Лекция 6. Химия р-элементов. Химия рэлементов
 Скачать 223 Kb.
|
|
Применение. Алюминий - второй (после железа) металл по объему производства и применения в технике. Используют как чистый алюминий, так и его сплавы. Сплав - дюралюминий, содержащий 4% (масс.) Сu, 1,5% Mg, 0,5% Мn, - основной конструкционный материал в самолетостроении. Большое количество алюминия идет на изготовление проводов. Из алюминиевых сплавов был изготовлен первый искусственный спутник Земли. Благодаря высокому сродству к кислороду алюминия возможен процесс алюминотермии (алюмотермии) - способ восстановления металлов из их оксидов при действии алюминия. Алюмотермию используют для лабораторного получения многих металлов (Mn, Cr, V, W и др.), в ряде случаев - в промышленности (получение Sr, Ва и др.) Из оксида алюминия изготовляют огнеупорную и химически стойкую керамику. В больших количествах выращивают монокристаллы чистого Аl2O3 с добавками примесей (искусственные рубины и сапфиры). Соединения алюминия входят в состав многих продуктов силикатной промышленности (цемент, фарфор, керамика). Квасцы применяют в кожевенной и в текстильной промышленности. Сульфат алюминия применяют для очистки воды. В основе первого этапа водоочистки используется реакция: Al2(SO4)3 + 3Ca(HCO3)2 3CaSO4 + 2Аl(ОН)3 + 6СO2 . Образующиеся хлопья гидроксида алюминия увлекают в осадок различные примеси. Хлорид алюминия и гидроалюминат лития используют в органических синтезах. Из кристаллогидратов солей алюминия в медицинской практике находят применение алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2 12Н2O и жженые квасцы KAl(SO4)2, которые получают нагреванием алюмокалиевых квасцов при температуре не выше 433 К. Жженые квасцы используют в виде присыпок как вяжущее и высушивающее средство. Осушающее действие связано с тем, что жженые квасцы медленно поглощают воду: KAl(SO4)2 + xН2O = KAl(SO4)2 xH2O. Фармакологическое действие солей алюминия основано на том, что ионы Аl3+ образуют с белками (протеинами Рr) комплексы, выпадающие в виде гелей: Al3++ Pr AlPr. Это приводит к гибели микробных клеток и снижает воспалительную реакцию. Квасцы применяют для полосканий, промываний и примочек при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек и кожи. Кроме того, этот препарат применяют как кровоостанавливающее средство при порезах (свертывающее действие). 2.3. Подгруппа галлия Несмотря на то, что элементы подгруппы галлия - типовые аналоги, наблюдаются особенности в свойствах отдельных ее представителей. Галлий непосредственно следует за первой десяткой переходных 3d-металлов, для которых особенно сильна d-контракция. Поэтому атомный радиус галлия не только меньше его более тяжелых аналогов, но и алюминия, вследствие чего другие энергетические характеристики отличаются от его аналогов. Природные соединения. Галлий, индий, таллий в отличие от алюминия - редкие и рассеянные элементы. Они входят в качестве примеси в различные руды. Практически существует один редко встречающийся минерал галлия - галлит (CuGaS2). Галлий сопутствует алюминию и цинку. Индиевые руды рокезит (CuInS2) и индит (FeInS2) встречаются тоже очень редко. Основным сырьем для получения таллия являются полиметаллические руды. Получение. Соли и оксиды Ga, In, Тl выделяют путем переработки отходов производства алюминия и извлечения соединений этих металлов из полиметаллических руд. Свободные металлы получают электролизом подкисленных водных растворов из солей или восстановлением их оксидов углем или водородом. Выделенные металлы очищают зонной плавкой или методами амальгамной металлургии. Свойства. Существование галлия - экаалюминия было предсказано Д. И. Менделеевым в 1870 г., а такжe «вычислены» основные свойства этого элемента. В 1875 г. французский химик Лекок де Буабодран открыл и выделил этот элемент. В свободном состоянии галлий, индий, таллий - серебристо-белые металлы. Галлий хрупкий, а индий и таллий очень мягкие металлы. Галлий и индий на воздухе устойчивы, в отличие от таллия, который во влажной атмосфере покрывается слоем гидроксида и быстро разрушается. Уникальная среди металлов кристаллическая решетка галлия, состоящая из атомных пар Ga2, обуславливает необычные свойства металлического галлия. Для него характерны низкая температура плавления, меньшая плотность кристаллов по сравнению с жидкостью, большая склонность к переохлаждению. Галлий - вещество с очень большим температурным интервалом существования жидкой фазы. В парах галлий одноатомен. Галлий, индий, таллий - химически активны. По отношению к различным окислителям они проявляют индивидуальные особенности. Галлий напоминает алюминий (особенно но отношению к щелочам); в HNO3 растворяется медленно, хорошо растворяется в НСl и H2SO4; таллий хорошо растворяется в HNO3: Tl + 4HNO3 = Tl(NO3)3 + NO + 2Н2O, и в НС1 и H2SO4 - медленно, из-за пассивирующих пленок TICl и Tl2SO4. При растворении в кислотах галлий и индий ведут себя как трехвалентные металлы, а таллий образует соли Тl+; так как ион Т13+ неустойчив: 2Ga + 6НСl = 2GaCl3 + 3Н2; 2Тl + 2НСl = 2ТlСl + Н2. Галлий и индий взаимодействуют со щелочами с образованием галлатов и индатов с выделением водорода, причем галлий реагирует быстро, а индий - медленно. 2Ga + 6NaOH + 6Н2O = 2Na3[Ga(OH)6] + 3Н2. С водородом галлий, индий и таллий не реагируют. Косвенным путем можно получить легко разлагающиеся гидриды: Ga2H6 (жидкость) и GaH3, InH3 (полимеры, аналогичные АlН3). При нагревании галлий, индий и таллий образуют оксиды типа Ме2O3 и соответствующие гидроксиды Ме(ОН)3 . Повышение устойчивости низких степеней окисления в ряду Ga—In—Тl показывает следующая закономерность: Ga2O3 плавится без разложения, In2O3 разлагается при нагревании выше 850 С, Тl2O3 начинает отщеплять кислород при 90 С, превращаясь в Тl2О. С увеличением атомного номера возрастает интенсивность окраски: Ga2O3 - белый, In2O3 - светло-желтый, Тl2O3 - коричневый. Этот факт указывает на усиление доли ионности в оксидах с ростом атомной массы элемента. Ga2O3 - изоструктурен корунду, а In2O3 и Тl2O3 кристаллизируются в решетке типа ОЦК. Таблица - Кислородсодержащие элементы подгруппы галлия
Взаимодействие со щелочами в указанном ряду ослабевает: Ga2O3 растворяется в растворах щелочей хорошо, образуя гидроксогаллаты; Тl2O3 практически не растворяется: Ga2O3 + 2NaOH +3H2O = 2Na[Ga(OH)4]. В расплавах щелочей образуются безводные галлаты: Ga2O3 + 2NaOH = 2NaGaO2 + Н2O. Гидроксоиндаты Na3[In(OH)6] образуются только при большом избытке шелочи. При действии воды галлаты и индаты полностью гидролизуются: NaGaO2 + 2НОН = NaOH + Ga(OH)3. Гидроксиды Ga(OH)3, In(OH)3, Тl(ОН)3 получают, действуя растворами щелочей на растворы соответствующих солей. Гидроксид галлия растворяется в сильных кислотах и основаниях. Он является редким примером идеального амфолита, для которого кислотные и основные свойства выражены практически в равной мере. Для обезвоживания Ga(OH)3 требуется нагревание, а Тl(ОН)3 самопроизвольно теряет воду при комнатной температуре, о чем свидетельствуют значения G298: 2Ga(OH)3 (к) = Ga2О3 (к) + 3H2О (г); G°298 = -8 кДж; 2Тl(ОН)3 (к) = Тl2O3 (к) + 3Н2O (г); G°298 = -117 кДж. Оксид Тl2O3 в отличие от своих аналогов разлагается при температуре 100 °С: Тl2O3 Тl2O + O2 и окисляет НСl до Сl2: Тl2O3 + 6НСl = 2ТlСl + 3Н2O + 2Сl2. Оксид Тl2O получают прямым окислением металла на воздухе при небольшом нагревании. Это порошок черного цвета; в расплавленном состоянии - желтый, легко растворяется в воде с образованием щелочи, т.е. ведет себя как оксид щелочного металла. Расплав Тl2O разрушает силикаты - стекло,фарфор. Такое же действие оказывает и раствор ТlOН (сильная щелочь). Гидроксид ТlOН получают по реакции обмена: Tl2SO4 + Ва(ОН)2 = BaSO4 + 2ТlOН. Гидроксид таллия (I) поглощает углекислый газ: 2ТlOН + СO2 = Тl2СO3 + Н2O; Тl2СO3 + СO2 + Н2O = 2ТlНСO3. При комнатной температуре Ga, In, Тl реагируют с галогенами F2, С12, Вr2, а при нагревании - с I2. Известно много солей Ga+3, In+3, Тl+3, большинство из них хорошо растворимы в воде. Ионы Ga3+, In3+ бесцветны, Тl3+ имеет светло-желтую окраску. Все соли рассматриваемых металлов Э3+ подвержены гидролизу. Халькогениды известны для галлия и индия. Для таллия известен сульфид Tl2S3, который может быть получен сухим путем. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||