A treia grupă a sistemului periodic. Proprietăți fizice ale elementelor din subgrupul principal al grupului III Proprietăți fizice ale elementelor din grupa 3 din subgrupul principal

Elementele p din grupa III a sistemului periodic al lui D. I. Mendeleev includ: bor B, aluminiu, galiu, indi și taliu Configurația electronică a atomilor

Unele constante care caracterizează proprietățile atomilor elementelor p ale grupului luat în considerare și substanțele metalice corespunzătoare sunt comparate mai jos:

Proprietățile -elementelor din grupa III sunt afectate de compresia d situată în sistemul periodic într-o perioadă mică III, în perioade mari imediat după elementele d). Deci, din raza atomică scade oarecum, iar primul potențial de ionizare crește. Proprietățile atomilor de taliu sunt, de asemenea, afectate de compresie. De aceea, raza atomului este aproape de raza atomului, iar energia de ionizare este ceva mai mare.

Bor. În conformitate cu structura electronică a atomului, borul poate fi monovalent (un electron nepereche la subnivelul energetic). Totuși, borul este cel mai caracteristic compușilor în care este trivalent (atunci când un atom este excitat, există trei electroni nepereche în subnivelurile de energie și -).

Orbitul liber din atomul de bor excitat determină proprietățile acceptoare ale multor compuși ai săi, în care se formează trei legături covalente conform mecanismului covalent de schimb (de exemplu, Acești compuși sunt predispuși la adăugarea de particule cu proprietăți donor de electroni). , adică la formarea unei alte legături covalente de-a lungul mecanismului donor-acceptor. De exemplu:

Sunt cunoscuți doi izotopi ai borului: Nucleele atomilor izotopului absorb cu ușurință neutronii:

Capacitatea borului de a absorbi neutroni determină utilizarea sa în inginerie nucleară: tijele de control ale reactoarelor nucleare sunt fabricate din materiale care conțin bor.

Cristale de bor negru; sunt refractare (mp. 2300 ° C), diamagnetice, au proprietăți semiconductoare (band gap. Conductivitatea electrică a borului, ca și alte metale, este mică și crește oarecum odată cu creșterea temperaturii.

La temperatura camerei, borul este inert chimic și interacționează direct doar cu fluorul; când este încălzit, borul este oxidat de clor, oxigen și alte nemetale. De exemplu:

În compușii cu nemetale, starea de oxidare a borului este aceea că toți acești compuși sunt covalenți.

Trioxidul de bor este o substanță cristalină (p.t. 450 °C, bp 2250 °C) caracterizată prin entalpie ridicată și energie de formare Gibbs. Când interacționează cu apa, aceasta se transformă în acid boric:

Un acid monobazic foarte slab. Disocierea electrolitică cu eliminarea unui singur ion se explică prin proprietățile acceptoare descrise anterior ale borului: orbitalul liber al atomului de bor este furnizat donorului de electroni format în timpul disocierii moleculelor Procesul se desfășoară conform schemei.

Anionul complex are o structură tetraedrică (-hibridarea orbitalilor electronilor).

Proprietățile acceptoare ale borului în compușii cu stare de oxidare se manifestă și în chimia halogenurilor sale. De exemplu, reacțiile

în care legătura chimică dintre şi sau este formată prin mecanismul donor-acceptor. Proprietatea halogenurilor de bor de a fi acceptoare de electroni determină aplicarea lor largă ca catalizatori în reacțiile de sinteză a compușilor organici.

Borul nu interacționează direct cu hidrogenul, ci formează boruri cu metalele - de obicei compuși nestoichiometrici

Hidrururile de bor (boranele) sunt foarte otrăvitoare și au un miros foarte neplăcut. Sunt obținute indirect, cel mai adesea

în interacțiunea borurilor reactive cu acizi sau halogenuri de bor cu hidruri de metale alcaline:

Cel mai simplu compus de bor cu hidrogen nu există în condiții normale. -Hibridizarea orbitalilor de electroni în atomul de bor duce la nesaturarea coordonării particulei, în urma căreia două astfel de particule se combină într-o moleculă de diboran:

În diboran, borul se află în stare de hibridizare, fiecare atom de bor având unul dintre cei patru orbitali hibrizi gol, în timp ce ceilalți trei sunt suprapusi de -orbitali ai atomilor de hidrogen. Legăturile dintre grupurile dintr-o moleculă se formează sub forma unei legături de hidrogen datorită deplasării densității electronilor de la un atom de hidrogen al grupului la orbitalul gol al altui grup Se cunosc și alți borani, care pot fi reprezentați în două rânduri.

Borurile β-metalice sunt reactive și sunt adesea folosite pentru a produce un amestec de borani prin tratare cu acizi. Majoritatea borurilor și rezistente la căldură, foarte dure, rezistente chimic. Ele sunt utilizate pe scară largă direct sub formă de aliaje pentru fabricarea de piese pentru motoare cu reacție, palete de turbine cu gaz. Unele boruri sunt folosite pentru a face catozi pentru dispozitive electronice.

Aluminiu. Configurația electronică a unui atom de aluminiu este exprimată prin formula Există un electron nepereche pe stratul exterior de electroni al atomului:

Prin urmare, aluminiul poate prezenta o valență egală cu unu. Cu toate acestea, această valență nu este tipică pentru aluminiu. În toți compușii stabili, starea de oxidare a aluminiului este egală cu Valence, egală cu trei, corespunde stării excitate a atomului

În ceea ce privește prevalența sa, aluminiul ocupă locul al patrulea dintre toate elementele (după O, H și Si) și este cel mai comun metal din natură. Cea mai mare parte a aluminiului este concentrată în aluminosilicați: feldspați, mica etc.

Aluminiul este o lumină alb-argintie și un metal extrem de ductil, cu o conductivitate termică și electrică ridicată.

Aluminiul este reactiv; reacţionează cu clorul şi bromul la temperatura camerei, iar cu iodul - la încălzire sau în prezenţa apei ca catalizator. La 800 °C, aluminiul interacționează cu azotul, iar la 2000 °C, cu carbonul. Aluminiul prezintă o mare afinitate chimică pentru oxigen:

În aer, aluminiul este acoperit cu o peliculă subțire de oxid foarte puternică, care slăbește oarecum luciul metalic al aluminiului. Datorită peliculei de oxid, suprafața aluminiului capătă o rezistență ridicată la coroziune. Acest lucru se manifestă în primul rând prin indiferența aluminiului față de apă și abur. Datorită formării unei pelicule de protecție, aluminiul este rezistent la acizii azotic și sulfuric concentrați. Acești acizi pasivează aluminiul la rece. Tendința de pasivare vă permite să creșteți rezistența la coroziune a aluminiului prin tratarea suprafeței acestuia cu agenți oxidanți puternici (de exemplu) sau folosind oxidarea anodică. În acest caz, grosimea peliculei de oxid crește la 0. La temperaturi ridicate, rezistența peliculei de protecție scade brusc. Dacă filmul de oxid este îndepărtat prin acțiune mecanică, aluminiul devine extrem de reactiv. Reacționează energic cu apa și cu soluții apoase de acizi și alcalii, înlocuind hidrogenul și formând cationi sau anioni. Interacțiunea aluminiului cu soluțiile acide are loc conform ecuației reacției

si cu solutii alcaline

Cationii și anionii de aluminiu trec cu ușurință unul în celălalt atunci când pH-ul soluției se modifică:

Compușii amestecați pot fi formați și în soluție,

De exemplu

Acesta din urmă este ușor (mai ales atunci când este încălzit) deshidratat și transformat în hidroxid

Cea mai largă aplicare a aluminiului în inginerie se bazează pe proprietățile sale fizice și chimice valoroase și pe prevalența sa ridicată în scoarța terestră. Datorită conductivității sale electrice ridicate și densității scăzute, acesta

folosit pentru realizarea cablurilor electrice. Ductilitatea ridicată a aluminiului face posibilă producerea din acesta a celei mai subțiri folii, care este utilizată în condensatoare și înlocuiește plumbul din mantaua cablurilor cu aluminiu. Datorită nemagnetizării, aliajele de aluminiu sunt folosite în inginerie radio.

Cea mai mare parte a aluminiului este folosită pentru a produce aliaje ușoare - duraluminiu, restul este silumin, restul etc. Aluminiul este, de asemenea, folosit ca aditiv de aliaj pentru aliaje pentru a le oferi rezistență la căldură. Aluminiul și aliajele sale ocupă unul dintre locurile principale ca materiale structurale în construcția de aeronave, rachete, inginerie mecanică etc. Rezistența la coroziune a aluminiului (în special anodizat) depășește semnificativ rezistența la coroziune a oțelului. Prin urmare, aliajele sale sunt folosite ca materiale structurale și în construcțiile navale. Cu elementele d, aluminiul formează compuși chimici - intermetalide (aluminuri): etc., care sunt utilizate ca materiale rezistente la căldură. Aluminiul este folosit în aluminotermie pentru obținerea unui număr de metale și pentru sudarea cu termiți. Aluminotermia se bazează pe afinitatea ridicată a aluminiului pentru oxigen. De exemplu, într-o reacție care se desfășoară conform ecuației

se eliberează aproximativ 3500 kJ de căldură și temperatura se dezvoltă până la

Oxidul de aluminiu este cunoscut sub forma mai multor modificări. Cea mai stabilă este Această modificare se găsește în scoarța terestră sub formă de corindon mineral, din care se prepară discuri de măcinat și pulberi de smirghel. Utilizarea corindonului ca material abraziv se bazează pe duritatea sa ridicată, a doua după duritatea diamantului, carborindonului și borazonului.Rubinele artificiale sunt obținute prin fuziune. Sunt folosite pentru realizarea pietrelor de susținere în mecanisme precise. Recent, rubinele artificiale au fost folosite în generatoarele cuantice (lasere). Produsele din sunt folosite ca refractare și dielectrice.

Hidroxidul de aluminiu este un compus polimeric. Are o rețea cristalină stratificată. Fiecare strat este format din octaedre (Fig. IX. 10); între straturi există o legătură de hidrogen. Hidroxidul de aluminiu obținut prin reacția de schimb este un precipitat alb gelatinos, ușor solubil în acizi și baze. Când stă în picioare, precipitatul „îmbătrânește” și își pierde activitatea chimică. La calcinare, hidroxidul pierde apa si se transforma intr-un oxid.Una dintre formele de hidroxid deshidratat, gelul de aluminiu, este folosita in tehnologie ca adsorbant.

Compuși de mare interes

Orez. IX. 10. Structura stratului format din unitățile structurale octaedrice ale compusului

aluminiu - zeoliți înrudiți cu aluminosilicați. Compoziția lor poate fi exprimată prin formula generală unde sau (rar ).

Aluminiul se află în subgrupul principal al Grupului III al Tabelului Periodic. La nivelul de energie externă al atomului de aluminiu, există orbitali p liberi, ceea ce îi permite să intre într-o stare excitată. Într-o stare excitată, atomul de aluminiu formează trei legături covalente sau renunță complet la trei electroni de valență, prezentând o stare de oxidare de +3.

aluminiul este cel mai comun metal de pe pământ : fracția sa de masă în scoarța terestră este de 8,8%. Cea mai mare parte a aluminiului natural face parte din aluminosilicați - substanțe, ale căror componente principale sunt oxizii de siliciu și aluminiu.

Aluminiul este un metal ușor de culoare alb-argintiu, se topește la 600°C, este foarte ductil, ușor de tras în sârmă și rulat în foi și folie. În ceea ce privește conductivitatea electrică, aluminiul este al doilea după argint și cupru.

Interacțiunea cu substanțe simple:

1) cu halogeni:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

2) cu oxigen:

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

3) cu sulf:

2Al + 3S = Al2S3

4) cu azot:

Aluminiul nu reacționează direct cu hidrogenul, dar hidrura sa de AlH3 a fost obținută indirect.

Interacțiunea cu substanțe complexe:

1) cu acizi:

2Al + 6HCI = 2AlCI3 + 3H2

2) cu alcalii:

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

Dacă NaOH este în stare solidă:

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

3) cu apă:

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

Proprietățile oxidului și hidroxidului de aluminiu: oxid de aluminiu, sau alumină, Al 2 O 3 este o pulbere albă. Oxidul de aluminiu poate fi obținut prin arderea metalului sau prin calcinarea hidroxidului de aluminiu:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Oxidul de aluminiu este practic insolubil în apă. Hidroxidul Al (OH) 3 corespunzător acestui oxid se obține prin acțiunea hidroxidului de amoniu sau a soluțiilor alcaline, luate în deficiență, asupra soluțiilor de săruri de aluminiu:

AlCI3 + 3NH3H2O ​​= Al(OH)3 + 3NH4CI

Oxidul și hidroxidul acestui metal sunt amfoter acestea. prezintă atât proprietăți bazice, cât și acide.

Proprietăți de bază:

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

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

Proprietăți acide:

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

2Al(OH)3 + 6KOH = K3

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

Aluminiu a primi metoda electrolitică. Nu poate fi izolat din soluții apoase de săruri, deoarece este un metal foarte activ. Prin urmare, principala metodă industrială de obținere a aluminiului metalic este electroliza unei topituri care conține oxid de aluminiu și criolit.

Aluminiul metalic este utilizat pe scară largă în industrie, în ceea ce privește producția ocupând locul doi după fier. Cea mai mare parte a aluminiului merge la fabricarea aliajelor:

Duraluminiu - un aliaj de aluminiu care conține cupru și o cantitate mică de magneziu, mangan și alte componente. Duraluminii sunt aliaje ușoare, puternice și rezistente la coroziune. Folosit în aeronave și inginerie mecanică.

magnalin - un aliaj de aluminiu si magneziu. Folosit în aeronave și inginerie mecanică, în construcții. Rezistent la coroziune în apa de mare, deci este utilizat în construcțiile navale. Silumin este un aliaj de aluminiu care conține siliciu. Bun pentru turnare. Acest aliaj este utilizat în inginerie auto, aeronautică și mecanică, producția de instrumente de precizie. Aluminiul este un metal ductil, deci este folosit pentru a face folie subțire folosită la fabricarea produselor de inginerie radio și pentru ambalarea mărfurilor. Firele sunt realizate din aluminiu, vopsele argintii.

Capitolul XI. A TREIA GRUPA A PERIODICII

SISTEME DE ELEMENT

83. Caracteristici generale ale elementelor grupei III

Grupa III include bor, aluminiu, galiu, indiu, taliu (subgrupul principal), precum și scandiu, ytriu, lantan și lantanide, actiniu și actinide (un subgrup secundar).

La nivelul electronic exterior al elementelor subgrupului principal, există câte trei electroni (s 2 p 1). Ei donează cu ușurință acești electroni sau formează trei electroni nepereche datorită tranziției unui electron la nivelul p. Pentru bor și aluminiu, compușii sunt tipici numai cu o stare de oxidare de +3. Elementele subgrupului galiu (galiu, indiu, taliu) au, de asemenea, trei electroni la nivelul electronic exterior, formând configurația s 2 p 1, dar sunt localizați după stratul de 18 electroni. Prin urmare, spre deosebire de aluminiu, galiul are proprietăți clar nemetalice. Aceste proprietăți din seria Ga, In, Tl slăbesc, iar proprietățile metalice sunt îmbunătățite.

Elementele subgrupului de scandiu au, de asemenea, trei electroni la nivelul electronic exterior. Cu toate acestea, aceste elemente sunt elemente d tranziționale, configurația electronică a stratului lor de valență este d 1 s 2 . Acești electroni donează toate cele trei elemente destul de ușor. Elementele subgrupului de lantanide au o configurație distinctivă a nivelului electronic exterior: nivelul 4f se acumulează în ele și nivelul d dispare. Începând cu ceriu, toate elementele, cu excepția gadoliniului și lutețiului, au o configurație electronică a nivelului electronic exterior 4f n 6s 2 (gadoliniu și lutețiu au 5d 1 electroni). Numărul n variază de la 2 la 14. Prin urmare, electronii s și f iau parte la formarea legăturilor de valență. Cel mai adesea, starea de oxidare a lantanidelor este +3, mai rar +4.

Structura electronică a stratului de valență al actinidelor seamănă în multe privințe cu structura electronică a stratului de valență al lantanidelor. Toate lantanidele și actinidele sunt metale tipice.

Toate elementele grupei III au o afinitate foarte puternică pentru oxigen, iar formarea oxizilor lor este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură.

Elementele grupului III găsesc cea mai diversă aplicație.

Borul a fost descoperit de J. Gay-Lussac și L. Tenard în 1808. Conținutul său în scoarța terestră este de 1,2·10 - 3%.

Compușii de bor cu metale (boruri) au duritate mare și rezistență la căldură. Prin urmare, sunt folosite pentru a obține aliaje speciale superdure și rezistente la căldură. Carbura de bor și nitrura de bor au rezistență ridicată la căldură. Acesta din urmă este folosit ca lubrifiant la temperatură ridicată. Tetraboratul de sodiu hidratat Na 2 B 4 O 7 10H 2 O (borax) are o compoziție constantă, soluțiile sale sunt folosite în chimia analitică pentru determinarea concentrației soluțiilor acide. Reacția boraxului cu acidul are loc conform ecuației

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

Compușii de galiu cu elemente din grupa VI (sulf, seleniu, teluriu) sunt semiconductori. Termometrele de înaltă temperatură sunt umplute cu galiu lichid.

Indiul a fost descoperit de T. Richter și F. Reich în 1863. Conținutul său în corul pământului este de 2,5 10 - 5%. Adaosul de indiu la aliajele de cupru crește rezistența acestora din urmă la acțiunea apei de mare. Adăugarea acestui metal la argint mărește strălucirea argintului și împiedică pătarea acestuia în aer. Acoperirile cu indiu protejează metalele împotriva coroziunii. Face parte din unele aliaje utilizate în stomatologie, precum și din unele aliaje fuzibile (un aliaj de indiu, bismut, plumb, staniu și cadmiu se topește la 47 С). Compușii indiului cu diferite nemetale au proprietăți semiconductoare.

Taliul a fost descoperit de W. Crookes în 1861. Conținutul său în scoarța terestră este de 10-4%. Un aliaj de taliu (10%) cu staniu (20%) și plumb (70%) are o rezistență foarte mare la acizi, rezistând la acțiunea unui amestec de acizi sulfuric, clorhidric și azotic. Taliul crește sensibilitatea fotocelulelor la radiațiile infraroșii provenite de la obiectele încălzite. Compușii de taliu sunt foarte toxici și provoacă căderea părului.

Galiul, indiul și taliul sunt oligoelemente. Conținutul lor în minereuri, de regulă, nu depășește miimi de procent.

Compușii de scandiu, ytriu, lantan și lantanide au fost cunoscuți încă de la începutul secolului al XIX-lea. Scandiul pur a fost izolat de L.F. Nilson în 1879. Conținutul acestui element în scoarța terestră este de 10-3%. Ytriul a fost descoperit de Yu. Gadolin în 1794. Conținutul său în scoarța terestră este de 2,9·10 - 3%. Conținutul de lantan din scoarța terestră, descoperit de K. G. Mosander în 1839, este de 4,9 10 - 3%. Aceste metale sunt utilizate în principal pentru a obține aliaje speciale cu proprietăți electrice și magnetice specifice. În plus, lantanidele sunt folosite pentru prepararea diferitelor compoziții piroforice, ceriu - pentru obținerea aliajelor de aluminiu. Adaosul de ceriu crește conductivitatea electrică a aluminiului și îi îmbunătățește proprietățile mecanice și facilitează rularea wolframului. Dioxidul de ceriu este utilizat la măcinarea sticlei optice.

Familia actinidelor cuprinde elementele cele mai grele, urmând actiniul în sistemul periodic.

Dintre actinide, uraniul și toriu își găsesc aplicații practice.

și plutoniu.

Uraniul a fost descoperit de M. G. Klaproth în 1789. Conținutul său în scoarța terestră este de 2,5 10 - 4%. În natură, uraniul apare sub formă de trei izotopi: 238 U - 99,285%, 235 U - 0,71%, 234 U - 0,005%. Izotopul 235 U este capabil de descompunere spontană. Prin urmare, uraniul folosit în reactoare ca combustibil nuclear este îmbogățit pentru a crește conținutul de izotop 235 din acesta. Pentru acest izotop, există conceptul de masă critică, la atingerea căreia începe o reacție în lanț și are loc o explozie nucleară. Dacă masa de 235 U este mai mică decât cea critică, viteza reacției de dezintegrare spontană poate fi controlată. Această proprietate a 235 U este utilizată într-un reactor nuclear. Compușii de uraniu sunt utilizați și ca coloranți în industria tipografică și a silicaților.

Dioxidul de toriu a fost descoperit de J. Ya. Berzelius în 1828, dar toriu metalic a fost obținut relativ recent. Conținutul de toriu din scoarța terestră este de 1,3·10 - 3%. Adăugările mici ale acestui metal la wolfram cresc durata de viață a bobinelor electrice din lămpile cu incandescență (toriul absoarbe gazele care contribuie la uzura rapidă a filamentului de wolfram). Dioxidul de toriu este folosit în medicină, precum și la fabricarea unor catalizatori.

Plutoniul a fost descoperit de G. Seaborg, E. Macmillan, J. Kennedy și A. Wahl în 1940. Conținutul său în scoarța terestră este neglijabil. Plutoniul este obținut din produșii de descompunere ai combustibilului din reactoarele nucleare. Este folosit în aceleași scopuri ca uraniul-235.

84. Aluminiu

Aluminiul a fost obținut pentru prima dată chimic de chimistul danez H. K. Oersted în 1825. În 1854, chimistul francez A. E. St. Clair Deville l-a izolat prin metoda electrochimică.

Fiind în natură. Aluminiul este cel mai comun metal în natură. Conținutul său în scoarța terestră este de 8,05%. Cei mai importanți compuși naturali de aluminiu sunt aluminosilicații, bauxita și corindonul.

Aluminosilicații formează cea mai mare parte a scoarței terestre. Produsul intemperiilor lor este argila și feldspații (ortoclază, albit, anortit). Baza argilei este caolinul Al2O32SiO22H2O.

Bauxita este o rocă din care se obține aluminiu. Constă în principal din hidrați de oxid de aluminiu Al 2 O 3 nH 2 O.

Proprietăți fizice. Aluminiul este un metal ușor alb-argintiu care se topește la 660°C. Foarte ductil, ușor de tras în sârmă și rulat în foi: poate fi transformat în folie de mai puțin de 0,01 mm grosime. Aluminiul are o conductivitate termică și electrică foarte mare. Aliajele sale cu diferite metale sunt puternice și ușoare.

Proprietăți chimice. Aluminiul este un metal foarte activ. Într-o serie de tensiuni, este după metalele alcaline și alcalino-pământoase. Cu toate acestea, în aer este destul de stabil, deoarece suprafața sa este acoperită cu o peliculă de oxid foarte densă care protejează metalul de contactul cu aerul. Dacă filmul de oxid de protecție este îndepărtat de pe firul de aluminiu, atunci aluminiul va începe să interacționeze puternic cu oxigenul și vaporii de apă din aer, transformându-se într-o masă liberă - hidroxid de aluminiu:

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

Această reacție este însoțită de eliberarea de căldură.

Purificat din filmul protector de oxid, aluminiul interacționează cu apa cu eliberarea de hidrogen:

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

Aluminiul se dizolvă bine în acizi sulfuric și clorhidric diluați:

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

Acidul azotic diluat pasivează aluminiul la rece, dar atunci când este încălzit, aluminiul se dizolvă în el cu eliberarea de monoxid de azot, hemioxid de azot, azot liber sau amoniac, de exemplu:

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

Acidul azotic concentrat pasivează aluminiul.

Deoarece oxidul și hidroxidul de aluminiu au amfoter

proprietăți, aluminiul este ușor solubil în soluții apoase ale tuturor alcalinelor, cu excepția hidroxidului de amoniu:

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

Pudra de aluminiu reactioneaza usor cu halogenii, oxigenul si toate nemetalele. Pentru a începe reacțiile, este necesară încălzirea, apoi acestea se desfășoară foarte intens și sunt însoțite de eliberarea unei cantități mari de căldură:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (bromură de aluminiu)

4 Al + 3 O 2 \u003d 2 Al 2 O 3 (oxid de aluminiu)

2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (sulfură de aluminiu)

2 Al + N 2 = 2 AlN (nitrură de aluminiu)

4 Al + 3 C \u003d Al 4 C 3 (carbură de aluminiu)

Sulfura de aluminiu poate exista doar sub formă solidă. În soluții apoase, suferă o hidroliză completă cu formarea de hidroxid de aluminiu și hidrogen sulfurat:

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

Aluminiul îndepărtează cu ușurință oxigenul și halogenii din oxizii și sărurile altor metale. Reacția este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură:

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

Procesul de reducere a metalelor din oxizii lor cu aluminiu se numește aluminotermie. Aluminotermia este utilizată la producerea unor metale rare care formează o legătură puternică cu oxigenul (niobiu, tantal, molibden, wolfram etc.), precum și pentru sudarea șinelor. Dacă un amestec de pulbere fină de aluminiu și minereu de fier magnetic Fe 3 O 4 (termite) este aprins cu o siguranță specială, atunci reacția are loc spontan cu amestecul încălzit la 3500 С. Fierul la această temperatură este în stare topit.

chitanta. Pentru prima dată, aluminiul a fost obținut prin reducerea din clorură de aluminiu cu sodiu metalic:

AlCI3 + 3 Na = 3 NaCI + Al

În prezent, se obţine prin electroliza sărurilor topite în băi electrolitice (Fig. 46). Electrolitul este o topitură care conține 85-90% criolit - sare complexă 3NaF·AlF 3 (sau Na 3 AlF 6) și 10-15% alumină - oxid de aluminiu Al 2 O 3 . Acest amestec se topește la aproximativ 1000°C.

Când este dizolvată în criolitul topit, alumina se comportă ca o sare de aluminiu și acid de aluminiu și se disociază în cationi de aluminiu și anioni ai reziduului acid al acidului de aluminiu:

AlAlO 3  Al 3  + AlO 3 3 

Criolitul disociază, de asemenea:

Na 3 AlF 6  3 Na  + AlF 6 3 

Când un curent electric este trecut prin topitură, cationii de aluminiu și sodiu se deplasează la catod - corpul de grafit al băii, acoperit în partea de jos cu un strat de aluminiu topit obținut în procesul de electroliză. Deoarece aluminiul este mai puțin reactiv decât sodiul, este primul care este redus. Aluminiul redus în stare topit este colectat la fundul băii, de unde este extras periodic.

Anionii AlO 3 3  și AlF 6 3  se deplasează la anod - tije sau semifabricate de grafit. La anod, anionul AlO 3 3 este mai întâi descărcat -

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

Consumul de alumină este completat tot timpul. Cantitatea de criolit practic nu se modifică, apar doar pierderi nesemnificative din cauza formării tetrafluorurii de carbon СF 4 pe anod.

Producția electrolitică de aluminiu necesită multă energie electrică (se consumă aproximativ 20.000 kWh de energie electrică pentru a produce 1 tonă de aluminiu), astfel încât centralele de aluminiu sunt construite în apropierea centralelor electrice.

Aplicație. Aluminiul este utilizat pe scară largă. Din aceasta se face folie, care este folosită în inginerie radio și pentru ambalarea produselor alimentare. Produsele din oțel și fontă sunt acoperite cu aluminiu pentru a le proteja de coroziune: produsele sunt încălzite la 1000 С într-un amestec de pulbere de aluminiu (49%), oxid de aluminiu (49%) și clorură de aluminiu (2%). Acest proces se numește aluminizare.

Produsele aluminizate rezistă la încălzire până la 1000 С fără a fi corodate. Aliajele de aluminiu, care se disting prin ușurința și rezistența lor mare, sunt utilizate în producția de schimbătoare de căldură, în construcția de aeronave și în inginerie mecanică.

Oxid de aluminiu Al 2 O 3 . Este o substanță albă cu un punct de topire de 2050 С. În natură, oxidul de aluminiu apare sub formă de corindon și alumină. Uneori există cristale transparente de corindon de o formă și culoare frumoasă. Corindonul vopsit în roșu cu compuși de crom se numește rubin, iar albastrul vopsit cu compuși de titan și fier se numește safir. Rubinul și safirul sunt pietre prețioase. În prezent, ele sunt destul de ușor obținute artificial.

Oxidul de aluminiu are proprietăți amfotere, dar nu se dizolvă în apă, acizi și baze. Când este fiert într-o soluție concentrată de alcali, intră doar parțial în soluție. Oxidul de aluminiu este transformat într-o stare solubilă prin fuziune cu alcalii sau pirosulfat de potasiu:

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

Aliajele rezultate sunt solubile în apă. Când oxidul de aluminiu este fuzionat cu potasiu sau sifon, aluminati, care sunt ușor solubile în apă:

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

Corindonul natural este o substanță foarte dura. Este folosit pentru fabricarea roților de smirghel și a pulberilor de măcinat. Rubinul este folosit pentru a face bucșe pentru ceasuri și alte mecanisme de precizie.

Alumina este folosită ca materie primă pentru producția de aluminiu. Oxidul de aluminiu deshidratat servește ca adsorbant în purificarea și separarea substanțelor organice prin cromatografie.

hidroxid de aluminiu Al(OH) 3 . Este o substanță albă care, atunci când este încălzită, pierde apă, transformându-se în oxid de aluminiu. Hidroxidul de aluminiu are proprietăți amfotere. Hidroxidul proaspăt precipitat este ușor solubil în acizi și baze (cu excepția hidroxidului de amoniu):

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]

Hidroxidul de aluminiu este o bază slabă și un acid și mai slab, astfel încât sărurile de aluminiu sunt în soluție numai în prezența unui exces de acid, iar aluminații numai în prezența unui exces de alcali. Când soluțiile sunt diluate cu apă, acești compuși sunt puternic hidrolizați.

Hidroxidul de aluminiu uscat, care și-a pierdut o parte din apă, nu se dizolvă nici în acizi, nici în alcalii și astfel seamănă cu oxidul de aluminiu.

Hidroxidul de aluminiu are capacitatea de a absorbi diverse substanțe, deci este folosit în purificarea apei.

Capitolul XII. A DOUA GRUPA DE PERIODICE

SISTEME DE ELEMENT

85. Caracteristici generale ale elementelor grupei II

Grupa II a sistemului periodic de elemente include beriliu, metale alcalino-pământoase: magneziu, calciu, stronțiu, bariu și radiu (subgrupul principal) și un subgrup de zinc: zinc, cadmiu, riut (subgrup lateral). Metalele alcalino-pământoase își datorează numele faptului că oxizii lor (pământurile) formează soluții alcaline atunci când sunt dizolvate în apă.

La nivelul electronic extern al elementelor subgrupelor principale și laterale, există câte doi electroni (s 2), pe care îi ceda, formând compuși cu o stare de oxidare de +2.

Toate elementele grupei II sunt caracterizate printr-un punct de topire relativ scăzut și volatilitate ridicată. În elementele alcalino-pământoase, solubilitatea hidroxizilor crește de la magneziu la bariu: hidroxidul de magneziu este aproape insolubil în apă, hidroxidul de calciu este ușor solubil, iar hidroxidul de bariu este bine. Solubilitatea multor săruri scade de la magneziu la radiu. Deci, sulfatul de magneziu se dizolvă bine în apă, sulfatul de calciu este slab solubil, iar sulfatii de stronțiu, bariu și radiu sunt practic insolubili. Solubilitatea scăzută a sulfatului de radiu este utilizată pentru a izola radiul din concentratele sale.

În subgrupa zincului, amfoteritatea oxizilor scade de la zinc la mercur: hidroxidul de zinc se dizolvă bine în alcalii, hidroxidul de cadmiu este mult mai rău, iar hidroxidul de mercur este insolubil în alcalii. Activitatea elementelor din acest subgrup scade pe măsură ce masa lor atomică crește. Deci, zincul înlocuiește cadmiul și mercurul din soluțiile sărurilor lor, iar cadmiul înlocuiește mercurul.

Beriliul a fost descoperit de L. N. Vauquelin în 1798. Conținutul său în scoarța terestră este de 3,8·10 - 4%. Beriliul metalic este folosit pentru a face ferestre pentru aparatele cu raze X, deoarece absoarbe razele X de 17 ori mai slab decât aluminiul. Adăugarea de beriliu la aliaje crește duritatea și conductivitatea electrică a acestora. Compușii de beriliu pot provoca boli pulmonare foarte severe.

Stronțiul a fost izolat pentru prima dată sub formă de oxid de A. Crawford în 1790, iar în formă pură a fost obținut de G. Davy în 1808. Conținutul său în scoarța terestră este de 0,034%. Azotatul de stronțiu este folosit în pirotehnică, în timp ce carbonatul și oxidul său sunt folosiți în industria zahărului. În exploziile nucleare se formează stronțiul-90, a cărui radiație este foarte periculoasă, deoarece provoacă radiații, leucemie și sarcom osos.

Bariul a fost descoperit de K. V. Scheele în 1774 și G. Devi în 1808. Conținutul său în scoarța terestră este de 0,065%. Dintre compușii bariului, hidroxidul său, peroxidul și unele săruri sunt cele mai utilizate pe scară largă. Hidroxidul și clorura de bariu sunt folosite în practica de laborator, peroxidul de bariu - pentru a produce peroxid de hidrogen, nitrat și clorat - în pirotehnică, sulfat de bariu - în fluoroscopia organelor digestive. Compușii de bariu sunt otrăvitori.

Radiul a fost descoperit de M. și P. Curie împreună cu J. Belebn în 1898.

Conținutul său în scoarța terestră este de 1,10 - 20%. Radiul are radioactivitate naturală: în timpul descompunerii sale radioactive, particulele α, electronii sunt eliberați și se formează radon. Sărurile de radiu sunt folosite în scopuri de cercetare, precum și pentru obținerea radonului, care are proprietăți curative.

Cadmiul a fost descoperit de F. Stromeyer în 1817 și, independent de acesta, de K. Herman, K. Karsten și W. Meissner - în 1818. Conținutul său în scoarța terestră este de 1,3·10 - 5%. Datorită capacității cadmiului de a fi acoperit cu o peliculă de oxid de protecție, acesta este utilizat ca un strat anti-coroziune stabil. Compușii de cadmiu sunt otrăvitori.

86. Magneziu

Magneziul a fost descoperit de G. Davy în 1808.

Fiind în natură. Conținutul de magneziu din scoarța terestră este de 1,87%. Compușii săi se găsesc în diferite minerale. Carbonatul de magneziu face parte din dolomita CaCO 3 MgCO 3, iar magnevit MgCO 3, clorura face parte din carnalita KCl MgCl 2 6H 2 O, sulfatul de magneziu face parte din kainita KCl MgSO 4 6H 2 O. O cantitate semnificativă de săruri de magneziu găsite în mare apă, dându-i un gust amar.

Proprietăți fizice. Magneziul este un metal alb-argintiu cu o densitate de 1,74 g/cm 3, se topește la 651 С, fierbe la 1110 С. La frig, magneziul este acoperit cu o peliculă de oxid, care îl protejează de oxidarea ulterioară de către oxigenul atmosferic.

Proprietăți chimice. Magneziul este un metal activ. Dacă filmul de oxid de pe suprafața sa este distrus, este ușor oxidat de oxigenul atmosferic. Când este încălzit, magneziul interacționează puternic cu halogeni, sulf, azot, fosfor, carbon, siliciu și alte elemente:

2 Mg + O 2 \u003d 2 MgO (oxid de magneziu)

Mg + Cl 2 = MgCl 2 (clorură de magneziu)

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (nitrură de magneziu)

3 Mg + 2 P \u003d Mg 3 P 2 (fosfură de magneziu)

2 Mg + Si \u003d Mg 2 Si (siliciură de magneziu)

Magneziul nu se dizolvă în apă, totuși, atunci când este încălzit, interacționează activ cu vaporii de apă:

Mg + H2O \u003d MgO + H2

Magneziul ia cu ușurință oxigenul și halogenii din multe metale, așa că este folosit pentru a obține metale rare din compușii lor:

3Mg + MoO 3 \u003d 3 MgO + Mo

2Mg + ZrCI4 = 2 MgCl2 + Zr

Arde într-o atmosferă de dioxid de carbon:

Mg + CO 2 \u003d MgO + CO

2 Mg + CO 2 \u003d 2 MgO + C

și este foarte solubil în acizi:

Mg + H2S04 = MgS04 + H2

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

chitanta. Magneziul se obține prin electroliza topiturii sărurilor sale. Electrolitul este carnalit pur deshidratat, anodul este o tijă de grafit, iar catodul este fier. Magia lichidă rezultată plutește la suprafață și este colectată cu linguri. În timpul electrolizei, la electrolit se adaugă clorură de magneziu. Recent, magneziul a fost obținut și prin reducerea lui din oxid cu carbură de calciu, carbon amorf sau siliciu. Procesul de reducere cu carbură are loc la o temperatură de 1200, carbon - la 2000 și siliciu - la 1200-1300 С. Pentru a evita interacțiunea magneziului metalic și SiO 2 format în timpul reacției, în reacție nu se introduce MgO, ci dolomit ars - un amestec de oxizi de calciu și magneziu:

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)

Aplicație. Magneziul este folosit pentru a produce multe aliaje ușoare, în special duraluminiu. Adăugarea de magneziu la fontă îmbunătățește proprietățile mecanice ale acesteia din urmă. Magneziul este folosit ca agent reducător în producerea metalelor rare (Nb, Ta, Mo, W, Tl, Zr, Hf etc.) și a unor nemetale (de exemplu, Si).

Oxid de magneziu MgO. Substanță cristalină albă, insolubilă în apă. Se topește la 2800°C. Are proprietăți de bază. Se dizolvă bine în acizi:

MgO + H2SO4 \u003d MgSO4 + H2O

când este încălzit, reacţionează cu oxizii acizi:

MgO + Si02 = MgS04

În laborator, oxidul de magneziu poate fi obținut prin arderea magneziului metalului sau prin calcinarea hidroxidului acestuia:

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

În industrie, MgO este radiat prin descompunerea termică a carbonatului de magneziu:

MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Cea mai mare parte a oxidului de magneziu este consumată de industria construcțiilor pentru fabricarea cimentului de magnezit și a materialelor refractare de magnezit.

Hidroxid de magneziu Mg(OH) 2 . O substanță albă, insolubilă în apă, dar ușor solubilă în acizi:

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

Când dioxidul de carbon este trecut printr-o suspensie de hidroxid de magneziu, acesta din urmă se dizolvă pentru a forma bicarbonat de magneziu:

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

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

Hidroxidul de magneziu se obține prin acțiunea alcalinelor sau a amoniacului asupra soluțiilor de săruri de magneziu:

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

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

Dacă se adaugă săruri de amoniu la o soluție care conține hidroxid de magneziu insolubil, precipitatul se dizolvă. Acest lucru se datorează faptului că ionii de amoniu leagă ionii de hidroxil (se formează hidroxid de amoniu ușor disociat):

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

În acest fel, magneziul poate fi menținut dizolvat în amoniac. Această soluție se numește amestec de magnezie și este utilizată pentru determinarea calitativă și cantitativă a ionilor de acid fosforic:

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

Nitratul, clorura, sulfatul, percloratul, acetatul de magneziu, precum și sărurile acide ale acizilor polibazici sunt ușor solubile în apă. Alte săruri de magneziu sunt slab solubile în apă.

87. Calciu

Sărurile de calciu sunt cunoscute omului de foarte mult timp, dar în stare liberă acest metal a fost obținut de chimistul englez G. Davy abia în 1808.

Fiind în natură. Conținutul de calciu din scoarța terestră este de 3,3%. Compușii săi cei mai des întâlniți sunt calcitul mineral CaCO 3 (componenta principală a calcarului, cretei și marmurei) și o varietate transparentă de calcit - spatul islandez. Carbonatul de calciu face, de asemenea, parte din dolomita minerală CaCO 3 ·MgCO 3 . Adesea există depozite de sulfat de calciu sub formă de gips mineral CaSO 4 2H 2 O, fosfat de calciu - sub formă de minerale fosforit Ca 3 (PO 4) 2 și apatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (sau Ca). 5 (PO 4) 3 F), fluorura de calciu - sub forma mineralului fluor spat CaF 2 , si azotat de calciu - sub forma de calciu sau salitrul norvegian Ca(NO 3) 2 . De asemenea, calciul face parte din mulți aluminosilicați, în special din feldspați.

Proprietăți fizice. Calciul este un metal maleabil alb-argintiu care se topește la 850°C și fierbe la 1482°C. Este mult mai dur decât metalele alcaline.

Proprietăți chimice. Calciul este un metal activ. Deci, în condiții normale, interacționează ușor cu oxigenul atmosferic și halogenii:

2 Ca + O 2 \u003d 2 CaO (oxid de calciu)

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 (bromură de calciu)

Cu hidrogen, azot, sulf, fosfor, carbon și alte nemetale, calciul reacționează atunci când este încălzit:

Ca + H 2 \u003d CaH 2 (hidrură de calciu)

3 Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2 (nitrură de calciu)

Ca + S = CaS (sulfură de calciu)

3 Ca + 2 P \u003d Ca 3 P 2 (fosfură de calciu)

Ca + 2 C \u003d CaC 2 (carbură de calciu)

Calciul interacționează lent cu apa rece și foarte viguros cu apa fierbinte:

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

Calciul poate elimina oxigenul sau halogenii din oxizi și halogenuri ale metalelor mai puțin active, adică are proprietăți reducătoare:

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

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

chitanta. Calciul metalic se obține prin electroliza sărurilor sale topite. Electrolitul este un amestec topit de CaCl2 și CaF2 într-un raport de 3:1 în greutate. Se adaugă fluorură de calciu pentru a scădea punctul de topire al amestecului. Aplicație. Calciul este folosit în metalurgie pentru a curăța fierul și oțelul de oxizi, precum și în producerea multor metale rare (Tl, Zr, Hf, Nb, Ta etc.) ca agent reducător al acestor metale de oxizii și clorurile lor. Un aliaj de calciu și plumb este folosit pentru a face rulmenți și mantale de cablu.

Oxid de calciu CaO. Substanță albă, care se topește la aproximativ 3000 С, cu proprietăți de bază pronunțate. Reacționează bine cu apa, acizi și oxizi acizi:

CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2

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

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3

În condiții de laborator, oxidul de calciu poate fi obținut prin oxidarea calciului, precum și prin descompunerea termică a carbonatului acestuia. În industrie, CaO este produs prin arderea calcarului în cuptoare cu ax sau rotative la 1000–1100°C. De aceea se mai numește ars sau var nestins.

Oxidul de calciu este utilizat în industria materialelor de construcții ca liant.

hidroxid de calciu Ca(OH) 2 . O substanță solidă albă, slab solubilă în apă (1,56 g de Ca (OH) 2 se dizolvă în 1 litru de apă la 20 ° C). Când oxidul de calciu este tratat cu apă fierbinte, se obține hidroxid de calciu fin divizat - puf. O soluție apoasă saturată de Ca(OH)2 se numește apă de var. În aer, devine tulbure datorită interacțiunii cu dioxidul de carbon și formării de carbonat de calciu.

Hidroxidul de calciu este un alcalin. Reacționează ușor cu acizi, oxizi acizi și săruri:

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

Procesul de interacțiune a oxidului de calciu cu apa se numește stingere. Varul stins, amestecat cu nisip și apă, formează un mortar de var folosit în construcții: pentru lipirea cărămizilor la așezarea pereților, pentru tencuieli etc. În aer, varul stins absoarbe dioxidul de carbon și se transformă în carbonat de calciu.

Zincul din aliaje este cunoscut încă din antichitate. În forma sa cea mai pură

a fost primit abia la sfarsitul secolului al XVIII-lea.

Fiind în natură. Conținutul de zinc din scoarța terestră este de 8,3·10 - 3%. Legăturile lui sunt destul de comune. Mai des decât altele, amestecul mineral de zinc ZnS se găsește, mai rar - galmiu ZnCO 3, minereu de siliciu-zinc Zn 2 SiO 4 ·H 2 O, zinc spinel ZnO · Al 2 O 3 și minereu de zinc roșu, sau zincit, ZnO .

Proprietăți fizice. Zincul este un metal alb-albăstrui cu un luciu metalic. În aer, suprafața sa este acoperită cu o peliculă de oxid și se pătește. Zincul se topește la 419,5°C și fierbe la 913°C. Densitatea zincului solid turnat este de 7,13 g/cm3, densitatea zincului laminat este ceva mai mare. La punctul de topire, densitatea zincului este de 6,92 g/cm3. La rece, zincul este destul de fragil, dar la o temperatură de 100-150 С este ușor de rulat și desenat. Formează cu ușurință aliaje cu alte metale.

Proprietăți chimice. Zincul este un metal destul de activ. Interacționează ușor cu oxigenul, halogenii, sulful și fosforul:

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

Zn + Cl 2 = ZnCl 2 (clorură de zinc)

Zn + S = ZnS (sulfură de zinc)

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

Când este încălzit, interacționează cu amoniacul, ducând la formarea nitrurii de zinc:

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

si de asemenea cu apa:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

și hidrogen sulfurat:

Zn + H 2 S \u003d ZnS + H 2

Sulfura formată pe suprafața zincului îl protejează de interacțiunea ulterioară cu hidrogenul sulfurat.

Zincul este foarte solubil în acizi și baze:

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

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

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

Spre deosebire de aluminiu, zincul se dizolvă într-o soluție apoasă de amoniac, deoarece formează un amoniac foarte solubil:

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

Zincul înlocuiește metalele mai puțin active din soluțiile sărurilor lor.

CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu

СdSO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + Сd

chitanta. Zincul se obține în două moduri: pirometalurgic și hidrometalurgic. În ambele metode, minereul de zinc este prăjit pentru a transforma sulfura de zinc în oxid:

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

ZnCO 3 \u003d ZnO + CO 2

Dioxidul de sulf eliberat este folosit la producerea acidului sulfuric. Când zincul este obținut printr-un strat pirometalurgic, cenușa de zinc obținută (un produs din prăjirea minereului de zinc) este amestecată cu cocs și încălzită la 1100-1200 С. Zincul este restaurat:

ZnO + C = Zn + CO

iar la 913 "C se distila.

Pentru a obține zinc prin slosobom hidrometalurgic, cenușa de zinc este dizolvată în acid sulfuric, impuritățile sunt separate, iar zincul este izolat prin electroliza soluției de acid sulfuric (aluminiul servește ca catod, iar plumbul este anodul).

Aplicație. Zincul este folosit pentru galvanizarea fierului pentru a-l proteja de coroziune (tabla de zinc), pentru fabricarea celulelor galvanice. Praful de zinc este folosit ca agent reducător pentru procesele chimice. Zincul este un constituent al multor aliaje.

Oxid de zinc ZnO. Pudră albă. Se topește la aproximativ 2000°C. Puțin solubil în apă. Are proprietăți amfotere. Ușor solubil atât în ​​acizi, cât și în alcalii, formând săruri de zinc și n la a t y:

ZnO + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2O

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

Când este fuzionat, interacționează cu oxizii bazici și acizi:

ZnO + CaO \u003d CaZnO 2

ZnO + SiO 2 \u003d ZnSiO 3

Oxidul de zinc este folosit ca catalizator în multe procese chimice. De asemenea, face parte din alb de zinc.

hidroxid de zinc Zn(OH) 2 . Are proprietăți amfotere, ușor solubile în acizi și baze:

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

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

De asemenea, se dizolvă ușor în amoniac - se formează amoniacul de zinc:

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

Hidroxidul de zinc se formează atunci când o sare de zinc este tratată cu alcali (dar nu cu amoniac) sau cu acid zincat:

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

Săruri de zinc. Clorura de zinc ZpCl 2 se obține prin dizolvarea zincului sau a oxidului acestuia în acid clorhidric. Este foarte solubil în apă (se răspândește în aer). O soluție de clorură de zinc în acid clorhidric este utilizată pentru a trata suprafața metalului în timpul lipirii (gravării). Clorura de zinc se formează cu acidul complex al acidului clorhidric H 2 ZnCl 4 , care dizolvă oxizii metalici, dar nu metalele. Clorura Innki este folosită în medicină ca antiseptic.

Sulfură de zinc ZnS. Pulbere galben pal, puțin solubilă în apă. Se topește la 1800-1900 С sub presiune (se sublimează la 1180 С). Usor solubil in acizi:

ZnS + 2 HCl \u003d ZnCl 2, + H 2 S

Face parte din litopon, o vopsea minerală obținută prin amestecarea sulfurei de bariu cu sulfatul de zinc:

BaS + ZnS04 = BaS04 + ZnS

Litononul este mult mai ieftin decât plumbul alb, dar mai puțin stabil la lumină. Sub acțiunea razelor ultraviolete și radioactive, sulfura de zinc strălucește. Prin urmare, este folosit ca fosfor în tuburile cu raze catodice. Sulfura de zinc măcinată fin (vopsea gri cu sulfură de zinc) este utilizată pentru acoperirea structurilor metalice ale podurilor și pieselor de mașini.

Sulfatul de zinc ZnSO 4 este utilizat în medicină ca antiseptic.

89. Mercur

Mercur era cunoscut grecilor antici.

Fiind în natură. Conținutul său în scoarța terestră este

8,3 10 - 6%. Mercurul nativ apare ca incluziuni în rocă. Există și sulfură de mercur HgS, numită cinabru.

Proprietăți fizice. Mercurul este un metal lichid alb-argintiu care se solidifică la -38,84°C și fierbe la 356,95°C. În stare solidă, are o bună maleabilitate și elasticitate. Mercurul dizolvă multe metale, formând amalyams. În ele, metalele se comportă ca în stare liberă, dar devin mai puțin active (formarea amalgamului reduce activitatea în mod similar cu diluția). Vaporii de mercur sunt foarte toxici. Mercurul nu este excretat din corpul uman.

Proprietăți chimice. Mercurul este un metal inactiv. Interacționează cu oxigenul numai atunci când este încălzit:

2 Hg + O 2 \u003d 2 HgO

Mercurul reacționează cu clorul la rece, formând clorură de mercur sau sublimează:

Hg + Cl2 = HgCl2

Mercurul interacționează ușor cu sulful sub formă de pulbere, formând un compus foarte puternic - sulfura de mercur:

Această reacție este folosită pentru a lega mercurul vărsat: un loc în care se suspectează mercurul vărsat este stropit cu pulbere de sulf.

Mercurul nu se dizolvă în apă și alcalii. Se dizolvă în acizi oxidanți; în acid sulfuric concentrat când este încălzit, iar în acid azotic - la rece. În funcție de cantitatea de mercur, sărurile de mercur se formează în starea de oxidare +1 și +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

Mercurul (II) în clorura de HgCl 2 este redus de mercurul metalic la mercur (I):

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

chitanta. Mercurul se obține din cinabru prin calcinarea lui în aer sau încălzirea lui cu fier sau oxid de calciu:

HgS + O2 = Hg + SO2

HgS + Fe = Hg + FeS

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

Mercurul este ușor distilat.

Aplicație. Mercurul metalic este folosit la diverse aparate, precum regulatoare de presiune, lămpi de cuarț, termometre, pompe de vid cu difuzie, etc. Se mai folosește la obținerea vopselelor, fulminat de mercur, unguente cu mercur împotriva bolilor de piele. Amalgamurile de mercur sunt utilizate ca agenți reducători. În industria electrochimică (catozi de mercur) și polarografie se folosesc cantități semnificative de mercur.

Oxid de mercur HgO. Substanța este galbenă sau roșie. Când este încălzit, se descompune cu ușurință în oxigen și mercur. Oxidul de mercur are numai proprietăți de bază. Se poate dizolva în acizi, cu care mercurul formează săruri ușor solubile:

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

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

Oxidul de mercur nu se dizolvă în apă și, sub acțiunea alcalinelor asupra soluțiilor de săruri de mercur (II), precipită:

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

În compușii de mercur cu o stare de oxidare de +1, doi atomi de mercur sunt uniți printr-o legătură covalentă. Sub acțiunea alcalinelor asupra sărurilor de mercur (I), mercurul metalic și oxidul de mercur (II) precipită:

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

Sărurile de mercur sunt utilizate în principal ca catalizatori pentru multe procese chimice. Deci, sublimarea HgCl 2 catalizează hidroclorurarea acetilenei:

HCCH + HCl -- H3C = CHCl

Sulfat de mercur HgSO 4 utilizat ca catalizator în hidratarea acetilenei conform reacției Kucherov:

HCCH + H 2 O -- CH 3 CHO

Calomelul Hg 2 Cl 2 puțin solubil este utilizat la fabricarea electrozilor standard pentru instrumente electrometrice.

Tabelul 19 - Caracteristicile elementelor 3Ap / grup

Aluminiul se află în subgrupul principal al Grupului III al Tabelului Periodic. Atomii elementelor subgrupului în starea fundamentală au următoarea structură a învelișului electronic exterior: ns 2 np 1 . La nivelul energetic exterior al atomilor, există orbitali p liberi, care permit atomilor să treacă într-o stare excitată. Într-o stare excitată, atomii acestor elemente formează trei legături covalente sau donează complet trei electroni de valență, prezentând o stare de oxidare de +3.

Aluminiul este cel mai comun metal de pe Pământ: fracția sa de masă în scoarța terestră este de 8,8%. Cea mai mare parte a aluminiului natural face parte din aluminosilicați - substanțe, ale căror componente principale sunt oxizii de siliciu și aluminiu. Aluminosilicații fac parte din multe roci și argile.

Proprietăți: Al este un metal alb argintiu, este un metal fuzibil și ușor. Are plasticitate ridicată, conductivitate electrică și termică bună. Al este un metal reactiv. Totuși, activitatea sa în condiții normale este oarecum redusă datorită prezenței unei pelicule subțiri de oxid care se formează la suprafața metalului atunci când intră în contact cu aerul.

1. Interacțiunea cu nemetale. În condiții normale, aluminiul reacționează cu clorul și bromul:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

Când este încălzit, aluminiul interacționează cu multe nemetale:

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

2Al + 3I 2 = 2AlI 3

2Al + N2 = 2AlN

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

2. Interacțiunea cu apa. Datorită filmului protector de oxid de pe suprafață, aluminiul este stabil în apă. Cu toate acestea, atunci când acest film este îndepărtat, are loc o interacțiune energetică:

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

2. Interacțiunea cu acizii. Aluminiul interacționează cu acizii clorhidric și sulfuric diluați:

2Al + 6HCI = 2AlCI3 + 3H2

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

Acizii nitric și sulfuric concentrat pasivează aluminiul: sub acțiunea acestor acizi, grosimea peliculei protectoare pe metal crește și nu se dizolvă.

4. Interacțiunea cu alcalii. Aluminiul interacționează cu soluțiile alcaline cu eliberarea de hidrogen și formarea unei săruri complexe:

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

5. Recuperarea oxizilor metalici. Aluminiul este un bun agent reducător pentru mulți oxizi metalici:

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

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

oxid și hidroxid de aluminiu. Oxidul de aluminiu, sau alumina, Al 2 O 3 este o pulbere albă. Oxidul de aluminiu poate fi obținut prin arderea metalului sau prin calcinarea hidroxidului de aluminiu:

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

Oxidul de aluminiu este practic insolubil în apă. Hidroxidul Al (OH) 3 corespunzător acestui oxid se obține prin acțiunea hidroxidului de amoniu sau a soluțiilor alcaline, luate în deficiență, asupra soluțiilor de săruri de aluminiu:

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

Oxidul și hidroxidul acestui metal sunt amfoter, adică. prezintă atât proprietăți bazice, cât și acide.

Proprietăți de bază:

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

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

Proprietăți acide:

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

2Al(OH)3 + 6KOH = K3

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

Productie. Aluminiul este produs prin metoda electrolitică. Nu poate fi izolat din soluții apoase de săruri, deoarece este un metal foarte activ. Prin urmare, principala metodă industrială de obținere a aluminiului metalic este electroliza unei topituri care conține oxid de aluminiu și criolit.

Aplicație. Aluminiul metalic este utilizat pe scară largă în industrie, în ceea ce privește producția ocupând locul doi după fier. Cea mai mare parte a aluminiului merge la fabricarea aliajelor:

Duraluminul este un aliaj de aluminiu care conține cupru și cantități mici de magneziu, mangan și alte componente. Duraluminii sunt aliaje ușoare, puternice și rezistente la coroziune. Folosit în aeronave și inginerie mecanică.

Magnalinul este un aliaj de aluminiu și magneziu. Folosit în aeronave și inginerie mecanică, în construcții. Rezistent la coroziune în apa de mare, deci este utilizat în construcțiile navale.

Silumin este un aliaj de aluminiu care conține siliciu. Bun pentru turnare. Acest aliaj este utilizat în inginerie auto, aeronautică și mecanică, producția de instrumente de precizie.

Aluminiul este un metal ductil, deci este folosit pentru a face folie subțire folosită la fabricarea produselor de inginerie radio și pentru ambalarea mărfurilor. Firele sunt realizate din aluminiu, vopsele argintii.

Misiuni cu accent profesional

1. Pentru a curăța rădăcinile de pe piele după spălare, acestea se opăresc cu o soluție clocotită de sodă (W = 4%). Cu un exces de acid clorhidric în sucul gastric, animalele sunt hrănite cu o soluție de bicarbonat de sodiu. Scrieți formulele pentru aceste substanțe. Numiți alte domenii de aplicare a sărurilor de sodiu și potasiu în practica agricolă, în viața de zi cu zi.

2. Iodura de potasiu este utilizată pe scară largă pentru a hrăni animalele cu microelemente și pentru a îndepărta excesul de flori de pe meri. Scrieți o ecuație pentru reacția de obținere a iodurii de potasiu, indicați agentul oxidant și agentul reducător.

3. De ce cenușa de lemn (cenusa conține ioni de potasiu K + și ioni de carbonat - CO 3 2-), folosită pentru fertilizarea câmpurilor, este recomandată a fi depozitată în interior sau sub baldachin? Scrieți ecuațiile pentru reacțiile care apar atunci când cenușa este umezită.

4. Prea multă aciditate a solului are un efect dăunător asupra plantei. În acest caz, este necesar să se efectueze calcarea solului. Introducerea calcarului CaCO 3 în sol reduce aciditatea. Scrieți ecuația pentru reacția care are loc în acest caz.

5. Aciditatea solului nu se modifică de la introducerea superfosfatului. Cu toate acestea, aciditatea superfosfatului care conține acid fosforic în exces este dăunătoare plantelor. Se adaugă CaCO3 pentru a-l neutraliza. Este imposibil să se adauge Ca (OH) 2, deoarece superfosfatul se va transforma într-un compus greu de digerat de plante. Scrieți ecuații pentru reacțiile corespunzătoare.

6. Pentru a combate dăunătorii cerealelor, fructelor și legumelor, clorul este utilizat în doză de 35 g pe 1 m 3 din cameră. Se calculează masa de clorură de sodiu suficientă pentru a trata 300 m 3 din încăpere cu clor obţinut prin electroliza unei topituri a acestei săruri.

7. Pentru fiecare 100 de chintale de rădăcină și vârfuri de sfeclă de zahăr, aproximativ 70 kg de oxid de potasiu sunt îndepărtate din sol. Ce masă de silvinită KCl Na Cl care conține clorură de potasiu cu o fracție de masă de 0,56 poate compensa aceste pierderi?

8. Pentru hrănirea cartofilor se folosește o soluție de clorură de potasiu cu o fracție de masă de 0,04. Calculați masa de îngrășământ de potasiu (KCl) necesară pentru a obține 20 kg dintr-o astfel de soluție.

9. La obţinerea unei soluţii nutritive pentru nutriţia plantelor se iau 1 g KNO 3, 1 g MgSO 4, 1 g KH 2 PO 4, 1 g Ca (NO 3) 2 la 400 ml apă. Calculați fracția de masă (în%) a fiecărei substanțe din soluția rezultată.

10. Pentru a păstra boabele umede de degradare, se tratează cu hidrosulfat de sodiu NaHSO 4. Calculați masa de hidrosulfat de sodiu, care se obține prin reacția a 120 g hidroxid de sodiu cu o soluție de acid sulfuric.

11. Ce îngrășământ conține mai mult potasiu: azotat de potasiu (KNO 3), potasiu (K 2 CO 3) sau clorură de potasiu (KCl)?

12. Cianamida de calciu este utilizată pentru desfrunzirea înainte de recoltare a bumbacului în timpul recoltării sale mecanice. Găsiți formula acestui compus, știind că fracțiunile de masă ale calciului, carbonului și azotului sunt, respectiv, 0,5; 0,15; 0,35.

13. Analizând cenușa de lemn folosită în creșterea animalelor ca hrană pentru animale, s-a constatat că 70 g de cenușă conține 18,4 g de calciu, 0,07 g de fosfor și 2,3 g de sodiu. Calculați fracția de masă (în%) a fiecărui element din pansamentul superior specificat.

14. Cât calcar care conține 90% carbonat de calciu trebuie aplicat la 30 de hectare dacă vararea se efectuează în proporție de 4 tone de CaO la hectar.

15. Există: a) azotat de amoniu pur, b) silvinită tehnică ce conţine 33% potasiu. Prin amestecarea acestor materiale, este necesar să se obțină o tonă de îngrășământ azot-potasiu care conține 15% azot. Ce cantități din ambele materiale trebuie amestecate și ce procent de potasiu va conține un astfel de amestec?

4.9 Secțiunea: Principalele metale de tranziție

Scop: Studierea proprietăților metalelor subgrupurilor secundare și compușilor acestora

Metalele de tranziție sunt elemente ale subgrupurilor secundare ale sistemului periodic.

8950 0

Grupul 14 include C, Si, Ge, Sn, Pb (Tabelele 1 și 2). Ca și elementele subgrupului 3A, acestea sunt elemente p cu o configurație electronică similară a carcasei exterioare - s 2 p 2. Pe măsură ce vă deplasați în jos în grup, raza atomică crește, determinând slăbirea legăturii dintre atomi. Datorită delocalizării tot mai mari a electronilor învelișurilor atomice exterioare, conductivitatea electrică crește în aceeași direcție, astfel încât proprietățile elementelor se schimbă de la nemetalice la metalice. Carbonul (C) sub formă de diamant este un izolator (dielectric), Si și Ge sunt semimetale, Sn și Pb sunt metale și buni conductori.

Tabelul 1. Unele proprietăți fizice și chimice ale metalelor din grupa 14

	Nume		Se referă, la. greutate	Formula electronica	Raza, pm	Izotopi principali (%)
	Carbon Carbon [din lat. carbo - cărbune]				covalent 77 cu dublă legătură 67, cu triplă legătură 60	14 C (urme)
	Silicon Silicon [din lat. silicis - silex]				atomic 117, covalent 117
	Germanium Germanium [din lat. Germania]			3d 10 4s 2 4p 2	atomic 122,5, covalent 122
	Tin Tin [din anglo-sax. tablă, lat. stannum]			4d 10 5s 2 5p 2	atomic 140,5, covalent 140
	Lead Lead [din anglo-sax. plumb, lat. plumb]			4f 14 5d 10 6s 2 6r 2	atomic 175, covalent 154

Toate elementele acestui grup formează compuși cu o stare de oxidare de +4. Stabilitatea acestor compuși scade la mutarea în partea inferioară a grupului, în timp ce, ca și în compușii divalenți, ea, dimpotrivă, crește cu o astfel de mișcare. Toate elementele cu excepția Si, formează, de asemenea, compuși cu o valență de +2, care se datorează " efect de pereche inertă»: prin tragerea unei perechi de exterior s-elemente în învelișul interior al electronilor din cauza ecranării mai proaste a electronilor exteriori d- și f-electroni comparativ cu s- și R-electroni ai învelișurilor interioare ale atomilor mari ai membrilor inferiori ai grupului.

Proprietățile elementelor acestui grup au făcut posibilă utilizarea lor ca acoperiri anti-alge (AP) pentru nave. Primele astfel de acoperiri utilizate Pb, apoi a început să se aplice sn(sub forma unui radical bis-tributil organostanic asociat cu un polimer de carbon). Din motive de mediu, în 1989 a fost utilizată acestea, precum și alte metale toxice în PP ( Hg, Cd, As) a fost interzisă, înlocuită cu PP pe bază de polimeri organosilici.

Masa 2. Conținutul în organism, doze toxice (TD) și letale (LD) de metale din grupa a 14-a

	În scoarța terestră (%)	In ocean (%)	În corpul uman
			Medie (cu o greutate corporală de 70 kg)			Sânge (mg/l)
							de obicei netoxic, dar sub formă de cianuri de CO și CN este foarte toxic
		(0,03-4,09)x10 -4					Non-toxic
		(0,07-7)x10 -10					Non-toxic
		(2,3-8,8)x10 -10			(0,33-2,4)x10 -4		TD 2 g, LD nd, ceva organostaniu. compușii sunt foarte toxici
					(0,23-3,3)x10 -4		TD 1 mg, LD 10 g

Carbon (C) - diferit de toate celelalte elemente ale așa-numitului catenare, adică capacitatea de a forma compuși în care atomii săi sunt legați între ei în lanțuri lungi sau inele. Această proprietate explică formarea a milioane de compuși numiți organic, care este dedicat unei secțiuni separate de chimie - Chimie organica.

Capacitatea carbonului de a catenare este explicată prin mai multe caracteristici:

În primul rând, putere conexiuni C - C. Astfel, entalpia medie a acestei legături este de aproximativ 350 kJ/mol, în timp ce entalpia legăturii Si - Si— doar 226 kJ/mol.

În al doilea rând, capacitatea unică a atomilor de carbon de a hibridizare: educatie 4 sp 3 orbitali cu orientare tetraedrică (asigurând formarea de legături covalente simple) sau 3 sp 2 orbitali orientați în același plan (care asigură formarea de legături duble) sau 2 sp-orbitali cu orientare liniară (asigurând formarea de legături triple).

Astfel, carbonul poate forma 3 tipuri de mediu de coordonare: liniar pentru molecule cu două și trei atome, când CN al elementului este 2, plan triunghiular pentru molecule de grafit, fulerene, alchene, compuși carbonilici, inel benzenic, când CN este 3 și tetraedric pentru alcani și derivații lor cu CN = 4.

În natură, carbonul apare sub formă de alotropice, adică diferite forme structurale (grafit, diamant, fulerene), precum și sub formă de materii prime calcaroase și hidrocarburi (cărbune, petrol și gaz). Se folosește sub formă de cocs în topirea oțelului, negru de fum în imprimare, cărbune activ la purificarea apei, zahărului etc.

În 2010, Premiul Nobel pentru Fizică a fost acordat pentru studiul unei forme unice Cu- grafen. Laureații - originari din Rusia - A. Geim și K. Novoselov au reușit să obțină acest material din grafit. Este un cristal bidimensional, adică arată ca o rețea de atomi C grosimea unui atom, structură sub formă de undă, care asigură stabilitatea cristalului. Proprietățile sale sunt foarte promițătoare: este cel mai subțire material transparent dintre toate cunoscute în prezent, în plus, este extrem de rezistent (de aproximativ 200 de ori mai puternic decât oțelul), are conductivitate electrică și termică. La temperatura camerei, rezistența sa electrică este cea mai scăzută dintre toți conductorii cunoscuți. În viitorul apropiat, grafenul va fi folosit pentru a crea computere de ultra-înaltă viteză, ecrane cu ecran plat și panouri solare, precum și detectoare de gaz sensibile care răspund la mai multe molecule de gaz. Alte domenii de utilizare a acestuia nu sunt excluse.

Sub formă de oxid ( ASA DE) și cianuri ( CN-) carbonul este foarte toxic deoarece perturbă procesele de respirație. Mecanismele de acțiune biologică ale acestor compuși sunt diferite. Cianura inhibă enzima respiratorie citocrom oxidaza contactând rapid Xi- centrul activ al enzimei, blocand fluxul de electroni la capatul lantului respirator. ASA DE, fiind o bază Lewis, se leagă de un atom Feîn molecula de hemoglobină este mai puternică decât O 2, formând carbonilhemoglobina lipsit de capacitatea de a lega și de a transporta O 2. Abilitatea ASA DE formează legături cu d-metale în stări scăzute de oxidare duce la formarea diverșilor compuși carbonilici. De exemplu, Feîntr-o substanță foarte toxică - psitacarbopilă Fe(CO) 5 are o stare de oxidare zero, iar în complexul [ Fe(CO) 4 ] 2- este starea de oxidare -2 (Fig. 1).

Orez. unu.

Stabilizarea unui atom de metal în stare scăzută de oxidare în complexe cu ASA DE datorită capacității carbonului de a ieși din cauza structurii joase R*-orbitali în rol ligand acceptor. Acești orbitali se suprapun cu orbitalii ocupați ai metalului, formând o coordonare R-legatura in care actioneaza metalul donator electroni. Aceasta este una dintre puținele excepții de la regula generală pentru formarea CS, unde acceptorul de electroni este un metal.

Nu are sens să descriem proprietățile carbonului mai detaliat, deoarece, de regulă, acesta nu numai că nu este determinat în analiza multielementului, dar amestecul său în probă este, de asemenea, considerat nedorit și supus unei îndepărtări maxime în timpul preparării probei. În analiza emisiilor optice, acesta oferă un spectru foarte larg, crescând fondul de zgomot și reducând astfel limita de sensibilitate pentru detectarea elementelor care sunt determinate. În spectrometria de masă, moleculele organice formează un număr mare de fragmente de molecule cu greutăți moleculare diferite, care dau interferențe semnificative în analiză. Prin urmare, în marea majoritate a cazurilor, toate substanțele care conțin carbon sunt îndepărtate în timpul pregătirii probei.

Siliciu (Si) - semimetal. Când siliciul este redus ( SiO 2) amorful negru este format din carbon Si. cristale Si puritate ridicată seamănă cu un metal gri-albastru. Siliciul este folosit în semiconductori, aliaje și polimeri. Este important pentru unele forme de viață, de exemplu, pentru construirea de scoici din diatomee; posibil important pentru corpul uman. Unii silicați sunt cancerigeni, unii provoacă silicoză.

În toate conexiunile Si tetravalent, formează legături chimice de natură covalentă. Cel mai comun oxid SiO 2. În ciuda inerției chimice și insolubilității în apă, atunci când este ingerată, poate forma acizi silicici și compuși organosilicici cu proprietăți biologice implicite. Toxicitate SiO 2 depinde de dispersia particulelor: cu cât sunt mai mici, cu atât mai toxice, deși corelațiile dintre solubilitatea diferitelor forme SiO 2 și silicogenitatea nu este observată. Relația dintre toxicitatea acizilor silicici cu Si dovedește inerția completă a prafului de diamant de aceeași finețe.

Recent, s-a observat că în mediile biologice, acizii silicici sunt implicați în formare hidroxilaluminosilicati, iar acest fenomen nu poate fi explicat prin relație Sic, nici o conexiune Si-O-C. Pe măsură ce utilizarea industrială se extinde Alși compușii săi prin aluminosilicați Al implicat tot mai mult în multe reacţii biochimice. În special, grupările funcționale care conțin oxigen și fluor formează cu ușurință compuși complecși foarte stabili cu Al pervertindu-le metabolismul.

Cel mai studiat dintre compușii organosiliciului siliconi- polimeri, al căror schelet al moleculei este format din atomi interconectați alternanți Siși O 2. La atomi Siîn siliconi sunt atașate grupări alchil sau arii. Disponibilitate Siîn compușii organosiliciului, modifică radical proprietățile substanțelor atunci când acestea nu îl conțin. De exemplu, polizaharidele convenționale pot fi izolate și purificate folosind etanol puternic, care precipită polizaharida din soluție. Carbohidrații care conțin siliciu, pe de altă parte, nu precipită nici măcar în etanol 90%. Clasificarea compușilor organosiliciului este prezentată în tabel. 3.

Tabelul 3 Polimeri siliconici

	Nume și structură	Notă
		Constă numai din Si. Energia de legare a unui lanț de carbon C - C este 58,6 și Si - Si 42,5 kcal/mol și, prin urmare, poliorganosilanii sunt instabili.
		Energie legată Si-O 89,3 kcal/mol. Prin urmare, acești polimeri sunt puternici, rezistenți la temperatură și la degradarea oxidativă. Această clasă de polimeri este foarte diversă ca structură. Polisiloxanii liniari sunt utilizați pe scară largă ca cauciucuri sintetice elastice și rezistente la căldură.
		Atomi din lanțul principal Si separate prin lanțuri de atomi de carbon.
		Lanțul principal conține grupări siloxan separate prin lanțuri de carbon.
		Coloana vertebrală este formată din atomi Cu, și atomii Si cuprinse în grupuri laterale sau ramuri.
		Lanțurile macromoleculare includ atomi Si, O si metale, unde M = Al, Ti, Sb, Sn, V.

Cel mai probabil mecanism de dezvoltare silicoză luați în considerare distrugerea fagocitelor care au capturat particule SiO 2. Atunci când interacționează cu lizozomii, particulele de siliciu distrug lizozomii și celula fagocitară în sine, provocând eliberarea de enzime și fragmente de molecule de organele. Ele interacționează cu alte fagocite, adică se lansează un proces în lanț de moarte a fagocitelor. Dacă în celulă există o anumită cantitate de acizi silicici, acest proces este accelerat. Acumularea de macrofage moarte inițiază producția de colagen în fibroblastele din jur, în urma căreia se dezvoltă scleroza în focar.

Acidul silicic coloidal este un hemolitic puternic, modifică raportul dintre proteinele serice, inhibă o serie de enzime respiratorii și tisulare, perturbă metabolismul multor substanțe, inclusiv fosforul. Recent, s-a acordat multă atenție ionii de siliiu (R3 Si+). Ele arată capacitatea unică a atomului Si să-și extindă sfera de coordonare, sub forma creșterii electrofilității sale. Interacționează cu orice nucleofil, inclusiv cu ionii cu sarcină opusă (inclusiv cu intermediari metabolici reactivi) și cu molecule de solvent. Prin urmare, în faze condensate, ele devin „evazive” și este dificil de detectat (Kochina et al., 2006).

Polimerii organosiliciului (OSP) au fost utilizați pentru prima dată ca acoperiri cu auto-lustruire anti-alge pentru corpul navei (Tsukerman, Rukhadze, 1996). Cu toate acestea, atunci au fost propuse diferite metode pentru utilizarea COP în alte sectoare ale economiei naționale, în special, în medicină ca proteze osoase puternice.

Germaniu (Ge) — semimetal amfoter; la puritate ultra-înaltă, apare ca cristale fragile alb-argintiu. Este folosit în semiconductori, aliaje și ochelari speciale pentru optică în infraroșu. Este considerat un stimulent biologic. În compuși, prezintă o stare de oxidare de +2 și +4.

Absorbția dioxidului și halogenurilor GE slab în intestin, dar sub formă de germanate M 2 GeO 4 este oarecum îmbunătățită. Germaniul nu se leagă de proteinele plasmatice și este distribuit între eritrocite și plasmă într-un raport de aproximativ 2:1. Rapid (timp de înjumătățire de aproximativ 36 de ore) este excretat din organism. În general, toxicitate scăzută.

staniu (Sn) - metal moale, ductil. Se folosește în lubrifianți, aliaje, lipire, ca aditiv la polimeri, în compoziția vopselelor pentru acoperiri antifouling, în compoziția compușilor organostanici volatili foarte toxici pentru plantele și animalele inferioare. Sub formă de compuși anorganici, este netoxic.

Are doua enantiotrop, „gri” (b) și „alb” (c) staniu, adică diferite forme alotrope care sunt stabile într-un anumit interval de condiții. Temperatura de tranziție între aceste forme se formează la o presiune de 1 atm. egal cu 286,2°K (13,2°C). Staniul alb are o structură de modificare gri distorsionată cu CN = 6 și o densitate de 7,31 g/cm 3 . Este stabil în condiții normale, iar la temperatură scăzută se transformă lent într-o formă având o structură asemănătoare unui diamant cu CN = 4 și o densitate de 5,75 g/cm 3 . O astfel de modificare a densității metalului în funcție de temperatura mediului este extrem de rară și poate provoca consecințe dramatice. De exemplu, în condițiile iernilor reci, butonii de tablă de pe uniformele soldaților au fost distruși, iar în 1851, în biserica din Seitz, țevile de tablă ale orgii s-au transformat în pulbere.

In organism se depune in ficat, rinichi, oase, muschi. Cu otrăvirea cu staniu, eritropoieza scade, ceea ce se manifestă prin scăderea hematocritului, a hemoglobinei și a numărului de globule roșii. A existat și o inhibiție 5-aminolevulinat dehidratază, una dintre enzimele din lanțul de biosinteză a hemului, precum și enzimele hepatice glutation reductazăși dehidrogenază glucozo-6-fosfat, lactatși succinate. Aparent sn excretat din organism ca parte a complexelor cu SH conţinând substraturi.

Plumb (Pb) - metal moale, maleabil, ductil. În aer umed este acoperit cu o peliculă de oxid, rezistentă la oxigen și apă. Folosit în baterii, cabluri, vopsele, sticlă, lubrifianți, benzină și produse de protecție împotriva radiațiilor. Este un metal toxic din grupa de pericol 1, deoarece se acumulează în organism în țesutul osos cu funcție renală afectată și în sistemul cardiovascular. În țările dezvoltate, conținutul său este controlat cu examinarea medicală obligatorie a populației. Provoacă diverse boli.

Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov