Кислородсодержащие соединения бора

Оксид бора B₂O₃ (ангидрид борной кислоты), как и оксид кремния, существует в виде полимера. Это бесцветное, довольно тугоплавкое стекловидное или кристаллическое вещество горьковатого вкуса, диэлектрик.

Стеклообразный оксид бора имеет слоистую структуру(sp ²-гибридизация орбиталей атомов бора), в слоях атомы бора расположены внутри равносторонних треугольников ВО₃. Эта модификация плавится в интервале температур 325–450°C и обладает высокой твердостью. Она получается при нагревании бора на воздухе при 700°C или обезвоживанием ортоборной кислоты:

4В + 3О₂ 2В₂О₃;

2H₃BO₃ В₂О₃ + 3Н₂О.

Кристаллический В₂О₃ существует в двух модификациях – с гексагональной и моноклинной кристаллической решеткой, его получают осторожным отщеплением воды от метаборной кислоты НВО₂.

Борный ангидрид гигроскопичен, бурно растворяется в воде, образуя вначале различные метаборные кислоты общей формулы (НВO₂) _n. Дальнейшее присоединение воды приводит к образованию ортоборной кислоты H₃BO₃.

В расплавленном состоянии B₂O₃ хорошо растворяет оксиды многих элементов, образуя соли:

В₂О₃ + CaO Ca(BO₂)₂.

B₂O₃ является кислотным оксидом:

В₂О₃ + 2NaOH 2NaBO₂ + Н₂О.

B₂O₃ проявляет очень слабые признаки амфотерности:

2В₂О₃ + 2P₂О₅ 4ВPО₄;

В₂О₃ + 6HF 2BF₃ + 3Н₂О.

Много общего имеет химия кислородных соединений бора и кремния: кислотная природа оксидов, способность образовывать многочисленные полимерные структуры, стеклообразование оксидов.

B₂O₃ является ангидридом ряда борных кислот, самой устойчивой из которых является ортоборная кислота.

Ортоборная кислота H₃BO₃ (борная кислота) – слабая кислота. Бесцветное кристаллическое вещество в виде чешуек без запаха, имеет слоистую решетку (sp ²-гибридизация орбиталей атома бора), в которой молекулы H₃BO₃ соединены водородными связями в плоские слои, слои соединены между собой межмолекулярными связями.

Метаборная кислота (HBO₂) _n является полимерным соединением, представляет собой бесцветные кристаллы, которые в растворе легко гидратируются с образованием ортоборной кислоты.

При нагревании ортоборная кислота теряет воду и сначала переходит в метаборную кислоту, затем в тетраборную H₂B₄O₇. При дальнейшем нагревании обезвоживается до борного ангидрида:

H₃BO₃ ⇄ HBO₂ + H₂O;

4НВО₂ ⇄ Н₂В₄О₇ + Н₂О;

Н₂В₄О₇ ⇄ 2В₂О₃ + Н₂О.

В водном растворе все кислоты бора превращаются в H₃BO₃:

HBO₂ + H₂O = H₃BO₃.

H₂B₄O₇ + 5H₂O = 4H₃BO₃.

В отличие от обычных кислот, ортоборная кислота в водном растворе не отщепляет Н⁺, а вызывает смещение равновесия диссоциации воды, присоединяя за счет донорно-акцепторного взаимодействия OH^‒, выступает в роли одноосновной кислоты:

B(OH)₃ + H₂O ⇄ B(OH) + H⁺; К _дис = 5,8 · 10^-10.

Ортоборная кислота наиболее устойчива, однако соли ее не существуют. Стабильными являются соли мета- и тетраборной кислот. Так, при действии на раствор ортоборной кислоты гидроксидом натрия образуется не ортоборат, а тетраборат натрия (при недостатке NaOH) или метаборат (в избытке NaOH):

2NaOH_(нед) + 4H₃BO₃ = Na₂B₄O₇ + 7H₂O;

NaOH_(изб) + H₃BO₃ = NaBO₂ + 2H₂O.

Мета- и тетрабораты гидролизуются (реакции, обратные приведенным), но в небольшой степени. Кислотный гидролиз тетрабората натрия приводит к образованию ортоборной кислоты:

Na₂B₄O₇ + 2HCl + 5H₂O = 2NaCl + 4H₃BO₃.

Тетраборат натрия в избытке щелочи превращается в метаборат натрия:

Na₂B₄O₇ + 2NaOH_(изб) = 4NaBO₂ + H₂O.

При нагревании борная кислота растворяет оксиды металлов, образуя соли. Со спиртами в присутствии концентрированной серной кислоты образует эфиры:

H₃BO₃ + 3CH₃OH = 3H₂O + B(OCH₃)₃.

Образование борнометилового эфира В(ОСН₃)₃ является качественной реакцией на Н₃ВО₃ и соли борных кислот, при поджигании борнометиловый эфир горит красивым ярко-зеленым пламенем.

Химия бороводородов и их производных по своему характеру и богатству синтетических возможностей приближается к органической химии. Нагревание H₃N · BH₃ в запаянной трубке до 270°С ведет к образованию триборинтриимина (боразола или боразина) – В₃N₃H₆.

Боразол представляет собой бесцветное жидкое вещество
(t _пл = -56°С, t _кип = +55°С). Молекула В₃N₃H₆ изоэлектронна молекуле бензола, имеет форму шестиугольника из поочередно расположенных радикалов ВН и NH. Три атома азота поставляют свои неподеленные электронные пары на свободные орбитали атомов бора:

 

Так как триборинтриимин по строению и некоторым физическим свойствам похож на бензол, его иногда называют «неорганическим бензолом». Однако в отличие от бензола молекула В₃N₃H₆ не имеет плоскую структуру, имеет дипольный момент, обусловленный отклонением связей N-H от плоскости шестиугольника. Боразол окисляется на воздухе, растворим в воде, с которой постепенно реагирует с образованием В(ОН)₃, NH₃ и Н₂, и менее термически устойчив, чем бензол.

 

Алюминий

 

Электронно-графическая схема Al в возбужденном состоянии:

13Al: 3 s 13 p 2.

(+3)

 

В атоме алюминия на внешнем энергетическом уровне находятся три электрона. Разница в энергии между 3 s- и3 p -подуровнями сравнительно мала. Поэтому в химических реакциях алюминий, как правило, проявляет степень окисления +3. За счет вакантных 3 p - и 3 d -орбиталей алюминий в соединениях может проявлять валентность IV (Na[Al(OH)₄]) и VI (Na₃[Al(OH)₆]).

Нахождение в природе. В природе алюминий встречается в виде оксидов и солей. Важнейшие минералы, содержащие Al: Al₂O₃ × n H₂O – боксит, Al₂O₃ – корунд, Al₂O₃ × 2SiO₂ × 2H₂O – каолинит, Na₃AlF₆ – криолит, Na(K)₂O × Al₂O₃ × 2SiO₂ – нефелин.

Физические свойства. Серебристо-белый пластичный металл, с высокой тепло- и электропроводностью, очень легкий (плотность
2,7 г/см³), но механически прочный, плавится при температуре 660°С.

Алюминий занимает первое место среди металлов и третье среди всех элементов по распространенности в земной коре, уступая только кислороду и кремнию.

Получение. Алюминий получают электролизом расплава Al₂O₃ в присутствии криолита Na₃[AlF₆], введение которого существенно снижает температуру плавления. Температура плавления чистого Аl₂O₃ равна 2072°С. Использование криолита позволяет проводить электролиз при сравнительно низкой температуре – менее 1000°С. Удобство использования криолита в качестве растворителя состоит в том, что он достаточно электропроводен.

Растворенный в криолите оксид алюминия диссоциирует:

Al₂O₃ ® AlO⁺ + AlO

На электродах протекают следующие процессы:

катод ⊝: 2AlO⁺ + 3 e ^– = Al + AlO ;

анод ⊕: 2AlO – 4 e ^– = O₂ + 2AlO⁺;

2Al₂O₃ 4Al + 3O₂.

Благодаря сравнительно низкой плотности расплава образующийся жидкий алюминий опускается на дно электролизера, чем облегчается выделение газов на аноде. Катодом служит выложенный графитовыми плитами корпус электролизера. На нем выделяется алюминий, на угольном аноде – кислород.

Криолита Na₃AlF₆ в природе содежится недостаточное количество, поэтому его готовят искусственно путем совместного растворения Al(OH)₃ и соды в плавиковой кислоте HF:

3Na₂CO₃ + 2Al(OH)₃ + 12HF = 2Na₃AlF₆ + 3CO₂ + 9H₂O.

Электролитическое производство алюминия включает стадию выделения чистого Аl₂O₃ из природного сырья. Непосредственно использовать боксит нельзя из-за большого количества примесей (SiO₂, Fe₂O₃, СаО и др.). Для выделения чистого Аl₂O₃ боксит сначала обжигают, при этом удаляется содержащаяся в нем вода, затем его сплавляют с содой:

Аl₂O₃ + Na₂CO₃ 2NaAlO₂ + СO₂.

Полученный сплав алюмината натрия растворяют в воде, при этом примеси Fe(ОН)₃ и другие выпадают в осадок, который отделяют. Затем в раствор алюмината натрия пропускают СO₂ и получают чистый Аl(ОН)₃, при прокаливании которого образуется Аl₂O₃:

2NaAlO₂ + СO₂ + 3Н₂O 2Аl(ОН)₃ + Na₂CO₃.

Химические свойства. Алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной пленкой Al₂O₃ и поэтому не реагирует со многими окислителями: O₂, HNO_3(конц) и H₂SO_4(конц) (без нагревания), с H₂O. Однако при разрушении оксидной пленки алюминий выступает как активный металл- восстановитель.

Характерные реакции	Примеры реакций
С простыми веществами
1. С фтором, хлором и бромом алюминий реагирует при обычных условиях	2Al + 3Сl2 ® 2AlCl3 (хлорид)
2. При нагревании алюминий реагирует с серой, азотом, фосфором, углеродом с образованием сульфидов, нитридов, фосфидов и карбидов соответственно	2Al + 3S Al2S3 (сульфид); 2Al + N2 2AlN (нитрид); Al + P AlP (фосфид); 4Al + 3C Al4C3 (карбид)
Со сложными веществами
1. Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично реагирует с водой	2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
2. Концентрированная и сильно разбавленная HNO3,а также концентрированная H2SO4 на холоде не взаимодействуют с Al. При нагревании эти кислоты с алюминием взаимодействуют	Al + 4HNO3(pазб) = Al(NO3)3 + NO↑ + 2H2O; Al + 6HNO3(конц) Al(NO3)3 + 3NO2↑ + + 3H2O; 8Al + 30HNO3(оч.разб) 8Al(NO3)3 + + 3NH4NO3 + 9H2O; 2Al + 6H2SO4(конц) Al2(SO4)3 + + 3SO2↑ + 6H2O
3. Алюминий хорошо растворяется в кислотах-неокислителях	2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
4. Алюминий взаимодействует как с расплавами, так и водными растворами щелочей. При этом выделяется водород	2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlO2 + + 3H2↑; 2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2
5. Очищенный от оксидной пленки алюминий вытесняет из водных растворов солей менее активные металлы	2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 + 3Сu
6. Алюминий используют для получения металлов из их оксидов (алюмотермия)	2Al + Cr2O3 Al2O3 + 2Cr, = –498,8 кДж

Алюминий образует карбиды состава: Al₄C₃ – метанид, Al₂(C₂)₃ – ацетиленид. Ацетиленид можно получить по реакции:

2Al + 3C₂H₂ = Al₂(C₂)₃ + 3H₂.

Карбиды и нитриды – солеподобные кристаллические вещества, они разлагаются водой:

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄;

метанид метан

Al₂(C₂)₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3C₂H₂;

ацетиленид ацетилен

AlN + 3H₂O = Al(OH)₃ + NH₃.

Нитрид алюминия, кроме реакции взаимодействия простых веществ, может быть получен при пропускании через алюминий аммиака:

2Al + 2NH₃ 2AlN + 3H₂.

AlN находит применение в электронике вместо глинозёма и оксида бериллия.

Алюминий с водородом непосредственно не взаимодействует. Гидрид алюминия AlH₃ получают косвенным путем. В нормальных условиях AlH₃ – бесцветное или белое твёрдое вещество, имеющее полимерную структуру: (AlH₃) _n.

Соединение нестабильно, при нагревании выше 100°C разлагается:

2AlH₃ 2Al + 3H₂↑.

Гидрид алюминия разлагается водой:

AlH₃ + 3H₂O = Al(OH)₃ + 3H₂↑.

AlH₃ взаимодействует с основными гидридами в эфирном растворе с образованием гидридоалюминатов:

AlH₃ + LiH = Li[AlH₄]

Медленно вступает в реакцию с дибораном, образуя борогидрид алюминия:

2AlH₃ + 3B₂H₆ = 2Al(BH₄)₃

Al(BH₄)₃ – очень реакционноспособное вещество, перспективно в качестве ракетного топлива.

Оксид и гидроксид алюминия. Физические свойства. Al₂O₃ – твердое тугоплавкое вещество; существует в нескольких кристаллических модификациях. Наиболее известен a-Al₂O₃ (корунд): белое, тугоплавкое, химически инертное вещество. Химическая стойкость, термическая устойчивость Al₂O₃ объясняются прочностью связей Al–O, в образовании которых участвуют свободные d -орбитали атома алюминия и неподеленные электронные пары атома О (донорно-акцепторное взаимодействие).

Сильно прокаленный Al₂O₃ называется алундом, он используется при изготовлении тиглей и огнеупорных материалов.

Al(OH)₃ – твердое вещество белого цвета, нерастворимое в воде. Формула Al(ОН)₃ условна, точнее Al₂О ₃ × n Н₂О.

Химические свойства оксида и гидроксида алюминия

Реагенты. Характерные реакции	Примеры реакций
Оксид алюминия Al2O3 – амфотерный оксид с преобладанием основных свойств
1.С водой не реагирует.	Al2O3 + H2O ≠
2.С к ислотами	Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
3.C растворами щелочей	Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6]
4.Сплавляется со щелочами или карбонатами щелочных металлов	Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O; Al2O3 + Na2CO3 2NaAlO2 + CO2
5.С основными оксидами	Al2O3 + СаO Сa(AlO2)2
6.С некоторыми кислотными оксидами	Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3
Гидроксид алюминия Al(OH)3–слабый электролит с амфотерными свойствами
1. С кислотами (как основание)	Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
2. С растворами и расплавами щелочей (как кислота)	Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]; Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6]; Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O
3. Cплавляется с основными оксидами	2Al(OH)3 + СaO Сa(AlO2)2 + 3H2O
4. Некоторыми кислотными оксидами	2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
5. Термически неустойчив, теряет воду при нагревании » 1000С	2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O

Получение оксида алюминия:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃, D Н = –3350 кДж;

2Al(OH)₃ Al₂O₃ + 3H₂O.

Получение гидроксида алюминия:

AlCl₃ + 3NaOH_(нед) = Al(OH)₃↓ + 3NaCl;

Al₂(SO₄)₃ + 6NH₄OH = 2Al(OH)₃↓ + + 3(NH₄)₂SO₄;

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = Al(OH)₃↓ + NaНCO₃;

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S.

Некоторые свойства солей алюминия. Алюминий образует соли с большинством известных кислот. В парах и органических растворителях хлориды, бромиды и иодиды алюминия существуют в виде димеров с мостиковыми галогенами:

 

В галогенидах алюминия реализуется дативная связь. Соединения широко используют в органической химии в качестве катализаторов. Это легколетучие (кроме фторида) вещества (хлорид алюминия возгоняется уже при 180^оС), бурно реагирующие с водой, поскольку заменяется окружение атома алюминия:

Al₂Cl₆ + 6H₂O = 2[Al(H₂O)₆]Cl₃.

Алюминаты под действием воды практически полностью разлагаются:

NaAlO₂ + 2H₂O = Al(OH)₃ + NaOH.

Алюминаты также разлагаются кислотами. Состав продукта зависит от количественного соотношения между солью и кислотой:

Na[Al(OH)₄] + HCl_(нед) = Al(OH)₃↓ + NaСl + H₂O;

NaAlO₂ + HCl_(нед) + H₂O = Al(OH)₃↓ + NaСl;

Na[Al(OH)₄] + 4HCl_(изб) = AlCl₃ + NaСl + 4H₂O;

Na₃[Al(OH)₆] + 6HCl_(изб) = AlCl₃ + 3NaСl + 6H₂O;

NaAlO₂ + 4HCl_(изб) = AlCl₃ + NaСl + 2H₂O.

Соли Al³⁺ выделяются из растворов в виде кристаллогидратов: AlCl₃×6H₂O, Al(NO₃)₃×9H₂O. Сульфаты алюминия с сульфатами щелочных металлов образуют двойные соли – квасцы (KAl(SO₄)₂ × 12Н₂О – алюмокалиевые квасцы), которые широко применяются для очистки воды, дубления кож, протравления тканей перед покраской.

Все соли Al³⁺растворимы, кроме AlPO₄, AlF₃. В водных растворах соли Al⁺³подвергаются гидролизу:

Al₂(SO₄)₃ + 2H₂O ⇄ 2AlOHSO₄ + H₂SO₄;

Al³⁺ + H₂O ⇄ AlOH²⁺ + H⁺.

Соли алюминия, образованные слабыми кислотами (сульфиды, сульфиты, карбонаты, цианиды), не могут быть выделены из водных растворов, так как полностью гидролизуются:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 3Na₂SO₄.

Ион Al³⁺ характеризуется большим зарядом, малым радиусом и наличием вакантных s -, p - и d -орбиталей. Поэтому из всех s - и p -металлов алюминий является наилучшим комплексообразователем. Для него характерны координационные числа 4, 6, что соответствует sp ³- и sp ³ d ²-гибридизации атомных орбиталей.

Для алюминия наиболее характерны комплексы с Н₂О, ОН^–, F^–, при этом образуются октаэдрические комплексы (к. ч. = 6), например:

3NaF + AlF₃ = Na₃[AlF₆](гексафтороалюминат натрия).

 

Галлий, индий, таллий

Существует принципиальное отличие химии галлия, индия и таллия от химии алюминия: возможность устойчивого существования соединений этих элементов в степени окисления +1, которая не характерна для алюминия. Устойчивость этого состояния возрастает в ряду Ga‒In‒Т1, а для таллия она более стабильна, чем степень окисления +3. Современное объяснение такой особенности основано на концепции инертной пары s -электронов и уменьшении прочности связей с участием элементов с большим радиусом. У алюминия велика разница между потенциалами ионизации первого электрона 3 p ¹ и последующих (3 s ²). Трудность возбуждения второго и третьего электронов у галлия, индия и таллия становится еще больше. Эти элементы стоят сразу же после переходных металлов, и на них сказывается эффект d - и f -сжатия: электроны, заполнившие внутренние d - и f -орбитали, не увеличивают размер атомов, однако экранируют валентные электроны у атомов элементов больших периодов III А группы.

Элементы семейства галлия не встречаются в природе в свободном состоянии, вытесняют водород из растворов кислот, не выделяются при электролизе водных растворов солей. Ga, In и Тl проявляют способность к комплексообразованию.

Радиусы атомов и ионов растут от Ga к Т1, соответственно с этим восстановительные свойства увеличиваются, увеличивается различие энергий связи s - и р -электронов внешнего слоя и соответственно уменьшается наиболее характерная степень окисления: для Ga и In она равна +3, а для Т1 – +1. По химическому поведению галлий близок к алюминию с учетом особенностей строения внешней электронной оболочки. Подобно алюминию, галлий на воздухе покрывается плотной оксидной пленкой Gа₂О₃ и поэтому практически не изменяется. У Ga, как и у алюминия, амфотерные свойства, реагирует с разбавленными кислотами и со щелочами в присутствии окислителей (или при нагревании):

2Ga + 6HCl = 2GaCl₃ + 3H₂;

2Ga + 6NaOH + 3H₂O₂ = 2Na₃[Ga(OH)₆];

2Ga + 6NaOH + 6H₂O 2Na₃[Ga(OH)₆] + 3H₂.

In и особенноТl в отсутствие сильных окислителей к щелочам устойчивы. Тl не растворяется в галогеноводородных кислотах, т. к. образуются нерастворимые галогениды таллия (I).

Ga, In и Тl могут реагировать с галогенами:

2Ga + 3Cl₂ = 2GaCl₃;

Tl + 3Cl₂ = TlCl₃;

2Tl + Cl₂ = 2TlCl.

Образуются белого цвета соединения, молекулы ЭГ₃ димеризованы:

2GaCl₃ ⇄ Ga₂Cl₆.

Известно соединение состава GaCl₂, которое может быть получено:

2GaCl₃ + Ga = 3GaCl₂.

GaCl₂ следует относить к соединениям со смешанной степенью окисления Ga⁺ и Ga⁺³: Ga[GaCl₄].

По отношению к холодной воде галлий вполне устойчив. Концентрированная серная и концентрированная азотная кислоты пассивируют алюминий, но взаимодействуют с галлием, индием, таллием:

2Ме + 6H₂SO_4(конц) = Ме₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O;

2Tl + 2H₂SO_4(конц) = Tl₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

Реакция галлия с серной кислотой имеет особенность: выделяющаяся сера окутывает поверхность галлия плотной пленкой и препятствует его дальнейшему растворению:

2Ga + 4H₂SO₄ = Ga₂(SO₄)₃ + S↓ + 4H₂O.

Гидроксид галлия амфотерен:

Ga(OH)₃ + NaOH = Na[Ga(OH)₄] (в растворе);

Gа(ОН)₃ + NaOH NaGaO₂ + 2H₂O (при нагревании).

Из гидроксида прокаливанием можно получить оксид, который легко растворяется в воде:

2Gа(ОН)₃ Gа₂O₃ + 3Н₂О;

Gа₂O₃ + 3Н₂О = 2Gа(ОН)₃.

Прямым синтезом могут быть получены сульфид Ga₂S₃, а также являющиеся полупроводниками фосфид GaP, арсенид GaAs, ан-тимонид GaSb. Водородные соединения галлия хотя и существуют, но они неустойчивы и по поведению похожи на водородные соединения алюминия.

Соли галлия хорошо растворимы в воде, при осаждении из растворов выделяются кристаллогидраты: Ga₂(SO₄)₃ · 18H₂O, Gа(NО₃)₃ · 9Н₂О и др.

Индий и таллий – довольно тяжелые металлы серебристо-белого цвета (плотность индия 7,31 г/см³, а таллия – 11,85 г/см³). На воздухе индий покрывается плотной и прочной оксидной пленкой, а таллий медленно окисляется, и поэтому его хранят под слоем кипяченой дистиллированной воды или покрывают лаком. Оба металла мягкие и хрупкие с хорошей электрической проводимостью. При прокаливании энергично соединяются с кислородом и серой. С галогенами – хлором и бромом – они реагируют уже при обычной температуре, а с иодом –при небольшом нагревании. Для индия и таллия известны два ряда соединений, соответствующих степеням окисления +3 и +1. Желтый оксид In₂O₃ может быть получен взаимодействием простых веществ, а коричневый Tl₂O₃ – при окислении таллия озоном:

2Tl + O₃ = Tl₂O₃.

В воде оксиды практически нерастворимы, но способны растворяться в кислотах:

In₂O₃ + 6НС1 = 2InС1₃ + 3Н₂О;

Тl₂O₃ + 6НС1 = 2ТlС1₃ + 3Н₂О.

При движении от Ga к Tl кислотные свойства оксидов ослабевают, а основные усиливаются. В связи с этим Тl₂O₃ не взаимодействует со щелочами. Устойчивость оксидов сверху вниз падает. Тl₂O₃ при небольшом нагревании разлагаетсяc с образованием Тl₂O и O₂. Тl₂O растворяется в H₂O:

Тl₂O + H₂O = 2TlOH.

По размерам ион Тl⁺¹ близок к иону K⁺, отсюда близость свойств их соединений.

Основные свойства гидроксидов последовательно измененяются:

Ga(ОН)3	In(ОН)3	Тl(ОН)3	ТlOН
амфотерный гидроксид	амфотерный гидроксид с более выраженными основными свойствами	основание средней силы	сильное основание (щелочь)

 

Биогенная роль р -элементов III A группы

Аалюминий – самый распространенный металл в земной коре (8,13% по массе), однако человеческий организм содержит небольшое количество бора и алюминия (их содержание не превышает 10^‒5%), а галлия, индия и таллия – еще меньше.

Бор концентрируется в легких (0,34 мг), щитовидной железе (0,3 мг), селезенке (0,26 мг), печени, мозге (0,22 мг), почках, сердечной мышце. Имеются данные, что бор снижает активность адреналина.

Алюминий концентрируется в сыворотке крови, легких, печени, почках, костях, ногтях, волосах. Al⁺³ замещает Са⁺², Mg⁺². (У них одинаковые координационные числа, равные 6, радиус атома и энергия ионизации). Избыток Al в организме тормозит синтез гемоглобина.

Cоединения бора в почве, образуя неустойчивые пероксидные соединения, облегчают корневое дыхание растений; пониженное содержание бора в почве особенно вредно сказывается на развитии сахарной свеклы (появляются болезненные изменения – так называемая гниль сердечка).

Суточная потребность в алюминии взрослого человека ‒ 30‒50 мг. В повседневной жизни мы получаем его в основном из хлебопродуктов. К источникам алюминия относятся вода, атмосферный воздух, лекарственные препараты, алюминиевая посуда, дезодоранты и др.

Соединения Ga, In, Tl ядовиты. Если для растений таллий умеренно токсичен, то для животных и человека этот элемент по-настоящему страшный яд. Токсичность таллия связана с нарушением баланса ионов натрия и калия – вследствие близости радиусов K+ и Tl+ эти ионы обладают сходными свойствами и способны замещать друг друга в ферментах. Катион Tl⁺ образует прочные соединения с серосодержащими белками и подавляет активность ферментов, содержащих тиольные группы. Таллий нарушает функционирование различных ферментных систем, ингибирует их и препятствует синтезу белков, токсичность его соединений для человека выше, чем свинца и ртути. Попадание в организм даже очень незначительных количеств соединений Tl⁺ вызывает выпадение волос, поражение нервной системы, почек, желудка. Металл выводится из организма в течение длительного времени главным образом с мочой и калом. При острых отравлениях через одни, максимум двое суток возникают первые признаки поражения желудочно-кишечного тракта (тошнота, рвота, боли в животе, понос, запор) и дыхательных путей. Через три-четыре дня может наступить мнимое улучшение. Спустя две или три недели начинается выпадение волос, появляются признаки авитаминоза (сглаживание слизистой оболочки языка, трещины в углах рта и прочие). В случаях тяжелого отравления могут развиться полиневриты, психические расстройства, поражения зрения и другие.

 

Применение р -элементов III A группы и их соединений

Н₃ВО₃ – антисептическое средство, высокая растворимость борной кислоты в липидах обеспечивает быстрое проникновение ее в клетки через липидные мембраны. В результате происходит свертывание белков (денатурация) цитоплазмы микроорганизмов и их гибель. Как антисептик применяют буру Na₂В₄О₇ × 10Н₂О. Фармакологическое действие препарата обусловлено гидролизом соли с выделением Н₃ВО₃.

Бура Na₂B₄O₇ × 10H₂O применяется при пайке металлов. Бура в расплавленном состоянии растворяет оксиды металлов:

Na₂B₄O₇ + CuO NaBO₂ + Cu(BO₂)₂.

(Na₂O · B₂O₃)

При соприкосновении накаленного паяльника с бурой оксиды металлов растворяются в ней (поверхность очищается), и припой хорошо пристает к поверхности металла.

Бор – микроэлемент, оказывает специфическое влияние на углеводный обмен в растениях, необходим для нормального роста и деления клеток, образования семян.

Болотные и подзолистые почвы бедны бором. При борном голодании растения не образуют семян или их мало. Внесение борных удобрений повышает урожай сахарной свеклы, бобовых и овощных культур, менее реагируют на борные удобрения злаковые культуры.

Подкормку ведут через почву или опрыскиванием (внекорневая подкормка), эффективна предпосевная подкормка семян водными растворами борной кислоты или солями.

Алюминий – второй после железа металл по масштабам его применения в современной технике. Используют как чистый Al (изготовление проводов, металлотермия), так и его многочисленные облегчённые, коррозионноустойчивые сплавы.

Алюминий используют для получения термита. Теплоты, выделяющейся при сгорании термита, достаточно для сварки железнодорожных рельсов:

3Fe₃O₄ + 8Al = 4Al₂O₃ + 9Fe.

термит

KAl(SO₄)₂ × 12H₂O – алюмокалиевые квасцы. KAl(SO₄)₂ – жженые квасцы применяют для полосканий, промываний и примочек при воспалительных процессах слизистых оболочек и кожи, используют как кровоостанавливающее средство при порезах.

Разнообразное применение в фотоэлементах, полупроводниковых лазерных, оптических приборах имеют материалы, содержащие остальные р -элементы III А группы – Ga, In, Tl. Они также широко используются в производстве огнеупорной керамики, лазеров, абразивных материалов.

Соли таллия в небольших дозах приводят к временному облысению, что используют при лечении стригущего лишая. С начала 1980-х годов возрастает применение радиоактивного изотопа ²⁰¹Tl (период полураспада 72,912 ч) для диагностики болезней сердечно-сосудистой системы и онкологических заболеваний.

 

Тема 6. s -ЭЛЕМЕНТЫII А ГРУППЫ