Υπάρχουν γνωστά 30 p - στοιχεία στο περιοδικό σύστημα, αυτά είναι στοιχεία που βρίσκονται στις ομάδες III-A - VIII-A. Τα στοιχεία p γεμίζουν με ηλεκτρόνια - το p-υποεπίπεδο του εξωτερικού ηλεκτρονικού επιπέδου.

Η ομάδα III-A - B, Al, Ga, In, Tl - χαρακτηρίζονται από την παρουσία 3 ηλεκτρονίων στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων του ατόμου και το βόριο στο προ-εξωτερικό στρώμα του ατόμου έχει 2 ηλεκτρόνια, το αλουμίνιο έχει 8 ηλεκτρόνια, Ga, In, Tl - 18 ηλεκτρόνια. Η ομάδα III είναι η πιο εντατική σε στοιχεία - περιέχει 37 στοιχεία, συμπεριλαμβανομένων των λανθανιδών και των ακτινιδών. Όλα τα στοιχεία είναι μέταλλα, με εξαίρεση το βόριο.

Πηγαίνοντας από το Al στο Ga, η ατομική ακτίνα μειώνεται. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι στο Ga, η πλήρωση του υποεπίπεδου p ξεκινά μετά την πλήρωση του κελύφους ηλεκτρονίων 3d 10. Υπό την επίδραση των ηλεκτρονίων 3d 10, το κέλυφος ηλεκτρονίων ολόκληρου του ατόμου συμπιέζεται και το μέγεθος του ατόμου μειώνεται (η επίδραση της d - συμπίεσης).

Δεν παρατηρείται μονοτονική (διαδοχική) αλλαγή στις μεταλλικές ιδιότητες. Οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται απότομα όταν πηγαίνουν από το βόριο στο αλουμίνιο, εξασθενούν κάπως στο γάλλιο και πάλι σταδιακά αυξάνονται στο θάλλιο. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το άτομο Ga συμπιέζεται από d-ηλεκτρόνια (d-compression effect), In, Tl (σε αντίθεση με το B και το Al) περιέχουν 18 ηλεκτρόνια στην προτελευταία στιβάδα. Επομένως, παραβιάζεται η γραμμική μεταβολή των ιδιοτήτων (αρουραίος, Tm κ.λπ.) από Al σε Ga.

Το σημείο βρασμού μειώνεται τακτικά από B σε Tl. Το σημείο τήξης είναι ακανόνιστο λόγω των ιδιαιτεροτήτων της δομής του κρυσταλλικού πλέγματος.

Το μέταλλο με τη χαμηλότερη τήξη είναι το Ga (Tm = 29,8˚С).

Σε μη διεγερμένη κατάσταση, η διαμόρφωση εξωτερικού επιπέδου ns 2 np 1, σε κατάσταση ενθουσιασμού - ns 1 np 2.

Στη μη διεγερμένη κατάσταση, υπάρχει 1 μη ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο, ωστόσο, οι ενώσεις των περισσότερων από αυτά τα στοιχεία, στα οποία η κατάσταση οξείδωσής τους είναι +1, είναι πολύ ασταθείς και η πιο χαρακτηριστική για αυτές είναι η κατάσταση οξείδωσης +3 στη διεγερμένη κατάσταση, επειδή η μεταφορά ενός ηλεκτρονίου από την κατάσταση s στο p απαιτεί λίγη ενέργεια.

Β - μη μέταλλο, Al - όχι ακόμη τυπικό μέταλλο, Ga, In, Tl - τυπικά μέταλλα. Ενώσεις: EN 3, E 2 O 3, E (OH) 3.

Τα υδρίδια των στοιχείων είναι υπό όρους, αφού η κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων είναι θετική και το υδρογόνο είναι αρνητικό.

B 2s 2 2p 1 B 2 H 6

Ga 4s 2 4p 1 (GaH 3) n

Σε 5s 2 5p 1 (InH 3) n

Tl 6s 2 6p 1 TlH 3

E 2 O 3 -γενικός τύπος οξειδίων, έχει διαφορετικό χαρακτήρα

Β 2 Ο 3οξείδιο οξέος

Al 2 O 3αμφοτερικό οξείδιο

Ga 2 O 3

Στο 2 O 3αμφοτερικό οξείδιο (με υπεροχή βασικών ιδιοτήτων)

Tl 2 O(Tl 2 O 3) βασικό οξείδιο

E (OH) 3 -υδροξείδια, υπάρχει μια μετάβαση από τα όξινα, μέσω των αμφοτερικών στα βασικά υδροξείδια.

Al (OH) 3αμφοτερικό υδροξείδιο

Ga (OH) 3αμφοτερικό υδροξείδιο

Σε (OH) 3αμφοτερικό υδροξείδιο

TlOHβασικό υδροξείδιο

Σχηματίστε ενώσεις με αλογόνα EG 3, θείο E 2 S 3, άζωτο EN.

Η χημεία των ενώσεων οξυγόνου του βορίου και του πυριτίου έχει πολλά κοινά: την όξινη φύση των οξειδίων και των υδροξειδίων, την ικανότητα σχηματισμού πολυμερών δομών και τον σχηματισμό οξειδίων από γυαλί.

Bor. Παραλαβή. Χημικές ιδιότητες

Το βόριο στις ιδιότητές του μοιάζει περισσότερο με το στοιχείο του πυριτίου της ομάδας IV-A ("διαγώνια ομοιότητα").

Το βόριο είναι μια κρυσταλλική ουσία, μαύρου χρώματος, πυρίμαχη στους t = 2300 C.

Οι πιο συνηθισμένες τροποποιήσεις του βορίου είναι το άμορφο και το κρυσταλλικό. Η άμορφη τροποποίηση είναι η πιο αντιδραστική.

Παραγωγή βορίου

1. Θερμική αποσύνθεση υδριδίων βορίου:

B 2 H 6 2B + 3H 2

2. Θερμικό μαγνήσιο από οξείδιο του βορίου:

B 2 O 3 + 3Mg 3MgO + 2B

B 2 O 3 + 3Zn 3ZnO + 2B

3. Από χλωριούχο βόριο:

2BCl 3 + 3Zn 3ZnCl 2 + 2B

Το βόριο αντιδρά άμεσα ενεργά μόνο με το φθόριο· ωστόσο, όταν θερμαίνεται, αλληλεπιδρά με το οξυγόνο, το άζωτο και τον άνθρακα.

B + 2F 2 → BF 4

4B + 3O 2 2B 2 O 3

2B + N 2 2BN

4B + 3C B 4 C 3

Το βόριο αντιδρά με θερμά πυκνά οξέα H 2 SO 4 και HNO 3

2B + 3H 2 SO 4 συμπ. → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Β + 3ΗΝΟ 3 συζ. → H 3 BO 3 + 3NO 2

Αντιδρά με αλκάλια μόνο παρουσία ισχυρών οξειδωτικών:

2B + 2NaOH + 3H 2 O 2 → 2NaBO 2 + 4H 2 O

Ωστόσο, το άμορφο βόριο μπορεί να αντιδράσει με τα αλκάλια όταν βράσει:

2Β άμορφο. + 2NaOH 2NaBO 2 + H 2

3SiO 2 + 4B → 3Si + 2B 2 O 3

Αλογονίδια βορίου

BF 3 BCl 3 BBr 3 BI 3

αέριο αέριο υγρό στερεό

Σύνδεση E kJ 644 443 376 284

Η ανθεκτικότητα πέφτει

Το ВСl 3 σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση τριών ηλεκτρονίων του ατόμου του βορίου σε διεγερμένη κατάσταση. Τρεις δεσμοί σχηματίζονται από τον μηχανισμό spin-valence (ανταλλαγής).

Το ιόν έχει τετραεδρική δομή

Τα αλογονίδια του βορίου είναι όξινα και υδρολυμένα:

BCl 3 + 3H 2 O → H 3 BO 3 + 3HCl

BF 4 + HF → H(ισχυρό οξύ)

Τα όξινα αλογονίδια αντιδρούν με βασικά αλογονίδια:

ВF 3 + NaF = Na

Το βόριο δεν αντιδρά άμεσα με το υδρογόνο. Τα υδρίδια βορίου λαμβάνονται όχι με άμεση αλληλεπίδραση με το υδρογόνο, αλλά έμμεσα.

Για παράδειγμα, η δράση του υδροχλωρικού οξέος στο βορίδιο του μαγνησίου.

Мg 3 В 2 + 6HCl ® В 2 Н 6 + 3 ΜgCl 2

Λαμβάνεται ένα μείγμα βοροϋδριδίων (βορανίων). Τα βοράνια είναι γνωστό ότι είναι αέρια, υγρά και στερεά.

Β 2 Η 6- διβοράνιο - αέριο

B 4 H 10 -τετραβοράνιο - υγρό

H 10 H 14- στερεό βόριο.

Έχουν δυσάρεστη οσμή και είναι ιδιαίτερα δηλητηριώδη. Τα περισσότερα από αυτά αναφλέγονται αυθόρμητα και αποσυντίθενται στο νερό.

2B 4 H 10 + 11 O 2 = 4B 2 O 3 + 10 H 2 O

B 2 H 6 + 6 H 2 O = 2H 3 VO 3 + 6H 2

Στα μόρια των βοροϋδριδίων, τα άτομα βορίου συνδέονται με «γέφυρες» υδρογόνου.

Τα βοράνια είναι ένας ειδικός τύπος ενώσεων· σε αυτά σχηματίζεται ένας δεσμός με έλλειψη ηλεκτρονίων. Τα μόριά τους περιέχουν λιγότερα ηλεκτρόνια από όσα είναι απαραίτητα για το σχηματισμό δεσμών δύο ηλεκτρονίων. Αυτός ο αποκαλούμενος «δεσμός μπανάνας» σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της επικάλυψης δύο sp 3-υβριδικών τροχιακών ατόμων βορίου και ενός s-τροχιακού ατόμου υδρογόνου. Κάθε άτομο υδρογόνου που γεφυρώνει σχηματίζει έναν κοινό δεσμό τριών κέντρων δύο ηλεκτρονίων Β - Η - Β με δύο άτομα βορίου.

Οι ενώσεις με έλλειψη ηλεκτρονίων είναι δέκτες ηλεκτρονίων. Σχέδια θερμικής αποσύνθεσης για ορθοβορικό οξύ:

H 3 BO 3 "HBO 2 + H 2 O

4НВО 2 "2В 2 О 3 + 2Н 2 О

Σε αντίθεση με τα συνηθισμένα οξέα, το ορθοβορικό οξύ δεν διασπά το H +, αλλά προκαλεί μια μετατόπιση στην ισορροπία διάστασης του νερού, συνδέοντας το OH- λόγω της αλληλεπίδρασης δότη-δέκτη, δρα ως μονοβασικός.

B (OH) 3 + H 2 O → B (OH) 4 - + H + Kd = 5,8 · 10 -10

Ο αριθμός συντονισμού οξυγόνου του βορίου είναι 3· επομένως, οι ενώσεις οξυγόνου του βορίου σχηματίζουν πολυμερείς ενώσεις (πολυβορικά).

Όλα τα οξέα μετατρέπονται σε ορθοβορικά:

HBO 2 + H 2 O → H 3 BO 3

H 2 B 4 O 7 + 5H 2 O → 4H 3 BO 3

Εάν το ορθοβορικό οξύ είναι το πιο σταθερό οξύ, τότε τα άλατά του δεν υπάρχουν υπό κανονικές συνθήκες σε σύγκριση με τα άλατα των μετα- και τετραβορικών οξέων. Έτσι, όταν επενεργούμε σε διάλυμα βορικού οξέος με υδροξείδιο του νατρίου, δεν λαμβάνεται ορθοβορικό (δεν υπάρχει σε διάλυμα), αλλά τετραβορικό νάτριο (με έλλειψη NaOH) ή μεταβορικό (σε περίσσεια NaOH):

2NaOH εβδομάδα + 4H 3 BO 3 = Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O

NaOH g + H 3 BO 3 = NaBO 2 + 2H 2 O

Με περίσσεια αλκαλίου, το προκύπτον τετραβορικό νάτριο μετατρέπεται σε μεταβορικό νάτριο:

Na 2 B 4 O 7 + 2NaOH g = 4NaBO 2 + H 2 O

Η όξινη υδρόλυση του τετραβορικού νατρίου οδηγεί στο σχηματισμό ορθοβορικού οξέος:

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

Αλουμίνιο

Οι μεταλλικές του ιδιότητες είναι πιο έντονες από αυτές του βορίου. Οι χημικοί δεσμοί του αλουμινίου με άλλα μέταλλα είναι κυρίως ομοιοπολικής φύσης. Ο τύπος της κρυσταλλικής δομής είναι hcp.

Σε αντίθεση με το βόριο, το άτομο του αλουμινίου έχει ελεύθερα d-υποεπίπεδα στο εξωτερικό επίπεδο. Το Al 3+ έχει μικρή ακτίνα και αρκετά υψηλό φορτίο, λόγω του οποίου είναι ένας συμπλοκοποιητικός παράγοντας με αριθμό συντονισμού 4 ή 6. Οι ενώσεις του Al είναι πιο σταθερές από το βόριο.

Παραλαβή αλουμινίου

Στη βιομηχανία, το Al λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση ενός τήγματος Al 2 O 3 σε κρυόλιθο (Na 3 AlF 6)

Al 2 O 3 → Al +3 + AlO 3 -3

K (-) Al +3 + 3e = Al 0

A (+) 2AlO 3 -3 - 6e = Al 2 O 3 + O 2

Ga, In, Tl - ιχνοστοιχεία, που βρίσκονται σε οξείδια και θειούχα μεταλλεύματα. Σε αυτή την περίπτωση, οι αντίστοιχες ενώσεις συμπυκνώνονται και δρουν με αναγωγικούς παράγοντες.

E 2 O 3 + 3H 2 → 2E + 3H 2 O

E 2 O 3 + 3CO → 2E + 3CO 2

Η ηλεκτρονική διαμόρφωση της βασικής κατάστασης αυτών των στοιχείων ns 1 np 2 χαρακτηρίζεται από την παρουσία ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου. Σε διεγερμένη κατάσταση, περιέχουν τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια, τα οποία, όντας σε υβριδισμό sp 2, συμμετέχουν στο σχηματισμό τριών ομοιοπολικών δεσμών. Σε αυτή την περίπτωση, τα άτομα των στοιχείων της ομάδας IIIΑ παραμένουν ένα μη κατειλημμένο τροχιακό και ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους παραμένει μικρότερος από τον αριθμό των διαθέσιμων τροχιακών όσον αφορά την ενέργεια. Ως εκ τούτου, πολλές ομοιοπολικές ενώσεις στοιχείων της Ομάδας ΙΙΙΑ είναι οξέα Lewis - δέκτες ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, που αποκτούν, όχι μόνο αυξάνουν τον αριθμό συντονισμού σε τέσσερα, αλλά αλλάζουν και τη γεωμετρία του περιβάλλοντος τους - ένα από τα επίπεδα γίνεται τετραεδρικό (sp 2 -κατάσταση υβριδισμού).

Το βόριο διαφέρει σε ιδιότητες από άλλα στοιχεία αυτής της υποομάδας. Το βόριο είναι το μόνο μη μέταλλο, χημικά αδρανές και σχηματίζει ομοιοπολικούς δεσμούς B?F, B?N, B?C, κ.λπ., η πολλαπλότητα των οποίων συχνά αυξάνεται λόγω του δεσμού pp?Pp -. Η χημεία του βορίου είναι κοντά στη χημεία του πυριτίου, αυτό δείχνει μια διαγώνια ομοιότητα. Κενά d-τροχιακά εμφανίζονται για άτομα αλουμινίου, η ακτίνα του ατόμου αυξάνεται και επομένως ο αριθμός συντονισμού αυξάνεται σε έξι. Το γάλλιο, το ίνδιο, το θάλλιο βρίσκονται ακριβώς πίσω από τα μέταλλα d-block. Η πλήρωση του κελύφους d συνοδεύεται από διαδοχική συμπίεση ατόμων. Ως αποτέλεσμα της συμπίεσης d, οι ιοντικές ακτίνες του αλουμινίου και του γαλλίου είναι κοντινές και η ατομική ακτίνα του γαλλίου είναι ακόμη μικρότερη. Πηγαίνοντας από το Al στο Ga, η αύξηση του ενεργού πυρηνικού φορτίου αποδεικνύεται πιο σημαντική από την αλλαγή στην ατομική ακτίνα· επομένως, η ενέργεια ιονισμού αυξάνεται. Η αύξηση των ενεργειών ιονισμού κατά τη μετάβαση από το Ip στο Tl είναι το αποτέλεσμα της συμπίεσης d και f, που οδηγεί σε αύξηση της αλληλεπίδρασης των ηλεκτρονίων σθένους με τον ατομικό πυρήνα. Η αύξηση της ενέργειας δέσμευσης 6s 2 ηλεκτρονίων θαλλίου με τον πυρήνα καθιστά δύσκολη τη συμμετοχή τους στο σχηματισμό δεσμών και οδηγεί σε μείωση της σταθερότητας των ενώσεων τους στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης. Έτσι για το θάλλιο, τον μόλυβδο, το βισμούθιο και το πολώνιο, οι ενώσεις με καταστάσεις οξείδωσης +1, +2, +3, + είναι σταθερές.

Τα στοιχεία p της ομάδας III περιλαμβάνουν τυπικά στοιχεία - βόριο και αλουμίνιο και στοιχεία της υποομάδας του γαλλίου - γάλλιο, ίνδιο, θάλλιο. Όλα αυτά τα στοιχεία, εκτός από το βόριο, είναι μέταλλα. Όλα τα στοιχεία είναι σπάνια, με εξαίρεση το αλουμίνιο, που αποτελεί το 8,8% της μάζας του φλοιού της γης. Στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο, έχουν τρία ηλεκτρόνια, ns 2 np 1, και σε διεγερμένη κατάσταση, ns 1 np 2 ηλεκτρόνια. Η υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων της υποομάδας του βορίου είναι +3. Λόγω του γεγονότος ότι το προτελευταίο επίπεδο στα άτομα Ga, In, T1 περιέχει 18 ηλεκτρόνια, οι κανονικές διαφορές σε ορισμένες ιδιότητες παραβιάζονται κατά τη μετάβαση από το A1 στο Ga. Μερικές φυσικές σταθερές των στοιχείων της υποομάδας IIIA δίνονται στον πίνακα. 7.

5V 1s 2 2s 2 2p 1

13 Аl 3s 2 3p 1

31 Ga3d 10 4s 2 4p 1

49 ln 4d 10 5s 2 5p 1

81 Tl 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1

Με την αύξηση του πυρηνικού φορτίου, πολλά από τα πιο σημαντικά χαρακτηριστικά των στοιχείων αλλάζουν μη μονοτονικά, συμπεριλαμβανομένης της ατομικής ακτίνας. Αντίστοιχα, οι ιδιότητες απλών ουσιών, οξειδίων, υδροξειδίων και άλλων ενώσεων αυτών των στοιχείων έχουν έναν διφορούμενο χαρακτήρα μεταβολής. Το πρώτο στοιχείο της υποομάδας ξεχωρίζει ιδιαίτερα έντονα - το βόριο, το οποίο είναι το μόνο αμέταλλο μεταξύ των στοιχείων s 2 p 1 -. Το βόριο παρουσιάζει διαγώνια ομοιότητα με ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας IV - το πυρίτιο Si.

Το αλουμίνιο - το πιο σημαντικό στοιχείο της υποομάδας, έχει επίσης μια σειρά από συγκεκριμένα χαρακτηριστικά που το διακρίνουν από το βόριο, αφενός, και από την υποομάδα του γαλλίου, αφετέρου.

Χαρακτηριστικές συνδέσεις

Αλουμίνιο

13 Аl 3s 2 3p 1

1 σταθερό ισότοπο 27 Αλ

Το Clarke στον φλοιό της γης είναι 8,8% κατά μάζα, το πιο άφθονο μέταλλο. Δεν βρέθηκε σε ελεύθερη μορφή.
Η κύρια μορφή ύπαρξης στη φύση είναι το Al 2 O 3 (ως μέρος διαφόρων πυριτικών αλάτων, άστριων και αργίλων). Βρίσκεται επίσης με τη μορφή διπλών αλάτων: KAl (SO 4) 2, Na 3 κ.λπ.

Φυσικές ιδιότητες

Μια απλή ουσία αλουμίνιο είναι ένα ελαφρύ, παραμαγνητικό μέταλλο με ασημί-λευκό χρώμα, εύκολα επιδεκτικό χύτευσης, χύτευσης και μηχανικής επεξεργασίας. Το αλουμίνιο έχει υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα, αντοχή στη διάβρωση λόγω του γρήγορου σχηματισμού ισχυρών μεμβρανών οξειδίου που προστατεύουν την επιφάνεια από περαιτέρω αλληλεπίδραση. Το αλουμίνιο έχει υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα, υψηλή ανακλαστικότητα. Από πλευράς ηλεκτρικής αγωγιμότητας καταλαμβάνει την 4η θέση μετά τα Cu, Ag, Au.

Μέθοδοι απόκτησης

1. Ηλεκτρόλυση τήγματος AlCl 3:

2AlCl 3 = 2Al + 3Cl 2

2. Η κύρια βιομηχανική μέθοδος είναι η ηλεκτρόλυση τήγματος Al 2 O 3 (αλουμίνα) σε κρυόλιθο 3NaF AlF 3:

2Al 2 O 3 = 4AI + 3O 2

3. Θερμική υποπίεση:

AlCl 3 + ZK = Al + 3KCl

Χημικές ιδιότητες

Το Al είναι ένα πολύ αντιδραστικό μέταλλο, αλλά υπό κανονικές συνθήκες συμπεριφέρεται μάλλον αδρανή - έχει υψηλή θερμοκρασία ανάφλεξης, αντιδρά με πολλές ουσίες μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες. Όλες οι αντιδράσεις που περιλαμβάνουν το Al περνούν από μια αρχική καθυστερημένη περίοδο. Αυτή η χημική συμπεριφορά του αλουμινίου εξηγείται από την παρουσία στην επιφάνειά του ενός πολύ λεπτού, ισχυρού, αεροστεγούς και υδατοστεγούς φιλμ Al 2 O 3. Όταν σπάσει η ακεραιότητα αυτής της μεμβράνης, η τεχνητή νοημοσύνη αντιδρά με πολλές ουσίες ως ενεργός αναγωγικός παράγοντας:

Al 0 - Ze - → Al 3+

Στη συντριπτική πλειοψηφία των ενώσεων, τα άτομα αλουμινίου συνδέονται με γειτονικά άτομα με ιοντικούς δεσμούς.

1. Αλληλεπίδραση με οξυγόνο και άλλα αμέταλλα (αλογόνα, θείο, άζωτο, άνθρακας). Το Al σε σκόνη (σκόνη αλουμινίου) αντιδρά πιο ενεργά.

α) 4Al + 3O 2 = 2Аl 2 О 3

Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, η αντίδραση λαμβάνει χώρα μόνο στην επιφάνεια. Μετά τη θέρμανση στη θερμοκρασία ανάφλεξης, το θρυμματισμένο Al καίγεται με υψηλή εξώθερμη επίδραση.

β) χλωριούχο 2Al + 3Cl 2 = 2АlСl 3

2Al + ЗВr 2 = 2АlВr 3 βρωμίδιο

2Al + 3I 2 = 2AlI 3 ιωδιούχο

Η αντίδραση με το I2 προχωρά παρουσία νερού. Δεν υπάρχει αντίδραση με το F 2. αφού την πρώτη στιγμή σχηματίζεται ένα ισχυρό επιφανειακό στρώμα AlF 3.

γ) 2Al + 3S = Al 2 S 3 σουλφίδιο

2Al + N 2 = 2AlN νιτρίδιο

4Al + ЗС = АlС 3 καρβίδιο

δ) Το αλουμίνιο C H 2 δεν συνδέεται απευθείας.

2. Αλληλεπίδραση με νερό παρουσία αλκαλίων.

Ο ρόλος των αλκαλίων.

1) διάλυση του φιλμ οξειδίου Al 2 O 3.

2) πρόληψη του σχηματισμού αδιάλυτου υδροξειδίου Al (OH) 3.

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

Να-τετραϋδροξο-αργιλικό νάτριο

Ελλείψει αλκαλίων, το αλουμίνιο μπορεί να εκτοπίσει το H 2 από το νερό υπό τις ακόλουθες συνθήκες:

1) εάν η επιφάνειά του είναι συγχωνευμένη (καλυμμένη με υδράργυρο).

2) σε κενό ή σε περιβάλλον αδρανούς αερίου μετά από προκαταρκτικό καθαρισμό της μεταλλικής επιφάνειας από το φιλμ οξειδίου.

3. Αλληλεπίδραση με «μη οξειδωτικά» οξέα (HCl, H 2 SO 4 αραιωμένο, κ.λπ.)

2Al + 6Н + → 2Al 3+ + 3H 2

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

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

4. Αλληλεπίδραση με πολύ πυκνό HNO 3 και H 2 SO 4

Στο κανονικό Τ, οι αντιδράσεις δεν προχωρούν, αφού η επιφάνεια του Al παθητικοποιείται, που σχετίζεται με την εισαγωγή ατομικού ή μοριακού οξυγόνου σε αυτήν, καθώς και με το σχηματισμό των αδιάλυτων ενώσεων του με το Al.

Όταν θερμαίνονται, οι αντιδράσεις είναι αρκετά ενεργές:

Al + 6HNO 3 συμπ. = Al (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

8Al + 15H 2 SO 4 συμπ. = 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

5. Αλληλεπίδραση με αραιό HNO 3

Η αντίδραση προχωρά αργά στο κανονικό Τ, και πιο γρήγορα όταν θερμαίνεται.

Al + 4HNO 3 = Al (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

8Al + 30HNO 3 πολύ παρ. = 8Al (NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9 2 O

6. Αλληλεπίδραση με οργανικά οξέα

Οι αντιδράσεις προχωρούν με αραιό οξικό και κιτρικό οξύ όταν θερμαίνονται και επιταχύνονται παρουσία NaCl:

Al + 6CH 3 COOH = 2 (CH 3 COO) 3 Al + 3H 2

7. Ανάκτηση μετάλλων από τα οξείδια τους (αλουμινοθερμία)

2Al + Cr 2 O 3 = 2Cr + Al 2 O 3

Με την αύξηση της ατομικής μάζας αυξάνεται ο μεταλλικός χαρακτήρας των στοιχείων. Το βόριο είναι αμέταλλο, άλλα στοιχεία (υποομάδα αλουμινίου) είναι μέταλλα. Το βόριο διαφέρει σημαντικά στις ιδιότητες από άλλα στοιχεία και μοιάζει περισσότερο με τον άνθρακα και το πυρίτιο. Τα υπόλοιπα στοιχεία - μέταλλα χαμηλής τήξης, In και Tl - είναι εξαιρετικά μαλακά.

Φυσικές ιδιότητες των στοιχείων της κύριας υποομάδας της ομάδας III

Όλα τα στοιχεία της ομάδας είναι τρισθενή , αλλά με αύξηση του ατομικού αριθμού, το σθένος 1(Το Tl είναι κυρίως μονοσθενές).

Στη σειρά B-Al-Ga-In-Tl, η οξύτητα μειώνεται και η βασικότητα των υδροξειδίων R (OH) 3 αυξάνεται. Το H 3 VO 3 είναι ένα οξύ, το Al (OH) 3 και το Ga (OH) 3 είναι αμφοτερικές βάσεις, το In (OH) 3 και το Tl (OH) 3 είναι τυπικές βάσεις. Το TlON είναι μια ισχυρή βάση.

Ας εξετάσουμε τις ιδιότητες μόνο δύο στοιχείων: λεπτομερώς - το αλουμίνιο, ως τυπικός εκπρόσωπος των π-μετάλλων, εξαιρετικά ευρέως χρησιμοποιούμενο στην πράξη, και σχηματικά - το βόριο, ως εκπρόσωπος των "ημιμετάλλων" και που παρουσιάζει ανώμαλες ιδιότητες σε σύγκριση με όλα τα άλλα στοιχεία της υποομάδας.

Το αλουμίνιο είναι το πιο άφθονο μέταλλο στη Γη (3η θέση μεταξύ όλων των στοιχείων, 8% της σύνθεσης του φλοιού της γης). Δεν υπάρχει στη φύση ως ελεύθερο μέταλλο. είναι μέρος της αλουμίνας (Al 2 O 3), του βωξίτη (Al 2 O 3 xH 2 O). Επιπλέον, το αλουμίνιο βρίσκεται ως πυριτικά άλατα σε πετρώματα όπως οι άργιλοι, οι μαρμαρυγίες και οι άστριοι.

Το αλουμίνιο έχει το μόνο σταθερό ισότοπο, το βόριο έχει δύο: 19,9% και 80,1%.

Λήψη;

1. Ηλεκτρόλυση τήγματος AlCl 3:

2AlCl 3 = 2Al + 3Cl 2

2. Η κύρια βιομηχανική μέθοδος είναι η ηλεκτρόλυση τήγματος Al 2 O 3 (αλουμίνα) σε κρυόλιθο 3NaF AlF 3:

2Al 2 O 3 = 4AI + 3O 2

3. Θερμική υποπίεση:

AlCl 3 + ZK = Al + 3KCl

Φυσικές ιδιότητες.

Το ελεύθερο αλουμίνιο είναι ένα ασημί-λευκό μέταλλο με υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Το αλουμίνιο έχει χαμηλή πυκνότητα - περίπου τρεις φορές μικρότερη από αυτή του σιδήρου ή του χαλκού, και ταυτόχρονα είναι ένα ισχυρό μέταλλο.

Το βόριο υπάρχει σε διάφορες αλλοτροπικές τροποποιήσεις. Το άμορφο βόριο είναι μια σκούρα καφέ σκόνη. Κρυσταλλικό βόριο - γκρι-μαύρο, με μεταλλική λάμψη. Όσον αφορά τη σκληρότητα, το κρυσταλλικό βόριο κατέχει τη δεύτερη θέση (μετά το διαμάντι) μεταξύ όλων των ουσιών. Σε θερμοκρασία δωματίου, το βόριο δεν μεταφέρει καλά το ηλεκτρικό ρεύμα. όπως και το πυρίτιο, έχει ημιαγώγιμες ιδιότητες.

Χημικές ιδιότητες.

Επιφάνεια αλουμίνιοσυνήθως καλύπτεται με ένα ισχυρό φιλμ οξειδίου Al 2 O 3, το οποίο το προστατεύει από την αλληλεπίδραση με το περιβάλλον. Εάν αφαιρεθεί αυτή η μεμβράνη, το μέταλλο μπορεί να αντιδράσει έντονα με το νερό:

2Аl + 6Н 2 О = 2Аl (OH) 3 + 3H 2.

Με τη μορφή ρινισμάτων ή σκόνης, καίγεται έντονα στον αέρα, εκπέμποντας μεγάλη ποσότητα θερμότητας:

2Аl + 3 / 2O 2 = Аl 2 О 3 + 1676 kJ.

Αυτή η περίσταση χρησιμοποιείται για τη λήψη ενός αριθμού μετάλλων από τα οξείδια τους με τη μέθοδο της αλουμοθερμίας. Αυτό είναι το όνομα που δίνεται στην αναγωγή με κονιοποιημένο αλουμίνιο εκείνων των μετάλλων στα οποία οι θερμότητες σχηματισμού οξειδίων είναι μικρότερες από τη θερμότητα σχηματισμού του Al 2 O 3, για παράδειγμα:

Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3 + 539 kJ.

Βόριο, σε αντίθεση με το αλουμίνιο, είναι χημικά αδρανές (ειδικά κρυσταλλικό). Έτσι, αντιδρά με το οξυγόνο μόνο σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες (> 700 ° C) με το σχηματισμό βορικού ανυδρίτη В 2 О 3:

2В + ЗО 2 = 2В 2 О 3,

το βόριο δεν αντιδρά με το νερό σε καμία περίπτωση.Σε ακόμη υψηλότερη θερμοκρασία (> 1200 ° C), αλληλεπιδρά με το άζωτο, δίνοντας νιτρίδιο του βορίου (χρησιμοποιείται για την κατασκευή πυρίμαχων υλικών):

Το βόριο αντιδρά μόνο με φθόριο σε θερμοκρασία δωματίου,οι αντιδράσεις με χλώριο και βρώμιο προχωρούν μόνο με ισχυρή θέρμανση (400 και 600 ° C, αντίστοιχα). Σε όλες αυτές τις περιπτώσεις, σχηματίζει τριαλογονίδια BHal 3 - πτητικά υγρά που ατμίζονται στον αέρα, υδρολύονται εύκολα με νερό:

2B + 3Hal 2 = 2BHal 3.

Ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης, σχηματίζεται το ορθοβορικό (βορικό) οξύ H 3 BO 3:

ВНаl 3 + 3Н 2 О = Н 3 ВО 3 + ЗННаl.

Σε αντίθεση με το βόριο, αλουμίνιοήδη σε θερμοκρασία δωματίου, αντιδρά ενεργά με όλα τα αλογόνα, σχηματίζοντας αλογονίδια. Όταν θερμαίνεται, αλληλεπιδρά με θείο (200 ° C), άζωτο (800 ° C), φώσφορο (500 ° C) και άνθρακα (2000 ° C):

2Аl + 3S = Аl 2 S 3 (θειούχο αλουμίνιο),

2Αl + N 2 = 2ΑlN (νιτρίδιο αλουμινίου),

Al + P = AlP (φωσφίδιο αργιλίου),

4Аl + 3С = Аl 4 С 3 (καρβίδιο αλουμινίου).

Όλες αυτές οι ενώσεις υδρολύονται πλήρως με το σχηματισμό υδροξειδίου του αργιλίου και, κατά συνέπεια, υδρόθειου, αμμωνίας, φωσφίνης και μεθανίου.

Το αλουμίνιο διαλύεται εύκολα σε υδροχλωρικό οξύ οποιασδήποτε συγκέντρωσης:

2Аl + 6HCl = 2АlСl 3 + 3H 2.

Τα συμπυκνωμένα θειικά και νιτρικά οξέα δεν επηρεάζουν το αλουμίνιο στο κρύο. Όταν θερμαίνεται, το αλουμίνιο είναι σε θέση να μειώσει αυτά τα οξέα χωρίς την έκλυση υδρογόνου:

2Аl + 6Н 2 SO 4 (συμπ.) = Аl 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6Н 2 О,

Al + 6HNO 3 (conc) = Al (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Σε αραιό θειικό οξύ, το αλουμίνιο διαλύεται με την έκλυση υδρογόνου:

2Аl + 3Н 2 SO 4 = Аl 2 (SO 4) 3 + 3Н 2.

Σε αραιό νιτρικό οξύ, η αντίδραση προχωρά με την απελευθέρωση μονοξειδίου του αζώτου (II):

Al + 4HNO 3 = Al (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

Το αλουμίνιο διαλύεται σε διαλύματα αλκαλίων και ανθρακικών αλκαλιμετάλλων σχηματίζοντας τετραϋδροξοαργιλικά άλατα:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na [Al (OH) 4] + 3H 2.

Τα οξέα, τα οποία δεν είναι οξειδωτικά μέσα, δεν αντιδρούν με το βόριο και μόνο το πυκνό HNO 3 το οξειδώνει σε βορικό οξύ:

B + HNO 3 (συμπ.) + H 2 O = H 3 BO 3 + NO

Ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης +3. Οι πιο σημαντικές ενώσεις βορίου είναι τα υδρίδια, τα αλογονίδια, τα οξείδια, τα βορικά οξέα και τα άλατά τους.

Οξείδιο του βορίου- B 2 O 3 - μια άχρωμη εύθραυστη υαλώδης μάζα, οξείδιο οξέος, προσθέτει ζωηρά νερό για να σχηματίσει ορθοβορικό οξύ:

B 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 BO 3

Το H 3 BO 3 είναι ένα πολύ ασθενές μονοβασικό οξύ και οι όξινες ιδιότητές του εκδηλώνονται όχι λόγω της εξάλειψης του κατιόντος υδρογόνου, αλλά λόγω της δέσμευσης του ανιόντος υδροξειδίου:

H 3 BO 3 + H 2 O H + + -; pK a = 9,0

Όταν θερμαίνεται, το βορικό οξύ χάνει νερό σταδιακά, σχηματίζοντας πρώτα μεταβολικό οξύ και μετά οξείδιο του βορίου:

H 3 BO 3 ¾® HBO 2 ¾® B 2 O 3

Όταν αλληλεπιδρά με αλκάλια, σχηματίζει τετραβορικά - άλατα ενός υποθετικού τετραβορονικού οξέος:

4H 3 BO 3 + 2NaOH = Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O

Τα περισσότερα από τα άλατα - βορικά - είναι αδιάλυτα στο νερό, με εξαίρεση τα βορικά στοιχεία s. Περισσότερο από άλλα, χρησιμοποιείται τετραβορικό νάτριο Na 2 B 4 O 7. Τα περισσότερα από τα βορικά είναι πολυμερή και απελευθερώνονται από διαλύματα με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων αλάτων. Δεν είναι δυνατό να απομονωθούν πολυμερικά βορικά οξέα από το διάλυμα, λόγω του ότι ενυδατώνονται εύκολα. Επομένως, όταν τα οξέα δρουν στα πολυβορικά, συνήθως απελευθερώνεται βορικό οξύ ( αυτή η αντίδραση χρησιμοποιείται για την παραγωγή οξέος):

Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 + 5H 2 O = 4H 3 BO 3 + Na 2 SO 4

Οι άνυδροι μεταβολίτες λαμβάνονται με τη σύντηξη οξειδίου του βορίου ή βορικού οξέος με οξείδια μετάλλων:

CaO + B 2 O 3 = Ca (BO 2) 2

Οι πιο σημαντικές ενώσεις αλουμινίουείναι το οξείδιο του αλουμινίου και το υδροξείδιο του αλουμινίου.

Το οξείδιο του αργιλίου Al2O3 είναι μια λευκή πυρίμαχη κρυσταλλική ουσία, αδιάλυτη στο νερό. Σε εργαστηριακές συνθήκες, το οξείδιο του αλουμινίου εξορύσσεται με καύση αλουμινίου ή με θερμική αποσύνθεση υδροξειδίου του αλουμινίου:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

2Al (OH) 3 → Al2O3 + 3H2O.

Όσον αφορά τις χημικές ιδιότητες, το οξείδιο του αλουμινίου είναι αμφοτερικό. Αντιδρά με οξέα για να εμφανίσει τις ιδιότητες των βασικών οξειδίων:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O.

Αντιδρά με αλκάλια, παρουσιάζει τις ιδιότητες των όξινων οξειδίων. Σύνθετες ενώσεις σχηματίζονται σε αλκαλικά διαλύματα:

Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K.

Κατά τη σύντηξη, σχηματίζονται άλατα οξέος μετα-αλουμινίου, για παράδειγμα, μετα-αργιλικό κάλιο:

Al2O3 + 2KOH → 2KAlO2 + H2O.

Η φυσική κρυσταλλική τροποποίηση του οξειδίου του αλουμινίου (κορούνδιο) χρησιμοποιείται σε ΔΙΑΦΟΡΕΤΙΚΟΣτομείς της επιστήμης και της βιομηχανίας. Τα ρουμπίνια, για παράδειγμα, είναι ένα υλικό για την κατασκευή λίθων εργασίας για μηχανισμούς ακριβείας. Οι κρύσταλλοι κορουνδίου είναι τα σώματα εργασίας των λέιζερ. Ρουμπίνια και ζαφείρια χρησιμοποιούνται για τη διακόσμηση κοσμημάτων. Το οξείδιο του αλουμινίου είναι το κύριο συστατικό της σμύριδας, ενός λειαντικού υλικού. Η ανθεκτικότητα και η αντοχή στη διάβρωση του οξειδίου του αλουμινίου προκαθορίζει τη χρήση του για την κατασκευή ανθεκτικών στη θερμότητα χημικών σκευών, τούβλων για την τοποθέτηση κλιβάνων γυαλιού.

Το υδροξείδιο του αργιλίου Al (OH) 3 είναι μια λευκή κρυσταλλική ουσία αδιάλυτη στο νερό. Στο εργαστήριο εξορύσσεται υδροξείδιο του αλουμινίουαπό διαλυτά άλατα αλουμινίου όταν αλληλεπιδρούν με αλκαλικά διαλύματα, για παράδειγμα:

AlCl3 + 3KOH = Al (OH) 3 ↓ + 3KCl.

Το προκύπτον υδροξείδιο του αργιλίου έχει τη μορφή ζελατινώδους ιζήματος.

Το υδροξείδιο του αργιλίου παρουσιάζει επαμφοτερίζουσες ιδιότητες και διαλύεται τόσο σε οξέα όσο και σε αλκάλια:

Al (OH) 3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

Al (OH) 3 + NaOH → Na.

Όταν το υδροξείδιο του αργιλίου συντήκεται με το υδροξείδιο του νατρίου, σχηματίζεται μετα-αργιλικό νάτριο:

Al (OH) 3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O.

Η ικανότητα του υδροξειδίου του αργιλίου να αντιδρά με οξέα χρησιμοποιείται στη θεραπεία. Περιλαμβάνεται σε φάρμακα που χρησιμοποιούνται για τη μείωση της οξύτητας και τη μείωση της καούρας.

Αντίδραση με χλωριούχο βάριο.Τα βορικά ιόντα αλληλεπιδρούν με το χλωριούχο βάριο σε υδατικά διαλύματα για να σχηματίσουν ένα λευκό κρυσταλλικό ίζημα μεταβορικού βαρίου Ba (BO2) 2

Αναλυτικές αντιδράσεις του κατιόντος αλουμινίου Al 3+

1. Αντίδραση με αλκάλια:

A1 3+ + 3 OH → A1 (OH) 3 ↓ (λευκό)

2. Αντίδραση με νιτρικό κοβάλτιο - σχηματισμός - tenar blue.

Το μπλε του Thenar είναι ένα μικτό οξείδιο αλουμινίου και μπλε κοβαλτίου.

2 A1 2 (SO 4) 3 + 2 Co (NO 3) 2 -tT-> 2 Co (A1O 2) 2 + 4 NO 2 + 6 SO 3 + O 2.

Το βόριο ανήκει στα ιχνοστοιχεία ακαθαρσιών, το κλάσμα μάζας του στο ανθρώπινο σώμα είναι 10 -5 %. Το βόριο συγκεντρώνεται κυρίως στους πνεύμονες (0,34 mg), στον θυρεοειδή αδένα (0,30 mg), στον σπλήνα (0,26 mg), στο συκώτι, στον εγκέφαλο (0,22 mg), στα νεφρά, στον καρδιακό μυ (0,21 mg) ... Η βιολογική επίδραση του βορίου δεν είναι ακόμα καλά κατανοητή. Είναι γνωστό ότι το βόριο είναι μέρος των δοντιών και των οστών, προφανώς με τη μορφή ελάχιστα διαλυτών αλάτων βορικού οξέος με μεταλλικά κατιόντα.

Στείλτε την καλή δουλειά σας στη βάση γνώσεων είναι απλή. Χρησιμοποιήστε την παρακάτω φόρμα

Φοιτητές, μεταπτυχιακοί φοιτητές, νέοι επιστήμονες που χρησιμοποιούν τη βάση γνώσεων στις σπουδές και την εργασία τους θα σας είναι πολύ ευγνώμονες.

Δημοσιεύτηκε στις http://www.allbest.ru/

Η τρίτη ομάδα του περιοδικού πίνακα περιλαμβάνει έναν πολύ μεγάλο αριθμό χημικών στοιχείων, αφού, εκτός από τα στοιχεία της κύριας και δευτερεύουσας υποομάδας, περιλαμβάνει στοιχεία με αύξοντα αριθμό 58--71 (λανθανίδες) και με σειριακούς αριθμούς 90-- 103 (ακτινίδες). Θα εξετάσουμε τις λανθανίδες και τις ακτινίδες, μαζί με στοιχεία μιας δευτερεύουσας υποομάδας. αλουμίνιο γάλλιο ίνδιο

Στοιχεία της κύριας υποομάδας της τρίτης ομάδας - βόριο, αλουμίνιο, γάλλιο, ίνδιο και θάλλιο - χαρακτηρίζονται από την παρουσία τριών ηλεκτρονίων στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων του ατόμου.

Το αλουμίνιο είναι ο κύριος εκπρόσωπος των μετάλλων της κύριας υποομάδας της ομάδας III του Περιοδικού Πίνακα. Οι ιδιότητες των αναλόγων του - γάλλιο, ίνδιο και θάλλιο - μοιάζουν με αυτές του αλουμινίου, καθώς όλα αυτά τα στοιχεία έχουν την ίδια ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού επιπέδου ns 2 nр 1 και μπορούν να εμφανίσουν μια κατάσταση οξείδωσης +3.

Ηλεκτρονική δομή των στοιχείων της κύριας υποομάδαςIIIομάδα

Όλα τα στοιχεία της ομάδας είναι τρισθενή, αλλά με την αύξηση του ατομικού αριθμού, το σθένος 1 γίνεται πιο χαρακτηριστικό (το Tl είναι κυρίως μονοσθενές).

Στη σειρά B - Al - Ga - In - Tl, η οξύτητα μειώνεται και η βασικότητα των υδροξειδίων R (OH) 3 αυξάνεται. Το H 3 VO 3 είναι ένα οξύ, το Al (OH) 3 και το Ga (OH) 3 είναι αμφοτερικές βάσεις, το In (OH) 3 και το Tl (OH) 3 είναι τυπικές βάσεις. Το TlON είναι μια ισχυρή βάση.

Στη συνέχεια, εξετάστε τις ιδιότητες των στοιχείων: αναλυτικά - αλουμίνιο, ως τυπικός εκπρόσωπος των μετάλλων π, εξαιρετικά ευρέως χρησιμοποιούμενο στην πράξη, το βόριο, ως εκπρόσωπος των "ημιμετάλλων" και εμφανίζει ανώμαλες ιδιότητες σε σύγκριση με όλα τα άλλα στοιχεία του υποομάδα.

Το αλουμίνιο είναι το πιο άφθονο μέταλλο στη Γη (3η θέση μεταξύ όλων των στοιχείων, 8% της σύνθεσης του φλοιού της γης). Δεν υπάρχει στη φύση ως ελεύθερο μέταλλο. είναι μέρος της αλουμίνας (Al 2 O 3), του βωξίτη (Al 2 O 3 * xH 2 O). Επιπλέον, το αλουμίνιο βρίσκεται ως πυριτικά άλατα σε πετρώματα όπως οι άργιλοι, οι μαρμαρυγίες και οι άστριοι.

Φυσικές ιδιότητες.

Το ελεύθερο αλουμίνιο είναι ένα ασημί-λευκό μέταλλο με υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Το αλουμίνιο έχει χαμηλή πυκνότητα - περίπου τρεις φορές μικρότερη από αυτή του σιδήρου ή του χαλκού, και ταυτόχρονα είναι ένα ισχυρό μέταλλο.

Το βόριο υπάρχει σε διάφορες αλλοτροπικές τροποποιήσεις. Το άμορφο βόριο είναι μια σκούρα καφέ σκόνη. Κρυσταλλικό βόριο - γκρι-μαύρο, με μεταλλική λάμψη. Όσον αφορά τη σκληρότητα, το κρυσταλλικό βόριο κατέχει τη δεύτερη θέση (μετά το διαμάντι) μεταξύ όλων των ουσιών. Σε θερμοκρασία δωματίου, το βόριο δεν μεταφέρει καλά το ηλεκτρικό ρεύμα. όπως και το πυρίτιο, έχει ημιαγώγιμες ιδιότητες.

Χημικές ιδιότητες.

Η επιφάνεια του αλουμινίου καλύπτεται συνήθως με ένα ισχυρό φιλμ οξειδίου Al 2 O 3, το οποίο το προστατεύει από την αλληλεπίδραση με το περιβάλλον. Εάν αφαιρεθεί αυτή η μεμβράνη, το μέταλλο μπορεί να αντιδράσει έντονα με το νερό:

2Аl + 6Н 2 О = 2Аl (OH) 3 + 3H 2 ^.

Με τη μορφή ρινισμάτων ή σκόνης, καίγεται έντονα στον αέρα, απελευθερώνοντας μεγάλη ποσότητα θερμότητας:

2Аl + 3 / 2O 2 = Аl 2 О 3 + 1676 kJ.

Αυτή η περίσταση χρησιμοποιείται για τη λήψη ενός αριθμού μετάλλων από τα οξείδια τους με τη μέθοδο της αλουμοθερμίας. Αυτό είναι το όνομα που δίνεται στην αναγωγή με κονιοποιημένο αλουμίνιο εκείνων των μετάλλων στα οποία οι θερμότητες σχηματισμού οξειδίων είναι μικρότερες από τη θερμότητα σχηματισμού του Al 2 O 3, για παράδειγμα:

Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3 + 539 kJ.

Το βόριο, σε αντίθεση με το αλουμίνιο, είναι χημικά αδρανές (ειδικά κρυσταλλικό). Έτσι, αντιδρά με το οξυγόνο μόνο σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες (> 700 ° C) με το σχηματισμό βορικού ανυδρίτη В 2 О 3:

2В + ЗО 2 = 2В 2 О 3,

το βόριο δεν αντιδρά με το νερό σε καμία περίπτωση. Σε ακόμη υψηλότερη θερμοκρασία (> 1200 ° C), αλληλεπιδρά με το άζωτο, δίνοντας νιτρίδιο του βορίου (χρησιμοποιείται για την κατασκευή πυρίμαχων υλικών):

Το βόριο αντιδρά μόνο με φθόριο σε θερμοκρασία δωματίου, ενώ οι αντιδράσεις με χλώριο και βρώμιο προχωρούν μόνο με ισχυρή θέρμανση (400 και 600 ° C, αντίστοιχα). Σε όλες αυτές τις περιπτώσεις, σχηματίζει τριαλογονίδια BHal 3 - πτητικά υγρά που ατμίζονται στον αέρα, υδρολύονται εύκολα με νερό:

2B + 3Hal 2 = 2BHal 3.

Ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης, σχηματίζεται το ορθοβορικό (βορικό) οξύ H 3 BO 3:

ВНаl 3 + 3Н 2 О = Н 3 ВО 3 + ЗННаl.

Σε αντίθεση με το βόριο, το αλουμίνιο ήδη σε θερμοκρασία δωματίου αντιδρά ενεργά με όλα τα αλογόνα, σχηματίζοντας αλογονίδια. Όταν θερμαίνεται, αλληλεπιδρά με θείο (200 ° C), άζωτο (800 ° C), φώσφορο (500 ° C) και άνθρακα (2000 ° C):

2Аl + 3S = Аl 2 S 3 (θειούχο αλουμίνιο),

2Αl + N 2 = 2ΑlN (νιτρίδιο αλουμινίου),

Al + P = AlP (φωσφίδιο αργιλίου),

4Аl + 3С = Аl 4 С 3 (καρβίδιο αλουμινίου).

Όλες αυτές οι ενώσεις υδρολύονται πλήρως με το σχηματισμό υδροξειδίου του αργιλίου και, κατά συνέπεια, υδρόθειου, αμμωνίας, φωσφίνης και μεθανίου.

Το αλουμίνιο διαλύεται εύκολα σε υδροχλωρικό οξύ οποιασδήποτε συγκέντρωσης:

2Аl + 6HCl = 2АlСl 3 + ЗН 2 ^.

Τα συμπυκνωμένα θειικά και νιτρικά οξέα δεν επηρεάζουν το αλουμίνιο στο κρύο. Όταν θερμαίνεται, το αλουμίνιο είναι σε θέση να μειώσει αυτά τα οξέα χωρίς την έκλυση υδρογόνου:

2Аl + 6Н 2 SO 4 (συμπ.) = Аl 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6Н 2 О,

Al + 6HNO 3 (conc) = Al (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Σε αραιό θειικό οξύ, το αλουμίνιο διαλύεται με την έκλυση υδρογόνου:

2Аl + 3Н 2 SO 4 = Аl 2 (SO 4) 3 + 3Н 2.

Σε αραιό νιτρικό οξύ, η αντίδραση προχωρά με την απελευθέρωση μονοξειδίου του αζώτου (II):

Al + 4HNO 3 = Al (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

Το αλουμίνιο διαλύεται σε διαλύματα αλκαλίων και ανθρακικών αλκαλιμετάλλων σχηματίζοντας τετραϋδροξοαργιλικά άλατα:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na [Al (OH) 4] + 3H 2 ^.

Τα οξέα, τα οποία δεν είναι οξειδωτικά μέσα, δεν αντιδρούν με το βόριο και μόνο το πυκνό HNO 3 το οξειδώνει σε βορικό οξύ:

B + HNO 3 (συμπ.) + H 2 O = H 3 BO 3 + NO ^.

Γάλλιο(λατ. Gallium), Ga, χημικό στοιχείο της III ομάδας του περιοδικού συστήματος του DI Mendeleev, τακτικός αριθμός 31, ατομική μάζα 69,72; ασημί λευκό μαλακό μέταλλο. Αποτελείται από δύο σταθερά ισότοπα με αριθμούς μάζας 69 (60,5%) και 71 (39,5%).

Η ύπαρξη του γαλλίου ("κααλουμίνιο") και οι κύριες ιδιότητές του είχαν προβλεφθεί το 1870 από τον D. I. Mendeleev. Το στοιχείο ανακαλύφθηκε με φασματική ανάλυση σε μείγμα ψευδαργύρου των Πυρηναίων και απομονώθηκε το 1875 από τον Γάλλο χημικό P.E. Lecoque de Boisbaudran. πήρε το όνομά της από τη Γαλλία (λατ. Gallia). Η ακριβής σύμπτωση των ιδιοτήτων της Γαλατίας με τις προβλεπόμενες ήταν ο πρώτος θρίαμβος του περιοδικού πίνακα.

Η μέση περιεκτικότητα σε γάλλιο στον φλοιό της γης είναι σχετικά υψηλή, 1,5 · 10 -3% κατά μάζα, που είναι ίση με την περιεκτικότητα σε μόλυβδο και μολυβδαίνιο. Το γάλλιο είναι ένα τυπικό ιχνοστοιχείο. Το μόνο ορυκτό γαλλίου, ο γαλλίτης CuGaS 2, είναι πολύ σπάνιο. Η γεωχημεία του γαλλίου σχετίζεται στενά με τη γεωχημεία του αλουμινίου, γεγονός που οφείλεται στην ομοιότητα των φυσικοχημικών ιδιοτήτων τους. Το μεγαλύτερο μέρος του γαλλίου στη λιθόσφαιρα περιέχεται σε ορυκτά αλουμινίου. Η περιεκτικότητα σε γάλλιο στον βωξίτη και τη νεφελίνη κυμαίνεται από 0,002 έως 0,01%. Αυξημένες συγκεντρώσεις γαλλίου παρατηρούνται επίσης στους σφαιρερίτες (0,01-0,02%), στον άνθρακα (μαζί με το γερμάνιο), καθώς και σε ορισμένα σιδηρομεταλλεύματα.

Φυσικές ιδιότητες του γαλλίου.Το γάλλιο έχει ρομβικό (ψευδοτετραγωνικό) πλέγμα με παραμέτρους a = 4,5197E, b = 7,6601E, c = 4,5257E. Η πυκνότητα (g / cm 3) του στερεού μετάλλου είναι 5.904 (20 ° C), το υγρό είναι 6.095 (29,8 ° C), δηλαδή, κατά τη στερεοποίηση, ο όγκος του γαλλίου αυξάνεται. Σημείο τήξεως 29,8°C, σημείο βρασμού 2230°C. Ένα χαρακτηριστικό γνώρισμα του Γάλλιου είναι ένα μεγάλο διάστημα υγρής κατάστασης (2200 ° C) και μια χαμηλή τάση ατμών σε θερμοκρασίες έως 1100-1200 ° C. Η ειδική θερμότητα του στερεού γαλλίου είναι 376,7 J / (kg K), δηλαδή 0,09 cal / (g deg) στην περιοχή 0-24 ° C, του υγρού γαλλίου, αντίστοιχα, 410 J / (kg K) , δηλαδή 0,098 cal / (g · deg) στην περιοχή 29-100 ° C. Ειδική ηλεκτρική αντίσταση (ohm cm) στερεού γαλλίου 53,4 · 10 -6 (0 ° С), υγρό 27,2 · 10 -6 (30 ° С). Ιξώδες (poise = 0,1 ns / m 2): 1,612 (98 ° C), 0,578 (1100 ° C), επιφανειακή τάση 0,735 n / m (735 dyne / cm) (30 ° C σε ατμόσφαιρα H 2) .. . Οι συντελεστές ανάκλασης για τα μήκη κύματος 4360E και 5890E είναι 75,6% και 71,3%, αντίστοιχα. Η διατομή σύλληψης θερμικών νετρονίων είναι 2,71 αχυρώνες (2,7 · 10 -28 m 2).

Χημικές ιδιότητες του γαλλίου.

Το γάλλιο είναι σταθερό στον αέρα σε συνηθισμένες θερμοκρασίες. Πάνω από τους 260 ° C, παρατηρείται αργή οξείδωση σε ξηρό οξυγόνο (το φιλμ οξειδίου προστατεύει το μέταλλο). Το γάλλιο διαλύεται αργά σε θειικό και υδροχλωρικό οξύ, γρήγορα σε υδροφθορικά οξέα και το γάλλιο είναι σταθερό στο νιτρικό οξύ στο κρύο. Το γάλλιο διαλύεται αργά σε θερμά αλκαλικά διαλύματα. Το χλώριο και το βρώμιο αντιδρούν με το γάλλιο στο κρύο, το ιώδιο - όταν θερμαίνεται. Το λιωμένο γάλλιο σε θερμοκρασίες άνω των 300 ° C αλληλεπιδρά με όλα τα δομικά μέταλλα και κράματα.

Οι πιο σταθερές τρισθενείς ενώσεις του γαλλίου, οι οποίες είναι από πολλές απόψεις παρόμοιες σε ιδιότητες με τις χημικές ενώσεις του αλουμινίου. Επιπλέον, είναι γνωστές μονο- και δισθενείς ενώσεις. Το ανώτερο οξείδιο Ga 2 O 3 είναι μια λευκή ουσία, αδιάλυτη στο νερό. Το αντίστοιχο υδροξείδιο κατακρημνίζεται από διαλύματα αλάτων γαλλίου με τη μορφή λευκού ζελατινώδους ιζήματος. Έχει έντονο αμφοτερικό χαρακτήρα. Όταν διαλύονται σε αλκάλια, σχηματίζονται γαλάτες (για παράδειγμα, Na), όταν διαλύονται σε οξέα - άλατα γαλλίου: Ga 2 (SO 4) 3, GaCl 3, κ.λπ. Οι όξινες ιδιότητες του υδροξειδίου του γαλλίου είναι πιο έντονες από αυτές του υδροξειδίου του αργιλίου [το διάστημα του Al (ΟΗ) 3 βρίσκεται στην περιοχή του pH = 10,6-4,1 και του Ga (OH) 3 στο εύρος του pH = 9,7-3,4].

Σε αντίθεση με το Al (OH) 3, το υδροξείδιο του γαλλίου διαλύεται όχι μόνο σε ισχυρά αλκάλια, αλλά και σε διαλύματα αμμωνίας. Όταν βράζει, το υδροξείδιο του γαλλίου κατακρημνίζεται ξανά από το διάλυμα αμμωνίας.

Από τα άλατα του γαλλίου, τα πιο σημαντικά είναι το χλωριούχο GaCl 3 (σημείο τήξης 78 ° C, σημείο βρασμού 200 ° C) και το θειικό Ga 2 (SO 4) 3. Το τελευταίο με θειικά αλκάλια και αμμώνιο σχηματίζει διπλά άλατα του τύπου στυπτηρίας, για παράδειγμα (NH 4) Ga (SO 4) 2 12H 2 O. Το γάλλιο σχηματίζει σιδηροκυανιούχο Ga 4 3, το οποίο είναι ελάχιστα διαλυτό στο νερό και αραιά οξέα, τα οποία μπορεί να χρησιμοποιηθεί για τον διαχωρισμό του από το Al και μια σειρά από άλλα στοιχεία.

Απόκτηση Γαλατίας. Η κύρια πηγή γαλλίου είναι η παραγωγή αλουμινίου. Το γάλλιο κατά την επεξεργασία του βωξίτη με τη μέθοδο Bayer συγκεντρώνεται στα κυκλοφορούντα μητρικά υγρά μετά τον διαχωρισμό του Al (OH) 3. Το γάλλιο απομονώνεται από τέτοια διαλύματα με ηλεκτρόλυση σε κάθοδο υδραργύρου. Το Ga (OH) 3 καταβυθίζεται από το αλκαλικό διάλυμα που λαμβάνεται μετά την επεξεργασία του αμαλγάματος με νερό, το οποίο διαλύεται σε αλκάλια και το γάλλιο απομονώνεται με ηλεκτρόλυση.

Στη μέθοδο επεξεργασίας του μεταλλεύματος βωξίτη ή νεφελίνης, το γάλλιο συγκεντρώνεται στα τελευταία κλάσματα ιζημάτων που απελευθερώνονται κατά τη διαδικασία της ενανθράκωσης. Για επιπλέον εμπλουτισμό, το ίζημα υδροξειδίου επεξεργάζεται με γάλα ασβέστη. Σε αυτή την περίπτωση, το μεγαλύτερο μέρος του Al παραμένει στο ίζημα και το Γάλλιο μεταφέρεται σε διάλυμα, από το οποίο το συμπύκνωμα γαλλίου (6-8% Ga 2 O 3) διαχωρίζεται με διέλευση CO 2. το τελευταίο διαλύεται σε αλκάλια και το γάλλιο απομονώνεται ηλεκτρολυτικά.

Το υπολειμματικό κράμα ανόδου της διαδικασίας διύλισης Al που χρησιμοποιεί τη μέθοδο ηλεκτρόλυσης τριών στρωμάτων μπορεί επίσης να χρησιμεύσει ως πηγή γαλλίου. Στην παραγωγή ψευδαργύρου, πηγές γαλλίου είναι τα εξαχνώματα (οξείδια Waelz) που παράγονται κατά την επεξεργασία των απορριμμάτων από την έκπλυση της σκόνης ψευδαργύρου.

Το υγρό γάλλιο που λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση αλκαλικού διαλύματος, πλυμένο με νερό και οξέα (HCl, HNO 3), περιέχει 99,9-99,95% Ga. Ένα πιο καθαρό μέταλλο λαμβάνεται με τήξη υπό κενό, τήξη ζώνης ή με το τράβηγμα ενός μόνο κρυστάλλου έξω από το τήγμα.

Εφαρμογή γαλλίου.Η πιο πολλά υποσχόμενη εφαρμογή του γαλλίου είναι με τη μορφή χημικών ενώσεων όπως GaAs, GaP, GaSb με ημιαγωγικές ιδιότητες. Μπορούν να χρησιμοποιηθούν σε ανορθωτές και τρανζίστορ υψηλής θερμοκρασίας, ηλιακές μπαταρίες και άλλες συσκευές όπου το φωτοηλεκτρικό φαινόμενο μπορεί να χρησιμοποιηθεί στο στρώμα μπλοκαρίσματος, καθώς και σε δέκτες υπέρυθρων. Το γάλλιο μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την κατασκευή οπτικών καθρεφτών υψηλής ανακλαστικότητας. Ένα κράμα αλουμινίου με γάλλιο έχει προταθεί αντί του υδραργύρου ως η κάθοδος των λαμπτήρων υπεριώδους ακτινοβολίας που χρησιμοποιούνται στην ιατρική. Το υγρό γάλλιο και τα κράματά του έχουν προταθεί να χρησιμοποιηθούν για την κατασκευή θερμομέτρων υψηλής θερμοκρασίας (600-1300 ° C) και μανόμετρων. Ενδιαφέρον παρουσιάζει η χρήση του γαλλίου και των κραμάτων του ως υγρού ψυκτικού σε αντιδραστήρες πυρηνικής ενέργειας (αυτό παρεμποδίζεται από την ενεργό αλληλεπίδραση του γαλλίου σε θερμοκρασίες λειτουργίας με δομικά υλικά· το ευτηκτικό κράμα Ga-Zn-Sn έχει χαμηλότερη διαβρωτική επίδραση από το καθαρό Γάλλιο).

Ινδίο(λατ. Indium), In, χημικό στοιχείο της ομάδας III του περιοδικού συστήματος του Mendeleev; ατομικός αριθμός 49, ατομική μάζα 114,82; λευκό γυαλιστερό μαλακό μέταλλο. Το στοιχείο αποτελείται από ένα μείγμα δύο ισοτόπων: 113 In (4,33%) και 115 In (95,67%). το τελευταίο ισότοπο έχει πολύ ασθενή β-ραδιενέργεια (χρόνος ημιζωής T Ѕ = 6 · 10 14 έτη).

Το 1863, οι Γερμανοί επιστήμονες F. Reich και T. Richter, ενώ εξέταζαν φασματοσκοπικά το μείγμα ψευδαργύρου, ανακάλυψαν νέες γραμμές στο φάσμα που ανήκουν σε ένα άγνωστο στοιχείο. Λόγω του λαμπερού μπλε (λουλακίου) χρώματος αυτών των γραμμών, το νέο στοιχείο ονομάστηκε Indium.

Κατανομή της Ινδίας στη φύση. Το ίνδιο είναι ένα τυπικό ιχνοστοιχείο, η μέση περιεκτικότητά του στη λιθόσφαιρα είναι 1,4 · 10 -5% κατά βάρος. Κατά τη διάρκεια των μαγματικών διεργασιών, υπάρχει μια ασθενής συσσώρευση της Ινδίας σε γρανίτες και άλλα πετρώματα φελσί. Οι κύριες διαδικασίες συγκέντρωσης της Ινδίας στον φλοιό της γης συνδέονται με θερμά υδατικά διαλύματα που σχηματίζουν υδροθερμικές αποθέσεις. Το ίνδιο δεσμεύεται σε αυτά με Zn, Sn, Cd και Pb. Οι σχαλερίτες, οι χαλκοπυρίτες και οι κασιτρίτες εμπλουτίζονται στην Ινδία κατά μέσο όρο 100 φορές (η περιεκτικότητα είναι περίπου l, 4 · 10 -3%). Υπάρχουν τρία γνωστά ορυκτά της Ινδίας - το φυσικό ίνδιο, ο ροκέζίτης CuInS 2 και ο indite In 2 S 4, αλλά όλα είναι εξαιρετικά σπάνια. Πρακτικής σημασίας είναι η συσσώρευση της Ινδίας σε φαληρίτες (έως 0,1%, μερικές φορές 1%). Ο εμπλουτισμός της Ινδίας είναι χαρακτηριστικός για τα κοιτάσματα της ζώνης μεταλλευμάτων του Ειρηνικού.

Φυσικές ιδιότητες Ινδία.

Το κρυσταλλικό πλέγμα της Ινδίας είναι τετραγωνικό με επίκεντρο την όψη με παραμέτρους a = 4,583E και c = 4,936E. Ατομική ακτίνα 1,66Ε; ιοντικές ακτίνες In 3+ 0,92E, In + 1,30E; πυκνότητα 7,362 g / cm 3. Το ίνδιο είναι χαμηλό σημείο τήξης, το σημείο τήξεως του είναι 156,2 ° C. t bp 2075 ° C. Συντελεστής θερμοκρασίας γραμμικής διαστολής 33 · 10 -6 (20 ° С); ειδική θερμότητα στους 0-150 ° C 234.461 J / (kg K), ή 0.056 cal / (g ° C); ειδική ηλεκτρική αντίσταση στους 0 ° C 8,2 · 10 -8 ohm · m, ή 8,2 · 10 -6 ohm · cm; μέτρο ελαστικότητας 11 N / m 2, ή 1100 kgf / mm 2; Σκληρότητα Brinell 9 MN / m 2, ή 0,9 kgf / mm 2.

Χημικές ιδιότητες της Ινδίας.

Σύμφωνα με την ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου 4d 10 5s 2 5p 1, το ίνδιο στις ενώσεις εμφανίζει σθένη 1, 2 και 3 (κυρίως). Στον αέρα, σε στερεά συμπαγή κατάσταση, το ίνδιο είναι σταθερό, αλλά οξειδώνεται σε υψηλές θερμοκρασίες και πάνω από τους 800 ° C καίγεται με μια βιολετί-μπλε φλόγα, δίνοντας το οξείδιο In 2 O 3 - κίτρινους κρυστάλλους που είναι άμεσα διαλυτοί σε οξέα. Όταν θερμαίνεται, το ίνδιο συνδυάζεται εύκολα με αλογόνα, σχηματίζοντας διαλυτά αλογονίδια InCl 3, InBr 3, InI 3. Με τη θέρμανση της Ινδίας σε ένα ρεύμα HCl, λαμβάνεται χλωρίδιο InCl 2 και όταν ο ατμός InCl 2 περνά πάνω από θερμαινόμενο In, σχηματίζεται InCl. Με το θείο, το ίνδιο σχηματίζει σουλφίδια In 2 S 3, InS; δίνουν ενώσεις InS · In 2 S 3 και 3InS · In 2 S 3. Στο νερό παρουσία οξειδωτικών παραγόντων, το ίνδιο διαβρώνεται αργά από την επιφάνεια: 4In + 3O 2 + 6H 2 O = 4In (OH) 3. Το ίνδιο είναι διαλυτό σε οξέα, το κανονικό του δυναμικό ηλεκτροδίου είναι -0,34 V, στα αλκάλια πρακτικά δεν διαλύεται. Τα άλατα της Ινδίας υδρολύονται εύκολα. προϊόν υδρόλυσης - βασικά άλατα ή υδροξείδιο σε (ΟΗ) 3. Το τελευταίο είναι άμεσα διαλυτό σε οξέα και ελάχιστα - σε αλκαλικά διαλύματα (με σχηματισμό αλάτων - ινδάτες): Σε (OH) 3 + 3KOH = K 3. Οι ενώσεις της Ινδίας με χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης είναι μάλλον ασταθείς. Τα αλογονίδια InHal και το μαύρο οξείδιο In 2 O είναι πολύ ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες.

Παραλαβή της Ινδίας.

Το ίνδιο λαμβάνεται από απόβλητα και ενδιάμεσα προϊόντα βιομηχανιών ψευδαργύρου, μολύβδου και κασσίτερου. Αυτή η πρώτη ύλη περιέχει από τα χιλιοστά έως τα δέκατα του τοις εκατό Ινδία. Η εξόρυξη της Ινδίας αποτελείται από τρία κύρια στάδια: απόκτηση ενός εμπλουτισμένου προϊόντος - συμπυκνώματος Ινδία. Επεξεργασία συμπυκνώματος σε ακατέργαστο μέταλλο. διύλιση. Στις περισσότερες περιπτώσεις, η πρώτη ύλη επεξεργάζεται με θειικό οξύ και το ίνδιο μεταφέρεται σε διάλυμα, από το οποίο απομονώνεται ένα συμπύκνωμα με υδρολυτική κατακρήμνιση. Το ακατέργαστο ίνδιο απομονώνεται κυρίως με ενανθράκωση σε ψευδάργυρο ή αλουμίνιο. Η διύλιση πραγματοποιείται με χημικές, ηλεκτροχημικές, απόσταξης και κρυσταλλοφυσικές μεθόδους.

Εφαρμογή Ινδία.

Το ίνδιο και οι ενώσεις του (για παράδειγμα, νιτρίδιο InN, φωσφίδιο InP, αντιμονίδιο InSb) χρησιμοποιούνται ευρέως στην τεχνολογία ημιαγωγών. Το ίνδιο χρησιμοποιείται για διάφορες αντιδιαβρωτικές επικαλύψεις (συμπεριλαμβανομένων των επικαλύψεων ρουλεμάν). Οι επικαλύψεις ινδίου είναι εξαιρετικά ανακλαστικές, το οποίο χρησιμοποιείται για την κατασκευή καθρεφτών και ανακλαστών. Ορισμένα κράματα ινδίου είναι βιομηχανικής σημασίας, συμπεριλαμβανομένων κραμάτων χαμηλής τήξης, συγκολλήσεων για κόλληση γυαλιού σε μέταλλο και άλλα.

Θάλλιο(λατ. Θάλλιο), Tl, χημικό στοιχείο III της ομάδας του περιοδικού συστήματος Mendeleev, ατομικός αριθμός 81, ατομική μάζα 204,37; σε φρεσκοκομμένο, γυαλιστερό γκρι μέταλλο. ανήκει σε σπάνια ιχνοστοιχεία. Στη φύση, το στοιχείο αντιπροσωπεύεται από δύο σταθερά ισότοπα 203 Tl (29,5%) και 205 Tl (70,5%) και ραδιενεργά ισότοπα 207 Tl - 210 Tl - μέλη της σειράς ραδιενεργών. Λήφθηκαν τεχνητά ραδιενεργά ισότοπα 202 Tl (Τ = 12,5 ημέρες), 204 Tl (Τ = 4,26 έτη), 206 Tl (Τ = 4,19 λεπτά) και άλλα. Το Θάλλιο ανακαλύφθηκε το 1861 από τον W. Crookes στη λάσπη παραγωγής θειικού οξέος με τη φασματοσκοπική μέθοδο σύμφωνα με τη χαρακτηριστική πράσινη γραμμή στο φάσμα (εξ ου και η ονομασία: από το ελληνικό θάλλος - νεαρός, πράσινος κλάδος). Το 1862, ο Γάλλος χημικός K.O. Lamy απομόνωσε για πρώτη φορά το θάλλιο και καθιέρωσε τη μεταλλική του φύση.

Κατανομή του θαλλίου στη φύση. Η μέση περιεκτικότητα σε θάλλιο στον φλοιό της γης (Clarke) είναι 4,5 · 10 -5% κατά μάζα, αλλά λόγω της ακραίας διασποράς, ο ρόλος του στις φυσικές διεργασίες είναι μικρός. Στη φύση, υπάρχουν κυρίως ενώσεις μονοσθενούς και, λιγότερο συχνά, τρισθενούς θαλλίου. Όπως τα αλκαλικά μέταλλα, το θάλλιο συγκεντρώνεται στο ανώτερο τμήμα του φλοιού της γης - στο στρώμα γρανίτη (η μέση περιεκτικότητα είναι 1,5 · 10 -4%), στα βασικά πετρώματα είναι λιγότερο (2 · 10 -5%) και στο υπερβασικό μόνο 1 · 10 -6%. Μόνο επτά ορυκτά θαλλίου είναι γνωστά (για παράδειγμα, κροκσίτης, λοραντίτης, βρμπαΐτης και άλλα), τα οποία είναι όλα εξαιρετικά σπάνια. Το θάλλιο έχει τη μεγαλύτερη γεωχημική ομοιότητα με τα K, Rb, Cs, καθώς και με Pb, Ag, Cu, Bi. Το θάλλιο μεταναστεύει εύκολα στη βιόσφαιρα. Προσροφάται από φυσικά νερά από κάρβουνα, άργιλους, υδροξείδια μαγγανίου και συσσωρεύεται κατά την εξάτμιση του νερού (για παράδειγμα, στη λίμνη Sivash έως 5 · 10 -8 g / l).

Φυσικές ιδιότητες του θαλλίου

Το θάλλιο είναι ένα μαλακό μέταλλο, οξειδώνεται εύκολα στον αέρα και αμαυρώνεται γρήγορα. Το θάλλιο σε πίεση 0,1 MN / m 2 (1 kgf / cm 2) και θερμοκρασία κάτω από 233 ° C έχει ένα εξαγωνικό κλειστό πλέγμα (a = 3,4496E; c = 5,5137E), πάνω από 233 ° C - σώμα- κεντραρισμένο κυβικό (a = 4,841E), σε υψηλές πιέσεις 3,9 Gn / m 2 (39000 kgf / cm 2) - κεντραρισμένο κυβικό. πυκνότητα 11,85 g / cm 3; ατομική ακτίνα 1,71E, ιοντικές ακτίνες: Tl + 1,49 E, Tl 3+ 1,05 E; Σ.τ. 303,6°C; Bp 1457 ° C, ειδική θερμότητα 0,130 kJ / (kg K) στους 20-100 ° C. συντελεστής θερμοκρασίαςγραμμική διαστολή 28 · 10 -6 στους 20 ° C και 41,5 · 10 -6 στους 240-280 ° C; θερμική αγωγιμότητα 38,94 W / (m -K). Ειδική ηλεκτρική αντίσταση στους 0 ° C (18 · 10 -6 ohm-cm). συντελεστής θερμοκρασίας ηλεκτρικής αντίστασης 5,177 · 10 -3 - 3,98 · 10 -3 (0-100 ° C). Η θερμοκρασία της μετάβασης στην υπεραγώγιμη κατάσταση είναι 2,39 Κ. Το θάλλιο είναι διαμαγνητικό, η ειδική μαγνητική του επιδεκτικότητα είναι -0,249 · 10 -6 (30 ° C).

Χημικές ιδιότητες του θαλλίου.

Η διαμόρφωση του εξωτερικού κελύφους ηλεκτρονίων του ατόμου Tl είναι 6s 2 6p 1. σε ενώσεις έχει καταστάσεις οξείδωσης +1 και +3. Το θάλλιο αντιδρά με οξυγόνο και αλογόνα ήδη σε θερμοκρασία δωματίου, με θείο και φώσφορο όταν θερμαίνεται. Διαλύεται καλά στο νιτρικό, χειρότερα στα θειικά οξέα, δεν διαλύεται σε αλογόνο, μυρμηκικό, οξαλικό και οξικό οξύ. Δεν αλληλεπιδρά με αλκαλικά διαλύματα. Το φρέσκο ​​απεσταγμένο νερό, που δεν περιέχει οξυγόνο, δεν έχει καμία επίδραση στο θάλλιο. Οι κύριες ενώσεις με οξυγόνο: οξείδιο (I) Tl 2 O και οξείδιο (III) Tl 2 O 3. Το οξείδιο του θαλλίου (Ι) και τα άλατα του νιτρικού, θειικού, ανθρακικού Tl (I) είναι διαλυτά. Το χρωμικό, το διχρωμικό, τα αλογονίδια (με εξαίρεση το φθόριο) και το οξείδιο του θαλλίου (III) είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό. Το Tl (III) σχηματίζει μεγάλο αριθμό σύνθετων ενώσεων με ανόργανους και οργανικούς συνδέτες. Τα αλογονίδια Tl (III) είναι εύκολα διαλυτά στο νερό. Οι ενώσεις Tl (I) έχουν τη μεγαλύτερη πρακτική σημασία.

Λήψη θαλλίου.

Σε βιομηχανική κλίμακα, το τεχνικό θάλλιο λαμβάνεται στην πορεία κατά την επεξεργασία θειούχων μεταλλευμάτων μη σιδηρούχων μετάλλων και σιδήρου. Εξάγεται από ημικατεργασμένα προϊόντα βιομηχανιών μολύβδου, ψευδαργύρου και χαλκού. Η επιλογή μιας μεθόδου επεξεργασίας πρώτων υλών εξαρτάται από τη σύνθεσή της. Για παράδειγμα, για την εξαγωγή του θαλλίου και άλλων πολύτιμων συστατικών από τις σκόνες της παραγωγής μολύβδου, το υλικό θειώνεται σε ρευστοποιημένη κλίνη στους 300-350 ° C. Η προκύπτουσα θειική μάζα εκπλένεται με νερό και το θάλλιο εκχυλίζεται από το διάλυμα με διάλυμα 50% φωσφορικού τριβουτυλεστέρα σε κηροζίνη που περιέχει ιώδιο και στη συνέχεια εκχυλίζεται εκ νέου με θειικό οξύ (300 g / l) με την προσθήκη υδρογόνου 3%. υπεροξείδιο. Το μέταλλο απομονώνεται από τα εκχυλίσματα με τσιμέντωση σε φύλλα ψευδαργύρου. Μετά την εκ νέου τήξη κάτω από ένα στρώμα καυστικής σόδας, λαμβάνεται το θάλλιο με καθαρότητα 99,99%. Για βαθύτερο καθαρισμό του μετάλλου, χρησιμοποιείται ηλεκτρολυτικός καθαρισμός και καθαρισμός κρυστάλλωσης. αλουμίνιο, γάλλιο, ίνδιο

Εφαρμογή θαλλίου.

Το θάλλιο χρησιμοποιείται κυρίως στην τεχνική με τη μορφή ενώσεων. Μονοί κρύσταλλοι στερεών διαλυμάτων αλογονιδίων TlBr - TlI και TlCl - TlBr (γνωστά στην τέχνη ως KRS-5 και KRS-6) χρησιμοποιούνται για την κατασκευή οπτικών μερών σε συσκευές υπερύθρων. κρύσταλλοι TlCl και TlCl-TlBr- ως καλοριφέρ των μετρητών Cherenkov. Το Tl 2 O είναι μέρος κάποιων οπτικών γυαλιών. σουλφίδια, οξυσουλφίδια, σεληνίδια, τελλουρίδια - συστατικά υλικών ημιαγωγών που χρησιμοποιούνται στην κατασκευή φωτοαντιστάσεων, ανορθωτών ημιαγωγών, vidicons. Ένα υδατικό διάλυμα ενός μείγματος μυρμηκικού θαλλίου και μηλονικού οξέος (βαρύ υγρό Clerici) χρησιμοποιείται ευρέως για τον διαχωρισμό των ορυκτών κατά πυκνότητα. Το αμάλγαμα θαλλίου, το οποίο σκληραίνει στους -59 ° C, χρησιμοποιείται σε θερμόμετρα χαμηλής θερμοκρασίας. Το μεταλλικό θάλλιο χρησιμοποιείται για τη λήψη κραμάτων ρουλεμάν και χαμηλής τήξης, καθώς και σε μετρητές οξυγόνου για τον προσδιορισμό του οξυγόνου στο νερό. Το 204 Tl χρησιμοποιείται ως πηγή β-ακτινοβολίας σε συσκευές ραδιοϊσοτόπων.

Βόριο(λατ. Borum), B, χημικό στοιχείο της ομάδας III του περιοδικού συστήματος του Mendeleev, ατομικός αριθμός 5, ατομική μάζα 10,811; κρύσταλλοι γκριζομαύρου χρώματος (το πολύ καθαρό βόριο είναι άχρωμο). Το φυσικό βόριο αποτελείται από δύο σταθερά ισότοπα: 10 B (19%) και 11 B (81%).

Νωρίτερα από άλλες, η γνωστή ένωση Bora - Bura - αναφέρεται στα έργα των αλχημιστών με το αραβικό όνομα "Burak" και το λατινικό Borax, από το οποίο προήλθε το όνομα "βόριο". Το ελεύθερο βόριο (ακάθαρτο) ελήφθη για πρώτη φορά από τους Γάλλους χημικούς J. Gay-Lussac και L. Thénard το 1808 με θέρμανση του βορικού ανυδρίτη B 2 O 3 με μεταλλικό κάλιο. Η συνολική περιεκτικότητα σε βόριο στον φλοιό της γης είναι 3 · 10 -4% κατά βάρος. Το βόριο δεν έχει βρεθεί σε ελεύθερη κατάσταση στη φύση. Πολλές ενώσεις βορίου είναι ευρέως διαδεδομένες, ειδικά σε χαμηλές συγκεντρώσεις. Με τη μορφή βοριοπυριτικών, βορικών, βοροαλουμινοπυριτικών αλάτων, καθώς και ως ισόμορφο πρόσμικτο σε άλλα ορυκτά, το βόριο είναι μέρος πολλών πυριγενών και ιζηματογενών πετρωμάτων. Οι ενώσεις του βορίου βρίσκονται σε πετρελαϊκά νερά, θαλασσινό νερό, αλυκές, θερμές πηγές, σε ηφαιστειακές και λοφώδεις λάσπες, σε πολλά εδάφη.

Φυσικές ιδιότητες του βορίου.

Είναι γνωστές αρκετές κρυσταλλικές τροποποιήσεις του Bor. Για δύο από αυτές, η ανάλυση περίθλασης ακτίνων Χ μπόρεσε να προσδιορίσει πλήρως την κρυσταλλική δομή, η οποία και στις δύο περιπτώσεις αποδείχθηκε πολύ περίπλοκη. Τα άτομα βορίου σχηματίζουν ένα τρισδιάστατο πλαίσιο σε αυτές τις δομές, όπως τα άτομα άνθρακα σε ένα διαμάντι. Αυτό εξηγεί την υψηλή σκληρότητα του Bohr. Ωστόσο, η δομή του πλαισίου στις δομές Bohr είναι πολύ πιο περίπλοκη από ό,τι στο διαμάντι. Οι κύριες δομικές μονάδες στους κρυστάλλους Bohr είναι τα εικοσάεδρα (εικοσάεδρα), στις κορυφές καθενός από τα οποία υπάρχουν 12 άτομα Bohr. Τα εικοσάεδρα διασυνδέονται τόσο άμεσα όσο και μέσω ενδιάμεσων ατόμων Bohr που δεν αποτελούν μέρος κανενός εικοσάεδρου. Με μια τέτοια δομή, αποδεικνύεται ότι τα άτομα βορίου στους κρυστάλλους έχουν διαφορετικούς αριθμούς συντονισμού: 4, 5, 6 και 5 + 2 (5 κοντινοί "γείτονες" και 2 πιο απομακρυσμένοι). Δεδομένου ότι υπάρχουν μόνο 3 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα του ατόμου Bohr (η ηλεκτρονική διαμόρφωση είναι 2s 2 2p 1), υπάρχουν σημαντικά λιγότερα από δύο ηλεκτρόνια για κάθε δεσμό που υπάρχουν στο κρυσταλλικό βόριο. Συμφωνώς προς μοντέρνα θέα, ένας ειδικός τύπος ομοιοπολικού δεσμού πραγματοποιείται σε κρυστάλλους βορίου - ένας πολυκεντρικός δεσμός με έλλειμμα ηλεκτρονίων. Σε ενώσεις ιοντικού τύπου, το βόριο είναι 3 σθένους. Το λεγόμενο "άμορφο" βόριο, που λαμβάνεται με αναγωγή του B 2 O 3 με μέταλλο νάτριο ή κάλιο, έχει πυκνότητα 1,73 g / cm 3. Το καθαρό κρυσταλλικό βόριο έχει πυκνότητα 2,3 g / cm 3, σημείο τήξης 2030 ° C και σημείο βρασμού 3860 ° C. Σκληρότητα βορίου σε ορυκτολογική κλίμακα 9, μικροσκληρότητα 34 H / m 2 (3400 kgf / mm 2). Το κρυσταλλικό βόριο είναι ημιαγωγός. Υπό κανονικές συνθήκες, διοχετεύει ελάχιστα ηλεκτρικό ρεύμα. Όταν θερμαίνεται στους 800 ° C, η ηλεκτρική αγωγιμότητα του Bohr αυξάνεται κατά αρκετές τάξεις μεγέθους και το πρόσημο της αγωγιμότητας αλλάζει (ηλεκτρονικό - σε χαμηλές θερμοκρασίες, τρύπα - σε υψηλές θερμοκρασίες).

Χημικές ιδιότητες βορίου.

Χημικά, το βόριο υπό κανονικές συνθήκες είναι μάλλον αδρανές (αλληλεπιδρά ενεργά μόνο με το φθόριο) και το κρυσταλλικό βόριο είναι λιγότερο ενεργό από το άμορφο. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η δραστηριότητα του βορίου αυξάνεται και συνδυάζεται με οξυγόνο, θείο και αλογόνα. Όταν θερμαίνεται στον αέρα στους 700 ° C, το βόριο καίγεται με μια κοκκινωπή φλόγα, σχηματίζοντας βορικό ανυδρίτη B 2 O 3 - μια άχρωμη υαλώδη μάζα. Όταν θερμαίνεται πάνω από 900 ° C, το βόριο με άζωτο σχηματίζει νιτρίδιο βορίου BN, όταν θερμαίνεται με άνθρακα, καρβίδιο βορίου B 4 C 3, με μέταλλα - βορίδια. Το βόριο δεν αντιδρά αισθητά με το υδρογόνο. τα υδρίδια του (βοροϋδρίδια) λαμβάνονται έμμεσα. Στη θερμοκρασία της κόκκινης θερμότητας, το βόριο αλληλεπιδρά με τους υδρατμούς: 2B + 3H 2 O = B 2 O 3 + 3H 2. Το βόριο δεν διαλύεται σε οξέα σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, εκτός από το πυκνό νιτρικό οξύ, το οποίο το οξειδώνει σε βορικό οξύ H 3 BO 3. Διαλύεται αργά σε πυκνά αλκαλικά διαλύματα για να σχηματίσει βορικά.

Στο φθόριο BF 3 και σε άλλα αλογονίδια, το βόριο συνδέεται με τα αλογόνα με τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς. Δεδομένου ότι το άτομο του βορίου στο αλογονίδιο BX 3 δεν έχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων για να συμπληρώσει το σταθερό κέλυφος των 8 ηλεκτρονίων, τα μόρια αλογονιδίου, ειδικά το BF 3, συνδέουν μόρια άλλων ουσιών που έχουν ζεύγη ελεύθερων ηλεκτρονίων, για παράδειγμα, αμμωνία.

Σε τέτοιες σύνθετες ενώσεις, το άτομο βορίου περιβάλλεται από τέσσερα άτομα (ή ομάδες ατόμων), που αντιστοιχεί στον αριθμό συντονισμού 4 χαρακτηριστικό του βορίου στις ενώσεις του. Σημαντικές ενώσεις συμπλόκου βορίου είναι τα υδρίδια του βορίου, για παράδειγμα Na, και το φθοροβορικό ή υδροφθορικό οξύ Η, που σχηματίζεται από BF 3 και HF. Τα περισσότερα από τα άλατα αυτού του οξέος (φθοροβορικά) είναι διαλυτά στο νερό (με εξαίρεση τα άλατα K, Rb, Cs). Ένα κοινό χαρακτηριστικό του ίδιου του Bohr και των ενώσεων του είναι η ομοιότητά τους με το πυρίτιο και τις ενώσεις του. Έτσι, το βορικό οξύ, όπως και το πυριτικό οξύ, έχει ασθενείς όξινες ιδιότητες και διαλύεται σε HF για να σχηματίσει αέριο BF 3 (το πυρίτιο δίνει SiF 4). Τα βοροϋδρίδια μοιάζουν με πυρίτια και το καρβίδιο του βορίου με καρβίδιο του πυριτίου κ.λπ. Ενδιαφέρον παρουσιάζει η ιδιαίτερη ομοιότητα των τροποποιήσεων του νιτριδίου ΒΝ με γραφίτη ή διαμάντι. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι τα άτομα Β και Ν στην ηλεκτρονική διαμόρφωση μιμούνται από κοινού 2 άτομα C (το Β έχει 3 ηλεκτρόνια σθένους, το Ν έχει 5 και δύο άτομα C έχουν 4 το καθένα). Αυτή η αναλογία είναι επίσης χαρακτηριστική για άλλες ενώσεις που περιέχουν τόσο βόριο όσο και άζωτο. Έτσι, το βοραζάνιο ΒΗ3-ΝΗ3 είναι παρόμοιο με το αιθάνιο CH3-CH3, ενώ το βοραζένιο ΒΗ2 = ΝΗ2 και η απλούστερη βοραζίνη ΒΗαΝΗ είναι παρόμοια με το αιθυλένιο CH2 = CH2 και το ακετυλένιο CH2CH, αντίστοιχα. Εάν ο τριμερισμός του ακετυλενίου C 2 H 2 δίνει βενζόλιο C 6 H 6, τότε μια παρόμοια διαδικασία οδηγεί από τη βοραζίνη BHNH στη βοραζόλη B 3 N 3 H 6.

Getting Bor.

Το στοιχειακό βόριο λαμβάνεται από φυσικές πρώτες ύλες σε διάφορα στάδια. Με αποσύνθεση βορικών αλάτων με ζεστό νερό ή θειικό οξύ (ανάλογα με τη διαλυτότητά τους) λαμβάνεται βορικό οξύ και βορικός ανυδρίτης με αφυδάτωση. Η αναγωγή του В 2 О 3 με μεταλλικό μαγνήσιο δίνει Βόριο σε μορφή σκούρας καφέ σκόνης. Καθαρίζεται από ακαθαρσίες με επεξεργασία με νιτρικό και υδροφθορικό οξύ. Πολύ καθαρό βόριο, απαραίτητο για την παραγωγή ημιαγωγών, λαμβάνεται από τα αλογονίδια του: το BCl 3 ανάγεται με υδρογόνο στους 1200 ° C ή οι ατμοί του BBr 3 αποσυντίθενται σε ένα σύρμα τανταλίου που θερμαίνεται στους 1500 ° C. Το καθαρό βόριο λαμβάνεται επίσης με θερμική αποσύνθεση βοροϋδριδίων.

Η χρήση του Bohr. Το βόριο σε μικρές ποσότητες (ποσοστά) προστίθεται στον χάλυβα και σε ορισμένα κράματα για τη βελτίωση των μηχανικών τους ιδιοτήτων. ήδη πρόσθετο στον χάλυβα 0,001-0,003% βόριο αυξάνει την αντοχή του (συνήθως το βόριο εισάγεται στον χάλυβα με τη μορφή σιδηροβορίου, δηλαδή ένα κράμα σιδήρου με 10-20% βόριο). Ο επιφανειακός κορεσμός των χαλύβδινων εξαρτημάτων με βόριο (μέχρι βάθος 0,1-0,5 mm) βελτιώνει όχι μόνο τις μηχανικές ιδιότητες, αλλά και την αντοχή στη διάβρωση του χάλυβα. Λόγω της ικανότητας του ισοτόπου 10 V να απορροφά θερμικά νετρόνια, χρησιμοποιείται για την κατασκευή ράβδων ελέγχου σε πυρηνικούς αντιδραστήρες, που χρησιμεύουν για να σταματήσουν ή να επιβραδύνουν την αντίδραση σχάσης. Το βόριο με τη μορφή αερίου BF 3 χρησιμοποιείται σε μετρητές νετρονίων. (Όταν πυρήνες 10 V αλληλεπιδρούν με νετρόνια, σχηματίζονται φορτισμένα σωματίδια b, τα οποία είναι εύκολο να καταγραφούν· ο αριθμός των σωματιδίων b είναι ίσος με τον αριθμό των νετρονίων που εισέρχονται στον απαριθμητή: 10 5 V + 1 0 n = 7 3 Li + 4 2 β). Το ίδιο το βόριο και οι ενώσεις του - νιτρίδιο BN, καρβίδιο B 4 C 3, φωσφίδιο BP και άλλα - χρησιμοποιούνται ως διηλεκτρικά και ημιαγωγικά υλικά. Το βορικό οξύ και τα άλατά του (κυρίως βόρακας), τα βορίδια και άλλα χρησιμοποιούνται ευρέως. Το BF 3 είναι καταλύτης για ορισμένες οργανικές αντιδράσεις.

Βόριο στο σώμα

. Το βόριο είναι ένα από τα χημικά στοιχεία που βρίσκονται σε πολύ μικρές ποσότητες στους ιστούς των φυτών και των ζώων (χιλιάδες και δέκα χιλιάδες του ενός% επί ξηρού βάρους). Το βόριο είναι απαραίτητο για τη διατήρηση της φυσιολογικής ζωής των φυτών. Το πιο σημαντικό σύμπτωμα της ανεπάρκειας βορίου είναι ο θάνατος του σημείου ανάπτυξης του κύριου στελέχους και στη συνέχεια των μασχαλιαίων οφθαλμών. Ταυτόχρονα, οι μίσχοι και τα φύλλα γίνονται εύθραυστα, τα λουλούδια δεν εμφανίζονται ή οι καρποί δεν σχηματίζονται. επομένως, με έλλειψη βορίου, η απόδοση των σπόρων μειώνεται. Πολλές ασθένειες που σχετίζονται με ανεπάρκεια βορίου είναι γνωστές, για παράδειγμα, σήψη καρδιάς από ζαχαρότευτλα, μαύρη κηλίδα παντζαριού, μαύρισμα καρδιών ρουτάμπαγκας και κουνουπιδιού, ξηρό λινάρι, ίκτερος της μηδικής κορυφής, καφέ κηλίδα βερίκοκου, φελλό μήλου. Η ανεπάρκεια βορίου επιβραδύνει την οξείδωση των σακχάρων, την αμίνωση των προϊόντων μεταβολισμού των υδατανθράκων και τη σύνθεση κυτταρικών πρωτεϊνών. Ωστόσο, τα ένζυμα για τα οποία το βόριο είναι βασικό στοιχείο είναι ακόμη άγνωστα. Με την έλλειψη βορίου στα φυτά, η περιεκτικότητα σε τριφωσφορικό οξύ αδενοσίνης μειώνεται και η διαδικασία της οξειδωτικής φωσφορυλίωσης διακόπτεται, με αποτέλεσμα η ενέργεια που απελευθερώνεται κατά την αναπνοή να μην μπορεί να χρησιμοποιηθεί για τη σύνθεση των απαραίτητων ουσιών. Με έλλειψη βορίου στο έδαφος, εισάγονται βορικά λιπάσματα σε αυτό. Σε βιογεωχημικές επαρχίες με περίσσεια Bor στο έδαφος (για παράδειγμα, στο Βορειοδυτικό Καζακστάν), εμφανίζονται μορφολογικές αλλαγές και ασθένειες των φυτών που προκαλούνται από τη συσσώρευση του Bor - γιγαντισμός, νανισμός, διαταραχή των σημείων ανάπτυξης και άλλα. Σε εδάφη με έντονη βορική αλάτωση, υπάρχουν περιοχές που στερούνται βλάστησης, «φαλακρές μπαλώματα» - ένα από τα σημάδια αναζήτησης του κοιτάσματος Bora. Η αξία του Bohr στον οργανισμό των ζώων δεν έχει ακόμη διευκρινιστεί. Σε ανθρώπους και ζώα (πρόβατα, καμήλες), όταν τρέφονται με φυτά με υπερβολική περιεκτικότητα σε βόριο (60-600 mg / kg ξηρής ουσίας και περισσότερο), ο μεταβολισμός διαταράσσεται (ιδίως η δραστηριότητα των πρωτεολυτικών ενζύμων) και μια ενδημική ασθένεια εμφανίζεται του γαστρεντερικού σωλήνα - βορική εντερίτιδα ...

Αλουμίνιο(λατ. Αλουμίνιο), Al, ένα χημικό στοιχείο της ομάδας III του περιοδικού συστήματος του Mendeleev; ατομικός αριθμός 13, ατομικό βάρος 26,9815; ασημί λευκό ελαφρύ μέταλλο. Αποτελείται από ένα σταθερό ισότοπο 27 Al.

Ιστορική αναφορά. Το όνομα Αλουμίνιο προέρχεται από το λατ. alumen - ήδη από το 500 π.Χ. NS. που ονομαζόταν στυπτηρία αλουμινίου, το οποίο χρησιμοποιήθηκε ως μέσο για τη βαφή υφασμάτων και για τη βυρσοδεψία δέρματος. Ο Δανός επιστήμονας H. K. Oersted το 1825, ενεργώντας με αμάλγαμα καλίου σε άνυδρο AlCl 3 και στη συνέχεια με απόσταξη από τον υδράργυρο, έλαβε σχετικά καθαρό αλουμίνιο. Η πρώτη βιομηχανική μέθοδος για την παραγωγή αλουμινίου προτάθηκε το 1854 από τον Γάλλο χημικό A.E. Saint-Clair Deville: η μέθοδος συνίστατο στην αναγωγή του διπλού χλωριούχου αργιλίου και του νατρίου Na 3 AlCl 6 με μεταλλικό νάτριο. Παρόμοιο σε χρώμα με το ασημί, το αλουμίνιο ήταν στην αρχή πολύ ακριβό. Από το 1855 έως το 1890 παρήχθησαν μόνο 200 τόνοι Αλουμινίου. Η σύγχρονη μέθοδος λήψης αλουμινίου με ηλεκτρόλυση τήγματος κρυόλιθου-αλουμίνας αναπτύχθηκε το 1886 ταυτόχρονα και ανεξάρτητα μεταξύ τους από τον Charles Hall στις ΗΠΑ και τον P. Heroux στη Γαλλία.

Διανομή Αλουμινίου στη φύση.Από άποψη επικράτησης στη φύση, το αλουμίνιο κατέχει την 3η θέση μετά το οξυγόνο και το πυρίτιο και την 1η μεταξύ των μετάλλων. Η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης είναι 8,80% κατά βάρος. Λόγω της χημικής του δραστηριότητας, το αλουμίνιο δεν εμφανίζεται σε ελεύθερη μορφή. Είναι γνωστά αρκετές εκατοντάδες ορυκτά αλουμινίου, κυρίως αργιλοπυριτικά. Ο βωξίτης, ο αλουνίτης και η νεφελίνη είναι βιομηχανικής σημασίας. Τα πετρώματα νεφελίνης είναι φτωχότερα από τον βωξίτη σε αλουμίνα, αλλά η πολύπλοκη χρήση τους αποδίδει σημαντικά υποπροϊόντα: σόδα, ποτάσα, θειικό οξύ. Στην ΕΣΣΔ αναπτύχθηκε μια μέθοδος για τη σύνθετη χρήση νεφελινών. Τα μεταλλεύματα νεφελίνης στην ΕΣΣΔ, σε αντίθεση με τον βωξίτη, σχηματίζουν πολύ μεγάλα κοιτάσματα και δημιουργούν πρακτικά απεριόριστες ευκαιρίες για την ανάπτυξη της βιομηχανίας αλουμινίου.

Φυσικές ιδιότητες του Αλουμινίου.

Το αλουμίνιο συνδυάζει ένα πολύτιμο σύνολο ιδιοτήτων: χαμηλή πυκνότητα, υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα, υψηλή πλαστικότητα και καλή αντοχή στη διάβρωση. Προσφέρεται εύκολα για σφυρηλάτηση, σφράγιση, κύλιση, σχέδιο. Το αλουμίνιο συγκολλάται καλά με αέριο, αντίσταση και άλλους τύπους συγκόλλησης. Το πλέγμα του Αλουμινίου είναι κυβικό, προσωποκεντρικό με παράμετρο a = 4,0413 E. Ιδιότητες του Αλουμινίου, όπως όλα τα μέταλλα, επομένως ο βαθμός εξαρτάται από την καθαρότητά του. Ιδιότητες αλουμινίου υψηλής καθαρότητας (99,996%): πυκνότητα (στους 20 ° C) 2698,9 kg / m 3; t pl 660,24°C; t δέμα περίπου 2500 ° С; συντελεστής θερμικής διαστολής (από 20 ° έως 100 ° C) 23,86 · 10 -6; θερμική αγωγιμότητα (στους 190 ° C) 343 W / mK, ειδική θερμότητα (στους 100 ° C) 931,98 J / kgK. ; ηλεκτρική αγωγιμότητα σε σχέση με τον χαλκό (στους 20 ° C) 65,5%. Το αλουμίνιο έχει χαμηλή αντοχή (τελική αντοχή 50-60 MN / m 2), σκληρότητα (170 MN / m 2 σύμφωνα με την Brinell) και υψηλή πλαστικότητα (έως 50%). Κατά την ψυχρή έλαση, η αντοχή εφελκυσμού του Αλουμινίου αυξάνεται στα 115 MN / m 2, η σκληρότητα - έως 270 MN / m 2, η επιμήκυνση μειώνεται στο 5% (1 MN / m 2 ~ και 0,1 kgf / mm 2). Το αλουμίνιο είναι εξαιρετικά γυαλισμένο, ανοδιωμένο και έχει υψηλή ανακλαστικότητα, κοντά στο ασήμι (αντανακλά έως και το 90% της προσπίπτουσας φωτεινής ενέργειας). Έχοντας υψηλή συγγένεια με το οξυγόνο, το αλουμίνιο στον αέρα καλύπτεται με ένα λεπτό, αλλά πολύ ισχυρό φιλμ οξειδίου Al 2 O 3, το οποίο προστατεύει το μέταλλο από περαιτέρω οξείδωση και καθορίζει τις υψηλές αντιδιαβρωτικές του ιδιότητες. Η αντοχή του φιλμ οξειδίου και η προστατευτική του δράση μειώνονται έντονα στην παρουσία ακαθαρσιών υδραργύρου, νατρίου, μαγνησίου, χαλκού κ.λπ. Το αλουμίνιο είναι ανθεκτικό στην ατμοσφαιρική διάβρωση, τη θάλασσα και το γλυκό νερό, πρακτικά δεν αλληλεπιδρά με συμπυκνωμένο ή πολύ αραιωμένο νιτρικό οξύ, με οργανικά οξέα, προϊόντα διατροφής.

Χημικές ιδιότητες του Αλουμινίου.

Το εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων του ατόμου του αλουμινίου αποτελείται από 3 ηλεκτρόνια και έχει τη δομή 3s 2 3p 1. Υπό κανονικές συνθήκες, το αλουμίνιο στις ενώσεις είναι 3σθενές, αλλά σε υψηλές θερμοκρασίες μπορεί να είναι μονοσθενές, σχηματίζοντας τις λεγόμενες υποενώσεις. Τα υποαλογονίδια αλουμινίου, AlF και AlCl, τα οποία είναι σταθερά μόνο σε αέρια κατάσταση, σε κενό ή σε αδρανή ατμόσφαιρα, αποσυντίθενται (δυσανάλογα) σε καθαρό Al και AlF 3 ή AlCl 3 με φθίνουσα θερμοκρασία και επομένως μπορούν να χρησιμοποιηθούν για τη λήψη υπερκαθαρού αλουμινίου . Όταν θερμαίνεται, το λεπτόκοκκο ή κονιοποιημένο αλουμίνιο καίγεται έντονα στον αέρα. Με την καύση αλουμινίου σε ένα ρεύμα οξυγόνου, επιτυγχάνονται θερμοκρασίες πάνω από 3000 ° C. Η ιδιότητα του αλουμινίου να αλληλεπιδρά ενεργά με το οξυγόνο χρησιμοποιείται για τη μείωση των μετάλλων από τα οξείδια τους (Αλουμινοθερμία). Όταν θερμαίνεται σκούρο κόκκινο, το φθόριο αντιδρά έντονα με το αλουμίνιο, σχηματίζοντας AlF 3. Το χλώριο και το υγρό βρώμιο αντιδρούν με το αλουμίνιο σε θερμοκρασία δωματίου, το ιώδιο όταν θερμαίνεται. Σε υψηλές θερμοκρασίες, το αλουμίνιο συνδυάζεται με άζωτο, άνθρακα και θείο για να σχηματίσει, αντίστοιχα, νιτρίδιο AlN, καρβίδιο Al 4 C 3 και θειούχο Al 2 S 3. Το αλουμίνιο δεν αλληλεπιδρά με το υδρογόνο. Το υδρίδιο του αργιλίου (AlH 3) X λαμβάνεται έμμεσα. Μεγάλο ενδιαφέρον παρουσιάζουν τα διπλά υδρίδια του αλουμινίου και στοιχεία των ομάδων I και II του περιοδικού πίνακα με σύνθεση МеН n · n AlH 3, τα λεγόμενα υδρίδια αλουμινίου. Το αλουμίνιο διαλύεται εύκολα στα αλκάλια, εκπέμποντας υδρογόνο και σχηματίζοντας αργιλικά άλατα. Τα περισσότερα άλατα αλουμινίου είναι εύκολα διαλυτά στο νερό. Διαλύματα αλάτων αλουμινίου παρουσιάζουν όξινη αντίδραση λόγω υδρόλυσης.

Παραλαβή αλουμινίου.

Στη βιομηχανία, το αλουμίνιο λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση της αλουμίνας Al 2 O 3 διαλυμένη σε τετηγμένο κρυόλιθο NasAlF 6 σε θερμοκρασία περίπου 950 ° C. παροχή ρεύματος και 3) ηλεκτρολύτες με ψημένες ανόδους. Το λουτρό ηλεκτρολύτη είναι ένα σιδερένιο περίβλημα επενδεδυμένο εσωτερικά με θερμομονωτικό και ηλεκτρικό μονωτικό υλικό - πυρίμαχα τούβλα, και επενδεδυμένο με πλάκες άνθρακα και μπλοκ. Ο όγκος εργασίας γεμίζεται με τετηγμένο ηλεκτρολύτη, που αποτελείται από 6-8% αλουμίνα και 94-92% κρυόλιθο (συνήθως με την προσθήκη AlF 3 και περίπου 5-6% μίγματος φθοριούχου καλίου και μαγνησίου). Ο πυθμένας του λουτρού χρησιμεύει ως κάθοδος, ενώ τα μπλοκ άνθρακα που είναι βυθισμένα στον ηλεκτρολύτη ή τα ηλεκτρόδια που ψήνονται μόνοι τους χρησιμεύουν ως άνοδος. Όταν περνάει ρεύμα, το λιωμένο αλουμίνιο απελευθερώνεται στην κάθοδο, η οποία συσσωρεύεται στον πυθμένα, και στην άνοδο, οξυγόνο, το οποίο σχηματίζει CO και CO 2 με την άνοδο άνθρακα. Η αλουμίνα, το κύριο αναλώσιμο υλικό, έχει υψηλές απαιτήσεις καθαρότητας και μεγέθους σωματιδίων. Η παρουσία οξειδίων περισσότερων ηλεκτροθετικών στοιχείων από το Αλουμίνιο σε αυτό οδηγεί σε μόλυνση του Αλουμινίου. Με επαρκή περιεκτικότητα σε αλουμίνα, το λουτρό λειτουργεί κανονικά με ηλεκτρική τάση περίπου 4-4,5 V. Τα λουτρά συνδέονται σε μια πηγή DC σε σειρά (σε σειρά 150-160 λουτρών). Οι σύγχρονοι ηλεκτρολύτες λειτουργούν σε ένταση έως 150 kA. Το αλουμίνιο συνήθως αφαιρείται από τα λουτρά χρησιμοποιώντας κουτάλα κενού. Τετηγμένο αλουμίνιο καθαρότητας 99,7% χύνεται σε καλούπια. Το αλουμίνιο υψηλής καθαρότητας (99,9965%) λαμβάνεται με ηλεκτρολυτική διύλιση πρωτογενούς αλουμινίου με τη λεγόμενη μέθοδο τριών στρώσεων, η οποία μειώνει την περιεκτικότητα σε ακαθαρσίες Fe, Si και Cu. Μελέτες της διαδικασίας ηλεκτρολυτικής διύλισης του Αλουμινίου με τη χρήση οργανικών ηλεκτρολυτών έχουν δείξει τη θεμελιώδη δυνατότητα λήψης Αλουμινίου με καθαρότητα 99,999% με σχετικά χαμηλή κατανάλωση ενέργειας, αλλά μέχρι στιγμής αυτή η μέθοδος έχει χαμηλή παραγωγικότητα. Για τον βαθύ καθαρισμό του αλουμινίου, χρησιμοποιείται τήξη ζώνης ή απόσταξη του μέσω υποφθοριούχου.

Στην ηλεκτρολυτική παραγωγή Αλουμινίου μπορεί να τραυματιστούν ηλεκτροπληξία, υψηλή θερμοκρασία και επιβλαβή αέρια. Για την αποφυγή ατυχημάτων, τα μπάνια είναι αξιόπιστα μονωμένα· οι εργαζόμενοι χρησιμοποιούν στεγνές μπότες από τσόχα και κατάλληλα ενδύματα εργασίας. Μια υγιής ατμόσφαιρα διατηρείται με αποτελεσματικό αερισμό. Με συνεχή εισπνοή της σκόνης του μεταλλικού αλουμινίου και του οξειδίου του, μπορεί να συμβεί αλουμίνωση των πνευμόνων. Συχνοί είναι οι εργαζόμενοι στην παραγωγή Αλουμινίου, καταρροή του ανώτερου αναπνευστικού (ρινίτιδα, φαρυγγίτιδα, λαρυγγίτιδα). Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση σκόνης μεταλλικού αλουμινίου, του οξειδίου και των κραμάτων του στον αέρα είναι 2 mg / m 3.

Εφαρμογή Αλουμινίου.

Ο συνδυασμός των φυσικών, μηχανικών και χημικών ιδιοτήτων του αλουμινίου καθορίζει την ευρεία χρήση του σε όλους σχεδόν τους τομείς της τεχνολογίας, ιδιαίτερα στη μορφή των κραμάτων του με άλλα μέταλλα. Στην ηλεκτρική μηχανική, το αλουμίνιο αντικαθιστά με επιτυχία τον χαλκό, ειδικά στην παραγωγή μαζικών αγωγών, για παράδειγμα, σε εναέριες γραμμές, καλώδια υψηλής τάσης, λεωφορεία διακοπτών, μετασχηματιστές (η ηλεκτρική αγωγιμότητα του Αλουμινίου φτάνει το 65,5% της ηλεκτρικής αγωγιμότητας του χαλκού και είναι περισσότερο από τρεις φορές ελαφρύτερο από τον χαλκό· με διατομή που παρέχει την ίδια αγωγιμότητα, η μάζα των συρμάτων αλουμινίου είναι η μισή από αυτή των χάλκινων συρμάτων). Το υπερκαθαρό αλουμίνιο χρησιμοποιείται στην παραγωγή ηλεκτρικών πυκνωτών και ανορθωτών, η δράση των οποίων βασίζεται στην ικανότητα του φιλμ οξειδίου του αλουμινίου να διέρχεται ηλεκτρικό ρεύμα προς μία μόνο κατεύθυνση. Το υπερκαθαρό αλουμίνιο, καθαρισμένο με τήξη ζώνης, χρησιμοποιείται για τη σύνθεση ημιαγωγών ενώσεων τύπου A III B V που χρησιμοποιούνται για την παραγωγή συσκευών ημιαγωγών. Το καθαρό αλουμίνιο χρησιμοποιείται στην παραγωγή όλων των ειδών ανακλαστών καθρέφτη. Το αλουμίνιο υψηλής καθαρότητας χρησιμοποιείται για την προστασία μεταλλικών επιφανειών από την ατμοσφαιρική διάβρωση (επένδυση, βαφή αλουμινίου). Με τη σχετικά χαμηλή διατομή απορρόφησης νετρονίων, το αλουμίνιο χρησιμοποιείται ως δομικό υλικό σε πυρηνικούς αντιδραστήρες.

Οι δεξαμενές αλουμινίου μεγάλης χωρητικότητας αποθηκεύουν και μεταφέρουν υγρά αέρια (μεθάνιο, οξυγόνο, υδρογόνο κ.λπ.), νιτρικό και οξικό οξύ, καθαρό νερό, υπεροξείδιο του υδρογόνου και βρώσιμα έλαια. Το αλουμίνιο χρησιμοποιείται ευρέως σε εξοπλισμό και συσκευές για τη βιομηχανία τροφίμων, για τη συσκευασία προϊόντων διατροφής (σε μορφή φύλλου), για την παραγωγή όλων των ειδών οικιακών προϊόντων. Η κατανάλωση αλουμινίου για διακόσμηση κτιρίων, αρχιτεκτονικών, συγκοινωνιακών και αθλητικών εγκαταστάσεων έχει αυξηθεί δραματικά.

Στη μεταλλουργία, το αλουμίνιο (εκτός από τα κράματα που βασίζονται σε αυτό) είναι μια από τις πιο κοινές προσθήκες κραμάτων σε κράματα με βάση Cu, Mg, Ti, Ni, Zn και Fe. Το αλουμίνιο χρησιμοποιείται επίσης για την αποξείδωση του χάλυβα πριν από την έκχυσή του σε καλούπι, καθώς και στις διαδικασίες λήψης ορισμένων μετάλλων με τη μέθοδο της αλουμινοθερμίας. Με βάση το αλουμίνιο, με τη μέθοδο της μεταλλουργίας σκόνης, έχει δημιουργηθεί το SAP (sintered aluminium powder), το οποίο έχει υψηλή αντοχή στη θερμότητα σε θερμοκρασίες άνω των 300 ° C.

Το αλουμίνιο χρησιμοποιείται στην παραγωγή εκρηκτικών (ammonal, alumotol). Διάφορες ενώσεις αλουμινίου χρησιμοποιούνται ευρέως.

Η παραγωγή και η κατανάλωση Αλουμινίου αυξάνεται συνεχώς, ξεπερνώντας σημαντικά την παραγωγή χάλυβα, χαλκού, μολύβδου, ψευδαργύρου σε ρυθμούς ανάπτυξης.

Δημοσιεύτηκε στο Allbest.ru

Παρόμοια έγγραφα

Γενικά χαρακτηριστικά των p-στοιχείων της ομάδας III, οι βασικές φυσικές και χημικές τους ιδιότητες. Περιγραφή των πιο κοινών στοιχείων: υποομάδες βόριο, αλουμίνιο, γάλλιο. Ο βιολογικός τους ρόλος, χρήση και επικράτηση. Αιτίες του φαινομένου του θερμοκηπίου.

διατριβή, προστέθηκε 08/08/2015


Χαρακτηρισμός του γαλλίου ως μη το πιο εύτηκτο από μέταλλα, σημείο τήξης. Η ιστορία της ανακάλυψης του στοιχείου, το εύρος του. Προσπάθειες χρήσης γαλλίου σε πυρηνικούς αντιδραστήρες. Ευρεσιτεχνία γαλλίου. Αλληλεπίδραση γαλλίου με θειικό οξύ.

περίληψη, προστέθηκε 19/01/2010


Λήψη, δομή και φυσικοχημικές ιδιότητες των τριαλογονιδίων του γαλλίου. Ιονικά και μοριακά σύμπλοκα με οργανικούς και ανόργανους συνδέτες. Θερμοχημικά χαρακτηριστικά των συμπλεγμάτων. Σύνθεση συμπλόκου χλωριούχου γαλλίου με 1,2-δις (4-πυριδυλ) αιθυλένιο.

θητεία, προστέθηκε 10/05/2015


Φυσικές ιδιότητες των στοιχείων της κύριας υποομάδας της ομάδας III. Γενικά χαρακτηριστικά αλουμινίου, βορίου. Φυσικές ανόργανες ενώσεις άνθρακα. Χημικές ιδιότητες του πυριτίου. Αλληλεπίδραση άνθρακα με μέταλλα, αμέταλλα και νερό. Ιδιότητες των οξειδίων.

παρουσίαση προστέθηκε στις 04/09/2017


Η ιστορία της ανακάλυψης χημικών στοιχείων. Αποθέματα και παραγωγή αποδεδειγμένων κοιτασμάτων ινδίου και θαλλίου. Φυσικές και χημικές ιδιότητες των στοιχείων, παραγωγή και χρήση τους. Κίνδυνος δηλητηρίασης με θάλλιο (άλατα), χρήση του μπλε της Πρωσίας ως αντίδοτο.

παρουσίαση προστέθηκε 03/11/2014


Περιοδικός πίνακας Δ.Ι. Μεντελέεφ. Χαρακτηριστικά του χημικού στοιχείου αλουμίνιο, οι χημικές και φυσικές του ιδιότητες. Η αξία του «ασημιού από πηλό» την εποχή της ανακάλυψής του. Η μέθοδος λήψης αλουμινίου, η περιεκτικότητά του στον φλοιό της γης, τα σημαντικότερα ορυκτά.

παρουσίαση προστέθηκε στις 11/11/2011


Προέλευση, μέθοδοι παρασκευής και φυσικοχημικές ιδιότητες του βισμούθου - ένα χημικό στοιχείο της ομάδας V του περιοδικού συστήματος D.I. Μεντελέεφ. Περιεκτικότητα στον φλοιό της γης και σε νερό, εξόρυξη και παραγωγή. Εφαρμογή στη βιομηχανία, τη μηχανολογία και την ιατρική.

θητεία, προστέθηκε 05/01/2011


Ιδιότητες αλουμινίου: παραγωγή, εφαρμογή και χημικές του ιδιότητες. Τύποι αλκαλίων σε διαλύματα αργιλικού. Οξείδια και υδροξείδια αλουμινίου. Το κορούνδιο ως η πιο σταθερή μορφή αλουμίνας. Φυσικές ενώσεις αλουμινίου: βωξίτης, κορούνδιο, ρουμπίνι και ζαφείρι.

περίληψη, προστέθηκε 27/03/2009


Γενικά χαρακτηριστικά του αλουμινίου ως στοιχείου του περιοδικού πίνακα των χημικών στοιχείων. Φυσικοχημικές ιδιότητες του αλουμινίου. Χημικό πείραμα με την εξαφάνιση του αλουμινένιου κουταλιού. Αμφοτερικές ιδιότητες υδροξειδίου του αργιλίου. Ασυνήθιστη απόκριση μετατόπισης.

εργαστηριακές εργασίες, προστέθηκε 06/09/2014


Ατομικές, φυσικές και χημικές ιδιότητες στοιχείων της υποομάδας του χαλκού και των ενώσεων τους. Η περιεκτικότητα σε στοιχεία της υποομάδας του χαλκού στο φλοιό της γης. Η χρήση πυρο- και υδρομεταλλουργικών διεργασιών για την παραγωγή χαλκού. Ιδιότητες ενώσεων χαλκού, αργύρου και χρυσού.