Trešā periodiskās sistēmas grupa. III grupas galvenās apakšgrupas elementu fizikālās īpašības Galvenās apakšgrupas 3. grupas elementu fizikālās īpašības

D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas III grupas p-elementi ietver: boru B, alumīnija gallija indiju un talliju. Atomu elektroniskā konfigurācija

Tālāk ir salīdzinātas dažas konstantes, kas raksturo attiecīgās grupas p-elementu atomu īpašības un atbilstošās metāliskās vielas:

III grupas -elementu īpašības ietekmē d-saspiešana, kas atrodas periodiskajā sistēmā mazā III periodā, lielos periodos uzreiz aiz d-elementiem). Tātad no atoma rādiuss nedaudz samazinās, un palielinās pirmais jonizācijas potenciāls. Tallija atomu īpašības ietekmē arī -saspiešana. Tāpēc atoma rādiuss ir tuvu atoma rādiusam, un jonizācijas enerģija ir nedaudz lielāka.

Bor. Atbilstoši atoma elektroniskajai struktūrai bors var būt vienvērtīgs (viens nepāra elektrons enerģijas apakšlīmenī). Tomēr bors ir raksturīgākais savienojumiem, kuros tas ir trīsvērtīgs (kad atoms ir ierosināts, enerģētikā un - apakšlīmeņos ir trīs nepāra elektroni).

Brīvā orbitāle ierosinātajā bora atomā nosaka daudzu tā savienojumu akceptorīpašības, kurās saskaņā ar apmaiņas kovalento mehānismu veidojas trīs kovalentās saites (piemēram, Šie savienojumi ir pakļauti daļiņu pievienošanai ar elektronu donora īpašībām , t.i., uz citas kovalentās saites veidošanos pa donora-akceptora mehānismu. Piemēram:

Ir zināmi divi bora izotopi: Izotopu atomu kodoli viegli absorbē neitronus:

Bora spēja absorbēt neitronus nosaka tā izmantošanu kodolenerģētikā: kodolreaktoru vadības stieņi ir izgatavoti no boru saturošiem materiāliem.

Melnie bora kristāli; tie ir ugunsizturīgi (temp. 2300 °C), diamagnētiski, tiem piemīt pusvadītāju īpašības (joslas sprauga. Bora, tāpat kā citu metālu, elektriskā vadītspēja ir maza un, paaugstinoties temperatūrai, nedaudz palielinās.

Istabas temperatūrā bors ir ķīmiski inerts un tieši mijiedarbojas tikai ar fluoru; karsējot boru oksidē hlors, skābeklis un daži citi nemetāli. Piemēram:

Savienojumos ar nemetāliem bora oksidācijas pakāpe ir tāda, ka visi šie savienojumi ir kovalenti.

Bora trioksīds ir kristāliska viela (temp. 450°C, bp 2250°C), kam raksturīga augsta entalpija un Gibsa veidošanās enerģija. Mijiedarbojoties ar ūdeni, tas pārvēršas borskābē:

Ļoti vāja vienbāziska skābe. Elektrolītiskā disociācija ar tikai viena jona izvadīšanu ir izskaidrojama ar iepriekš aprakstītajām bora akceptorīpašībām: molekulu disociācijas laikā izveidojušos elektronu donoram tiek nodrošināta bora atoma brīvā -orbitāle Process norit saskaņā ar shēmu.

Kompleksajam anjonam ir tetraedriska struktūra (-elektronu orbitāļu hibridizācija).

Bora akceptor īpašības savienojumos ar oksidācijas pakāpi izpaužas arī tā halogenīdu ķīmijā. Piemēram, reakcijas

kurā ķīmisko saiti starp un vai veido donora-akceptora mehānisms. Bora halogenīdu īpašība būt elektronu akceptoriem nosaka to plašo pielietojumu kā katalizatoru organisko savienojumu sintēzes reakcijās.

Bors tieši mijiedarbojas ar ūdeņradi, bet veido borīdus ar metāliem - parasti nestehiometriskus savienojumus

Bora hidrīdi (borāni) ir ļoti indīgi un tiem ir ļoti nepatīkama smaka. Tie tiek iegūti netieši, visbiežāk

reaktīvo borīdu mijiedarbībā ar skābēm vai bora halogenīdu mijiedarbībā ar sārmu metālu hidrīdiem:

Vienkāršākais bora savienojums ar ūdeņradi normālos apstākļos nepastāv. -Elektronu orbitāļu hibridizācija bora atomā noved pie daļiņas koordinācijas nepiesātinājuma, kā rezultātā divas šādas daļiņas apvienojas diborāna molekulā:

Diborānā bors ir -hibridizācijas stāvoklī, un katram bora atomam viena no četrām hibrīdorbitālēm ir tukša, bet pārējās trīs pārklājas ūdeņraža atomu -orbitāles. Saites starp grupām molekulā veidojas ūdeņraža saites veidā, pateicoties elektronu blīvuma nobīdei no viena grupas ūdeņraža atoma uz citas grupas tukšo orbitāli Ir zināmi arī citi borāni, kurus var attēlot ar divām rindām.

β-metālu borīdi ir reaktīvi, un tos bieži izmanto, lai ražotu borānu maisījumus, apstrādājot ar skābēm. Lielākā daļa borīdu un karstumizturīgi, ļoti cieti, ķīmiski izturīgi. Tos plaši izmanto tieši sakausējumu veidā reaktīvo dzinēju detaļu, gāzes turbīnu lāpstiņu ražošanai. Dažus borīdus izmanto elektronisko ierīču katodu izgatavošanai.

Alumīnijs. Alumīnija atoma elektronisko konfigurāciju izsaka ar formulu Uz atoma ārējā elektronu slāņa ir viens nepāra elektrons:

Tāpēc alumīnija valence var būt vienāda ar vienu. Tomēr šī valence nav raksturīga alumīnijam. Visos stabilos savienojumos alumīnija oksidācijas stāvoklis ir vienāds ar valenci, vienāds ar trīs, atbilst atoma ierosinātajam stāvoklim

Pēc izplatības alumīnijs ieņem ceturto vietu starp visiem elementiem (pēc O, H un Si) un ir visizplatītākais metāls dabā. Alumīnija lielākā daļa ir koncentrēta aluminosilikātos: laukšpatos, vizlās utt.

Alumīnijs ir sudrabaini balts viegls un īpaši plastisks metāls ar augstu siltuma un elektrisko vadītspēju.

Alumīnijs ir reaktīvs; tas reaģē ar hloru un bromu istabas temperatūrā, un ar jodu - sildot vai ūdens kā katalizatora klātbūtnē. 800 ° C temperatūrā alumīnijs mijiedarbojas ar slāpekli, bet 2000 ° C - ar oglekli. Alumīnijam ir augsta ķīmiskā afinitāte pret skābekli:

Gaisā alumīnijs ir pārklāts ar ļoti spēcīgu plānu oksīda plēvi, kas nedaudz vājina alumīnija metālisko spīdumu. Pateicoties oksīda plēvei, alumīnija virsma iegūst augstu izturību pret koroziju. Tas galvenokārt izpaužas kā alumīnija vienaldzība pret ūdeni un tvaiku. Pateicoties aizsargplēves veidošanai, alumīnijs ir izturīgs pret koncentrētu slāpekļskābi un sērskābi. Šīs skābes pasīvā alumīniju aukstumā. Tendence pasivēties ļauj palielināt alumīnija izturību pret koroziju, apstrādājot tā virsmu ar spēcīgiem oksidētājiem (piemēram,) vai izmantojot anodisko oksidēšanu. Šajā gadījumā oksīda plēves biezums palielinās līdz .. Augstās temperatūrās aizsargplēves izturība strauji samazinās. Ja oksīda plēvi noņem ar mehānisku iedarbību, alumīnijs kļūst ārkārtīgi reaģējošs. Tas enerģiski reaģē ar ūdeni un skābju un sārmu ūdens šķīdumiem, izspiežot ūdeņradi un veidojot katjonus vai anjonus. Alumīnija mijiedarbība ar skābes šķīdumiem notiek saskaņā ar reakcijas vienādojumu

un ar sārmu šķīdumiem

Alumīnija katjoni un anjoni viegli nonāk viens otrā, kad mainās šķīduma pH:

Jauktie savienojumi var veidoties arī šķīdumā,

piemēram

Pēdējais ir viegli (īpaši sildot) dehidrēts un pārvērsts hidroksīdā

Plašākais alumīnija pielietojums inženierzinātnēs ir balstīts uz tā vērtīgajām fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām un tā augsto izplatību zemes garozā. Pateicoties augstajai elektrovadītspējai un zemajam blīvumam, tas

izmanto elektrisko vadu izgatavošanai. Alumīnija augstā elastība ļauj no tā izgatavot plānāko foliju, ko izmanto kondensatoros un kabeļu apvalkos svinu aizstāj ar alumīniju. Nemagnetizācijas dēļ radiotehnikā tiek izmantoti alumīnija sakausējumi.

Alumīnija lielāko daļu izmanto vieglo sakausējumu - duralumīnija - ražošanai, pārējais ir silumīns, pārējais utt. Alumīniju izmanto arī kā sakausējumu leģējošu piedevu, lai nodrošinātu tiem karstumizturību. Alumīnijs un tā sakausējumi ieņem vienu no galvenajām vietām kā strukturālie materiāli lidmašīnu būvē, raķetniecībā, mašīnbūvē uc Alumīnija (īpaši anodēta) izturība pret koroziju ievērojami pārsniedz tērauda izturību pret koroziju. Tāpēc tā sakausējumus izmanto kā konstrukcijas materiālus un kuģu būvē. Ar d-elementiem alumīnijs veido ķīmiskus savienojumus - intermetalīdus (aluminīdus): utt., kurus izmanto kā karstumizturīgus materiālus. Alumīniju izmanto aluminotermijā, lai iegūtu vairākus metālus un termītu metināšanai. Aluminotermijas pamatā ir alumīnija augsta afinitāte pret skābekli. Piemēram, reakcijā, kas notiek saskaņā ar vienādojumu

izdalās ap 3500 kJ siltuma un temperatūra attīstās līdz

Alumīnija oksīds ir zināms vairāku modifikāciju veidā. Visstabilākā ir Šī modifikācija ir atrodama zemes garozā minerāla korunda veidā, no kura tiek sagatavoti slīpripas un smilšpapīra pulveri. Korunda kā abrazīva materiāla izmantošanas pamatā ir tā augstā cietība, otrajā vietā aiz dimanta, karborunda un borazona cietības.Mākslīgie rubīni tiek iegūti kausēšanas ceļā. Tos izmanto atbalsta akmeņu izgatavošanai precīzos mehānismos. Pēdējā laikā mākslīgie rubīni tiek izmantoti kvantu ģeneratoros (lāzeros). Produkti no tiek izmantoti kā ugunsizturīgi materiāli un dielektriķi.

Alumīnija hidroksīds ir polimēru savienojums. Tam ir slāņveida kristāla režģis. Katrs slānis sastāv no oktaedriem (IX. 10. att.); starp slāņiem ir ūdeņraža saite. Alumīnija hidroksīds, ko iegūst apmaiņas reakcijā, ir želatīna baltas nogulsnes, kas viegli šķīst skābēs un sārmos. Stāvot, nogulsnes "noveco" un zaudē ķīmisko aktivitāti. Kalcinējot, hidroksīds zaudē ūdeni un pārvēršas oksīdā.Vienu no dehidrētā hidroksīda formām alumīnija želeju izmanto tehnoloģijā kā adsorbentu.

Savienojumi, kas izraisa lielu interesi

Rīsi. IX. 10. Savienojuma oktaedrisko struktūrvienību veidotā slāņa uzbūve

alumīnijs - ceolīti, kas saistīti ar aluminosilikātiem. To sastāvu var izteikt ar vispārīgu formulu kur vai (reti ).

Alumīnijs ir periodiskās tabulas III grupas galvenajā apakšgrupā. Alumīnija atoma ārējā enerģijas līmenī ir brīvas p-orbitāles, kas ļauj tam nonākt ierosinātā stāvoklī. Uzbudinātā stāvoklī alumīnija atoms veido trīs kovalentās saites vai pilnībā atsakās no trim valences elektroniem, uzrādot oksidācijas pakāpi +3.

Alumīnijs ir visizplatītākais metāls uz zemes : tā masas daļa zemes garozā ir 8,8%. Lielākā daļa dabīgā alumīnija ir daļa no aluminosilikātiem - vielām, kuru galvenās sastāvdaļas ir silīcija un alumīnija oksīdi.

Alumīnijs ir viegls sudrabbalts metāls, kūst 600°C, ir ļoti elastīgs, viegli ievelkams stieplē un velmēts loksnēs un folijā. Elektrovadītspējas ziņā alumīnijs ir otrajā vietā aiz sudraba un vara.

Mijiedarbība ar vienkāršām vielām:

1) ar halogēniem:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

2) ar skābekli:

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

3) ar sēru:

2Al + 3S = Al 2 S 3

4) ar slāpekli:

Alumīnijs tieši nereaģē ar ūdeņradi, bet tā AlH3 hidrīds tika iegūts netieši.

Mijiedarbība ar sarežģītām vielām:

1) ar skābēm:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H 2

2) ar sārmiem:

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

Ja NaOH ir cietā stāvoklī:

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

3) ar ūdeni:

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

Alumīnija oksīda un hidroksīda īpašības: alumīnija oksīds vai alumīnija oksīds, Al 2 O 3 ir balts pulveris. Alumīnija oksīdu var iegūt, sadedzinot metālu vai kalcinējot alumīnija hidroksīdu:

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

Alumīnija oksīds praktiski nešķīst ūdenī. Šim oksīdam atbilstošo hidroksīdu Al (OH) 3 iegūst, iedarbojoties ar amonija hidroksīda vai sārmu šķīdumiem, kas uzņemti ar deficītu, alumīnija sāļu šķīdumus:

AlCl 3 + 3NH 3 H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl

Šī metāla oksīds un hidroksīds ir amfotērisks tie. piemīt gan bāziskas, gan skābas īpašības.

Pamatīpašības:

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

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

Skābes īpašības:

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

2Al(OH)3 + 6KOH = K 3

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

Alumīnijs saņemt elektrolītiskā metode. To nevar izolēt no sāļu ūdens šķīdumiem, jo ir ļoti aktīvs metāls. Tāpēc galvenā rūpnieciskā metode metāliskā alumīnija iegūšanai ir alumīnija oksīdu un kriolītu saturoša kausējuma elektrolīze.

Metāliskais alumīnijs tiek plaši izmantots rūpniecībā, ražošanas ziņā tas ieņem otro vietu aiz dzelzs. Lielākā daļa alumīnija tiek izmantota sakausējumu ražošanai:

Duralumīnijs - alumīnija sakausējums, kas satur varu un nelielu daudzumu magnija, mangāna un citu komponentu. Duralumīni ir viegli, spēcīgi un korozijizturīgi sakausējumi. Izmanto lidmašīnās un mašīnbūvē.

magnalīns - alumīnija un magnija sakausējums. Izmanto lidmašīnās un mašīnbūvē, celtniecībā. Izturīgs pret koroziju jūras ūdenī, tāpēc tiek izmantots kuģu būvē. Silumīns ir alumīnija sakausējums, kas satur silīciju. Piemērots liešanai. Šo sakausējumu izmanto automobiļu, lidmašīnu un mašīnbūvē, precīzijas instrumentu ražošanā. Alumīnijs ir kaļams metāls, tāpēc to izmanto plānas folijas izgatavošanai, ko izmanto radiotehnikas izstrādājumu ražošanā un preču iepakošanai. Vadi ir izgatavoti no alumīnija, sudraba krāsām.

XI nodaļa. PERIODIKAS TREŠĀ GRUPA

ELEMENTU SISTĒMAS

83. III grupas elementu vispārīgie raksturojumi

III grupā ietilpst bors, alumīnijs, gallijs, indijs, tallijs (galvenā apakšgrupa), kā arī skandijs, itrijs, lantāns un lantanīdi, aktīnijs un aktinīdi (sānu apakšgrupa).

Galvenās apakšgrupas elementu ārējā elektroniskā līmenī katrs ir trīs elektroni (s 2 p 1). Viņi viegli ziedo šos elektronus vai veido trīs nepāra elektronus, pateicoties viena elektrona pārejai uz p līmeni. Boram un alumīnijam savienojumi ir raksturīgi tikai ar oksidācijas pakāpi +3. Gallija apakšgrupas elementiem (gallijs, indijs, tallijs) ārējā elektroniskajā līmenī ir arī trīs elektroni, kas veido s 2 p 1 konfigurāciju, bet tie atrodas aiz 18 elektronu slāņa. Tāpēc, atšķirībā no alumīnija, gallijam ir nepārprotami nemetāliskas īpašības. Šīs sērijas Ga, In, Tl īpašības vājina, un tiek uzlabotas metāliskās īpašības.

Skandija apakšgrupas elementiem ārējā elektroniskajā līmenī ir arī trīs elektroni. Taču šie elementi ir pārejas d-elementi, to valences slāņa elektroniskā konfigurācija ir d 1 s 2 . Šie elektroni diezgan viegli nodod visus trīs elementus. Lantanīda apakšgrupas elementiem ir atšķirīga ārējā elektroniskā līmeņa konfigurācija: tajos uzkrājas 4f līmenis un d līmenis pazūd. Sākot ar cēriju, visiem elementiem, izņemot gadolīniju un lutēciju, ir ārējā elektroniskā līmeņa elektroniskā konfigurācija 4f n 6s 2 (gadolīnijam un lutēcijam ir 5d 1 elektroni). Skaitlis n svārstās no 2 līdz 14. Tāpēc s- un f-elektroni piedalās valences saišu veidošanā. Visbiežāk lantanīdu oksidācijas pakāpe ir +3, retāk +4.

Aktinīdu valences slāņa elektroniskā struktūra daudzos aspektos atgādina lantanīdu valences slāņa elektronisko struktūru. Visi lantanīdi un aktinīdi ir tipiski metāli.

Visiem III grupas elementiem ir ļoti spēcīga afinitāte pret skābekli, un to oksīdu veidošanos pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās.

III grupas elementi atrod visdažādāko pielietojumu.

Boru 1808. gadā atklāja J. Gay-Lussac un L. Tenard. Tā saturs zemes garozā ir 1,2·10 - 3%.

Bora savienojumiem ar metāliem (borīdiem) ir augsta cietība un karstumizturība. Tāpēc tos izmanto supercietu un karstumizturīgu speciālo sakausējumu iegūšanai. Bora karbīdam un bora nitrīdam ir augsta karstumizturība. Pēdējo izmanto kā augstas temperatūras smērvielu. Hidratētajam nātrija tetraborātam Na 2 B 4 O 7 10H 2 O (boraksam) ir nemainīgs sastāvs, tā šķīdumus izmanto analītiskajā ķīmijā skābju šķīdumu koncentrācijas noteikšanai. Boraksa reakcija ar skābi notiek saskaņā ar vienādojumu

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

Gallija savienojumi ar VI grupas elementiem (sērs, selēns, telūrs) ir pusvadītāji. Augstas temperatūras termometri ir piepildīti ar šķidru galliju.

Indiju atklāja T. Rihters un F. Reihs 1863. gadā. Tā saturs zemes korī ir 2,5 10 - 5%. Indija pievienošana vara sakausējumiem palielina to izturību pret jūras ūdens iedarbību. Šī metāla pievienošana sudrabam palielina sudraba mirdzumu un novērš tā aptraipīšanu gaisā. Indija pārklājumi aizsargā metālus no korozijas. Tas ir daļa no dažiem sakausējumiem, ko izmanto zobārstniecībā, kā arī dažiem kausējamiem sakausējumiem (indija, bismuta, svina, alvas un kadmija sakausējums kūst 47 С). Indija savienojumiem ar dažādiem nemetāliem ir pusvadītāju īpašības.

Talliju atklāja V. Krūkss 1861. gadā. Tā saturs zemes garozā ir 10-4%. Tallija (10%) sakausējumam ar alvu (20%) un svinu (70%) ir ļoti augsta skābes izturība, tas iztur sērskābes, sālsskābes un slāpekļskābes maisījuma iedarbību. Tallijs palielina fotoelementu jutību pret infrasarkano starojumu, kas nāk no sakarsētiem objektiem. Tallija savienojumi ir ļoti toksiski un izraisa matu izkrišanu.

Gallijs, indijs un tallijs ir mikroelementi. To saturs rūdās, kā likums, nepārsniedz procenta tūkstošdaļas.

Skandija, itrija, lantāna un lantanīdu savienojumi bija zināmi jau 19. gadsimta sākumā. Tīru skandiju 1879. gadā izdalīja L.F.Nilsons.Šī elementa saturs zemes garozā ir 10-3%. Itriju 1794. gadā atklāja Ju.Gadolins. Tā saturs zemes garozā ir 2,9·10 - 3%. K. G. Mosandera 1839. gadā atklātā lantāna saturs zemes garozā ir 4,9 10 - 3%. Šos metālus galvenokārt izmanto, lai iegūtu īpašus sakausējumus ar specifiskām elektriskām un magnētiskām īpašībām. Turklāt lantanīdus izmanto dažādu piroforu kompozīciju pagatavošanai, cēriju - alumīnija sakausējumu iegūšanai. Cērija pievienošana palielina alumīnija elektrovadītspēju un uzlabo tā mehāniskās īpašības, kā arī atvieglo volframa velmēšanu. Cērija dioksīdu izmanto optiskā stikla slīpēšanai.

Aktinīdu saime ietver smagākos elementus, kas periodiskajā sistēmā seko aktīnijam.

No aktinīdiem praktiski tiek izmantots urāns un torijs.

un plutonijs.

Urānu atklāja M. G. Klaprots 1789. gadā. Tā saturs zemes garozā ir 2,5 10 - 4%. Dabā urāns sastopams trīs izotopu veidā: 238 U - 99,285%, 235 U - 0,71%, 234 U - 0,005%. Izotops 235 U spēj spontāni sabrukt, tāpēc reaktoros kā kodoldegvielu izmantotais urāns tiek bagātināts, lai palielinātu izotopa-235 saturu tajā. Šim izotopam ir kritiskās masas jēdziens, kuru sasniedzot sākas ķēdes reakcija un notiek kodolsprādziens. Ja 235 U masa ir mazāka par kritisko, spontānas sabrukšanas reakcijas ātrumu var kontrolēt. Šo īpašību 235 U izmanto kodolreaktorā. Urāna savienojumus izmanto arī kā krāsvielas poligrāfijas un silikātu rūpniecībā.

Torija dioksīdu atklāja J. Ya. Berzelius 1828. gadā, bet metālisko toriju ieguva salīdzinoši nesen. Torija saturs zemes garozā ir 1,3·10 - 3%. Nelieli šī metāla papildinājumi volframam palielina kvēlspuldžu elektrisko spoļu kalpošanas laiku (torijs absorbē gāzes, kas veicina volframa kvēldiega ātru nodilumu). Torija dioksīdu izmanto medicīnā, kā arī dažu katalizatoru ražošanā.

Plutoniju 1940. gadā atklāja G. Sīborgs, E. Makmilans, Dž. Kenedijs un A. Vāls. Tā saturs zemes garozā ir niecīgs. Plutoniju iegūst no kodolreaktoru degvielas sabrukšanas produktiem. To izmanto tiem pašiem mērķiem kā urānu-235.

84. Alumīnijs

Pirmo reizi alumīniju ķīmiski ieguva dāņu ķīmiķis H. K. Oersteds 1825. gadā. 1854. gadā franču ķīmiķis A. E. St. Klērs Devils to izolēja ar elektroķīmisko metodi.

Atrodoties dabā. Alumīnijs ir visizplatītākais metāls dabā. Tā saturs zemes garozā ir 8,05%. Nozīmīgākie dabīgie alumīnija savienojumi ir aluminosilikāti, boksīts un korunds.

Alumosilikāti veido lielāko daļu no zemes garozas. To dēdēšanas produkts ir māls un laukšpats (ortoklāze, albīts, anortīts). Māla pamatā ir kaolīns Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O.

Boksīts ir iezis, no kuras iegūst alumīniju. Sastāv galvenokārt no alumīnija oksīda hidrātiem Al 2 O 3 nH 2 O.

Fizikālās īpašības. Alumīnijs ir sudrabaini balts viegls metāls, kas kūst 660°C temperatūrā. Ļoti elastīgs, viegli ievelkams stieplē un velmēts loksnēs: no tā var izgatavot foliju, kuras biezums ir mazāks par 0,01 mm. Alumīnijam ir ļoti augsta siltuma un elektriskā vadītspēja. Tā sakausējumi ar dažādiem metāliem ir stipri un viegli.

Ķīmiskās īpašības. Alumīnijs ir ļoti aktīvs metāls. Sprieguma sērijā tas ir pēc sārmu un sārmzemju metāliem. Tomēr tas ir diezgan stabils gaisā, jo tā virsma ir pārklāta ar ļoti blīvu oksīda plēvi, kas aizsargā metālu no saskares ar gaisu. Ja no alumīnija stieples tiek noņemta aizsargājošā oksīda plēve, alumīnijs sāks enerģiski mijiedarboties ar skābekli un ūdens tvaikiem gaisā, pārvēršoties irdenā masā - alumīnija hidroksīdā:

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

Šo reakciju pavada siltuma izdalīšanās.

Attīrīts no aizsargājošās oksīda plēves, alumīnijs mijiedarbojas ar ūdeni, izdalot ūdeņradi:

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

Alumīnijs labi šķīst atšķaidītā sērskābē un sālsskābē:

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

Atšķaidīta slāpekļskābe aukstumā pasivē alumīniju, bet karsējot alumīnijs tajā izšķīst, izdalot slāpekļa monoksīdu, slāpekļa hemioksīdu, brīvo slāpekli vai amonjaku, piemēram:

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

Koncentrēta slāpekļskābe pasivē alumīniju.

Tā kā alumīnija oksīdam un hidroksīdam ir amfotērija

īpašības, alumīnijs viegli šķīst visu sārmu ūdens šķīdumos, izņemot amonija hidroksīdu:

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

Pulverveida alumīnijs viegli reaģē ar halogēniem, skābekli un visiem nemetāliem. Lai sāktu reakcijas, ir nepieciešama karsēšana, pēc tam tās norit ļoti intensīvi, un to pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (alumīnija bromīds)

4 Al + 3 O 2 \u003d 2 Al 2 O 3 (alumīnija oksīds)

2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (alumīnija sulfīds)

2 Al + N 2 = 2 AlN (alumīnija nitrīds)

4 Al + 3 C \u003d Al 4 C 3 (alumīnija karbīds)

Alumīnija sulfīds var pastāvēt tikai cietā veidā. Ūdens šķīdumos tas tiek pilnībā hidrolizēts, veidojot alumīnija hidroksīdu un sērūdeņradi:

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

Alumīnijs viegli atdala skābekli un halogēnus no citu metālu oksīdiem un sāļiem. Reakciju pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās:

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

Metālu reducēšanas procesu no to oksīdiem ar alumīniju sauc par aluminotermiju. Aluminotermiju izmanto dažu retu metālu ražošanā, kas veido spēcīgu saiti ar skābekli (niobijs, tantals, molibdēns, volframs u.c.), kā arī metināšanas sliedēm. Ja smalka alumīnija pulvera un magnētiskās dzelzsrūdas Fe 3 O 4 (termīts) maisījumu aizdedzina ar speciālu drošinātāju, tad reakcija notiek spontāni ar maisījumu, kas uzkarsēts līdz 3500 С. Dzelzs šajā temperatūrā ir izkusis.

Kvīts. Pirmo reizi alumīniju ieguva, reducējot no alumīnija hlorīda ar nātrija metālu:

AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al

Šobrīd to iegūst, elektrolīzes ceļā izkausētus sāļus elektrolītiskajās vannās (46. att.). Elektrolīts ir kausējums, kas satur 85-90% kriolīta kompleksa sāls 3NaF·AlF 3 (vai Na 3 AlF 6) un 10-15% alumīnija oksīda-alumīnija oksīda Al 2 O 3. Šis maisījums kūst apmēram 1000 ° C temperatūrā.

Izšķīdinot izkausētā kriolītā, alumīnija oksīds uzvedas kā alumīnija un alumīnija skābes sāls un sadalās alumīnija katjonos un alumīnija skābes skābes atlikuma anjonos:

AlAlO 3  Al 3  + AlO 3 3 

Kriolīts arī disociē:

Na 3 AlF 6  3 Na  + AlF 6 3 

Caur kausējumu izlaižot elektrisko strāvu, alumīnija un nātrija katjoni pāriet uz katodu - vannas grafīta korpusu, kas apakšā pārklāts ar elektrolīzes procesā iegūto izkausēta alumīnija slāni. Tā kā alumīnijs ir mazāk reaģējošs nekā nātrijs, tas ir pirmais, kas jāsamazina. Reducētais alumīnijs izkausētā stāvoklī tiek savākts vannas apakšā, no kurienes tas periodiski tiek izņemts.

Anjoni AlO 3 3  un AlF 6 3  pāriet uz anodu - grafīta stieņiem vai sagatavēm. Pie anoda vispirms tiek izlādēts AlO 3 3 anjons -

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

Alumīnija oksīda patēriņš tiek pastāvīgi papildināts. Kriolīta daudzums praktiski nemainās, rodas tikai nenozīmīgi zudumi, jo uz anoda veidojas oglekļa tetrafluorīds СF 4.

Alumīnija elektrolītiskajai ražošanai nepieciešams daudz elektroenerģijas (1 tonnas alumīnija ražošanai tiek patērēti aptuveni 20 000 kWh elektroenerģijas), tāpēc alumīnija rūpnīcas tiek būvētas elektrostaciju tuvumā.

Pieteikums. Alumīnijs tiek izmantots ļoti plaši. No tā tiek izgatavota folija, ko izmanto radiotehnikā un pārtikas produktu iepakošanai. Tērauda un čuguna izstrādājumi tiek pārklāti ar alumīniju, lai pasargātu tos no korozijas: izstrādājumi tiek uzkarsēti līdz 1000 С alumīnija pulvera (49%), alumīnija oksīda (49%) un alumīnija hlorīda (2%) maisījumā. Šo procesu sauc par aluminizāciju.

Alumīnija izstrādājumi iztur karsēšanu līdz 1000 С bez korozijas. Alumīnija sakausējumi, kas izceļas ar savu lielo vieglumu un izturību, tiek izmantoti siltummaiņu ražošanā, lidmašīnu konstrukcijās un mašīnbūvē.

Alumīnija oksīds Al 2 O 3 . Tā ir balta viela ar kušanas temperatūru 2050 С. Dabā alumīnija oksīds sastopams korunda un alumīnija oksīda formā. Dažreiz ir caurspīdīgi skaistas formas un krāsas korunda kristāli. Korunds, kas krāsots sarkanā krāsā ar hroma savienojumiem, tiek saukts par rubīnu, un zils, kas krāsots ar titāna un dzelzs savienojumiem, tiek saukts par safīru. Rubīns un safīrs ir dārgakmeņi. Pašlaik tie ir diezgan viegli iegūti mākslīgi.

Alumīnija oksīdam ir amfoteriskas īpašības, taču tas nešķīst ūdenī, skābēs un sārmos. Vārot koncentrētā sārmu šķīdumā, tas tikai daļēji izšķīst. Alumīnija oksīds tiek pārvērsts šķīstošā stāvoklī, sapludinot ar sārmiem vai kālija pirosulfātu:

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

Iegūtie sakausējumi šķīst ūdenī. Kad alumīnija oksīdu sakausē ar potašu vai soda, alumināti, kas viegli šķīst ūdenī:

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

Dabīgais korunds ir ļoti cieta viela. To izmanto smilšriteņu un slīpēšanas pulveru ražošanai. Rubīns tiek izmantots, lai izgatavotu bukses pulksteņiem un citiem precīzijas mehānismiem.

Alumīnija oksīds tiek izmantots kā izejviela alumīnija ražošanā. Dehidrēts alumīnija oksīds kalpo kā adsorbents organisko vielu attīrīšanai un atdalīšanai ar hromatogrāfiju.

Alumīnija hidroksīds Al(OH) 3 . Tā ir balta viela, kas, karsējot, zaudē ūdeni, pārvēršoties alumīnija oksīdā. Alumīnija hidroksīdam ir amfoteriskas īpašības. Svaigi nogulsnēts hidroksīds viegli šķīst skābēs un sārmos (izņemot amonija hidroksīdu):

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]

Alumīnija hidroksīds ir vāja bāze un vēl vājāka skābe, tāpēc alumīnija sāļi ir šķīdumā tikai skābes pārpalikuma klātbūtnē, bet alumināti tikai sārmu pārpalikuma klātbūtnē. Šķīdumus atšķaidot ar ūdeni, šie savienojumi tiek stipri hidrolizēti.

Žāvēts alumīnija hidroksīds, zaudējis daļu ūdens, nešķīst ne skābēs, ne sārmos un tādējādi atgādina alumīnija oksīdu.

Alumīnija hidroksīdam piemīt spēja absorbēt dažādas vielas, tāpēc to izmanto ūdens attīrīšanā.

XII nodaļa. PERIODIKAS OTRĀ GRUPA

ELEMENTU SISTĒMAS

85. II grupas elementu vispārīgie raksturojumi

Periodiskās elementu sistēmas II grupā ietilpst berilijs, sārmzemju metāli: magnijs, kalcijs, stroncijs, bārijs un rādijs (galvenā apakšgrupa) un cinka apakšgrupa: cinks, kadmijs, riuts (sānu apakšgrupa). Sārmzemju metāli ir ieguvuši savu nosaukumu, jo to oksīdi (zemes) veido sārmu šķīdumus, kad tie tiek izšķīdināti ūdenī.

Galvenās un sānu apakšgrupas elementu ārējā elektroniskā līmenī katrs ir divi elektroni (s 2), kurus tie atdod, veidojot savienojumus ar oksidācijas pakāpi +2.

Visiem II grupas elementiem ir raksturīgs salīdzinoši zems kušanas punkts un augsta nepastāvība. Sārmzemju elementos hidroksīdu šķīdība palielinās no magnija uz bāriju: magnija hidroksīds gandrīz nešķīst ūdenī, kalcija hidroksīds ir nedaudz šķīstošs, bet bārija hidroksīds ir labi. Daudzu sāļu šķīdība samazinās no magnija līdz rādijam. Tātad magnija sulfāts labi šķīst ūdenī, kalcija sulfāts slikti šķīst, un stroncija, bārija un rādija sulfāti praktiski nešķīst. Rādija sulfāta zemo šķīdību izmanto, lai izolētu rādiju no tā koncentrātiem.

Cinka apakšgrupā oksīdu amfoteritāte samazinās no cinka uz dzīvsudrabu: cinka hidroksīds labi šķīst sārmos, kadmija hidroksīds ir daudz sliktāks, dzīvsudraba hidroksīds nešķīst sārmos. Šīs apakšgrupas elementu aktivitāte samazinās, palielinoties to atommasai. Tātad cinks izspiež kadmiju un dzīvsudrabu no to sāļu šķīdumiem, un kadmijs izspiež dzīvsudrabu.

Beriliju atklāja L. N. Vaukelins 1798. gadā. Tā saturs zemes garozā ir 3,8·10 - 4%. Berilija metālu izmanto rentgena iekārtu logu izgatavošanai, jo tas absorbē rentgenstarus 17 reizes vājāk nekā alumīnijs. Berilija pievienošana sakausējumiem palielina to cietību un elektrovadītspēju. Berilija savienojumi var izraisīt ļoti smagas plaušu slimības.

Stronciju oksīda veidā pirmo reizi izolēja A. Krofords 1790. gadā, bet tīrā veidā to ieguva G. Deivijs 1808. gadā. Tā saturs zemes garozā ir 0,034%. Stroncija nitrātu izmanto pirotehnikā, bet tā karbonātu un oksīdu izmanto cukura rūpniecībā. Kodolsprādzienos veidojas stroncijs-90, kura izstarošana ir ļoti bīstama, jo izraisa staru slimību, leikēmiju un kaulu sarkomu.

Bāriju atklāja K. V. Šēle 1774. gadā un G. Devi 1808. gadā. Tā saturs zemes garozā ir 0,065%. No bārija savienojumiem visplašāk izmanto tā hidroksīdu, peroksīdu un dažus sāļus. Bārija hidroksīdu un hlorīdu izmanto laboratorijas praksē, bārija peroksīdu izmanto ūdeņraža peroksīda ražošanai, nitrātu un hlorātu izmanto pirotehnikā, bārija sulfātu izmanto gremošanas orgānu fluoroskopijā. Bārija savienojumi ir indīgi.

Rādiju atklāja M. un P. Kirī kopā ar J. Belebnu 1898. gadā.

Tā saturs zemes garozā ir 1·10 - 20%. Rādijam piemīt dabiska radioaktivitāte: tā radioaktīvās sabrukšanas laikā izdalās α-daļiņas, elektroni un veidojas radons. Rādija sāļus izmanto pētniecības nolūkos, kā arī radona iegūšanai, kam piemīt ārstnieciskas īpašības.

Kadmiju atklāja F. Stromejers 1817. gadā un neatkarīgi no viņa K. Hermanis, K. Karstens un V. Meisners - 1818. gadā. Tā saturs zemes garozā ir 1,3·10 - 5%. Sakarā ar kadmija spēju pārklāties ar aizsargājošu oksīda plēvi, to izmanto kā stabilu pretkorozijas pārklājumu. Kadmija savienojumi ir indīgi.

86. Magnijs

Magniju atklāja G. Deivijs 1808. gadā.

Atrodoties dabā. Magnija saturs zemes garozā ir 1,87%. Tās savienojumi ir atrodami dažādos minerālos. Magnija karbonāts ir daļa no dolomīta CaCO 3 MgCO 3 un magnevit MgCO 3, hlorīds ir daļa no karnalīta KCl MgCl 2 6H 2 O, magnija sulfāts ir daļa no kainīta KCl MgSO 4 6H 2 O. Ievērojams daudzums magnija sāļu atrodams jūras ūdenī, piešķirot tam rūgtu garšu.

Fizikālās īpašības. Magnijs ir sudrabaini balts metāls ar blīvumu 1,74 g / cm 3, kūst 651 С, vārās 1110 С. Aukstumā magnijs tiek pārklāts ar oksīda plēvi, kas pasargā to no tālākas oksidēšanās ar atmosfēras skābekli.

Ķīmiskās īpašības. Magnijs ir aktīvs metāls. Ja oksīda plēve uz tās virsmas tiek iznīcināta, to viegli oksidē atmosfēras skābeklis. Sildot, magnijs enerģiski mijiedarbojas ar halogēniem, sēru, slāpekli, fosforu, oglekli, silīciju un citiem elementiem:

2 Mg + O 2 \u003d 2 MgO (magnija oksīds)

Mg + Cl 2 = MgCl 2 (magnija hlorīds)

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (magnija nitrīds)

3 Mg + 2 P \u003d Mg 3 P 2 (magnija fosfīds)

2 Mg + Si \u003d Mg 2 Si (magnija silicīds)

Magnijs nešķīst ūdenī, taču, sildot, tas aktīvi mijiedarbojas ar ūdens tvaikiem:

Mg + H 2 O \u003d MgO + H 2

Magnijs viegli atņem skābekli un halogēnus no daudziem metāliem, tāpēc to izmanto retu metālu iegūšanai no to savienojumiem:

3Mg + MoO 3 \u003d 3 MgO + Mo

2Mg + ZrCl 4 = 2 MgCl 2 + Zr

Tas deg oglekļa dioksīda atmosfērā:

Mg + CO 2 \u003d MgO + CO

2 Mg + CO 2 \u003d 2 MgO + C

un labi šķīst skābēs:

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2

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

Kvīts. Magniju iegūst tā sāļu kausējumu elektrolīzē. Elektrolīts ir tīrs dehidrēts karnalīts, anods ir grafīta stienis un katods ir dzelzs. Iegūtā šķidrā maģija uzpeld uz virsmas un tiek savākta ar kausiņiem. Elektrolīzes laikā elektrolītam pievieno magnija hlorīdu. Nesen magniju iegūst arī no oksīda to reducējot ar kalcija karbīdu, amorfo oglekli vai silīciju. Reducēšanas process ar karbīdu notiek temperatūrā 1200, oglekli - 2000 un silīciju - 1200-1300 С. Lai izvairītos no reakcijas laikā izveidojušās metāliskā magnija un SiO 2 mijiedarbības, reakcijā tiek ievadīts nevis MgO, bet gan dedzināts dolomīts - kalcija un magnija oksīdu maisījums:

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)

Pieteikums. Magniju izmanto daudzu vieglo sakausējumu, jo īpaši duralumīnija, ražošanai. Magnija pievienošana čugunam uzlabo tā mehāniskās īpašības. Magniju izmanto kā reducētāju reto metālu (Nb, Ta, Mo, W, Tl, Zr, Hf u.c.) un dažu nemetālu (piemēram, Si) ražošanā.

Magnija oksīds MgO. Balta kristāliska viela, nešķīst ūdenī. Kūst 2800°C temperatūrā. Ir pamata īpašības. Tas labi šķīst skābēs:

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

karsējot, tas reaģē ar skābju oksīdiem:

MgO + SiO 2 = MgSO 4

Laboratorijā magnija oksīdu var iegūt, sadedzinot magnija metālu vai kalcinējot tā hidroksīdu:

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

Rūpniecībā MgO izstaro magnija karbonāta termiskās sadalīšanās rezultātā:

MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Lielāko daļu magnija oksīda patērē būvniecības nozare magnezīta cementa un magnezīta ugunsizturīgo materiālu ražošanai.

Magnija hidroksīds Mg(OH) 2 . Balta viela, nešķīst ūdenī, bet viegli šķīst skābēs:

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

Kad oglekļa dioksīds tiek izvadīts caur magnija hidroksīda suspensiju, tā izšķīst, veidojot magnija bikarbonātu:

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

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

Magnija hidroksīdu iegūst, iedarbojoties ar sārmiem vai amonjaku uz magnija sāļu šķīdumiem:

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

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

Ja šķīdumam, kas satur nešķīstošu magnija hidroksīdu, pievieno amonija sāļus, nogulsnes izšķīst. Tas ir saistīts ar faktu, ka amonija joni saista hidroksiljonus (veidojas nedaudz disociēts amonija hidroksīds):

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

Tādā veidā magniju var saglabāt izšķīdinātu amonjakā. Šo šķīdumu sauc par magnēzija maisījumu, un to izmanto fosforskābes jonu kvalitatīvai un kvantitatīvai noteikšanai:

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

Ūdenī labi šķīst nitrāti, hlorīds, sulfāts, perhlorāts, magnija acetāts, kā arī daudzbāzisko skābju skābie sāļi. Citi magnija sāļi slikti šķīst ūdenī.

87. Kalcijs

Kalcija sāļi cilvēkam ir zināmi jau ļoti sen, taču brīvā stāvoklī šo metālu angļu ķīmiķis G. Deivijs ieguva tikai 1808. gadā.

Atrodoties dabā. Kalcija saturs zemes garozā ir 3,3%. Visbiežāk sastopamie tā savienojumi ir minerālais kalcīts CaCO 3 (kaļķakmens, krīta un marmora galvenā sastāvdaļa) un caurspīdīga kalcīta šķirne – Islandes špats. Kalcija karbonāts ir arī daļa no minerālā dolomīta CaCO 3 ·MgCO 3 . Bieži vien ir kalcija sulfāta nogulsnes ģipša minerāla CaSO 4 2H 2 O veidā, kalcija fosfāts minerālvielu veidā fosforīts Ca 3 (PO 4) 2 un apatīts 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (vai Ca 5) (PO 4) 3 F), kalcija fluorīds - minerāla fluoršpata CaF 2 veidā un kalcija nitrāts - kalcija vai Norvēģijas salpetra Ca(NO 3) 2 veidā. Kalcijs ir arī daudzu alumīnija silikātu, jo īpaši laukšpatu, sastāvdaļa.

Fizikālās īpašības. Kalcijs ir sudrabaini balts kaļams metāls, kas kūst 850°C un vārās 1482°C. Tas ir daudz cietāks nekā sārmu metāli.

Ķīmiskās īpašības. Kalcijs ir aktīvs metāls. Tātad normālos apstākļos tas viegli mijiedarbojas ar atmosfēras skābekli un halogēniem:

2 Ca + O 2 \u003d 2 CaO (kalcija oksīds)

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 (kalcija bromīds)

Ar ūdeņradi, slāpekli, sēru, fosforu, oglekli un citiem nemetāliem kalcijs karsējot reaģē:

Ca + H2 \u003d CaH2 (kalcija hidrīds)

3 Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2 (kalcija nitrīds)

Ca + S = CaS (kalcija sulfīds)

3 Ca + 2 P \u003d Ca 3 P 2 (kalcija fosfīds)

Ca + 2 C \u003d CaC 2 (kalcija karbīds)

Kalcijs lēnām mijiedarbojas ar aukstu ūdeni un ļoti enerģiski mijiedarbojas ar karstu ūdeni:

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

Kalcijs var atņemt skābekli vai halogēnus no mazāk aktīvo metālu oksīdiem un halogenīdiem, t.i., tam piemīt reducējošas īpašības:

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

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

Kvīts. Kalcijs metāls tiek iegūts, elektrolīzē tā kausētos sāļus. Elektrolīts ir izkausēts CaCl 2 un CaF 2 maisījums svara attiecībā 3:1. Lai pazeminātu maisījuma kušanas temperatūru, pievieno kalcija fluorīdu. Pieteikums. Kalciju izmanto metalurģijā dzelzs un tērauda attīrīšanai no oksīdiem, kā arī daudzu reto metālu (Tl, Zr, Hf, Nb, Ta u.c.) ražošanā kā šo metālu reducētāju no to oksīdiem un hlorīdiem. Kalcija un svina sakausējumu izmanto gultņu un kabeļu apvalku izgatavošanai.

Kalcija oksīds CaO. Balta viela, kušanas temperatūra aptuveni 3000 С, ar izteiktām pamatīpašībām. Labi reaģē ar ūdeni, skābēm un skābju oksīdiem:

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

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

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3

Laboratorijas apstākļos kalcija oksīdu var iegūt, oksidējot kalciju, kā arī termiski sadalot tā karbonātu. Rūpniecībā CaO iegūst, sadedzinot kaļķakmeni šahtas vai rotācijas krāsnīs 1000–1100°C temperatūrā. Tāpēc to sauc arī par sadedzis vai dzēsts kaļķis.

Kalcija oksīdu izmanto būvmateriālu rūpniecībā kā saistvielu.

Kalcija hidroksīds Ca(OH) 2 . Cieta balta viela, slikti šķīst ūdenī (1,56 g Ca (OH) 2 izšķīst 1 litrā ūdens 20 ° C temperatūrā). Apstrādājot kalcija oksīdu ar karstu ūdeni, tiek iegūts smalki sadalīts kalcija hidroksīds - pūkas. Piesātinātu Ca(OH) 2 ūdens šķīdumu sauc par kaļķa ūdeni. Gaisā tas kļūst duļķains mijiedarbības ar oglekļa dioksīdu un kalcija karbonāta veidošanās dēļ.

Kalcija hidroksīds ir sārms. Tas viegli reaģē ar skābēm, skābiem oksīdiem un sāļiem:

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

Kalcija oksīda mijiedarbības procesu ar ūdeni sauc par dzēšanu. Dzēstie kaļķi, sajaukti ar smiltīm un ūdeni, veido kaļķu javu, ko izmanto celtniecībā: ķieģeļu līmēšanai, klājot sienas, apmetumam uc Gaisā dzēstie kaļķi absorbē oglekļa dioksīdu un pārvēršas kalcija karbonātā.

Cinks sakausējumos ir zināms kopš seniem laikiem. Tīrākā veidā

to saņēma tikai astoņpadsmitā gadsimta beigās.

Atrodoties dabā. Cinka saturs zemes garozā ir 8,3·10 - 3%. Viņa sakari ir diezgan izplatīti. Biežāk par citiem sastopams minerālu cinka maisījums ZnS, retāk - galmijs ZnCO 3, silīcija-cinka rūda Zn 2 SiO 4 ·H 2 O, cinka spinelis ZnO · Al 2 O 3 un sarkanā cinka rūda, jeb cinkīts, ZnO .

Fizikālās īpašības. Cinks ir zilgani balts metāls ar metālisku spīdumu. Gaisā tā virsma ir pārklāta ar oksīda plēvi un notraipās. Cinks kūst 419,5°C un vārās 913°C. Lietā cietā cinka blīvums ir 7,13 g/cm 3, velmētā cinka blīvums ir nedaudz lielāks. Kušanas temperatūrā cinka blīvums ir 6,92 g/cm 3 . Aukstumā cinks ir diezgan trausls, bet 100-150 С temperatūrā to ir viegli velmēt un zīmēt. Viegli veido sakausējumus ar citiem metāliem.

Ķīmiskās īpašības. Cinks ir diezgan aktīvs metāls. Tas viegli mijiedarbojas ar skābekli, halogēniem, sēru un fosforu:

2 Zn + O 2 \u003d 2 ZnO (cinka oksīds)

Zn + Cl 2 = ZnCl 2 (cinka hlorīds)

Zn + S = ZnS (cinka sulfīds)

3 Zn + 2 P \u003d Zn 3 P 2 (cinka fosfīds)

Sildot, tas mijiedarbojas ar amonjaku, kā rezultātā veidojas cinka nitrīds:

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

un arī ar ūdeni:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

un sērūdeņradis:

Zn + H2S \u003d ZnS + H2

Sērfīds, kas veidojas uz cinka virsmas, pasargā to no turpmākas mijiedarbības ar sērūdeņradi.

Cinks labi šķīst skābēs un sārmos:

Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2

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

Atšķirībā no alumīnija, cinks izšķīst amonjaka ūdens šķīdumā, jo tas veido labi šķīstošu amonjaku:

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

Cinks izspiež mazāk aktīvos metālus no to sāļu šķīdumiem.

CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu

СdSO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + Сd

Kvīts. Cinks tiek iegūts divos veidos: pirometalurģiskā un hidrometalurģiskā. Abās metodēs cinka rūda tiek grauzdēta, lai cinka sulfīdu pārvērstu oksīdā:

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

ZnCO 3 \u003d ZnO + CO 2

Izdalītais sēra dioksīds tiek izmantots sērskābes ražošanā. Cinku iegūstot ar pirometalurģisko slāni, iegūto cinka plēnes (cinka rūdas apdedzināšanas produktu) sajauc ar koksu un karsē līdz 1100-1200 С. Cinks tiek atjaunots:

ZnO + C = Zn + CO

un 913 °C temperatūrā tas tiek destilēts.

Lai iegūtu cinku ar hidrometalurģisko slāni, cinka plēnes izšķīdina sērskābē, atdala piemaisījumus un izolē cinku ar sērskābes šķīduma elektrolīzi (alumīnijs kalpo kā katods, bet svins ir anods).

Pieteikums. Cinku izmanto dzelzs cinkošanai, lai pasargātu to no korozijas (cinka loksne), galvanisko elementu ražošanai. Cinka putekļus izmanto kā ķīmisko procesu reducētāju. Cinks ir daudzu sakausējumu sastāvdaļa.

Cinka oksīds ZnO. Balts pulveris. Tas kūst apmēram 2000 ° C temperatūrā. Slikti šķīst ūdenī. Tam ir amfoteriskas īpašības. Viegli šķīst gan skābēs, gan sārmos, veidojot cinka un n sāļus:

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

ZnO + 2 KOH + 2 H2O \u003d K 2

Sakausējot, tas mijiedarbojas ar bāziskajiem un skābajiem oksīdiem:

ZnO + CaO \u003d CaZnO 2

ZnO + SiO 2 \u003d ZnSiO 3

Cinka oksīds tiek izmantots kā katalizators daudzos ķīmiskos procesos. Tā ir arī daļa no cinka baltuma.

Cinka hidroksīds Zn(OH) 2 . Tam ir amfoteriskas īpašības, viegli šķīst skābēs un sārmos:

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

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

Tas arī viegli šķīst amonjakā - veidojas cinka amonjaks:

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

Cinka hidroksīds veidojas, ja cinka sāli apstrādā ar sārmu (bet ne amonjaku) vai cinkskābi:

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

Cinka sāļi. Cinka hlorīdu ZpCl 2 iegūst, izšķīdinot cinku vai tā oksīdu sālsskābē. Tas ļoti labi šķīst ūdenī (izplatās gaisā). Metāla virsmas apstrādei lodēšanas (kodināšanas) laikā izmanto cinka hlorīda šķīdumu sālsskābē. Cinka hlorīds veidojas ar sālsskābes kompleksu skābi H 2 ZnCl 4, kas šķīdina metālu oksīdus, bet ne metālus. Innki hlorīdu izmanto medicīnā kā antiseptisku līdzekli.

Cinka sulfīds ZnS. Gaiši dzeltens pulveris, slikti šķīst ūdenī. Kūst pie 1800-1900 С zem spiediena (sublimējas pie 1180 С). Viegli šķīst skābēs:

ZnS + 2 HCl \u003d ZnCl 2, + H 2 S

Tā ir daļa no litopona, minerālkrāsas, ko iegūst, sajaucot bārija sulfīdu ar cinka sulfātu:

BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 + ZnS

Litonon ir daudz lētāks nekā baltais svins, bet mazāk stabils gaismā. Ultravioleto un radioaktīvo staru iedarbībā cinka sulfīds spīd. Tāpēc to izmanto kā fosforu katodstaru lampās. Smalki samaltu cinka sulfīdu (cinka sulfīda pelēko krāsu) izmanto tiltu un mašīnu detaļu metāla konstrukciju pārklāšanai.

Cinka sulfātu ZnSO 4 izmanto medicīnā kā antiseptisku līdzekli.

89. Merkurs

Dzīvsudrabu zināja senie grieķi.

Atrodoties dabā. Tā saturs zemes garozā ir

8,3 10 - 6%. Vietējais dzīvsudrabs ir sastopams kā ieslēgumi klintī. Ir arī dzīvsudraba sulfīds HgS, ko sauc par cinobru.

Fizikālās īpašības. Dzīvsudrabs ir sudrabaini balts šķidrs metāls, kas sacietē -38,84°C un vārās 356,95°C temperatūrā. Cietā stāvoklī tam ir laba kaļamība un elastība. Dzīvsudrabs izšķīdina daudzus metālus, veidojot amalāmus. Tajos metāli uzvedas kā brīvā stāvoklī, bet kļūst mazāk aktīvi (amalgamas veidošanās samazina aktivitāti līdzīgi kā atšķaidīšana). Dzīvsudraba tvaiki ir ļoti toksiski. Dzīvsudrabs netiek izvadīts no cilvēka ķermeņa.

Ķīmiskās īpašības. Dzīvsudrabs ir neaktīvs metāls. Tas mijiedarbojas ar skābekli tikai sildot:

2 Hg + O 2 \u003d 2 HgO

Dzīvsudrabs aukstumā reaģē ar hloru, veidojot dzīvsudraba hlorīdu vai sublimātu:

Hg + Cl 2 = HgCl 2

Dzīvsudrabs viegli mijiedarbojas ar pulverveida sēru, veidojot ļoti spēcīgu savienojumu - dzīvsudraba sulfīdu:

Šo reakciju izmanto izlijušā dzīvsudraba saistīšanai: vietu, kur ir aizdomas par izlijušu dzīvsudrabu, pārkaisa ar sēra pulveri.

Dzīvsudrabs nešķīst ūdenī un sārmos. Tas šķīst oksidējošās skābēs; koncentrētā sērskābē, kad to karsē, un slāpekļskābē - aukstumā. Atkarībā no dzīvsudraba daudzuma dzīvsudraba sāļi veidojas oksidācijas stāvoklī +1 un +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

Dzīvsudrabs (II) HgCl 2 hlorīdā tiek reducēts ar metālisku dzīvsudrabu līdz dzīvsudrabam (I):

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

Kvīts. Dzīvsudrabu iegūst no cinobra, to kalcinējot gaisā vai karsējot ar dzelzi vai kalcija oksīdu:

HgS + O 2 = Hg + SO 2

HgS + Fe = Hg + FeS

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

Dzīvsudrabs ir viegli destilēts.

Pieteikums. Metāliskais dzīvsudrabs tiek izmantots dažādās ierīcēs, piemēram, spiediena regulatoros, kvarca lampās, termometros, difūzijas vakuumsūkņos u.c.. Izmanto arī krāsu, dzīvsudraba fulmināta, dzīvsudraba ziedes pret ādas slimībām iegūšanai. Dzīvsudraba amalgamas izmanto kā reducētājus. Ievērojams dzīvsudraba daudzums tiek izmantots elektroķīmiskajā rūpniecībā (dzīvsudraba katodi) un polarogrāfijā.

Dzīvsudraba oksīds HgO. Viela ir dzeltena vai sarkana. Sildot, tas viegli sadalās skābeklī un dzīvsudrabā. Dzīvsudraba oksīdam ir tikai pamata īpašības. Tas var izšķīst skābēs, ar kurām dzīvsudrabs veido viegli šķīstošos sāļus:

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

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

Dzīvsudraba oksīds nešķīst ūdenī un, iedarbojoties ar sārmiem uz dzīvsudraba (II) sāļu šķīdumiem, izgulsnējas:

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

Dzīvsudraba savienojumos ar oksidācijas pakāpi +1 divi dzīvsudraba atomi ir savienoti kopā ar kovalentu saiti. Sārmu iedarbībā uz dzīvsudraba (I) sāļiem, metāliskais dzīvsudrabs un dzīvsudraba oksīds (II) izgulsnējas:

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

Dzīvsudraba sāļus galvenokārt izmanto kā katalizatorus daudzos ķīmiskos procesos. Tātad sublimētais HgCl2 katalizē acetilēna hidrohlorēšanu:

HCCH + HCl -- H 3 C = CHCl

Dzīvsudraba sulfāts HgSO 4 izmanto kā katalizatoru acetilēna hidratācijā saskaņā ar Kučerova reakciju:

HCCH + H 2 O -- CH 3 CHO

Maz šķīstošo Hg 2 Cl 2 kalomelu izmanto elektrometrisko instrumentu standarta elektrodu ražošanā.

19. tabula - Elementu 3Ap / grupa raksturojums

Alumīnijs ir periodiskās tabulas III grupas galvenajā apakšgrupā. Apakšgrupas elementu atomiem pamatstāvoklī ir šāda ārējā elektronu apvalka struktūra: ns 2 np 1 . Atomu ārējā enerģijas līmenī ir brīvas p-orbitāles, kas ļauj atomiem nonākt ierosinātā stāvoklī. Ierosinātā stāvoklī šo elementu atomi veido trīs kovalentās saites vai pilnībā ziedo trīs valences elektronus, uzrādot oksidācijas stāvokli +3.

Alumīnijs ir visizplatītākais metāls uz Zemes: tā masas daļa zemes garozā ir 8,8%. Lielākā daļa dabīgā alumīnija ir daļa no aluminosilikātiem - vielām, kuru galvenās sastāvdaļas ir silīcija un alumīnija oksīdi. Aluminosilikāti ir daļa no daudziem akmeņiem un māliem.

Īpašības: Al ir sudrabaini balts metāls, tas ir kausējams un viegls metāls. Tam ir augsta plastika, laba elektriskā un siltuma vadītspēja. Al ir reaktīvs metāls. Tomēr tā aktivitāte normālos apstākļos ir nedaudz samazināta plānas oksīda plēves klātbūtnes dēļ, kas veidojas uz metāla virsmas, saskaroties ar gaisu.

1. Mijiedarbība ar nemetāliem. Normālos apstākļos alumīnijs reaģē ar hloru un bromu:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

Sildot, alumīnijs mijiedarbojas ar daudziem nemetāliem:

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

2Al + 3I 2 = 2AlI 3

2Al + N 2 = 2AlN

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

2. Mijiedarbība ar ūdeni. Pateicoties aizsargājošajai oksīda plēvei uz virsmas, alumīnijs ir stabils ūdenī. Tomēr, noņemot šo plēvi, notiek enerģiska mijiedarbība:

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

2. Mijiedarbība ar skābēm. Alumīnijs mijiedarbojas ar sālsskābi un atšķaidītu sērskābi:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H 2

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

Slāpekļskābes un koncentrētas sērskābes pasivizē alumīniju: šo skābju ietekmē palielinās aizsargplēves biezums uz metāla, un tā nešķīst.

4. Mijiedarbība ar sārmiem. Alumīnijs mijiedarbojas ar sārmu šķīdumiem, izdalot ūdeņradi un veidojot kompleksu sāli:

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

5. Metālu oksīdu reģenerācija. Alumīnijs ir labs reducētājs daudziem metālu oksīdiem:

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

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

alumīnija oksīds un hidroksīds. Alumīnija oksīds jeb alumīnija oksīds Al 2 O 3 ir balts pulveris. Alumīnija oksīdu var iegūt, sadedzinot metālu vai kalcinējot alumīnija hidroksīdu:

2Al(OH)3 \u003d Al2O3 + 3H2O

Alumīnija oksīds praktiski nešķīst ūdenī. Šim oksīdam atbilstošo hidroksīdu Al (OH) 3 iegūst, iedarbojoties ar amonija hidroksīda vai sārmu šķīdumiem, kas uzņemti ar deficītu, alumīnija sāļu šķīdumus:

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

Šī metāla oksīds un hidroksīds ir amfotēriski, t.i. piemīt gan bāziskas, gan skābas īpašības.

Pamatīpašības:

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

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

Skābes īpašības:

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

2Al(OH)3 + 6KOH = K 3

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

Ražošana. Alumīniju ražo ar elektrolītisku metodi. To nevar izolēt no sāļu ūdens šķīdumiem, jo ir ļoti aktīvs metāls. Tāpēc galvenā rūpnieciskā metode metāliskā alumīnija iegūšanai ir alumīnija oksīdu un kriolītu saturoša kausējuma elektrolīze.

Pieteikums. Metāliskais alumīnijs tiek plaši izmantots rūpniecībā, ražošanas ziņā tas ieņem otro vietu aiz dzelzs. Lielākā daļa alumīnija tiek izmantota sakausējumu ražošanai:

Duralumīns ir alumīnija sakausējums, kas satur varu un nelielu daudzumu magnija, mangāna un citas sastāvdaļas. Duralumīni ir viegli, spēcīgi un korozijizturīgi sakausējumi. Izmanto lidmašīnās un mašīnbūvē.

Magnalīns ir alumīnija un magnija sakausējums. Izmanto lidmašīnās un mašīnbūvē, celtniecībā. Izturīgs pret koroziju jūras ūdenī, tāpēc tiek izmantots kuģu būvē.

Silumīns ir alumīnija sakausējums, kas satur silīciju. Piemērots liešanai. Šo sakausējumu izmanto automobiļu, lidmašīnu un mašīnbūvē, precīzijas instrumentu ražošanā.

Alumīnijs ir kaļams metāls, tāpēc to izmanto plānas folijas izgatavošanai, ko izmanto radiotehnikas izstrādājumu ražošanā un preču iepakošanai. Vadi ir izgatavoti no alumīnija, sudraba krāsām.

Uzdevumi ar profesionālu uzmanību

1. Lai pēc mazgāšanas sakņu kultūras notīrītu no ādas, tās applaucē ar verdošu sodas šķīdumu (W = 4%). Ar sālsskābes pārpalikumu kuņģa sulā dzīvniekus baro ar cepamās sodas šķīdumu. Uzrakstiet šo vielu formulas. Nosauciet citas nātrija un kālija sāļu pielietošanas jomas lauksaimniecības praksē, ikdienas dzīvē.

2. Kālija jodīdu plaši izmanto dzīvnieku barošanai ar mikroelementiem un lieko ziedu noņemšanai ābelēm. Uzrakstiet kālija jodīda iegūšanas reakcijas vienādojumu, norādiet oksidētāju un reducētāju.

3. Kāpēc koksnes pelnus (pelni satur kālija jonus K + un karbonātu - CO 3 2- jonus) izmanto lauku mēslošanai, ieteicams uzglabāt telpās vai zem nojumes? Uzrakstiet vienādojumus reakcijām, kas notiek, kad pelni ir samitrināti.

4. Pārāk liels augsnes skābums negatīvi ietekmē augu. Šajā gadījumā ir nepieciešams veikt augsnes kaļķošanu. CaCO 3 kaļķakmens ievadīšana augsnē samazina skābumu. Uzrakstiet vienādojumu reakcijai, kas notiek šajā gadījumā.

5. No superfosfāta ievadīšanas augsnes skābums nemainās. Tomēr superfosfāta skābums, kas satur fosforskābes pārpalikumu, ir kaitīgs augiem. Lai to neitralizētu, pievieno CaCO 3. Nav iespējams pievienot Ca (OH) 2, jo superfosfāts pārvērtīsies par savienojumu, ko augiem ir grūti sagremot. Uzrakstiet vienādojumus attiecīgajām reakcijām.

6. Lai apkarotu graudu, augļu un dārzeņu kaitēkļus, izmanto hloru ar ātrumu 35 g uz 1 m 3 telpas. Aprēķina nātrija hlorīda masu, kas ir pietiekama, lai 300 m 3 telpas apstrādātu ar hloru, kas iegūts šīs sāls kausējuma elektrolīzē.

7. Uz katriem 100 centneriem sakņu kultūru un cukurbiešu galotnēm no augsnes atdala aptuveni 70 kg kālija oksīda. Kāda silvinīta KCl Na Cl masa, kas satur kālija hlorīdu ar masas daļu 0,56, var kompensēt šos zudumus?

8. Kartupeļu barošanai izmanto kālija hlorīda šķīdumu ar masas daļu 0,04. Aprēķina potaša mēslojuma (KCl) masu, kas nepieciešama, lai iegūtu 20 kg šāda šķīduma.

9. Iegūstot barības vielu šķīdumu augu barošanai, uz 400 ml ūdens ņem 1 g KNO 3, 1 g MgSO 4, 1 g KH 2 PO 4, 1 g Ca (NO 3) 2. Aprēķiniet katras vielas masas daļu (%) iegūtajā šķīdumā.

10. Lai saglabātu slapjos graudus no sabrukšanas, tos apstrādā ar nātrija hidrosulfātu NaHSO 4. Aprēķina nātrija hidrosulfāta masu, ko iegūst, reaģējot 120 g nātrija hidroksīda ar sērskābes šķīdumu.

11. Kurš mēslojums satur vairāk kālija: kālija nitrāts (KNO 3), potašs (K 2 CO 3) vai kālija hlorīds (KCl)?

12. Kalcija cianamīdu izmanto kokvilnas lappušu noņemšanai pirms ražas novākšanas tās mehāniskās novākšanas laikā. Atrodiet šī savienojuma formulu, zinot, ka kalcija, oglekļa un slāpekļa masas daļas ir attiecīgi 0,5; 0,15; 0,35.

13. Analizējot koksnes pelnus, ko izmanto lopkopībā kā lopbarību, konstatēts, ka 70 g pelnu satur 18,4 g kalcija, 0,07 g fosfora un 2,3 g nātrija. Aprēķiniet katra elementa masas daļu (%) norādītajā virskārtā.

14. Cik daudz kaļķakmens, kas satur 90% kalcija karbonātu, uzklāt uz 30 hektāriem, ja kaļķošanu veic ar ātrumu 4 tonnas CaO uz hektāru.

15. Ir: a) tīrs amonija nitrāts, b) tehniskais silvinīts, kas satur 33% kālija. Sajaucot šos materiālus, nepieciešams iegūt vienu tonnu slāpekļa-kālija mēslojuma, kas satur 15% slāpekļa. Kādos daudzumos abus materiālus vajadzētu sajaukt un cik procentos kālija būs šāds maisījums?

4.9. Sadaļa: Galvenie pārejas metāli

Mērķis: Pētīt sekundāro apakšgrupu metālu un to savienojumu īpašības

Pārejas metāli ir periodiskās sistēmas sekundāro apakšgrupu elementi.

8950 0

14. grupā ietilpst C, Si, Ge, Sn, Pb (1. un 2. tabula). Tāpat kā 3A apakšgrupas elementi, tie ir p-elementi ar līdzīgu ārējā apvalka elektronisko konfigurāciju - s 2 p 2. Virzoties uz leju grupā, atomu rādiuss palielinās, izraisot saiknes starp atomiem vājināšanos. Palielinoties ārējo atomu apvalku elektronu delokalizācijai, elektrovadītspēja palielinās tajā pašā virzienā, tāpēc elementu īpašības mainās no nemetāliskiem uz metāliskiem. Ogleklis (C) dimanta formā ir izolators (dielektrisks), Si un Ge ir pusmetāli, Sn un Pb ir metāli un labi vadītāji.

1. tabula Dažas 14. grupas metālu fizikālās un ķīmiskās īpašības

	Vārds		Atsaucas, plkst. svars	Elektroniskā formula	Rādiuss, pm	Galvenie izotopi (%)
	Ogleklis Ogleklis [no lat. ogleklis - ogles]				kovalentā 77 ar dubultsaiti 67, ar trīskāršo saiti 60	14 C (pēdas)
	Silīcijs Silīcijs [no lat. silicis — krams]				atoms 117, kovalentais 117
	Germanium Germanium [no lat. Vācija]			3d 10 4s 2 4p 2	atomu 122,5, kovalentais 122
	Tin Tin [no anglosakšu valodas. alva, lat. stans]			4d 10 5s 2 5p 2	atomu 140,5, kovalentais 140
	Svins Svins [no anglosakšu valodas. svins, lat. plumbum]			4f 14 5d 10 6s 2 6r 2	atoms 175, kovalentais 154

Visi šīs grupas elementi veido savienojumus ar oksidācijas pakāpi +4. Šo savienojumu stabilitāte samazinās, pārejot uz grupas apakšējo daļu, savukārt, tāpat kā divvērtīgajos savienojumos, tā, gluži pretēji, palielinās ar šādu kustību. Visi elementi, izņemot Si, veido arī savienojumus ar valenci +2, kas ir saistīts ar " inerta pāra efekts»: ievelkot pāris ārējos s-elementi nokļūst iekšējā elektronu apvalkā ārējo elektronu sliktākas ekranēšanas dēļ d- un f-elektroni salīdzinājumā ar s- un R-grupas apakšējo locekļu lielo atomu iekšējo apvalku elektroni.

Šīs grupas elementu īpašības ļāva tos izmantot kā pretaļģu pārklājumus (AP) kuģiem. Pirmie izmantotie šādi pārklājumi Pb, tad sāka pieteikties sn(ar oglekļa polimēru saistīta bistributilorganoalvas radikāļa veidā). Vides apsvērumu dēļ 1989. gadā šo, kā arī citu toksisko metālu izmantošana PP ( Hg, Cd, As) tika aizliegts, aizstāts ar PP, kura pamatā ir silīcija organiskie polimēri.

2. tabula. 14. grupas metālu saturs organismā, toksiskās (TD) un letālās devas (LD)

	Zemes garozā (%)	Okeānā (%)	Cilvēka ķermenī
			Vidēji (ar ķermeņa svaru 70 kg)			Asinis (mg/l)
							parasti nav toksisks, bet CO un CN cianīdu veidā tas ir ļoti toksisks
		(0,03-4,09) x 10 -4					Nav toksisks
		(0,07-7)x10-10					Nav toksisks
		(2,3-8,8) x 10 -10			(0,33-2,4) x 10 -4		TD 2 g, LD nd, nedaudz alvas. savienojumi ir ļoti toksiski
					(0,23-3,3) x 10 -4		TD 1 mg, LD 10 g

Ogleklis (C) - atšķiras no visiem citiem tā sauktajiem elementiem katenācija, tas ir, spēja veidot savienojumus, kuros tā atomi ir saistīti viens ar otru garās ķēdēs vai gredzenos. Šī īpašība izskaidro miljoniem savienojumu veidošanos, ko sauc organisks, kas ir veltīta atsevišķai ķīmijas sadaļai - organiskā ķīmija.

Oglekļa spēja katenēt ir izskaidrojama ar vairākām iezīmēm:

Pirmkārt, spēks savienojumiem C-C. Tādējādi šīs saites vidējā entalpija ir aptuveni 350 kJ/mol, savukārt saites entalpija Si - Si— tikai 226 kJ/mol.

Otrkārt, oglekļa atomu unikālā spēja hibridizācija: izglītība 4 sp 3 orbitāles ar tetraedrisku orientāciju (nodrošinot vienkāršu kovalento saišu veidošanos), vai 3 sp 2 orbitāles, kas orientētas vienā plaknē (nodrošinot dubultsaišu veidošanos), vai 2 sp-orbitāles ar lineāru orientāciju (nodrošinot trīskāršo saišu veidošanos).

Tādējādi ogleklis var veidot 3 veidu koordinācijas vidi: lineārs divu un trīs atomu molekulām, ja elementa CN ir 2, plakne trīsstūrveida grafīta molekulām, fullerēniem, alkēniem, karbonilsavienojumiem, benzola gredzenam, ja CN ir 3, un tetraedrisks alkāniem un to atvasinājumiem ar CN = 4.

Dabā ogleklis sastopams alotropu, tas ir, dažādu strukturālo formu (grafīts, dimants, fullerēni), kā arī kaļķakmens un ogļūdeņražu izejvielu (ogļu, naftas un gāzes) veidā. To izmanto koksa veidā tērauda kausēšanā, ogļu veidā poligrāfijā, aktivēto ogli ūdens attīrīšanā, cukuru utt.

2010. gadā Nobela prēmija fizikā tika piešķirta par unikālas formas izpēti NO- grafēns. Laureātiem - Krievijas pamatiedzīvotājiem - A. Geim un K. Novoselovam izdevās iegūt šo materiālu no grafīta. Tas ir divdimensiju kristāls, tas ir, tas izskatās kā C atomu režģis viena atoma biezums, viļņiem līdzīga struktūra, kas nodrošina kristāla stabilitāti. Tā īpašības ir ļoti daudzsološas: tas ir plānākais caurspīdīgais materiāls no visiem šobrīd zināmajiem, turklāt tas ir ārkārtīgi izturīgs (apmēram 200 reizes stiprāks par tēraudu), ar elektrovadītspēju un siltumvadītspēju. Istabas temperatūrā tā elektriskā pretestība ir viszemākā starp visiem zināmajiem vadītājiem. Ne pārāk tālā nākotnē uz grafēna bāzes būs īpaši ātrdarbīgi datori, plakanā ekrāna ekrāni un saules paneļi, kā arī jutīgi gāzes detektori, kas reaģē uz vairākām gāzes molekulām. Citas tā izmantošanas jomas nav izslēgtas.

Oksīda veidā ( SO) un cianīdi ( CN-) ogleklis ir ļoti toksisks, jo tas traucē elpošanas procesus. Šo savienojumu bioloģiskās iedarbības mehānismi ir atšķirīgi. Cianīds inhibē elpošanas enzīmu citohroma oksidāzeātri sazinoties Sji- enzīma aktīvais centrs, bloķējot elektronu plūsmu elpošanas ķēdes galā. SO, kas ir Lūisa bāze, saistās ar atomu Fe hemoglobīna molekulā ir spēcīgāka nekā O 2 , veidojot karbonilhemoglobīns nepiemīt spējas saistīt un nest O 2. Spēja SO veido saites ar d- metāli zemā oksidācijas pakāpē izraisa dažādu karbonila savienojumu veidošanos. Piemēram, Feļoti toksiskā vielā - psitakarbopilā Fe(CO) 5 ir nulles oksidācijas pakāpe, un kompleksā [ Fe(CO) 4 ] 2- ir oksidācijas pakāpe -2 (1. att.).

Rīsi. viens.

Metāla atoma stabilizācija zemā oksidācijas stāvoklī kompleksos ar SO pateicoties oglekļa spējai izvirzīties zemu struktūras dēļ R*-orbitāles lomā akceptora ligands. Šīs orbitāles pārklājas ar aizņemtajām metāla orbitālēm, veidojot koordināciju R-saite, kurā darbojas metāls donors elektroni. Šis ir viens no nedaudzajiem izņēmumiem no vispārējā CS veidošanās noteikuma, kur elektronu akceptors ir metāls.

Nav jēgas sīkāk aprakstīt oglekļa īpašības, jo parasti tas ne tikai netiek noteikts daudzelementu analīzē, bet arī tā piejaukums paraugā tiek uzskatīts par nevēlamu un tiek maksimāli noņemts parauga sagatavošanas laikā. Optiskās emisijas analīzē tas dod ļoti plašu spektru, palielinot trokšņa fonu un tādējādi samazinot jutīguma robežu nosakāmo elementu noteikšanai. Masu spektrometrijā organiskās molekulas veido lielu skaitu molekulu fragmentu ar dažādu molekulmasu, kas būtiski traucē analīzi. Tāpēc lielākajā daļā gadījumu visas oglekli saturošās vielas tiek noņemtas parauga sagatavošanas laikā.

Silīcijs (Si) - pusmetāls. Kad silīcija dioksīds tiek samazināts ( SiO 2) melno amorfo veido ogleklis Si. kristāli Si augstas tīrības pakāpes atgādina pelēkzilu metālu. Silīciju izmanto pusvadītājos, sakausējumos un polimēros. Tas ir svarīgi dažām dzīvības formām, piemēram, čaulu veidošanai kramaļģos; iespējams, tas ir svarīgi cilvēka ķermenim. Daži silikāti ir kancerogēni, daži izraisa silikozi.

Visos sakaros Sičetrvērtīgs, veido kovalentas dabas ķīmiskās saites. Visizplatītākais oksīds SiO 2. Neskatoties uz ķīmisko inerci un nešķīstību ūdenī, norīts, tas var veidot silīcija skābes un silīcija organiskos savienojumus ar netiešām bioloģiskām īpašībām. Toksicitāte SiO 2 ir atkarīgs no daļiņu izkliedes: jo mazākas tās ir, jo toksiskākas, lai gan pastāv korelācijas starp dažādu formu šķīdību SiO 2 un silikogenitāte nav novērota. Silīcijskābju toksicitātes saistība ar Si pierāda tādas pašas smalkuma dimanta putekļu pilnīgu inerci.

Nesen tika atzīmēts, ka bioloģiskajās vidēs silīcijskābes ir iesaistītas veidošanā hidroksilaluminosilikāti, un šo parādību nevar izskaidrot ar attiecību Si-C, nav savienojuma Si-O-C. Paplašinoties rūpnieciskai izmantošanai Al un tā savienojumi caur aluminosilikātiem Al arvien vairāk iesaistīts daudzās bioķīmiskās reakcijās. Jo īpaši funkcionālās skābekli un fluoru saturošās grupas viegli veido ļoti stabilus kompleksus savienojumus ar Al izjaucot viņu vielmaiņu.

Visvairāk pētīts starp silīcija organiskajiem savienojumiem silikoni- polimēri, kuru molekulas karkass sastāv no mainīgiem savstarpēji saistītiem atomiem Si un O 2. Uz atomiem Si silikonos ir pievienotas alkil- vai arilgrupas. Pieejamība Si silīcija organiskajos savienojumos tas radikāli maina vielu īpašības, ja tās to nesatur. Piemēram, parastos polisaharīdus var izolēt un attīrīt, izmantojot stipru etanolu, kas izgulsnē polisaharīdu no šķīduma. Savukārt silīciju saturošie ogļhidrāti neizgulsnējas pat 90% etanolā. Silīcija organisko savienojumu klasifikācija ir parādīta tabulā. 3.

3. tabula Silikona polimēri

	Nosaukums un struktūra	Piezīme
		Sastāv tikai no Si. Oglekļa ķēdes saistīšanas enerģija C-C ir 58,6, un Si - Si 42,5 kcal/mol, un tāpēc poliorganosilāni ir nestabili.
		Saiknes enerģija Si-O 89,3 kcal/mol. Tāpēc šie polimēri ir spēcīgi, izturīgi pret temperatūru un oksidatīvo noārdīšanos. Šīs klases polimēri pēc struktūras ir ļoti daudzveidīgi. Lineāros polisiloksānus plaši izmanto kā sintētiskas elastīgas un karstumizturīgas gumijas.
		Atomi galvenajā ķēdē Si atdalītas ar oglekļa atomu ķēdēm.
		Galvenā ķēde satur siloksāna grupas, kas atdalītas ar oglekļa ķēdēm.
		Mugurkauls sastāv no atomiem NO un atomi Si kas ietverti sānu grupās vai atvasēs.
		Makromolekulārās ķēdes ietver atomus Si, O un metāli, kur M = Al, Ti, Sb, Sn, B.

Visticamākais attīstības mehānisms silikoze apsveriet to fagocītu iznīcināšanu, kas ir satvēruši daļiņas SiO 2. Mijiedarbojoties ar lizosomām, silīcija daļiņas iznīcina lizosomas un pašu fagocītu šūnu, izraisot enzīmu un organellu molekulu fragmentu izdalīšanos. Tie mijiedarbojas ar citiem fagocītiem, tas ir, tiek uzsākts fagocītu nāves ķēdes process. Ja šūnā ir noteikts daudzums silīcijskābes, šis process tiek paātrināts. Mirušo makrofāgu uzkrāšanās ierosina kolagēna ražošanu apkārtējos fibroblastos, kā rezultātā fokusā attīstās skleroze.

Koloidālā silīcijskābe ir spēcīgs hemolītisks līdzeklis, maina seruma olbaltumvielu attiecību, inhibē vairākus elpošanas un audu enzīmus, izjauc daudzu vielu, tostarp fosfora, metabolismu. Pēdējā laikā liela uzmanība tiek pievērsta sililija joni (R 3 Si+). Tie parāda atoma unikālās spējas Si paplašināt savu koordinācijas sfēru, palielinot tās elektrofilitāti. Tas mijiedarbojas ar jebkuriem nukleofīliem, tostarp pretēja lādiņa joniem (ieskaitot reaktīvos vielmaiņas starpproduktus) un šķīdinātāja molekulām. Tāpēc kondensētās fāzēs tie kļūst “nenotverami”, un tos ir grūti noteikt (Kochina et al., 2006).

Silīcija organiskie polimēri (OSP) vispirms tika izmantoti kā pretaļģu pašpulējošs kuģu korpusa pārklājums (Tsukerman un Rukhadze, 1996). Taču tad tika piedāvātas dažādas metodes COP izmantošanai citās tautsaimniecības nozarēs, jo īpaši medicīnā kā stipras kaulu protēzes.

Germānija (Ge) — amfotērisks pusmetāls; ar īpaši augstu tīrības pakāpi tas izskatās kā trausli sudrabaini balti kristāli. To izmanto pusvadītājos, sakausējumos un īpašos stiklos infrasarkanajai optikai. To uzskata par bioloģisku stimulantu. Savienojumos tā oksidācijas pakāpe ir +2 un +4.

Doksīda un halogenīdu absorbcija Ge vājš zarnās, bet dīgstu veidā M 2 GeO 4 ir nedaudz uzlabots. Germānija nesaistās ar plazmas olbaltumvielām un tiek sadalīta starp eritrocītiem un plazmu proporcijā aptuveni 2:1. Ātri (pusperiods aptuveni 36 stundas) izdalās no organisma. Parasti zema toksicitāte.

Alva (Sn) - mīksts, kaļams metāls. To izmanto smērvielās, sakausējumos, lodmetālos, kā piedevu polimēriem, krāsās pretapaugšanas pārklājumiem, gaistošo alvas organisko savienojumu sastāvā, kas ir ļoti toksiski zemākiem augiem un dzīvniekiem. Neorganisko savienojumu veidā tas nav toksisks.

Ir divi enantiotrops, "pelēks" (b) un "balts" (c) alva, tas ir, dažādas alotropās formas, kas ir stabilas noteiktos apstākļu diapazonos. Pārejas temperatūra starp šīm formām veidojas pie spiediena 1 atm. vienāds ar 286,2°K (13,2°C). Baltajai alvai ir izkropļota pelēka modifikācijas struktūra ar CN = 6 un blīvumu 7,31 g/cm 3 . Normālos apstākļos tas ir stabils un zemā temperatūrā lēnām pārvēršas formā ar dimantu līdzīgu struktūru ar CN = 4 un blīvumu 5,75 g/cm 3 . Šādas metāla blīvuma izmaiņas atkarībā no vides temperatūras ir ārkārtīgi retas un var izraisīt dramatiskas sekas. Piemēram, auksto ziemu apstākļos karavīru formas tērpiem tika iznīcinātas skārda pogas, un 1851. gadā Seicas baznīcā ērģeļu skārda caurules pārvērtās par pulveri.

Organismā tas nogulsnējas aknās, nierēs, kaulos, muskuļos. Saindēšanās gadījumā ar alvu samazinās eritropoēze, kas izpaužas kā hematokrīta, hemoglobīna un sarkano asins šūnu skaita samazināšanās. Ir bijis arī kavējums 5-aminolevulināta dehidrāze, viens no enzīmiem hema biosintēzes ķēdē, kā arī aknu enzīmi glutationa reduktāze un dehidrogenāzes glikozes-6-fosfāts, laktāts un sukcināts. Acīmredzot sn izdalās no organisma kā daļa no kompleksiem ar SH satur substrātus.

Svins (Pb) - mīksts, kaļams, kaļams metāls. Mitrā gaisā tas ir pārklāts ar oksīda plēvi, izturīga pret skābekli un ūdeni. Izmanto baterijās, kabeļos, krāsās, stiklā, smērvielās, benzīnā un pretradiācijas aizsardzības līdzekļos. Tas ir toksisks 1. bīstamības grupas metāls, jo uzkrājas organismā kaulaudos ar pavājinātu nieru darbību un sirds un asinsvadu sistēmu. Attīstītajās valstīs tā saturs tiek kontrolēts ar obligātu iedzīvotāju medicīnisko pārbaudi. Izraisa dažādas slimības.

Medicīniskie bioneorganiskie līdzekļi. G.K. Baraškovs