Характеристика вагонов 81-717(714) 37 страница

Металлические свойства рассматриваемых элементов выражены слабее, чем у соответствующих элементов главных подгрупп вто­рой и особенно первой группы, а у бора преобладают неметалли­ческие свойства. В соединениях они проявляют степень окислен­ности + 3. Однако с возрастанием атомной массы появляются и более низкие степени окисленности. Для последнего элемента под­группы— таллия — наиболее устойчивы соединения, в которых его степень окисленности равна +1.

С увеличением порядкового номера металлические свойства рассматриваемых элементов, как и в других главных подгруппах, заметно усиливаются. Так, оксид бора имеет кислотный характер, оксиды алюминия, галлия и индия — амфотерны, а оксид тал­лия (III) имеет основной характер.

В практическом отношении наиболее важными из элементов третьей группы являются бор и алюминий.

217. Бор (Borum). Бор сравнительно мало распространен в при­роде; общее содержание его в земной коре составляет около Ю-³ % (масс).

К главным природным соединениям бора относятся борная кис­лота Н₃ВОз и соли борных кислот, из которых наиболее известна бура Na₂B₄O₇-10H₂O.

Хотя бор расположен в третьей группе периодической системы, он по своим свойствам наиболее сходен не с другими элементами этой группы, а с элементом четвертой группы — кремнием. В этом проявляется «диагональное сходство», уже отмечавшееся при рассмотрении бериллия. Так, бор, подобно кремнию, образует сла­бые кислоты, не проявляющие амфотерных свойств, тогда как А1(ОН)₃ — амфотерное основание. Соединения бора и кремния с водородом, в отличие от твердого гидрида алюминия, — летучие вещества, самопроизвольно воспламеняющиеся на воздухе. Как и кремний, бор образует соединения с металлами, многие из которых отличаются большой твердостью и высокими температурами плав­ления.

Свободный бор получают восстановлением борного ангидрида В2О3 магнием. При этом бор выделяется в виде аморфного по­рошка, загрязненного примесями. Чистый кристаллический бор по­лучают термическим разложением или восстановлением его гало-генидов, а также разложением водородных соединений бора. Он имеет черный цвет и среди простых веществ по твердости уступает только алмазу.

Природный бор состоит из двух стабильных изотопов: ¹⁰В и ^ПВ. Первый из них сильно поглощает медленные нейтроны. Поэтому бор и его соединения применяются в ядерной технике. Из них изго­товляют регулирующие стержни реакторов, а также используют их в качестве материалов, защищающих от нейтронного облучения.

В металлургии бор применяется как добавка к стали и к неко­торым цветным сплавам. Присадка очень небольших количеств бора уменьшает размер зерна, что приводит к улучшению механи­ческих свойств сплавов. Применяется также поверхностное насы­щение стальных изделий бором — борирование, повышающее твер­дость и стойкость против коррозии.

Вода не действует на бор; концентрированные же серная и азотная кислоты окисляют его в борную кислоту. Например: В + 3HNO3 = Н3ВО3 + 3N0₂f

При комнатной температуре бор соединяется только с фтором, на воздухе он не окисляется. Если нагреть аморфный бор до 700 °С, то он загорается и горит красноватым пламенем, превращаясь в оксид; при этом выделяется большое количество теплоты: 4В + 30₂ = 2В₂0₃ + 2508 кДж

При высокой температуре бор соединяется со многими метал­лами, образуя бор иды, например, борид магния Mg₃B2- Многие бориды очень тверды и химически устойчивы, причем сохраняют эти свойства при высоких температурах. Для них характерна так­же тугоплавкость. Например, борид циркония ZrB₂ плавится при 3040 С. Благодаря таким свойствам бориды некоторых металлов применяются для изготовления деталей реактивных двигателей и лопаток газовых турбин.

При накаливании смеси бора с углем образуется карбид бора В4С Это тугоплавкое вещество (темп, плавл. около 2350 °С), обла­дающее очень высокой твердостью и химической стойкостью. Кар-

217. Бор

*11

б ид бора применяется для обработки твердых сплавов; его меха­нические свойства сохраняются при высоких температурах.

С галогенами бор также реагирует при нагревании и образует вещества общей формулы ВГ₃. Как уже было показано на примере BF₃ (см. стр. 131), в этих соединениях бор находится в состоянии в^-гибридизаиии, образуя с галогенами плоские молекулы с угла­ми между связями Г—В—Г, равными 120°.

Галогениды бора, как и другие соединения бора неполимерного строения, являются электронодефицитными (см. стр. 590). Так, в молекуле фторида бора во внешнем электронном слое атома бора находятся всего шесть электронов:

s F: В: F:

В этом состоянии атом бора может, следовательно, быть акцеп­тором электронной пары. Действительно, BF₃ соединяется по до-норно-акцепторпому способу с водой, аммиаком и другими веще­ствами; известен также комплексный анион BF^. Во всех подоб­ных соединениях ковалентность и координационное число бора равны четырем, а атом бора находится в состоянии гибридизации sp^s и образует тетраэдрические структуры.

Бороводороды (б ораны). При действии соляной кисло­ты на борид магния Mg₃B₂ получается сложная смесь различных бороводородов, анлогичных угле- и кремневодородам. Из этой смеси выделены в чистом виде следующие бороводороды:

B₂H_e; B₄Hio; В₅Н₉; В₅Нц; В_вНю! ВюН^

газо- жидкие твердый

образный

Главным продуктом взаимодействия борида магния с соляной кислотой является твтраборан ВдНю — летучая жидкость (темп, кип. 18 °С) с очень неприятным запахом, пары которой воспламе­няются на воздухе. При хранении тетраборан постепенно разлага­ется с образованием простейшего из полученных бороводородов — диборана В₂Н₆. Последний представляет собой газ, конденсирую­щийся в жидкость при —92,5 °С. На воздухе он не загорается, но водой, как и другие бороводороды, тотчас же разлагается с отщеп­лением водорода и образованием борной кислоты НзВОз!

В₂Н₆ + 6Н₂0 = 2Н₃В0₃ + 6Н₂

Атомы бора в молекулах бороводородов связаны друг с другом водород­ными «мостиками», например:

^н\А/^н

Рис. 164. Перекрывание атомных орбиталей в мо­лекуле диборана.

Пунктиром на этой схеме показаны трехцентровые связи: здесь общая пара электронов занимает молекулярную орби­таль, охватывающую три атома — «мостн-ковый» атом водорода и оба атома бора. Такая орбиталь образуется вследствие перекрывания ls-орбитали атома водорода с 5р³-гибридиыми орбиталями двух атомов бора (см. рис. 164). Четыре «концевых» атома водорода связаны с атомами бора обычными двухцентровымп двухэлек-тропными связями. Таким образом, из двенадцати валентных электронов, имею­щихся в атомах, составляющих молекулу диборана. восемь участвуют в обра­зовании двухцеитровых связей В—Н, а четыре образуют две трехцентровые связи В—Н—В.

Наибольшее практическое значение имеют кислородные соеди­нения бора.

Оксид бора, или борный ангидрид, В₂0₃ может быть получен или путем непосредственного соединения бора с кислородом, или прокаливанием борной кислоты. Это бесцветная хрупкая стекло­видная масса, плавящаяся при температуре около 300 °С. Борный ангидрид очень огнестоек и не восстанавливается углем даже при белом калении. В воде он растворяется с образованием борной кислоты и выделением теплоты:

В₂0₃ + ЗН₂0 = 2Н₃В0₃ + 76,5 кДж

Борная, или ортоборная, кислота Н₃В0₃ представляет собой белые кристаллы, блестящие чешуйки которых растворяются в го­рячей воде. Борная кислота может быть получена действием сер­ной кислоты на горячий раствор тетрабората натрия МагВдСЬ: Na₂B₄0, + H₂S0₄ + 5Н₂0 = Na₂S0₄ -f 4Н₃ВО_э

При охлаждении раствора борная кислота выкристаллизовы­вается, так как в холодной воде она малорастворима.

При кипячении раствора борной кислоты вместе с парами воды отчасти улетучивается и борная кислота. Этим объясняется ее со­держание в водяных парах, выделяющихся из трещин земли в вул­канических местностях.

Борная кислота принадлежит к числу очень слабых кислот (при 20°С Ki =6-Ю-¹⁰; /С₂ = 2- Ю-¹³; Кз = 2-10~¹⁴).

При нагревании борная кислота теряет воду, переходя сначала в метаборную кислоту НВ0₂, а затем в борный ангидрид В₂0₃. Применяется борная кислота при приготовлении эмалей и глазу­рей, в производстве специальных сортов стекла, в бумажном и ко­жевенном производстве и в качестве дезинфицирующего средства.

Соли борных кислот — бораты — большей частью являются производными не ортоборной кислоты Н₃В0₃, а четырехборной Н₂В₄07 и других более бедных водой борных кислот.

Тетраборат натрия, или бура, образует большие бесцветные прозрачные кристаллы состава Na₂B₄0₇- 10Н₂О, которые в сухом воздухе легко выветриваются. Бура получается при взаимодей­ствии борной кислоты с гидроксидом натрия:

4Н₃В0₃ + 2NaOH = Na₂B₄0₇ + 7Н₂0

Водные растворы буры вследствие гидролиза обладают сильно­щелочной реакцией.

При нагревании бура теряет кристаллизационную воду и пла­вится. В расплавленном состоянии она растворяет оксиды различ­ных металлов с образованием двойных солей метаборной кислоты, из которых многие окрашены в цвета, характерные для каждого металла. На этом свойстве буры основано ее применение при сварке, резании и паянии металлов. Бура широко применяется в производстве легкоплавкой глазури для фаянсовых и фарфоро­вых изделий и особенно для чугунной посуды (эмаль). Кроме того, она используется при изготовлении специальных сортов стекла и в качестве удобрения, поскольку бор в малых количествах необхо­дим растениям.

218. Алюминий (Aluminium). Алюминий — самый распростра­ненный в земной коре металл. Он входит в состав глин, полевых шпатов, слюд и многих других минералов. Общее содержание алю­миния в земной коре составляет 8 % (масс).

Основным сырьем для производства алюминия служат бокситы, содержащие 32—60 % глинозема А1₂0₃. К важнейшим алюминие­вым рудам относятся также алунит K2SO4• Al₂(S0₄)₃• 2А1₂0₃ • 6Н₂0 и нефелин Na₂0-Al₂0₃-2Si0₂.

СССР располагает запасами алюминиевых руд. Кроме бокси­тов, месторождения которых имеются у нас на Урале, в Башкир­ской АССР и в Казахстане, богатейшим источником алюминия является нефелин, залегающий совместно с апатитом в Хибинах. Значительные залежи алюминиевого сырья имеются в Сибири.

Впервые алюминий был получен Велером в 1827 г. действием металлического калия на хлорид алюминия. Однако, несмотря на широкую распространенность в природе, алюминий до конца XIX века принадлежал к числу редких металлов.

В настоящее время алюминий в громадных количествах полу­чают из оксида алюминия А1₂0₃ электролитическим методом. Ис­пользуемый для этого оксид алюминия должен быть достаточно чистым, поскольку из выплавленного алюминия примеси удаляются с большим трудом. Очищенный А1₂0₃ получают переработкой при­родного боксита.

Получение алюминия — сложный процесс, сопряженный с боль­шими трудностями. Основное исходное вещество — оксид алюми­ния — не проводит электрический ток и имеет очень высокую.температуру плавления (около 2050 °С). Поэтому электролизу подвергают расплавленную смесь криолита[1] Na₃[AlF₆] и оксида алюминия. Смесь, содержащая около 10 °/о (масс.) А1₂0₃, плавится при 960 °С и обладает электрической проводимостью, плотностью и вязкостью, наиболее благоприятствующими проведению процесса. Для дополнительного улучшения этих характеристик в состав смеси вводят добавки A1F₃, CaF₂ и MgF₂. Благодаря этому проведение электролиза оказывается возможным при 950 °С.

Электролизер для выплавки алюминия представляет собой же­лезный кожух, выложенный изнутри огнеупорным кирпичом. Его дно (под), собранное из блоков спрессованного угля, служит ка­тодом. Аноды (один или несколько) располагаются сверху: это — алюминиевые каркасы, заполненные угольными брикетами. На со­временных заводах электролизеры устанавливают сериями; каж­дая серия состоит из 150 и большего числа электролизеров.

При электролизе на катоде выделяется алюминий, а на аноде—-кислород. Алюминий, обладающий большей плотностью, чем ис­ходный расплав, собирается на дне электролизера; отсюда его периодически выпускают. По мере выделения металла, в расплав добавляют новые порции оксида алюминия. Выделяющийся при электролизе кислород взаимодействует с углеродом анода, который выгорает, образуя СО и С0₂.

В дореволюционной России алюминий не производился. Первый в СССР алюминиевый завод (Волховский) вступил в строй в 1932 г., а уже в 1935 г. наша страна заняла по производству алюминия третье место в мире.

Одинаковое строение внешнего электронного слоя атома бора и алюминия обусловливает сходство в свойствах этих элементов. Так, для алюминия, как и для бора, характерна только степень окисленности +3. Однако при переходе от бора к алюминию сильно возрастает радиус атома (от 0,091 до 0,143 нм) и, кроме того, появляется еще один промежуточный восьмиэлектрониый слой, экранирующий ядро. Все это приводит к ослаблению связи внешних электронов с ядром и к уменьшению энергии ионизации атома (см. табл. 35). Поэтому у алюминия металлические свойства выражены гораздо сильнее, чем у бора. Тем не менее, химические связи, образуемые алюминием с другими элементами, имеют в ос­новном ковалентный характер.

Другая особенность алюминия (как и его аналогов — галлия, индия и таллия) по сравнению с бором заключается в существова­нии свободных d-подуровней во внешнем электронном слое его атома. Благодаря этому координационное число алюминия в его соединениях может равняться не только четырем, как у бора, но и шести.

Рис. Н)5. Схема пространственного строения молекулы

черные кружки — атомы алюминия, светлые — атомы хлора.

Соединения алюминия типа А1Э₃, как и ана­логичные соединения бора, электронодефицитпьг в отдельных молекулах подобных соединений во внешнем электронном слое атома алюминия нахо­дится только шесть электронов. Поэтому здесь

атом алюминия способен быть акцептором электронных пар. В частности, для галогенидов алюминия характерно образование днмеров, осущест­вляемое по донорно-акцепторному способу (на схеме Г — атом гало­гена):

* • • •

:г: ЛЭг:

• • • • у' • • • ■

: г: Ai ^ * Ai: г:

:гаг:г: «• • *

Как видно, подобные димериые молекулы содержат по два «мостиковых» атома галогена. Пространственное строение А1₂С1_в показано на рис. 165. Га-логениды алюминия существуют в виде димерных молекул А1₂Г₆ в расплавах и в парах. Однако по традиции их состав обычно выражают в форме А1Г₃. Ниже мы тоже будем придерживаться этого способа написания формул гало­генидов алюминия.

Гидрид алюминия А1Н₃ — тоже электронодефицитное соединение. Однако атом водорода, в отличие от атомов галогенов в молекулах А1Г₃, не имеет неподелепной электронной пары и не может играть роли донора электронов. Поэтому здесь отдельные молекулы А1Н₃ связываются друг с другом через «мостиковые» атомы водорода трехцентровыми связями, аналогичными свя­зям в молекулах бороводородов (см. стр. 612). В результате образуется твер­дый полимер, состав которого можно выразить формулой (А1Н₃)„.

Алюминий — серебристо-белый легкий металл. Он легко вытя­гивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы.

При комнатной температуре алюминий не изменяется на воз­духе, но лишь потому, что его поверхность покрыта тонкой пленкой оксида, обладающей очень сильным защитным действием. Уничто­жение этой пленки, например, путем амальгамирования алюми­ния, вызывает быстрое окисление металла, сопровождающееся за­метным разогреванием.

Стандартный электродный потенциал алюминия равен —1,663 В, Несмотря на столь отрицательное его значение, алюминий, вслед­ствие образования на его поверхности защитной оксидной пленки, не вытесняет водород из воды. Однако амальгамированный алю­миний, на котором не образуется плотного слоя оксида, энергично взаимодействует с водой с выделением водорода.

Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют алю­миний, особенно при нагревании. Сильно разбавленная и холодная концентрированная азотная кислота алюминий не растворяет.

При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида растворяется, причем образуются алюминаты — соли, содержащие алюминий в составе аниона:

Л1₂0₃ + 2NaOH + ЗН₂0 = 2Na[Al(OH)₄]

тетрагидроксоалю-мннат натрня

Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с во-дой, вытесняя из нее водород:

2А1 + 6Н₂0 = 2А1(ОН)₃ + 3H₂f

Образующийся гидроксид алюминия реагирует с избытком ще­лочи, образуя гидроксоалюминат:

А1(ОН)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Удвоив последнее уравнение и сложив его с предыдущим, полу­чим суммарное уравнение растворения алюминия в водном рас­творе щелочи:

2А1 + 2NaOH + 6Н₂0 = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂f

Алюминий заметно растворяется в растворах солей, имеющих вследствие их гидролиза кислую или щелочную реакцию, напри­мер, в растворе Ыа₂СОз.

Если порошок алюминия (или тонкую алюминиевую фольгу) сильно нагреть, то он воспламеняется и сгорает ослепительным белым пламенем, образуя оксид алюминия А1₂0з.

Основное применение алюминия — производство сплавов на его основе. Легирующие добавки (например, медь, кремний, магний, цинк, марганец) вводят в алюминий главным образом для повы­шения его прочности. Широкое распространение имеют дур а л го-мины, содержащие медь и магний, силумины, в которых основной добавкой служит кремний, магналий (сплав алюминия с 9,5—11,5 % магния). Основные достоинства всех сплавов алюми­ния— это их малая плотность (2,5—2,8 г/см³), высокая прочность (в расчете на единицу массы), удовлетворительная стойкость про­тив атмосферной коррозии, сравнительная дешевизна и простота получения и обработки. Алюминиевые сплавы применяются в ра­кетной технике, в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в произ­водстве посуды и во многих других отраслях промышленности. По широте применения сплавы алюминия занимают второе место после стали и чугуна.

Алюминий — одна из наиболее распространенных добавок в сплавах на основе меди, магния, титана, никеля, цинка, железа.

В виде чистого металла алюминий используется для изготовле­ния химической аппаратуры, электрических проводов, конденсато­ров. Хотя электрическая проводимость алюминия меньше, чем у меди (около 60 % электрической проводимости меди), но это ком­пенсируется легкостью алюминия, позволяющей делать провода бо­лее толстыми: при одинаковой электрической проводимости алю­миниевый провод весит вдвое меньше медного.

Важным является применение алюминия для алитирования, которое заключается в насыщении поверхности стальных или чу­гунных изделий алюминием с целью защиты основного материала от окисления при сильном нагревании. В металлургии алюминий применяется для получения кальция, бария, лития и некоторых других металлов методом алюминотермии (см. § 192).

Оксид алюминия А1₂0з, называемый также глиноземом, встре­чается в природе в кристаллическом виде, образуя минерал корунд. Корунд обладает очень высокой твердостью. Его прозрачные кри­сталлы, окрашенные примесями в красный или синий цвет, пред­ставляют собой драгоценные камни — рубин и сапфир. Теперь рубины получают искусственно, сплавляя глинозем в электриче­ской печи. Они используются не столько для украшений, сколько для технических целей, например, для изготовления деталей точ­ных приборов, камней в часах и т. п. Кристаллы рубинов, содер­жащих малую примесь Сг₂0з, применяют в качестве квантовых генераторов — лазеров, создающих направленный пучок монохро­матического излучения.

Корунд и его мелкозернистая разновидность, содержащая боль­шое количество примесей, — наждак, применяются как абразивные материалы.

Гидроксид алюминия А1(ОН)₃ выпадает в виде студенистого осадка при действии щелочей на растворы солей алюминия и легко образует коллоидные растворы.

Гидроксид алюминия — типичный амфотерный гидроксид. С кислотами он образует соли, содержащие катион алюминия, со щелочами — алюминаты. При взаимодействии гидроксида алюми­ния с водными растворами щелочей или при растворении метал­лического алюминия в растворах щелочей образуются, как уже говорилось выше, гидроксоалюминаты, например, Na[Al(OH)4]. При сплавлении же оксида алюминия с соответствую­щими оксидами или гидроксидами получаются метаалюмин.а-ты — производные метаалюминиевой кислоты НА10₂₎ например:

А1₂0₃ + 2КОН = 2КАЮ₂ + Н_аО

Как соли алюминия, так и алюминаты в растворах сильно гид-ролизованы. Поэтому соли алюминия и слабых кислот в растворах превращаются в основные соли или подвергаются полному гидро­лизу. Например, при взаимодействии в растворе какой-либо соли алюминия с Ыа₂СОз образуется не карбонат алюминия, а его гидр­оксид и выделяется диоксид углерода:

2А1³⁺ + 3COJJ- + ЗН₂0 = 2А1(ОН)з! + ЗС0_2?

Хлорид алюминия А1С1з- Безводный хлорид алюминия полу­чается при непосредственном взаимодействии хлора с алюминием. Он широко применяется в качестве катализатора при различных органических синтезах. В воде AICI3 растворяется с выделением большого количества теплоты. При выпаривании раствора про­исходит гидролиз, выделяется хлороводород и получается гидр­оксид алюминия. Если выпаривание вести в присутствии избыт­ка соляной кислоты, то можно получить кристаллы состава А1С1₃-6Н₂0.

Как уже указывалось на стр. 614, химические связи, образуе­мые атомом алюминия, имеют преимущественно ковалентный ха­рактер. Это сказывается на свойствах образуемых им соединений. Так, при нормальном атмосферном давлении безводный хлорид алюминия уже при 180 °С сублимируется, а при высоких давлениях плавится при 193°С, причем в расплавленном состоянии не про­водит электрический ток. Поэтому расплав AICI3 нельзя использо­вать для электролитического получения алюминия.

Сульфат алюминия A^SO^s- 18Н₂0 получается при действии горячей серной кислоты на оксид алюминия или на каолин. При­меняется для очистки воды (см. стр. 598), а также при приготов­лении некоторых сортов бумаги.

Алюмокалиевые квасцы КА1 (S0₄)₂-12Н₂0 применяются в боль­ших количествах для дубления кож, а также в красильном деле в качестве протравы для хлопчатобумажных тканей. В последнем случае действие квасцов основано на том, что образующийся вслед­ствие их гидролиза гидроксид алюминия отлагается в волокнах ткани в мелкодисперсном состоянии и, адсорбируя краситель, прочно удерживает его на волокне.

219. Галлий (Gallium). Иидий (Indium). Таллий (Thallium). Эти элементы принадлежат к числу редких и в сколько-нибудь значительных концентрациях в природе не встречаются. Получают их главным образом из цинковых концентратов после выплавки из них цинка.

В свободном состоянии эти элементы представляют собой се­ребристо-белые мягкие металлы с низкими температурами плавле­ния. На воздухе они довольно стойки, воду не разлагают, но легко растворяются в кислотах, а галлий и индий — также и в щелочах. Кроме максимальной степени окисленности, равной +3, они могут проявлять и меньшую. В частности, для таллия характерны соеди­нения, где его степень окисленности равна +1.

Оксиды и гидроксиды галлия (III) и индия(III) амфотерны; гидроксид же таллия Т1(ОН)₃ обладает только основными свой­ствами.

Соединения таллия(I) сходны, с одной стороны, с соединениями щелочных металлов, с другой, — с соединениями серебра. Так, оксид таллия (I) Т1₂0 энергично соединяется с водой, образуя гидр­оксид, отвечающий формуле Т10Н, — сильное, хорошо растворимое в воде основание.

Большинство солей таллия(I) легко растворяется в воде, но соли галогеноводородов, подобно солям серебра, почти нераство-

римы и отличаются светочувствительностью; исключение состав­ляет TIF, который как и AgF, хорошо растворим в воде.

Металлическим галлием пользуются для наполнения кварцевых термометров, служащих для измерения высоких температур. Гал­лий плавится при 29,8°С, а закипает только при 2205°С, так что такие термометры позволяют измерять температуры до 1000 °С и выше, что невозможно при употреблении обычных термометров. Добавлением галлия к алюминию получают сплавы, хорошо под­дающиеся горячей обработке; сплавы галлия с золотом приме­няются в ювелирном и зубопротезном деле.

Индий используется вместо серебра для покрытия рефлекторов; рефлекторы, покрытые индием, со временем не тускнеют, и по­этому их коэффициент отражения остается постоянным. Индий применяется также для покрытия вкладышей подшипников и в ка­честве одного из компонентов сплава для плавких предохрани­телей.

В качестве присадок к германию и в виде интерметаллических соединений с мышьяком и с сурьмой галлий и индий применяются в полупроводниковой электронике.

Таллий и его соединения имеют небольшое по объему, но раз­нообразное применение. Галогениды таллия хорошо пропускают инфракрасные лучи. Поэтому они используются в оптических при­борах, работающих в инфракрасной области спектра. Карбонат таллия служит для изготовления стекол с высокой преломляющей способностью. Таллий входит в состав вещества электрода селе­нового выпрямителя, является активатором многих люминофоров. Сульфид таллия используется в фотоэлементах. Металлический таллий — компонент многих свинцовых сплавов: подшипниковых, кислотоупорных, легкоплавких.

Таллий и его соединения весьма токсичны.

ПОБОЧНАЯ ПОДГРУППА ТРЕТЬЕЙ ГРУППЫ. ЛАНТАНОИДЫ. АКТИНОИДЫ

Элементы побочной подгруппы третьей группы и семейство, состоящее из четырнадцати /-элементов с порядковыми номерами от 58 до 71, весьма близки друг к другу по своим химическим и физико-химическим свойствам. Эти элементы следуют в периоди­ческой системе после лантана и потому называются лантанои­дами (или лантан и дам и). Иногда их вместе с элементами побочной подгруппы третьей группы называют редкоземель­ными металлами.

Редкоземельные металлы обычно находятся в природе совмест­но. Они образуют минералы, представляющие собой твердые рас­творы родственных соединений различных металлов. Например, один из главных источников редкоземельных металлов — минерал монацит-—состоит в основном из фосфатов церия, лантана, иттрия и других редкоземельных металлов. Таким образом, природным сырьем, из которого получают как элементы побочной подгруппы третьей группы, так и лантаноиды, служат одни и тс же мине­ралы.

Актиноиды (или а к т и н и д ы) — это семейство четырна­дцати /-элементов с порядковыми номерами от 90 до 103, следую­щее в периодической системе после актиния.

220. Подгруппа скандия. В побочную подгруппу третьей группы входят элементы скандий, иттрий, лантан и актиний. Их атомы содержат по два электрона в наружном электронном слое и по 9 электронов в следующем за ним слое; строение этих двух электронных слоев можно выразить формулой (п — l)s²(n — 1)р⁶(л—l)(i'ns². Каждый из этих элементов открывает собой соответствующую декаду d-элементоа. Некоторые их свойства приведены в табл. 36. Степень окисленности элементов подгруппы скандия в большин­стве их соединений равна -f-3.

Таблица 36. Некоторые свойства элементов побочной подгруппы третьей группы

	Sc	Y	La	Ac
Строение внешнего и пред-	3s^23p^e3d4s^2	4s^24p^64[i!^l5s^2	.Si'V'Sd'es^2	6s^26p^66d'7s^2
внешнего электронных
слоев атома
Радиус атома, нм	0,164	0,181	0,187	0,203
Энергия ионизации
Э-^Э+, эВ	" 6,56	6,22	5,58	5,1
Э+-^Э^2+, эВ	12,8	12,24	11,06	12,1
Э2+-^э^3+, эВ	24,75	20,5	19,17
Радиус иона Э^34~, им	0,083	0,097	0,104	'6,'lH
Плотность, г/см^3	3,02	4,48	6,16	10,1
Температура плавления, °С				1040 ±50
Температура кипения, °С	Примерно	Примерно	Примерно	Примерно

Скандий, иттрий и лантан содержатся в земной коре в количествах по­рядка 10~³ % (масс). Актиний содержится в значительно меньшем количестве [порядка 10~⁹ % (масс.)], так как оба его природные изотопа — ²²⁷Ас и ²²⁸Ас — радиоактивны.

Дата добавления: 2014-11-16