Общая характеристика p-элементов. р-элементы ІІІА группы. Бор и Алюминий
БОР (от позднелат. borax – бура; лат. Borum) В, хим. элемент III гр. периодич. системы, ат. н. 5, ат. м. 10,811. Прир. бор состоит из двух стабильных изотопов – 10В (19,57%) и 11В (80,43%). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов 10B 3*10-
Содержание бора в земной коре 5*10-3% по массе, в воде океанов – 4,6 мг/л. В природе в своб. виде не встречается. Важнейшие минералы – бура Na2B4O7*10Н2О, кернит Na2B4O7*4HaO. На земной пов-сти бор мигрирует и концентрируется в рассолах озер и морей. Главные осадочные бо-ратные месторождения находятся в СССР, США, ГДР. Мировые запасы бора ок. 100 млн. т.
Свойства. Бор – бесцв., серое или красное кристаллическое либо темное аморфное в-во. Известно более 10 алло-тропных модификаций бора, св-ва важнейших приведены в таблице. Образование той или иной модификации и их взаимные переходы определяются т-рой, при к-рой получают бор; при 600-800°С образуется аморфный продукт (плотн. 2,35 г/см3; перехода аморфныйромбоэдрич. модификация 5,02 кДж/моль), до 1000°С-ромбоэдрич. модификация (красные кристаллы), до 1200°С- ромбоэдрическая (наиб, устойчивая форма), до 1500 °С – тетрагональные модификации. Расплав обычно кристаллизуется вромбоэдрич. модификацию, в к-рую переходят и все остальные формы выше 1500°С. В интервале 1000-1500°С можно одновременно получить смесь разл. модификаций. Кристаллич. решетки всех модификаций бора построены из икосаэдров В12 – полиэдрич. электронодефицитных структур, содержащих наряду с двухэлектронными двухцентровыми хим. связями В—В многоцентровые двух-электронные связи.
Ниже приводятся св-ва р-ромбоэдрич. бора; т. пл. 2074°С, т. кип. 3658°С; С° 11,09Дж/(моль-К); 50,2 кДж/моль, 560кДж/моль (О К), 512кДж/моль; S°298 5,90 Дж/(моль*К) [для газа 153,2 ДжДмоль • К)]; ур-ние температурной зависимости давления пара lg p (атм) = = 7,239-28,840/T(1781-2152 К); температурный коэф. линейного расширения (4,8-7,0)*10-6_К-1 (293-1300 К); теплопроводность при 300 К 2,6-10-3 Вт/(м*К); дебаевская т-ра 1220 К; (0,7-4,0)*109 МОм*м (88 К), 105 МОм*м (200 К), 0,05 МОм*м (500 К). Бор – полупроводник р-типа; ширина запрещенной зоны по данным электрич. и оптич. измерений соотв. 1,42 и 1,53 эВ; дырочная проводимость 55*104, электронная 104 м2/(В*с); постоянная Холла 7*10-3 м3/Кл (298 К); концентрация собств. носителей тока 5*1014(433 К) и 9*1019 м-3П073 К). Бор диамагнитен, магн. восприимчивость — 0,78*10-9 (298 К). Для монокристаллов показатель преломления 3,44 (при длине волны 0,45мкм), коэф. поглощения 10-2 м-1 (при 1,3-3,8 мкм).
По твердости бор занимает второе (после алмаза) место среди всех в-в; твердость по Моосу 9,3, по Виккерсу 274,4 ГПа, по Кнупу 2460; микротвердость 30,4 ГПа. Модуль Юнга 282,2 ГПа (для борного волокна 411,6 ГПа); 147 МПа (293 К), 882 МПа (1273 К) (для борного волокна 13,7 ГПа при 1330-1890 К); линейный коэф. сжимаемости 1,8*10-7 (303 К), объемный 3*10-7 (293 К). Бор очень хрупок, в пластич. состояние переходит выше 2000 °С.
Аморфный бор получают за реакциями:
B2O3 + 3Mg ® 3MgO + 2B
Na2B4O7 + 12Na ® 4B + 7Na2O
Химически бор довольно инертен (особенно кристаллический). К-ты, не являющиеся окислителями, с бором не реагируют, конц. HNO3 и царская водка окисляют его до борной кислоты Н3ВО3. При сплавлении со щелочами на воздухе либо при взаимод. с расплавл. Na2O2 или смесью KNO3 и Na2CO3 бор образует бораты. С Н2 он непосредственно не взаимод., бороводороды получают косвенным путем. Выше 1200°С бор реагирует с N2 (а также с NH3), давая бора нитрид BN. В р-циях с F2 (ок. 20 °С), с С12 (ок. 400 °С), с Вг2 (ок. 600 °С), с 12 (ок. 700 °С) образует тригалогениды ВНа13 (см. Бора трифторид, Бора трихлорид)-бесцв. дымящие на воздухе летучие соед., к-рые легко гидролизуются водой, склонны к образованию комплексных соед. типа Н[ВНа14]. Для трибромида ВВr3 т. пл. -46°С, т. кип. 89,8°С; плотн. 2,65 г/см3. Для трииодида В13 т. пл. 49,8°С, т. кип. 210°С (с разл.); плотн. 3,3 г/см3. Известны также низшие галогениды В2На14, В4На14, В8На18, содержащие в молекуле связи В—В. Выше 500°С бор реагирует с газообразными HF и НС1 с выделением Н2.
С серой ок. 600°С, а также в атмосфере H2S или CS2 при 930°С бор образует сульфид B2S3 (т. пл. 310°С; плотн. 1,55 г/см3), с Se выше 700°С – селенид B2Se3, с Р и As выше 900°С – соотв. фосфиды (ВР, В5Р) и арсениды (BAs, B6As), отличающиеся высокой хим. и термин стойкостью.
ХАРАКТЕРИСТИКА КРИСТАЛЛИЧЕСКИХ МОДИФИКАЦИЙ БОРА
ВР и BAs (т. пл. выше 2000°С) – высокотемпературные полупроводники.
При взаимод. бора (или В2О3) с С выше 2000°С получают бора карбиды В12С3 и В13С2, с Si выше 1000°С – силициды B6Si (т. разл. 1864°С), B4Si (т. разл. 1345°С), B3Si и В125i – кристаллич. в-ва, не разлагаемые водой и р-рами щелочей и к-т; применяются как огнеупоры и материалы регулирующих и защитных устройств ядерных реакторов. С большинством металлов при высоких т-рах бор образует бориды.
Получение. Буру и кернит разлагают H2SO4 при 100°С, нерастворимый остаток отфильтровывают. Фильтрат охлаждают до 15 °С, при этом выпадают кристаллы Н3ВО3; к-ту обезвоживают ок. 235°С с образованием В2О3. Аморфный бор получают восстановлением В2О3 магнием, Na, Са, Zn, К или Fe, кристаллический – восстановлением галогенидов бора (в осн. ВС13 или BF3) водородом или разложением галогенидов и гидридов бора (в осн. В2Н6) при 1000-1500°С. Бор получают также электролизом расплава Na[BF4] или K[BF4] (образуются при взаимод. соотв. NaOH или КОН либо солей Na или К с Н [BF4]), чистый кристаллический (менее 0,05% примесей) – разложением ВВr3 на танталовой или вольфрамовой нити ок. 1300°С в присут. Н2 или разложением В2Н6 и В13 при 700-1000°С. Высокой степени чистоты (10-3-10-4% примесей) достигают зонной плавкой или вытягиванием монокристаллов из расплава.
Определение. Осн. метод выделения бора из смеси – отгонка в виде борнометилового эфира В(ОСН3)3 из кислых р-ров. Эфир гидролизуют до Н3ВО3, к-рую титруют щелочью в присут. маннита. Гравиметрически бор определяют в виде Са(ВО,)2, образующегося при взаимод. В(ОСН3)3 с Са(ОН)2, флуориметрически – по фиолетово-синему окрашиванию с хинали зарином или диаминоантраруфином, а также при помощи куркумина. Качественно бор обнаруживают по буро-красному окрашиванию куркумовой бумаги или по зеленому окрашиванию пламени при сгорании В(ОСН3)3.
Применение. Бор – компонент коррозионностойких и жаропрочных сплавов, напр. ферробора – сплава Fe с В (10-20%). Небольшая добавка бора (1-3-10 %) значительно повышает мех. св-ва стали, сплавов цветных металлов и обусловливает мелкозернистость их структуры. Бором насыщают пов-сть стальных изделий (борирование) с целью улучшения их коррозионных и мех. св-в. Его используют в кач-ве упрочнителя композиционных материалов (в виде волокон), как полупроводник для изготовления терморезисторе в, счетчиков тепловых нейтронов, преобразователей тепловой энергии в электрическую. Бор и его сплавы применяют также как нейтронопоглощающие материалы для изготовления регулирующих стержней ядерных реакторов. Мировое произ-во бора (без СССР) в виде соединений 2,4 млн. т (1980). Ок. 50% получаемых искусственных и прир. соед. бора используют в произ-ве стекла, ок.. 30%-при получении моющих ср-в, ок. 4-5%-для произ-ва эмалей, глазурей, гербицидов, металлургич. флюсов.
Бор был открыт в 1808 Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром и независимо от них-Г. Дэви.
Бор — элемент главной подгруппы третьей группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 5. Обозначается символом B (лат. Borum). В свободном состоянии бор — бесцветное, серое или красное кристаллическое либо тёмное аморфное вещество. Известно более 10 аллотропных модификаций бора, образование и взаимные переходы которых определяются температурой, при которой бор был получен.
Впервые получен в 1808 году французскими физиками Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром нагреванием борного ангидрида B2O3 с металлическим калием. Через несколько месяцев бор получил Х. Дэви электролизом расплавленного B2O3.
Название элемента произошло от арабского слова бурак (араб. بورق) или персидского бурах (перс. بوره), которые использовались для обозначения буры.
Нахождение в природе
Среднее содержание бора в земной коре 4 г/т. Несмотря на это, известно около 100 собственных минералов бора; в «чужих» минералах он почти не встречается. Это объясняется прежде всего тем, что у комплексных анионов бора (а именно в таком виде он входит в большинство минералов) нет достаточно распространенных аналогов. Почти во всех минералах бор связан с кислородом, а группа фторсодержащих соединений совсем малочисленна. Элементарный бор в природе не встречается. Он входит во многие соединения и широко распространён, особенно в небольших концентрациях; в виде боросиликатов и боратов, а также в виде изоморфной примеси в минералах входит в состав многих изверженных и осадочных пород. Бор известен в нефтяных и морских водах (в морской воде 4,6 мг/л), в водах соляных озёр, горячих источников и грязевых вулканов.
Основные минеральные формы бора;
Боросиликаты; датолит CaBSiO4OH, данбурит CaB2Si2O8
Бораты; бура Na2B4O7 • 10H2O, ашарит MgBO2(OH), гидроборацит (Ca, Mg)B6O11 • 6H2O, иниоит Ca2B6O11 • 13H2O, калиборит KMg2B11O19 • 9H2O.
Также различают несколько типов месторождений бора;
Образец датолита. Дальнегорское боросиликатное месторождение
Месторождения боратов в магнезиальных скарнах;
людвигитовые и людвигито-магнетитовые руды;
котоитовые руды в доломитовых мраморах и кальцифирах;
ашаритовые и ашарито-магнетитовые руды.
Месторождения боросиликатов в известковых скарнах (датолитовые и данбуритовые руды);
Месторождения боросиликатов в грейзенах, вторичных кварцитах и гидротермальных жилах (турмалиновые концентрации);
Вулканогенно-осадочные;
борные руды, отложенные из продуктов вулканической деятельности;
переотложенные боратовые руды в озёрных осадках;
погребённые осадочные боратовые руды.
Галогенно-осадочные месторождения;
месторождения боратов в галогенных осадках;
месторождения боратов в гипсовой шляпе над соляными куполами.
Крупнейшее месторождение России находится в Дальнегорске (Приморье). Оно относится к боросиликатному типу. В этом одном компактном месторождении сосредоточено не менее 3 % всех мировых запасов бора. На действующем при месторождении горно-химическом предприятии, выпускается боросодержащая продукция, которая удовлетворяет потребности отечественной промышленности. При этом 75 % продукции идёт на экспорт в Корею, Японию и Китай.
Получение
Наиболее чистый бор получают пиролизом бороводородов. Такой бор используется для производства полупроводниковых материалов и тонких химических синтезов.
Метод металлотермии (чаще восстановление магнием или натрием);
Термическое разложение паров бромида бора на раскаленной (1000—1200 °C) вольфрамовой проволоке в присутствии водорода (метод Ван-Аркеля);
Физические свойства
Сечения захвата нейтронов изотопами 10В (верхняя кривая) и 11В (нижняя кривая).
Чрезвычайно твёрдое вещество (уступает только алмазу, нитриду бора (боразону), карбиду бора, сплаву бор-углерод-кремний, карбиду скандия-титана). Обладает хрупкостью и полупроводниковыми свойствами (широкозонный полупроводник).
У бора самый высокий предел прочности на разрыв 5,7 ГПа
В природе бор находится в виде двух изотопов 10В (20 %) и 11В (80 %).
10В имеет очень высокое сечение поглощения тепловых нейтронов, поэтому 10В в составе борной кислоты применяется в атомных реакторах для регулирования реактивности.
Изотопы бора
Известно 14 изотопов бора, из них только два — 10В и 11В стабильны и входят в состав природного бора с концентрациями 19 и 81 ат. % соответственно. Все остальные нестабильны, из них самым долгоживущим является 8В с периодом полураспада 0,77 с.
Химические свойства
Ионы бора окрашивают пламя в зелёный цвет
По многим физическим и химическим свойствам неметалл бор напоминает кремний.
Химически бор довольно инертен и при комнатной температуре взаимодействует только со фтором.
При нагревании бор реагирует с другими галогенами с образованием тригалогенидов, с азотом образует нитрид бора BN, с фосфором — фосфид BP, с углеродом — карбиды различного состава (B4C, B12C3, B13C2). При нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе бор сгорает с большим выделением теплоты, образуется оксид B2O3.
С водородом бор напрямую не взаимодействует, хотя известно довольно большое число бороводородов (боранов) различного состава, получаемых при обработке боридов щелочных или щелочноземельных металлов кислотой.
При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний или фосфор из их оксидов.
Данное свойство бора можно объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B2O3.
При отсутствии окислителей бор устойчив к действию растворов щелочей. В горячей азотной, серной кислотах и в царской водке бор растворяется с образованием борной кислоты .
Оксид бора — типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с образованием борной кислоты.
При взаимодействии борной кислоты со щелочами возникают соли не самой борной кислоты — бораты (содержащие анион BO33−), а тетрабораты, например.
Применение
Элементарный бор
Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов.
Также бор часто используют в электронике для изменения типа проводимости кремния.
Бор применяется в металлургии в качестве микролегирующего элемента, значительно повышающего прокаливаемость сталей.
Бор применяется и в медицине при бор-нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей).
Соединения бора
Карбид бора применяется в компактном виде для изготовления газодинамических подшипников.
Пербораты / пероксобораты (содержат ион [B2(O2)2(OH)4]2−) Технический продукт содержит до 10,4 % «активного кислорода», на их основе производят отбеливатели, «не содержащие хлор» («персиль», «персоль» и др.).
Отдельно также стоит указать на то что сплавы бор-углерод-кремний обладают сверхвысокой твёрдостью и способны заменить любой шлифовальный материал (кроме алмаза, нитрида бора по микротвёрдости), а по стоимости и эффективности шлифования (экономической) превосходят все известные человечеству абразивные материалы.
Сплав бора с магнием (диборид магния MgB2) обладает, на данный момент, рекордно высокой критической температурой перехода в сверхпроводящее состояние среди сверхпроводников первого рода. Появление вышеуказанной статьи стимулировало большой рост работ по этой тематике.
Борная кислота (H3BO3) широко применяется в атомной энергетике в качестве поглотителя нейтронов в ядерных реакторах типа ВВЭР (PWR) на «тепловых» («медленных») нейтронах. Благодаря своим нейтронно-физическим характеристикам и возможности растворяться в воде, применение борной кислоты делает возможным плавное (не ступенчатое) регулирование мощности ядерного реактора путем изменения её концентрации в теплоносителе — так называемое «борное регулирование».
Нитрид бора активированный углеродом является люминофором со свечением в УФ от синего до жёлтого цвета и обладает самостоятельной фосфоресценцией в темноте и активируется органическими веществами при нагреве до
Бороводороды и борорганические соединения
Ряд производных бора (бороводороды) являются чрезвычайно эффективными ракетными топливами (диборан B2H6, пентаборан, тетраборан и др.), а некоторые полимерные соединения с водородом и углеродом являются чрезвычайно стойкими к химическим воздействиям и высоким температурам (как широко известный пластик Карборан-22).
Боразон и его гексагидрид
Нитрид бора (боразон) подобен (по составу электронов) углероду. На его основе образуется обширная группа соединений, чем-то подобные органическим.
Так, гексагидрид боразона (H3BNH3, похож на этан по строению) при обычных условиях твёрдое соединение с плотностью 0,78 г/см3, содержит почти 20 % водорода по массе. Его могут использовать водородные топливные элементы, питающие электромобили.
Биологическая роль
Бор — важный микроэлемент, необходимый для нормальной жизнедеятельности растений. Недостаток бора останавливает их развитие, вызывает у культурных растений различные болезни. В основе этого лежат нарушения окислительных и энергетических процессов в тканях, снижение биосинтеза необходимых веществ. При дефиците бора в почве в сельском хозяйстве применяют борные микроудобрения (борная кислота, бура и другие), повышающие урожай, улучшающие качество продукции и предотвращающие ряд заболеваний растений.
Роль бора в животном организме не выяснена. В мышечной ткани человека содержится (0,33—1)·10−4 % бора, в костной ткани (1,1—3,3)·10−4 %, в крови — 0,13 мг/л. Ежедневно с пищей человек получает 1—3 мг бора. Токсичная доза —
Один из редких типов дистрофии роговицы связан с геном, кодирующим белок-транспортер, предположительно регулирующий внутриклеточную концентрацию бора.
БОРОВОДОРОДЫ (бораны, гидриды бора), соед. общей ф-лы ВnНm, где п находится в пределах от 2 до 20, а m обычно равно п + 4 или п + 6. Св-ва нек-рых бороводородов представлены в таблице; др. известные бороводороды – октабораны В8Н12, В8Н14, В8Н16 и В8Н18, нонаборан В9Н15, гексадекаборан В16Н20, октадекаборан В18Н22, эйкозабораны В20Н16 и В20Н26.
Для молекул бороводородов (см. рис.) характерен дефицит электронов, высокие координац. числа атома В (до 7), наличие мостиковых связей В—Н—В, существование кластерных группировок из соединенных друг с другом атомов В. Атомы бора в молекулах объединены в полиэдрич. группировки-фрагменты икосаэдра (В12) или октаэдра (В6). Длины связей В—В 0,169-0,187 нм, В—Н в концевых группах 0,119-0,120 нм, во фрагментах В—Н—В 0,133-0,143 нм.
В соед. В2Н6 концевые группы ВН2 лежат в одной плоскости, атомы В и Н в них образуют двухэлектронные двухцентровые связи. Два центральных атома Н объединены с атомами В трехцентровыми двухэлектронными связями В—Н—В, образующимися в результате перекрывания sр3-гибридных орбиталей двух атомов В и s-орбитали атома Н. Эффективный заряд на мостиковых атомах Н — 0,22, на атомах В + 0,22. В молекуле В4Н10 шесть двухцен-тровых связей В—Н, четыре трехцентровые В—Н—В и одна двухцентровая В—В. Молекулы В5Н9 и В10Н14, помимо связей описанных типов, содержат трехцентровые связи В—В—В.
Бороводороды бесцветны, обладают резким неприятным запахом. Соед. В2Н6 и В4Н10 – газы, бороводороды с п = 5-9-жидкости, с п 10 – кристаллы. Все бороводороды хорошо раств. в орг. р-рителях. Бороводороды химически весьма активны (особенно члены ряда ВnНn+6). На воздухе окисляются до В2О3, а при п = 2-6 самовоспламеняются. С водой образуют Н3ВО3 и Н2, со спиртами – алкилбораты и Н2. Вступают в электроф. и нуклеоф. замещение, напр.; В10Н14 + 2(CH3)2S -> B10H12[S(CH3)2]2 + Н2. С ненасыщенными углеводородами образуют борорг. соед. (гидроборирование), напр.; В2Н6 + 6С2Н4 -> 2В(С2Н5)3. С гидридами металлов дают комплексные гидриды, напр.; В2Н6 + 2NaH -> 2Na[BH4]. Характерная р-ция бороводородов-расщепление связи В—Н—В; 2В4Н10 + 2R2O -> 2В3Н7*OR2 + В2Н6. Бороводороды весьма склонны к образованию соед., содержащих комплексные анионы [ВН4]-, [В3Н8]-, [В9Н14]-, [В10Н13]-, [В10Н14]2-, [В20Н20]4- и др., напр.; В2Н6 + Na[BH4] -> Na[B3H8] + Н2. Особенно устойчивы химически и термически соед. с анионами [ВnНn]2-, где n = 6-12. Пиролиз бороводородов, как правило, сопровождается полимеризацией и конденсацией образующихся низших гидридов; при этом связи В—В не разрываются.
Наиб. практич. значение имеет диборан В2Н6, к-рый применяют для получения высокочистого В, легирования бором разл. материалов, синтеза борорг. соединений. Получают его по р-циям;
Структура молекул бороводородов; большими кружками обозначены атомы В. меньшими – атомы Н
Осн. метод получения других бороводородов – конверсия В2Н6 по р-циям, к-рые м.б. представлены след. схемой;
Бороводороды с п > 2 используют для получения карборанов.
Для анализа бороводородов их разлагают водой, водно-спиртовыми смесями, действием Н2О2 или др. окислителей, затем определяют В и объем выделившегося Н2. Индивидуальные бороводороды в их смесях определяют методами низкотемпературного фракционирования, хроматографии, ЯМР и ИК-спектроскопии.
Энтальпия сгорания бороводородов значительно превышает энтальпию сгорания мн. орг. соединений, поэтому бороводороды представляют большой интерес как перспективное высокоэффективное ракетное горючее. Однако широкое их применение в ракетной технике сдерживается сложностью произ-ва
Соед. В6Н10 образуется при разложении В5Н11 в вакууме при — 20 °С в среде диглима, В8Н12 – при взаимод. В2Н6 и В5Н9 в вакууме, В9Н15 – при каталитич. конверсии В5Н11 при 0°С в присут. гексаметилентетрамина, В20Н16 и В20Н26 – при пиролизе декаборанов соотв. при 350 и 100°С, В16Н20 и В18Н22 – при разложении (100°С) соотв. (CH3)2SB9H13 и (С2Н5)2ОВ9Н13. и чрезвычайной токсичностью (до 1981 проведены в СССР и США только стендовые испытания экспериментальных жидкостных ракетных двигателей на ди- и пентаборанах). Так, В2Н6 обладает, подобно фосгену, удушающим действием, В5Н9, В5Н11, В10Н14 и В10Н16 поражают центр. нервную систему, почки и печень. В США ПДК для В2Н6
Окси́д бо́ра B2O3 — ангидрид борной кислоты, бесцветное, довольно тугоплавкое стекловидное или кристаллическое вещество горьковатого вкуса, диэлектрик.
Стеклообразный оксид бора имеет слоистую структуру (расстояние между слоями 0.185 нм), в слоях атомы бора расположены внутри равносторонних треугольников ВО3 (d В—О=0.145 нм). Эта модификация плавится в интервале температур 325—450 °C и обладает высокой твёрдостью. Она получается при нагревании бора на воздухе
Свойства
Борный ангидрид гигроскопичен, он бурно растворяется в воде, образуя вначале различные метаборные кислоты общей формулы (НВO2)n. Дальнейшее оводнение приводит к образованию ортоборной кислоты H3BO3.
Расплавленный B2O3 хорошо растворяет оксиды многих элементов. С оксидами металлов образует соли бораты.
B2O3 является кислотным ангидридом, проявляя также очень слабые признаки амфотерности;
Сам оксид бора не восстанавливается углеродом даже при температуре белого каления, однако разлагается, если одновременно ввести в реакцию вещества, способные заместить кислород (хлор или азот);
При нагревании оксида бора с элементарным бором выше 1000о в парах существуют термически устойчивые линейные молекулы O=B—B=O. При быстром охлаждении паров ниже 300о может быть получен белый твёрдый полимер состава (B2O2)n, не имеющий определённой точки плавления и сильно реакционноспособный. Под давлением в 60 тыс. ат. и температуре 1500о оксид бора взаимодействует с элементарным бором по реакции;
Этот низший оксид бора имеет графитоподобную слоистую структуру.
Получение
Образуется при нагревании бора в атмосфере кислорода или на воздухе
А также при обезвоживании борной кислоты;
Применение
Эфиры борной кислоты. Используется в качестве флюса.
БОРА ОКСИДЫ. Сесквиоксид (или просто оксид) В2О3 – бесцв. стеклообразное или кристаллич. в-во горьковатого вкуса. Диэлектрик. Стеклообразный (плотн. 1,812 г/см3; — 1254,9 кДж/моль) имеет слоистую структуру с расстоянием между слоями 0,185 нм; атомы В расположены внутри равносторонних треугольников ВО3; длина связи В—О 0,145 нм; плавится в интервале 325-450°С; обладает высокой твердостью (ок. 4 по Моосу); получают нагреванием на воздухе В до 700°С или обезвоживанием Н3ВО3 при ~235°С. Кристаллич. В2О3 получают осторожным отщеплением воды отНВО2; при обычных условиях существует модификация с гексагон. решеткой (а – 0,433 нм, с = 0,832 нм, z = 3, пространств. группа Сст21; плотн. 2,46 г/см3), к-рая при 400°С и 2200 МПа переходит в моноклинную. Т. пл. 450 °С, т. кип. 2250 °С; Сp° 62,76 Дж/(моль*К); 24,56 кДж/моль, 433 кДж/моль (О К), – 1273,5 кДж/моль, – 1178 кДж/моль, перехода кристаллич. -> стеклообразный 18,6кДж/моль; S°29853,97 Дж/(моль*К). Оксид В2О3 термически стоек; не восстанавливается углем даже при 1000°С. В присут. угля при нагревании с галогенами образует галогениды, с N2 – нитрид, энергично взаимод. с водой, давая Н3ВО3. Расплавл. В2О3 растворяет оксиды мн. металлов. В2О3 – промежут. продукт в произ-ве В; он входит в состав спец. стекол, керамики, эмали.
В газовой фазе при высокой т-ре существует монооксид ВО;Hoобр 9,9 кДж/моль, энергия диссоциации 879 кДж/моль. При нагревании В2О3 с В при 1000°С в парах обнаружены линейные молекулы диоксида дибора О=В—В=О; прочность связи В—В превышает 418 кДж/моль; — 461,7 кДж/моль; при охлаждении паров диспропорционирует с образованием В2О3 и В, при быстром охлаждении до 300°С м. б. получен аморфный и весьма реакционноспособный полимерный оксид (В2О2)x. При взаимод. В с В2О3 под давлением ок. 6000 МПа при 1500°С образуется кристаллич. гемиоксид В2О со слоистой структурой типа графита; для газа 271,8 кДж/моль. Известны также ВО2 (H°обр для газа – 324,1 кДж/моль), В6О и др. оксиды В.
Трихлорид бора — бинарное неорганическое соединение бора и хлора с формулой BCl3. Это бесцветный газ.
Физические свойства
При стандартных условиях трихлорид бора представляет собой тяжёлый бесцветный газ, вследствие взаимодействия с парами воды дымящийся во влажном воздухe.
При нормальных условиях — это жидкость, давление пара которой описывается уравнением;
В Твёрдом состоянии трихлорид бора образует кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P63, a =0,6140 нм, c = 0,6603 нм, Z = 9.
Молекула трихлорида бора представляет собой правильный треугольник (как и другие тригалогениды бора) с длиной связи B—Cl 0,175 нм. Вследствие тригональной симметрии молекула имеет нулевой дипольный момент.
Относительное уменьшение расстояние между хлором и бором объясняется значительным вкладом π-связи.
Трихлорид бора не образует димеры, хотя есть косвенные свидетельства того, что он может образовывать димеры при очень низких температурах (20 К).
Получение
Трихлорид бора можно синтезировать из элементов;
В промышленности вместо чистого бора используют его сплавы, например ферробор.
Также в промышленности также используют метод хлорирования при температуре ~1000 °C смеси оксида бора и кокса;
В России используется промышленный метод хлорирования карбида бора при температуре 900—1000 °C;
Трихлорид алюминия и трифторид бора могут обмениваться галогенами;
В лабораторной практике трихлорид бора получают разложением его аддуктов, например, BCl3S(СН3)2, которые удобны в работе, так как являются твёрдыми веществами;
Химические свойства
Полностью гидролизуется водой с выделением большого количества тепла;
Реагирует с разбавленными и концентрированными щелочами;
Восстанавливается водородом до бора или борана;
Горит в кислороде (на воздухе при температуре >400°С);
Фтор вытесняет хлор из соединения;
Трихлорид бора является кислотой Льюиса, которая образует аддукты с третичными аминами, фосфинами, эфирами, тиоэфирами и галогенид-ионами;
Реагирует с оловоорганическими соединениями;
При пропускании через трихлорид бора электрической искры получаются низшие хлориды бора B2Cl6, B4Cl4, B8Cl8;
Реагирует со спиртами с образованием эфиров-боратов;
При нагревании реагирует с борным ангидридом с образованием оксихлорида бора;
Металлы могут восстанавливать трихлорид бора до бора или образовывать бориды;
Применение
Треххлористый бор является исходным материалом для производства чистого бора.
Он также используется в переработке алюминия, магния, цинка и сплавов меди для удаления нитридов, карбидов и оксидов из расплавленного металла.
Трихлорид бора использовался как флюс для пайки сплавов алюминия, железа, цинка, вольфрама и медно-никелевого сплава.
Обработка жидкого алюминия парами трихлорида бора улучшает качество отливок.
Используется при изготовлении электрических сопротивлений для приклеивания углеродной пленки к керамической основе.
Используется в плазменном травлении в производстве полупроводников.
Используется как реагент в органическом синтезе.
Арсенат бора — неорганическое соединение, бора и мышьяковой кислоты с формулой BAsO4 (иногда записывают как (BAs)O4), бесцветные кристаллы.
Арсенат бора образует жёлтые кристаллы тетрагональной сингонии, пространственная группа I 4, параметры ячейки a = 0,4458 нм, c = 0,6796 нм, Z = 2.
Боразол (боразин, триборинтриимид) — химическое вещество с химической формулой B3H6N3, бесцветная жидкость. Молекула представляет собой шестичленное плоское кольцо, в котором чередуются атомы бора и азота, каждый из них соединён с одним атомом водорода.
Молекула боразола изоэлектронна молекуле бензола и имеет аналогичное строение. Уменьшение межядерного расстояния в боразоле (d(B—N) = 0,144 нм по сравнению с одинарной связью d(B—N) = 0,154 нм) связано с делокализацией π-электронов.
Свойства
Являясь неорганическим аналогом бензола, боразол напоминает бензол по своим физическим свойствам (агрегатное состояние, интервал кипения, плотность и т. п.); в то же время, химические свойства боразола и бензола резко различаются.
Реакционная способность боразола выше, чем у бензола, вследствие полярности связей (три атома азота поставляют свои неподеленные электронные пары на свободные орбитали атомов бора). Так, он окисляется на воздухе, растворим в воде, с которой постепенно реагирует с образованием В(ОН)3, NH3 и Н2, и менее термически устойчив, чем бензол.
Атомы Н, связанные с атомами B, способны замещаться без разрушения цикла. Так, при действии BCl3 или BBr3 на боразол при нагревании, образуются твердые устойчивые соединения — тригалогенборазолы B3N3H3Hal3.
Атомы H при N не способны вступать в реакции замещения.
Получение
Боразол можно получить нагреванием тетрагидробората лития и хлорида аммония;
По реакции диборана с аммиаком, которая также проводится при нагревании;
Борогидрид натрия (тетрагидридоборат натрия) — бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде и полярных органических растворителях. Был открыт в 1940-м году Германом Шлесингером, который в то время исследовал борогидриды металлов для военного применения.
Из водных растворов борогидрид натрия при температурах выше
В водных растворах гидролизуется до Na3BO3 и Н2, гидролиз ускоряется в кислых и замедляется в щелочных растворах, гидролиз борогидрида натрия катализируется солями переходных металлов.
Борогидрид натрия синтезируют взаимодействием гидрида натрия (в том числе образуемого in situ) с трихлоридом бора или борным ангидридом;
Также может быть синтезирован реакцией диборана с гидридом или метилатом натрия;
Борогидрид натрия используется в органическом синтезе как восстановительный агент. С его помощью проводят восстановление карбонильных соединений до спиртов, иминов до вторичных аминов, нитросоединений и т. п.
Тетрагидридоборат лития — неорганическое соединение, комплексный смешанный гидрид лития и бора с формулой Li[BH4], белые кристаллы.
Получение
Взаимодействие диборана с гидридом лития в эфире;
Физические свойства
Тетрагидридоборат лития образует бесцветные кристаллы, растворим в холодной воде, жидком аммиаке, тетрагидрофуране. Из растворов может выделяться в виде сольватов, например Li[BH4]•O(C2H5)2.
Химические свойства
Термически неустойчив;
Гидролизуется водой;
Реагирует с разбавленными кислотами на холоде;
С газообразным хлористым водородом реакция идёт иначе;
Окисляется кислородом;
Проявляет свойства восстановителя;
При нагревании с хлористым аммонием образует боразол;
Применение
В органическом синтезе.
В производстве мелкодисперсных катализаторов.
Для синтеза боросодержащих органических соединения, боразола, диборана.
Трифторид бора — бинарное неорганических соединение бора и фтора с формулой BF3.
Трифторид бора при стандартных условиях представляет собой бесцветный газ с удушливым запахом, дымящий во влажном воздухе. Образует аддукты со спиртами, эфирами, альдегидами, кетонами, органическими основаниями, неорганическими и органическими кислотами. Трифторид бора растворим в воде (
Получение
Взаимодействие бора со фтором;
Взаимодействие оксида бора с фтороводородом;
Сплавление тетрафторбората калия с борным ангидридом.
Химические свойства Этот раздел не завершён.
Вы поможете проекту, исправив и дополнив его.
Применение
Трифторид бора применяют как катализатор во многих органических реакциях, в качестве наполнителя в счетчиках нейтронов.
Фосфид бора — неорганическое соединение бора и фосфора с формулой BP. Светло-коричневые кристаллы, очень твёрдые, термически устойчивы.
Бо́рная кислота́ (ортоборная кислота) — слабая кислота, имеющая химическую формулу H3BO3.
структура плоского слоя в ортоборной кислоте
Бесцветное кристаллическое вещество в виде чешуек без запаха, имеет слоистую триклинную решетку, в которой молекулы кислоты соединены водородными связями в плоские слои, слои соединены между собой межмолекулярными связями (d= 0,318 нм).
Метаборная кислота (HBO2) также представляет собой бесцветные кристаллы. Она существует в трех модификациях — наиболее устойчивой γ-НВО2 с кубической решеткой, β-НВО2 с моноклинной решеткой и α-НВО2 с ромбической решеткой.
При нагревании ортоборная кислота теряет воду и сначала переходит в метаборную кислоту, затем в тетраборную H2B4O7. При дальнейшем нагревании обезвоживается до борного ангидрида.
Водные растворы борной кислоты являются смесью полиборных кислот общей формулы Н3m-2nВmО3m–n.
Борная кислота проявляет очень слабые кислотные свойства. Она сравнительно мало растворима в воде. Ее кислотные свойства обусловлены не отщеплением протона Н+, а присоединением гидроксильного аниона;
Ka = 5.8·10−10 моль/л; pKa = 9.24.
Она легко вытесняется из растворов своих солей большинством других кислот. Соли ее, называемые боратами, производятся обычно от различных полиборных кислот, чаще всего — тетраборной Н2В4О7, которая является значительно более сильной кислотой, чем ортоборная. Очень слабые признаки амфотерности B(OH)3 проявляет, образуя малоустойчивый гидросульфат бора В(HSO4)3.
При нейтрализации ортоборной кислоты щелочами в водных растворах не образуются ортобораты, содержащие ион (ВО3)3−, поскольку ортобораты гидролизуются практически полностью, вследствие слишком малой константы образования [В(ОН)4]−. В растворе образуются тетрабораты, метабораты или соли других полиборных кислот;
Избытком щелочи они могут быть переведены в метабораты;
Мета- и тетрабораты гидролизуются, но в меньшей степени (реакции, обратные приведенным).
Бура (тетраборат натрия) Na2B4O7 . H2O — соль тетраборной кислоты. Обычная бура (десятиводный гидрат) образует большие бесцветные прозрачные призматические кристаллы; базоцентрированная моноклинная решётка, а = 12, 19 Å, b = 10, 74 Å, с = 11, 89 Å, ß = 106°35´; плотностью 1, 69 — 1, 72 г/см3; в сухом воздухе кристаллы выветриваются с поверхности и мутнеют. При нагревании до 80°С декагидрат (от греч. deka десять — в сложных словах означает десять, вдесятеро) теряет 8 молекул воды, при 100 градусах медленно, а при 200°С быстро отщепляется ещё одна молекула воды, в интервале 350 — 400°С происходит полное обезвоживание.
Растворимость буры (в г. безводной соли на
В воде бура гидролизуется, поэтому её раствор имеет щелочную реакцию. Она растворяется в спирте и глицерине. Сильными кислотами полностью разлагается;
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = Na2SO4 + 4H3BO3.
С окислами некоторых металлов бура даёт окрашенные бораты («перлы буры»);
Na2B4O7 + CoO = 2NaBO2 + Co(BO2)2,
что используется в аналитической химии для открытия этих металлов.
При медленном охлаждении раствора обычной буры при 79°С начинает выкристаллизовываться октаэдрическая бура Na2B4O7 . 5H2O (или «ювелирная бура»), плотностью 1, 815 г/см3, устойчивая в интервале 60 — 150°С. Растворимость этой буры составляет
Ортобораты Na3ВО3, или 3Na2О×В2О3
Метабораты NaВО2, или Na2О×В2О3
Тетрабораты Na2В4О7, и ли Na2О×2В2О3
Характерные реакции B4O72–- і BO2–-ионов.
B4O72– + Ba2+ + 3H2O = Ba(BO2)2¯ + 2H3BO3.
2H3BO3 + 2OH– + Ba2+ = Ba(BO2)2¯ + 4H2O.
Ba(BO2)2¯ + 2H+ + 2H2O = Ba2+ + 2H3BO3.
B4O72– + 2H+ + 5H2O = 4H3BO3;
B(OH)3 + 3C2H5OH = B(OC2H5)3 + 3H2O.
Бура является важнейшим флюсом, облегчающим процесс плавки. Расплавленная бура образует при охлаждении на стенках тигля глазурь, предохраняет расплав от доступа кислорода и растворяет окислы металлов.
При медленном термическом обезвоживании обычной буры получается пиробура с плотностью 2, 371 г/см3 и температурой плавления 741°С. Бура плавится и распадается на метаборат натрия и трёхокись бора, которые смешиваются в жидком состоянии;
Na2B4O7 → 2NaBO2 + B2O3.
Окись бора, соединяясь с окислами металлов, образует метабораты так же, как борная кислота. Метаборат натрия легко смешивается со вновь образованными метаборатами и быстро уводит их из зоны расплавленного металла, а на их место вступают новые активные молекулы окиси бора. Бура обладает большей способностью растворять окислы, чем борная кислота, и используется не только как плавильный восстановительный флюс, но и как важнейший флюс при пайке твёрдыми припоями.
Обычную буру получают из борной кислоты, из тинкаля, кернита и некоторых других минералов (путём их перекристаллизации), а также из воды соляных озёр (фракционированной кристаллизацией).
Буру широко применяют при приготовлении эмалей, глазурей, в производстве оптических и цветных стёкол, при сварке, резке и пайке металлов, в металлургии, гальванотехнике, красильном деле, бумажном, фармацевтическом, кожевенном производствах, в качестве дезинфицирующего и консервирующего средства и удобрения.
Тетраборат натрия («бура») — Na2B4O7, соль слабой борной кислоты и сильного основания, распространённое соединение бора, имеет несколько кристаллогидратов, широко применяется в технике.
Структура аниона [B4O5(OH)4]2− в буре
Термин «Бура» применяют по отношению к нескольким близким веществам; она может существовать в безводной форме, в природе чаще встречается в виде пятиводного или десятиводного кристаллогидрата;
Безводная бура (Na2B4O7)
Пентагидрат (Na2B4O7·5H2O)
Декагидрат (Na2B4O7·10H2O)
Однако наиболее часто слово бура относят к соединению Na2B4O7·10H2O.
Природные источники
Тетраборат натрия (Бура) встречается в солевых отложениях, образованных при испарении сезонных озёр (см. en;playa).
Бура
Бура́ (декагидрат тетрабората натрия, Na2B4O7 · 10H2O) — прозрачные кристаллы, при нагревании до
Тинкал
Тинкал, или «Бура» (декагидрат тетрабората натрия, Na2B4O7·10H2O) — минерал моноклинной сингонии, призматический. «Тинкал» (Tinkal) — слово санскритского происхождения, являющееся синонимом более частоупотребляемого названия минерала — «Бура» (от арабского «бюрак» — белый). Цвет белый, блеск стеклянный, твёрдость 2—2,5. Плотность 1,71. Спайность средняя по (100) и (110). Образует короткопризматические кристаллы, по форме напоминающие кристаллы пироксенов, а также сплошные зернистые массы и прожилки в глинистых породах. Типичный минерал эвапоритов. На воздухе разрушается, теряя воду и покрывается коркой тинкалконита или кернита, либо целиком в них превращается.
Так называемая Ювелирная бура — пятиводный тетраборат натрия Na2B4O7·5H2O.
в производстве эмалей, глазурей, оптических и цветных стекол;
при пайке в качестве флюса;
в бумажной и фармацевтической промышленности;
в производстве строительных материалов как компонент антисептика для изготовления целлюлозного утеплителя «Эковата»
как дезинфицирующее и консервирующее средство;
в аналитической химии;
как стандартное вещество для определения концентрации растворов кислот;
для качественного определения оксидов металлов (по цвету перлов);
в фотографии — в составе медленно действующих проявителей в качестве слабого ускоряющего вещества;
как компонент моющих средств;
как компонент косметики;
как сырьё для получения бора.
В подкисленных водных растворах боратов устанавливаются следующие равновесия;
Наиболее распространенной солью борной кислоты является декагидрат тетрабората натрия Na2B4O7·10H2O (техническое название — бура).
При нагревании борная кислота растворяет оксиды металлов, образуя соли.
Со спиртами в присутствии концентрированной серной кислоты образует эфиры;
Образование борнометилового эфира В(ОСН3)3 является качественной реакцией на Н3ВО3 и соли борных кислот, при поджигании борнометиловый эфир горит красивым ярко-зеленым пламенем.
Нахождение в природе
В природе свободная борная кислота встречается в виде минерала сассолина, в горячих источниках и минеральных водах.
Применение
В ядерных реакторах в качестве поглотителя нейтронов, растворённого в теплоносителе.
Борное удобрение.
В лабораториях применяют для приготовления буферных растворов.
В медицине — как самостоятельное дезинфицирующее средство, а также в виде 2% раствора – для промывки кожи после попадания щелочей.
Также на основе борной кислоты производятся различные комбинированные препараты (группа АТХ D08AD), например, паста Теймурова.
В фотографии — в составе мелкозернистых проявителей и кислых фиксажей для создания слабой кислотной среды.
В пищевой промышленности — зарегистрирована как пищевая добавка E284 (на территории России эта добавка не входит в список разрешённых к применению).
В игре Новус борной кислотой натирают игровой стол для лучшего скольжения фишек.
В ювелирном деле — как основа флюсов для пайки золотосодержащих сплавов.
В промышленности – связующее при кислой футеровке печей.
В быту – уничтожение тараканов.
АЛЮМИНИЙ (от лат. alumen, род. падеж aluminis – квасцы; лат. Aluminium) A1, хим. элемент III гр. периодич. системы, ат. н. 13, ат. м. 26,98154. В природе один стабильный изотоп 27А1. Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов 215*10-
Содержание алюминия в земной коре 8,8% по массе. По распространенности в природе занимает четвертое место среди всех элементов (после О, Н и Si) и первое среди металлов; в своб. виде не встречается. Важнейшие минералы; боксит, представляющий собой смесь гидроксидов алюминия – диаспора и бемита А1ООН и гиббсита (гидраргиллита) А1(ОH)3 (крупнейшие месторождения в Австралии, Бразилии, Гвинее и на Ямайке; пром. месторождения имеются также в СФРЮ, Греции, ВНР, Франции и СССР); алунит, или квасцовый камень (Na, К)2 * SO4*A12(SO4)3*4A1(OH3) (осн. месторождения в СССР, ЧССР, Италии); нефелин (Na,K)2O*Al2O3*2SiO2 (осн. месторождения в СССР, Гренландии, Норвегии, Швеции, Кении).
Является амфотерным элементом: взаимодействует с кислотами и со щелочами.
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2
Оксид и гидроксид алюминия также обладают амфотерными свойствами:
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 6H2O
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Свойства. алюминий – серебристо-белый легкий металл; кристаллич. решетка кубич. гранецентрированная (а = 0,40403 нм, z = 4, пространств. группа Fт3т). Т. пл. 660 °С, т. кип. ок. 2452°С; плотн. алюминия 99,996%-ной чистоты 2,6989 (20°С) и 2,289 (1000°С) г/см3; Сp° 24,35 Дж/(моль*К);Н0пл10,9 кДж/моль,Н0исп 302,13 кДж/моль; S0298 28 Дж/(моль*К); давление пара (Па) 0,266 (660°С), 13,3 (1123°С), 133 (1279°С); температурный коэф. линейного расширения 24,58*10 -6 К-1 (20-200°С); теплопроводность 1,24*10-3 Вт/(м*К); 0,0265 мкОм*м; для алюминия 99,85%-ной чистоты (Н*с/м2) 2*10-3 (800°С), 1,5*10-3 (900°С), 1,3*10-3 (1000°С);(на границе с Аг) 0,86 Н/м (700-750 °С). Алюминий слабо парамагнитен. Стандартный электродный потенциал А13+/А1° -1,663В в кислой среде и -2,35 В в щелочной. Модуль упругости 7*103МПа; для отожженного металла твердость по Бринеллю 170 МПа, для холоднокатаного 270 МПа, соотв. 50 и 115 МПа, относит. удлинение 49 и 5,5%. При охлаждении ниже 120 К прочностные св-ва алюминия в отличие от большинства металлов возрастают, а пластические не изменяются.
На воздухе алюминий покрывается тонкой прочной беспористой пленкой А12О3, защищающей металл от дальнейшего окисления и обусловливающей его высокую коррозионную стойкость. По этой же причине алюминий не реагирует с конц. HNO3. Техн. алюминий легко взаимод. с разбавленными соляной к-той H2SO4 и HNO3, образуя соли. Алюминий легко реагирует со щелочами, давая алюминаты.
При 25 °С алюминий образует с хлором, бромом и иодом соотв. алюминия хлорид А1С13, бромид А1Вr3 и иодид АlI3, при 600°С с фтором-алюминия фторид A1F3. Бромид -бесцв. расплывающиеся на воздухе кристаллы; т. пл. 97 °С, т. кип. 255°С;H°обр-514 кДж/моль; раств. в воде, спирте, CS2, ацетоне. Иодид-светло-коричневые расплывающиеся на воздухе кристаллы; т. пл. 180°С, т. кип. 360°С; H°обр-309 кДж/моль; раств. в воде, спирте, эфире, CS2.
Порошкообразный алюминий выше 800°С образует с азотом алюминия нитрид A1N. При взаимод. атомарного Н с парами алюминия при -196 °С получается гидрид (А1Н)Х (х = 1, 2), стабильный до — 76°С; (А1Н3)Х, синтезированный взаимод. А1С13 с Li[А1Н4],-бесцв. аморфный порошок, разлагается на элементы выше 100°С, водой гидролизуется. Алюминий реагирует с S выше 200°С, давая сульфид A12S3-бесцв. кристаллы; т. пл. 1120°С, т. возг. 1550°С (в токе N2);
H°обр -723 кДж/моль; разлагается водой, к-тами. С фосфором при 500°С алюминий образует фосфид А1Р-желтовато-серые кристаллы, устойчивые до 1000°С;H°обр — 121 кДж/моль; разлагается к-тами и щелочами. При взаимод. расплавленного алюминия с В образуются бориды А1В2 и А1В12-желто-серые или коричневые кристаллы; т. пл. 2200 °С; не разлагаются водой и к-тами.
Выше 800°С могут образовываться соед. А1(I), напр.; А12Х3 + 4А1 ЗА12Х (X = О, S, Se).
С рядом металлов и неметаллов алюминий образует сплавы (см. Алюминия сплавы), в к-рых содержатся интерметаллич. соед. – алюминиды, обычно весьма тугоплавкие (как правило, т. пл. выше 1000°С) и обладающие высокой твердостью (напр., твердость по Бринеллю для СuА12 и СгА17 ок. 5000 МПа, для TiAl3 ок. 7000 МПа, для РеА13 ок. 10000 МПа) и жаропрочностью. Алюминиды выполняют роль модификаторов сплавов и придают изделиям высокие мех. св-ва.
Получение и переработка. Алюминий получают электролизом р-ра глинозема (техн. А12О3) в расплавленном криолите Na3[AlF6] (см. Алюминия фторид)при 960-970°С. Состав электролита; 75-90% по массе Na3 [A1F6], 5-12% A1F3, 2-10% CaF2, 1-10% A12O3; молярное отношение NaF; A1F3 = 2,20-2,85. Пром. комплекс по получению алюминия включает произ-во глинозема из алюминиевых руд (см. об этом Алюминия оксид), криолита и др. фторидов, углеродистых анодных и футеровочных материалов и собственно электролитич. получение алюминия.
Электролиз глинозема ведут в аппаратах, катодом в к-рых служит подина ванны, анодом – предварительно обожженные угольные блоки или самообжигающиеся электроды, погруженные в расплавленный электролит. В расплаве протекают след. р-ции;
Жидкий алюминий накапливается на подине ванны, на аноде выделяется О2, образующий с его материалом СО и СО2. Плотность тока на аноде 0,7-0,9 А/см2, на катоде 0,4-0,5 А/см2; для разл. типов электролизеров сила тока составляет 100-250 кА, рабочее напряжение 4.2-4,5 В (поддерживается автоматически); на получение 1 т чернового алюминия расходуется 14-16 тыс. кВт*ч электроэнергии, 1,92-1,95 т А12О3, 0,5-0,6 т анодного материала; суточная производительность ванны средней мощности от 550 до
Алюминий высокой чистоты (не более 0,05% примесей) получают электролитич. рафинированием чернового алюминия, содержащего до 1% примесей; в кач-ве электролита чаще всего используют расплав Na3[A1F6], ВаС12 (до 60%) и NaCl (до 4%). Для получения алюминия особой чистоты (не более 0,001% примесей) применяют зонную плавку или хим. транспортную р-цию; 2А1 (жидкость) + А1F3(газ)3А1F(газ).
Бинарные соединения Al
AlCl3 + 3LiH ® AlH3 + 3LiCl;
4LiH + AlCl3 ® Li[AlH4] + 3LiCl;
Li[AlH4] + 4H2O ® 4H2 + LiOH + Al(OH)3;
Al2O3 + 3Si ® 2SiO + Al2O (Al2O – газопообразное вещество, реакция проходит при 18000С);
AlCl3 + 2Al ® 3AlCl;
AlN + 2NaOH + 6H2O ® 2Na[Al(OH)4] + 2NH3;
AlP + 3H2O ® Al(OH)3 + PH3;
Алюминий разливают в чушки или плоские слитки, к-рые затем перерабатывают в листы, фольгу, профили, проволоку. Он хорошо сваривается, поддается ковке, штамповке, прокатке, волочению и прессованию, а также обрабатывается методами порошковой металлургии. Алюминий в виде порошка производят распылением струи жидкого чистого алюминия упругой струей смеси N2 и О2 (2-8%). Частицы порошка при этом покрываются пленкой А12О3, содержание к-рого колеблется от 6 до 17%. При содержании О2 в газовой струе менее 2% порошок самопроизвольно возгорается на воздухе, при содержании О2 более 8%-горит при распылении. Сухим и мокрым размолом порошка в шаровых мельницах получают алюминий соотв. в виде пудры и пасты.
Порошок алюминия со средним размером частиц до 20 мкм пирофорен; т. самовоспл. 490°С, т. воспл. 420°С; ниж. КПВ 0,025-0,045 кг/м3. Аэрозоль алюминия в воздухе воспламеняется при 645°С.
Определение. Алюминий обнаруживают по образованию окрашенных соед. с ализарином, алюминоном, морином или с помощью эмиссионного спектрального анализа. Гравиметрич. методы определения основаны на выделении алюминия в виде гидроксида, бензоата, гидроксихинолината и послед. прокаливании их при 1200°С до А12О3, к-рый взвешивают. При титриметрич. определении алюминий при рН 4,5 связывают в комплекс динатриевой солью этилендиаминтетрауксусной к-ты, избыток к-рой оттитровывают р-ром соли Zn. Для количеств. определения алюминия используют также фотометрич. (с помощью 8-гидроксихинолина, алюминона, эриохромцианина, хромазурола S) и атомно-абсорбционный (с использованием резонансного излучения с длиной волны 309,3 нм) методы анализа.
Применение. Алюминий используют гл. обр. для получения алюминиевых сплавов. Чистый алюминий-конструкц. материал в стр-ве жилых и обществ. зданий, с.-х. объектов, в судостроении, для оборудования силовых подстанций и др. Применяют алюминий также для изготовления кабельных, токопроводящих и др. изделий в электротехнике, корпусов и охладителей диодов, спец. хим. аппаратуры, товаров народного потребления и др. Покрытия из алюминия наносят на стальные изделия для повышения их коррозионной стойкости. Способы нанесения; распыление (для защиты стальных конструкций, эксплуатирующихся в приморских зонах, на хим. предприятиях и др.); погружение в расплав (для получения алюминированных стальных лент); плакирование прокаткой (биметаллич. ленты); вакуумное напыление (для алюминирования лент из стали, тканей, бумаги и пластмасс, инструментальных зеркал и др.); электрохим. способ (для получения материалов и изделий с защитно-декоративными св-вами).
Алюминий – в виде порошка и гранул – раскислитель чугуна и стали, восстановитель оксидов при получении металлов (напр., Сr, Мn, Са) и сплавов (напр., ферромолибдена, феррониобия, ферровольфрама) методом алюминотермии, компонент твердых ракетных топлив, пиротехн. составов, ВВ. Алюминиевая пудра и паста – пигменты лакокрасочных материалов; пудра используется также как газообразователь в произ-ве ячеистых бетонов.
По объему произ-ва алюминий занимает среди металлов второе место после стали (в развитых капиталистич. странах – 12 млн т в 1980). В стр-ве и транспортном машиностроении расходуется приблизительно по 24% чистого алюминия и его сплавов, в произ-ве упаковочных материалов и консервных банок – ок. 17%, в электротехнике – ок. 10%, в произ-ве потребительских товаров-ок. 8%.
Металлич. алюминий впервые получен в 1825 X. К. Эрстедом.
Алюми́ний — элемент 13-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы III группы), третьего периода, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).
Простое вещество алюминий (CAS-номер; 7429-90-5) — лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия.
Алюминий разливают в чушки или плоские слитки, к-рые затем перерабатывают в листы, фольгу, профили, проволоку. Он хорошо сваривается, поддается ковке, штамповке, прокатке, волочению и прессованию, а также обрабатывается методами порошковой металлургии. Алюминий в виде порошка производят распылением струи жидкого чистого алюминия упругой струей смеси N2 и О2 (2-8%). Частицы порошка при этом покрываются пленкой А12О3, содержание к-рого колеблется от 6 до 17%. При содержании О2 в газовой струе менее 2% порошок самопроизвольно возгорается на воздухе, при содержании О2 более 8%-горит при распылении. Сухим и мокрым размолом порошка в шаровых мельницах получают алюминий соотв. в виде пудры и пасты.
Порошок алюминия со средним размером частиц до 20 мкм пирофорен; т. самовоспл. 490°С, т. воспл. 420°С; ниж. КПВ 0,025-0,045 кг/м3. Аэрозоль алюминия в воздухе воспламеняется при 645°С.
Определение. Алюминий обнаруживают по образованию окрашенных соед. с ализарином, алюминоном, морином или с помощью эмиссионного спектрального анализа. Гравиметрич. методы определения основаны на выделении алюминия в виде гидроксида, бензоата, гидроксихинолината и послед. прокаливании их при 1200°С до А12О3, к-рый взвешивают. При титриметрич. определении алюминий при рН 4,5 связывают в комплекс динатриевой солью этилендиаминтетрауксусной к-ты, избыток к-рой оттитровывают р-ром соли Zn. Для количеств. определения алюминия используют также фотометрич. (с помощью 8-гидроксихинолина, алюминона, эриохромцианина, хромазурола S) и атомно-абсорбционный (с использованием резонансного излучения с длиной волны 309,3 нм) методы анализа.
Применение. Алюминий используют гл. обр. для получения алюминиевых сплавов. Чистый алюминий-конструкц. материал в стр-ве жилых и обществ. зданий, с.-х. объектов, в судостроении, для оборудования силовых подстанций и др. Применяют алюминий также для изготовления кабельных, токопроводящих и др. изделий в электротехнике, корпусов и охладителей диодов, спец. хим. аппаратуры, товаров народного потребления и др. Покрытия из алюминия наносят на стальные изделия для повышения их коррозионной стойкости. Способы нанесения; распыление (для защиты стальных конструкций, эксплуатирующихся в приморских зонах, на хим. предприятиях и др.); погружение в расплав (для получения алюминированных стальных лент); плакирование прокаткой (биметаллич. ленты); вакуумное напыление (для алюминирования лент из стали, тканей, бумаги и пластмасс, инструментальных зеркал и др.); электрохим. способ (для получения материалов и изделий с защитно-декоративными св-вами).
Алюминий – в виде порошка и гранул – раскислитель чугуна и стали, восстановитель оксидов при получении металлов (напр., Сr, Мn, Са) и сплавов (напр., ферромолибдена, феррониобия, ферровольфрама) методом алюминотермии, компонент твердых ракетных топлив, пиротехн. составов, ВВ. Алюминиевая пудра и паста – пигменты лакокрасочных материалов; пудра используется также как газообразователь в произ-ве ячеистых бетонов.
По объему произ-ва алюминий занимает среди металлов второе место после стали (в развитых капиталистич. странах – 12 млн т в 1980). В стр-ве и транспортном машиностроении расходуется приблизительно по 24% чистого алюминия и его сплавов, в произ-ве упаковочных материалов и консервных банок – ок. 17%, в электротехнике – ок. 10%, в произ-ве потребительских товаров-ок. 8%.
Металлич. алюминий впервые получен в 1825 X. К. Эрстедом.
Алюми́ний — элемент 13-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы III группы), третьего периода, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).
Простое вещество алюминий (CAS-номер; 7429-90-5) — лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия.
Впервые алюминий был получен датским физиком Гансом Эрстедом в 1825 году действием амальгамы калия на хлорид алюминия с последующей отгонкой ртути. Название элемента образовано от лат. aluminis — квасцы.
Получение
Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. По сравнению с другими металлами восстановление алюминия из руды более сложно в связи с его высокой реакционной способностью и с высокой температурой плавления большинства его руд (таких, как бокситы). Прямое восстановление углеродом применяться не может, потому что восстановительная способность алюминия выше, чем у углерода. Возможно непрямое восстановление с получением промежуточного продукта Al4C3, который подвергается разложению при 1900—2000 °С с образованием алюминия. Этот способ находится в разработке, но представляется более выгодным, чем процесс Холла—Эру, так как требует меньших энергозатрат и приводит к образованию меньшего количества CO2.
Алюминий разливают в чушки или плоские слитки, к-рые затем перерабатывают в листы, фольгу, профили, проволоку. Он хорошо сваривается, поддается ковке, штамповке, прокатке, волочению и прессованию, а также обрабатывается методами порошковой металлургии. Алюминий в виде порошка производят распылением струи жидкого чистого алюминия упругой струей смеси N2 и О2 (2-8%). Частицы порошка при этом покрываются пленкой А12О3, содержание к-рого колеблется от 6 до 17%. При содержании О2 в газовой струе менее 2% порошок самопроизвольно возгорается на воздухе, при содержании О2 более 8%-горит при распылении. Сухим и мокрым размолом порошка в шаровых мельницах получают алюминий соотв. в виде пудры и пасты.
Порошок алюминия со средним размером частиц до 20 мкм пирофорен; т. самовоспл. 490°С, т. воспл. 420°С; ниж. КПВ 0,025-0,045 кг/м3. Аэрозоль алюминия в воздухе воспламеняется при 645°С.
Определение. Алюминий обнаруживают по образованию окрашенных соед. с ализарином, алюминоном, морином или с помощью эмиссионного спектрального анализа. Гравиметрич. методы определения основаны на выделении алюминия в виде гидроксида, бензоата, гидроксихинолината и послед. прокаливании их при 1200°С до А12О3, к-рый взвешивают. При титриметрич. определении алюминий при рН 4,5 связывают в комплекс динатриевой солью этилендиаминтетрауксусной к-ты, избыток к-рой оттитровывают р-ром соли Zn. Для количеств. определения алюминия используют также фотометрич. (с помощью 8-гидроксихинолина, алюминона, эриохромцианина, хромазурола S) и атомно-абсорбционный (с использованием резонансного излучения с длиной волны 309,3 нм) методы анализа.
Применение. Алюминий используют гл. обр. для получения алюминиевых сплавов. Чистый алюминий-конструкц. материал в стр-ве жилых и обществ. зданий, с.-х. объектов, в судостроении, для оборудования силовых подстанций и др. Применяют алюминий также для изготовления кабельных, токопроводящих и др. изделий в электротехнике, корпусов и охладителей диодов, спец. хим. аппаратуры, товаров народного потребления и др. Покрытия из алюминия наносят на стальные изделия для повышения их коррозионной стойкости. Способы нанесения; распыление (для защиты стальных конструкций, эксплуатирующихся в приморских зонах, на хим. предприятиях и др.); погружение в расплав (для получения алюминированных стальных лент); плакирование прокаткой (биметаллич. ленты); вакуумное напыление (для алюминирования лент из стали, тканей, бумаги и пластмасс, инструментальных зеркал и др.); электрохим. способ (для получения материалов и изделий с защитно-декоративными св-вами).
Алюминий – в виде порошка и гранул – раскислитель чугуна и стали, восстановитель оксидов при получении металлов (напр., Сr, Мn, Са) и сплавов (напр., ферромолибдена, феррониобия, ферровольфрама) методом алюминотермии, компонент твердых ракетных топлив, пиротехн. составов, ВВ. Алюминиевая пудра и паста – пигменты лакокрасочных материалов; пудра используется также как газообразователь в произ-ве ячеистых бетонов.
По объему произ-ва алюминий занимает среди металлов второе место после стали (в развитых капиталистич. странах – 12 млн т в 1980). В стр-ве и транспортном машиностроении расходуется приблизительно по 24% чистого алюминия и его сплавов, в произ-ве упаковочных материалов и консервных банок – ок. 17%, в электротехнике – ок. 10%, в произ-ве потребительских товаров-ок. 8%.
Металлич. алюминий впервые получен в 1825 X. К. Эрстедом.
Алюми́ний — элемент 13-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы III группы), третьего периода, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).
Простое вещество алюминий (CAS-номер; 7429-90-5) — лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия.
Современный метод получения, процесс Холла—Эрубыл разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al2O3 в расплаве криолита Na3AlF6 с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.
Для производства
Лабораторный способ получения алюминия предложил Фридрих Вёлер в 1827 году, он основывается на восстановлении металлическим калием (реакция протекает при нагревании без доступа воздуха);
Физические свойства
Микроструктура алюминия на протравленной поверхности слитка, чистотой 99,9998 %, размер видимого сектора около 55×37 мм
Металл серебристо-белого цвета, лёгкий
плотность — 2,7 г/см³
температура плавления у технического алюминия —
удельная теплота плавления — 390 кДж/кг
температура кипения —
удельная теплота испарения — 10,53 МДж/кг
временное сопротивление литого алюминия — 10-12 кг/мм², деформируемого — 18-25 кг/мм², сплавов — 38-42 кг/мм²
Твёрдость по Бринеллю — 24…32 кгс/мм²
высокая пластичность; у технического — 35 %, у чистого — 50 %, прокатывается в тонкий лист и даже фольгу
Модуль Юнга — 70 ГПа
Алюминий обладает высокой электропроводностью (37·106 См/м) и теплопроводностью (203,5 Вт/(м·К)), 65 % от электропроводности меди, обладает высокой светоотражательной способностью.
Слабый парамагнетик.
Температурный коэффициент линейного расширения 24,58·10−6 К−1 (20…200 °C).
Температурный коэффициент электрического сопротивления 2,7·10−8K−1. Алюминий переходит в сверхпроводящее состояние при температуре 1,2 кельвина.
Алюминий образует сплавы почти со всеми металлами. Наиболее известны сплавы с медью и магнием (дюралюминий) и кремнием (силумин).
Нахождение в природе
Природный алюминий состоит практически полностью из единственного стабильного изотопа 27Al со следами 26Al, радиоактивного изотопа с периодом полураспада 720 тыс. лет, образующегося в атмосфере при бомбардировке ядер аргона протонами космических лучей.
Алюминий разливают в чушки или плоские слитки, к-рые затем перерабатывают в листы, фольгу, профили, проволоку. Он хорошо сваривается, поддается ковке, штамповке, прокатке, волочению и прессованию, а также обрабатывается методами порошковой металлургии. Алюминий в виде порошка производят распылением струи жидкого чистого алюминия упругой струей смеси N2 и О2 (2-8%). Частицы порошка при этом покрываются пленкой А12О3, содержание к-рого колеблется от 6 до 17%. При содержании О2 в газовой струе менее 2% порошок самопроизвольно возгорается на воздухе, при содержании О2 более 8%-горит при распылении. Сухим и мокрым размолом порошка в шаровых мельницах получают алюминий соотв. в виде пудры и пасты.
Порошок алюминия со средним размером частиц до 20 мкм пирофорен; т. самовоспл. 490°С, т. воспл. 420°С; ниж. КПВ 0,025-0,045 кг/м3. Аэрозоль алюминия в воздухе воспламеняется при 645°С.
Определение. Алюминий обнаруживают по образованию окрашенных соед. с ализарином, алюминоном, морином или с помощью эмиссионного спектрального анализа. Гравиметрич. методы определения основаны на выделении алюминия в виде гидроксида, бензоата, гидроксихинолината и послед. прокаливании их при 1200°С до А12О3, к-рый взвешивают. При титриметрич. определении алюминий при рН 4,5 связывают в комплекс динатриевой солью этилендиаминтетрауксусной к-ты, избыток к-рой оттитровывают р-ром соли Zn. Для количеств. определения алюминия используют также фотометрич. (с помощью 8-гидроксихинолина, алюминона, эриохромцианина, хромазурола S) и атомно-абсорбционный (с использованием резонансного излучения с длиной волны 309,3 нм) методы анализа.
Применение. Алюминий используют гл. обр. для получения алюминиевых сплавов. Чистый алюминий-конструкц. материал в стр-ве жилых и обществ. зданий, с.-х. объектов, в судостроении, для оборудования силовых подстанций и др. Применяют алюминий также для изготовления кабельных, токопроводящих и др. изделий в электротехнике, корпусов и охладителей диодов, спец. хим. аппаратуры, товаров народного потребления и др. Покрытия из алюминия наносят на стальные изделия для повышения их коррозионной стойкости. Способы нанесения; распыление (для защиты стальных конструкций, эксплуатирующихся в приморских зонах, на хим. предприятиях и др.); погружение в расплав (для получения алюминированных стальных лент); плакирование прокаткой (биметаллич. ленты); вакуумное напыление (для алюминирования лент из стали, тканей, бумаги и пластмасс, инструментальных зеркал и др.); электрохим. способ (для получения материалов и изделий с защитно-декоративными св-вами).
Алюминий – в виде порошка и гранул – раскислитель чугуна и стали, восстановитель оксидов при получении металлов (напр., Сr, Мn, Са) и сплавов (напр., ферромолибдена, феррониобия, ферровольфрама) методом алюминотермии, компонент твердых ракетных топлив, пиротехн. составов, ВВ. Алюминиевая пудра и паста – пигменты лакокрасочных материалов; пудра используется также как газообразователь в произ-ве ячеистых бетонов.
По объему произ-ва алюминий занимает среди металлов второе место после стали (в развитых капиталистич. странах – 12 млн т в 1980). В стр-ве и транспортном машиностроении расходуется приблизительно по 24% чистого алюминия и его сплавов, в произ-ве упаковочных материалов и консервных банок – ок. 17%, в электротехнике – ок. 10%, в произ-ве потребительских товаров-ок. 8%.
Металлич. алюминий впервые получен в 1825 X. К. Эрстедом.
Алюми́ний — элемент 13-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы III группы), третьего периода, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).
Простое вещество алюминий (CAS-номер; 7429-90-5) — лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия.
По распространённости в земной коре Земли занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминия в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до 8,14 % от массы земной коры.
В природе алюминий в связи с высокой химической активностью встречается почти исключительно в виде соединений. Некоторые из них;
Бокситы — Al2O3 · H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3)
Нефелины — KNa3[AlSiO4]4
Алуниты — (Na,K)2SO4·Al2(SO4)3·4Al(OH)3
Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3, магнезитом MgCO3)
Корунд (сапфир, рубин, наждак) — Al2O3
Полевые шпаты — (K,Na)2O·Al2O3·6SiO2, Ca[Al2Si2O8]
Каолинит — Al2O3·2SiO2 · 2H2O
Берилл (изумруд, аквамарин) — 3ВеО · Al2О3 · 6SiO2
Хризоберилл (александрит) — BeAl2O4.
Тем не менее, в некоторых специфических восстановительных условиях возможно образование самородного алюминия.
В природных водах алюминий содержится в виде малотоксичных химических соединений, например, фторида алюминия. Вид катиона или аниона зависит, в первую очередь, от кислотности водной среды. Концентрации алюминия в поверхностных водных объектах России колеблются от 0,001 до 10 мг/л, в морской воде 0,01 мг/л.
Гидроксид алюминия
При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями; с H2O (t°);O2, HNO3 (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солей аммония NH4+, горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель.
Легко реагирует с простыми веществами;
с кислородом, образуя оксид алюминия;
4Al + 3O2 = 2Al2O3
с галогенами (кроме фтора), образуя хлорид, бромид или иодид алюминия;
2Al + 3Hal2 = 2AlHal3 (Hal = Cl, Br, I)
с другими неметаллами реагирует при нагревании;
со фтором, образуя фторид алюминия;
2Al + 3F2 = 2AlF3
с серой, образуя сульфид алюминия;
2Al + 3S = Al2S3
с азотом, образуя нитрид алюминия;
2Al + N2 = 2AlN
с углеродом, образуя карбид алюминия;
4Al + 3С = Al4С3
Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются;
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4
Со сложными веществами;
с водой (после удаления защитной оксидной пленки, например, амальгамированием или растворами горячей щёлочи);
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
со щелочами (с образованием тетрагидроксоалюминатов и других алюминатов);
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2
2(NaOH•H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2
Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах;
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2
При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия;
8Al + 15H2SO4(конц) = 4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12H2O
Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия);
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr
Производство
Легенда из «Historia naturalis» гласит, что однажды к римскому императору Тиберию (42 год до н. э. — 37 год н. э.) пришёл ювелир с металлической, небьющейся обеденной тарелкой, изготовленной якобы из глинозёма — Al2O3. Тарелка была очень светлой и блестела, как серебро. По всем признакам она должна быть алюминиевой. При этом ювелир утверждал, что только он и боги знают, как получить этот металл из глины. Тиберий, опасаясь, что металл из легкодоступной глины может обесценить золото и серебро, приказал на всякий случай отрубить ювелиру голову. Данная легенда интересна, ввиду возможности обнаружения самородного алюминия (см. выше). Ввиду его легкоплавкости, самородный алюминий мог бы быть легко переплавлен в компактный слиток металла даже на костре.
Оксид алюминия Al2O3 — в природе распространён как глинозём, нестехиометрическая смесь оксидов алюминия, калия, натрия, магния и т. д.
Бесцветные нерастворимые в воде кристаллы.
химические свойства — амфотерный оксид. Практически не растворим в кислотах. Растворяется в горячих растворах и расплавах щелочей.
tпл
Является полупроводником n-типа, но несмотря на это используется в качестве диэлектриков в алюминиевых электролитических конденсаторах.
Диэлектрическая проницаемость 9,5 — 10.
Электрическая прочность 10 кВ/мм.Модификация Плотность, г/см3
α-Al2O3 3.99
θ-Al2O3 3.61
γ-Al2O3 3.68
κ–Al2O3 3.77
Получение
Получают из бокситов, нефелинов, каолина, алунитов алюминатным или хлоридным методом. Сырьё в производстве алюминия, катализатор, адсорбент, огнеупорный и абразивный материал.
Чистый оксид алюминия может находиться в нескольких кристаллических формах; α–Al2O3 (корунд), γ–Al2O3, δ–Al2O3, θ–Al2O3, χ–Al2O3 и др.
Применение
Средние цены на глинозем металлургического сорта в 2009 году — $178/тонна Оксид алюминия (α–Al2O3), как минерал, называется корунд. Крупные прозрачные кристаллы корунда используются как драгоценные камни. Из-за примесей корунд бывает окрашен в разные цвета; красный корунд называется рубином, синий, традиционно — сапфиром. Согласно принятым в ювелирном деле правилам, сапфиром называют кристаллический α-оксид алюминия любой окраски, кроме красной. В настоящее время кристаллы ювелирного корунда выращивают искусственно, но природные камни всё равно ценятся выше, хотя по виду не отличаются. Также корунд применяется как огнеупорный материал. Остальные кристаллические формы используются, как правило, в качестве катализаторов, адсорбентов, инертных наполнителей в физических исследованиях и химической промышленности.
Керамика на основе оксида алюминия обладает высокой твёрдостью, огнеупорностью и антифрикционными свойствами, а также является хорошим изолятором. Она используется в горелках газоразрядных ламп, подложек интегральных схем, в запорных элементах керамических трубопроводных кранов, в зубных протезах и т.д.
Так называемый β-оксид алюминия в действительности представляет собой смешанный оксид алюминия и натрия. Он и соединения с его структурой вызывают большой научный интерес в качестве металлопроводящего твёрдого электролита.
γ-Модификации оксида алюминия применяются в качестве носителя катализаторов, сырья для производства смешанных катализаторов, осушителя в различных процессах химических, нефтехимических производств (ГОСТ 8136-85).
Гидрокси́д алюми́ния, вещество с формулой (а также , и ) — соединение оксида алюминия с водой. Белое студенистое вещество, плохо растворимое в воде, обладает амфотерными свойствами.
Получают при взаимодействии солей алюминия с водными растворами щёлочи, избегая их избытка;
Высушенный гидроксид алюминия представляет собой белое кристаллическое вещество, нерастворимое в кислотах и щёлочах.
Химические свойства
Свежеосаждённый гидроксид алюминия может взаимодействовать с;
кислотами
щелочами
При этом образуются соли ортоалюминиевой кислоты H3AlO3 (ортоалюминаты) либо соли метаалюминиевой кислоты HAlO2 (метаалюминаты).
Применение
Используется при очистке воды, так как обладает способностью адсорбировать различные вещества, в медицине, в качестве антацидного средства, в качестве адъюванта при изготовлении вакцин. Применяется в качестве антипирена (подавителя горения) в пластиках и других материалах.
Хлорид алюминия (хлористый алюминий) — соль алюминия и соляной кислоты. Химическая формула — AlCl3.
Свойства
При обычном давлении возгоняется при
Получение
Важнейший способ получения хлорида алюминия в промышленности — действие смеси Cl2 и CO на обезвоженный каолин или боксит в шахтных печах;
Al2O3 + ЗСО + ЗСl2 → 2AlCl3 + 3CO2
При температуре в
Также есть и другие способы получения хлорида алюминия;
Al + FeCl3 → AlCl3 + Fe
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
3CuCl2 + 2Al → 2AlCl3 + 3Cu↓
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑
Применение
Безводный хлорид алюминия образует продукты присоединения со многими неорганическими (например, NH3, H2S, SO2) и органическими (хлорангидриды кислот, эфиры и др.) веществами, с чем связано важнейшее техническое применение AlCl3 как катализатора при переработке нефти и при органических синтезах (например, реакция Фриделя — Крафтса). Гексагидрат и его растворы используются при очистке сточных вод, обработке древесины, производстве антиперспирантов и пр.
Фосфат алюминия (ортофосфат алюминия, алюминий фосфорнокислый) — AlPO4, неорганическое соединение, алюминиевая соль фосфорной кислоты. Твёрдое, белое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Встречается в природе в виде минерала берлинита. Образуется в виде студёнистого осадка при действии на водорастворимые соли алюминия растворимых фосфатов.
Используется в качестве флюса в производстве керамики, добавки для цемента, высокотемпературного дегидратирующего агента, для выпуска специальных сортов стекла, как катализатор в органическом синтезе. Также применяется как компонент для некоторых разрыхлителей в кондитерском деле и в медицине как антацид.
Нахождение в природе и физические свойства
Белое (в аморфном виде) или бесцветное кристаллическое вещество, существующая в четырёх модификациях, среди которых устойчивы;
α–AlPO4 — с гексагональной решёткой (пространственная группа P3121), устойчив до
Плотность; 2,64 г/см³, удельная теполёмкость; 93,2 Дж/(моль·К), стандартная энтальпия образования; −1733 кДж/моль, стандартная энергия Гиббса; −1617 кДж/моль, стандартная энтропия; 90,8 Дж/(моль·K).
β–AlPO4 — с гексагональной (580—1047 °C) или кубической (выше
Соединение плохо растворимо в воде (ПР 9,83·10−10) и спирте, хорошо растворимо в соляной и азотной кислоте. Хуже всего соль растворима в воде при pH 4,07—6,93.
При осаждении их водных растворов выпадает в виде аморфного осадка общей формулой AlPO4•xH2O. Известны кристаллогидраты, где x=2; 3,5. Безводную соль можно получить при нагревании фосфата выше
Известны основные и кислые соли фосфата алюминия; Al2(PO4)(OH)3, Al(H2PO4)3, AlH3(PO4)2 и др.
Аугелит
Лазулит
В природе фосфат алюминия входит в состав следующих многочисленных минералов (список не является исчерпывающим);
альдерманит; Mg5Al12(PO4)8(OH)22 • 32H2O
амблигонит; (Li,Na)AlPO4(F,OH)
ахейлит; (Fe2+,Zn)Al6(PO4)4(OH)8 • 4H2O
аугелит; Al2(PO4)(OH)3
берлинит; AlPO4 • xH2O
бразилианит; NaAl3(PO4)2(OH)4
вантасселит; Al4(PO4)3(OH)3 • 9H2O
варисцит; AlPO4 • 2H2O
воксит; Fe2+Al2(PO4)2(OH)2 • 6H2O
лазулит; (Mg,Fe2+)Al2(OH,PO4)2
скорцалит; ((Mg,Fe2+)Al2(OH,PO4)2)
таранакит; (K,Na)3(Al,Fe3+)5(PO4)2([HPO4)6 • 18H2O
цириловит; NaFe3+3(PO4)2(OH)4 • 2(H2O)
чилдренит; (Fe,Mn)AlPO4(OH)2 • H2O
эосфорит; MnAlPO4)(OH)2 • H2O
Получение и химические свойства
Фосфат алюминия довольно устойчивое соединение, разлагающееся при температуре выше
Получают нагреванием алюмината натрия с фосфорной кислотой или обменной реакцией сульфата алюминия с водорастворимыми фосфатами;
Сульфа́т алюми́ния — сложное неорганическое вещество с химической формулой Al2(SO4)3.
Сульфат алюминия — это соль белого цвета с серым, голубым или розовым оттенком, при обычных условиях существует в виде кристаллогидрата Al2(SO4)3·18H2O — бесцветных кристаллов. При нагревании теряет воду не плавясь, при прокаливании распадается на Al2O3 и SO3. Хорошо растворяется в воде. Технический сульфат алюминия можно получить, обрабатывая серной кислотой боксит или глину, а чистый продукт, — растворяя Al(OH)3 в горячей концентрированной H2SO4.
Сульфат алюминия применяется для очистки воды хозяйственно-питьевого и промышленного назначения и для использования в бумажной, текстильной, кожевенной и других отраслях промышленности.
Используется в качестве пищевой добавки E-520.
Химические свойства
Сульфат алюминия разлагается при температурах от 770 до
Получение
Сульфат алюминия получают взаимодействием гидроксида алюминия с серной кислотой;
Также сульфат алюминия получают при соединении алюминия с серной кислотой;
Алюминия сульфат Al2(SO4)3, бесцв. кристаллы с орторомбич. решеткой; плотн. 2,710 г/см3; С0р 259,6 Дж/(моль*К); Н°обр -3444,1 кДж/моль, G°обр, -3102,9 кДж/моль; S°298 239,4 ДжДмоль*К). Выше 580°С разлагается до Аl2О3 и SO3. Хорошо раств. в воде, плохо – в спиртах. Гигроскопичен.
При обычной температуре устойчив Al2(SO4)3*18H2O – бесцв. кристаллы с моноклинной решеткой; т. пл. 86,5°С (с разл.); плотн. 1,690 г/см3; Н°пл 78,8 кДж/моль, Н°обр -8905,7 кДж/моль. При 150°С теряет 4 молекулы воды, при 160°С – 8, при 250°С – 15, полностью обезвоживается при 420°С. Растворимость в воде безводного сульфата алюминия (% по массе); 23,9 (0°С), 26,6 (20°С), 34,2 (50°С), 47,1 (100°С). Обычно используют частично дегидратированный (из-за выветривания) сульфат алюминия, содержащий 14,0-14,5 молекул воды.
С сульфатами щелочных металлов. Tl+ и NH+4 сульфат алюминия дает квасцы MAl(SO4)2*12H2O. При 150°С в водных растворах сульфат алюминия разлагается до 3А12О3*SO3*9Н2О.
Получают сульфат алюминия обработкой серной кислотой Аl(ОН)3, глины. богатой каолинитом Al2Si2O5(OH)4, боксита или алунита (Na, K)2SO4*Al2(SO4)3*4Al(OH)3 при 100-250°С. Алюминия сульфат – коагулянт при очистке воды, протрава при крашении тканей. Его используют также для дубления кож, консервирования древесины, проклеивания бумаги, получения квасцов.
Ацетат алюминия — неорганическое соединение, соль металла алюминий и уксусной кислоты с формулой Al(CH3COO)3, бесцветные кристаллы, растворяются в холодной воде и гидролизуются в горячей.
Получение
Действие безводной уксусной кислоты на металлический алюминий в присутствии катализатора;
Действие уксусного ангидрида на хлорид алюминия;
Физические свойства
Ацетат алюминия образует бесцветные кристаллы, растворимые в холодной воде с сильным гидролизом по катиону, в воде комнатной температуры происходит полный гидролиз до основного ацетата алюминия Al(OH)(CH3COO)2.
Химические свойства
Реагирует с водой, в т.ч с влагой из воздуха;
В горячей воде гидролиз идёт дальше;
Применение
В фармакологии (Жидкость Бурова).
В текстильной промышленности.
Гидроксохлорид алюминия — неорганическое соединение, соль, имеющая формулу Aln(OH)(3n–m)Clm. Применяется в дезодорантах, антиперспирантах и как коагулянт при очистке воды.
Получение
Коммерческий способ получения гидроксохлорида алюминия заключается в обработке металлического алюминия соляной кислотой. Так же в качестве сырья может использоваться хлорид , сульфат и гидроксид алюминия . Продукты реакции могут содержать так же хлориды калия, магния или кальция.
Использование оксихлорида алюминия
Гидроксохлорид алюминия является одним из самых используемых действующих веществ в антиперспирантах. Так же используется для осаждения взвешенных органических веществ при очистке сточных вод.
