Теоретические сведения 1 страница

Неметаллы занимают верхнюю правую часть ПС. Характерной особенностью их является то, что застройка наружных электронных оболочек близка к максимальной. Чем правее расположен неметалл, тем выше ЭИ, тем выше энергия сродства к электрону. Неметаллы проявляют тенденцию к формированию электронных оболочек с конфигурацией благородного газа, поэтому возрастает слева, направо способность к присоединению электрона. Внутри групп эти закономерности проявляются снизу вверх, поэтому наиболее электроотрицательным является фтор.

Высшая степень окисления неметаллов всегда соответствует номеру группы. Семь неметаллов существуют в виде двухатомных молекул. Пять из них - газы (кислород, азот, водород, фтор, хлор), бром – жидкость, йод – кристаллическое вещество, способное возгоняться не плавясь. Остальные – одноатомные кристаллы с различной структурой или газы.

Большинство неметаллов встречается в природе в виде соединений с другими элементами. Только кислород, азот, углерод, сера и благородные газы встречаются в виде простых веществ.

Не имеют характерного для металлов блеска, в кристаллическом состоянии отличаются структурой и прочностью кристаллов, плохо проводят тепло и электрический ток. Оксиды неметаллов – ковалентные соединения, по химическим свойствам относятся к кислотным. Химически активны. Реакционная способность варьирует в широких пределах. Получают неметаллы в большинстве случаев с помощью ОВР.

Элементы главной подгруппы III группы ПС - бор, алюминий, а также галлий, индий, таллий относятся к р-элементам. Электронная конфигурация наружного слоя атомов: … ns²np¹.

В нормальном состоянии атомы содержат один неспаренный з-электрон, однако, соединения, в которых эти элементы проявляют степень окисления +1, мало характерны. Их устойчивость возластает от Al к Tl. Характерная степень окисления +3 и валентность III отвечает возбужденному состоянию атомов, то есть переходу одого из s-электронов внешнего слоя на р-орбиталь:

^{2 s 2 р 2 s 2 р}

В

¯­

­

В*

­

­

­

Вследствие sp²-гибритизации образуется три гибридные орбитали, лежащие в одной плоскости под углом 120 ⁰. Этим объясняется плоскостное строение мономеров галогенидов, например BF₃.

Свойства бора и алюминия, расположенных в одной группе, существенно различаются: бор – неметалл, алюминий – металл. Это объясняется меньшим радиусом атома бора и меньшим числом электронов, экранирующих притяжение внешних электронов ядром (В – zs²; Al – zs²2s2p⁶). Поэтому ионизационные потенциалы бора больше, а восстановительная активность слабее, чем у алюминия.

Вследствие большого заряда ядра и близости валентных электронов к ядру, химические связи, образуемые бором, имеют ковалентный характер. В соединениях алюминия больше степень ионизации. Например, AlCl₃ по свойства близок к солям, BCl₃ – галогенангидрид. Водные растворы солей алюминия (AlCl₃, Al₂(SO₄)₃, Al(NO₃)₃ и др.) содержат гидратированные ионы Al³⁺, бор иона В³⁺ не образует,для него характерны анионные комплексы: ВО₂^- и ВО₃^-.

Р-элементам III группы характерны оксиды типа: Э₂О₃. По химическим свойствам В₂О₃ – кислотный оксид. Ему соответствует слабая борная кислота – Н₃ВО₃. Гидроксиды Al(OH)₃, Ga(OH)₃, In(OH)₃ (как и оксиды алюминия, галлия, индия) амфотерны, а Tl(ОН)₃ обладает основными свойствами. При растворении гидроксидов и оксидов алюминия в кислотах образуются аквакомплексы, а в щелочах - гидроксокомплексы:

Al(OH)₃ + 3H₃O⁺ = [Al(H₂O)₆]³⁺

Al(OH)₃ + 3OH^- = [Al(OH)₆]^3-

Атом бора и алюминия в трехвалентном состоянии имеют одну свободную р-орбиталь и могут быть акцепторами электронов, образуя четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. В комплексных соединениях координационное число бора равно 4, у алюминия – 4 и 6. Увеличение числа донорно0акцепторных связей до шести у алюминия, в отличие от бора, возможно вследствие наличия свободных d-орбиталей в наружном слое и sp³d² – гибритизации. Наличием свободных орбиталей в наружном электронном слое объясняется склонность соединений бора и алюминия к реакциям присоединения и полимиризации.

Бор – неметалл, имеет несколько аллотропных модификаций, СО +3, +1, -1, -3, в природе встречается в виде борной кислоты (Н₃ВО₃), буры (Na₂В₄О₇·10Н₂О). В свободном состоянии представляет собой темно-бурый порошок.

Аморфный бор получают магнийтермическим восстановлением оксида бора (при температуре 2000 ⁰С):

В₂О₃ + 3Mg → 3MgO + 2B

Бор высокой чистоты получают термическим разложением водородных соединений или галогенидов бора:

H₆B₂ → 2B + 3H₂

2BF₃ → 2B + 3F₂

Кристаллический бор обладает полупроводниковыми свойствами. По химическим свойствам он похож на кремний (диагональное сходство). В большинстве соединений бор проявляет степень окисления +3, в соединениях с металлами и водородом - -3.

Бор обладает прочной кристаллической решеткой, поэтому при обычных температурах он инертен. Взаимодействует только с фтором:

2В + 3F₂ = 2BF₃

При нагревании бор образует соединения с серой, азотом. С углеродом образует карбиды – тугоплавкие и химически устойчивые соединения. По твердости они приближаются к алмазу:

В + С = СВ₂

Бор устойчив по отношению к воде, однако при температуре красного каления взаимодействует с водяным паром, вытесняя из него водород:

2В + 3Н₂О = В₂О₃ + 3Н₂↑

Бор окислятся концентрированной азотной и серной кислотами до борной кислоты:

В + 3HNO₃ = H₃BO₃ + 3NO₂

Амфотерный мелкораздробленный бор растворяется в концентрированных растворах щелочей:

2B + 2NaOH + H₂O = 2NaBO₂ + 3H₂

С металлами бор образует бориды. Бориды d- и f-элементов очень тверды, жаростойки, химически устойчивы. Бориды s-элементов химически активны, разлагаются кислотами с образованием гидридов бора:

6MgB₂ + 12HCl = H₂ + B₄H₁₀ + 6MgCl₂ + 8B

Непосредственно с водородом бор не реагирует. Соединения бора с водородом (гидриды бора, бораны) получают косвенным путем. Бораны имеют состав: B_nH_n+4. Моноборан ВН₃ не получен. Эта молекула неустойчива (∆G = 109 кДж/моль). Взаимодействуя друг с другом, они образуют димер с прочными трехцентровыми связями типа В…Н…В:

2ВН_3(г) = В₂Н_6(г) ∆G = -126 кДж/моль

Бораны (ди- и тетра-) – водородные соединения бора получают реакцией разложения при действии соляной кислоты на борид магния и реакцией гидрида лития с трифторидом бора:

Mg₃B₂ + HCl = MgCl₂ + B₂H₆ (B₄H₁₀)

6LiH + 8BF₃ = 6Li[BF₄] + B₂H₆

Бораны – газы или легко летучие жидкости с неприятным запахом, ядовиты, по свойствам напоминают силаны: неустойчивы, легко самовоспламеняются на воздухе, являются восстановителями, разлагаются водой, спиртами и щелочами с выделением водорода:

B₂H₆ + 6H₂O = 6H₂ + 2H₃BO₃

При сгорании боранов выделяется большое количество тепла:

В₂Н₆ + 3О₂ = В₂О₃ + 3Н₂О; ∆Н = -2025 кДж/моль

Диборан с гидридом лития в среде эфира образует тетрагидридоборан лития:

В₂Н₆ + 2LiH = 2Li[BH₄]

Известны устойчивые ионные гидридобораты щелочноземельных металлов (Li[BH₄], Na[BH₄], K[BH₄], Mg[BH₄]₂) и ковалентные реакционноспособные тетрагидридобораты типа: Al(BH₄)₃. Гидробораты широко используются как восстановители в синтезе органических соедениней. Например, Na[BH₄] восстанавливает альдегиды и кетоны до соответствующих спиртов.

С галогенидами при нагревании бор образует соединения с общей формулой: ВГ₃. Молекулы типа ВГ₃ имеют форму плоского треугольника с атомом бора в центре. Галогениды бора разлагаются водой, образуядве кислоты:

ВГ₃ + 3Н₂О = Н₃ВО₃ + 3НГ

Вещества, реагирующие с водой с образованием двух кислот, одна из которых галогеноводородная, называются галогенангидридами. Следовательно, ВГ₃ – галогенангидриды борной кислоты.

Фторид бора, образующий с фторид-ионом прочный комплексный ион [BF₄]^-, реагирует с водй иначе:

BF₃ + 3H₂O = H₃BO₃ + 3HF

3HF + 3BF₃ = 3H[BF₄]

^{----------------------------------------------------------------------}

4BF₃ + 3H₂O = H₃BO₃ + 3H[BF₄]

Галогениды бора, аналогично гидридам, оксидам и другим бинарным соединениям бора (III), являются соединениями с дефицитом электронов. Они проявляют свойства кислот Льюиса, выступая акцепторами электронных пар в реакциях присоединения. Например, при пропускании BF₃ через водный раствор HF образуется комплексная тетрафторборная или борфтористоводородная кислота H[BF₄]:

HF + BF₃ = H[BF₄], ∆G = -67 кДж

Эта кислота устойчива только в растворе, ее кислотные свойства выражены сильнее, чем у HF. Соли – тетрафторобораты или просто фторобораты, изоморфны перхлоратам, в большинстве они хорошо растворимы в воде. К малорастворимым относятся: K[BF₄], Rb[BF₄], Cs[BF₄].

При температуре (100 ⁰ С) бор взаимодействует непосредственно с кислородом, образуя кислотный оксид – борный ангидрид – бесцветная стекловидная масса, растворимая в воде:

4В + 2О₂ = 2В₂О₃

Оксид бора также можно получить прокаливанием ортоборной кислоты:

2Н₃ВО₃ = 3Н₂О + В₂О₃

Борный ангидрид очень гидроскопичен, с водой образует борную кислоту:

В₂О₃ + 3Н₂О = 2Н₃ВО₃

Оксиду бора отвечает ряд полимерных кислот общей формулой nВ₂О₃·mН₂О. Соли борных кислот – бораты (оксобораты). В воде растворимы только бораты наиболее активных одновалентных металлов. Оксид и кислорождосодержащие кислоты бора и их производные содержат в своей структуре неупорядоченно расположенные плоско-треугольные фрагменты, образующие гетероатомные полимеры (рис. 4).

Борная кислота – это белые чешуйчатые кристаллы, плохо растворимые в холодной воде и хорошо в горячей. Это слабая одноосновная кислота (К_а=5,8·10^-10):

Н₃ВО₃ + Н₂О = [В(ОН)₄]^- + Н⁺

При нагревании борная кислота переходит в метаборную НВО₂, имеющую полимерную модификацию (НВО₂)_n с циклической структурой, а затем в тетраборную Н₂В₄О₇ и борный ангидрид В₂О₃. При их взаимодействии с водой всегда получается борная кислота.

Из солей наиболее распространены тетрабораты – соли более сильной тетраборной кислоты (К_а=1,8·10^-4). Они образуются при нейтрализации раствора ортоборной кислоты щелочами:

4Н₃ВО₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7H₂O

Возможно, что в растворе образуются также соли орто- и метаборных кислот, но растворимость тетрабората наименьшая.

Рис. 4. Гетероатомные полимеры бора.

Из водного раствора тетраборат натрия выделяется в виде декагидрата: Na₂B₄O₇·10Н₂О – буры.

Метабораты могут быть получены действием избытка щелочей на тетрабораты или при сплавлении оксидов металлов с бурой:

Na₂B₄O₇ + 2NaOH = 4NaBO₂ + H₂O

Na₂B₄O₇ + CuO = Na₂Cu(BO₂)₄

Образование ортоборатов нехарактерно.

Все боные кислотв – слабые, поэтому водные растворы их солей подвергается гидролизу по аниону (рН>7):

ВО₂^- + Н₂О = НВО₂ + ОН^-

Из водных растворов боратов действием сильных кислот вытесняется Н₃ВО₃, а при высоких температурах борная кислота вытесняет большинство других кислот из их солей. Если в метаборной кислоте заместить атом кислорода на пероксидную группу (-О-О-), то получится надборная кислота. Ее соли – пербораты (NaBO₂·H₂O₂·3H₂O) являются сильными окислителями и используются при производстве моющих средств.

Борная кислота и бораты образуют устойчивые комплексы анионного типа с полиоксисоединениями, например с глицерином:

СН₂-ОН СН₂О ОН₂С ^-

2 СН –ОН + Н₃ВО₃ = Н⁺ СНО В ОН-С + 3Н₂О

СН₂-ОН СН₂ОН НО-Н₂С

Образовавшаяся глицероборная кислота представляет собой сильную кислоту и может быть оттитрована раствором щелочи при количественном определении борной кислоты. Аналогичные процессы протекают при расстворении в глицерине тетрабората натрия.

Качественной реакцией на борную кислоту и бораты является образование борноэтилового или борнометилового эфира при нагревании с этанолом или метанолом в присутствии концентрированной серной кислоты:

Н₃ВО₃ + 3С₂Н₅ОН = В(ОС₂Н₅)₃ + 3Н₂О

Полученный эфир горит, окрашивая пламя в ярко-зеленый цвет:

2В(ОС₂Н₅)₃ + 18О₂ = В₂О₅ + 12СО₂ + 15Н₂О

Применяют бор в металлургии для лигировния сплавов, дубления кож, производстве эмалей и красок, в консервном производстве.

Элементы бор и алюминий играют важную биологическую роль. Бор является важным микроэлементом, необходимым раствениям. Борная кислота и бура в медицине применяется как антисептик. Их использование основано на бактериостатическом и антисептическом действии:

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ + 5H₂O = 4Н₃ВО₃ + Na₂SO₄

Алюминий самый распространенный металл в природе, на его долю приходится 7,45% от веса земной коры. Входит в состав глины и многих минералов: боксит (Al₂O₃·nH₂O) – исходное сырье для получения алюминия путем электролиза. Это серебристо-белый легкий металл, ковкий, плавится при 660 ⁰С, температура кипения 2327⁰С, тягуч, пластичен, с хорошей электро и теплопроводностью. Сильный восстановитель (Е⁰ = -1,668 В). На воздухе устойчив, так как покрывается оксидной пленкой (Al₂O₃), которая предохраняет от коррозии. Если нарушить этот слой, алюминий быстро окисляется. Прочность и устойчивость оксидной пленки сильно снижается при контакте алюминия с металлической ртутью, магнием, натрием, медью. Чтобы повысить коррозионную устойчивость алюминия, его поверхность пассивируют действием K₂Cr₂O₇, концентрированной азотной кислотой или анодным окислением (при этом увеличивается толщина оксидной пленки).

Для алюминия характрены степени окисления +1, +3 иреакции присоединения, полимеризации (также как и у бора).

При комнатной температуре алюминий реагирует с хлором и бромом, в присутствии катализатора (Н₂О) – с йодом:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

2Al + 3I₂ = 2AlI₃

При нагревании с серой, азотом и углеродом:

2Al + 3S = Al₂S₃

Al + N₂ = AlN₂

Al + C = AlC

Соединения алюминия с водородом получают косвенным путем.

Алюминий обладает очень большим сродством к кислороду, поэтому при взаимодействии его с ним выделяется большое количество теплоты:

4Аl + 3O₂ = 2Al₂O₃ +3285 кДж (∆G = -1582 кДж/моль)

Это свойство используют в алюмотермии для восстановления многих металлов из их оксидов порошковым алюминием:

Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr

Чистый алюминий устойчив к действию воды и растворов кислот, но обычный – технический – легко растворяется (особенно при нагревании) в соляной, медленнее азотной и серной кислотах средней концентрации:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

Сильно разбавленная серная кислота, а также уксусная и фосфорная, не действуют на алюминий.

Концентрированные кислоты (азотная, серная), дихромат калия на холоду пассивируют металл. После погружения алюминия в концентрированную азотную кислоту он не растворяется даже в соляной кислоте.

Реакция растворения алюминия, его оксида и гидроксида в кислоте проходят по схемам:

2Al + 6H⁺ +12H₂O = 2[Al(H₂O)₆]³⁺ + 3H₂

Al₂O₃ + 6H⁺ + 9H₂O = 2[Al(H₂O)₆]³⁺

[Al(OH)₃(H₂O)₃] + 3H⁺ = [Al(H₂O)₆]³⁺

Алюминий хорошо растворяется в щелочах с образованием комплексных солей – алюминатов, это объясняется растворением в щелочи защитной оксидной пленки. Реакции растворения алюминия, его оксида и гидроксида в щелочи идут по схемам:

- при недостатке щелочи

2Al + 2NaOH + 10H₂O = 2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂] + 3H₂

Al₂O₃ + 2NaOH + 7H₂O = 2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂]

[Al(OH)₃(H₂O)₃] + NaOH = 2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂] + H₂O

- при избытке щелочи

2Al + 6NaOH + 6H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆]

[Al(OH)₃(H₂O)₃] + 3NaOH = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3Н₂О

В способности растворятся в кислотах и щелочах проявляются амфотерные свойства алюминия, его оксида и гидроксида.

Оксид алюминия Al₂O₃ - амфотерный оксид, белое, очень тугоплавкое и твердое. Известны три модификации: α, β, γ. α-форма называется корундом или наждак – абразивный материал. β-форма глинозем. Рубин – темно-красный драгоценный металл – Al₂O₃·Cr₂O₃.

Образование донорно-акцепторных связей за счет d-орбиталей атома алюминия и неподеленных электронных пар атома кислорода обуславливает прочность кристаллической решетки и объясняет его химическую стойкость, твердость, обилие природных соединений, содержащих связи –Al-O-Al-. При комнатной температуре Al₂O₃ не взаимодействует с водой, кислотами и щелочами.

Гидроксид алюминия Al(ОН)₃ получают косвенным путем – осаждением щелочами, аммиаком, сульфидом аммония или карбонатами щелочных металлов:

Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH = Al(ОН)₃ + 3Na₂SO₄

Свежеприготовленный гидроксид алюминия содержит большое количество химически связанной воды. Точнее ее состав отражает формула Al(ОН)₃·nН₂О. Он является полимерным соединением, поэтому хороший адсорбент. При высушивании получается продукт состава: AlO(OH) или Al₂O₃·H₂O. Он амфотерен, растворяется в кислотах и щелочах, но не растворяется в аммиаке (в отличае от гидроксидов многих d-элементов):

Al(OH)₃↓ + 3OH^- ↔ [Al(OH)₆]^3-

Al(OH)₃↓ + 3H⁺↔ [Al(H₂O)₆]³⁺

Соли алюминия, получаемые сплавлением оксида алюминия со щелочами называют алюминатами:

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

Их можно рассматривать как производные метаалюминиевой кислоты HAlO₂. В них алюминий входит в состав аниона. Алюминаты щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Водные растворы алюминатов содержат ионы: [Al(OH)₄(Н₂О)₂]^- и [Al(OH)₆]^3-. Алюминаты, как соли слабой кислоты, в водном растворе подвергаются гидролизу по аниону и имеют щелочную реакцию среды (рН<7). Они устойчивы к сильнощелочной среде.

Соли алюминия, образованные сильными кислотами, вследствие обратимого гидролиза показывают в водном растворе кислую реакцию среды:

Al₂(SO₄)₃ + 2HOH ↔ 2AlOHSO₄ + H₂SO₄

Al³⁺ + HOH ↔ AlOH²⁺ + H⁺

[Al(H₂O)₆]³⁺ + HOH ↔ [Al(H₂O)₅OH]²⁺

Затем образуются полиядерные комплексы: [Al₂(OH)₂]⁴⁺.

Соли слабых кислот – карбонаты, сульфиды, в водных растворах подвергаются необратимому гидролизу:

Al₂S₃ + 6HOH = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Поэтому эти соли нельзя получить реакцией обмена в водном растворе вследствие полного их гидролиза:

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

Безводные галогениды (кроме AlF₃) хорошо растворимы, легкоплавки и летучи, «дымят» на воздухе, в воде растворяются с выделением теплоты. AlF₃ с фторидами щелочных металлов образует фтороалюминаты, из которых наиболее важен Na₃[AlF₆].

Для катиона Al³⁺, имеющего малый радиус и большой заряд, характерны реакции комплексообразования. В комплексных соединениях координационное число равно 4 и 6 (вследствие наличия свободных орбиталей в наружном слое и sp³d²-гибритизации). Склонность к комплексообразованию больше, чем у магния, но меньше, чем у бора. Al³⁺, аналогично другим s- и р-элементам, образует комплексные соединения с водой, гидроксид-ионами, фторид-ионами, менее устойчивы комплексы с Cl^-, Br^-, I^-. Не образует прочных комплексов с CN^-, NH₃ и другими лигандами, образующими прочные комплексы с d-элементами.

Для алюминия известно большое количество кристаллогидратов и кристаллосольватов, содержащих катионные, октаэдрические комплексы [Al(H₂O)₆]³⁺, но возможно образование и анионных комплексов: [AlF₆]^3-, [AlH₄]^-.

Ион Al³⁺ обладает сильным коагулирующим действием, легко и прочно соединяется с белками, поэтому наряду с тяжелыми металлами может захватываться клеткой и задерживаться в ней в течении жизни.

Из водных растворов многие соли алюминия выделяются в виде кристаллогидратов, например: AlF₃·6H₂O, Al₂(SO₄)₃·18H₂O. Безводные AlCl₃, AlBr₃, AlI₃ нельзя получить удалением воды из кристаллогидратов, так как при нагревании происходит гидролиз:

AlCl₃·6H₂O → Al(OH)₃↓ + 3H₂O↑ + 3HCl↑

Сульфат алюминия с сульфатами одновалентных металлов (K⁺, Na⁺, NH₄⁺) образует двойные соли, называемые квасцами. Квасцы – изоморфные двойные соли сульфатов хорошо растворимые в воде, негигроскопичны, из воды кристаллизуются в виде октаэдрических кристаллов. Общая формула квасцов: М^IM^III(SO₄)₂·12H₂O, где М^I – катионы K⁺, Na⁺, NH₄⁺, Rb⁺, Cs⁺, Te⁺; M^III – катионы Al³⁺, Fe³⁺, Cr³⁺, Ga³⁺ и др. Кристаллическая решетка их содержит ионы [M⁺(H₂O)₆]⁺, [M³⁺(H₂O)₆]³⁺, SO₄^2-.

Алюминий применяется в авиационной и автомобильной промышленности в виде легких сплавов. Для получения других металлов (алюмотермический метод). Изготавливают электрические провода, посуду, предметы домашнего обихода.

Рубин применяют в точном приборостроении и часовой промышленности.

Гидроксид алюминия используется в медицине как адсорбент, обволакивающее средство: наружно – для присыпок, внутрь при лечении гастритов, язв, т.к. обладает антацидным действием (альмагель, ацетат алюминия).

Алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂·12H₂O применяют в качестве прижигающего и кровеостанавливающего средства. 10% раствор используют для полосканий.

Подгруппа галлия (галлий, индий и таллий) характеризуются одинаковым строением последнего и предпоследнего квантовых слоев: (n-1) s²p⁶d¹⁰ n s²p¹

Мало распространены в природе: галлия – 10^-4%, индия и таллия – по 10^-5%. Это серебристо-белые, мягкие, легкоплавкие металлы.

На воздухе галлий и индий не меняются, а таллий покрывается оксидной пленкой:

4Tl + 3O₂ = 2Tl₂O₃

Растворяются в кислотах:

2Tl + 6HCl = 2TlCl₃ + 3H₂.

Галлий и индий взаимодействуют со щелочами:

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

При обычной температуре взаимодействуют с хлором и бромом, а при нагревании – с кислородом, серой и йодом.

Дата добавления: 2015-05-09