Элементы IIIA подгруппы. Общая характеристика. Степени окисления. Оксиды и гидроксиды. Соли (простые и комплексные)
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 Тl — чрезвычайно мягкие.Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1 (Тl преимущественно одновалентен).В ряду В—Аl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность и увеличивается основность гидроксидов R(ОН)3. Н3ВО3 — кислота, Аl(ОН)3 и Gа(ОН)3 — амфотерные основания,In(ОН)3 и Тl(ОН)3 — типичные основания. ТlOН — 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 (Аl2О3), бокситов (Аl2О3 • xН2О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты.Содержание бора в земной коре составляет всего 0,001%. Его важнейшим природным минералом является бура Na2B4O7.10Н2О. 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 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 + 6Н2SО4(конц) = Аl2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О,Аl + 6НNO3(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 + HNO3(конц) + Н2О = Н3ВO3 + NO↑Оксиды. В лаборатории оксид алюминия получают, сжигая порошок алюминия в кислороде или прокаливая его гидроксид:2Аl(ОН)3 = Аl2О3 + 3Н2О.Оксид алюминия, будучи амфотерным, может реагировать не только с кислотами, но и со щелочами: Аl2О3 + 2NаОН + 3Н2О = 2NаАl(ОН)4,а также при сплавлении с карбонатами щелочных металлов, давая при этом метаалюминаты:Аl2О3 + Nа2СО3 = 2NаАlO2 + СО2 и с кислыми солямиАl2О3 + 6КНSО4 = Аl2(SО4)3 + 3К2SО4 + 3Н2О.
Подобно другим растворимым оксидам неметаллических элементов, оксид бора (III) является кислотным оксидом. Он медленно реагирует с водой, образуя очень слабую борную кислоту (К1 = 5,8∙10-10, К2 = 4∙10-13, K3 = 4∙10-14):В2О3 + 3Н2О = 2Н3ВО3.При охлаждении борная кислота осаждается в виде хлопьевидных белых кристаллов.Гидроксиды. Гидроксид алюминия - белое студенистое вещество, практически нерастворимое в воде, обладающее амфотерными свойствами. Гидроксид алюминия может быть получен обработкой солей алюминия щелочами или гидроксидом аммония. В первом случае необходимо избегать избытка щелочи, поскольку в противном случае гидроксид алюминия растворится с образованием комплексных тетрагидроксоалюминатов [Аl(ОН)4]-, например:АlВr3 + 3КОН = Аl(ОН)3↓ + 3КВr,Аl(ОН)3 + КОН = К[Аl(ОН)4].Заметим, что на самом деле в последней реакции образуются тетрагидроксодиаквиалюминат-ионы [Аl(ОН)4(Н2О)2]-, однако для записи реакций обычно используют упрощенную форму [Аl(ОН)4]-. Даже при слабом подкислении тетрагидроксоалюминаты разрушаются, например:Na[Аl(ОН)4] + СО2 = Аl(ОН)3↓ + NaНСО3.Гидроксид бора - белые кристаллы, растворимые в воде, обладающие свойствами кислоты. В лабораторных условиях ее получают действием соляной или серной кислоты на раствор буры.Соли алюминия и галогениды бора. Из гидроксида алюминия можно получить практически все соли алюминия. Почти все соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и при этом сильно гидролизованы.
Многие соли алюминия имеют практическое значение. Так, например, безводный АlСl3 применяют в качестве катализатора при получении толуола по реакции Фриделя-Крафтса. Широко используются двойные соли алюминия - квасцы, имеющие общую формулу М(I)Аl(SО4)2∙12Н2О. Здесь М(I) - однозарядный ион типа Na+, К+ или NН4+. При растворении квасцов, например, калиевых, они образуют простые ионы К+, Аl3+ и SO42-Галогениды бора можно рассматривать как кислоты Льюиса, которые могут реагировать с основаниями Льюиса (например, аммиаком):ВCl3 + NН3 = Сl3В-NН3.При взаимодействии с водой ВНаl3 полностью гидролизуется.