Получение. Р-элементы. Подгруппа бора

Р-элементы. Подгруппа бора.

Получение

Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF₂ + Mg –^t°® Be + MgF₂

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al –^t°® 3Ba + Al₂O₃

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

CaCl₂ ® Ca + Cl₂­

катод: Ca²⁺ + 2ē ® Ca⁰

анод: 2Cl^- – 2ē ® Cl⁰₂­

Металлы главной подгруппы II группы - сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями:

Mg + 2H₂O –^t°® Mg(OH)₂ + H₂­

Ca + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + H₂­

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO₂:

2Mg + O₂ ® 2MgO

Ba + O₂ ® BaO₂

3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:

Be + Cl₂ ® BeCl₂(галогениды)

Ba + S ® BaS(сульфиды)

3Mg + N₂ ® Mg₃N₂(нитриды)

Ca + H₂ ® CaH₂(гидриды)

Ca + 2C ® CaC₂(карбиды)

3Ba + 2P ® Ba₃P₂(фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl ® CaCl₂ + H₂­

Mg + H₂SO₄(разб.) ® MgSO₄ + H₂­

Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H₂O ® Na₂[Be(OH)₄] + H₂­

К IIIA-подгруппе относятся бор, алюминий, галлий, индий, талий

На внешнем электронном слое у атомов данных элементов содержится два электрона на s-подуровне и один электрон на p-подуровне. Конфигурация внешней электронной оболочки – ns²np¹. Для завершения внешней электронной оболочки атомам элементов IIIA-подгруппы выгодно отдавать три электрона. Поэтому степень окисления металлов практически во всех соединениях +3. По своим свойствам бор значительно отличается от всех других элементов подгруппы – он типичный неметалл. С увеличением атомной массы элементов металлические свойства увеличиваются. Гидроксиды элементов IIIA-подгруппы малорастворимы в воде. Оксиды и гидроксиды алюминия и галлия проявляют амфотерные свойства. Гидроксид бора проявляет слабые кислотные свойства. В отличие от всех элементов для таллия характерна степень окисления +1.

Алюминий —основной представитель металлов главной под­группы III группы Периодической системы. Свойства его анало­гов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns²nр¹ и могут проявлять степень окисления +3.

Впервые был получен восстановлением хлорида алюминия металлическим калием или натрием без доступа воздуха:
АlС1₃ + ЗNа = Аl + 3NaСl

Поверхность алюминия обычно по­крыта прочной пленкой оксида Аl₂О₃, которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку уда­ляют, то металл может энергично реагировать с водой:

2Аl + 6Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + ЗН₂↑.

В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выде­ляя большое количество теплоты:

2Аl + 3/2O₂ = Аl₂О₃ + 1676 кДж.

Это обстоятельство используется для получения ряда металлов из их оксидов методом алюмотермии. Так назвали восстановле­ние порошкообразным алюминием тех металлов, у которых теп­лоты образования оксидов меньше теплоты образования Аl₂О₃, например:

Сr₂О₃ + 2Аl = 2Сr + Аl₂О₃ + 539 кДж.

Бор, в отличие от алюминия, химически инертен (особенно кристаллический). Так, с кислородом он реагирует только при очень высоких температурах (> 700°С) с образованием борного ангидрида В₂О₃:

2В + ЗО₂ = 2В₂О₃,

с водой бор не реагирует ни при каких обстоятельствах. При еще более высокой температуре (> 1200°С) он взаимодействует с азо­том, давая нитрид бора (служит для изготовления огнеупорных материалов):

2B + N₂ = 2BN.

Лишь со фтором бор реагирует при комнатной температуре, реакции же с хлором и бромом протекают только при сильном нагревании (400 и 600 °С соответственно); во всех этих случаях он образует тригалогениды ВНal₃ — дымящие на воздухе лету­чие жидкости, легко гидролизующиеся водой:

2В + 3Наl₂ = 2ВНаl₃.

В результате гидролиза образуется ортоборная (борная) кислота H₃BO₃:

ВНаl₃ + 3Н₂О = Н₃ВО₃ + ЗННаl.

В отличие от бора, алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С):

2Аl + 3S = Аl₂S₃ (сульфид алюминия),

2Аl + N₂ = 2АlN (нитрид алюминия),

Аl + Р = АlР (фосфид алюминия),

4Аl + 3С = Аl₄С₃ (карбид алюминия).

Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана.

Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой кон­центрации:

2Аl + 6НСl = 2АlСl₃ + ЗН₂↑.

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Аl + 6Н₂SО_4(конц) = Аl₂(SО₄)₃ + 3SО₂ + 6Н₂О,

Аl + 6НNO_3(конц) = Аl(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3Н₂О.

В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с вы­делением водорода:

2Аl + 3Н₂SО₄ = Аl₂(SО₄)₃ + 3Н₂.

В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):

Аl + 4HNО₃ = Аl(NО₃)₃ + NO + 2Н₂О.

Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием тетрагидроксоалюминатов:

2Аl + 2NаОН + 6Н₂О = 2Na[Аl(ОН)₄] + 3Н₂↑.

Кислоты, не являющиеся окислителями, с бором не реагируют и только концентрированная HNO₃ окисляет его до борной кис­лоты:

В + HNO_3(конц) ⁺ Н₂О = Н₃ВO₃ + NO↑

Дата добавления: 2015-08-31