El tercer grupo del sistema periódico. Propiedades físicas de los elementos del subgrupo principal del grupo III Propiedades físicas de los elementos del grupo 3 del subgrupo principal

Los elementos p del grupo III del sistema periódico de D. I. Mendeleev incluyen: boro B, aluminio, galio, indio y talio Configuración electrónica de los átomos

A continuación se comparan algunas constantes que caracterizan las propiedades de los átomos de los elementos p del grupo considerado y las sustancias metálicas correspondientes:

Las propiedades de los elementos - del grupo III se ven afectadas por la compresión d ubicada en el sistema periódico en un período pequeño III, en períodos grandes inmediatamente después de los elementos d). Entonces, desde el radio atómico disminuye un poco, y aumenta el primer potencial de ionización. Las propiedades de los átomos de talio también se ven afectadas por la compresión. Es por eso que el radio del átomo está cerca del radio del átomo y la energía de ionización es algo mayor.

Bor. De acuerdo con la estructura electrónica del átomo, el boro puede ser monovalente (un electrón desapareado en el subnivel de energía). Sin embargo, el boro es más característico de los compuestos en los que es trivalente (cuando se excita un átomo, hay tres electrones desapareados en los subniveles de energía y -).

El orbital libre en el átomo de boro excitado determina las propiedades aceptoras de muchos de sus compuestos, en los que se forman tres enlaces covalentes según el mecanismo covalente de intercambio (por ejemplo, estos compuestos son propensos a la adición de partículas con propiedades de donador de electrones , es decir, a la formación de otro enlace covalente a lo largo del mecanismo donador-aceptor. Por ejemplo:

Se conocen dos isótopos de boro: Los núcleos de átomos del isótopo absorben fácilmente los neutrones:

La capacidad del boro para absorber neutrones determina su uso en la ingeniería de energía nuclear: las barras de control de los reactores nucleares están hechas de materiales que contienen boro.

cristales de boro negro; son refractarios (pf 2300 °C), diamagnéticos, tienen propiedades semiconductoras (banda prohibida). La conductividad eléctrica del boro, como la de otros metales, es pequeña y aumenta un poco al aumentar la temperatura.

A temperatura ambiente, el boro es químicamente inerte e interactúa directamente solo con el flúor; cuando se calienta, el boro se oxida con cloro, oxígeno y algunos otros no metales. Por ejemplo:

En compuestos con no metales, el estado de oxidación del boro es que todos estos compuestos son covalentes.

El trióxido de boro es una sustancia cristalina (pf 450 °C, pb 2250 °C) caracterizada por una alta entalpía y energía de formación de Gibbs. Al interactuar con el agua, se convierte en ácido bórico:

Un ácido monobásico muy débil. La disociación electrolítica con la eliminación de un solo ion se explica por las propiedades aceptoras del boro descritas anteriormente: el orbital libre del átomo de boro se proporciona al donante de electrones formado durante la disociación de las moléculas. El proceso procede de acuerdo con el esquema

El anión complejo tiene una estructura tetraédrica (-hibridación de orbitales electrónicos).

Las propiedades aceptoras del boro en compuestos con estado de oxidación también se manifiestan en la química de sus haluros. Por ejemplo, las reacciones

en el que el enlace químico entre y o está formado por el mecanismo donante-aceptor. La propiedad de los haluros de boro de ser aceptores de electrones determina su amplia aplicación como catalizadores en las reacciones de síntesis de compuestos orgánicos.

El boro no interactúa directamente con el hidrógeno, pero forma boruros con metales, generalmente compuestos no estequiométricos.

Los hidruros de boro (boranos) son muy venenosos y tienen un olor muy desagradable. Se obtienen indirectamente, la mayoría de las veces

en la interacción de boruros reactivos con ácidos o haluros de boro con hidruros de metales alcalinos:

El compuesto más simple de boro con hidrógeno no existe en condiciones normales. -La hibridación de los orbitales electrónicos en el átomo de boro conduce a la insaturación de coordinación de la partícula, como resultado de lo cual dos de esas partículas se combinan en una molécula de diborano:

En el diborano, el boro se encuentra en estado de hibridación -, en el que cada átomo de boro tiene uno de los cuatro orbitales híbridos vacío, mientras que los otros tres están superpuestos por orbitales - de átomos de hidrógeno. Los enlaces entre grupos en una molécula se forman en forma de enlace de hidrógeno debido al desplazamiento de la densidad electrónica de un átomo de hidrógeno del grupo al orbital vacío de otro grupo. También se conocen otros boranos, que se pueden representar en dos filas.

Los boruros de metales β son reactivos y se utilizan a menudo para producir una mezcla de boranos mediante tratamiento con ácidos. La mayoría de los boruros y resistentes al calor, muy duros, químicamente resistentes. Son ampliamente utilizados directamente en forma de aleaciones para la fabricación de piezas de motores a reacción, álabes de turbinas de gas. Algunos boruros se utilizan para fabricar cátodos para dispositivos electrónicos.

Aluminio. La configuración electrónica de un átomo de aluminio se expresa mediante la fórmula Hay un electrón desapareado en la capa de electrones externa del átomo:

Por lo tanto, el aluminio puede exhibir una valencia igual a uno. Sin embargo, esta valencia no es típica del aluminio. En todos los compuestos estables, el estado de oxidación del aluminio es igual a Valencia, igual a tres, corresponde al estado excitado del átomo

En cuanto a su prevalencia, el aluminio ocupa el cuarto lugar entre todos los elementos (después del O, H y Si) y es el metal más común en la naturaleza. La mayor parte del aluminio se concentra en aluminosilicatos: feldespatos, micas, etc.

El aluminio es un metal ligero de color blanco plateado y extremadamente dúctil con alta conductividad térmica y eléctrica.

El aluminio es reactivo; reacciona con cloro y bromo a temperatura ambiente, y con yodo, cuando se calienta o en presencia de agua como catalizador. A 800 °C, el aluminio interactúa con el nitrógeno ya 2000 °C con el carbono. El aluminio exhibe una alta afinidad química por el oxígeno:

En el aire, el aluminio se cubre con una película de óxido muy fuerte y delgada, que debilita un poco el brillo metálico del aluminio. Gracias a la película de óxido, la superficie de aluminio adquiere una alta resistencia a la corrosión. Esto se manifiesta principalmente en la indiferencia del aluminio al agua y al vapor. Debido a la formación de una película protectora, el aluminio es resistente a los ácidos nítrico y sulfúrico concentrados. Estos ácidos pasivan el aluminio en frío. La tendencia a la pasivación le permite aumentar la resistencia a la corrosión del aluminio tratando su superficie con agentes oxidantes fuertes (por ejemplo,) o usando oxidación anódica. En este caso, el espesor de la película de óxido aumenta a .A altas temperaturas, la resistencia de la película protectora disminuye bruscamente. Si la película de óxido se elimina por acción mecánica, el aluminio se vuelve extremadamente reactivo. Reacciona vigorosamente con agua y soluciones acuosas de ácidos y álcalis, desplazando hidrógeno y formando cationes o aniones. La interacción del aluminio con soluciones ácidas procede de acuerdo con la ecuación de reacción.

y con soluciones alcalinas

Los cationes y aniones de aluminio se intercambian fácilmente cuando cambia el pH de la solución:

Los compuestos mixtos también se pueden formar en solución,

por ejemplo

Este último se deshidrata fácilmente (especialmente cuando se calienta) y se convierte en hidróxido.

El uso más amplio del aluminio en la ingeniería se basa en sus valiosas propiedades físicas y químicas y su alta prevalencia en la corteza terrestre. Debido a su alta conductividad eléctrica y baja densidad, es

utilizado para la fabricación de cables eléctricos. La alta ductilidad del aluminio hace posible producir a partir de él la lámina más delgada, que se utiliza en condensadores y reemplaza el plomo en las cubiertas de los cables con aluminio. Debido a la no magnetización, las aleaciones de aluminio se utilizan en ingeniería de radio.

La mayor parte del aluminio se usa para producir aleaciones ligeras: duraluminio, el resto es siluminio, el resto, etc. El aluminio también se usa como aditivo de aleación para aleaciones para darles resistencia al calor. El aluminio y sus aleaciones ocupan uno de los principales lugares como materiales estructurales en la construcción de aviones, cohetes, ingeniería mecánica, etc. La resistencia a la corrosión del aluminio (especialmente anodizado) supera significativamente la resistencia a la corrosión del acero. Por ello, sus aleaciones se utilizan como materiales estructurales y en la construcción naval. Con los elementos d, el aluminio forma compuestos químicos, intermetaluros (aluminuros), etc., que se utilizan como materiales resistentes al calor. El aluminio se utiliza en la aluminotermia para obtener una serie de metales y para la soldadura por termita. La aluminotermia se basa en la alta afinidad del aluminio por el oxígeno. Por ejemplo, en una reacción que procede de acuerdo con la ecuación

se liberan unos 3500 kJ de calor y la temperatura aumenta hasta

El óxido de aluminio se conoce en forma de varias modificaciones. El más estable es Esta modificación se encuentra en la corteza terrestre en forma de corindón mineral, a partir del cual se preparan discos abrasivos y polvos de esmeril. El uso del corindón como material abrasivo se basa en su alta dureza, sólo superada por la dureza del diamante, el carborundo y la borazona.Los rubíes artificiales se obtienen por fusión. Se utilizan para hacer piedras de apoyo en mecanismos precisos. Recientemente, los rubíes artificiales se han utilizado en generadores cuánticos (láseres). Los productos de se utilizan como refractarios y dieléctricos.

El hidróxido de aluminio es un compuesto polimérico. Tiene una red cristalina en capas. Cada capa consta de octaedros (Fig. IX. 10); hay un enlace de hidrógeno entre las capas. El hidróxido de aluminio obtenido por la reacción de intercambio es un precipitado blanco gelatinoso, fácilmente soluble en ácidos y álcalis. En reposo, el precipitado "envejece" y pierde su actividad química. Cuando se calcina, el hidróxido pierde agua y se convierte en un óxido.Una de las formas de hidróxido deshidratado, el gel de aluminio, se utiliza en tecnología como adsorbente.

Compuestos de gran interés

Arroz. IX. 10. Estructura de la capa formada por las unidades estructurales octaédricas del compuesto

aluminio - zeolitas relacionadas con aluminosilicatos. Su composición se puede expresar mediante la fórmula general donde o (raramente).

El aluminio se encuentra en el subgrupo principal del Grupo III de la Tabla Periódica. En el nivel de energía externo del átomo de aluminio, hay orbitales p libres, lo que le permite entrar en un estado excitado. En estado excitado, el átomo de aluminio forma tres enlaces covalentes o cede por completo tres electrones de valencia, mostrando un estado de oxidación de +3.

el aluminio es metal más común en la tierra : su fracción de masa en la corteza terrestre es del 8,8%. La mayor parte del aluminio natural forma parte de los aluminosilicatos, sustancias cuyos componentes principales son los óxidos de silicio y aluminio.

El aluminio es un metal liviano de color blanco plateado, se funde a 600 °C, es muy dúctil, se estira fácilmente en alambre y se enrolla en láminas y láminas. En términos de conductividad eléctrica, el aluminio es superado solo por la plata y el cobre.

Interacción con sustancias simples:

1) con halógenos:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

2) con oxígeno:

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

3) con azufre:

2Al + 3S = Al 2 S 3

4) con nitrógeno:

El aluminio no reacciona directamente con el hidrógeno, pero su hidruro AlH3 se obtuvo indirectamente.

Interacción con sustancias complejas:

1) con ácidos:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2) con álcalis:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2

Si el NaOH está en estado sólido:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2NaAlO2 + 3H2

3) con agua:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

Propiedades del óxido e hidróxido de aluminio:óxido de aluminio, o alúmina, Al 2 O 3 es un polvo blanco. El óxido de aluminio se puede obtener quemando metal o calcinando hidróxido de aluminio:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

El óxido de aluminio es prácticamente insoluble en agua. El hidróxido Al (OH) 3 correspondiente a este óxido se obtiene por la acción de soluciones de hidróxido de amonio o alcalinas, tomadas en deficiencia, sobre soluciones de sales de aluminio:

AlCl3 + 3NH3H2O ​​= Al(OH)3 + 3NH4Cl

El óxido y el hidróxido de este metal son anfótero aquellos. presentan propiedades tanto básicas como ácidas.

Propiedades básicas:

Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Propiedades del ácido:

Al 2 O 3 + 6KOH + 3H 2 O \u003d 2K 3

2Al(OH)3 + 6KOH = K3

Al 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O

Aluminio recibir método electrolítico. No se puede aislar de soluciones acuosas de sales, porque es un metal muy activo. Por tanto, el principal método industrial para la obtención de aluminio metálico es la electrólisis de una masa fundida que contiene óxido de aluminio y criolita.

El aluminio metálico es ampliamente utilizado en la industria, en términos de producción ocupa el segundo lugar después del hierro. La mayor parte del aluminio se destina a la fabricación de aleaciones:

duraluminio - una aleación de aluminio que contiene cobre y una pequeña cantidad de magnesio, manganeso y otros componentes. Los duraluminios son aleaciones ligeras, fuertes y resistentes a la corrosión. Utilizado en ingeniería aeronáutica y mecánica.

magnalina - una aleación de aluminio y magnesio. Utilizado en ingeniería aeronáutica y mecánica, en construcción. Resistente a la corrosión en agua de mar, por lo que se utiliza en la construcción naval. Silumin es una aleación de aluminio que contiene silicio. Bueno para lanzar. Esta aleación se utiliza en la ingeniería automotriz, aeronáutica y mecánica, producción de instrumentos de precisión. El aluminio es un metal dúctil, por lo que se utiliza para fabricar láminas delgadas que se utilizan en la fabricación de productos de ingeniería de radio y para empaquetar productos. Los cables están hechos de aluminio, pinturas plateadas.

Capítulo XI. EL TERCER GRUPO DEL PERIÓDICO

SISTEMAS DE ELEMENTOS

83. Características generales de los elementos del grupo III

El grupo III incluye boro, aluminio, galio, indio, talio (el subgrupo principal), así como escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos (subgrupo secundario).

En el nivel electrónico externo de los elementos del subgrupo principal, hay tres electrones cada uno (s 2 p 1). Donan fácilmente estos electrones o forman tres electrones desapareados debido a la transición de un electrón al nivel p. Para el boro y el aluminio, los compuestos son típicos solo con un estado de oxidación de +3. Los elementos del subgrupo galio (galio, indio, talio) también tienen tres electrones en el nivel electrónico externo, formando la configuración s 2 p 1, pero están ubicados después de la capa de 18 electrones. Por lo tanto, a diferencia del aluminio, el galio tiene propiedades claramente no metálicas. Estas propiedades en la serie Ga, In, Tl se debilitan y se mejoran las propiedades metálicas.

Los elementos del subgrupo escandio también tienen tres electrones en el nivel electrónico externo. Sin embargo, estos elementos son elementos d de transición, la configuración electrónica de su capa de valencia es d 1 s 2 . Estos electrones donan los tres elementos con bastante facilidad. Los elementos del subgrupo de los lantánidos tienen una configuración distintiva del nivel electrónico externo: el nivel 4f se acumula en ellos y el nivel d desaparece. Comenzando con el cerio, todos los elementos excepto el gadolinio y el lutecio tienen una configuración electrónica del nivel electrónico externo 4f n 6s 2 (el gadolinio y el lutecio tienen electrones 5d 1). El número n varía de 2 a 14. Por lo tanto, los electrones s y f participan en la formación de enlaces de valencia. Muy a menudo, el estado de oxidación de los lantánidos es +3, con menos frecuencia +4.

La estructura electrónica de la capa de valencia de los actínidos se parece en muchos aspectos a la estructura electrónica de la capa de valencia de los lantánidos. Todos los lantánidos y actínidos son metales típicos.

Todos los elementos del grupo III tienen una gran afinidad por el oxígeno y la formación de sus óxidos va acompañada de la liberación de una gran cantidad de calor.

Los elementos del grupo III encuentran la aplicación más diversa.

El boro fue descubierto por J. Gay-Lussac y L. Tenard en 1808. Su contenido en la corteza terrestre es de 1,2·10 - 3%.

Los compuestos de boro con metales (boruros) tienen una gran dureza y resistencia al calor. Por ello, se utilizan para obtener aleaciones especiales superduras y termorresistentes. El carburo de boro y el nitruro de boro tienen una alta resistencia al calor. Este último se utiliza como lubricante de alta temperatura. El tetraborato de sodio hidratado Na 2 B 4 O 7 10H 2 O (bórax) tiene una composición constante, sus soluciones se utilizan en química analítica para determinar la concentración de soluciones ácidas. La reacción del bórax con el ácido procede de acuerdo con la ecuación

Na 2 B 4 O 7 + 2 HCl + 5 H 2 O \u003d 2 NaCl + 4 H 3 BO 3

Los compuestos de galio con elementos del grupo VI (azufre, selenio, telurio) son semiconductores. Los termómetros de alta temperatura están llenos de galio líquido.

El indio fue descubierto por T. Richter y F. Reich en 1863. Su contenido en el coro terrestre es de 2,5 10 - 5%. La adición de indio a las aleaciones de cobre aumenta la resistencia de estas últimas a la acción del agua de mar. La adición de este metal a la plata aumenta el brillo de la plata y evita que se empañe con el aire. Los recubrimientos de indio protegen los metales de la corrosión. Forma parte de algunas aleaciones utilizadas en odontología, así como de algunas aleaciones fusibles (una aleación de indio, bismuto, plomo, estaño y cadmio se funde a 47 С). Los compuestos de indio con varios no metales tienen propiedades semiconductoras.

El talio fue descubierto por W. Crookes en 1861. Su contenido en la corteza terrestre es del 10-4%. Una aleación de talio (10%) con estaño (20%) y plomo (70%) tiene una resistencia ácida muy alta, soporta la acción de una mezcla de ácidos sulfúrico, clorhídrico y nítrico. El talio aumenta la sensibilidad de las fotocélulas a la radiación infrarroja procedente de objetos calientes. Los compuestos de talio son altamente tóxicos y provocan la caída del cabello.

El galio, el indio y el talio son oligoelementos. Su contenido en minerales, por regla general, no supera las milésimas de un por ciento.

Los compuestos de escandio, itrio, lantano y lantánidos se conocían desde principios del siglo XIX. El escandio puro fue aislado por L.F. Nilson en 1879. El contenido de este elemento en la corteza terrestre es del 10-3%. El itrio fue descubierto por Yu.Gadolin en 1794. Su contenido en la corteza terrestre es de 2,9·10 - 3%. El contenido de lantano en la corteza terrestre, descubierto por K. G. Mosander en 1839, es 4.9 10 - 3%. Estos metales se utilizan principalmente para obtener aleaciones especiales con propiedades eléctricas y magnéticas específicas. Además, los lantánidos se utilizan para preparar diversas composiciones pirofóricas, cerio, para obtener aleaciones de aluminio. La adición de cerio aumenta la conductividad eléctrica del aluminio y mejora sus propiedades mecánicas, y facilita el laminado del tungsteno. El dióxido de cerio se utiliza en la molienda de vidrio óptico.

La familia de los actínidos incluye los elementos más pesados, siguiendo al actinio en el sistema periódico.

De los actínidos, el uranio y el torio encuentran aplicación práctica.

y plutonio.

El uranio fue descubierto por M. G. Klaproth en 1789. Su contenido en la corteza terrestre es de 2,5 10 - 4%. En la naturaleza, el uranio se presenta en forma de tres isótopos: 238 U - 99,285 %, 235 U - 0,71 %, 234 U - 0,005 %. El isótopo 235 U es capaz de desintegrarse espontáneamente, por lo que el uranio utilizado en los reactores como combustible nuclear se enriquece para aumentar el contenido del isótopo 235 en él. Para este isótopo existe el concepto de masa crítica, al alcanzarla se inicia una reacción en cadena y se produce una explosión nuclear. Si la masa de 235 U es menor que la crítica, se puede controlar la velocidad de la reacción de descomposición espontánea. Esta propiedad de 235 U se utiliza en un reactor nuclear. Los compuestos de uranio también se utilizan como tintes en las industrias de impresión y silicato.

El dióxido de torio fue descubierto por J. Ya. Berzelius en 1828, pero el torio metálico se obtuvo hace relativamente poco tiempo. El contenido de torio en la corteza terrestre es de 1,3·10 - 3%. Pequeñas adiciones de este metal al tungsteno aumentan la vida útil de las bobinas eléctricas en las lámparas incandescentes (el torio absorbe gases que contribuyen al rápido desgaste del filamento de tungsteno). El dióxido de torio se utiliza en medicina, así como en la fabricación de algunos catalizadores.

El plutonio fue descubierto por G. Seaborg, E. Macmillan, J. Kennedy y A. Wahl en 1940. Su contenido en la corteza terrestre es insignificante. El plutonio se obtiene de los productos de descomposición del combustible de los reactores nucleares. Se utiliza para los mismos fines que el uranio-235.

84. Aluminio

El aluminio fue obtenido químicamente por primera vez por el químico danés H. K. Oersted en 1825. En 1854, el químico francés A. E. St. Clair Deville lo aisló por el método electroquímico.

estar en la naturaleza. El aluminio es el metal más común en la naturaleza. Su contenido en la corteza terrestre es del 8,05%. Los compuestos naturales de aluminio más importantes son los aluminosilicatos, la bauxita y el corindón.

Los aluminosilicatos constituyen la mayor parte de la corteza terrestre. El producto de su meteorización es arcilla y feldespatos (ortoclasa, albita, anortita). La base de la arcilla es el caolín Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O.

La bauxita es una roca de la que se obtiene el aluminio. Consiste principalmente en hidratos de óxido de aluminio Al 2 O 3 nH 2 O.

Propiedades físicas. El aluminio es un metal ligero de color blanco plateado que se funde a 660°C. Muy dúctil, fácilmente trefilado en alambre y enrollado en láminas: se puede convertir en láminas de menos de 0,01 mm de espesor. El aluminio tiene una conductividad térmica y eléctrica muy alta. Sus aleaciones con varios metales son fuertes y ligeras.

Propiedades químicas. El aluminio es un metal muy activo. En una serie de voltajes, está detrás de los metales alcalinos y alcalinotérreos. Sin embargo, en el aire es bastante estable, ya que su superficie está recubierta de una película de óxido muy densa que protege al metal del contacto con el aire. Si se quita la película protectora de óxido del alambre de aluminio, el aluminio comenzará a interactuar vigorosamente con el oxígeno y el vapor de agua en el aire, convirtiéndose en una masa suelta: hidróxido de aluminio:

4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O \u003d 4 Al (OH) 3

Esta reacción va acompañada de la liberación de calor.

Purificado de la película protectora de óxido, el aluminio interactúa con el agua liberando hidrógeno:

2 Al + 6 H 2 O \u003d 2 Al (OH) 3 + 3 H 2

El aluminio se disuelve bien en ácidos sulfúrico y clorhídrico diluidos:

2 Al + 6 Hcl \u003d 2 AlCl 3 + 3 H 2

2 Al + 3 H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2

El ácido nítrico diluido pasiva el aluminio en frío, pero cuando se calienta, el aluminio se disuelve en él con la liberación de monóxido de nitrógeno, hemióxido de nitrógeno, nitrógeno libre o amoníaco, por ejemplo:

8 Al + 30 HNO 3 \u003d 8 Al (NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O

El ácido nítrico concentrado pasiva el aluminio.

Dado que el óxido y el hidróxido de aluminio tienen propiedades anfóteras

propiedades, el aluminio es fácilmente soluble en soluciones acuosas de todos los álcalis, a excepción del hidróxido de amonio:

2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O \u003d 2 K 3 [Al (OH) 6] + 3 H 2

El aluminio en polvo reacciona fácilmente con halógenos, oxígeno y todos los no metales. Para iniciar las reacciones, es necesario calentar, luego proceden de manera muy intensa y van acompañadas de la liberación de una gran cantidad de calor:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (bromuro de aluminio)

4 Al + 3 O 2 \u003d 2 Al 2 O 3 (óxido de aluminio)

2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (sulfuro de aluminio)

2 Al + N 2 = 2 AlN (nitruro de aluminio)

4 Al + 3 C \u003d Al 4 C 3 (carburo de aluminio)

El sulfuro de aluminio solo puede existir en forma sólida. En soluciones acuosas, sufre una hidrólisis completa con formación de hidróxido de aluminio y sulfuro de hidrógeno:

Al 2 S 3 + 6 H 2 O \u003d 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S

El aluminio elimina fácilmente el oxígeno y los halógenos de los óxidos y sales de otros metales. La reacción va acompañada de la liberación de una gran cantidad de calor:

8 Al + 3 Fe 3 O 4 \u003d 9 Fe + 4 Al 2 O 3

El proceso de reducción de metales a partir de sus óxidos con aluminio se denomina aluminotermia. La aluminotermia se utiliza en la producción de algunos metales raros que forman un fuerte enlace con el oxígeno (niobio, tantalio, molibdeno, tungsteno, etc.), así como para soldar rieles. Si una mezcla de polvo fino de aluminio y mineral de hierro magnético Fe 3 O 4 (termitas) se enciende con un fusible especial, entonces la reacción procede espontáneamente con la mezcla calentada a 3500 С. El hierro a esta temperatura está en estado fundido.

Recibo. Por primera vez se obtuvo aluminio por reducción a partir de cloruro de aluminio con sodio metálico:

AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al

Actualmente se obtiene por electrólisis de sales fundidas en baños electrolíticos (Fig. 46). El electrolito es una masa fundida que contiene 85-90 % de criolita - sal compleja 3NaF·AlF 3 (o Na 3 AlF 6) y 10-15 % de alúmina - óxido de aluminio Al 2 O 3 . Esta mezcla se funde a unos 1000°C.

Cuando se disuelve en criolita fundida, la alúmina se comporta como una sal de aluminio y ácido de aluminio y se disocia en cationes de aluminio y aniones del residuo ácido del ácido de aluminio:

AlAlO 3  Al 3  + AlO 3 3 

La criolita también se disocia:

Na 3 AlF 6  3 Na  + AlF 6 3 

Cuando una corriente eléctrica pasa a través de la masa fundida, los cationes de aluminio y sodio se mueven hacia el cátodo, el cuerpo de grafito del baño, cubierto en la parte inferior con una capa de aluminio fundido obtenido en el proceso de electrólisis. Dado que el aluminio es menos reactivo que el sodio, es el primero en reducirse. El aluminio reducido en estado fundido se recoge en el fondo del baño, de donde se retira periódicamente.

Los aniones AlO 3 3  y AlF 6 3  se mueven hacia el ánodo: barras de grafito o espacios en blanco. En el ánodo, el anión AlO 3 3 se descarga primero -

4 AlO 3 3   12 e  \u003d 2 Al 2 O 3 + 3 O 2

El consumo de alúmina se repone todo el tiempo. La cantidad de criolita prácticamente no cambia, solo se producen pérdidas insignificantes debido a la formación de tetrafluoruro de carbono СF 4 en el ánodo.

La producción electrolítica de aluminio requiere mucha electricidad (se consumen unos 20.000 kWh de electricidad para producir 1 tonelada de aluminio), por lo que las plantas de aluminio se construyen cerca de las centrales eléctricas.

Solicitud. El aluminio se usa mucho. De ella se fabrica una lámina, que se utiliza en ingeniería de radio y para envasar productos alimenticios. Los productos de acero y hierro fundido se recubren con aluminio para protegerlos de la corrosión: los productos se calientan a 1000 С en una mezcla de polvo de aluminio (49 %), óxido de aluminio (49 %) y cloruro de aluminio (2 %). Este proceso se llama aluminizado.

Los productos aluminizados soportan un calentamiento de hasta 1000 С sin corroerse. Las aleaciones de aluminio, que se distinguen por su gran ligereza y resistencia, se utilizan en la producción de intercambiadores de calor, construcción de aeronaves e ingeniería mecánica.

Óxido de aluminio Al 2 O 3 . Es una sustancia blanca con un punto de fusión de 2050 С. En la naturaleza, el óxido de aluminio se presenta en forma de corindón y alúmina. A veces hay cristales transparentes de corindón de hermosa forma y color. El corindón teñido de rojo con compuestos de cromo se llama rubí, y el azul teñido con compuestos de titanio y hierro se llama zafiro. El rubí y el zafiro son piedras preciosas. Actualmente, se obtienen artificialmente con bastante facilidad.

El óxido de aluminio tiene propiedades anfóteras, pero no se disuelve en agua, ácidos y álcalis. Cuando se hierve en una solución alcalina concentrada, solo se disuelve parcialmente. El óxido de aluminio se convierte en un estado soluble por fusión con álcalis o pirosulfato de potasio:

AI 2 O 3 + 2 KOH \u003d 2 KAlO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3 K 2 S 2 O 7 \u003d 3 K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3

Las aleaciones resultantes son solubles en agua. Cuando el óxido de aluminio se fusiona con potasa o soda, aluminatos, que son fácilmente solubles en agua:

Al 2 O 3 + K 2 CO 3 \u003d 2 KAlO 2 + CO 2

El corindón natural es una sustancia muy dura. Se utiliza para la fabricación de muelas abrasivas y polvos abrasivos. El rubí se utiliza para fabricar casquillos para relojes y otros mecanismos de precisión.

La alúmina se utiliza como materia prima para la producción de aluminio. El óxido de aluminio deshidratado sirve como adsorbente en la purificación y separación de sustancias orgánicas por cromatografía.

Hidróxido de aluminio Al(OH) 3 . Es una sustancia blanca que al calentarse pierde agua convirtiéndose en óxido de aluminio. El hidróxido de aluminio tiene propiedades anfóteras. El hidróxido recién precipitado es fácilmente soluble en ácidos y álcalis (excepto el hidróxido de amonio):

2 Al (OH) 3 + 3 H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O

Al (OH) 3 + 3 KOH \u003d K 3 [Al (OH) 6]

El hidróxido de aluminio es una base débil y un ácido aún más débil, por lo que las sales de aluminio se disuelven solo en presencia de un exceso de ácido y se aluminan solo en presencia de un exceso de álcali. Cuando las soluciones se diluyen con agua, estos compuestos se hidrolizan fuertemente.

El hidróxido de aluminio seco, habiendo perdido parte de su agua, no se disuelve ni en ácidos ni en álcalis, y por lo tanto se asemeja al óxido de aluminio.

El hidróxido de aluminio tiene la capacidad de absorber diversas sustancias, por lo que se utiliza en el tratamiento de aguas.

Capítulo XII. SEGUNDO GRUPO DE PERIÓDICOS

SISTEMAS DE ELEMENTOS

85. Características generales de los elementos del grupo II

El grupo II del sistema periódico de elementos incluye berilio, metales alcalinotérreos: magnesio, calcio, estroncio, bario y radio (el subgrupo principal) y un subgrupo de zinc: zinc, cadmio, riut (subgrupo secundario). Los metales alcalinotérreos deben su nombre al hecho de que sus óxidos (tierras) forman soluciones alcalinas cuando se disuelven en agua.

En el nivel electrónico externo de los elementos de los subgrupos principal y lateral, hay dos electrones cada uno (s 2), que ceden, formando compuestos con un estado de oxidación de +2.

Todos los elementos del grupo II se caracterizan por un punto de fusión relativamente bajo y una alta volatilidad. En elementos alcalinotérreos, la solubilidad de los hidróxidos aumenta de magnesio a bario: el hidróxido de magnesio es casi insoluble en agua, el hidróxido de calcio es ligeramente soluble y el hidróxido de bario es muy soluble. La solubilidad de muchas sales disminuye de magnesio a radio. Entonces, el sulfato de magnesio se disuelve bien en agua, el sulfato de calcio es poco soluble y los sulfatos de estroncio, bario y radio son prácticamente insolubles. La baja solubilidad del sulfato de radio se utiliza para aislar el radio de sus concentrados.

En el subgrupo de zinc, la anfotericidad de los óxidos disminuye de zinc a mercurio: el hidróxido de zinc se disuelve bien en álcalis, el hidróxido de cadmio es mucho peor y el hidróxido de mercurio es insoluble en álcalis. La actividad de los elementos de este subgrupo disminuye a medida que aumenta su masa atómica. Entonces, el zinc desplaza al cadmio y al mercurio de las soluciones de sus sales, y el cadmio desplaza al mercurio.

El berilio fue descubierto por L. N. Vauquelin en 1798. Su contenido en la corteza terrestre es de 3,8·10 - 4%. El metal berilio se usa para hacer ventanas para máquinas de rayos X, ya que absorbe rayos X 17 veces más débiles que el aluminio. La adición de berilio a las aleaciones aumenta su dureza y conductividad eléctrica. Los compuestos de berilio pueden causar una enfermedad pulmonar muy grave.

El estroncio fue aislado por primera vez en forma de óxido por A. Crawford en 1790, y en forma pura fue obtenido por G. Davy en 1808. Su contenido en la corteza terrestre es del 0,034%. El nitrato de estroncio se usa en pirotecnia, mientras que su carbonato y óxido se usan en la industria azucarera. En las explosiones nucleares se forma estroncio-90, cuya radiación es muy peligrosa, ya que provoca enfermedad por radiación, leucemia y sarcoma óseo.

El bario fue descubierto por K. V. Scheele en 1774 y G. Devi en 1808. Su contenido en la corteza terrestre es del 0,065%. De los compuestos de bario, su hidróxido, peróxido y algunas sales son los más utilizados. El hidróxido y el cloruro de bario se utilizan en la práctica de laboratorio, el peróxido de bario, para producir peróxido de hidrógeno, nitrato y clorato, en pirotecnia, sulfato de bario, en la fluoroscopia de los órganos digestivos. Los compuestos de bario son venenosos.

El radio fue descubierto por M. y P. Curie junto con J. Belebn en 1898.

Su contenido en la corteza terrestre es de 1·10 - 20%. El radio tiene radiactividad natural: durante su desintegración radiactiva, se liberan partículas α, electrones y se forma radón. Las sales de radio se utilizan con fines de investigación, así como para obtener radón, que tiene propiedades curativas.

El cadmio fue descubierto por F. Stromeyer en 1817 e, independientemente de él, por K. Herman, K. Karsten y W. Meissner - en 1818. Su contenido en la corteza terrestre es de 1,3·10 - 5%. Debido a la capacidad del cadmio para cubrirse con una película protectora de óxido, se utiliza como un revestimiento anticorrosivo estable. Los compuestos de cadmio son venenosos.

86. magnesio

El magnesio fue descubierto por G. Davy en 1808.

estar en la naturaleza. El contenido de magnesio en la corteza terrestre es del 1,87%. Sus compuestos se encuentran en diversos minerales. El carbonato de magnesio es parte de la dolomita CaCO 3 MgCO 3 y el magnevit MgCO 3, el cloruro es parte de la carnalita KCl MgCl 2 6H 2 O, el sulfato de magnesio es parte de la kainita KCl MgSO 4 6H 2 O. Una cantidad significativa de sales de magnesio que se encuentran en el mar agua, dándole un sabor amargo.

Propiedades físicas. El magnesio es un metal blanco plateado con una densidad de 1,74 g / cm 3, se funde a 651 С, hierve a 1110 С. En el frío, el magnesio se cubre con una película de óxido, que lo protege de una mayor oxidación por el oxígeno atmosférico.

Propiedades químicas. El magnesio es un metal activo. Si se destruye la película de óxido en su superficie, se oxida fácilmente con el oxígeno atmosférico. Cuando se calienta, el magnesio interactúa vigorosamente con halógenos, azufre, nitrógeno, fósforo, carbono, silicio y otros elementos:

2 Mg + O 2 \u003d 2 MgO (óxido de magnesio)

Mg + Cl 2 = MgCl 2 (cloruro de magnesio)

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (nitruro de magnesio)

3 Mg + 2 P \u003d Mg 3 P 2 (fosfuro de magnesio)

2 Mg + Si \u003d Mg 2 Si (siliciuro de magnesio)

El magnesio no se disuelve en agua, sin embargo, cuando se calienta, interactúa activamente con el vapor de agua:

Mg + H 2 O \u003d MgO + H 2

El magnesio elimina fácilmente el oxígeno y los halógenos de muchos metales, por lo que se utiliza para obtener metales raros a partir de sus compuestos:

3Mg + MoO 3 \u003d 3 MgO + Mo

2Mg + ZrCl 4 = 2 MgCl 2 + Zr

Se quema en una atmósfera de dióxido de carbono:

Mg + CO 2 \u003d MgO + CO

2 Mg + CO 2 \u003d 2 MgO + C

y es altamente soluble en ácidos:

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2

4 Mg + 10 HNO 3 \u003d 4 Mg (NO 3) 2 + N 2 O + 5 H 2 O

Recibo. El magnesio se obtiene por electrólisis de fundidos de sus sales. El electrolito es carnalita deshidratada pura, el ánodo es una varilla de grafito y el cátodo es hierro. La magia líquida resultante flota en la superficie y se recoge con cucharas. Durante la electrólisis, se agrega cloruro de magnesio al electrolito. Recientemente, también se ha obtenido magnesio reduciéndolo a partir de óxido con carburo de calcio, carbono amorfo o silicio. El proceso de reducción con carburo se lleva a cabo a una temperatura de 1200, carbono - a 2000 y silicio - a 1200-1300 С. Para evitar la interacción del magnesio metálico y el SiO 2 formado durante la reacción, no se introduce MgO en la reacción, sino dolomita quemada, una mezcla de óxidos de calcio y magnesio:

MgO + CaC 2 \u003d CaO + Mg + 2 C (1200 C)

MgO + C \u003d Mg + CO (2000 C)

2 MgO + CaO + Si \u003d CaSiO 3 + 2 Mg (1200-1300 C)

Solicitud. El magnesio se utiliza para producir muchas aleaciones ligeras, en particular duraluminio. La adición de magnesio al hierro fundido mejora las propiedades mecánicas de este último. El magnesio se utiliza como agente reductor en la producción de metales raros (Nb, Ta, Mo, W, Tl, Zr, Hf, etc.) y algunos no metales (por ejemplo, Si).

Óxido de magnesio MgO. Sustancia cristalina blanca, insoluble en agua. Funde a 2800°C. Tiene propiedades básicas. Se disuelve bien en ácidos:

MgO + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 O

cuando se calienta, reacciona con óxidos ácidos:

MgO + SiO2 = MgSO4

En el laboratorio, el óxido de magnesio se puede obtener quemando magnesio metálico o calcinando su hidróxido:

Mg (OH) 2 \u003d MgO + H 2 O

En la industria, el MgO se irradia por descomposición térmica del carbonato de magnesio:

MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

La industria de la construcción consume la mayor parte del óxido de magnesio para la fabricación de cemento de magnesita y refractarios de magnesita.

Hidróxido de magnesio Mg(OH) 2 . Sustancia blanca, insoluble en agua, pero fácilmente soluble en ácidos:

Mg (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + 2 H 2 O

Cuando se pasa dióxido de carbono a través de una suspensión de hidróxido de magnesio, este último se disuelve para formar bicarbonato de magnesio:

Mg (OH) 2 + CO 2 \u003d MgCO 3 + H 2 O

MgCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Mg (HCO 3) 2

El hidróxido de magnesio se obtiene por la acción de álcalis o amoníaco sobre soluciones de sales de magnesio:

MgCl 2 + 2 KOH \u003d Mg (OH) 2 + 2 KCl

MgCl 2 + 2 NH 4 OH \u003d Mg (OH) 2 + 2 NH 4 Cl

Si se agregan sales de amonio a una solución que contiene hidróxido de magnesio insoluble, el precipitado se disuelve. Esto se debe al hecho de que los iones de amonio se unen a los iones de hidroxilo (se forma hidróxido de amonio ligeramente disociado):

Mg (OH) 2 + 2 NH 4  \u003d Mg 2  + 2 NH 4 OH

De esta forma, el magnesio se puede mantener disuelto en amoníaco. Esta solución se denomina mezcla de magnesia y se utiliza para la determinación cualitativa y cuantitativa de los iones de ácido fosfórico:

MgCl 2 + 3 NH 4 OH + H 3 RO 4 \u003d MgNH 4 RO 4 + 2 NH 4 Cl + 3 H 2 O

El nitrato, el cloruro, el sulfato, el perclorato, el acetato de magnesio, así como las sales ácidas de los ácidos polibásicos son fácilmente solubles en agua. Otras sales de magnesio son poco solubles en agua.

87. Calcio

El hombre conoce las sales de calcio desde hace mucho tiempo, pero el químico inglés G. Davy obtuvo este metal en estado libre solo en 1808.

estar en la naturaleza. El contenido de calcio en la corteza terrestre es del 3,3%. Sus compuestos más comunes son el mineral calcita CaCO 3 (el componente principal de la piedra caliza, la tiza y el mármol) y una variedad transparente de calcita: el espato islandés. El carbonato de calcio también forma parte del mineral dolomita CaCO 3 ·MgCO 3 . A menudo hay depósitos de sulfato de calcio en forma de yeso mineral CaSO 4 2H 2 O, fosfato de calcio, en forma de minerales fosforita Ca 3 (PO 4) 2 y apatita 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (o Ca 5 (PO 4) 3 F), fluoruro de calcio - en la forma del mineral CaF 2 fluorita, y nitrato de calcio - en la forma de calcio, o noruego, nitrato de Ca(NO 3) 2. El calcio también forma parte de muchos aluminosilicatos, en particular de los feldespatos.

Propiedades físicas. El calcio es un metal maleable de color blanco plateado que se funde a 850°C y hierve a 1482°C. Es mucho más duro que los metales alcalinos.

Propiedades químicas. El calcio es un metal activo. Entonces, en condiciones normales, interactúa fácilmente con el oxígeno atmosférico y los halógenos:

2 Ca + O 2 \u003d 2 CaO (óxido de calcio)

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 (bromuro de calcio)

Con hidrógeno, nitrógeno, azufre, fósforo, carbono y otros no metales, el calcio reacciona cuando se calienta:

Ca + H 2 \u003d CaH 2 (hidruro de calcio)

3 Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2 (nitruro de calcio)

Ca + S = CaS (sulfuro de calcio)

3 Ca + 2 P \u003d Ca 3 P 2 (fosfuro de calcio)

Ca + 2 C \u003d CaC 2 (carburo de calcio)

El calcio interactúa lentamente con el agua fría y muy vigorosamente con el agua caliente:

Ca + 2 H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

El calcio puede eliminar oxígeno o halógenos de óxidos y haluros de metales menos activos, es decir, tiene propiedades reductoras:

5 Ca + Nb 2 O 5 \u003d CaO + 2 Nb

5 Ca + 2 NbCl 5 \u003d 5 CaCl 2 + 2 Nb

Recibo. El calcio metálico se obtiene por electrólisis de sus sales fundidas. El electrolito es una mezcla fundida de CaCl 2 y CaF 2 en una proporción de 3:1 en peso. Se agrega fluoruro de calcio para bajar el punto de fusión de la mezcla. Solicitud. El calcio se utiliza en metalurgia para limpiar el hierro y el acero de los óxidos, así como en la producción de muchos metales raros (Tl, Zr, Hf, Nb, Ta, etc.) como agente reductor de estos metales de sus óxidos y cloruros. Se utiliza una aleación de calcio y plomo para fabricar cojinetes y cubiertas de cables.

Óxido de calcio CaO. Sustancia blanca, con un punto de fusión de aproximadamente 3000 С, con propiedades básicas pronunciadas. Reacciona bien con agua, ácidos y óxidos de ácido:

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2

CaO + 2 Hcl \u003d CaCl 2 + H 2 O

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3

En condiciones de laboratorio, el óxido de calcio puede obtenerse por oxidación del calcio, así como por descomposición térmica de su carbonato. En la industria, el CaO se produce quemando piedra caliza en hornos rotatorios o de cuba a 1000-1100 °C. Por eso también se le llama quemado o cal viva.

El óxido de calcio se utiliza en la industria de materiales de construcción como aglutinante.

Hidróxido de calcio Ca(OH) 2 . Una sustancia sólida de color blanco, poco soluble en agua (1,56 g de Ca (OH) 2 se disuelven en 1 litro de agua a 20 °C). Cuando el óxido de calcio se trata con agua caliente, se obtiene hidróxido de calcio finamente dividido - pelusa. Una solución acuosa saturada de Ca(OH) 2 se llama agua de cal. En el aire, se vuelve turbio debido a la interacción con el dióxido de carbono y la formación de carbonato de calcio.

El hidróxido de calcio es un álcali. Reacciona fácilmente con ácidos, óxidos de ácidos y sales:

Ca (OH) 2 + 2 HCl \u003d CaCl 2 + 2 H 2 O

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O

3 Ca(OH) 2 +2 FeCl 3 = 3 CaCl 2 + 2 Fe(OH) 3

El proceso de interacción del óxido de calcio con el agua se denomina extinción. La cal apagada, mezclada con arena y agua, forma un mortero de cal utilizado en la construcción: para pegar ladrillos en la colocación de paredes, para enlucir, etc. En el aire, la cal apagada absorbe dióxido de carbono y se convierte en carbonato cálcico.

El zinc en aleaciones se conoce desde la antigüedad. En su forma más pura

se recibió solo a fines del siglo XVIII.

estar en la naturaleza. El contenido de zinc en la corteza terrestre es de 8,3·10 - 3%. Sus conexiones son bastante comunes. Con más frecuencia que otros, se encuentra el mineral zinc blenda ZnS, con menos frecuencia: galmio ZnCO 3, mineral de silicio-zinc Zn 2 SiO 4 H 2 O, espinela de zinc ZnO Al 2 O 3 y mineral de zinc rojo, o zincita, ZnO.

Propiedades físicas. El zinc es un metal de color blanco azulado con brillo metálico. En el aire, su superficie se cubre con una película de óxido y se empaña. El zinc se funde a 419,5°C y hierve a 913°C. La densidad del zinc sólido fundido es de 7,13 g/cm 3 , la densidad del zinc laminado es algo mayor. En el punto de fusión, la densidad del zinc es de 6,92 g/cm 3 . En frío, el zinc es bastante quebradizo, pero a una temperatura de 100-150 С es fácil de enrollar y estirar. Forma fácilmente aleaciones con otros metales.

Propiedades químicas. El zinc es un metal bastante activo. Interactúa fácilmente con oxígeno, halógenos, azufre y fósforo:

2 Zn + O 2 \u003d 2 ZnO (óxido de zinc)

Zn + Cl 2 = ZnCl 2 (cloruro de zinc)

Zn + S = ZnS (sulfuro de zinc)

3 Zn + 2 P \u003d Zn 3 P 2 (fosfuro de zinc)

Cuando se calienta, interactúa con el amoníaco, dando como resultado la formación de nitruro de zinc:

3 Zn + 2 NH 3 \u003d Zn 2 N 3 + 3 H 2

y también con agua:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

y sulfuro de hidrógeno:

Zn + H 2 S \u003d ZnS + H 2

El sulfuro formado en la superficie del zinc lo protege de una mayor interacción con el sulfuro de hidrógeno.

El zinc es altamente soluble en ácidos y álcalis:

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

4 Zn + 10 HNO 3 \u003d 4 Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O

Zn + 2 KOH + 2 H 2 O \u003d K 2 + H 2

A diferencia del aluminio, el zinc se disuelve en una solución acuosa de amoníaco, ya que forma un amoníaco altamente soluble:

Zn + 4 NH 4 OH \u003d (OH) 2 + H 2 + 2 H 2 O

El zinc desplaza los metales menos activos de las soluciones de sus sales.

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu

СdSO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + Сd

Recibo. El zinc se obtiene de dos formas: pirometalúrgica e hidrometalúrgica. En ambos métodos, el mineral de zinc se tuesta para convertir el sulfuro de zinc en óxido:

2 ZnS + 3 O 2 \u003d 2 ZnO + 2 SO 2

ZnCO 3 \u003d ZnO + CO 2

El dióxido de azufre liberado se utiliza en la producción de ácido sulfúrico. Cuando el zinc se obtiene mediante una capa pirometalúrgica, la escoria de zinc obtenida (un producto de la tostación del mineral de zinc) se mezcla con coque y se calienta a 1100-1200 С. El zinc se restaura:

ZnO + C = Zn + CO

y a 913 °C se destila.

Para obtener zinc por slosobom hidrometalúrgico, la ceniza de zinc se disuelve en ácido sulfúrico, las impurezas se separan y el zinc se aísla por electrólisis de la solución de ácido sulfúrico (el aluminio sirve como cátodo y el plomo como ánodo).

Solicitud. El zinc se utiliza para galvanizar el hierro con el fin de protegerlo de la corrosión (chapa de zinc), para la fabricación de celdas galvánicas. El polvo de zinc se utiliza como agente reductor en procesos químicos. El zinc es un constituyente de muchas aleaciones.

Óxido de zinc ZnO. Polvo blanco. Se funde a unos 2000°C. Poco soluble en agua. Tiene propiedades anfóteras. Fácilmente soluble tanto en ácidos como en álcalis, formando sales de zinc y n a a t y:

ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O

ZnO + 2 KOH + 2 H 2 O \u003d K 2

Cuando se fusiona, interactúa con óxidos básicos y ácidos:

ZnO + CaO \u003d CaZnO 2

ZnO + SiO 2 \u003d ZnSiO 3

El óxido de zinc se utiliza como catalizador en muchos procesos químicos. También forma parte del blanco de zinc.

Hidróxido de zinc Zn(OH) 2 . Tiene propiedades anfóteras, fácilmente soluble en ácidos y álcalis:

Zn (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + 2 H 2 O

Zn (OH) 2 + 2 KOH \u003d K 2

También se disuelve fácilmente en amoníaco: se forma amoníaco de zinc:

Zn (OH) 2 + 4 NH 4 OH \u003d (OH) 2 + 4 H 2 O

El hidróxido de zinc se forma cuando una sal de zinc se trata con álcali (pero no con amoníaco) o ácido de zincato:

ZnSO 4 + 2 KOH \u003d K 2 SO 4 + Zn (OH) 2

K 2 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + Zn (OH) 2 + 2 H 2 O

sales de zinc. El cloruro de zinc ZpCl 2 se obtiene disolviendo zinc o su óxido en ácido clorhídrico. Es muy soluble en agua (se propaga en el aire). Se usa una solución de cloruro de zinc en ácido clorhídrico para tratar la superficie del metal durante la soldadura (grabado). El cloruro de zinc se forma con ácido clorhídrico ácido complejo H 2 ZnCl 4 , que disuelve los óxidos metálicos, pero no los metales. El cloruro de Innki se usa en medicina como antiséptico.

Sulfuro de zinc ZnS. Polvo amarillo pálido, escasamente soluble en agua. Se funde a 1800-1900 С bajo presión (se sublima a 1180 С). Fácilmente soluble en ácidos:

ZnS + 2 HCl \u003d ZnCl 2, + H 2 S

Forma parte del litopón, una pintura mineral que se obtiene mezclando sulfuro de bario con sulfato de zinc:

BaS + ZnSO4 = BaSO4 + ZnS

Litonon es mucho más barato que el plomo blanco, pero menos estable a la luz. Bajo la acción de los rayos ultravioleta y radiactivos, el sulfuro de zinc brilla. Por lo tanto, se utiliza como fósforo en los tubos de rayos catódicos. El sulfuro de zinc finamente molido (pintura gris de sulfuro de zinc) se utiliza para recubrir estructuras metálicas de puentes y piezas de máquinas.

El sulfato de zinc ZnSO 4 se usa en medicina como antiséptico.

89. Mercurio

Mercurio era conocido por los antiguos griegos.

estar en la naturaleza. Su contenido en la corteza terrestre es

8,3 10 - 6%. El mercurio nativo se presenta como inclusiones en la roca. También hay sulfuro de mercurio HgS, llamado cinabrio.

Propiedades físicas. El mercurio es un metal líquido de color blanco plateado que se solidifica a -38,84 °C y hierve a 356,95 °C. En estado sólido tiene buena maleabilidad y elasticidad. El mercurio disuelve muchos metales, formando amalyams. En ellos, los metales se comportan como en estado libre, pero se vuelven menos activos (la formación de amalgama reduce la actividad de manera similar a la dilución). El vapor de mercurio es altamente tóxico. El mercurio no se excreta del cuerpo humano.

Propiedades químicas. El mercurio es un metal inactivo. Interactúa con el oxígeno solo cuando se calienta:

2 Hg + O 2 \u003d 2 HgO

El mercurio reacciona con el cloro en frío, formando cloruro de mercurio o sublimado:

Hg + Cl2 = HgCl2

El mercurio interactúa fácilmente con el azufre en polvo, formando un compuesto muy fuerte, el sulfuro de mercurio:

Esta reacción se utiliza para unir el mercurio derramado: un lugar donde se sospecha que se ha derramado mercurio se rocía con polvo de azufre.

El mercurio no se disuelve en agua y álcalis. Se disuelve en ácidos oxidantes; en ácido sulfúrico concentrado cuando se calienta, y en ácido nítrico, en frío. Dependiendo de la cantidad de mercurio, las sales de mercurio se forman en el estado de oxidación +1 y +2:

Hg + 2 H 2 SO 4 \u003d HgSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

3 Hg + 8 HNO 3 \u003d 3 Hg (NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O

Hg + Hg (NO 3) 2 = Hg 2 (NO 3) 2

El mercurio (II) en cloruro de HgCl 2 se reduce mediante mercurio metálico a mercurio (I):

HgCl 2 + Hg \u003d Hg 2 Cl 2 (calomelanos)

Recibo. El mercurio se obtiene del cinabrio calcinándolo en aire o calentándolo con óxido de hierro o de calcio:

HgS + O 2 = Hg + SO 2

HgS + Fe = Hg + FeS

4 HgS + 4 CaO \u003d 4 Hg + 3 CaS + CaSO 4

El mercurio se destila fácilmente.

Solicitud. El mercurio metálico se utiliza en diversos dispositivos, como reguladores de presión, lámparas de cuarzo, termómetros, bombas de vacío de difusión, etc. También se utiliza para obtener pinturas, fulminato de mercurio, ungüentos de mercurio contra enfermedades de la piel. Las amalgamas de mercurio se utilizan como agentes reductores. Se utilizan cantidades significativas de mercurio en la industria electroquímica (cátodos de mercurio) y polarografía.

Óxido de mercurio HgO. La sustancia es amarilla o roja. Cuando se calienta, se descompone fácilmente en oxígeno y mercurio. El óxido de mercurio solo tiene propiedades básicas. Puede disolverse en ácidos, con los que el mercurio forma sales fácilmente solubles:

HgO + 2 Hcl \u003d HgCl 2 + H 2 O

HgO + 2 HNO 3 \u003d Hg (NO 3) 2 + H 2 O

El óxido de mercurio no se disuelve en agua y, bajo la acción de los álcalis en soluciones de sales de mercurio (II), precipita:

HgCl 2 + 2 KOH \u003d 2 KCl + HgO + H 2 O

Hg (NO 3) 2 + 2 KOH \u003d 2 KNO 3 + HgO + H 2 O

En los compuestos de mercurio con un estado de oxidación de +1, dos átomos de mercurio están unidos por un enlace covalente. Bajo la acción de los álcalis sobre las sales de mercurio (I), el mercurio metálico y el óxido de mercurio (II) precipitan:

Hg (NO 3) 2 + 2 KOH \u003d 2 KNO 3 + HgO + Hg + H 2 O

Las sales de mercurio se utilizan principalmente como catalizadores para muchos procesos químicos. Entonces, sublimar HgCl 2 cataliza la hidrocloración del acetileno:

HCCH + HCl -- H 3 C = CHCl

Sulfato de mercurio HgSO 4 utilizado como catalizador en la hidratación del acetileno según la reacción de Kucherov:

HCCH + H 2 O -- CH 3 CHO

El calomelano Hg 2 Cl 2 escasamente soluble se utiliza en la fabricación de electrodos estándar para instrumentos electrométricos.

Tabla 19 - Características de los elementos 3Ap/grupo

El aluminio se encuentra en el subgrupo principal del Grupo III de la Tabla Periódica. Los átomos de los elementos del subgrupo en el estado fundamental tienen la siguiente estructura de capa electrónica externa: ns 2 np 1 . En el nivel de energía exterior de los átomos, hay orbitales p libres, lo que permite que los átomos pasen a un estado excitado. En estado excitado, los átomos de estos elementos forman tres enlaces covalentes o donan completamente tres electrones de valencia, mostrando un estado de oxidación de +3.

El aluminio es el metal más común en la Tierra: su fracción de masa en la corteza terrestre es del 8,8%. La mayor parte del aluminio natural forma parte de los aluminosilicatos, sustancias cuyos componentes principales son los óxidos de silicio y aluminio. Los aluminosilicatos forman parte de muchas rocas y arcillas.

Propiedades: Al es un metal blanco plateado, es un metal fusible y ligero. Tiene alta plasticidad, buena conductividad eléctrica y térmica. Al es un metal reactivo. Sin embargo, su actividad en condiciones normales se ve algo reducida debido a la presencia de una fina película de óxido que se forma en la superficie del metal cuando entra en contacto con el aire.

1. Interacción con no metales. En condiciones normales, el aluminio reacciona con el cloro y el bromo:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

Cuando se calienta, el aluminio interactúa con muchos no metales:

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

2Al + 3I 2 = 2AlI 3

2Al + N2 = 2AlN

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

2. Interacción con el agua. Debido a la película protectora de óxido en la superficie, el aluminio es estable en agua. Sin embargo, cuando se retira esta película, se produce una interacción energética:

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2

2. Interacción con ácidos. El aluminio interactúa con los ácidos clorhídrico y sulfúrico diluido:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

Los ácidos nítrico y sulfúrico concentrado pasivan el aluminio: bajo la acción de estos ácidos, el espesor de la película protectora sobre el metal aumenta y no se disuelve.

4. Interacción con álcalis. El aluminio interactúa con las soluciones alcalinas con la liberación de hidrógeno y la formación de una sal compleja:

2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3 + 3H2

5. Recuperación de óxidos metálicos. El aluminio es un buen agente reductor para muchos óxidos metálicos:

2Al + Cr 2 O 3 \u003d Al 2 O 3 + 2Cr

8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe

óxido e hidróxido de aluminio. El óxido de aluminio, o alúmina, Al 2 O 3 es un polvo blanco. El óxido de aluminio se puede obtener quemando metal o calcinando hidróxido de aluminio:

2Al(OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O

El óxido de aluminio es prácticamente insoluble en agua. El hidróxido Al (OH) 3 correspondiente a este óxido se obtiene por la acción de soluciones de hidróxido de amonio o alcalinas, tomadas en deficiencia, sobre soluciones de sales de aluminio:

AlCl 3 + 3NH 3 ∙ H 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

El óxido y el hidróxido de este metal son anfóteros, es decir presentan propiedades tanto básicas como ácidas.

Propiedades básicas:

Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Propiedades del ácido:

Al 2 O 3 + 6KOH + 3H 2 O \u003d 2K 3

2Al(OH)3 + 6KOH = K3

Al 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O

Producción. El aluminio se produce por el método electrolítico. No se puede aislar de soluciones acuosas de sales, porque es un metal muy activo. Por tanto, el principal método industrial para la obtención de aluminio metálico es la electrólisis de una masa fundida que contiene óxido de aluminio y criolita.

Solicitud. El aluminio metálico es ampliamente utilizado en la industria, en términos de producción ocupa el segundo lugar después del hierro. La mayor parte del aluminio se destina a la fabricación de aleaciones:

El duraluminio es una aleación de aluminio que contiene cobre y pequeñas cantidades de magnesio, manganeso y otros componentes. Los duraluminios son aleaciones ligeras, fuertes y resistentes a la corrosión. Utilizado en ingeniería aeronáutica y mecánica.

Magnalin es una aleación de aluminio y magnesio. Utilizado en ingeniería aeronáutica y mecánica, en construcción. Resistente a la corrosión en agua de mar, por lo que se utiliza en la construcción naval.

Silumin es una aleación de aluminio que contiene silicio. Bueno para lanzar. Esta aleación se utiliza en la ingeniería automotriz, aeronáutica y mecánica, producción de instrumentos de precisión.

El aluminio es un metal dúctil, por lo que se utiliza para fabricar láminas delgadas que se utilizan en la fabricación de productos de ingeniería de radio y para empaquetar productos. Los cables están hechos de aluminio, pinturas plateadas.

Tareas con un enfoque profesional

1. Para limpiar los tubérculos de la piel después del lavado, se escaldan con una solución hirviendo de carbonato de sodio (W = 4%). Con un exceso de ácido clorhídrico en el jugo gástrico, los animales se alimentan con una solución de bicarbonato de sodio. Escribe las fórmulas de estas sustancias. Mencione otras áreas de aplicación de las sales de sodio y potasio en la práctica agrícola, en la vida cotidiana.

2. El yoduro de potasio se usa ampliamente para alimentar animales con microelementos y para eliminar el exceso de flores en los manzanos. Escriba una ecuación para la reacción de obtención de yoduro de potasio, indique el agente oxidante y el agente reductor.

3. ¿Por qué se recomienda almacenar la ceniza de madera (la ceniza contiene iones de potasio K + e iones de carbonato - CO 3 2-) para fertilizar campos bajo techo o bajo un dosel? Escribe las ecuaciones de las reacciones que ocurren cuando se humedece la ceniza.

4. Demasiada acidez del suelo tiene un efecto perjudicial sobre la planta. En este caso, es necesario realizar un encalado del suelo. La introducción de caliza CaCO 3 en el suelo reduce la acidez. Escriba la ecuación de la reacción que tiene lugar en este caso.

5. La acidez del suelo no cambia con la introducción de superfosfato. Sin embargo, la acidez del superfosfato que contiene un exceso de ácido fosfórico es dañina para las plantas. Se agrega CaCO 3 para neutralizarlo. Es imposible agregar Ca (OH) 2, porque el superfosfato se convertirá en un compuesto difícil de digerir para las plantas. Escribe ecuaciones para las reacciones correspondientes.

6. Para combatir las plagas de cereales, frutas y verduras, se utiliza cloro a razón de 35 g por 1 m 3 de la habitación. Calcular la masa de cloruro de sodio suficiente para tratar 300 m 3 del local con cloro obtenido por electrólisis de una masa fundida de esta sal.

7. Por cada 100 quintales de tubérculos y cogollos de remolacha azucarera, se eliminan del suelo aproximadamente 70 kg de óxido de potasio. ¿Qué masa de silvinita KCl Na Cl que contiene cloruro de potasio con una fracción de masa de 0.56 puede compensar estas pérdidas?

8. Para alimentar papas, se usa una solución de cloruro de potasio con una fracción de masa de 0.04. Calcule la masa de fertilizante potásico (KCl) necesaria para obtener 20 kg de dicha solución.

9. Al obtener una solución nutritiva para la nutrición de las plantas, se toman 1 g de KNO 3, 1 g de MgSO 4, 1 g de KH 2 PO 4, 1 g de Ca (NO 3) 2 por 400 ml de agua. Calcule la fracción de masa (en %) de cada sustancia en la solución resultante.

10. Para evitar que el grano húmedo se pudra, se trata con hidrosulfato de sodio NaHSO 4. Calcule la masa de hidrosulfato de sodio, que se obtiene al hacer reaccionar 120 g de hidróxido de sodio con una solución de ácido sulfúrico.

11. ¿Qué fertilizante contiene más potasio: nitrato de potasio (KNO 3), potasa (K 2 CO 3) o cloruro de potasio (KCl)?

12. La cianamida de calcio se utiliza para deshojar el algodón antes de la cosecha durante su cosecha mecánica. Encuentre la fórmula de este compuesto, sabiendo que las fracciones de masa de calcio, carbono y nitrógeno son 0.5, respectivamente; 0,15; 0.35.

13. Al analizar la ceniza de madera utilizada en la ganadería como alimento para el ganado, se encontró que 70 g de ceniza contienen 18,4 g de calcio, 0,07 g de fósforo y 2,3 g de sodio. Calcule la fracción de masa (en %) de cada elemento en el aderezo especificado.

14. ¿Qué cantidad de caliza con 90% de carbonato de calcio se debe aplicar por cada 30 hectáreas si el encalado se realiza a razón de 4 toneladas de CaO por hectárea?

15. Hay: a) nitrato de amonio puro, b) silvinita técnica que contiene 33% de potasio. Al mezclar estos materiales, es necesario obtener una tonelada de fertilizante nitrogenado-potásico que contenga un 15% de nitrógeno. ¿Qué cantidades de ambos materiales se deben mezclar y qué porcentaje de potasio contendrá tal mezcla?

4.9 Sección: Principales metales de transición

Propósito: Estudiar las propiedades de los metales de subgrupos secundarios y sus compuestos.

Los metales de transición son elementos de subgrupos secundarios del sistema periódico.

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El grupo 14 incluye C, Si, Ge, Sn, Pb (Tablas 1 y 2). Al igual que los elementos del subgrupo 3A, estos son elementos p con una configuración electrónica similar de la capa exterior: s 2 p 2. A medida que desciende en el grupo, el radio atómico aumenta, lo que hace que el enlace entre los átomos se debilite. Debido a la creciente deslocalización de los electrones de las capas atómicas externas, la conductividad eléctrica aumenta en la misma dirección, por lo que las propiedades de los elementos cambian de no metálicas a metálicas. El carbono (C) en forma de diamante es un aislante (dieléctrico), el Si y el Ge son semimetales, el Sn y el Pb son metales y buenos conductores.

Tabla 1. Algunas propiedades físicas y químicas de los metales del grupo 14

	Nombre		Se refiere, en. peso	fórmula electrónica	Radio, pm	Isótopos principales (%)
	Carbono Carbono [del lat. carbo - carbón]				covalente 77 con doble enlace 67, con triple enlace 60	14 C (trazas)
	Silicio Silicio [del lat. silicis - pedernal]				atómico 117, covalente 117
	Germanio Germanio [del lat. Alemania]			3d 10 4s 2 4p 2	atómico 122.5, covalente 122
	Tin Tin [del anglo-sax. estaño, lat. estaño]			4d 10 5s 2 5p 2	atómico 140.5, covalente 140
	Lead Lead [de Anglo-Sax. plomo, lat. plomo]			4f 14 5d 10 6s 2 6p 2	atómico 175, covalente 154

Todos los elementos de este grupo forman compuestos con un estado de oxidación de +4. La estabilidad de estos compuestos disminuye al pasar a la parte inferior del grupo, mientras que, como en los compuestos divalentes, por el contrario, aumenta con dicho movimiento. Todos los elementos excepto Si, también forman compuestos con una valencia de +2, que se debe a " efecto par inerte»: tirando de un par de externos s-elementos en la capa interna de electrones debido a un peor blindaje de los electrones externos d- y F-electrones en comparación con s- y R-electrones de las capas internas de átomos grandes de los miembros inferiores del grupo.

Las propiedades de los elementos de este grupo permitieron su uso como recubrimientos antialgas (AP) para barcos. Los primeros recubrimientos de este tipo utilizados Pb, luego comenzó a aplicar sn(en forma de radical bis-tributil organoestaño asociado a un polímero de carbono). Por razones medioambientales, en 1989 el uso de estos, así como otros metales tóxicos en PP ( Hg, Cd, Como) fue prohibido, reemplazado por PP basado en polímeros de organosilicio.

Tabla 2. El contenido en el cuerpo, dosis tóxicas (TD) y letales (LD) de metales del grupo 14.

	En la corteza terrestre (%)	En el océano (%)	en el cuerpo humano
			Promedio (con un peso corporal de 70 kg)			Sangre (mg/l)
							generalmente no tóxico, pero en forma de cianuros de CO y CN es muy tóxico
		(0.03-4.09)x10 -4					No tóxico
		(0.07-7)x10 -10					No tóxico
		(2.3-8.8)x10 -10			(0.33-2.4)x10 -4		TD 2 g, LD nd, algo de organoestaño. Los compuestos son altamente tóxicos.
					(0.23-3.3)x10 -4		DT 1 mg, DL 10 g

Carbono (C) - diferente de todos los demás elementos de los llamados cadena, es decir, la capacidad de formar compuestos en los que sus átomos están enlazados entre sí en largas cadenas o anillos. Esta propiedad explica la formación de millones de compuestos llamados orgánico, que está dedicado a una sección separada de química - química Orgánica.

La capacidad de catenación del carbono se explica por varias características:

En primer lugar, fuerza conexiones C-C. Por tanto, la entalpía media de este enlace es de unos 350 kJ/mol, mientras que la entalpía de enlace si-si— sólo 226 kJ/mol.

En segundo lugar, la capacidad única de los átomos de carbono para hibridación: educación 4 sp 3 orbitales con orientación tetraédrica (asegurando la formación de enlaces covalentes simples), o 3 sp 2 orbitales orientados en el mismo plano (proporcionando la formación de dobles enlaces), o 2 sp-orbitales con una orientación lineal (proporcionando la formación de enlaces triples).

Así, el carbono puede formar 3 tipos de entornos de coordinación: lineal para moléculas de dos y tres átomos, cuando el CN ​​del elemento es 2, avión triangular para moléculas de grafito, fullerenos, alquenos, compuestos carbonílicos, anillo bencénico, cuando el CN ​​es 3, y tetraédrico para alcanos y sus derivados con CN = 4.

En la naturaleza, el carbono se presenta en forma alotrópica, es decir, en diversas formas estructurales (grafito, diamante, fullerenos), así como en forma de caliza y materias primas hidrocarbonadas (carbón, petróleo y gas). Se utiliza en forma de coque en fundición de acero, negro de humo en impresión, carbón activado en la depuración de agua, azúcar, etc.

En 2010, el Premio Nobel de Física fue otorgado por el estudio de una forma única. DE- grafeno. Los laureados, inmigrantes de Rusia, A. Geim y K. Novoselov lograron obtener este material del grafito. Es un cristal bidimensional, es decir, parece una rejilla de átomos de C. un átomo de espesor, estructura en forma de onda, que asegura la estabilidad del cristal. Sus propiedades son muy prometedoras: es el material transparente más delgado de todos los conocidos actualmente, además, es extremadamente fuerte (unas 200 veces más fuerte que el acero), tiene conductividad eléctrica y térmica. A temperatura ambiente, su resistencia eléctrica es la más baja entre todos los conductores conocidos. En un futuro cercano, el grafeno se utilizará para crear computadoras de ultra alta velocidad, pantallas planas y paneles solares, así como detectores de gases sensibles que respondan a varias moléculas de gas. No se excluyen otras áreas de su uso.

En forma de óxido ( ASI QUE) y cianuros ( CN-) El carbón es muy tóxico porque altera los procesos de respiración. Los mecanismos de acción biológica de estos compuestos son diferentes. El cianuro inhibe la enzima respiratoria citocromo oxidasa contactando rápidamente xi- el centro activo de la enzima, bloqueando el flujo de electrones al final de la cadena respiratoria. ASI QUE, siendo una base de Lewis, se une a un átomo Fe en la molécula de hemoglobina es más fuerte que O 2, formando carbonilhemoglobina desprovisto de la capacidad de atar y llevar O 2. Capacidad ASI QUE formar vínculos con d-metales en bajos estados de oxidacion da lugar a la formacion de diversos compuestos carbonilos. Por ejemplo, Fe en una sustancia muy tóxica - psitacarbopil Fe(CO) 5 tiene un estado de oxidación cero, y en el complejo [ Fe(CO) 4 ] 2- es el estado de oxidación -2 (Fig. 1).

Arroz. una.

Estabilización de un átomo metálico en bajo estado de oxidación en complejos con ASI QUE debido a la capacidad del carbono para sobresalir debido a la estructura de baja altitud R*-orbitales en el rol ligando aceptor. Estos orbitales se superponen con los orbitales ocupados del metal, formando una coordinación R-enlace en el que actúa el metal donante electrones Esta es una de las pocas excepciones a la regla general para la formación de CS, donde el aceptor de electrones es un metal.

No tiene sentido describir las propiedades del carbono con más detalle, ya que, por regla general, no solo no se determina en el análisis de elementos múltiples, sino que su mezcla en la muestra también se considera indeseable y está sujeta a una eliminación máxima durante la preparación de la muestra. En análisis de emisión óptica, da un espectro muy amplio, aumentando el ruido de fondo y reduciendo así el límite de sensibilidad para detectar los elementos que se están determinando. En la espectrometría de masas, las moléculas orgánicas forman una gran cantidad de fragmentos de moléculas con diferentes pesos moleculares, que interfieren significativamente en el análisis. Por lo tanto, en la gran mayoría de los casos, todas las sustancias que contienen carbono se eliminan durante la preparación de la muestra.

Silicio (Si) - semimetal. Cuando se reduce la sílice ( SiO 2) el amorfo negro está formado por carbono Si. cristales Si alta pureza se asemejan a un metal gris azulado. El silicio se utiliza en semiconductores, aleaciones y polímeros. Es importante para algunas formas de vida, por ejemplo, para construir caparazones en diatomeas; posiblemente importante para el cuerpo humano. Algunos silicatos son cancerígenos, algunos causan silicosis.

En todas las conexiones Si tetravalente, forma enlaces químicos de naturaleza covalente. El óxido más común. SiO 2. A pesar de la inercia química y la insolubilidad en agua, cuando se ingiere, puede formar ácidos silícicos y compuestos organosilícicos con propiedades biológicas implícitas. Toxicidad SiO 2 depende de la dispersión de las partículas: cuanto más pequeñas son, más tóxicas, aunque las correlaciones entre la solubilidad de varias formas SiO 2 y no se observa silicogenicidad. La relación de la toxicidad de los ácidos silícicos con Si demuestra la completa inercia del polvo de diamante de la misma finura.

Recientemente, se ha observado que en medios biológicos, los ácidos silícicos están involucrados en la formación hidroxilaluminosilicatos, y este fenómeno no puede explicarse por la relación Sic, sin conexión Si-O-C. A medida que se expande el uso industrial Alabama y sus compuestos a través de aluminosilicatos Alabama participan cada vez más en muchas reacciones bioquímicas. En particular, los grupos funcionales que contienen oxígeno y flúor forman fácilmente compuestos complejos altamente estables con Alabama pervirtiendo su metabolismo.

Los más estudiados entre los compuestos organosilícicos siliconas- polímeros, cuyo esqueleto de la molécula consiste en átomos interconectados que se alternan Si y O 2. a los átomos Si en las siliconas, se unen grupos alquilo o arilo. Disponibilidad Si en los compuestos organosilícicos, cambia radicalmente las propiedades de las sustancias cuando no lo contienen. Por ejemplo, los polisacáridos convencionales se pueden aislar y purificar usando etanol fuerte, que precipita el polisacárido fuera de la solución. Los carbohidratos que contienen silicio, por otro lado, no precipitan ni siquiera en etanol al 90%. La clasificación de los compuestos organosilícicos se presenta en la Tabla. 3.

Tabla 3 Polímeros de silicona

	Nombre y estructura	Nota
		consisten solo en Si. La energía de enlace de una cadena de carbono. C-C es 58.6, y si-si 42,5 kcal/mol, por lo que los poliorganosilanos son inestables.
		Energía de enlace Si-O 89,3 kcal/mol. Por lo tanto, estos polímeros son fuertes, resistentes a la temperatura ya la degradación oxidativa. Esta clase de polímeros es muy diversa en estructura. Los polisiloxanos lineales se utilizan ampliamente como cauchos sintéticos elásticos y resistentes al calor.
		Átomos en la cadena principal Si separados por cadenas de átomos de carbono.
		La cadena principal contiene grupos siloxano separados por cadenas de carbono.
		La columna vertebral está formada por átomos. DE, y los átomos Si contenidos en grupos laterales o ramificaciones.
		Las cadenas macromoleculares incluyen átomos si, oh y metales, donde M = Al, Ti, Sb, Sn, V.

El mecanismo de desarrollo más probable silicosis considerar la destrucción de fagocitos que han capturado partículas SiO 2. Al interactuar con los lisosomas, las partículas de silicio destruyen los lisosomas y la propia célula fagocitaria, provocando la liberación de enzimas y fragmentos de moléculas de orgánulos. Interactúan con otros fagocitos, es decir, se inicia un proceso en cadena de muerte fagocitaria. Si hay una cierta cantidad de ácidos silícicos en la celda, este proceso se acelera. La acumulación de macrófagos muertos inicia la producción de colágeno en los fibroblastos circundantes, como resultado de lo cual se desarrolla esclerosis en el foco.

El ácido silícico coloidal es un poderoso hemolítico, cambia la proporción de proteínas séricas, inhibe una serie de enzimas respiratorias y tisulares, interrumpe el metabolismo de muchas sustancias, incluido el fósforo. Recientemente, se ha prestado mucha atención iones de sililio (R 3 Si+). Muestran la capacidad única del átomo. Si para ampliar su esfera de coordinación, en forma de aumento de su electrofilia. Interactúa con cualquier nucleófilo, incluidos los iones de carga opuesta (incluidos los intermediarios metabólicos reactivos) y las moléculas solventes. Por lo tanto, en fases condensadas, se vuelven “escurridizos” y es difícil detectarlos (Kochina et al., 2006).

Los polímeros de organosilicio (OSP) se utilizaron por primera vez como revestimientos de cascos de barcos autopulimentables antialgas (Tsukerman, Rukhadze, 1996). Sin embargo, luego se propusieron diversos métodos para el uso de COP en otros sectores de la economía nacional, en particular, en medicina como prótesis óseas fuertes.

Germanio (Ge) — semimetal anfótero; en pureza ultra alta, aparece como cristales quebradizos de color blanco plateado. Se utiliza en semiconductores, aleaciones y vidrios especiales para óptica infrarroja. Se considera un estimulante biológico. En compuestos, exhibe un estado de oxidación de +2 y +4.

Absorción de dióxido y haluros. ge débil en el intestino, pero en forma de germanatos METRO 2 Geo 4 ha mejorado un poco. El germanio no se une a las proteínas plasmáticas y se distribuye entre los eritrocitos y el plasma en una proporción de aproximadamente 2:1. Rápidamente (vida media de aproximadamente 36 horas) se excreta del cuerpo. Generalmente baja toxicidad.

Estaño (Sn) - metal blando y dúctil. Se utiliza en lubricantes, aleaciones, soldaduras, como aditivo de polímeros, en la composición de pinturas para recubrimientos antiincrustantes, en la composición de compuestos organoestánnicos volátiles altamente tóxicos para plantas inferiores y animales. En forma de compuestos inorgánicos, no es tóxico.

Tiene dos enantiotropo, estaño "gris" (b) y "blanco" (c), es decir, diferentes formas alotrópicas que son estables en un cierto rango de condiciones. La temperatura de transición entre estas formas a una presión de 1 atm. igual a 286,2°K (13,2°C). El estaño blanco tiene una estructura de modificación gris distorsionada con CN = 6 y una densidad de 7,31 g/cm 3 . Es estable en condiciones normales y, a baja temperatura, se transforma lentamente en una forma que tiene una estructura similar a un diamante con CN = 4 y una densidad de 5,75 g/cm 3 . Tal cambio en la densidad del metal dependiendo de la temperatura del medio es extremadamente raro y puede tener consecuencias dramáticas. Por ejemplo, en las condiciones de los inviernos fríos, se destruyeron los botones de hojalata de los uniformes de los soldados, y en 1851, en la iglesia de Seitz, los tubos de hojalata del órgano se convirtieron en polvo.

En el cuerpo se deposita en el hígado, riñones, huesos, músculos. Con el envenenamiento por estaño, la eritropoyesis disminuye, lo que se manifiesta por una disminución del hematocrito, la hemoglobina y la cantidad de glóbulos rojos. También ha habido una inhibición 5-aminolevulinato deshidratasa, una de las enzimas en la cadena de biosíntesis del hemo, así como enzimas hepáticas glutatión reductasa y deshidrogenasa glucosa-6-fosfato, lactato y succinato. Aparentemente sn excretado del cuerpo como parte de complejos con SH que contienen sustratos.

Plomo (Pb) - metal blando, maleable y dúctil. En aire húmedo se cubre con una película de óxido, resistente al oxígeno y al agua. Utilizado en baterías, cables, pinturas, vidrios, lubricantes, gasolina y productos de protección radiológica. Es un metal tóxico del grupo de peligro 1, ya que se acumula en el cuerpo en el tejido óseo con insuficiencia renal y el sistema cardiovascular. En los países desarrollados, su contenido se controla con examen médico obligatorio de la población. Provoca diversas enfermedades.

Bioinorgánicos médicos. G K. Barashkov