Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Общая характеристика р-элементов III группы Химические свойства элементов 3 группы

Алюминий находится в главной подгруппе III группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеются свободные р-орбитали, что позволяет ему переходить в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атом алюминия образует три ковалентные связи или полностью отдает три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле : его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов - веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия.

Алюминий - легкий металл серебристо-белого цвета, плавится при 600°C, очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. По электропроводности алюминий уступает лишь серебру и меди.

Взаимодействие с простыми веществами:

1) с галогенами:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

2) с кислородом:

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

3) с серой:

2Al + 3S = Al 2 S 3

4) с азотом:

С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но его гидрид AlH3 получен косвенным путем.

Взаимодействие со сложными веществами:

1) с кислотами:

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

2) со щелочами:

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

Если NaOH в твердом состоянии:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2NaAlO 2 + 3H 2

3) с водой:

2Al + 6H2O = 2Al(OH) 3 + 3H2

Свойства оксида и гидроксида алюминия: оксид алюминия, или глинозем, Al 2 O 3 представляет собой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл или прокаливая гидроксид алюминия:

2Al(OH)3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

Оксид алюминия практически не растворяется в воде. Соответствующий этому оксиду гидроксид Al(OH) 3 получают действием гидроксида аммония или растворов щелочей, взятых в недостатке, на растворы солей алюминия:

AlCl 3 + 3NH 3 · H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl

Оксид и гидроксид этого металла являются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства.

Основные свойства:

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

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Кислотные свойства:

Al 2 O 3 + 6KOH +3H 2 O = 2K 3

2Al(OH) 3 + 6KOH = K 3

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

Алюминий получают электролитическим методом. Он не может быть выделен из водных растворов солей, т.к. является очень активным металлом. Поэтому основным промышленным методом получения металлического алюминия является электролиз расплава, содержащего оксид алюминия и криолит.

Металлический алюминий широко используется в промышленности, по объему производства занимает второе место после железа. Основная масса алюминия идет на изготовление сплавов:

Дуралюмин - сплав алюминия, содержащий медь и небольшое количество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины - легкие прочные и коррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин - сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- и машиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому его применяют в судостроении. Силумин - сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергается литью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении, производстве точных приборов. Алюминий - пластичный металл, поэтому из него изготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехнических изделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «под серебро».

Третья группа периодической системы охватывает очень большое число химических элементов, так как в состав ее, кроме элементов главной и побочной подгрупп, входят элементы с порядковыми номерами 58-71 (лантаноиды) и с порядковыми номерами 90-103 (актиноиды). Мы рассмотрим лантаноиды и актиноиды вместе с элементами побочной подгруппы.

ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА ТРЕТЬЕЙ ГРУППЫ

Элементы главной подгруппы третьей группы - бор, алюминий, галлий, индий и таллий-характеризуются наличием трех электронов в наружном электронном слое атома.

Второй снаружи электронный слой атома бора содержит два электрона, атома алюминия - восемь, галлия, индия и таллия - по восемнадцать электронов. Важнейшие свойства этих элементов приведены в табл. 35.

Таблица 35. Некоторые свойства бора, алюминия и его аналогов

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 . 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 .

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.

р-элементы III группы

К р-элементам III группы относятся бор, алюминий, галлий, индий, таллий. Общая электронная формула ns 2 np 1 . Возможные степени окисления:

Металлические свойства в группе усиливаются: бор – неметалл, таллий – типичный металл. На свойствах Ga и его аналогов сказывается d-сжатие, а на свойствах таллия, кроме этого, f-сжатие. Все элементы являются редкими, за исключением алюминия (III место по распространенности на Земле после О и Si).

Нахождение в природе

Год от-крытия	Первооткрыватель	Минеральное сырьё	Нахождение в живой природе
	Гей-Люссак (Фра-нция); Дэви (Анг-лия) от араб. buraq- блестеть	бура Na 2 B 4 O 7 10H 2 O; сассолин Н 3 ВО 3 – содержится в вулкани-ческих парах, горячих источ-никах, BN – нитрид бора.	Микроэлемент питания растений, в избытке токси-чен. Токсич. доза для че-ловека 4 г.
	Эрстед (Дания) от лат. alumen –квасцы	боксит Al 2 O 3 nH 2 O; алюмо-силикаты, криолит Na 3 , корунд – красный рубин (Cr 3+); синий сапфир (Ti 3+ , Fe 3+); нефелин Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2 ; алунит K 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 2Al 2 O 3 6H 2 O (всего 250 минералов)	В организме человека накапливается с ежеднев-ным приёмом пищи, играет роль в развитии болезни Альцхаймера. Токсич. доза 5 г. Сод-ние в орг-зме ч-ка 70 кг – 61 мг.
	Лекок де Буабод-ран (Франция) от лат. Gallia – Франция	Присутствует в количествах более 1% в минералах других элементов. Извлекается как по-бочный продукт в пр-ве Zn и Cu	Стимулятор биохимических процессов, малотоксичен.
	Райх, Рихтер (Гер-мания), назван по линии индиго в его спектре	Встречается в виде примеси (до 1%) в сульфидной цинковой ру-де и галените PbS, получают как побоч. про-кт при пр-ве Zn и Pb	Токсическая доза 30 мг, летальная доза 200 мг.
	Крукс (Англия) Лэми (Франция) от греч. thallos – зелёный	В природе встречается редко: в виде включений в поташе, поллуците. Получают как побочный продукт пр-ва Zn и Pb	Летальная доза 600 мг

Простые вещества

Некоторые физические константы приведены в таблице:

Выводы: алюминий относится к лёгким металлам, галлий, индий, таллий – к тяжёлым. Все металлы IIIA группы – легкоплавкие, особенно галлий – плавится в руке- (из всех известных веществ он имеет самый большой температурный интервал существования жидкого состояния – в жидком состоянии он очень склонен к переохлаждению и долго не застывает). Твёрдость бора близка к твёрдости алмаза. Галлий, индий, таллий режутся ножом.

По свойствам бор-неметалл сильно отличается от остальных р-элементов третьей группы. Бор имеет две аллотропные модификации, в них атомы бора объединены в группировки В 12:

Аморфный – порошок бурого цвета.

кристаллический - кристаллы чёрно-красного цвета с малой энтропией, тугоплавки, диамагнитны, обладают полупроводниковыми свойствами.

Химически бор инертен, причём кристаллический бор инертнее аморфного. Проявляет диагональное сходство с кремнием: для них наиболее характерны производные с положительными степенями окисления, низшие гидриды малоустойчивы и газообразны.

Взаимодействие бора с простыми веществами можно представить схемой:

 + F 2 (20-25 o C)  BF 3

 + Cl 2 , Br 2 , I 2 (400-900 o C)  BCl 3 , BBr 3 , BI 3

 + S (610 o C)  B 2 S 3

В  + O 2 (700 o C, воздух) 4B + 3O 2 = 2B 2 O 3 ; Н = -2508 кДж

 + N 2 , (900 o C)  BN

 + P (1200 o C)  BP

 + C (2000 o C)  B 4 C

Спекание бора со многими металлами приводит к образованию боридов металлов. Бориды s-элементов MgB 2 химически активны. Большинство боридов d- и f-элементов очень тверды, жаростойки (2000-3000 о С) и химически устойчивы. (Cr 4 B, Cr 3 B, CrB, CrB 2). Например, борид циркония ZrB 2 плавится при температуре 3040 о С. Их применяют для изготовления деталей реактивных двигателей и пр., а также, как катализаторы.

Водород не взаимодействует с бором даже при высокой температуре. Соединения бора с водородом – бороводороды – бораны- получают косвенным путём.

При сильном нагревании восстановительная активность бора проявляется в отношении устойчивых оксидов:

2B + 3HOH = B 2 O 3 + 3H 2

3SiO 2 + 4B = 3Si + 2B 2 O 3

На бор действуют лишь горячие концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 , переводя его в Н 3 ВО 3:

B + 3HNO 3 = H 3 BO 3 + 3NO 2

2B + 3H 2 SO 4 = 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Щёлочи при отсутствии окислителей на кристаллический бор не действуют. Аморфный бор растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием метаборатов:

2В + 2КОН + 2Н 2 О = 2КВО 2 + 3Н 2

Все p-элементы III группы, кроме бора, металлы. Они имеют серебристо-белый цвет. Алюминий, галлий, индий покрыты оксидной плёнкой. В ряду напряжений расположены до водорода, алюминий – между магнием и цинком, остальные металлы вблизи железа.

Алюминий – является самым первым и самым лёгким р-металлом, обладает высокой электро- и теплопроводностью, исключительно пластичен. Наблюдается диагональное сходство с бериллием и горизонтальное с кремнием (особенно в алюмосиликатах).

Он химически очень активен, но в обычных условиях покрыт очень прочной тончайшей оксидной плёнкой ~ 10 нм, за счёт чего обладает коррозионной устойчивостью. Почти все реакции с участием алюминия идут с латентным (скрытым) периодом, необходимым для разрушения оксидной плёнки или диффузии реагента через неё.

Лишь в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре горит в кислороде и взаимодействует с серой, при сильном нагревании 800 о С реагирует с азотом и при 2000 о С - углеродом. С хлором и бромом – при обычной температуре, с йодом при нагревании или в присутствии воды – катализатора.

 20 o C: + F 2 (Cl 2 , Br 2) = AlF 3 , AlCl 3 , AlBr 3

 20 o C: + Cat (H 2 O) + I 2 = AlI 3

Al  поджигание (небольшой нагрев): + О 2 (S) = Al 2 O 3 , Al 2 S 3

 800 o C: + N 2 = AlN

 высокая температура: + Ме x О y = nAl 2 O 3 + xMe (алюминотермия)

2000 o C: + C = Al 4 C 3

Аl активно восстанавливает многие металлы из оксидов. Алюминотермия или алюмотермия – способ получения Mn, Cr, V, W.

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

При нагревании:

2Al + 2NH 3  2AlN + 3H 2

Алюминий амфотерен и растворяется в растворах кислот и щелочей.

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

2Al + 2NaOH + 8HOH = 2Na + 3H 2

Аl заметно растворяется в растворах солей, имеющих вследствие их гидролиза кислую или щелочную реакцию, например, в растворе Na 2 CO 3 .

Если механическим путём или амальгамированием (формированием поверхностной пленки из твердого раствора алюминия с ртутью) удалить оксидную плёнку, то алюминий энергично взаимодействует с водой:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

Алюминий пассивируется (вследствие образования защитной плёнки) в очень разбавленной и концентрированной азотной кислоте, а также в концентрированной серной кислоте.

Соединения со степенью окисления +1

Для таллия известны многочисленные соединения, производные же галлия и индия неустойчивы и являются сильными восстановителями.

Ион Tl + имеет радиус (0,144 нм) близкий к радиусам K, Rb и Ag. Поэтому химия таллия напоминает химию щелочных металлов и Ag. Соединения Tl + - преимущественно ионные, большинство соединений растворяется в воде. По химическим свойствам оксид и гидроксид проявляют основные свойства:

Tl 2 O + HOH = 2TlOH

Гидроксид таллия – сильное основание, но при нагревании до 100 о С отщепляет воду:

2TlOH = Tl 2 O + HOH

Для Tl + не характерно комплексообразование, он не образует даже кристаллогидратов.

Соединения со степенью окисления +3

В . Степень окисления +3 проявляется у бора в соединениях с более электроотрицательными элементами, чем он сам, т.е. в оксиде, галогенидах, сульфиде, нитриде, гидридах и т.д.

Оксид бора имеет кислотный характер,

B 2 O 3 + 2KOH = 2KBO 2 + H 2 O

Его получают обезвоживанием борной кислоты. Оксид бора энергично взаимодействует с водой с образованием борной кислоты:

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

Применение: в неорганическом синтезе – необходимая часть эмалей и глазурей; прибавление B 2 O 3 в шихту для приготовления стекла увеличивает его твёрдость, термостойкость и химическую стойкость – из такого стекла изготавливается высококачественная химическая посуда.

Борная или ортоборная кислота Н 3 ВО 3 представляет собой белые кристаллы, блестящие чешуйки которых растворяются в горячей воде. Это очень слабая кислота - при 20 о С:

К 1 = 610 -10 ; К 2 =210 -13 ; К 3 = 210 -14 .

Водные растворы солей борной кислоты гидролизуются, обладают сильной щелочной реакцией. При нагревании борная кислота ступенчато теряет воду, переходя в метаборную кислоту и тетраборную кислоту и затем в борный ангидрид:

H 3 BO 3  HBO 2  Н 2 В 4 О 7  B 2 O 3

Со спиртами в присутствии серной кислоты может давать эфиры:

B(OH) 3 + 3CH 3 OH = B(OCH 3) 3 + 3HOH

Способ получения борной кислоты:

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

Применение борной кислоты: для приготовления эмалей и глазурей, в производстве спец. видов стекла, в бумажном и кожевенном производстве, в качестве дезинфецирующего средства.

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

Галогениды бора ВГ 3 известны для всех галогенов, их можно получать из простых веществ при нагревании. Другие способы получения галогенидов бора: при нагревании:

B 2 O 3 + 3C + 3Cl 2 = 3BCl 3 + 3CO

B 2 O 3 + 3CaF 2 + 3H 2 SO 4 = 2BF 3 + 3CaSO 4 + 3H 2 O

Их молекулы имеют форму плоского треугольника, причем орбитали бора участвуют в sp 2 – гибридизации. BF 3 - газ; BCl 3 , BBr 3 – жидкости; BI 3 – твёрдое вещество. В связи с увеличением длины связи и уменьшением её энергии в ряду BF 3 - ВCl 3 - BBr 3 – BI 3 устойчивость соединений уменьшается. Наибольшее применение имеют фторид и хлорид бора. При гидролизе фторида бора образуется комплексная борофтористоводородная кислота:

4BF 3 + 3HOH = H 3 BO 3 + 3H

Способность к донорно-акцепторному взаимодействию за счет свободной орбитали атома бора определяет применение галогенидов бора в качестве катализаторов в органическом синтезе.

Сульфид B 2 S 3 – стеклообразное вещество, водой полностью разлагается в результате гидролиза.

Гидриды бора (бораны) имеют состав B n H n +4 или B n H n +6 , простейшее водородное соединение ВН 3 в обычных условиях не существует, простейшими представителями являются B 2 H 6 , B 4 H 10 - газы; B 5 H 9 , B 6 H 10 - жидкости; B 10 H 14 –твёрдое вещество. Все бораны получают косвенным путём.

2Mg 3 B 2 + 12HOH = B 4 H 10 + H 2 + 6Mg(OH) 2

Бораны химически активны. На воздухе самовоспламеняются и сгорают с выделением очень большого количества тепла. Поэтому их можно использовать в качестве ракетного топлива:

В 2 Н 6 + 3О 3  3Н 2 О + В 2 О 3

Они разлагаются водой, спиртами, щелочами с выделением водорода:

В 2 Н 6 + 6Н 2 О = 2Н 3 ВО 3 + 6Н 2

В среде эфира В 2 Н 6 реагирует с гидридом лития, образуя тетрагидридоборат лития:

B 2 H 6 + 2LiH = 2Li

Большинство боранов имеют отвратительный запах и очень ядовиты!

Нитрид бора BN («белый графит») – белый порошок, его строение аналогично графиту: расслаивается на чешуйки, высокая огнеупорность, химическая инертность. Применяется в качестве изолятора и как твёрдая высокотемпературная смазка. Существует и алмазоподобная модификация BN – боразон или эльбор, в которой атомы бора и азота находятся в sp 3 -гибридизации. Он применяется как сверхтвёрдый материал в буровых работах, при обработке металлов резанием.

Карбид бора В 4 С (Т пл = 2350 о С) обладает высокой твёрдостью (уступает алмазу и боразону) и химической стойкостью, сохраняющимися даже при высоких температурах.

Для 3 p -элементов, являющихся металлами , характерны координационные числа 4 и 6.

Для Al 3+ - бинарные соединения

AlF 3 , AlCl 3 , Al 2 O 3 , Al 2 S 3, AlN, AlH 3

в обычных условиях полимерны. Это твёрдые вещества белого цвета.

Оксиды: в ряду Al 2 O 3 - Ga 2 O 3 -In 2 O 3 -Tl 2 O 3 наблюдается усиление основных свойств, возрастает растворимость в кислотах, уменьшается устойчивость.

Оксид Al 2 O 3 –глинозём – встречается в природе в виде корунда. Прозрачные окрашенные кристаллы корунда: красный - рубин (Cr 3+); синий - сапфир (Ti 3+ , Fe 3+) – драгоценные камни, их также получают искусственно. Кристаллы Al 2 O 3 химически очень стойки, не взаимодействуют с водой. При длительном нагревании:

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

Al 2 O 3 + 2NaOH + 7HOH = 2Na

Оксид Al 2 O 3 получают:

из бокситов (содержат Fe 2 O 3 , SiO 2 , CaO и др.) либо выщелачиванием NaOH высококачественных бокситов (выщелачивание – извлечение компонентов из различных видов сырья (руды, концентраты, промышленные отходы и др.) путём обработки их водными растворами других реагентов - щёлочи, вода, кислоты), либо спеканием с содой низкокачественных бокситов:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaAlO 2 + CO 2

2NaAlO 2 + CO 2 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + Na 2 CO 3

или из нефелинов спеканием с известняком (1200 o C):

Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2 + 2СaCO 3 = 2CaSiO 3 + 2NaAlO 2 + 2CO 2

Образовавшийся алюминат натрия выщелачивают водой, а нерастворившийся силикат кальция применяют для производства цемента.

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

Гидроксид алюминия – полимерное соединение. Его получают по уравнению:

Na + CO 2 = Al(OH) 3 + NaHCO 3

Это типичное амфотерное соединение, свежеполученный продукт растворяется в кислотах и щелочах. У Ga(OH) 3 основная и кислотная функции проявляются примерно в одинаковой степени, у In(OH) 3 основные свойства преобладают над кислотными, у Tl(OH) 3 кислотная функция выражена слабо и почти не проявляется.

Гидрид алюминия - полимерное соединение - получают косвенным путём в эфирном растворе:

AlCl 3 + 3LiH = AlH 3 + 3LiCl

В избытке LiH:

4AlCl 3 + 4LiH = 4Li + 12HCl

Образующийся комплекс (тетрагидридоалюминат лития) – сильный восстановитель, например, бурно реагирует с водой:

Li + 4H 2 O = LiOH + Al(OH) 3 + 4H 2

Хлорид алюминия широко применяется в качестве катализатора в органических синтезах. Он выделяется среди галидов алюминия по своим аномальным свойствам. При его плавлении при 190-192 о С почти вдвое увеличивается объём, а электропроводность уменьшается почти до 0, что связано с переходом ионной структуры в молекулярную. Галиды алюминия димеризуются даже в парообразном состоянии:

2AlCl 3 = Al 2 Cl 6 + 121 кДж

2AlI 3 = Al 2 I 6 +94 кДж

В растворах соли алюминия сильно гидролизуются (сульфат и хлорид -коагулянты).

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

AlN + 3HOH = Al(OH) 3 + NH 3

2Al(CH 3 COO) 3 + 3H 2 O = (t) AlOH(CH 3 COO) 2  + Al(OH) 2 CH 3 COO + 3CH 3 COOH

Совместный гидролиз:

2Al 3+ + 3CO 3 2- + 3HOH = 2Al(OH) 3 + 3CO 2

Для солей кислородсодержащих кислот характерно образование кристаллогидратов с большим числом молекул воды Al(NO 3) 3 9H 2 O. Алюминиевокалиевые квасцы KAl(SO 4) 2 12H 2 O применяются для дубления кож, в красильном деле для протравы х/б тканей.

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле : его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов - веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия.

Взаимодействие с простыми веществами:

с галогенами:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

с кислородом:

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

с серой:

2Al + 3S = Al 2 S 3

с азотом :

С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но его гидрид AlH3 получен косвенным путем.

Взаимодействие со сложными веществами:

с кислотами:

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

со щелочами:

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

Если NaOH в твердом состоянии:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2NaAlO 2 + 3H 2

с водой:

2Al + 6H2O = 2Al(OH) 3 + 3H2

2Al(OH)3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

AlCl 3 + 3NH 3 · H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl

Основные свойства:

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

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Кислотные свойства:

Al 2 O 3 + 6KOH +3H 2 O = 2K 3

2Al(OH) 3 + 6KOH = K 3

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

Дуралюмин - сплав алюминия, содержащий медь и небольшое количество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины - легкие прочные и коррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин - сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- и машиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому его применяют в судостроении. Силумин - сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергается литью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении, производстве точных приборов. Алюминий - пластичный металл, поэтому из него изготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехнических изделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «под серебро».

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 ns 2 n р 1 и могут проявлять степень окисления +3.

Электронное строение элементов главной подгруппы III группы

Ат. номер	Название и символ	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм.	ПИ, эВ	ЭО по Полингу	Степени окисления
	Бор В	[Не]2 s 2 2р 1	0 , 083
	Алюминий А l	3 s 2 Зр 1	0 , 143	6 , 0	1 , 5
	Галлий G а	[А r] 3 d 10 4 s 2 4р 1	0 , 122			1 , +3
	Индий In	[К r] 4 d 10 5 s 2 5р 1	0 , 163	5 , 8	1 , 7	1 , +3
	Таллий Т l	[Хе ] 4 f 1 4 5d 10 6s 2 6р 1	0 , 170	6 , 1		1 , +3

С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов. Бор - неметалл, остальные элементы (подгруппа алюминия) - металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы - легкоплавкие металлы, In и Т l - чрезвычайно мягкие.

Физические свойства элементов главной подгруппы III группы

Элемент	Энергия связи , эВ	ρ , г/см 3	t пл , ° C	t кип , ° C
	5,83	2 , 34	2300	3658
А l	3 , 38	2 , 70		2467
G а	2,87	5,91	29,8	2227
	2 , 52	7 , 30		2080
Т l	1,89	11,85		1457

Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1 (Т l преимущественно одновалентен).

В ряду В-А l - G а- In -Т l уменьшается кислотность и увеличивается основность гидроксидов R (ОН) 3 . Н 3 ВО 3 - кислота, А l (ОН) 3 и G а(ОН) 3 - амфотерные основания, In (ОН) 3 и Т l (ОН) 3 - типичные основания. Т lO Н - сильное основание.

Далее рассмотрим свойства только двух элементов: подробно - алюминия, как типичного представителя р-металлов, чрезвычайно широко применяемого на практике, и схематично - бора, как представителя «полуметаллов» и проявляющего аномальные свойства по сравнению со всеми другими элементами подгруппы.

Алюминий — самый распространенный металл на Земле (3-е место среди всех элементов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в природе не встречается; входит в состав глиноземов (А/>l 2 О 3), бокситов (А l 2 О 3 x Н 2 О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты.

Алюминий имеет единственный стабильный изотоп , бор - два: 19,9% и 80,1%.

Физические свойства. Алюминий в свободном виде - серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Алюминий имеет невысокую плотность - примерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно - это прочный металл./>

Бор существует в нескольких аллотропных модификациях. Аморфный бор представляет собой темно-коричневый порошок. Кристаллический бор - серо-черный, с металлическим блеском. По твердости кристаллический бор занимает второе место (после/> алмаза) среди всех веществ. При комнатной температуре бор плохо проводит электрический ток; так же, как кремний, он обладает полупроводниковыми свойствами.

Химические свойства. Поверхность алюминия обычно покрыта прочной пленкой оксида А l 2 О 3 , которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку удаляют, то металл может энергично реагировать с водой:

2А l + 6Н 2 О = 2А l (ОН) 3 + ЗН 2 .

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

2А l + 3/2 O 2 = А l 2 О 3 + 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 А l 2 О 3 , например:

С r 2 О 3 + 2А l = 2С r + А l 2 О 3 + 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 В 2 О 3:

2В + ЗО 2 = 2В 2 О 3 ,

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 + N 2 = 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 ВН al 3 - дымящие на воздухе летучие жидкости, легко гидролизующиеся водой:

2В + 3На l 2 = 2ВНа l 3 .

В результате гидролиза образуется ортоборная (борная) кислота H 3 BO 3 :

ВНа l 3 + 3Н 2 О = Н 3 ВО 3 + ЗННа l .

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):

2А l + 3 S = А l 2 S 3 (сульфид алюминия),

2А l + N 2 = 2А lN (нитрид алюминия),

А l + Р = А l Р (фосфид алюминия),

4А l + 3С = А l 4 С 3 (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:

2А l + 6НС l = 2А l С l 3 + ЗН 2 .

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

2А l + 6Н 2 S О 4(конц) = А l 2 (S О 4) 3 + 3 S О 2 + 6Н 2 О,

А l + 6Н NO 3(конц) = А l (NO 3 ) 3 + 3 NO 2 + 3Н 2 О.

В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с выделением водорода:

2А l + 3Н 2 S О 4 = А l 2 (S О 4) 3 + 3Н 2 .

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

А l + 4 HN О 3 = А l (N О 3) 3 + N O + 2Н 2 О.

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

2А l + 2NаОН + 6Н 2 О = 2 Na [А l (ОН) 4 ] + 3Н 2 .

Кислоты, не являющиеся окислителями, с бором не реагируют и только концентрированная HNO 3 окисляет его до борной кислоты:

В + HNO 3(конц) + Н 2 О = Н 3 В O 3 + N O