Цинк, кадмий и ртуть

Полные электронные аналоги; каждый в своем периоде является последним элементом d-семейства. Следовательно, у них завершена d¹⁰-электронная конфигурация. В этом отношении цинк и его аналоги отличаются от остальных d-элементов и, наоборот, проявляют сходства с р- элементами больших периодов.

Восстановительные свойства этих эл-тов выражены слабее, чем у эл-тов главной подгруппы. Это объясняется меньшими размерами атомов и более высокими энергиями ионизации. От цинка к ртути химическая активность падает. Для элементов подгруппы IIВ характерно образование алкильных соединений. Общим для элементов главной и побочной подгрупп второй группы являются также сравнительно низкие температуры плавления и относительно хорошая летучесть. Ртуть имеет самую низкую температуру плавления. Металлы подгруппы цинка диамагнитны.

13. Жесткость воды и способы ее устранения.

Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния и становится жесткой. Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов Са(НСО₃)₂, Mg(НСО₃)₂.

Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидроортофосфаты и др.).

Временная жесткость устраняется кипячением воды. При этом гидрокарбонаты разрушаются, осадок отделяется:

Са(НСО₃)₂ СаСО₃ + СО₂ + Н₂О

Mg (НСО₃)₂ Mg(OH)₂ + 2 СО₂

Постоянная жесткость устраняется обработкой воды различными реагентами – химическое умягчение

MgSO₄ + Са(ОН)₂ = Mg(ОН)₂ + CaSO₄

Химическое умягчение может быть использовано и для устранения временной жесткости:

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2 СаСО₃ + 2 Н₂О

Mg (НСО₃)₂ + Са(ОН)₂= СаMg(СО₃)₂ + 2 Н₂О

Количественной характеристикой жесткости воды, является степень жесткости (Ж).

Общую жесткость воды выражают числом милимолей катионов кальция, магния и др., содержащихся в литре воды.

Жесткость воды выражают в ммоль/л (ммоль ионов Mg²⁺ и Са²⁺ в 1 л воды).

14. III группа ПС. Кислоты бора, соединения бора с водородом, металлами и неметаллами. Алюминий. Амфотерность соединений алюминия. Получение и использование d- элементов.

К р-элементам (главная подгруппа) IIIгруппы относятся два распространенных элемента - бор и алюминий, и три редких - галлий, индий и таллий. С увеличением атомного номера элементов энергия ионизации атомов уменьшается, увеличиваются металлические свойства: бор − неметалл, остальные элементы − металлы.  На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по три электрона (s²р¹). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s²р¹, но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Gа, In, Тl ослабевают, а металлические свойства усиливаются.

У элементов подгруппы скандия на внешнем электронном уровне также находится по три электрона. Однако эти элементы относятся к переходным d-элементам, электронная конфигурация их валентного слоя d¹s². Эти электроны все три элемента довольно легко отдают. Элементы подгруппы лантаноидов имеют отличительную конфигурацию внешнего электронного уровня: у них застраиваетси 4f -уровень и исчезает d-уровень. Начиная с церия все элементы, кроме гадолиния и лютеция, имеют электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 4fⁿ6s²(гадолиний и лютеций имеют 5d¹-электроны). Число n изменяется от 2 до 14. Поэтому в образовании валентных связей принимают участие s- и f-электроны. Чаще всего степень окисления лантаноидов +3, реже +4.

Электронное строение валентного слоя актиноидов во многом напоминает электронное строение валентного слоя лантаноидов. Все лантаноиды и актиноиды — типичные металлы.

Чистый бор получают электролизом расплавленных фтороборатов, восстановлением или разложением его галогенидов, а также разложением гидридов бора:

2BBr₃ + 3H₂ = 2B + 6HBr

B₂H₆ = 2B + 3H₂

Гидриды бора - бораны имеют формулу B_nH_n+4 и B_nH_n+6. Получают косвенным путем действием кислот на бориды:

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

Бораны очень реакционноспособны, реагируют с кислородом со взрывом, разлагаются водой, спиртами и щелочами:

B₂H₆ + 3O₂ = B₂O₃ + 3H₂O

B₂H₆ + 6H₂O = 2H₃BO₃ + 6H₂

Все элементы образуют соединения со всеми галогенами типа ЭГ₃, а таллий также и TlГ. Галогениды бора являются галогенангидридами, галогениды остальных элементов – солями.

Все галогениды гидролизуются в воде:

BГ₃ + H₂O = H₃BO₃ + 3HГ.

Соединения бора с металлами (бориды) обладают высокой твердостью и термостойкостью. Большой термостойкостью обладают карбид и нитрид бора. Реакция буры с кислотой протекает по уравнению

Nа₂В₄O₇+ 2 НСl + 5 Н₂О = 2 NаСl + 4 Н₃ВО₃

Ортоборную кислоту H₃BO₃ получают гидролизом галогенидов, боранов и др.

В водном растворе ортоборная кислота находится в равновесии с другими кислотами бора:

ортоборная H₃BO₃ HBO₂ + H₂O

метаборная 4HBO₂ H₂B₄O₇ + H₂O

тетраборная H₂B₄O₇ 2B₂O₃ + H₂O

Все кислоты − слабые, наиболее слабая из них H₃BO₃. Особенность H₃BO₃ заключается в том, что при ее нейтрализации щелочами образуются соли не ортоформы, а тетрабораты, метабораты или соли других полиборных кислот:

4H₃BO₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7H₂O

H₃BO₃ + NaOH = NaBO₂ + 2H₂O

В избытке щелочи тетрабораты переходят в металобораты:

Na₂B₄O₇ + 2NaOH = 4NaBO₂ + H₂O

При действии на метабораты тетрабораты сильных кислот выделяется борная кислота:

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ + 5H₂O = Na₂SO₄ + 4H₃BO₃

Алюминий получают электролизом глинозема (Al₂O₃) в расплавленном криолите Na₃AlF₆ в присутствии флюсов AlF_3, CaF_2, MgF_2.

Ga, In и Tl получают при переработке полиметаллических руд. При этом данные элементы выделяют в виде оксидов или хлоридов, которые затем химическим или электрохимическим способом восстанавливают до металлов.

Область применения сплавов алюминия – от домашней утвари до современной авиатехники. Легкоплавкие сплавы галлия находят применение в терморегуляторах и высокотемпературных термометрах. Сплавы, содержащие индий, применяются в качестве припоев для соединения металлов, стекла, керамики. Таллий находит применение в электронике и электротехнике, Tl₂S – для изготовления фотоэлементов.

Алюминий — очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу — гидроксид алюминия:

4 Аl + 3 O₂+ 6 Н₂О = 4 Аl(ОН)₃

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода:

2 Аl + 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃+ 3 Н₂

Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:

2 Аl + 6 КОН + 6 Н₂О = 2 К₃[Аl(ОН)₆] + 3 Н₂

 Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем они протекают очень интенсивно и сопровождаются выделением большого количества теплоты:

2 Аl + 3 Вr₂= 2 АlВr₃(бромид алюминия)

4 Аl + 3 O₂= 2 Аl₂O₃(оксид алюминия)

2 Аl + 3 S = Аl₂S₃(сульфид алюминия)

2 Аl + N₂= 2 АlN (нитрид алюминия)

4 Аl + 3 С = Аl₄С₃(карбид алюминия)

Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных растворах он подвергается полному гидролизу с образованием гидроксида алюминия и сероводорода:

Аl₂S₃+ 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃+ 3 Н₂S

Оксид алюминия обладает амфотерными свойствами, но он не растворяется в воде, кислотах и щелочах. При кипячении в концентрированном растворе щелочи он лишь частично переходит в раствор. Оксид алюминия переводят в растворимое состояние сплавлением со щелочами или пиросульфатом калия:

АI₂О₃+ 2 КОН = 2 КАlO₂+ Н₂О

Аl₂O₃+ 3 К₂S₂О₇= 3 К₂SO₄+ Аl₂(SO₄)₃

 Полученные сплавы растворяются в воде. При сплавлении оксида алюминия с поташем или содой образуются алюминаты, которые легко растворяются в воде:

Аl₂O₃+ К₂СО₃= 2 КАlO₂+ СО₂

Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами. Свежеосажденный гидроксид легко растворяется в кислотах и щелочах (кроме гидроксида аммония):

2 Аl(ОН)₃+ 3 Н₂SO₄= Аl₂(SO₄)₃+ 6 Н₂О

Аl(ОН)₃ + 3 КОН = К₃[Аl(ОН)₆]

 Гидроксид алюминия является слабым основанием и еще более слабой кислотой, поэтому соли алюминия находятся в растворе только в присутствии избытка кислоты, а алюминаты — только в присутствии избытка щелочи. При разбавлении растворов водой эти соединения сильно гидролизованы.

Высушенный гидроксид алюминия, потерявший часть воды, не растворяется ни в кислотах, ни в щелочах и этим напоминает оксид алюминия.

Побочная подгруппа третьей группы (III В) состоят кроме четырех d–элементов (Sc, Y, La, Ac) из f−элементов с порядковыми номерами 58 - 71 (лантаноиды) и 90 – 103 (актиноиды). Это редкоземельные металлы, обычно находящиеся в природе совместно.

Извлечение Sc, Y, La из руд сопряжено с трудоемкими операциями – обогащением и последующей переработкой для получения промежуточных продуктов Э₂О₃ или ЭГ₃. Ниже приведена схема производственных процессов получения Sc₂O₃:

Sc₂Si₂O₇ Sc₄C₃ ScCl₃ Sc₂(C₂O₄)_{3 (к)} Sc₂O₃

Далее металлы восстанавливают из оксидов или галогенидов магнием, кальцием или щелочным металлом:

Э₂О₃ + 3Mg = 2Э + 3MgO (1300-1500 ⁰C)

2ЭГ₃ + 3Са = 2Э + 3СаF₂ (1500 ⁰C)

Ac + 3Li = Ac + 3LiF (1200 ⁰C)

Ac получают также в ядерных реакторах, а Sc, Y и La – электролизом расплавленных хлоридов.

Ме подгруппы скандия используются в качестве добавок к сплавам. Оксиды этих элементов применяются в качестве катализаторов в производстве огнеупорной керамики, ферритов, лазерных материалов. Оксиды иттрия и лантана используются в производстве высокотемпературных сверхпроводящих материалов.

Область применения лантаноидов – металлургия, где они используются как добавки к различным сплавам. Оксиды этих элементов применяются в качестве катализаторов, входят в состав многих лазерных и ферромагнитных материалов, используются в оптической промышленности.

Актиноиды и их соединения применяются в основном в атомной энергетике.

15. Элементы IV группы ПС. Углерод, кремний: важнейшие соединения, окислительно-восстановительные свойства. Водородные и кислородные соединения кремния. Олово, свинец: их химические свойства. Окислительно-восстановительные свойства соединений олова, свинца.

Главную подгруппу IV группы составляют элементы C, Si, Ge, Sn, Pb. Электронная конфигурация внешнего уровня их атомов ns²np². В соединениях проявляют положительные степени окисления +2 и +4, а С и Si также и отрицательные.

С и Si – неметаллы, Ge, Sn и Pb – амфотерные элементы, металлические свойства которых возрастают с увеличением порядкового номера.

В природе углерод встречается в виде четырех аллотропических модификаций: алмаза, графита, карбина и фуллеренов.

В соединениях углерод и кремний проявляют степени окисления −4, +2, +4; По химическим и физическим свойствам углерод и его соединения резко отличаются от остальных элементов группы. Углерод способен образовывать кратные связи, цепи, кольца.

При обычных условиях углерод и кремний весьма инертны, но при нагревании углерод реагирует с водой, неМе, Ме, кислотами – окислителями.

Восстановитель – окислительные свойства выражены слаба

Как восстановитель:

_{Как окислитель:}

При прокаливании угля с Ме или их оксидами получают карбиды

1) СО – хороший вос-ль, реагирует с водой, водородом, кислородом, хлором, аммиаком:

2) СО₂ – кислотный оксид, реагирует со щелочами, основными оксидами, солями, неМе, активными Ме, пероксидами:

3) Угольная кислота и ее соли. Очень слабая, ее соли сильно гидролизованы, образуется при растворении углекислый газ в воде.

H₂O + CO₂ ↔ H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃⁻ ↔ 2H⁺ + CO₃²⁻

Угольная кислота образует два ряда солей: средние (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты).

Кремний с обычными кислотами не реагирует. Взаимодействует с плавиковой кислотой, а также смесью HF и HNO₃, легко растворяется в щелочах:

Si + 4HF _(г) = SiF₄ + 2H₂ (40-100 ⁰C)

Si _{(аморфн.)} + 6HF _(конц.) = H₂ [SiF₆] + 2H₂

1) Кремневодороды (силаны).Из простых в-в получить невозможно. Простейший силан образуется действием соляной кислоты на салицид магния

Силаны самовоспламеняются на воздухе и разлагаются водой:

2) Кислородные соединения.

Ge, Sn и Pb

Получают термическое восстановление их оксидов H₂, C или CO:

GeO₂ + 2H₂ = Ge + 2H₂O

SnO₂ + 2C = Sn + 2CO

PbO + CO = Pb + CO₂

От Ge до Pb усиливаются металлические свойства. Ge Sn устойчивы по отношению к воздуху и воде.

Свинец на воздухе окисляется, а в присутствии воздуха разрушается водой:

При нагревании взаимодействуют с большинством неМе.

Отношение к кислотам

В ряду активности Ge стоит после Н, а олово и свинец перед, поэтому Ge с разбавленными кислотами (соляная, серная кислота) не взаимодействует. Свинец также устойчив в этих кислотах изза образования на поверхности нерастворимых солей PbCl₂ PbSO₄

Отношение к щелочам

При нагревании олово и свинец взаимодействуют с водными растворами щелочей.

Также образуется плюмбит. Ge растворяется в щелочах в присутствии окислителей:

Станиты переводятся в станаты действием окислите:

1) Оксиды ЭО, ЭО₂ в воде почти не растворимы, малоактивные. Оксиды Pb, Sn и Ge (ЭО и ЭО₂) амфотерны с усилением основных свойств в сторону оксидов свинца.

2) Гидроксиды – образуются взаимодействием солей со щелочами

Все гидроксиды амфотерны, диссациация по схеме:

3) Гидриды ЭН₄ - Это газы, устойчивость которых при переходе от СН₄ к РbН₄ уменьшается, а восстановительная способность увеличивается. Малоустойчивы, образуются косвенным путем, разлагаются водой:

ЭH₄ + 2H₂O = ЭO₂ + 4H₂

4) Соли кислот типа Н₂ЭО₃ называются германатами, станатами, плюмбатами. Труднорастворимы в воде, немногие растворимые в воде гидролизованы. Соли кислот типа Н₂ЭО₂ называются германитами, станнитами, плюмбитами. Менее устойчивы и в растворах гидролизованы еще сильнее. Соединения 2х валентных Ge Sn – сильные вос-ли, а 4х валентного Pb очень сильные ок-ли:

5) Галогениды ЭГ₄, ЭГ₂. Галогениды особенно тетрафториды склонны к реакции присоединения:

ЭГ₄ + 2НГ = Н₂[ЭГ₆]

Тетрагалогениды подвергаются гидролизу сильнее, чем дигалогениды. Гидролиз протекает последовательно вплоть до образования гидроксидов:

SnCl₄ + 4H₂O = Sn(OH)₄ + 4HCl