Terzo gruppo della tavola periodica. Proprietà fisiche degli elementi del sottogruppo principale III del gruppo Proprietà fisiche degli elementi del gruppo 3 del sottogruppo principale

Gli elementi p del gruppo III della tavola periodica di D. I. Mendeleev includono: boro B, alluminio gallio indio e tallio Configurazione elettronica degli atomi

Di seguito vengono confrontate alcune costanti che caratterizzano le proprietà degli atomi degli elementi p del gruppo in esame e le corrispondenti sostanze metalliche:

Le proprietà degli elementi del gruppo III sono influenzate dalla compressione d, che si trova nella tavola periodica in piccolo III periodo, in ampi periodi immediatamente dopo gli elementi d). Pertanto, il raggio atomico diminuisce leggermente e il potenziale di prima ionizzazione aumenta. Inoltre, la compressione influisce anche sulle proprietà degli atomi di tallio. Ecco perché il raggio dell'atomo è vicino al raggio dell'atomo e l'energia di ionizzazione è leggermente superiore.

Bor. In conformità con la struttura elettronica dell'atomo, il boro può essere monovalente (un elettrone spaiato al sottolivello energetico). Tuttavia, i composti più caratteristici del boro sono quelli in cui è trivalente (quando l'atomo è eccitato, ci sono tre elettroni spaiati nei sottolivelli energetico e -).

L'orbitale libero nell'atomo di boro eccitato determina le proprietà accettrici di molti dei suoi composti, in cui si formano tre legami covalenti secondo il meccanismo di scambio covalente (ad esempio, questi composti sono inclini all'aggiunta di particelle con proprietà di donazione di elettroni , cioè alla formazione di un altro legame covalente secondo il meccanismo donatore-accettore. Ad esempio:

Sono noti due isotopi del boro: i nuclei degli atomi dell’isotopo assorbono facilmente i neutroni:

La capacità del boro di assorbire i neutroni determina il suo utilizzo nell'energia nucleare: le barre di controllo dei reattori nucleari sono realizzate con materiali contenenti boro.

I cristalli di boro sono neri; sono refrattari (pf 2300 °C), diamagnetici e hanno proprietà di semiconduttore (band gap). La conduttività elettrica del boro, come di altri metalli, è piccola e aumenta leggermente con l'aumentare della temperatura.

A temperatura ambiente il boro è chimicamente inerte e interagisce direttamente solo con il fluoro; Quando riscaldato, il boro viene ossidato dal cloro, dall'ossigeno e da alcuni altri non metalli. Per esempio:

Nei composti con non metalli, lo stato di ossidazione del boro è tutto covalente.

Il triossido di boro è una sostanza cristallina (pf 450 °C, pb 2250 °C), caratterizzata da valori elevati entalpia ed energia di formazione di Gibbs. Quando interagisce con l'acqua si trasforma in acido borico:

Un acido monoprotico molto debole. La dissociazione elettrolitica con l'eliminazione di un solo ione è spiegata dalle proprietà accettrici del boro precedentemente descritte: l'orbitale libero dell'atomo di boro viene fornito al donatore di elettroni formato durante la dissociazione delle molecole Il processo procede secondo lo schema

L'anione complesso ha una struttura tetraedrica (-ibridazione degli orbitali elettronici).

Le proprietà accettrici del boro nei composti con uno stato di ossidazione si manifestano anche nella chimica dei suoi alogenuri. Ad esempio, le reazioni

in cui il legame chimico tra e/o è formato da un meccanismo donatore-accettore. La proprietà degli alogenuri di boro di essere accettori di elettroni determina il loro diffuso utilizzo come catalizzatori nelle reazioni di sintesi di composti organici.

Il boro non interagisce direttamente con l'idrogeno, ma forma boruri con i metalli, solitamente composti non stechiometrici

Gli idruri di boro (borani) sono molto velenosi e contengono molto cattivo odore. Sono ottenuti indirettamente, molto spesso

quando si fanno reagire boruri chimicamente attivi con acidi o alogenuri di boro con idruri di metalli alcalini:

La combinazione più semplice di boro e idrogeno non esiste in condizioni ordinarie. -L'ibridazione degli orbitali elettronici in un atomo di boro porta all'insaturazione della coordinazione della particella, a seguito della quale due di tali particelle si combinano in una molecola di diborano:

Nel diborano, il boro è in uno stato di ibridazione, e per ciascun atomo di boro uno dei quattro orbitali ibridi è vuoto, e gli altri tre sono sovrapposti agli orbitali - degli atomi di idrogeno. I legami tra i gruppi in una molecola si formano come legami idrogeno a causa dello spostamento della densità elettronica da un atomo di idrogeno di un gruppo a un orbitale vuoto di un altro gruppo. Sono noti anche altri borani, che possono essere rappresentati su due file

I boruri metallici sono reattivi e vengono spesso utilizzati per produrre miscele di borano quando trattati con acidi. La maggior parte dei boruri sono resistenti al calore, molto duri e chimicamente stabili. Sono ampiamente utilizzati direttamente sotto forma di leghe per la fabbricazione di parti di motori a reazione e pale di turbine a gas. Alcuni boruri vengono utilizzati per realizzare catodi di dispositivi elettronici.

Alluminio. La configurazione elettronica di un atomo di alluminio è espressa dalla formula Lo strato elettronico esterno dell'atomo ha un elettrone spaiato:

Pertanto, l'alluminio può presentare una valenza pari a uno. Tuttavia questa valenza non è tipica dell’alluminio. In tutti i composti stabili, lo stato di ossidazione dell'alluminio è uguale. La valenza pari a tre corrisponde allo stato eccitato dell'atomo

In termini di abbondanza, l’alluminio è al quarto posto tra tutti gli elementi (dopo O, H e Si) ed è il metallo più comune in natura. La maggior parte dell’alluminio è concentrata negli alluminosilicati: feldspati, miche, ecc.

L'alluminio è un metallo bianco-argenteo, leggero ed estremamente duttile con elevata conduttività termica ed elettrica.

L'alluminio è chimicamente attivo; Reagisce con cloro e bromo a temperatura ambiente e con iodio quando riscaldato o in presenza di acqua come catalizzatore. A 800 °C l'alluminio interagisce con l'azoto e a 2000 °C con il carbonio. L’alluminio mostra un’elevata affinità chimica per l’ossigeno:

Quando esposto all'aria, l'alluminio è rivestito con una sottile pellicola di ossido molto resistente, che indebolisce leggermente la lucentezza metallica dell'alluminio. Grazie alla pellicola di ossido, la superficie dell'alluminio acquisisce un'elevata resistenza alla corrosione. Ciò si manifesta principalmente nell'indifferenza dell'alluminio all'acqua e al vapore acqueo. Grazie alla formazione di una pellicola protettiva, l'alluminio è resistente agli acidi nitrico e solforico concentrati. Questi acidi passivano l'alluminio al freddo. La tendenza alla passivazione consente di aumentare la resistenza alla corrosione dell'alluminio trattando la sua superficie con forti agenti ossidanti (ad esempio) o utilizzando l'ossidazione anodica. In questo caso lo spessore del film di ossido aumenta a alte temperature la resistenza del film protettivo diminuisce drasticamente. Se la pellicola di ossido viene rimossa mediante forza meccanica, l'alluminio diventa estremamente reattivo. Reagisce vigorosamente con acqua e soluzioni acquose di acidi e alcali, spostando l'idrogeno e formando cationi o anioni. L'interazione dell'alluminio con soluzioni acide procede secondo l'equazione di reazione

e con soluzioni alcaline

I cationi e gli anioni di alluminio si trasformano facilmente l'uno nell'altro quando il pH della soluzione cambia:

In soluzione si possono formare anche composti misti

Per esempio

Quest'ultimo facilmente (soprattutto se riscaldato) si disidrata e si trasforma in idrossido

L’uso più ampio dell’alluminio nella tecnologia si basa sulle sue preziose proprietà fisiche e chimiche e sulla sua elevata prevalenza la crosta terrestre. A causa della sua elevata conduttività elettrica e bassa densità, esso

utilizzato per realizzare cavi elettrici. L'elevata duttilità dell'alluminio consente di ricavarne la lamina più sottile, che viene utilizzata nei condensatori e sostituisce il piombo nelle guaine dei cavi con l'alluminio. A causa della loro non magnetizzabilità, le leghe di alluminio vengono utilizzate nella radioingegneria.

La maggior parte dell'alluminio viene utilizzata per produrre leghe leggere: duralluminio, il resto è silumin, il resto, ecc. L'alluminio viene utilizzato anche come additivo legante per le leghe per conferire loro resistenza al calore. L'alluminio e le sue leghe occupano uno dei posti principali come materiali strutturali nella costruzione di aeromobili, missilistica, ingegneria meccanica, ecc. La resistenza alla corrosione dell'alluminio (soprattutto anodizzato) supera significativamente la resistenza alla corrosione dell'acciaio. Pertanto, le sue leghe vengono utilizzate come materiali strutturali e nella costruzione navale. Con gli elementi D l'alluminio forma composti chimici - intermetallidi (alluminuri): ecc., che vengono utilizzati come materiali resistenti al calore. L'alluminio viene utilizzato nell'alluminotermia per produrre numerosi metalli e per la saldatura utilizzando il metodo della termite. L'alluminotermia si basa sull'elevata affinità dell'alluminio per l'ossigeno. Ad esempio, in una reazione che procede secondo l'equazione

vengono rilasciati circa 3500 kJ di calore e la temperatura arriva a

L'ossido di alluminio è noto sotto forma di diverse modifiche. La modificazione più stabile si trova nella crosta terrestre sotto forma del minerale corindone, da cui si preparano i dischi abrasivi e le polveri smerigliate. L'uso del corindone come materiale abrasivo si basa sulla sua elevata durezza, seconda solo a quella del diamante, il carborundum e il borazone si ottengono per fusione. Sono utilizzati per realizzare pietre di supporto nei meccanismi di precisione. Recentemente, i rubini artificiali sono stati utilizzati nei generatori quantistici (laser). I prodotti realizzati sono utilizzati come refrattari e dielettrici.

L'idrossido di alluminio è un composto polimerico. Ha uno strato reticolo cristallino. Ogni strato è costituito da ottaedri (Fig. IX. 10); C'è un legame idrogeno tra gli strati. L'idrossido di alluminio ottenuto dalla reazione di scambio è un precipitato bianco gelatinoso, altamente solubile in acidi e alcali. Quando sta in piedi, il sedimento “invecchia” e perde la sua attività chimica. Quando calcinato, l'idrossido perde acqua e si trasforma in un ossido. Una delle forme di idrossido disidratato, il gel di alluminio, viene utilizzata nella tecnologia come adsorbente.

I composti sono di estremo interesse

Riso. IX. 10. Struttura di uno strato formato da unità strutturali ottaedriche di un composto

alluminio - zeoliti legate agli alluminosilicati. La loro composizione può essere espressa con la formula generale dove o (meno comunemente).

L'alluminio è nel sottogruppo principale del gruppo III della tavola periodica. Al livello energetico esterno dell'atomo di alluminio ci sono orbitali p liberi, che gli permettono di entrare in uno stato eccitato. Nello stato eccitato, l'atomo di alluminio forma tre legami covalenti o dona completamente tre elettroni di valenza, presentando uno stato di ossidazione +3.

L'alluminio lo è il metallo più comune sulla Terra : la sua frazione di massa nella crosta terrestre è dell'8,8%. La maggior parte dell'alluminio naturale fa parte degli alluminosilicati, sostanze i cui componenti principali sono gli ossidi di silicio e di alluminio.

L'alluminio è un metallo argentato chiaro bianco, fonde a 600°C, è molto plastico, si trasforma facilmente in filo e si arrotola in fogli e fogli. In termini di conduttività elettrica, l’alluminio è secondo solo all’argento e al rame.

Interazione sostanze semplici:

1) con alogeni:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

2) con ossigeno:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

3) con zolfo:

2Al + 3S = Al2S3

4) con azoto:

L'alluminio non reagisce direttamente con l'idrogeno, ma il suo idruro AlH3 si ottiene indirettamente.

Interazione con sostanze complesse:

1) con acidi:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2) con alcali:

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

Se NaOH è solido:

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

3) con acqua:

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

Proprietà dell'ossido e dell'idrossido di alluminio: L'ossido di alluminio, o allumina, Al 2 O 3 è una polvere bianca. L'ossido di alluminio può essere prodotto bruciando metallo o calcinando l'idrossido di alluminio:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

L'ossido di alluminio è praticamente insolubile in acqua. L'idrossido Al(OH) 3 corrispondente a questo ossido si ottiene per l'azione dell'idrossido di ammonio o di soluzioni di alcali, assunti in carenza, su soluzioni di sali di alluminio:

AlCl3 + 3NH3 H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl

L'ossido e l'idrossido di questo metallo sono anfotero, quelli. presentano proprietà sia basiche che acide.

Proprietà di base:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 6H2O

Proprietà dell'acido:

Al2O3 + 6KOH + 3H2O = 2K3

2Al(OH)3 + 6KOH = K3

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

Alluminio Ottenere metodo elettrolitico. Non può essere separato da soluzione acquosa sali, perché è un metallo molto attivo. Pertanto, il principale metodo industriale per produrre alluminio metallico è l'elettrolisi di una fusione contenente ossido di alluminio e criolite.

L'alluminio è ampiamente utilizzato nell'industria e si colloca al secondo posto in termini di volume di produzione dopo il ferro. La maggior parte dell'alluminio viene utilizzata per produrre leghe:

Duralluminio - una lega di alluminio contenente rame e non rame un gran numero di magnesio, manganese e altri componenti. I duralluminio sono leghe leggere, durevoli e resistenti alla corrosione. Utilizzato nell'ingegneria aeronautica e meccanica.

Magnalina - una lega di alluminio e magnesio. Utilizzato nell'ingegneria aeronautica e meccanica, nell'edilizia. È resistente alla corrosione dell'acqua di mare, motivo per cui viene utilizzato nella costruzione navale. Il silumin è una lega di alluminio contenente silicio. Buono per il casting. Questa lega viene utilizzata nell'industria automobilistica, aeronautica e meccanica e nella produzione di strumenti di precisione. L'alluminio è un metallo duttile, quindi da esso viene ricavato un foglio sottile, utilizzato nella produzione di prodotti di ingegneria radiofonica e per l'imballaggio di merci. I fili e le vernici argentate sono realizzati in alluminio.

Capitolo XI. PERIODICO DEL TERZO GRUPPO

SISTEMI DI ELEMENTI

83. caratteristiche generali Elementi del gruppo III

Il gruppo III comprende boro, alluminio, gallio, indio, tallio (sottogruppo principale), nonché scandio, ittrio, lantanio e lantanidi, attinio e attinidi (sottogruppo laterale).

Al livello elettronico esterno degli elementi del sottogruppo principale ci sono tre elettroni (s 2 p 1). Cedono facilmente questi elettroni o formano tre elettroni spaiati a causa della transizione di un elettrone al livello p. Boro e alluminio sono caratterizzati da composti solo con uno stato di ossidazione pari a +3. Anche gli elementi del sottogruppo del gallio (gallio, indio, tallio) hanno tre elettroni nel livello elettronico esterno, formando la configurazione s 2 p 1, ma si trovano dopo lo strato di 18 elettroni. Pertanto, a differenza dell’alluminio, il gallio ha proprietà chiaramente non metalliche. Queste proprietà nelle serie Ga, In, Tl si indeboliscono e le proprietà metalliche aumentano.

Gli elementi del sottogruppo dello scandio hanno anche tre elettroni nel livello elettronico esterno. Tuttavia, questi elementi appartengono agli elementi d di transizione, la configurazione elettronica del loro strato di valenza è d 1 s 2. Tutti e tre gli elementi cedono questi elettroni abbastanza facilmente. Gli elementi del sottogruppo dei lantanidi hanno una configurazione distintiva del livello elettronico esterno: il loro livello 4f viene costruito e il livello d scompare. A partire dal cerio, tutti gli elementi tranne il gadolinio e il lutezio hanno la configurazione elettronica del livello elettronico esterno 4f n 6s 2 (gadolinio e lutezio hanno 5d 1 elettroni). Il numero n varia da 2 a 14. Pertanto, gli elettroni s e f prendono parte alla formazione dei legami di valenza. Molto spesso, lo stato di ossidazione dei lantanidi è +3, meno spesso +4.

La struttura elettronica dello strato di valenza degli attinidi ricorda per molti versi la struttura elettronica dello strato di valenza dei lantanidi. Tutti i lantanidi e gli attinidi sono metalli tipici.

Tutti gli elementi del gruppo III hanno un'affinità molto forte per l'ossigeno e la formazione dei loro ossidi è accompagnata dal rilascio di una grande quantità di calore.

Gli elementi del Gruppo III trovano un'ampia varietà di applicazioni.

Il boro fu scoperto da J. Gay-Lussac e L. Thénard nel 1808. Il suo contenuto nella crosta terrestre è dell'1,2·10 - 3%.

I composti del boro con metalli (boruri) hanno elevata durezza e resistenza al calore. Pertanto, vengono utilizzati per produrre leghe speciali super dure e resistenti al calore. Il carburo di boro e il nitruro di boro hanno un'ottima resistenza al calore. Quest'ultimo viene utilizzato come lubrificante per alte temperature. L'idrato cristallino di tetraborato di sodio Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O (borace) ha una composizione costante, le sue soluzioni sono utilizzate in chimica analitica per determinare la concentrazione di soluzioni acide. La reazione del borace con l'acido procede secondo l'equazione

Na2B4O7 + 2 HCl + 5 H2O = 2 NaCl + 4 H3 VO3

I composti del gallio con elementi del gruppo VI (zolfo, selenio, tellurio) sono semiconduttori. I termometri ad alta temperatura sono riempiti con gallio liquido.

L'indio fu scoperto da T. Richter e F. Reich nel 1863. Il suo contenuto nella chora terrestre è del 2,5·10 - 5%. L'aggiunta di indio alle leghe di rame aumenta la resistenza di quest'ultimo all'azione dell'acqua di mare. L'aggiunta di questo metallo all'argento aumenta la lucentezza dell'argento e ne impedisce l'ossidazione all'aria. I rivestimenti in indio proteggono i metalli dalla corrosione. Fa parte di alcune leghe utilizzate in odontoiatria, nonché di alcune leghe bassofondenti (una lega di indio, bismuto, piombo, stagno e cadmio fonde a 47 °C). I composti dell'indio con vari non metalli hanno proprietà semiconduttrici.

Il tallio fu scoperto da W. Crookes nel 1861. Il suo contenuto nella crosta terrestre è del 10-4%. Una lega di tallio (10%) con stagno (20%) e piombo (70%) ha un'altissima resistenza agli acidi può resistere all'azione di una miscela di acido solforico, cloridrico e nitrico; Il tallio aumenta la sensibilità delle fotocellule alla radiazione infrarossa emanata da oggetti riscaldati. I composti del tallio sono altamente tossici e causano la caduta dei capelli.

Gallio, indio e tallio sono oligoelementi. Il loro contenuto in minerali, di regola, non supera i millesimi di punto percentuale.

I composti di scandio, ittrio, lantanio e lantanidi erano conosciuti all'inizio del XIX secolo. Lo scandio puro fu isolato da L.F. Nilsson nel 1879. Il contenuto di questo elemento nella crosta terrestre è del 10-3%. L'ittrio fu scoperto da Yu Gadolin nel 1794. Il suo contenuto nella crosta terrestre è del 2,9·10 - 3%. Il contenuto di lantanio nella crosta terrestre, scoperto da K. G. Mosander nel 1839, è del 4,9·10 - 3%. Questi metalli vengono utilizzati principalmente per produrre leghe speciali con specifiche proprietà elettriche e magnetiche. Inoltre, i lantanidi vengono utilizzati per preparare vari composti piroforici e il cerio viene utilizzato per produrre leghe di alluminio. L'aggiunta di cerio aumenta la conduttività elettrica dell'alluminio e ne migliora le proprietà meccaniche, rendendo più facile la laminazione del tungsteno. Il biossido di cerio viene utilizzato nella macinazione del vetro ottico.

La famiglia degli attinidi comprende gli elementi più pesanti, dopo l'attinio nella tavola periodica.

Tra gli attinidi, trovano applicazione pratica l'uranio e il torio.

e plutonio.

L'uranio fu scoperto da M. G. Klaproth nel 1789. Il suo contenuto nella crosta terrestre è del 2,5·10 - 4%. In natura, l'uranio si trova sotto forma di tre isotopi: 238 U - 99,285%, 235 U - 0,71%, 234 U - 0,005%. L'isotopo 235 U è capace di decadimento spontaneo, pertanto l'uranio utilizzato nei reattori come combustibile nucleare viene arricchito per aumentare il contenuto dell'isotopo 235. Per questo isotopo esiste il concetto di massa critica, al raggiungimento del quale inizia reazione a catena e si verifica un'esplosione nucleare. Se la massa di 235 U è inferiore a quella critica, è possibile controllare la velocità della reazione di decomposizione spontanea. Questa proprietà di 235 U viene utilizzata in un reattore nucleare. I composti dell'uranio sono utilizzati anche come coloranti nell'industria della stampa e dei silicati.

Il biossido di torio fu scoperto da J. Ya Berzelius nel 1828, ma il torio metallico fu ottenuto relativamente di recente. Il contenuto di torio nella crosta terrestre è dell'1,3·10 - 3%. Piccole aggiunte di questo metallo al tungsteno aumentano la durata delle bobine elettriche nelle lampade a incandescenza (il torio assorbe gas che contribuiscono alla rapida usura del filamento di tungsteno). Il biossido di torio è utilizzato in medicina e nella produzione di alcuni catalizzatori.

Il plutonio fu scoperto da G. Seaborg, E. McMillan, J. Kennedy e A. Wahl nel 1940. Il suo contenuto nella crosta terrestre è trascurabile. Il plutonio si ottiene dai prodotti di decadimento del combustibile dei reattori nucleari. Viene utilizzato per gli stessi scopi dell'uranio-235.

84. Alluminio

L'alluminio fu ottenuto per la prima volta chimicamente dal chimico danese H. C. Oersted nel 1825. Nel 1854, il chimico francese A. E. Saint-Clair Deville lo isolò utilizzando il metodo elettrochimico.

Essere nella natura. L’alluminio è il metallo più comune in natura. Il suo contenuto nella crosta terrestre è dell'8,05%. I composti naturali più importanti dell'alluminio sono gli alluminosilicati, la bauxite e il corindone.

Gli alluminosilicati costituiscono la maggior parte della crosta terrestre. Il prodotto della loro alterazione è l'argilla e i feldspati (ortoclasio, albite, anortite). La base delle argille è il caolino Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O.

La bauxite è una roccia da cui si produce l'alluminio. È costituito principalmente da ossido di alluminio idrato Al 2 O 3 nH 2 O.

Proprietà fisiche . L'alluminio è un metallo leggero bianco-argenteo che fonde a 660°C. Molto plastico, facilmente trafilabile in filo e arrotolabile in fogli: da esso si può ricavare un foglio di spessore inferiore a 0,01 mm. L'alluminio ha una conduttività termica ed elettrica molto elevata. Le sue leghe con vari metalli sono resistenti e leggere.

Proprietà chimiche. L'alluminio è un metallo molto attivo. Nella serie delle tensioni viene dopo i metalli alcalini e alcalino terrosi. Tuttavia, è abbastanza stabile nell'aria, poiché la sua superficie è ricoperta da una pellicola di ossido molto densa, che protegge il metallo dal contatto con l'aria. Se la pellicola protettiva di ossido viene rimossa dal filo di alluminio, l'alluminio inizierà a interagire vigorosamente con l'ossigeno e il vapore acqueo presenti nell'aria, trasformandosi in una massa sciolta - idrossido di alluminio:

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

Questa reazione è accompagnata dal rilascio di calore.

L'alluminio, liberato dalla pellicola protettiva di ossido, reagisce con l'acqua liberando idrogeno:

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

L'alluminio si dissolve bene negli acidi solforico e cloridrico diluiti:

2 Al + 6 HCl = 2 AlCl 3 + 3 H 2

2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2

L'acido nitrico diluito passiva l'alluminio al freddo, ma quando riscaldato l'alluminio si dissolve in esso, rilasciando monossido di azoto, emiossido di azoto, azoto libero o ammoniaca, ad esempio:

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

L'acido nitrico concentrato passiva l'alluminio.

Poiché l'ossido di alluminio e l'idrossido sono anfoteri

proprietà, l'alluminio si dissolve facilmente in soluzioni acquose di tutti gli alcali, ad eccezione dell'idrossido di ammonio:

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

L'alluminio in polvere interagisce facilmente con alogeni, ossigeno e tutti i non metalli. Per innescare le reazioni è necessario il riscaldamento, poi esse procedono molto intensamente e sono accompagnate dal rilascio di una grande quantità di calore:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (bromuro di alluminio)

4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (ossido di alluminio)

2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (solfuro di alluminio)

2 Al + N 2 = 2 AlN (nitruro di alluminio)

4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (carburo di alluminio)

Il solfuro di alluminio può esistere solo in forma solida. In soluzioni acquose subisce idrolisi completa con formazione di idrossido di alluminio e idrogeno solforato:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

L'alluminio rimuove facilmente l'ossigeno e gli alogeni dagli ossidi e dai sali di altri metalli. La reazione è accompagnata dal rilascio di una grande quantità di calore:

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

Il processo di riduzione dei metalli dai loro ossidi con l'alluminio è chiamato alluminotermia. L'alluminotermia viene utilizzata nella produzione di alcuni metalli rari che formano un forte legame con l'ossigeno (niobio, tantalio, molibdeno, tungsteno, ecc.), nonché per la saldatura delle rotaie. Se si utilizza una miccia speciale per dare fuoco a una miscela di polvere fine di alluminio e minerale di ferro magnetico Fe 3 O 4 (termite), la reazione procede spontaneamente con il riscaldamento della miscela fino a 3500 °C. Il ferro a questa temperatura è allo stato fuso.

Ricevuta. L'alluminio è stato ottenuto per la prima volta mediante riduzione dal cloruro di alluminio con sodio metallico:

AlCl3 + 3 Na = 3 NaCl + Al

Attualmente si ottiene per elettrolisi dei sali fusi in bagni elettrolitici (Fig. 46). L'elettrolita è una massa fusa contenente 85-90% criolite - sale complesso 3NaF·AlF 3 (o Na 3 AlF 6) e 10-15% allumina - ossido di alluminio Al 2 O 3. Questa miscela fonde ad una temperatura di circa 1000 °C.

Quando disciolta nella criolite fusa, l'allumina si comporta come un sale di alluminio e acido di alluminio e si dissocia in cationi di alluminio e anioni del residuo acido dell'acido di alluminio:

AlAlO 3  Al 3  + AlO 3 3 

La criolite si dissocia anche:

Na 3 AlF 6  3 Na  + AlF 6 3 

Quando una corrente elettrica viene fatta passare attraverso la massa fusa, i cationi di alluminio e sodio si spostano verso il catodo, il corpo in grafite del bagno, rivestito sul fondo con uno strato di alluminio fuso ottenuto durante il processo di elettrolisi. Poiché l'alluminio è meno reattivo del sodio, viene ridotto per primo. L'alluminio ridotto allo stato fuso viene raccolto sul fondo della vasca, da dove viene periodicamente rimosso.

Gli anioni AlO 3 3  e AlF 6 3  si muovono verso l'anodo: barre o pezzi grezzi di grafite. All'anodo viene prima scaricato l'anione AlO 3 3 

4 AlO 3 3   12 e  = 2 Al 2 O 3 + 3 O 2

Il consumo di allumina viene costantemente reintegrato. La quantità di criolite praticamente non cambia, si verificano solo piccole perdite dovute alla formazione di tetrafluoruro di carbonio CF 4 sull'anodo.

La produzione elettrolitica dell’alluminio richiede grandi quantità di elettricità (per produrre 1 tonnellata di alluminio vengono consumati circa 20.000 kWh di elettricità), quindi le fonderie di alluminio vengono costruite vicino alle centrali elettriche.

Applicazione. L'alluminio è ampiamente utilizzato. Viene utilizzato per realizzare fogli utilizzati nell'ingegneria radiofonica e per l'imballaggio di prodotti alimentari. I prodotti in acciaio e ghisa sono rivestiti di alluminio per proteggerli dalla corrosione: i prodotti vengono riscaldati a 1000 °C in una miscela di polvere di alluminio (49%), ossido di alluminio (49%) e cloruro di alluminio (2%). Questo processo è chiamato alluminizzazione.

I prodotti alluminizzati possono resistere al riscaldamento fino a 1000°C senza corrodersi. Le leghe di alluminio, caratterizzate da grande leggerezza e resistenza, vengono utilizzate nella produzione di scambiatori di calore, nella costruzione di aerei e nell'ingegneria meccanica.

Ossido di alluminio Al 2 O 3 . È una sostanza bianca con punto di fusione di 2050 °C. In natura l'ossido di alluminio si presenta sotto forma di corindone e allumina. A volte si trovano cristalli di corindone trasparenti di bella forma e colore. Il corindone colorato in rosso dai composti del cromo è chiamato rubino, mentre il corindone colorato in rosso dai composti del titanio e del ferro è chiamato zaffiro. Rubino e zaffiro lo sono pietre preziose. Attualmente si ottengono abbastanza facilmente artificialmente.

L'ossido di alluminio ha proprietà anfotere, ma è insolubile in acqua, acidi e alcali. Quando viene bollito in una soluzione alcalina concentrata, entra in soluzione solo parzialmente. L'ossido di alluminio viene convertito in uno stato solubile mediante fusione con alcali o pirosolfato di potassio:

AI2O3 + 2KOH = 2 KAlO2 + H2O

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

Le leghe risultanti si dissolvono in acqua. Quando l'ossido di alluminio viene fuso con potassa o soda, alluminati, che si sciolgono facilmente in acqua:

Al2O3 + K2CO3 = 2 KAlO2 + CO2

Il corindone naturale è una sostanza molto dura. Viene utilizzato per realizzare mole smerigliatrici e polveri abrasive. Il rubino viene utilizzato per realizzare boccole per orologi e altri meccanismi di precisione.

L'allumina viene utilizzata come materia prima per la produzione di alluminio. L'ossido di alluminio disidratato funge da adsorbente per la purificazione e la separazione di sostanze organiche mediante cromatografia.

Idrossido di alluminio Al(OH) 3 . È una sostanza bianca che, scaldandosi, perde acqua trasformandosi in ossido di alluminio. L'idrossido di alluminio ha proprietà anfotere. L'idrossido appena precipitato è facilmente solubile in acidi e alcali (eccetto l'idrossido di ammonio):

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

Al(OH)3 + 3 KOH = K3 [Al(OH)6]

L'idrossido di alluminio è una base debole e un acido ancora più debole, quindi i sali di alluminio sono in soluzione solo in presenza di un eccesso di acido e gli alluminati solo in presenza di un eccesso di alcali. Quando le soluzioni vengono diluite con acqua, questi composti sono altamente idrolizzati.

L'idrossido di alluminio essiccato, che ha perso parte della sua acqua, non si dissolve né negli acidi né negli alcali e quindi assomiglia all'ossido di alluminio.

L'idrossido di alluminio ha la capacità di assorbire varie sostanze, quindi viene utilizzato nella purificazione dell'acqua.

Capitolo XII. SECONDO GRUPPO PERIODICO

SISTEMI DI ELEMENTI

85. Caratteristiche generali degli elementi del gruppo II

Il gruppo II della tavola periodica degli elementi comprende il berillio, i metalli alcalino terrosi: magnesio, calcio, stronzio, bario e radio (sottogruppo principale) e il sottogruppo zinco: zinco, cadmio, ryuti (sottogruppo laterale). I metalli alcalino terrosi devono il loro nome al fatto che i loro ossidi (terre) quando disciolti in acqua formano soluzioni alcaline.

A livello elettronico esterno degli elementi dei sottogruppi principale e laterale ci sono due elettroni (s 2), che donano formando composti con uno stato di ossidazione +2.

Tutti gli elementi del gruppo II sono caratterizzati da un punto di fusione relativamente basso e da un'elevata volatilità. Negli elementi alcalino-terrosi, la solubilità degli idrossidi aumenta dal magnesio al bario: l'idrossido di magnesio è quasi insolubile in acqua, l'idrossido di calcio è leggermente solubile e l'idrossido di bario è altamente solubile. La solubilità di molti sali diminuisce dal magnesio al radio. Pertanto, il solfato di magnesio è altamente solubile in acqua, il solfato di calcio è scarsamente solubile e i solfati di stronzio, bario e radio sono praticamente insolubili. La bassa solubilità del solfato di radio viene utilizzata per separare il radio dai suoi concentrati.

Nel sottogruppo dello zinco, l'anfotericità degli ossidi diminuisce dallo zinco al mercurio: l'idrossido di zinco è altamente solubile negli alcali, l'idrossido di cadmio è molto meno solubile e l'idrossido di mercurio è insolubile negli alcali. L'attività degli elementi in questo sottogruppo diminuisce con l'aumentare della massa atomica. Pertanto, lo zinco sostituisce il cadmio e il mercurio dalle soluzioni dei loro sali, e il cadmio sostituisce il mercurio.

Il berillio fu scoperto da L. N. Vauquelin nel 1798. Il suo contenuto nella crosta terrestre è del 3,8·10 - 4%. Il berillio metallico viene utilizzato per realizzare finestre per macchine a raggi X, poiché assorbe i raggi X 17 volte più deboli dell'alluminio. L'aggiunta di berillio alle leghe ne aumenta la durezza e la conduttività elettrica. I composti del berillio possono causare malattie polmonari molto gravi.

Lo stronzio fu isolato per la prima volta sotto forma di ossido da A. Crawford nel 1790 e nella sua forma pura da G. Davy nel 1808. Il suo contenuto nella crosta terrestre è dello 0,034%. Il nitrato di stronzio è utilizzato in articoli pirotecnici e il suo carbonato e ossido sono utilizzati nell'industria dello zucchero. Le esplosioni nucleari producono stronzio-90, le cui radiazioni sono molto pericolose, poiché causano malattie da radiazioni, leucemia e sarcoma osseo.

Il bario fu scoperto da K.V. Scheele nel 1774 e G. Devi nel 1808. Il suo contenuto nella crosta terrestre è dello 0,065%. Tra i composti del bario, i più utilizzati sono il suo idrossido, il perossido e alcuni sali. L'idrossido di bario e il cloruro sono utilizzati nella pratica di laboratorio, il perossido di bario - per produrre perossido di idrogeno, nitrato e clorato - nella pirotecnica, solfato di bario - nella fluoroscopia degli organi digestivi. I composti del bario sono velenosi.

Il radio fu scoperto da M. e P. Curie insieme a J. Belebn nel 1898.

Il suo contenuto nella crosta terrestre è pari all'1,10 - 20%. Il radio è naturalmente radioattivo: durante il suo decadimento radioattivo vengono rilasciate particelle α ed elettroni e si forma radon. I sali di radio vengono utilizzati per scopi di ricerca e per ottenere il radon, che ha proprietà curative.

Il cadmio fu scoperto da F. Strohmeyer nel 1817 e indipendentemente da K. Hermann, K. Karsten e W. Meissner nel 1818. Il suo contenuto nella crosta terrestre è dell'1,3·10 - 5%. Grazie alla capacità del cadmio di essere ricoperto da una pellicola protettiva di ossido, viene utilizzato come rivestimento anticorrosivo stabile. I composti del cadmio sono velenosi.

86. Magnesio

Il magnesio fu scoperto da G. Davy nel 1808.

Essere nella natura. Il contenuto di magnesio nella crosta terrestre è dell'1,87%. I suoi composti si trovano in vari minerali. Il carbonato di magnesio fa parte della dolomite CaCO 3 MgCO 3 e della magnetite MgCO 3, il cloruro fa parte della carnallite KCl MgCl 2 6H 2 O, il solfato di magnesio fa parte della kainite KCl MgSO 4 6H 2 O. Una quantità significativa di sali di magnesio si trova nell'acqua di mare , dandogli un sapore amaro.

Proprietà fisiche. Il magnesio è un metallo bianco-argenteo con densità di 1,74 g/cm 3, fonde a 651 °C, bolle a 1110 °C. Al freddo, il magnesio è ricoperto da una pellicola di ossido, che lo protegge da un'ulteriore ossidazione da parte dell'ossigeno atmosferico.

Proprietà chimiche. Il magnesio è un metallo attivo. Se la pellicola di ossido sulla sua superficie viene distrutta, viene facilmente ossidata dall'ossigeno atmosferico. Quando riscaldato, il magnesio interagisce energeticamente con alogeni, zolfo, azoto, fosforo, carbonio, silicio e altri elementi:

2 Mg + O 2 = 2 MgO (ossido di magnesio)

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

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

3 Mg + 2 P = Mg 3 P 2 (fosfuro di magnesio)

2 Mg + Si = Mg 2 Si (silicidio di magnesio)

Il magnesio non si dissolve nell'acqua, ma una volta riscaldato interagisce abbastanza attivamente con il vapore acqueo:

Mg + H2O = MgO + H2

Il magnesio rimuove facilmente l'ossigeno e gli alogeni da molti metalli, quindi viene utilizzato per ottenere metalli rari dai loro composti:

3Mg + MoO3 = 3 MgO + Mo

2Мg + ZrСl 4 = 2 МgСl 2 + Zr

Brucia in un'atmosfera di anidride carbonica:

Mg + CO2 = MgO + CO

2 Mg + CO2 = 2 MgO + C

ed è altamente solubile negli acidi:

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2

4 Mg + 10 HNO3 = 4 Mg(NO3)2 + N2O + 5 H2O

Ricevuta. Il magnesio si ottiene mediante elettrolisi di sali fusi. L'elettrolita è pura carnallite disidratata, l'anodo è un'asta di grafite e il catodo è di ferro. Il liquido magico risultante galleggia in superficie e viene raccolto con delle palette. Durante l'elettrolisi, all'elettrolita viene aggiunto cloruro di magnesio. Recentemente il magnesio è stato ottenuto anche riducendolo dall'ossido con carburo di calcio, carbonio amorfo o silicio. Il processo di riduzione con carburo avviene ad una temperatura di 1200, con carbonio a 2000 e con silicio a 1200–1300 °C. Per evitare l'interazione tra magnesio metallico e SiO 2 formato durante la reazione, nella reazione non viene introdotto MgO, ma dolomite cotta, una miscela di ossidi di calcio e magnesio:

MgO + CaC2 = CaO + Mg + 2C (1200 C)

MgO + C = Mg + CO (2000 C)

2 MgO + CaO + Si = CaSiO 3 + 2 Mg (12001300 С)

Applicazione. Il magnesio viene utilizzato per produrre molte leghe leggere, in particolare il duralluminio. L'aggiunta di magnesio alla ghisa migliora le proprietà meccaniche di quest'ultima. Il magnesio viene utilizzato come agente riducente nella produzione di metalli rari (Nb, Ta, Mo, W, Tl, Zr, Hf, ecc.) e di alcuni non metalli (ad esempio Si).

Ossido di magnesio MgO. Sostanza bianca, finemente cristallina, insolubile in acqua. Fonde ad una temperatura di 2800 °C. Ha proprietà di base. Solubile in acidi:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

quando riscaldato, reagisce con gli ossidi acidi:

MgO + SiO2 = MgSO4

In laboratorio, l'ossido di magnesio può essere ottenuto bruciando il magnesio metallico o calcinando il suo idrossido:

Mg(OH)2 = MgO + H2O

Nell'industria, MgO si ottiene mediante decomposizione termica del carbonato di magnesio:

MgCO3 = MgO + CO2

La maggior parte dell'ossido di magnesio viene consumata dall'industria edile per la produzione di cemento di magnesite e refrattari di magnesite.

Idrossido di magnesio Mg(OH) 2 . Una sostanza bianca, insolubile in acqua, ma facilmente solubile negli acidi:

Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2H2O

Quando l'anidride carbonica viene fatta passare attraverso una sospensione di idrossido di magnesio, quest'ultimo si dissolve per formare bicarbonato di magnesio:

Mg(OH)2 + CO2 = MgCO3 + H2O

MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2

L'idrossido di magnesio si ottiene dall'azione di alcali o ammoniaca su soluzioni di sali di magnesio:

MgCl2 + 2 KOH = Mg(OH)2 + 2 KCl

MgCl2 + 2 NH 4 OH = Mg(OH) 2 + 2 NH 4 Cl

Se si aggiungono sali di ammonio a una soluzione contenente idrossido di magnesio insolubile, il precipitato si dissolve. Ciò è spiegato dal fatto che gli ioni ammonio legano gli ioni ossidrile (si forma idrossido di ammonio leggermente dissociato):

Mg(OH)2 + 2 NH 4  = Mg 2  + 2 NH 4 OH

In questo modo il magnesio può essere mantenuto disciolto nell'ammoniaca. Questa soluzione è chiamata miscela di magnesio e viene utilizzata per la determinazione qualitativa e quantitativa degli ioni dell'acido fosforico:

MgCl 2 + 3 NH 4 OH + H 3 PO 4 = MgNH 4 PO 4 + 2 NH 4 Cl + 3 H 2 O

Nitrato, cloruro, solfato, perclorato, acetato di magnesio e sali acidi degli acidi polibasici sono altamente solubili in acqua. Altri sali di magnesio sono scarsamente solubili in acqua.

87. Calcio

I sali di calcio sono noti all'uomo da molto tempo, ma questo metallo fu ottenuto allo stato libero dal chimico inglese G. Davy solo nel 1808.

Essere nella natura. Il contenuto di calcio nella crosta terrestre è del 3,3%. I suoi composti più comuni sono la calcite minerale CaCO 3 (il componente principale di calcare, gesso e marmo) e una varietà trasparente di calcite: lo spato islandese. Il carbonato di calcio fa anche parte del minerale dolomite CaCO 3 ·MgCO 3 . I depositi di solfato di calcio si trovano spesso sotto forma di gesso minerale CaSO 4 2H 2 O, fosfato di calcio - sotto forma di minerali fosforite Ca 3 (PO 4) 2 e apatite 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (o Ca 5 (PO 4) 3 F), fluoruro di calcio - sotto forma di minerale fluorite CaF 2 e nitrato di calcio - sotto forma di calcio, o nitrato norvegese Ca(NO 3) 2. Il calcio è presente anche in molti alluminosilicati, in particolare nei feldspati.

Proprietà fisiche. Il calcio è un metallo malleabile di colore bianco-argenteo che fonde ad una temperatura di 850°C e bolle a 1482°C. È molto più duro dei metalli alcalini.

Proprietà chimiche. Il calcio è un metallo attivo. Pertanto, in condizioni normali interagisce facilmente con l'ossigeno atmosferico e gli alogeni:

2 Ca + O 2 = 2 CaO (ossido di calcio)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (bromuro di calcio)

Il calcio reagisce con idrogeno, azoto, zolfo, fosforo, carbonio e altri non metalli quando riscaldato:

Ca + H 2 = CaH 2 (idruro di calcio)

3 Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (nitruro di calcio)

Ca + S = CaS (solfuro di calcio)

3 Ca + 2 P = Ca 3 P 2 (fosfuro di calcio)

Ca + 2 C = CaC 2 (carburo di calcio)

Il calcio reagisce lentamente con l'acqua fredda, ma con l'acqua di senape reagisce molto vigorosamente:

Ca + 2 H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2

Il calcio può rimuovere ossigeno o alogeni da ossidi e alogenuri di metalli meno attivi, cioè ha proprietà riducenti:

5 Ca + Nb 2 O 5 = CaO + 2 Nb

5 Ca + 2 NbCl 5 = 5 CaCl 2 + 2 Nb

Ricevuta. Il calcio metallico si ottiene per elettrolisi dei suoi sali fusi. L'elettrolita è una miscela fusa di CaCl 2 e CaF 2 in un rapporto di 3: 1 in peso. Viene aggiunto fluoruro di calcio per abbassare il punto di fusione della miscela. Applicazione. Il calcio viene utilizzato in metallurgia per purificare la ghisa e l'acciaio dagli ossidi, nonché nella produzione di molti metalli rari (Tl, Zg, Hf, Nb, Ta, ecc.) come riduttore di questi metalli dai loro ossidi e cloruri. Una lega di calcio e piombo viene utilizzata per realizzare cuscinetti e guaine per cavi.

Ossido di calcio CaO. Sostanza bianca che fonde ad una temperatura di circa 3000 °C, con spiccate proprietà basiche. Reagisce bene con acqua, acidi e ossidi acidi:

CaO+H2O = Ca(OH)2

CaO+2HCl = CaCl2 + H2O

CaO + CO2 = CaCO3

In condizioni di laboratorio, l'ossido di calcio può essere ottenuto dall'ossidazione del calcio, nonché dalla decomposizione termica del suo carbonato. Nell'industria, il CaO si ottiene bruciando il calcare in forni a tino o a tubi rotanti a 1000–1100 ° C. Ecco perché è anche chiamato bruciato O calce viva.

L'ossido di calcio viene utilizzato nell'industria dei materiali da costruzione come materiale legante.

Idrossido di calcio Ca(OH) 2 . Sostanza solida bianca, scarsamente solubile in acqua (1,56 g di Ca(OH) 2 si sciolgono in 1 litro di acqua a 20 °C). Quando l'ossido di calcio viene trattato con acqua calda, si ottiene idrossido di calcio finemente frantumato - soffice. Una soluzione acquosa satura di Ca(OH)2 è chiamata acqua di calce. Nell'aria diventa torbido a causa dell'interazione con l'anidride carbonica e della formazione di carbonato di calcio.

L'idrossido di calcio è un alcali. Reagisce facilmente con acidi, ossidi acidi e sali:

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

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

Il processo di interazione dell'ossido di calcio con l'acqua è chiamato quenching. La calce idrata mescolata con sabbia e acqua forma una malta di calce utilizzata in edilizia: per il fissaggio dei mattoni durante la posa dei muri, per l'intonacatura, ecc. Nell'aria, la calce idrata assorbe l'anidride carbonica e si trasforma in carbonato di calcio.

Lo zinco nelle leghe è conosciuto fin dall'antichità. Nella sua forma più pura

fu ricevuto solo alla fine del XVIII secolo.

Essere nella natura. Il contenuto di zinco nella crosta terrestre è dell'8,3·10 - 3%. Le sue connessioni sono abbastanza diffuse. Il minerale più comune è la blenda di zinco ZnS, meno comunemente - galmei ZnCO 3, minerale siliceo di zinco Zn 2 SiO 4 ·H 2 O, spinello di zinco ZnO ·Al 2 O 3 e minerale di zinco rosso, o zincite, ZnO.

Proprietà fisiche. Lo zinco è un metallo bianco-bluastro con una lucentezza metallica. Nell'aria, la sua superficie si ricopre di una pellicola di ossido e diventa opaca. Lo zinco fonde a 419,5°C e bolle a 913°C. La densità dello zinco solido colato è 7,13 g/cm 3, la densità dello zinco laminato è leggermente superiore. Al punto di fusione, la densità dello zinco è 6,92 g/cm 3 . Al freddo lo zinco è piuttosto fragile, ma a temperature di 100–150 °C può essere facilmente laminato e trafilato. Forma facilmente leghe con altri metalli.

Proprietà chimiche. Lo zinco è un metallo abbastanza attivo. Interagisce facilmente con ossigeno, alogeni, zolfo e fosforo:

2 Zn + O 2 = 2 ZnO (ossido di zinco)

Zn + Сl 2 = ZnСl 2 (cloruro di zinco)

Zn + S = ZnS (solfuro di zinco)

3 Zn + 2 P = Zn 3 P 2 (fosfuro di zinco)

Quando riscaldato, reagisce con l'ammoniaca, provocando la formazione di nitruro di zinco:

3 Zn + 2 NÅ 3 = Zn 2 N 3 + 3 NÅ 2

e anche con acqua:

Zn + H2O = ZnO + H2

e idrogeno solforato:

Zn + H2S = ZnS + H2

Il solfuro formato sulla superficie dello zinco lo protegge da ulteriori interazioni con l'idrogeno solforato.

Lo zinco è altamente solubile in acidi e alcali:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

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

Zn + 2 KOH + 2 H 2 O = K 2 + H 2

A differenza dell'alluminio, lo zinco si dissolve in una soluzione acquosa di ammoniaca, poiché forma ammoniaca altamente solubile:

Zn + 4 NH 4 OH = (OH) 2 + H 2 + 2 H 2 O

Lo zinco sposta i metalli meno attivi dalle soluzioni dei loro sali.

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu

СdSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Сd

Ricevuta. Lo zinco si ottiene in due modi: pirometallurgico e idrometallurgico. In entrambi i metodi, il minerale di zinco viene arrostito per convertire il solfuro di zinco in ossido:

2 ZnS + 3 O 2 = 2 ZnO + 2 SO 2

ZnCO3 = ZnO + CO2

L'anidride solforosa rilasciata viene utilizzata nella produzione di acido solforico. Quando si ottiene lo zinco utilizzando un processo pirometallurgico, la cenere di zinco risultante (un prodotto della tostatura del minerale di zinco) viene miscelata con coke e riscaldata a 1100–1200 °C. Lo zinco viene ridotto:

ZnO + C = Zn + CO

e a 913 "C viene distillato.

Per ottenere lo zinco utilizzando un metodo idrometallurgico, la cenere di zinco viene sciolta in acido solforico, le impurità vengono separate e lo zinco viene isolato mediante elettrolisi di una soluzione di solfato (l'alluminio è il catodo e il piombo è l'anodo).

Applicazione. Lo zinco viene utilizzato per la galvanizzazione del ferro per proteggerlo dalla corrosione (lamiera di zinco) e per la fabbricazione di celle galvaniche. La polvere di zinco viene utilizzata come agente riducente nei processi chimici. Lo zinco è un componente di molte leghe.

Ossido di zinco ZnO. Polvere bianca. Fonde ad una temperatura di circa 2000 °C. Scarsamente solubile in acqua. Ha proprietà anfotere. Si dissolve facilmente sia negli acidi che negli alcali, formando sali di zinco:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

ZnO + 2 KOH + 2 H 2 O = K 2

Quando fuso, interagisce con gli ossidi basici e acidi:

ZnO + CaO = CaZnO2

ZnO+SiO2 = ZnSiO3

L'ossido di zinco è utilizzato come catalizzatore in molti processi chimici. Fa parte anche del bianco di zinco.

Idrossido di zinco Zn(OH) 2 . Ha proprietà anfotere, si dissolve facilmente in acidi e alcali:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2KOH = K2

Si dissolve facilmente anche nell'ammoniaca: si forma zinco-ammoniaca:

Zn(OH)2 + 4 NH4OH = (OH)2 + 4H2O

L'idrossido di zinco si forma quando il sale di zinco viene trattato con alcali (ma non ammoniaca) o zincato con acido:

ZnSO4 + 2 KOH = K2SO4 + Zn(OH)2

K2 + H2SO4 = K2SO4 + Zn(OH)2 + 2 H2O

Sali di zinco. Il cloruro di zinco ZпCl 2 si ottiene sciogliendo lo zinco o il suo ossido in acido cloridrico. È molto solubile in acqua (si dissolve nell'aria). Una soluzione di cloruro di zinco in acido cloridrico viene utilizzata per trattare la superficie metallica durante la saldatura (incisione). Il cloruro di zinco forma l'acido complesso H 2 ZnCl 4 con acido cloridrico, che dissolve gli ossidi metallici, ma non i metalli. Il cloruro di inchiostro è usato in medicina come antisettico.

Solfuro di zinco ZnS. Polvere giallo pallido, scarsamente solubile in acqua. Fonde a 1800-1900°C sotto pressione (sublima a 1180°C). Si dissolve facilmente negli acidi:

ZnS + 2 HCl = ZnCl 2, + H 2 S

Fa parte del litopone, una vernice minerale ottenuta mescolando solfuro di bario con solfato di zinco:

BaS + ZnSO4 = BaSO4 + ZnS

Il litonone è molto più economico del bianco di piombo, ma meno stabile alla luce. Se esposto ai raggi ultravioletti e radioattivi, il solfuro di zinco si illumina. Pertanto, viene utilizzato come fosforo nei tubi a raggi catodici. Il solfuro di zinco finemente macinato (vernice grigia al solfuro di zinco) viene utilizzato per il rivestimento di strutture metalliche di ponti e parti di macchine.

Il solfato di zinco ZnSO 4 è usato in medicina come antisettico.

89. Mercurio

Mercurio era noto agli antichi greci.

Essere nella natura. Il suo contenuto nella crosta terrestre è

8,3·10  6%. Il mercurio nativo si presenta come inclusioni nelle rocce. Si trova anche il solfuro di mercurio HgS, chiamato cinabro.

Proprietà fisiche. Il mercurio è un metallo liquido bianco-argenteo, solidifica a -38,84°C, bolle a 356,95°C. Allo stato solido presenta buona malleabilità ed elasticità. Molti metalli si dissolvono nel mercurio formando amalgame. In essi i metalli si comportano come allo stato libero, ma diventano meno attivi (la formazione di un amalgama riduce l'attività allo stesso modo della diluizione). Il vapore di mercurio è molto velenoso. Il mercurio non viene escreto dal corpo umano.

Proprietà chimiche. Il mercurio è un metallo poco reattivo. Interagisce con l'ossigeno solo quando riscaldato:

2Hg + O2 = 2HgO

Il mercurio reagisce con il cloro al freddo, formando cloruro mercurico o sublimato:

Hg + Cl2 = HgCl2

Il mercurio interagisce facilmente con lo zolfo in polvere, formando un composto molto forte: il solfuro di mercurio:

Questa reazione viene utilizzata per legare il mercurio fuoriuscito: il luogo in cui si sospetta la fuoriuscita di mercurio viene cosparso di polvere di zolfo.

Il mercurio non si dissolve nell'acqua e negli alcali. Si dissolve in acidi ossidanti; in acido solforico concentrato quando riscaldato e in acido nitrico quando freddo. A seconda della quantità di mercurio, si formano sali di mercurio nello stato di ossidazione +1 e +2:

Hg + 2 H 2 SO 4 = HgSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

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

Íg + Íg(NO 3) 2 = Íg 2 (NO 3) 2

Il mercurio (II) nel cloruro di HgCl 2 viene ridotto dal mercurio metallico a mercurio (I):

НgСl 2 + Нg = Нg 2 Сl 2 (calomelano)

Ricevuta. Il mercurio si ottiene dal cinabro calcinandolo all'aria o riscaldandolo con ossido di ferro o di calcio:

HgS + O2 = Hg + SO2

ÍgS + Fe = Íg + FeS

4 HgS + 4 CaO = 4 Hg + 3 CaS + CaSO 4

Il mercurio viene facilmente distillato.

Applicazione. Il mercurio metallico viene utilizzato in vari dispositivi, come regolatori di pressione, lampade al quarzo, termometri, pompe per vuoto a diffusione, ecc. Viene anche utilizzato per produrre vernici, fulminato di mercurio, unguenti al mercurio contro le malattie della pelle. Gli amalgami di mercurio sono usati come agenti riducenti. Quantità significative di mercurio vengono utilizzate nell'industria elettrochimica (catodi di mercurio) e nella polarografia.

Ossido di mercurio HgO. La sostanza è gialla o rossa. Quando riscaldato, si decompone facilmente in ossigeno e mercurio. L'ossido di mercurio ha solo proprietà di base. Può dissolversi in acidi con i quali il mercurio forma sali facilmente solubili:

HgO+2HCl = HgCl2 + H2O

HgO + 2HNO3 = Hg(NO3)2 + H2O

L'ossido di mercurio non si dissolve in acqua e, quando gli alcali agiscono su soluzioni di sali di mercurio (II), precipita:

HgCl2 + 2 KOH = 2 KCl + HgO + H2O

Hg(NO3) 2 + 2 KOH = 2 KNO3 + HgO + H2O

Nei composti del mercurio con uno stato di ossidazione +1, due atomi di mercurio sono collegati tra loro da un legame covalente. Quando gli alcali agiscono sui sali di mercurio (I), il mercurio metallico e l'ossido di mercurio (II) precipitano:

Hg(NO3) 2 + 2 KOH = 2 KNO3 + HgO + Hg + H2O

I sali di mercurio sono utilizzati principalmente come catalizzatori per molti processi chimici. Pertanto, l'HgCl 2 mercurico catalizza la reazione di idroclorurazione dell'acetilene:

HCCH + HCl -- H 3 C = CHCl

Solfato di mercurio НgSO 4 utilizzato come catalizzatore per l'idratazione dell'acetilene secondo la reazione di Kucherov:

HCCH + H 2 O -- CH 3 CHO

Il calomelano Hg 2 Cl 2 scarsamente solubile viene utilizzato nella produzione di elettrodi standard per strumenti elettrometrici.

Tabella 19 - Caratteristiche degli elementi 3Ап/gruppo

L'alluminio è nel sottogruppo principale del Gruppo III della tavola periodica. Gli atomi degli elementi del sottogruppo nello stato fondamentale hanno la seguente struttura del guscio elettronico esterno: ns 2 np 1. Al livello energetico esterno degli atomi ci sono orbitali p liberi, che consentono agli atomi di entrare in uno stato eccitato. Nello stato eccitato, gli atomi di questi elementi formano tre legami covalenti o rinunciano completamente a tre elettroni di valenza, mostrando uno stato di ossidazione +3.

L'alluminio è il metallo più abbondante sulla Terra: la sua frazione di massa nella crosta terrestre è dell'8,8%. La maggior parte dell'alluminio naturale fa parte degli alluminosilicati, sostanze i cui componenti principali sono gli ossidi di silicio e di alluminio. Gli alluminosilicati si trovano in molte rocce e argille.

Proprietà: Al è un metallo bianco-argenteo, è un metallo fusibile e leggero. Ha elevata duttilità, buona conduttività elettrica e termica. L'Al è un metallo reattivo. Tuttavia, la sua attività in condizioni normali è alquanto ridotta a causa della presenza di un sottile film di ossido che si forma sulla superficie del metallo quando entra in contatto con l'aria.

1. Interazione con non metalli. In condizioni normali, l'alluminio reagisce con cloro e bromo:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

Quando riscaldato, l'alluminio reagisce con molti non metalli:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2Al + 3I2 = 2AlI3

2Al + N2 = 2AlN

4Al+3C = Al4C3

2. Interazione con l'acqua. Grazie alla pellicola protettiva di ossido sulla superficie, l'alluminio è resistente all'acqua. Tuttavia, quando questa pellicola viene rimossa, si verifica una vigorosa interazione:

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

2. Interazione con acidi. L'alluminio reagisce con l'acido cloridrico e solforico diluito:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H2 SO4 = Al2 (SO4) 3 + 3H2

Azoto e concentrato acido solforico passiva l'alluminio: sotto l'azione di questi acidi aumenta lo spessore della pellicola protettiva sul metallo e non si dissolve.

4. Interazione con gli alcali. L'alluminio reagisce con soluzioni alcaline per rilasciare idrogeno e formare un sale complesso:

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

5. Riduzione degli ossidi metallici. L'alluminio è un buon agente riducente per molti ossidi metallici:

2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe

Ossido e idrossido di alluminio. L'ossido di alluminio, o allumina, Al 2 O 3 è una polvere bianca. L'ossido di alluminio può essere prodotto bruciando metallo o calcinando l'idrossido di alluminio:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

L'ossido di alluminio è praticamente insolubile in acqua. L'idrossido Al(OH) 3 corrispondente a questo ossido si ottiene per l'azione dell'idrossido di ammonio o di soluzioni di alcali, assunti in carenza, su soluzioni di sali di alluminio:

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

L'ossido e l'idrossido di questo metallo sono anfoteri, cioè presentano proprietà sia basiche che acide.

Proprietà di base:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 6H2O

Proprietà dell'acido:

Al2O3 + 6KOH + 3H2O = 2K3

2Al(OH)3 + 6KOH = K3

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

Produzione. L'alluminio è prodotto con il metodo elettrolitico. Non può essere isolato da soluzioni acquose di sali, perché è un metallo molto attivo. Pertanto, il principale metodo industriale per produrre alluminio metallico è l'elettrolisi di una fusione contenente ossido di alluminio e criolite.

Applicazione. L'alluminio è ampiamente utilizzato nell'industria e si colloca al secondo posto in termini di volume di produzione dopo il ferro. La maggior parte dell'alluminio viene utilizzata per produrre leghe:

Il duralluminio è una lega di alluminio contenente rame e piccole quantità di magnesio, manganese e altri componenti. I duralluminio sono leghe leggere, durevoli e resistenti alla corrosione. Utilizzato nell'ingegneria aeronautica e meccanica.

Magnalin è una lega di alluminio e magnesio. Utilizzato nell'ingegneria aeronautica e meccanica, nell'edilizia. È resistente alla corrosione dell'acqua di mare, motivo per cui viene utilizzato nella costruzione navale.

Il silumin è una lega di alluminio contenente silicio. Buono per il casting. Questa lega viene utilizzata nell'industria automobilistica, aeronautica e meccanica e nella produzione di strumenti di precisione.

L'alluminio è un metallo duttile, quindi da esso viene ricavato un foglio sottile, utilizzato nella produzione di prodotti di ingegneria radiofonica e per l'imballaggio di merci. I fili e le vernici argentate sono realizzati in alluminio.

Compiti con un focus professionale

1. Per sbucciare gli ortaggi a radice dopo il lavaggio, scottarli con una soluzione bollente di carbonato di sodio (W = 4%). Se c'è un eccesso di acido cloridrico nel succo gastrico, agli animali viene somministrata una soluzione di bicarbonato di sodio. Scrivi le formule di queste sostanze. Nomina altre aree di applicazione dei sali di sodio e potassio nella pratica agricola e nella vita di tutti i giorni.

2. Lo ioduro di potassio è ampiamente utilizzato per nutrire gli animali con oligoelementi e per rimuovere i fiori in eccesso sui meli. Scrivi un'equazione per la reazione per produrre ioduro di potassio, indica l'agente ossidante e l'agente riducente.

3. Perché si consiglia di conservare la cenere di legno (la cenere contiene ioni di potassio K + e carbonato – ioni CO 3 2-), utilizzata per fertilizzare i campi, all'interno o sotto una tettoia? Scrivi le equazioni per le reazioni che si verificano quando la cenere viene inumidita.

4. Troppa acidità nel terreno ha un effetto dannoso sulla pianta. In questo caso è necessario calcinare il terreno. L'aggiunta di calcare CaCO 3 al terreno riduce l'acidità. Scrivi l'equazione della reazione che si verifica in questo caso.

5. L'acidità del suolo non cambia con l'aggiunta di perfosfato. Tuttavia, l'acidità del perfosfato contenente acido fosforico in eccesso è dannosa per le piante. Per neutralizzarlo viene aggiunto CaCO 3. È impossibile aggiungere Ca(OH) 2, perché il superfosfato si trasformerà in un composto difficile da assimilare per le piante. Scrivi le equazioni per le reazioni corrispondenti.

6. Per controllare i parassiti di cereali, frutta e verdura, il cloro viene utilizzato in ragione di 35 g per 1 m 3 di stanza. Calcolare la massa di cloruro di sodio sufficiente per trattare 300 m 3 di ambiente con cloro ottenuto per elettrolisi di un sale fuso.

7. Per ogni 100 centesimi di raccolto di radici e cime di barbabietola da zucchero, vengono rimossi dal terreno circa 70 kg di ossido di potassio. Quale massa di silvinite KCl NaCl contenente cloruro di potassio con una frazione di massa di 0,56 può compensare queste perdite?

8. Per nutrire le patate, utilizzare una soluzione di cloruro di potassio con una frazione di massa di 0,04. Calcolare la massa di fertilizzante potassico (KCl) necessaria per ottenere 20 kg di tale soluzione.

9. Quando si prepara una soluzione nutritiva per nutrire le piante, assumere 1 g KNO 3, 1 g MgSO 4, 1 g KN 2 PO 4, 1 g Ca(NO 3) 2 per 400 ml di acqua. Calcolare la frazione di massa (in%) di ciascuna sostanza nella soluzione risultante.

10. Per preservare il grano bagnato dalla decomposizione, viene trattato con sodio idrogeno solfato NaHSO 4. Calcolare la massa di sodio idrogeno solfato, che si ottiene facendo reagire 120 g di idrossido di sodio con una soluzione di acido solforico.

11. Quale fertilizzante contiene più potassio: nitrato di potassio (KNO 3), potassio (K 2 CO 3) o cloruro di potassio (KCl)?

12. La calciocianammide viene utilizzata per la defogliazione pre-raccolta del cotone durante la raccolta meccanica. Trova la formula di questo composto, sapendo che le frazioni di massa di calcio, carbonio e azoto sono rispettivamente 0,5; 0,15; 0,35.

13. Analizzando la cenere di legno utilizzata nell'allevamento come mangime per il bestiame, si è riscontrato che la cenere del peso di 70 g contiene 18,4 g di calcio, 0,07 g di fosforo e 2,3 g di sodio. Calcolare la frazione di massa (in %) di ciascun elemento nel fertilizzante specificato.

14. Quanto calcare contenente il 90% di carbonato di calcio deve essere applicato su 30 ettari se la calcinazione viene effettuata al ritmo di 4 tonnellate di CaO per ettaro.

15. Sono presenti: a) nitrato di ammonio puro, b) silvinite tecnica contenente il 33% di potassio. Miscelando questi materiali è necessario ottenere una tonnellata di fertilizzante azoto-potassico contenente il 15% di azoto. Quali quantità di entrambi i materiali dovrebbero essere miscelati e quale percentuale di potassio conterrà tale miscela?

4.9 Sezione: Principali metalli di transizione

Scopo: studiare le proprietà dei metalli dei sottogruppi laterali e dei loro composti

I metalli di transizione sono elementi dei sottogruppi secondari della tavola periodica.

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Il gruppo 14 comprende C, Si, Ge, Sn, Pb (Tabelle 1 e 2). Come gli elementi del sottogruppo 3A, questi sono elementi p con una configurazione elettronica simile del guscio esterno - s 2 p 2. Man mano che si scende nel gruppo, il raggio atomico aumenta, indebolendo i legami tra gli atomi. A causa della crescente delocalizzazione degli elettroni dei gusci atomici esterni, la conduttività elettrica aumenta nella stessa direzione, quindi le proprietà degli elementi cambiano da non metallici a metallici. Il carbonio (C) sotto forma di diamante è un isolante (dielettrico), Si e Ge sono semimetalli, Sn e Pb sono metalli e buoni conduttori.

Tabella 1. Alcuni fisici e Proprietà chimiche metalli del gruppo 14

	Nome		Si riferisce, a. peso	Formula elettronica	Raggio, pm	Principali isotopi (%)
	Carbonio Carbonio [dal lat. carbonio - carbone]				covalente 77 al doppio legame 67, al triplo legame 60	14 C (tracce)
	Silicio Silicio [dal lat. silicis - selce]				atomico 117, covalente 117
	Germanio Germanio [dal lat. Germania - Germania]			3d 10 4s 2 4p 2	atomico 122,5, covalente 122
	Tin Tin [dall'anglosassone. stagno, lat. Stannum]			4d 10 5s 2 5p 2	atomico 140,5, covalente 140
	Piombo Piombo [dall'anglosassone. piombo, lat. piombo]			4f 14 5d 10 6s 2 6р 2	atomico 175, covalente 154

Tutti gli elementi di questo gruppo formano composti con uno stato di ossidazione pari a +4. La stabilità di questi composti diminuisce quando si sposta verso il basso del gruppo, quando, come nel caso dei composti bivalenti, al contrario, aumenta con tale movimento. Tutti gli elementi tranne Sì, formano anche composti con valenza +2, che è dovuta a “ effetto di coppia inerte": retraendo una coppia di esterni S-elementi nel guscio elettronico interno a causa della peggiore schermatura degli elettroni esterni D- E F-elettroni rispetto a S- E R- elettroni dei gusci interni di grandi atomi dei membri inferiori del gruppo.

Le proprietà degli elementi di questo gruppo hanno reso possibile il loro utilizzo come rivestimenti antialghe (AA) per le navi. I primi rivestimenti di questo tipo utilizzati Pb, poi hanno iniziato a usare Sn(come un radicale organostanico bis-tributile legato a un polimero di carbonio). Per ragioni ambientali, nel 1989, l'uso di questi, così come di altri metalli tossici nel PP ( Hg, Cd, As) è stato vietato, sostituito dal PP a base di polimeri di organosilicio.

Tavolo 2. Contenuto nell'organismo, dosi tossiche (TD) e letali (LD) dei metalli del gruppo 14

	Nella crosta terrestre (%)	Nell'oceano (%)	IN corpo umano
			Media (con peso corporeo 70 kg)			Sangue (mg/l)
							solitamente non tossico, ma sotto forma di cianuri di CO e CN è molto tossico
		(0,03-4,09)x10 -4					Non tossico
		(0,07-7)x10 -10					Non tossico
		(2,3-8,8)x10 -10			(0,33-2,4)x10 -4		TD 2 g, LD nd, un po' di organostagno. i composti sono molto tossici
					(0,23-3,3)x10 -4		TD 1 mg, LD 10 g

Carbonio (C) - differisce da tutti gli altri elementi del cosiddetto catenazione, cioè la capacità di formare composti in cui i suoi atomi sono legati tra loro in lunghe catene o anelli. Questa proprietà spiega la formazione di milioni di composti chiamati biologico, a cui è dedicata una sezione separata di chimica - chimica organica.

La capacità del carbonio di catenare è spiegata da diverse caratteristiche:

in primo luogo, forza comunicazioni S-S. Pertanto, l'entalpia media di questo legame è di circa 350 kJ/mol, mentre l'entalpia del legame Si-Si- solo 226 kJ/mol.

In secondo luogo, la capacità unica degli atomi di carbonio di ibridazione: istruzione 4 sp 3 -orbitali con orientamento tetraedrico (garantendo la formazione di legami covalenti semplici), o 3 sp 2 -orbitali orientati sullo stesso piano (fornendo la formazione di doppi legami), o 2 sp-orbitali con orientamento lineare (garantendo la formazione di tripli legami).

Pertanto, il carbonio può formare 3 tipi di ambienti di coordinamento: lineare per le molecole bi- e triatomiche, quando il CN dell'elemento è 2, piano-triangolare in molecole di grafite, fullereni, alcheni, composti carbonilici, anello benzenico, quando il numero di coordinazione è 3, e tetraedrico per alcani e loro derivati ​​con CN = 4.

In natura, il carbonio si trova sotto forma di allotropi, cioè varie forme strutturali (grafite, diamante, fullereni), nonché sotto forma di materie prime calcaree e idrocarburiche (carbone, petrolio e gas). Utilizzato sotto forma di coke nella fusione dell'acciaio, nerofumo nella stampa, carbone attivo quando si purifica acqua, zucchero, ecc.

Premiato nel 2010 premio Nobel in fisica per studiare una forma unica CON- grafene. I vincitori, nativi della Russia, A. Geim e K. Novoselov, sono riusciti a ottenere questo materiale dalla grafite. È un cristallo bidimensionale, cioè sembra una rete di atomi di carbonio dello spessore di un atomo, struttura ondulatoria, che garantisce la stabilità del cristallo. Le sue proprietà sono molto promettenti: è il materiale trasparente più sottile attualmente conosciuto, è anche estremamente resistente (circa 200 volte più resistente dell'acciaio) e ha conduttività elettrica e termica. A temperatura ambiente la sua resistenza elettrica è la più bassa tra tutti i conduttori conosciuti. Nel prossimo futuro, sulla base del grafene verranno creati computer ultraveloci, schermi piatti e pannelli solari, nonché rilevatori di gas sensibili che rispondono a diverse molecole di gas. Altre aree del suo utilizzo non sono escluse.

Sotto forma di ossido ( CO) e cianuri ( CN-) il carbonio è molto tossico perché interrompe i processi di respirazione. Meccanismi azione biologica queste connessioni sono diverse. Il cianuro inibisce gli enzimi respiratori citocromo ossidasi, contattando rapidamente Sì- il centro attivo dell'enzima, che blocca il flusso degli elettroni nella sezione finale della catena respiratoria. CO, essendo una base di Lewis, si lega ad un atomo Fe nella molecola di emoglobina è più forte di O 2, formando carbonilemoglobina privo della capacità di legare e trasportare O 2. Capacità CO formare legami di coordinamento con D-metalli in stati di bassa ossidazione portano alla formazione di vari composti carbonilici. Per esempio, Fe in una sostanza molto velenosa: lo psitacarbopyl Fe(CO) 5 - ha uno stato di ossidazione pari a zero e nel complesso [ Fe(CO) 4 ] 2- — stato di ossidazione -2 (Fig. 1).

Riso. 1.

Stabilizzazione dell'atomo di metallo in uno stato di bassa ossidazione in complessi con CO spiegato dalla capacità del carbonio di sporgere a causa della struttura bassa R*-orbitali nel ruolo ligando accettore. Questi orbitali si sovrappongono agli orbitali occupati del metallo, formando una coordinazione R-un legame in cui sporge il metallo donatore elettroni. Questa è una delle poche eccezioni regola generale formazione di CS, dove l'accettore di elettroni è un metallo.

Non ha senso descrivere le proprietà del carbonio in modo più dettagliato, poiché nell'analisi multielemento, di norma, non solo non viene determinato, ma anche la sua impurità nel campione è considerata indesiderabile e soggetta alla massima rimozione durante la preparazione del campione. Nell'analisi delle emissioni ottiche dà molto vasta gamma, aumentando il rumore di fondo e riducendo così il limite di sensibilità per il rilevamento degli elementi rilevati. Nella spettrometria di massa, le molecole organiche formano un gran numero di frammenti molecolari con pesi molecolari diversi, che causano interferenze significative nell'analisi. Pertanto, nella stragrande maggioranza dei casi, tutte le sostanze contenenti carbonio vengono rimosse durante la preparazione del campione.

Silicio (Si) - semimetallo. Quando si riduce la silice ( SiO 2) il carbonio forma amorfo nero Sì. Cristalli Sì di elevata purezza assomigliano al metallo grigio-blu. Il silicio è utilizzato nei semiconduttori, nelle leghe e nei polimeri. È importante per alcune forme di vita, ad esempio per la costruzione dei gusci delle diatomee; Potrebbe anche essere importante per il corpo umano. Alcuni silicati sono cancerogeni, altri causano silicosi.

In tutte le connessioni Sì tetravalente, forma legami chimici di natura covalente. Il biossido più comune SiO 2. Nonostante la sua inerzia chimica e insolubilità in acqua, quando entra nell'organismo può formare acidi silicici e composti organosilicici con proprietà biologiche implicite. Tossicità SiO 2 dipende dalla dispersione delle particelle: più sono piccole, più sono tossiche, sebbene la correlazione tra solubilità varie forme SiO 2 e la silicogenicità non viene osservata. La connessione tra la tossicità degli acidi silicici e Sì dimostra la completa inerzia della polvere di diamante della stessa dispersione.

Recentemente è stato notato che nei mezzi biologici gli acidi silicici partecipano alla formazione idrossialluminosilicati, e questo fenomeno non può essere spiegato da alcuna connessione Si-C, nessuna comunicazione Si-O-S. Con l’espansione dell’uso industriale Al e suoi composti tramite alluminosilicati Al sempre più coinvolti in molte reazioni biochimiche. In particolare, i gruppi funzionali contenenti ossigeno e fluoro formano facilmente composti complessi altamente stabili con Al, pervertendo il loro metabolismo.

Il più studiato tra i composti organosilicici siliconi- polimeri, il cui scheletro molecolare è costituito da atomi interconnessi alternati Sì E O 2. Agli atomi Sì I siliconi hanno gruppi alchilici o arilici attaccati. Disponibilità Sì nei composti organosilicici cambia radicalmente le proprietà delle sostanze quando non lo contengono. Ad esempio, i comuni polisaccaridi possono essere isolati e purificati utilizzando etanolo forte, che fa precipitare il polisaccaride dalla soluzione. I carboidrati contenenti silicio, al contrario, non precipitano nemmeno nell'etanolo al 90%. La classificazione dei composti organosilicici è presentata nella tabella. 3.

Tabella 3. Polimeri organosilicionici

	Nome e struttura	Nota
		Composto solo da Sì. Energia di legame di una catena di carbonio S-Sè uguale a 58,6 e y Si-Si 42,5 kcal/mol, e quindi i poliorganosilani sono instabili.
		Energia comunicativa Si-O 89,3 kcal/mol. Pertanto, questi polimeri sono durevoli, resistenti alla temperatura e al degrado ossidativo. Questa classe di polimeri ha una struttura molto diversificata. I polisilassani lineari sono ampiamente utilizzati come gomme sintetiche elastiche e resistenti al calore.
		Atomi nella catena principale Sì separati da catene di atomi di carbonio.
		La catena principale contiene gruppi silossanici separati da catene di carbonio.
		La catena principale è costituita da atomi CON e atomi Sì contenuti in gruppi laterali o rami.
		Le catene macromolecolari includono atomi Sì, o e metalli, dove M = Al, Ti, Sb, Sn, B.

Il meccanismo di sviluppo più probabile silicosi considerare la distruzione dei fagociti che hanno catturato particelle SiO 2. Quando interagiscono con i lisosomi, le particelle di silicio distruggono i lisosomi e la cellula fagocitaria stessa, provocando il rilascio di enzimi e frammenti di molecole di organelli. Interagiscono con altri fagociti, cioè viene innescato un processo a catena di morte dei fagociti. Se nella cellula è presente una certa quantità di acido silicico, questo processo viene accelerato. L'accumulo di macrofagi morti avvia la produzione di collagene nei fibroblasti circostanti, a seguito della quale si sviluppa la sclerosi nella lesione.

L'acido silicico colloidale è un potente emolitico, modifica il rapporto delle proteine ​​sieriche, inibisce numerosi enzimi respiratori e tissutali e interrompe il metabolismo di molte sostanze, incluso il fosforo. Recentemente è stata prestata molta attenzione ioni sililio (R3Si+). Rivelano la capacità unica dell'atomo Sì espandere la sua sfera di coordinazione, sotto forma di aumento della sua elettrofilicità. Interagisce con qualsiasi nucleofilo, inclusi gli ioni di carica opposta (compresi gli intermedi metabolici reattivi) e le molecole di solvente. Pertanto, in fasi condensate diventano “sfuggibili” ed è difficile identificarli (Kochina et al., 2006).

I polimeri organosilicionici (OSP) sono stati utilizzati per la prima volta come rivestimenti autolucidanti anti-alghe per gli scafi delle navi (Tsukerman e Rukhadze, 1996). Tuttavia, sono stati proposti vari metodi di utilizzo dei COP in altri settori dell'economia nazionale, in particolare in medicina come protesi ossee durevoli.

Germanio (Ge) - semimetallo anfotero; a purezza ultraelevata sembra fragili cristalli di colore bianco-argenteo. Utilizzato in semiconduttori, leghe e vetri speciali per l'ottica a infrarossi. Considerato uno stimolante biologico. Nei composti presenta stati di ossidazione +2 e +4.

Assorbimento di biossido e alogenuri Ge debole nell'intestino, ma sotto forma di germanati M 2 GeO 4 è leggermente migliorato. Il germanio non si lega alle proteine ​​plasmatiche e si distribuisce tra i globuli rossi e il plasma in un rapporto di circa 2:1. Viene rapidamente eliminato dall'organismo (emivita circa 36 ore). Generalmente poco tossico.

Stagno (Sn) - metallo morbido e duttile. Viene utilizzato in lubrificanti, leghe, saldature, come additivo per polimeri, nelle vernici per rivestimenti antivegetativi e nei composti volatili di organostagno, che sono altamente tossici per le piante e gli animali inferiori. Sotto forma di composti inorganici non è tossico.

Ha due enantiotropo, stagno “grigio” (b) e “bianco” (c), cioè diverse forme allotropiche stabili in un certo intervallo di condizioni. La temperatura di transizione tra queste forme ad una pressione di 1 atm. pari a 286,2°K (13,2°C). Lo stagno bianco ha una struttura distorta della modificazione grigia con CN = 6 e densità 7,31 g/cm 3 . È stabile in condizioni normali, ma sotto bassa temperatura si trasforma lentamente in una forma avente struttura diamantata con CN = 4 e densità di 5,75 g/cm 3 . Un tale cambiamento nella densità del metallo a seconda della temperatura dell'ambiente è estremamente raro e può causare conseguenze drammatiche. Ad esempio, nelle fredde condizioni invernali, i bottoni di stagno sulle uniformi dei soldati furono distrutti e nel 1851, nella chiesa di Seitz, le canne di stagno dell'organo si trasformarono in polvere.

Nel corpo si deposita nel fegato, nei reni, nelle ossa e nei muscoli. Con l'avvelenamento da stagno, l'eritropoiesi diminuisce, che si manifesta con una diminuzione dell'ematocrito, dell'emoglobina e del numero di globuli rossi. È stata notata anche l'inibizione 5-aminolevulinato deidratasi, uno degli enzimi nella catena di biosintesi dell'eme, così come gli enzimi epatici glutatione reduttasi E glucosio-6-fosfato deidrogenasi, lattato E succinato. Apparentemente Sn escreto dal corpo come parte di complessi con SH-contenenti substrati.

Piombo (Pb) - metallo morbido, malleabile e duttile. Nell'aria umida si ricopre di una pellicola di ossido ed è resistente all'ossigeno e all'acqua. Utilizzato in batterie, cavi, vernici, vetro, lubrificanti, benzina e prodotti per la protezione dalle radiazioni. È un metallo tossico del gruppo di pericolo 1, poiché si accumula nell'organismo in tessuto osseo con funzionalità renale e cardiovascolare compromessa. Nei paesi sviluppati, il suo contenuto viene controllato durante la visita medica obbligatoria della popolazione. Causa una varietà di malattie.

Bioinorganici medici. G.K. Barashkov