Глава 12. III группа периодической системы

12.1 Главная подгруппа

Строение внешнего электронного уровня выражается общей электронной формулой ...ns²p¹, все три внешних электрона – валентные. В связи с малым радиусом атома бор менее всего склонен к потере электронов и не образует ионных связей. Все связи в соединениях бора ковалентные. Бор является типичным неметаллом.

Алюминий, галлий, индий и таллий – металлы.

12.1.1. Бор

В природе встречается только в виде кислородных соединений: Na₂B₄O₇^.10H₂O – бура, Na₂B₄O₇^..4H₂O – разорит, Mg₇Cl₂B₁₆O₃₀ – борацит. Получение бора в чистом виде связано со значительными трудностями, т.к. при высоких температурах он становится очень реакционноспособным и взаимодействует с материалом посуды, в которой изготавливается. Не очень чистый бор получают из оксида бора восстановлением магнием при нагревании:

B₂O₃ + 3Mg = 2B + 3MgO

От примеси оксида магния бор очищают обработкой концентрированной соляной кислотой:

MgO + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂O

Полученную смесь обрабатывают водой. Бор в виде коричневого порошка остается в осадке. Этот бор носит название "аморфный". Более чистый бор получают электролизом расплава фтороборатов (K[BF₄] и др.) или термическим разложением соединений BBr₃, BJ₃, B₂H₆. Полученный этим способом бор носит название “кристаллический”.

Химические свойства

1. В обычных условиях бор весьма инертен и взаимодействует только с фтором. При температуре 400 – 600^оС взаимодействует с кислородом, серой, хлором. С азотом реагирует при температуре выше 1200^оС.

2. С металлами образует бориды нестехиометрического состава, например: AlB₄, VB₃, HfB₂. Это соединения прочные и тугоплавкие (t_пл.(HfB₂)= 3250^оС). В технике широко используется метод борирования: поверхность изделия при высокой температуре насыщают бором.

3. Прямым синтезом бора и азота при 1200^оС образуется соединение неопределенного состава (BN)_n – тугоплавкий белый порошок. При нагревании до 1500^оС под давлением до 20000 атм (BN)_n превращается в вещество, называемое боразон: вещество по твердости не уступающее алмазу, а по термической стойкости – превосходящее алмаз.

4. Растворяется бор только в кипящих кислотах-окислителях и “царской водке”:

B + 3HNO_{3 (конц)} = H₃BO₃ + 3NO₂ ↑

Также, можно перевести бор в растворенное состояние щелочью в присутствии окислителя:

2B + 2NaOH + 3H₂O₂ = 2NaBO₂ + 4H₂O

5. С кислородом бор образует один оксид - B₂O₃. Это стеклообразное вещество белого цвета, очень гигроскопичное. Получается либо прямым синтезом из бора и кислорода, или при прокаливании природных соединений:

4B + 3O₂ = 2B₂O₃

Na₂B₄O₇ = 2NaBO₂ + B₂O₃

6. Оксиду бора соответствует ряд кислот общей формулы xB₂O₃∙yH₂O, которые называются полиборными. Наиболее известна ортоборная кислота, которую можно получить растворением оксида бора в воде:

B₂O₃ + 3H₂O = 2H₃BO₃

или взаимодействием буры с кислотой:

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ + 5H₂O = 4H₃BO₃ + Na₂SO₄

H₃BO₃ - слабая кислота не имеющая собственных солей. Соли двух других кислот метаборной – HBO₂ и тетраборной – H₂B₄O₇ легко получаются в реакции:

4H₃BO₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7H₂O ,

а при избытке щелочи взаимодействие идет дальше:

Na₂B₄O₇ + 2NaOH = 4NaBO₂ + H₂O

7. Водородные соединения получаются косвенным путем из боридов металлов:

Mg₃B₂ + HCl  MgCl₂ + B₂H₆ + B₄H₁₀ + B₅H₁₄ + ...

получаемые соединения носят название “бораны”. Основными продуктами реакции являются диборан и тетраборан. Бораны очень реакционноспособные вещества, относящиеся к классу соединений, называемых “электронодефицитными”. В случае B₂H₆ на 8 связей приходится 12 электронов (вместо шестнадцати по правилу валентности).

При горении бораны выделяют большое количество тепла. Ядовиты. На воздухе склонны самовоспламеняться.

Бор широко используется в технике как добавка к сталям, повышающая их износоустойчивость, тугоплавкость, коррозионную устойчивость. Соли бора используются в сельском хозяйстве, ядерной энергетике, медицине.