31 Элементы IV а подгруппы.

Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) — элементы 4 группы главной подгруппы ПСЭ. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns2np2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и кремний - неметаллы, германий, олово, свинец — металлы. Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: -4; +2; +4.

Элемент	Электр. формула	рад нм	ОЭО	С.О.
C	2s22p2	0.077	2.5	-4; 0; +3; +4
14Si	3s23p2	0.118	1.74	-4; 0; +3; +4
32Ge	4s24p2	0.122	2.02	-4; 0; +3; +4
50Sn	5s25p2	0.141	1.72	0; +3; +4
82Pb	6s26p2	0.147	1.55	0; +3; +4

C Si Ge Sn Pb

---------------------> (металлические свойства возрастают)

Взаимодействие с кислотами и щелочами.

1. с кислотами:

3С + 4HNO₃ --> 3CO_{2 (газ)} + 4NO _(газ) + 2H₂O

3Si + 4HNO₃ + 18HF --> 3H₂[SiF₆] + 4NO + 8H₂O

Sn + 2 HCl --> SnCl₂ + H_{2 (газ)}

Pb + H₂SO₄ -->(не идет т.к. свинец пассивируется)

Pb + 2CH₃COOH --> (CH₃COO)₂Pb +H_{2 (газ)}

2. с щелочами:

Si + 2NaOH + H₂O --> Na₂SiO₃ + 2H_{2 (газ)}

Sn + 2KOH + 4H₂O --> K₂[Sn(OH)₆] + 2H_2(газ)

Ge + 2H₂O₂ + 2KOH --> K₂[Ge(OH₆)]

Оксиды и гидроксиды.

CO₂ + 2H₂ --> C + 2H₂O

CO₂ + H₂O <--> H₂CO₃

SiO₂ + H₂O --> (не идет)

SnO + H₂SO₄ --> SnSO₄ +H₂O

SnO + NaOH + H2O <--> Na[Sn(OH)₃]

2SnO + O₂ --> 2SnO₂

Sn(OH)₂ + 3 HCl --> H[SnCl₃] + 2H₂O

Sn(OH)₂ + NaOH --> Na[Sn(OH)₃]

Pb(OH)₂ + 2 HCl --> PbCl₂ + 2H₂O

Pb(OH)₂ + NaOH --> Na₂[Pb(OH)₄]

Pb(OH)₂ + CO₂ --> Pb₂(OH)₂CO₃

32. Элементы III a подгруппы. Общая характеристика. Степени окисления. Оксиды и гидроксиды. Соли (простые и комплексные)

С увеличением атомной массы усиливается металлический ха­рактер элементов. Бор — неметалл, остальные элементы (подгруппа алюминия) — металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы — легкоплавкие металлы, In и Тl — чрезвычайно мягкие.Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1 (Тl преимущественно одновалентен). В ряду В—Аl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность и увеличи­вается   основность  гидроксидов   R(ОН)₃.   Н₃ВО₃  —  кислота, Аl(ОН)₃ и Gа(ОН)₃ — амфотерные основания,In(ОН)₃ и Тl(ОН)₃ — типичные основания. ТlOН — сильное основание. Далее рассмотрим свойства только двух элементов: под­робно — алюминия, как типичного представителя р-металлов, чрезвычайно широко применяемого на практике, и схематично — бора, как представителя «полуметаллов» и проявляющего ано­мальные свойства по сравнению со всеми другими элементами подгруппы. Алюминий - самый рас­пространенный металл на Земле (3-е место среди всех элемен­тов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в при­роде не встречается; входит в состав глиноземов (Аl₂О₃), бокситов (Аl₂О₃ • xН₂О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты. Содержание бора в земной коре составляет всего 0,001%. Его важнейшим природным минералом является бура Na₂B₄O₇^.10Н₂О.  Алюминий в свободном виде — се­ребристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Алюминий имеет невысокую плотность — при­мерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл. Бор существует в нескольких аллотропных модификациях. Аморфный бор представляет собой темно-коричневый порошок. Кристаллический бор — серо-черный, с металлическим блеском. По твердости кристаллический бор занимает второе место (после алмаза) среди всех веществ. При комнатной температуре бор пло­хо проводит электрический ток; так же, как кремний, он обладает полупроводниковыми свойствами. Химические свойства. Поверхность алюминия обычно по­крыта прочной пленкой оксида Аl₂О₃, которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку уда­ляют, то металл может энергично реагировать с водой: 2Аl + 6Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + ЗН₂↑. В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выде­ляя большое количество теплоты: 2Аl + 3/2O₂ = Аl₂О₃ + 1676 кДж. Это обстоятельство используется для получения ряда металлов из их оксидов методом алюмотермии. Так назвали восстановле­ние порошкообразным алюминием тех металлов, у которых теп­лоты образования оксидов меньше теплоты образования Аl₂О₃, например: Сr₂О₃ + 2Аl = 2Сr + Аl₂О₃ + 539 кДж. Бор, в отличие от алюминия, химически инертен (особенно кристаллический). Так, с кислородом он реагирует только при очень высоких температурах (> 700°С) с образованием борного ангидрида В₂О₃: 2В + ЗО₂ = 2В₂О₃, с водой бор не реагирует ни при каких обстоятельствах. При еще более высокой температуре (> 1200°С) он взаимодействует с азо­том, давая нитрид бора (служит для изготовления огнеупорных материалов): 2B + N₂ = 2BN. Лишь со фтором бор реагирует при комнатной температуре, реакции же с хлором и бромом протекают только при сильном нагревании (400 и 600 °С соответственно); во всех этих случаях он образует тригалогениды ВНal₃ — дымящие на воздухе лету­чие жидкости, легко гидролизующиеся водой: 2В + 3Наl₂ = 2ВНаl₃. В результате гидролиза образуется ортоборная (борная) кислота H₃BO₃: ВНаl₃ + 3Н₂О = Н₃ВО₃ + ЗННаl. В отличие от бора, алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С): 2Аl + 3S = Аl₂S₃  (сульфид алюминия), 2Аl + N₂ = 2АlN  (нитрид алюминия), Аl + Р = АlР (фосфид алюминия), 4Аl + 3С = Аl₄С₃ (карбид алюминия). Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана. Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой кон­центрации: 2Аl + 6НСl = 2АlСl₃ + ЗН₂↑. Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода: 2Аl + 6Н₂SО_4(конц) = Аl₂(SО₄)₃ + 3SО₂ + 6Н₂О, Аl + 6НNO_3(конц) = Аl(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3Н₂О. В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с вы­делением водорода:

2Аl + 3Н₂SО₄ = Аl₂(SО₄)₃ + 3Н₂. В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II): Аl + 4HNО₃ = Аl(NО₃)₃ + NO + 2Н₂О. Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием тетрагидроксоалюминатов: 2Аl + 2NаОН + 6Н₂О = 2Na[Аl(ОН)₄] + 3Н₂↑. Кислоты, не являющиеся окислителями, с бором не реагируют и только концентрированная HNO₃ окисляет его до борной кис­лоты: В + HNO_3(конц) ⁺ Н₂О = Н₃ВO₃ + NO↑ Оксиды. В лаборатории оксид алюминия получают, сжигая порошок алюминия в кислороде или прокаливая его гидроксид: 2Аl(ОН)₃ = Аl₂О₃ + 3Н₂О. Оксид алюминия, будучи амфотерным, может реагировать не только с кислотами, но и со щелочами:       Аl₂О₃ + 2NаОН + 3Н₂О = 2NаАl(ОН)₄, а также при сплавлении с карбонатами щелочных металлов, давая при этом метаалюминаты: Аl₂О₃ + Nа₂СО₃ = 2NаАlO₂ + СО₂   и с кислыми солями Аl₂О₃ + 6КНSО₄ = Аl₂(SО₄)₃ + 3К₂SО₄ + 3Н₂О.

Подобно другим растворимым оксидам неметаллических эле­ментов, оксид бора (III) является кислотным оксидом. Он мед­ленно реагирует с водой, образуя очень слабую борную кислоту (К₁ = 5,8∙10^-10, К₂ = 4∙10^-13, K₃ = 4∙10^-14): В₂О₃ + 3Н₂О = 2Н₃ВО₃. При охлаждении борная кислота осаждается в виде хлопьевидных белых кристаллов. Гидроксиды. Гидроксид алюминия - белое студенистое ве­щество, практически нерастворимое в воде, обладающее амфотерными свойствами. Гидроксид алюминия может быть получен обработкой солей алюминия щелочами или гидроксидом аммо­ния. В первом случае необходимо избегать избытка щелочи, по­скольку в противном случае гидроксид алюминия растворится с образованием комплексных тетрагидроксоалюминатов [Аl(ОН)₄]^-, например: АlВr₃ + 3КОН = Аl(ОН)₃↓ + 3КВr, Аl(ОН)₃ + КОН = К[Аl(ОН)₄]. Заметим, что на самом деле в последней реакции образуются тетрагидроксодиаквиалюминат-ионы [Аl(ОН)₄(Н₂О)₂]^-, однако для записи реакций обычно используют упрощенную форму [Аl(ОН)₄]^-. Даже при слабом подкислении тетрагидроксоалюминаты разрушаются, например: Na[Аl(ОН)₄] + СО₂ = Аl(ОН)₃↓ + NaНСО₃. Гидроксид бора - белые кристаллы, растворимые в воде, об­ладающие свойствами кислоты. В лабораторных усло­виях ее получают действием соляной или серной кислоты на раствор буры. Соли алюминия и галогениды бора. Из гидроксида алюми­ния можно получить практически все соли алюминия. Почти все соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и при этом сильно гидролизованы.

Многие соли алюминия имеют практическое значение. Так, например, безводный АlСl₃ применяют в качестве катализатора при получении толуола по реакции Фриделя-Крафтса. Широко используются двойные соли алюминия - квасцы, имеющие об­щую формулу М(I)Аl(SО₄)₂∙12Н₂О. Здесь М(I) - однозарядный ион типа Na⁺, К⁺ или NН₄⁺. При растворении квасцов, например, калиевых, они образуют простые ионы К⁺, Аl³⁺ и SO₄^2- Галогениды бора можно рассматривать как кислоты Льюиса, которые могут реагировать с основаниями Льюиса (например, аммиаком): ВCl₃ + NН₃ = Сl₃В-NН₃.При взаимодействии с водой ВНаl₃ полностью гидролизуется.