично взаимодействует с Алюминием, образуя AlF 3 . Хлор и жидкий бром реагируют с Алюминием при комнатной температуре, иод - при нагревании. При высокой температуре Алюминий соединяется с азотом, углеродом и серой, образуя соответственно нитрид AlN, карбид Al 4 C 3 и сульфид Al 2 S 3 . С водородом Алюминий не взаимодействует; гидрид Алюминия (AlН 3) X получен косвенным путем. Большой интерес представляют двойные гидриды Алюминия и элементов I и II групп периодической системы состава МеН n · n AlH 3 , так называемые алюмогидриды. Алюминий легко растворяется в щелочах, выделяя водород и образуя алюминаты. Большинство солей Алюминия хорошо растворимо в воде. Растворы солей Алюминия вследствие гидролиза показывают кислую реакцию.

Получение Алюминия .

В промышленности Алюминий получают электролизом глинозема Аl 2 О 3 , растворенного в расплавленном криолите NasAlF 6 при температуре около 950° С. Используются электролизеры трех основных конструкций: 1) электролизеры с непрерывными самообжигающимися анодами и боковым подводом тока, 2) то же, но с верхним подводом тока и 3) электролизеры с обожженными анодами. Электролитная ванна представляет собой железный кожух, футерованный внутри тепло- и электро-изолирующим материалом - огнеупорным кирпичом, и выложенный угольными плитами и блоками. Рабочий объем заполняется расплавленным электролитом, состоящим из 6-8% глинозема и 94-92% криолита (обычно с добавкой AlF 3 и около 5-6% смеси фторидов калия и магния). Катодом служит подина ванны, анодом - погруженные в электролит угольные обожженные блоки или же набивные самообжигающиеся электроды. При прохождении тока на катоде выделяется расплавленный Алюминий, который накапливается на подине, а на аноде - кислород, образующий с угольным анодом CO и CO 2 . К глинозему, основному расходуемому материалу, предъявляются высокие требования по чистоте и размерам частиц. Присутствие в нем оксидов более электроположительных элементов, чем Алюминий, ведет к загрязнению Алюминия. При достаточном содержании глинозема ванна работает нормально при электрическом напряжении порядка 4-4,5 В. Ванны присоединяют к источнику постоянного тока последовательно (сериями из 150-160 ванн). Современные электролизеры работают при силе тока до 150 кА. Из ванн Алюминий извлекают обычно с помощью вакуум-ковша. Расплавленный Алюминий чистотой 99,7% разливают в формы. Алюминий высокой чистоты (99,9965%) получают электролитическим рафинированием первичного Алюминия с помощью так называемых трехслойного способа, снижающего содержание примесей Fe, Si и Сu. Исследования процесса электролитического рафинирования Алюминия с применением органических электролитов показали принципиальную возможность получения Алюминий чистотой 99,999% при относительно низком расходе энергии, но пока этот метод обладает низкой производительностью. Для глубокой очистки Алюминий применяют зонную плавку или дистилляцию его через субфторид.

При электролитическом производстве Алюминия возможны поражения электрическим током, высокой температурой и вредными газами. Для избежания несчастных случаев ванны надежно изолируют, рабочие пользуются сухими валенками, соответствующей спецодеждой. Здоровая атмосфера поддерживается эффективной вентиляцией. При постоянном вдыхании пыли металлического Алюминия и его оксида может возникнуть алюминоз легких. У рабочих, занятых в производстве Алюминия, часты катары верхних дыхательных путей (риниты, фарингиты, ларингиты). Предельно допустимая концентрация в воздухе пыли металлического Алюминий, его оксида и сплавов 2 мг/м 3 .

Применение Алюминия.

Сочетание физических, механических и химических свойств Алюминия определяет его широкое применение практически во всех областях техники, особенно в виде его сплавов с других металлами. В электротехнике Алюминий успешно заменяет медь, особенно в производстве массивных проводников, например, в воздушных линиях, высоковольтных кабелях, шинах распределительных устройств, трансформаторах (электрическая проводимость Алюминия достигает 65,5% электрической проводимости меди, и он более чем в три раза легче меди; при поперечном сечении, обеспечивающем одну и ту же проводимость, масса проводов из Алюминий вдвое меньше медных). Сверхчистый Алюминий употребляют в производстве электрических конденсаторов и выпрямителей, действие которых основано на способности оксидной пленки Алюминия пропускать электрический ток только в одном направлении. Сверхчистый Алюминий, очищенный зонной плавкой, применяется для синтеза полупроводниковых соединений типа А III B V ,применяемых для производства полупроводниковых приборов. Чистый Алюминий используют в производстве разного рода зеркальных отражателей. Алюминий высокой чистоты применяют для предохранения металлических поверхностей от действия атмосферной коррозии (плакирование, алюминиевая краска). Обладая относительно низким сечением поглощения нейтронов, Алюминий применяется как конструкционный материал в ядерных реакторах.

В алюминиевых резервуарах большой емкости хранят и транспортируют жидкие газы (метан, кислород, водород и т. д.), азотную и уксусную кислоты, чистую воду, перекись водорода и пищевые масла. Алюминий широко применяют в оборудовании и аппаратах пищевой промышленности, для упаковки пищевых продуктов (в виде фольги), для производства разного рода бытовых изделий. Резко возросло потребление Алюминий для отделки зданий, архитектурных, транспортных и спортивных сооружений.

В металлургии Алюминий (помимо сплавов на его основе)- одна из самых распространенных легирующих добавок в сплавах на основе Сu, Mg, Ti, Ni, Zn и Fe. Применяют Алюминий также для раскисления стали перед заливкой ее в форму, а также в процессах получения некоторых металлов методом алюминотермии. На основе Алюминия методом порошковой металлургии создан САП (спеченный алюминиевый порошок), обладающий при температурах выше 300°С большой жаропрочностью.

Алюминий используют в производстве взрывчатых веществ (аммонал, алюмотол). Широко применяют различные соединения Алюминия.

Производство и потребление Алюминия непрерывно растет, значительно опережая по темпам роста производство стали, меди, свинца, цинка.

Размещено на Allbest.ru

Подобные документы

Общая характеристика р-элементов III группы, их основные физические и химические свойства. Описание самых распространенных элементов: бора, алюминия, подгруппы галлия. Их биологическая роль, применение и распространенность. Причины парникового эффекта.

дипломная работа , добавлен 08.08.2015


Характеристика галлия как не самого легкоплавкого из металлов, температура плавления. История открытия элемента, область его применения. Попытки применения галлия в атомных реакторах. Патент на применение галлия. Взаимодействие галлия с серной кислотой.

реферат , добавлен 19.01.2010


Получение, строение и физико-химические свойства тригалогенидов галлия. Ионные и молекулярные комплексы с органическими и неорганическими лигандами. Термохимические характеристики комплексов. Синтез комплекса хлорида галлия с 1,2-бис(4-пиридил)этиленом.

курсовая работа , добавлен 05.10.2015


Физические свойства элементов главной подгруппы III группы. Общая характеристика алюминия, бора. Природные неорганические соединения углерода. Химические свойства кремния. Взаимодействие углерода с металлами, неметаллами и водой. Свойства оксидов.

презентация , добавлен 09.04.2017


История открытия химических элементов. Запасы и добыча разведанных месторождений индия и таллия. Физические и химические свойства элементов, их получение и применение. Опасность отравления таллием (солями), использование берлинской лазури как антидота.

презентация , добавлен 11.03.2014


Периодическая система Д.И. Менделеева. Характеристика химического элемента алюминия, его химические и физические свойства. Ценность "серебра из глины" в период его открытия. Способ получения алюминия, его содержание в земной коре, важнейшие минералы.

презентация , добавлен 11.11.2011


Происхождение, методы получения и физико-химические свойства висмута - химического элемента V группы периодической системы Д.И. Менделеева. Содержание в земной коре и в воде, добыча и производство. Применение в промышленности, машиностроении и в медицине.

курсовая работа , добавлен 01.05.2011


Свойства алюминия: его получение, применение и химические свойства. Виды щелочей в алюминатных растворах. Оксиды и гидроксиды алюминия. Корунд как наиболее устойчивая форма глинозёма. Природные соединения алюминия: боксит, корунд, рубин и сапфир.

реферат , добавлен 27.03.2009


Общая характеристика алюминия как элемента периодической таблицы химических элементов. Физико-химические свойства алюминия. Химический опыт с исчезновением алюминиевой ложки. Амфотерные свойства гидроксида алюминия. Необычная реакция вытеснения.

лабораторная работа , добавлен 09.06.2014


Атомные, физические и химические свойства элементов подгруппы меди и их соединений. Содержание элементов подгруппы меди в земной коре. Использование пиро- и гидрометаллургическиех процессов для получения меди. Свойства соединений меди, серебра и золота.

8950 0

В 14 группу входят C, Si, Ge, Sn, Pb (табл. 1 и 2). Как и элементы 3А подгруппы, это p -элементы со сходной электронной конфигурацией внешней оболочки - s 2 p 2 . При перемещении вниз по группе атомный радиус возрастает, вызывая ослабление свзяи между атомами. Из-за усиливающейся делокализации электронов внешних атомных оболочек в этом же направлении возрастает электропроводность, поэтому свойства элементов изменяются от неметаллических к металлическим. Углерод (С ) в форме алмаза является изолятором (диэлектриком), Si и Ge - полуметаллы, Sn и Pb - металлы и хорошие проводники.

Таблица 1. Некоторые физические и химические свойства металлов 14 группы

Все элементы этой группы образуют соединения со степенью окисления +4. Устойчивость этих соединений уменьшается при перемещении к нижней части группы, когда как у двухвалентных соединений она, наоборот, при таком перемещении возрастает. Все элементы, кроме Si , образуют также соединения с валентностью +2, что обусловлено «эффектом инертной пары »: втягиванием пары внешних s -элементов во внутреннюю электронную оболочку вследствие худшего экранирования внешних электронов d - и f -электронами по сравнению с s - и р -электронами внутренних оболочек у крупных атомов нижних членов группы.

Свойства элементов этой группы позволили использовать их в качестве противоводорослевых покрытий (ПП) судов. В первых таких покрытиях использовали Pb , затем стали применять Sn (в виде бис-трибутилового оловоорганического радикала, связанного с углеродным полимером). Из экологических соображений в 1989 г. использование в ПП этих, а также других токсичных металлов (Hg, Cd, As ) запретили, заменив на ПП на основе кремнийорганических полимеров.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) металлов 14 группы

Углерод (С) - отличается от всех других элементов так называемой катенацией , то есть способностью образовывать соединения, в которых его атомы связаны друг с другом в длинные цепи или кольца. Это свойство объясняет образование миллионов соединений, называемых органическими , которым посвящен отдельный раздел химии - органическая химия .

Способность углерода к катенации объясняется несколькими особенностями:

Во-первых, прочностью связи С - С . Так, средняя энтальпия этой связи составляет около 350 кДж/моль, тогда как энтальпия связи Si - Si — только 226 кДж/моль.

Во-вторых, уникальной способностью атомов углерода к гибридизации : образованию 4 sр 3 -орбиталей с тетраэдрической ориентацией (обеспечивающих формирование простых ковалентных связей), или 3 sр 2 -орбиталей, ориентированных в одной плоскости (обеспечивающих образование двойных связей), или 2 sр -орбиталей с линейной ориентацией (обеспечивающих образование тройных связей).

Таким образом, углерод может образовывать 3 типа координационного окружения: линейную у двух- и трехатомных молекул, когда КЧ элемента равно 2, плоскотреугольную у молекул графита, фуллеренов, алкенов, карбонильных соединений, бензольного кольца, когда КЧ равно 3, и тетраэдрическую у алканов и их производных с КЧ = 4.

В природе углерод встречается в виде аллотропных, то есть различных структурных форм (графит, алмаз, фуллерены), а также в виде известняка и углеводородного сырья (угля, нефти и газа). Используется в виде кокса при выплавке стали, сажи в полиграфии, активированного угля при очистке воды, сахара и т.п.

В 2010 г. присуждена Нобелевская премия по физике за изучение уникальной формы С - графена . Лауреатам - выходцам из России - А. Гейму и К. Новосёлову удалось получить этот материал из графита. Он представляет собой двумерный кристалл, то есть похож на сетку из атомов С толщиной в один атом , волнообразной структуры , что обеспечивает устойчивость кристалла. Его свойства очень многообещающие: он является самым тонким прозрачным материалом из всех ныне известных, притом чрезвычайно прочным (примерно в 200 раз прочнее стали), обладает электро- и теплопроводностью. При комнатной температуре его электрическое сопротивление самое минимальное среди всех известных проводников. В недалёком будущем на основе графена будут созданы сверхскоростные компьютеры, плоскопанельные экраны и солнечные батареи, а также чувствительные газовые детекторы, реагирующие на несколько молекул газа. Не исключены и другие сферы его использования.

В форме оксида (СО ) и цианидов (СN -) углерод очень токсичен, поскольку нарушает процессы дыхания. Механизмы биологического действия у этих соединений разные. Цианид ингибирует дыхательный фермент цитохромоксидазу , быстро связываясь с Си — активным центром фермента, блокируя электронный поток на конечном участке дыхательной цепи. СО , будучи основанием Льюиса, связывается с атомом Fe в молекуле гемоглобина прочнее, чем O 2 , образуя карбонилгемоглобин , лишенный способности связывать и переносить O 2 . Способность СО образовывать координационные связи с d -металлами в низких степенях окисления приводит к образованию многообразных карбонильных соединений. Например, Fe в очень ядовитом веществе — пситакарбопиле Fe (CO ) 5 — имеет нулевую степень окисления, а в комплексе [Fe (CO ) 4 ] 2- — степень окисления -2 (рис. 1).

Рис. 1.

Стабилизация атома металла в низкой степени окисления в комплексах с СО объясняется способностью углерода выступать благодаря структуре низко расположенных р *-орбиталей в роли акцепторного лиганда . Эти орбитали перекрываются с занятыми орбиталями металла, образуя координационную р -связь, в которой металл выступает донором электронов. Это одно из немногих исключений из общего правила образования КС, где акцептором электронов является металл.

Нет смысла описывать свойства углерода более подробно, поскольку при многоэлементном анализе его, как правило, не только не определяют, но и считают его примесь в образце нежелательной и подлежащей максимальному удалению при пробоподготовке. При оптическом эмиссионном анализе он даёт очень широкий спектр, повышая шумовой фон и снижая тем самым предел чувствительности обнаружения определяемых элементов. При масс-спектрометрии органические молекулы образуют большое количество осколков молекул с разной молекулярной массой, дающих значительные помехи при анализе. Поэтому в подавляющем большинстве случаев все углеродсодержащие вещества при пробоподготовке удаляют.

Кремний (Si) — полуметалл. При восстановлении кремнезема (SiО 2) углеродом образуется черный аморфный Si . Кристаллы Si высокой чистоты напоминают серо-голубой металл. Кремний применяют в полупроводниках, сплавах и полимерах. Он важен для некоторых форм жизни, например, для построения оболочек у диатомовых водорослей; возможно, имеет значение и для организма человека. Некоторые силикаты канцерогенны, некоторые вызывают силикоз.

Во всех соединениях Si четырехвалентен, образует химические связи ко-валентного характера. Наиболее распространен диоксид SiO 2 . Несмотря на химическую инертность и нерастворимость в воде, при попадании в организм может образовывать кремниевые кислоты и кремнийорганические соединения с неявно выраженными биологическими свойствами. Токсичность SiO 2 зависит от дисперсности частиц: чем они мельче, тем токсичнее, хотя корреляции между растворимостью различных форм SiO 2 и силикогенностью не наблюдается. Связь токсичности кремниевых кислот именно с Si доказывает полная инертность пыли алмаза той же дисперсности.

В последнее время отмечено, что в биосредах кремниевые кислоты участвуют в формировании гидроксилалюмосиликатов , причем это явление нельзя объяснить ни связью Si-С , ни связью Si-О-С . По мере расширения промышленного использования Аl и его соединений посредством алюмосиликатов Аl все шире вовлекается во множество биохимических реакций. В частности, функциональные кислород- и фторсодержащие группы легко образуют высокоустойчивые комплексные соединения с Аl , извращая их метаболизм.

Наиболее изучены среди кремнийорганических соединений силиконы — полимеры, скелет молекулы которых состоит из чередующихся связанных между собой атомов Si и O 2 . К атомам Si в силиконах присоединены алкильные или арильные группы. Наличие Si в кремнийорганических соединениях кардинально меняет свойства веществ, когда они его не содержат. Например, обычные полисахариды можно выделить и очистить с помощью крепкого этанола, который осаждает полисахарид из раствора. Кремнийсодержащие углеводы, напротив, не осаждаются даже в 90% этаноле. Классификация кремнийорганических соединений представлена в табл. 3.

Таблица 3. Кремнийорганические полимеры

Наиболее вероятным механизмом развития силикоза считают разрушение фагоцитов, захвативших частицы SiO 2 . При взаимодействии с лизосомами кремниевые частицы разрушают лизосомы и саму клетку-фагоцит, вызывая выделение ферментов и осколков молекул органелл. Они взаимодействуют с другими фагоцитами, то есть запускается цепной процесс гибели фагоцитов. Если в клетке имеется некоторое количество кремниевых кислот, этот процесс ускоряется. Скопление погибших макрофагов инициирует выработку в окружающих фибробластах коллагена, вследствие чего в очаге развивается склероз.

Коллоидная кремниевая кислота является мощным гемолитиком, изменяет соотношение сывороточных белков, ингибирует ряд дыхательных и тканевых ферментов, нарушает метаболизм многих веществ, в том числе фосфора. В последнее время большое внимание уделяют силилиевым ионам (R 3 Si +). В них проявляется уникальная способность атома Si расширять свою координационную сферу, в виде повышения его электрофильности. Он взаимодействует с любыми нуклеофилами, включая ионы противоположного заряда (в том числе и реакционноспособные промежуточные метаболические продукты) и молекулы растворителя. Поэтому в конденсированных фазах они становятся «неуловимыми» и выявить их оказывается сложно (Кочина с соавт., 2006).

Кремнийорганические полимеры (КОП) вначале применяли в качестве противоводорослевых самополирующихся покрытий корпуса судов (Цукерман, Рухадзе, 1996). Однако затем были предложены разнообразные способы применения КОП в других отраслях народного хозяйства, в частности, в медицине в качестве прочных протезов костей.

Германий (Ge) — амфотерный полуметалл; при сверхвысокой чистоте выглядит как хрупкие кристаллы серебристо-белого цвета. Применяется в полупроводниках, сплавах и специальных стеклах для инфракрасной оптики. Считается биологическим стимулятором. В соединениях проявляет степень окисления +2 и +4.

Всасывание двуокиси и галогенидов Ge в кишечнике слабое, но в виде германатов M 2 GeO 4 несколько улучшается. С белками плазмы германий не связывается, и распределяется между эритроцитами и плазмой в соотношении примерно 2:1. Быстро (время полувыведения около 36 ч) выводится из организма. В целом малотоксичен.

Олово (Sn) — мягкий, пластичный металл. Используется в смазках, сплавах, припое, как добавка к полимерам, в составе красок для противообрастающих покрытий, в составе высокоядовитых для низших растений и животных летучих оловоорганических соединений. В виде неорганических соединений нетоксичен.

Имеет два энантиотропа , «серое» (б) и «белое» (в) олово, то есть разные аллотропные формы, устойчивые в определенном диапазоне условий. Температура перехода между этими формами при давлении 1 атм. равна 286,2°К (13,2°С). Белое олово имеет искаженную структуру серой модификации с КЧ = 6 и плотностью 7,31 г/см 3 . Оно стабильно в обычных условиях, а при пониженной температуре медленно преобразуется в форму, имеющую алмазоподобную структуру с КЧ = 4 и плотностью 5,75 г/см 3 . Подобное изменение плотности металла в зависимости от температуры среды встречается крайне редко и может вызывать драматические последствия. Например, в условиях холодных зим разрушались оловянные пуговицы на мундирах солдат, а в 1851 г. в церкви г. Зейца оловянные трубы органа превратились в порошок.

В организме откладывается в печени, почках, костях, мышцах. При отравлении оловом снижается эритропоэз, что проявляется уменьшением показателей гематокрита, гемоглобина и числа эритроцитов. Отмечено также ингибирование дегидратазы 5-аминолевулината , одного из ферментов цепи биосинтеза гема, а также печеночных ферментов глутатионредуктазы и дегидрогеназ глюкозо-6-фосфата , лактата и сукцината . По-видимому, Sn выводится из организма в составе комплексов с SH -содержащими субстратами.

Свинец (Pb) — мягкий, ковкий, пластичный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой, устойчив к действию кислорода и воды. Используется в аккумуляторах, производстве кабелей, красок, стекла, смазок, бензина и средств защиты от радиации. Является токсичным металлом 1 группы опасности, так как накапливается в организме в костной ткани с нарушением функции почек и сердечнососудистой системы. В развитых странах его содержание контролируется при обязательной диспансеризации населения. Вызывает разнообразные заболевания.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

К р-элементам III группы периодической системы Д. И. Менделеева относятся: бор В, алюминий Аl, галлий Ga, индий In и таллий Тl. Электронная конфигурация атомов ns 2 np 1 .

Ниже сопоставлены некоторые константы, характеризующие свойства атомов p-элементов рассматриваемой группы и соответствующих металлических веществ:

На свойствах р-элементов III группы сказывается d-сжатие (Аl располагается в периодической системе в малом III периоде, a Ga, In и Тl в больших периодах непосредственно после d-элементов). Так, от Аl к Ga атомный радиус несколько уменьшается, а первый ионизационный потенциал возрастает. На свойствах атомов таллия, кроме того, сказывается и f-сжатие. Именно поэтому радиус атома Тl близок радиусу атома In, а энергия ионизации несколько выше.

Бор. В соответствии с электронной структурой атома (1s 2 2s 2 2p 1) бор может быть одновалентным (один неспаренный электрон на энергетическом 2р-подуровне). Однако для бора наиболее характерны соединения, в которых он трехвалентен (при возбуждении атома три неспаренных электрона в энергетических 2s- и 2р-подуровнях).

Свободная 2р-орбиталь в возбужденном атоме бора обусловливает акцепторные свойства многих его соединений, в которых три ковалентные связи образованы по обменному кова-лентному механизму (например, ВВг 3). Эти соединения склонны к присоединению частиц с электронно-донорными свойствами, т. е. к образованию еще одной ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:

BBr 3 + Br - = [ВВr 4 ] -

Известны два изотопа бора: 105 В (19,6%) и 11 5 B (80,4%). Ядра атомов изотопа (105 В) легко поглощают нейтроны:

105 В + 1 0 n = 4 2 He + 7 5 Li

Способность бора поглощать нейтроны обусловливает его применение в ядерной энергетике: из борсодержащих материалов делают регулирующие стержни ядерных реакторов.

Кристаллы бора черного цвета; они тугоплавки (т. пл. 2300 °С), диамагнитны, обладают полупроводниковыми свойствами (ширина запрещенной зоны ΔE=1,55 эВ). Электрическая проводимость бора, как и других металлов, мала и несколько возрастает при повышении температуры.

При комнатной температуре бор химически инертен и взаимодействует непосредственно только с фтором; при нагревании бор окисляется хлором, кислородом и некоторыми другими неметаллами. Например:

4В + 3O 2 = 2В 2 O 3

2В + ЗСl 2 = 2ВСl 3

В соединениях с неметаллами степень окисления бора +3; все эти соединения ковалентны.

Триоксид бора В 2 O 3 - кристаллическое вещество (т. пл. 450 °С, т. кип. 2250 °С), характеризующееся высокими значениями энтальпии и энергии Гиббса образования. При взаимодействии с водой В 2 O 3 переходит в борную кислоту:

В 2 O 3 + ЗН 2 O = 2Н 3 ВO 3

Н 3 ВО 3 - очень слабая (K д ≈ 10 -9) одноосновная кислота. Электролитическая диссоциация Н 3 ВО 3 с отщеплением только одного иона Н + объясняется уже описанными ранее акцепторными свойствами бора: свободная 2р-орбиталь атома бора предоставляется электронному донору ОН - , образующемуся при диссоциации молекул Н 2 O. Процесс протекает по схеме

Н 3 ВО 3 + Н 2 O = Н[В(ОН) 4 ] = Н + + [В(ОН)4] -

Комплексный анион [В(ОН) 4 ] - имеет тетраэдрическую структуру (sp 3 -гибридизация электронных орбиталей). Акцепторные свойства бора в соединениях со степенью окисления + 3 проявляются и в химии его галогенидов. Так, например, легко осуществимы реакции

BF 3 + F - = -

BF 3 + NH 3 =

в которых химическая связь между BF и F - или NH 3 образуется по донорно-акцепторному механизму. Свойство галогенидов бора быть акцепторами электронов обусловливает их широкое применение как катализаторов в реакциях синтеза органических соединений.

Непосредственно с водородом бор не взаимодействует, а с металлами образует бор иды - обычно нестехиометрические соединения Ме 4 В, Ме 2 В, МеВ, Ме 3 В 4 , МеВ 2 и МеВ 6 .

Гидриды бора (бораны) очень ядовиты и имеют весьма неприятный запах. Их получают косвенным путем, чаще всего

при взаимодействии химически активных боридов с кислотами или галогенидов бора с гидридами щелочных металлов:

6MgB 2 + 12НСl = Н 2 + 8В + В 4 Н 10 + 6MgCl 2

8BF 3 + 6LiH = В 2 Н 6 + 6LiBF 4

Простейшее соединение бора с водородом ВН 3 в обычных условиях не существует, sp 2 -Гибридизация электронных орби-талей в атоме бора приводит к координационной ненасыщенности частицы ВНз, вследствие чего происходит объединение двух таких частиц в молекулу диборана: 2ВНз = В 2 Н 6 (ΔG 0 298 = -127 кДж/моль).

В диборане В 2 Н 6 бор находится в состоянии 5р 3 -гибридизации, причем у каждого атома бора одна из четырех гибридных орбиталей пуста, а три другие перекрыты s-орбиталями атомов водорода. Связи между группами ВНз в молекуле В 2 Н 6 образуются по типу водородной связи за счет смещения электронной плотности от одного атома водорода группы ВНз к пустой орбитали другой группы ВНз. Известны и другие бораны, которые можно представить двумя рядами B n H n+4 и B n H n+6 .

Бориды s-металлов химически активны и часто используются для получения смеси боранов при обработке кислотами. Большинство боридов d- и f-металлов жаростойки, очень тверды, химически устойчивы. Их широко используют непосредственно в виде сплавов для изготовления деталей реактивных двигателей, лопаток газовых турбин. Некоторые бориды применяют для изготовления катодов электронных приборов.

Алюминий. Электронная конфигурация атома алюминия выражается формулой 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . На внешнем электронном слое атома есть один неспаренный электрон:

Поэтому алюминий может проявлять валентность, равную единице. Однако эта валентность для алюминия не характерна. Во всех устойчивых соединениях степень окисления алюминия равна +3. Валентность, равная трем, отвечает возбужденному состоянию атома Аl:

По своей распространенности алюминий занимает четвертое место среди всех элементов (после О, Н и Si) и является самым распространенным в природе металлом. Основная масса алюминия сосредоточена в алюмосиликатах: полевых шпатах, слюдах и др.

Алюминий - серебристо-белый легкий и чрезвычайно пластичный металл, обладающий высокой теплопроводностью и электрической проводимостью.

Алюминий химически активен; с хлором и бромом он реагирует при комнатной температуре, а с иодом - при нагревании или в присутствии воды как катализатора. При 800 °С алюминий взаимодействует с азотом, а при 2000 °С - с углеродом. Алюминий проявляет высокое химическое сродство к кислороду (ΔG 0 298 = -1582 кДж/моль):

2Аl + 0,50 2 = Аl 2 O 3 , ΔH 0 298 = -1650 кДж/моль

На воздухе алюминий покрывается очень прочной тончайшей (10 -8 м) оксидной пленкой, которая несколько ослабляет металлический блеск алюминия. Благодаря оксидной пленке поверхность алюминия приобретает высокую коррозионную стойкость. Это прежде всего проявляется в индифферентности алюминия к воде и водяному пару. Вследствие образования защитной пленки алюминий устойчив по отношению к концентрированным азотной и серной кислотам. Эти кислоты на холоду пассивируют алюминий. Склонность к пассивированию позволяет повышать коррозионную стойкость алюминия путем обработки его поверхности сильными окислителями (например, К 2 Сr 2 О 7) или с помощью анодного окисления. При этом толщина оксидной пленки возрастает до 3·10 -5 м. При высоких температурах прочность защитной пленки резко снижается. Если механическим воздействием снять оксидную пленку, алюминий становится крайне реакционноспособным. Он энергично взаимодействует с водой и водными растворами кислот и щелочей, вытесняя водород и образуя катионы или анионы. Взаимодействие алюминия с растворами кислот протекает по уравнению реакции

Аl + 6Н 2 O + ЗН + = [Аl(Н 2 O) 6 ] 3+ + 0,5Н 2

а с растворами щелочей

Аl + ЗН 2 O + ОН - = [Аl(ОН) 4 ] - + 0,5Н 2

Катионы и анионы алюминия легко переходят друг в друга при изменении рН раствора:

[Аl(Н 2 O) 6 ] 3+ + 4OH - = [Аl(ОН) 4 ] - + 6Н 2 O

[Аl(ОН) 4 ] - + 4Н + + 2Н 2 O = [Аl(Н 2 O) 6 ] 3+

В растворе могут образовываться и смешанные соединения, например [Аl(Н 2 O) 5 (ОН)] 2+ ,[Аl(Н 2 O) 4 (ОН) 2 ] + , [Аl(Н 2 O) 3 (ОН) 3 ]. Последнее легко (особенно при нагревании) дегидратируется и переходит в гидроксид А1(ОН)з:

[Аl(Н 2 O) 3 (ОН) 3 ] = Аl(ОН) 3 + ЗН 2 O

Широчайшее применение алюминия в технике основано на его ценных физических и химических свойствах и большой распространенности в земной коре. Вследствие высокой электрической проводимости (4·10 -5 Ом -1 ·см -1) и малой плотности он используется для изготовления электрических проводов. Высокая пластичность алюминия позволяет изготовлять из него тончайшую фольгу, которую применяют в конденсаторах и заменяют алюминием свинец в оболочках кабелей. Из-за ненамагничиваемости сплавы алюминия применяются в радиотехнике.

Основная масса алюминия используется для получения легких сплавов - дуралюмина (94% Аl, остальное Сu, Mg, Мn, Fe и Si), силумина (85-90 % Аl, 10-14 % Si, остальное Na) и др. Алюминий применяется, кроме того, как легирующая добавка к сплавам для придания им жаростойкости. Алюминий и его сплавы занимают одно из главных мест как конструкционные материалы в самолетостроении, ракетостроении, машиностроении и т. п. Коррозионная стойкость алюминия (особенно анодированного) значительно превосходит коррозионную стойкость стали. Поэтому его сплавы используются как конструкционные материалы и в судостроении. С d-элеметами алюминий образует химические соединения - интерметаллиды (алюминиды): NiAl, Ni 3 Аl, CoAl и др., которые используются в качестве жаропрочных материалов. Алюминий применяется в алюминотермии для получения ряда металлов и для сварки термитным методом. Алюминотермия основана на высоком сродстве алюминия к кислороду. Например, в реакции, протекающей по уравнению

8Аl + 3Fe 3 O 4 = 4Аl 2 O 3 + 9Fe

выделяется около 3500 кДж теплоты и развивается температура до 3000 °С.

Оксид алюминия известен в виде нескольких модификаций. Наиболее устойчивой является α-Аl 2 O 3 . Эта модификация встречается в земной коре в виде минерала корунда, из которого готовят шлифовальные диски и наждачные порошки. Применение корунда в качестве абразивного материала основано на его высокой твердости, уступающей лишь твердости алмаза, карборунда SiC и боразона BN. Сплавлением Аl 2 O 3 с Сг 2 O 3 получают искусственные рубины. Из них изготовляют опорные камни в точных механизмах. В последнее время искусственные рубины применяют в квантовых генераторах (лазерах). Изделия из Аl 2 O 3 используют как огнеупоры и диэлектрики.

Гидроксид алюминия Аl(ОН) 3 - полимерное соединение. Он имеет слоистую кристаллическую решетку. Каждый слой состоит из октаэдров Аl(ОН) 6 (рис. 1); между слоями действует водородная связь. Получаемый по обменной реакции гидроксид алюминия - студенистый белый осадок, хорошо растворимый в кислотах и щелочах. При стоянии осадок «стареет» и теряет свою химическую активность. При прокаливании гидроксид теряет воду и переходит в оксид Аl 2 O 3 . Одна из форм дегидратированного гидроксида - алюмогель используется в технике в качестве адсорбента.

Чрезвычайно большой интерес представляют соединения алюминия - цеолиты, относящиеся к алюмосиликатам. Их состав может быть выражен общей формулой Ме х Э у O 2y ·nН 2 О, где Me-Са или Na (реже Ва, Sr, К); Э - Si и Аl в переменном соотношении. В кристаллах цеолитов имеются каналы, в которые могут внедряться молекулы Н 2 О. Содержание воды в цеолитах колеблется в широких пределах в зависимости от давления водяного пара. Цеолиты способны обменивать со- держащуюся в них воду на другие жидкости (спирт и т. п.). При осторожном нагревании вода из цеолитов постепенно удаляется. Но даже полное обезвоживание не приводит к разрушению кристаллов цеолитов. Катионы Са 2+ или Na + в цеолитах образуют диффузионный слой; они не закреплены в кристаллической решетке, а вместе с водой располагаются в пустотах кристалла. Это объясняет наличие у цеолитов важных для технических целей катионообменных свойств. Возможность замены одних катионов другими позволяет применять цеолиты в качестве ионообменников.

Рис. 1. Структура слоя, образованного октаэдрическимим структурными единицами АВ 6 , соединением АВ 3

Ряд искусственных цеолитов используется в качестве так называемых молекулярных сит. Кристаллы последних характеризуются наличием узких каналов диаметром от 3·10 -10 до 13·10 -10 м. Молекулярные сита поглощают вещества, молекулы которых могут войти в эти отверстия.

Например, молекулярное сито с диаметром отверстия 3,5·10 -10 м может поглощать молекулы Н 2 , O 2 , N 2 , но не поглощает более крупные молекулы СН 4 или Аr. С помощью молекулярных сит можно разделять углеводороды, производить осушку газов и т. п.

Галлий, индий и таллий в виде простых веществ - легкоплавкие серебристо-белые металлы. Физические и химические свойства Ga, In и Тl заметно отличаются от свойств Аl, несмотря на сходство электронной структуры внешнего энергетического уровня атомов рассматриваемых элементов.

Здесь, видимо, сказывается разница в электронной структуре предвнешнего энергетического уровня атомов Аl: (n-1)s 2 (n-1)p 6 с одной стороны и атомов Ga, In и Тl - с другой: (n-1)s 2 (n-1)р 6 (n-1)d 10 .

Степень окисления галлия и индия в устойчивых соединениях равна +3. Для таллия более характерна степень окисления + 1. Cоединения таллия, в которых степень окисления металла равна +3, являются сильными окислителями.

Галлий имеет широкий температурный интервал существования жидкого состояния. Низкая температура плавления (около 30 °С).

Индий равномерно отражает световые волны всех длин и поэтому используется в точном приборостроении для изготовления зеркал. Кроме того, In входит в состав некоторых легкоплавких сплавов.

Таллий также вводится в некоторые сплавы, главным образом это сплавы с оловом и свинцом (кислотоупорные, подшипниковые).

Оксиды Ga 2 O 3 , In 2 O 3 и Тl 2 O 3 в воде практически нерастворимы. Заметное усиление основных свойств в ряду Ga 2 O 3 - In 2 O 3 - Тl 2 O 3 проявляется в возрастающей растворимости оксидов в кислотах.

Гидроксиды Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , Тl(ОН) 3 в воде так же нерастворимы, как и оксиды. Белый осадок Ga(OH) 3 растворим в равной мере и в кислотах, и в щелочах, а красно-коричневый Тl(ОН) 3 - только в кислотах.

Галлий и индий образуют с р-элементами V группы периодической системы бинарные соединения типа A III B V (например, GaP, GaAs, InSb и др.). В преобладающем большинстве соединений типа A III B V электронные орбитали sр 3 -гибридизованны; кристаллические решетки этих соединений имеют структуру, характеризующуюся тетраэдрическим расположением химических связей. Многие из этих алмазоподобных соединений - полупроводники. Их используют как материал для выпрямителей переменного тока, датчиков, термоэлектрических генераторов и др.

4. К d-элементам относят те элементы, атомы которых содержат валентные электроны на (n – 1)d ns-уровнях и составляют побочные (IIIВ–VIIВ, IВ, IIВ) подгруппы, занимая промежуточное положение между типичными s-металлами (IА, IIА) и p-элементами. Из 109 элементов периодической системы 37 относятся к d-элементам; из них последние 7 радиоактивны и входят в незавершенный седьмой период. Электронное строение атомов d-элементов определяет их химические свойства. 3d-Элементы по химическим свойствам существенно отличаются от 4d- и 5d-элементов. При этом элементы IVВ–VIIВ подгрупп очень схожи по многим химическим свойствам. Это сходство обусловлено лантаноидным сжатием, которое из-за монотонного уменьшения радиусов при заполнении 4f-орбиталей приводит к практическому совпадению радиусов циркония и гафния, ниобия и тантала, молибдена и вольфрама, технеция и рения. Элементы этих пар очень близки по физическим и особенно по химическим свойствам; первые шесть элементов встречаются в одних рудных месторождениях, трудно разделяются; их иногда называют элементами-близнецами.

Атомы d-элементов характеризуются общей электронной формулой (n – 1)d 1–10 ns 0–2 . Некоторые из тяжелых d-элементов не являются полными электронными аналогами. В табл. 8.10 приведены электронные формулы всех d-элементов и возможные степени окисления, проявляемые ими. Увеличение числа электронов иногда сопровождается немонотонностью заселения d-орбиталей. Это обусловлено сближением энергий (n – 1)d- и ns-орбиталей и усилением межэлектронного взаимодействия к концу периода.

У d-элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу (тогда как у щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование). Остальные d-электроны участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают не чисто металлической связью, а ковалентно-металлической. Поэтому все они твердые (кроме Hg) и тугоплавкие (за исключением Zn, Cd) металлы

Вследствие незаполненности d-оболочек и наличия близких по энергии незаполненных ns- и np-уровней, d-элементы склонны к комплексообразованию; их комплексные соединения, как правило, окрашены и парамагнитны.

d-Элементы чаще, чем элементы главных подгрупп, образуют соединения переменного состава (оксиды, гидриды, карбиды, силициды, нитриды, бориды). Кроме того, они образуют сплавы между собой и с другими металлами, а также интерметаллические соединения.

Для d-элементов характерен большой набор валентных состояний (табл. 8.10) и, как следствие этого, изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в широких пределах.

Сходство d-элементов с элементами главных подгрупп Э(0) в полной мере проявляется у элементов третьей группы ns 2 np 1 и (n – 1)d 1 ns 2 . С возрастанием номера группы оно уменьшается; элементы VIIIА подгруппы – газы, VIIIВ – металлы. В первой группе снова появляется отдаленное сходство (все элементы – металлы), а элементы IВ подгруппы – хорошие проводники; это сходство усиливается во второй группе, так как d-элементы Zn, Cd и Hg не участвуют в образовании химической связи.

d-элементы IIIВ–VIIВ подгрупп в высших степенях окисления по свойствам подобны соответствующим p-элементам. Так, в высших степенях окисления Mn (VII) и Cl (VII) являются электронными аналогами. Подобие электронных конфигураций (s 2 p 6) приводит к подобию свойств соединений семивалентных марганца и хлора. Mn 2 O 7 и Cl 2 O 7 в обычных условиях малоустойчивые жидкости, являющиеся ангидридами сильных кислот с общей формулой НЭО 4 . В низших степенях окисления марганец и хлор имеют различное электронное строение, что обусловливает резкое отличие свойств их соединений. Например, низший оксид хлора Cl 2 O (s 2 p 4) – газообразное вещество, являющееся ангидридом хлорноватистой кислоты (HClO), тогда как низший оксид марганца MnO (d 5) представляет собой твердое кристаллическое вещество основного характера.

Как известно, восстановительная способность металла определяется не только его энергией ионизации (М – ne – → М n+ ; +∆H иониз), но и энтальпией гидратации образовавшегося катиона (М n+ + mH 2 O → М n+ ·mH 2 O; –∆H гидр). Энергии ионизации d-элементов в сравнении с другими металлами велики, но они компенсируются большими энтальпиями гидратации их ионов. Вследствие этого электродные потенциалы большинства d-элементов отрицательны.

В периоде с ростом Z восстановительные свойства металлов уменьшаются, достигая минимума у элементов IВ группы. Тяжелые металлы VIIIВ и IВ групп за свою инертность названы благородными.

Окислительно-восстановительные тенденции соединений d-элементов определяются изменением устойчивости высших и низших степеней окисления в зависимости от положения их в периодической системе. Соединения с максимальной степенью окисления элемента проявляют исключительно окислительные свойства, а с низшей – восстановительные. Mn(OH) 2 легко окисляется на воздухе Mn(OH) 2 + 1/2O 2 = MnO 2 + H 2 O. Соединения Mn(IV) легко восстанавливаются до Mn (II): MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O, но сильными окислителями окисляется до Mn (VII). Перманганат-ион MnO 4 – может быть только окислителем.

Поскольку для d-элементов в пределах подгруппы устойчивость высших степеней окисления сверху вниз растет, то окислительные свойства соединений высшей степени окисления резко падают. Так, соединения хрома (VI) (CrO 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7) и марганца(VII) (Mn 2 O 7 , KMnO 4) – сильные окислители, а WO 3 , Re 2 O 7 и соли соответствующих им кислот (H 2 WO 4 , HReO 4) восстанавливаются с трудом.

На кислотно-основные свойства гидроксидов d-элементов влияют те же факторы (величина ионного радиуса и заряд иона), что и на гидроксиды p-элементов.

Гидроксиды низших степеней окисления d-элементов обычно проявляют основные свойства, а отвечающие высшим степеням окисления – кислотные. В промежуточных степенях окисления гидроксиды амфотерны. Особенно отчетливо изменение кислотно-основных свойств гидроксидов при изменении степени окисления проявляется в соединенинях марганца. В ряду Mn(OH) 2 – Mn(OH) 3 – Mn(OH) 4 – H 2 MnO 4 – HMnO 4 свойства гидроксидов меняются от слабого основания Mn(OH) 2 через амфотерные Mn(OH) 3 и Mn(OH) 4 к сильным кислотам H 2 MnO 4 и HMnO 4 .

В пределах одной подгруппы гидроксиды d-элементов одинаковой степени окисления характеризуются увеличением основных свойств при движении сверху вниз. Например, в IIIВ группе Sc(OH) 3 – слабое, а La(OH) 3 – сильное основание. Элементы IVВ группы Ti, Zn, Hf образуют амфотерные гидроксиды Э(OH) 4 , но кислотные свойства их ослабевают при переходе от Ti к Hf.

Отличительной особенностью переходных элементов является образование фаз переменного состава. Это, во-первых, твердые растворы внедрения и замещения и, во-вторых, соединения переменного состава. Твердые растворы образуются элементами с близкими электроотрицательностями, атомными радиусами и одинаковыми кристаллическими решетками. Чем больше отличаются элементы по своей природе, тем менее они растворяются друг в друге и тем более склонны к образованию химических соединений. Такие соединения могут иметь как постоянный, так и переменный состав. В отличие от твердых растворов, в которых сохраняется решетка одного из компонентов, для соединений характерно образование новой решетки и новых химических связей. Другими словами, к химическим соединениям относят лишь те фазы переменного состава, которые резко отличаются по строению и свойствам от исходных.

Для соединений переменного состава характерны следующие особенности:

а) Состав этих соединений зависит от способа получения. Так, в зависимости от условий синтеза оксиды титана имеют состав TiO 1,2–1,5 и TiO 1,9–2,0 ; карбиды титана и ванадия – TiC 0,6–1,0 и VС 0,58–1,09 , нитрид титана TiN 0,45–1,00 .

б) Соединения сохраняют свою кристаллическую решетку при значительных колебаниях количественного состава, то есть имеют широкую область гомогенности. Так, TiC 0,6–1,0 , как следует из формулы, сохраняет решетку карбида титана при недостатке в ней до 40 % атомов углерода.

в) Природа связи в таких соединениях определяется степенью заполнения d-орбиталей металла. Электроны внедренного неметалла заселяют вакантные d-орбитали, что приводит к усилению ковалентности связей. Именно поэтому доля металлической связи в соединениях начальных элементов d-рядов (IV–V групп) понижена.

Наличие ковалентной связи в них подтверждается большими положительными энтальпиями образования соединений, более высокими твердостью и температурой плавления, меньшей электропроводностью по сравнению с образующими их металлами.

Похожая информация.