химия элементов

Рис. 3.8. Структура кристаллического бора

Решетка состоит из икосаэдров [В12], к.ч. 5, d(B-B) = 194 пм

Применяют также термическое разложение диборана В2Н6 или ВI3 (разложение ВI3 осуществляют с помощью транспортной реакции, аналогично тому, как это делают при получении чистого циркония (см. разд. 8.2). Бор высокой чистоты получают также вытягиванием монокристаллов из его расплава.

4. Свойства. Бор известен в аморфной (коричневой) и кристаллической (черной) формах, т. пл. 2075° С, т. кип. ≈3700° С, ρ = 2,35 г/см3. Кристаллическая решетка бора (рис. 3.8) очень прочна, это проявляется в его высокой твердости, низкой энтропии [7 Дж/(моль*К)] и высокой температуре плавления. Бор - полупроводник, ширина запрещенной зоны составляет 1,42 эВ.

Неметалличность бора отвечает его положению в периодической системе элементов - между бериллием и углеродом и по диагонали с кремнием. Поэтому у бора проявляется сходство не только с алюминием, но и с кремнием. Из его положения следует также, что соединение бора с азотом должно быть по электронному строению и свойствам похоже на углерод - суммарное число валентных электронов у В и N равно 8, столько же электронов в двух атомах С.

Бор - первый р-элемент в периодической системе элементов. Строение внешней электронной оболочки его атома в невозбужденном состоянии 2s22р1. Возбуждение переводит атом в состояние 2s12px12py1 и далее в sp2-гибридное валентное состояние, в котором орбитали расположены под углом 120°. Этому состоянию отвечает структура соединений бора, в которых атом В связан с тремя другими атомами (три σ-связи в ВF3 в анионе BO33- и т. д.). Образование донорно-акцепторной π-связи (акцептор - атом бора) стабилизирует sp2-гибридное состояние. Это приводит к уменьшению межатомных расстояний В-Г, В-O и др. Благодаря наличию в небольшом по размеру атоме бора свободной орбитали бор-один из сильнейших акцепторов неподеленных электронных пар. Многие соединения бора являются кислотами Льюиса, они энергично взаимодействуют с основаниями Льюиса, например

ВF3(г) + F-(p) = [BF4]-(p); ∆G° = -67 кДж

Комплексный ион [BF4]- имеет тетраэдрическое строение, которое характерно и для других соединений бора, имеющих донорно-акцепторные σ-связи. В этих соединениях имеются четыре ковалентные σ-связи, образующиеся из sp3-гибридных орбиталей атома бора.

Хотя атом бора не имеет во внешнем слое d-орбиталей, тем не менее бор образует соединения с к. ч. 6, их строение объясняют наличием трехцентровых связей.

Обладающий очень прочной кристаллической решеткой бор в обычных условиях малоактивен. При комнатной температуре он реагирует только со фтором. Это не означает, что реакции с другими веществами при комнатной температуре термодинамически невозможны, но они идут так медленно, что их трудно наблюдать (∆G°f 298 для большинства соединений бора меньше нуля). При высоких температурах бор энергично реагирует со многими веществами. Вследствие малого эквивалента бора количество энергии,

выделяющееся на единицу массы прореагировавшего бора, очень велико. Поэтому его используют как компонент ракетного топлива.

С донорно-акцепторным взаимодействием связано наличие большого числа неорганических борсодержащих полимеров. Гомеоцепи ...-В-В-В-... неустойчивы. Для бора характерно образование гетероатомных комплексов, содержащих атомы-стабилизаторы, являющиеся донорами электронов (О, N, S образуют π-связи по донорно-акцепторному механизму). В частности, оксид и кислородсодержащие кислоты бора (их можно рассматривать как nB2O3*mH2O, где m ≥ 0) и их производные содержат фрагмент

O

|

O B

|

O

Донорно-акцепторная связь значительно усиливает взаимодействие атома бора с атомами-донорами. Так, в свободном радикале BF (существует в вакууме) энергия связи очень велика, она составляет 778 кДж/моль. В этой частице имеются две дополнительные связи, образованные за счет двух неподеленных электронных пар фтора и двух свободных орбиталей в невозбужденном атоме бора. Структурную формулу этого радикала следует записать BÅÅ≡ F (эта частица имеет электронное строение, аналогичное строению СО и

N2).

По электроотрицательности атом бора находится почти в середине шкалы электроотрицательностей, поэтому он может быть как окислителем, так и восстановителем. Как уже указано выше, в большинстве соединений бор проявляет степень окисления +3 (ВF3, В2Oз и др.), но в некоторых соединениях бор имеет отрицательные степени окисления (MgBa, СаВ6 и др.). Связи, образуемые бором, являются ковалентными.

В отличие от ионных соединений остальных элементов III группы и элементов подгрупп IA и IIA, соли, диссоциирующие в растворах с образованием катиона В3+, неизвестны. Для бора типичны соединения, в которых он входит в состав комплексного

аниона [(ВO2)nn-, В4O72-, BF4-, BH4- и др.].

5. Соединения. С водородом бор не реагирует. Бороводороды, или бораны, получают косвенным путем. Их известно несколько десятков. Для всех боранов ∆Gf° >> 0. Они представляют собой газы или легколетучие жидкости с неприятным запахом, самовозгораются на воздухе, очень ядовиты. По составу бораны можно разделить на две

группы: ВnНn+4, например В2Н6, и ВnНn+6, например В4Н10.

Метод валентных связей указывает на, возможность существования бороводорода ВН3, однако это соединение не может быть выделено и существует только как промежуточный продукт в некоторых химических реакциях. Молекула ВН3 неустойчива (∆Gf° = 109 кДж/моль), так как в ней шесть связующих электронов образуют протяженные электронные облака со сравнительно малой плотностью, которые не обеспечивают необходимое связывание - не экранируют полностью положительные заряды ядер (по этой же причине не очень стабильны гидриды бериллия и магния). Частицы ВН3 взаимодействуют друг с другом, образуя димер

2ВН3(г) = В2Н6(г); ∆G° = -126 кДж

Диборан В2Н6 обладает большей прочностью, чем ВН3, что обусловлено формированием трехцентровой связи, в которой электроны более делокализованы, чем в двухцентровых связях (см. разд. 2.5).

Бораны получают при действии разбавленных кислот, например НСl, на борид магния MgB2. При этом образуется смесь боранов, в которой преобладает тетраборан В4Н10. Эту смесь можно разделить перегонкой при пониженном давлении. Однако выход боранов, получаемых по данной реакции, мал [вследствие их взаимодействия с водой, дающего В(ОН)3 и H2] и их разделение затруднительно. Поэтому для синтеза боранов обычно используют другие реакции, протекающие в неводных средах или вгазовой фазе, например:

3Na[BH4] + 4ВF3 Æ 2В2Н6 + 3Na[BF4] 6Н2(г) + 2ВСlз(г) Æ B2H6 + 6НСl(г)

Молекулы боранов содержат мостиковые водородные связи. Структура В2Н6 рассмотрена в разд. 2.5; В4Н10 имеет строение

Окружение всех атомов бора в молекуле В4Н10 близко к тетраэдрическому (sp3- гибридизация).

Диборан В2Н6 - энергичный восстановитель, на воздухе он самовоспламеняется

В2Н6 + 3O2 Æ В2O3 + 3Н2O

С водой взаимодействует с выделением водорода

В2Н6 + 6Н2O Æ 2В(ОН)3 + 6Н2

В среде эфира В2Н6 реагирует с гидридом лития, образуя тетрагидридоборат (борогидрид) лития

B2H6 + 2LiH Æ 2Li[BH4]

Гидридобораты - кристаллические вещества. Это соли, анионом которых является прочный комплексный ион [ВН4]-. Они могут существовать некоторое время в водном растворе, их взаимодействие с водой с образованием солей борных кислот и водорода происходит очень медленно.

Чаще, чем Li[ВН4], используют соль Na[BH4], получаемую по реакции

250° C

4NaH + В(ОСН3)3 Æ Na[ВН4] + 3NaOCH3

Известны тетрагидридобораты других металлов, например жидкий Al[BH4]3 (т. пл.-64,5° С, т. кип. 44,5° С); Ве(ВН4)2 имеет полимерную структуру:

С кислородом бор образует оксид В2O3. Это кристаллическое вещество, т. пл. 450° С, т. кип. 2250° С, при охлаждении расплава образуется стекловидная фаза. В газообразном состоянии молекула В2O3 имеет следующее строение

В стекловидном состоянии В2O3 представляет собой полимер, в структуре которого неупорядоченно расположены треугольные фрагменты с атомами В в центре и атомами О по углам, d (В- О) = 140 пм.

Энергия Гиббса образования кристаллического В2O3 -1194 кДж/моль, поэтому бор восстанавливает даже такие стойкие оксиды, как Р4O10, SiO2 и СO2. Сам оксид В2O3 не восстанавливается углеродом даже при температуре белого каления; для реакции

В2О3 + 3С = 2В + 3СО; ∆G°T = 950 - 0.494T кДж

Оксид бора В2O3 является кислотным ангидридом (борный ангидрид), вместе с тем он проявляет очень слабые признаки амфотерности:

t

2В2O3 + Р4O10 Æ 4ВРO4

Борный ангидрид гигроскопичен. При взаимодействии с водой вначале образуются различные метаборные* кислоты (НВO2)n. Дальнейшее оводнение приводит к образованию ортоборной кислоты В(ОН)3 (ее часто называют просто борной кислотой; ранее ее формулу писали Н3ВО3). Упрощенно гидратацию В2O3 можно представить схемой

В разбавленном водном растворе существует только одна кислота - ортоборная В(ОН)3, точнее - гидроксид бора, все другие борные кислоты превращаются в него, присоединяя Н2O.

В(ОН)3 - кристаллическое вещество, т. пл. 171° С, имеет слоистую структуру, в которой молекулы прочно объединены водородными связями Ввиду большой эндотермичности растворения В(ОН)3 в воде ее растворимость значительно возрастает при повышении температуры.

В(ОН)3 - очень слабая кислота (K = 7,3*10-10). Она является акцептором ионов ОН-, в растворах происходит взаимодействие

В(ОН)3 + Н2O Æ [В(ОН)4]- + Н+

Очень слабые признаки амфотерности В(ОН)3 проявляются в существовании малоустойчивого гидросульфата бора В(НSO4)3.

* Приставки мета-, а также орто- в неорганической химии имеют иной смысл, чем в органической. Ортокислотой называют кислоту, образующуюся в результате присоединения к ангидриду максимально возможного количества Н2O. Метакислота отвечает присоединению меньшего (не обязательно минимального) количества Н2O.

Качественной реакцией на В(ОН)3 и соли борных кислот является взаимодействие с конц. серной кислотой и метанолом при нагревании, при этом образуется борнометиловый эфир В(ОСН3)3, который при поджигании горит очень красивым ярко-зеленым пламенем.

При нейтрализации В(ОН)3 в водных растворах не образуются ортобораты, содержащие ион (ВО3)3-, а получаются тетрабораты, метабораты или соли других полиборных кислот

4В(ОН)3 + 2NaOH Æ Na2B4O7 + 7Н2O

В(ОН)3 + NaOH Æ NaBO2 + 2Н2O

Тот факт, что получить ортобораты в растворе нельзя, объясняется очень малой константой образования [В(ОН)4]-, приводящей к практически полному гидролизу солей. Мета- и тетрабораты гидролизуются, но в меньшей степени (реакции, обратные приведенным). Соли борных кислот могут быть получены также нагреванием оксидов или гидроксидов с В2O3. Как и В2O3, бораты легко образуют стекловидные фазы, что обусловлено их полимерным строением.

В подкисленных водных растворах боратов имеют место равновесия

3Н[В(ОН)4] ÅÆ Н+ + [В3О3(ОН)4]- + 5Н2O [В3О3(ОН)4]- + ОН- ÅÆ [В3О3(ОН)5]2-

Данные равновесия смещаются влево при уменьшении рН. Еще более сложны равновесия в щелочной среде.

Ион [В3О3(ОН)4]- имеет циклическое строение. Циклическим полимером является также триметаборат-ион (ВO2)33- (все метабораты - полимеры, их формулы часто записывают упрощенно МВ02 не указывая степень полимеризации). Кроме тримета- и тетраборатов известны соли многих других полиборных кислот.

Наиболее распространенной солью борной кислоты является тетраборат натрия Na2B4O7 (техническое название - бура, применяют также кристаллогидрат Na2B4O7*10Н2O). В расплаве этой соли хорошо растворяются оксиды металлов с образованием метаборатов (формулу буры можно формально записать Na2O*2В2O3):

Na2O*2В2O3 + СuО Æ 2NaBO2*Сu(ВO2)2

Строение полученного соединения точнее описывает формула Na2[Cu(BO2)4]. На этой реакции основана способность буры удалять оксиды с поверхности металлов, поэтому буру часто применяют в качестве флюса при пайке.

В кислотах, не являющихся окислителями, бор не растворяется. Он взаимодействует при нагревании с конц. H2SO4, HNO3, а также с царской водкой (смесь конц. НСl и HNO3), при этом образуется В(ОН)3 и выделяются диоксид серы SO2 или оксиды азота.

Кристаллический бор практически не реагирует с растворенными щелочами, но взаимодействует с расплавленными щелочами в присутствии окислителей. Аморфный бор растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием метабората

2В + 2КОН + 2Н2O Æ 2KBO2 + 3H2

При нагревании бора с галогенами получаются галогениды ВГ3; фторид бора ВF3 образуется даже при комнатной температуре. Из галогенидов бора ВF3 и ВCl3 - газы, ВВr3 - жидкость, ВI3 - кристаллическое вещество. Галогениды ВF3 и ВСl3 удобно получать по реакциям:

t

В2O3 + 3CaF2 + 3H2SO4 Æ 3CaSO4 + 2ВF3 + 3Н2O t

В2O3 + 3С + 3Cl2 Æ 2ВСl3 + 3СО

Термическая стабильность ВF3 (∆G°f = -1120 кДж/моль) в отличие от ВН3 (∆G°f = 109 кДж/моль) обусловлена тем, что в молекуле ВF3 помимо σ-МО электроны заполняют и связующие π-MO, образовавшиеся из р-оpбиталей атомов фтора и бора. Поэтому ВF3 стабилен вплоть до 2000° С. Наличие π-связей характерно и для других галогенидов бора, но они менее прочны вследствие увеличения межатомных расстояний В-Г.

Галогениды бора активно взаимодействуют с водой, при этом образуются две кислоты - борная и галогеноводородная:

_______В | Г3 + 3Н| ОН Æ В(ОН)3 + ЗНГ

Вещества, реагирующие с водой с образованием двух кислот, одна из которых галогеноводородная, называют галогенангидридами. Таким образом, ВГ3 - галогенангидриды борной кислоты.

В отличие от других галогенидов ВГ3 фторид бора образует с фторид-ионами прочный комплекс - тетрафторборную кислоту Н[BF4]. Она существует только в растворе. Это очень сильная кислота (сильнее H2SO4 и НNO3), известны многие ее соли, MBF4 изоморфны перхлоратам МСlO4.

При нагревании бора с серой получается сульфид B2S3, являющийся, как и В2O3, неорганическим полимером. При действии воды он подвергается полному гидролизу

B2S3(к) + 6Н2O(ж) = 2В(ОН)3(к) + 3H2S(г); ∆G°= -285 кДж.

Взаимодействие при высокой температуре бора с азотом, а также бора или В2O3 с аммиаком приводит к образованию нитрида бора BN (гексагональная форма). Это кристаллическое соединение, весьма инертное и термостойкое. Существует в виде полимера, его кристаллическая решетка состоит из слоев, образованных шестичленными кольцами, в которых чередуются поляризованные атомы В и N:

(двойные связи показаны условно, в действительности π-связи здесь делокализованы). Элементы В и N расположены в периодической системе по обе стороны от С, поэтому соединение BN можно рассматривать как гетероатомный аналог графита. Как и графит, он легко разделяется на чешуйки, жирный на ощупь, но, в отличие от графита, бесцветен и неэлектропроводен.

В условиях высоких давления и температуры (6,0÷8,5 ГПа, 1500÷1800° С) гексагональный нитрид бора переходит в кубическую алмазоподобную модификацию, ее технические названия - эльбор, кубонит, боразон. Нитрид бора - бесцветное неэлектропроводящее кристаллическое вещество, обладающее сверхвысокой твердостью. По твердости оно лишь немного уступает алмазу, но значительно превосходит его по термостойкости, выдерживает нагревание на воздухе до 2000° С (алмаз сгорает при 800° С). В кубическом BN, как и в алмазе, окружение атомов тетраэдрическое (sp3-гибридизация). Одна из связей в кубическом BN донорно-акцепторная, она образуется за счет неподеленной электронной пары атома азота и свободной атомной орбитали бора.

Известно много других соединений, содержащих связи В - N. Можно отметить триборин-триимид B3N3H6 (иначе боразол, или боразин). Это бесцветная жидкость, т. кип. 55 С, т. пл. -56° С. Его получают несколькими способами, в частности по реакциям

3Li[BH4] + 3NH4Cl Æ B3N3H6 + 3LiCl + 9H2

C6H5Cl

3NH4Cl + 3ВСl3 Æ B3N3H3Cl3 + 9НСl

трихлорборазин

4B3N3H3Cl3 + 3Na[BH4] Æ 4B3N3H6 + 3NaCl + 3ВCl3

Молекула боразина изоэлектронна молекуле бензола и имеет совершенно аналогичное строение

Поэтому B3N3H6 иногда называют «неорганическим бензолом» (он похож на С6Н6 по температуре кипения, т. кип. С6Н6 80° С, растворяющей способности и даже по запаху); получены различные производные B3N3H6. Длины связей С-С в бензоле и B-N в боразоле практически одинаковы, они составляют 140 и 139 пм. Боразин отличается от бензола большей реакционной способностью 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], менее термически устойчив, чем С6Н6.

При нагревании с углеродом до ≈ 2500° С бор образует карбид В4С. Его удобно получать по реакции

7С + 2В2O3 Æ 6СО + В4С

Карбид бора уступает по твердости лишь алмазу и кубической модификации нитрида

бора.

При нагревании бор взаимодействует с многими металлами, образуя бориды. Большинство металлов в зависимости от условий синтеза образуют бориды различного состава, например для Сr известны Сr4В, Сr2В, Сr5В3, СrВ, Сr3В4, СrВ2. Это кристаллические вещества. Почти все бориды d-элементов характеризуются очень большой твердостью и тугоплавкостью, химически инертны. Так, борид гафния HfB2 плавится лишь при 3250° С, борид тантала ТаВ2 - одно из самых стойких к действию различных реагентов веществ, он не взаимодействует даже с кипящей царской водкой. В отличие от боридов d-элементов, бориды s-элементов, например MgB2, реакционноспособны.

6. Применение. Бор применяют как добавку к сплавам, увеличивающую их жаропрочность и износостойкость, бор вводят также в поверхностный слой изделий (борирование). Поскольку ядро атома бора имеет высокое сечение захвата нейтронов, бор используют для защиты от нейтронов и в регулирующих устройствах атомных реакторов (применяют борсодержащую сталь).

Бораты входят в состав многих моющих средств, В2O3 - необходимая составная часть ряда эмалей и глазурей, а также специальных сортов стекла (термостойких и др,), в том числе химически стойкого стекла, применяемого для изготовления лабораторной посуды.

Трифторид бора применяют в качестве катализатора многих органических реакций (полимеризации, этерификации и др.). Гидридобораты лития и натрия широко используют в органических синтезах как сильные восстановители.

Графитоподобный нитрид бора служит изолятором и твердой высокотемпературной смазкой, алмазоподобный нитрид бора применяют как сверхтвердый материал в буровых работах, при обработке металлов и др.

Бориды металлов Ti, V, Сr, Zr, Nb, Hf, Та (их состав ЭВ2) и Мо2В5, температуры плавления которых лежат в интервале 2100-3250° С, применяют для изготовления высокоогнеупорных деталей путем формования из порошков боридов с последующим спеканием при высокой температуре (часто и при высоком давлении).

7.3.2. Алюминий

1.Характерные степени окисления и важнейшие соединения. В подавляющем большинстве Соединений алюминий проявляет степень окисления +3. Практическое значение имеют соединения Аl2O3, AlCl3, Al2(SO4)3*18Н2O, KAl(SO4)2*12Н2O (квасцы).

2.Природные ресурсы. Содержание алюминия в земной коре составляет 8,8%. Это наиболее распространенный в природе металлический элемент. Алюминий входит в состав большого числа (более 250) минералов, главным образом алюмосиликатов, из которых в основном образована земная кора. Продуктом их разрушения является глина, состоящая

преимущественно из каолинита Аl2O3*2SiO2*2Н2O. Обычно глина содержит примесь соединений железа, придающую ей бурый цвет. Иногда встречается белая глина, не

содержащая этой примеси. Техническое название Аl2O3 глинозем.

Несмотря на то что соединения алюминия весьма распространены в природе, для получения металлического алюминия большинство их непригодно. Для добычи алюминия используют

сравнительно малораспространенный минерал боксит Аl2O3*Н2O, а также нефелин

Na2O(K2O)* Аl2O3*2SiO2.

Встречается чистый Аl2O3 - минерал корунд. Драгоценные камни - рубин и сапфир - это кристаллы корунда, окрашенные примесью оксида хрома (рубин) и оксидов титана и железа (сапфир).

3.Получение. Алюминий получают электролизом раствора Аl2O3 в расплавленном криолите Na3[AlF6] (содержание последнего составляет 92-94%). Т. пл. чистого Аl2O3 2072°С, электролиз при такой температуре невозможен из-за отсутствия стойких материалов для изготовления электролитической ванны и электродов. Как видно из фрагмента диаграммы

состояния системы Аl2O3 - Na3[АlF6] (рис. 3.9), использование криолита позволяет проводить электролиз при сравнительно низкой температуре - менее 1000° С. Удобство использования

криолита в качестве растворителя состоит в том, что он достаточно электропроводен. Благодаря сравнительно низкой плотности расплава образующийся жидкий алюминий опускается на дно электролизера, чем облегчается выделение газов на аноде. Катодом служит выложенный графитовыми плитами корпус электролизера. На нем выделяется алюминий, на угольном аноде - кислород. Выделяющийся кислород сразу же взаимодействует с материалом анода, при этом анод горит, и по мере сгорания его опускают так, чтобы он был все время погружен в расплав. Анод непрерывно наращивают добавлением специальной анодной массы. При получении 1 т алюминия расходуется ≈ 0,7 т анодного материала.

Рис. 3.9. Фрагмент диаграммы состояния системы Na3[АlF6] - Аl2O3

Необходимый для производства алюминия криолит в природе встречается очень редко, обычно его получают искусственно [взаимодействием Аl(ОН)3, HF и Na2CO3].

Электролитическое производство алюминия включает стадию выделения чистого Аl2O3 из природного сырья. Непосредственно использовать боксит нельзя из-за большого количества примесей (SiO2, Fe2O3, СаО и др.). Для выделения чистого Аl2O3 боксит сначала обжигают, при этом удаляется содержащаяся в нем вода, затем его сплавляют с содой:

t

Аl2O3 + Na2CO3 Æ 2NaAlO2 + СO2

Полученный сплав алюмината натрия растворяют в воде, при этом примеси Fe(ОН)3 и другие выпадают в осадок, который отделяют. Затем получают чистый Аl(ОН)3, при прокаливании которого образуется Аl2O3. В раствор алюмината натрия пропускают СO2 (процесс карбонизации):

2NaAlO2 + СO2 + 3Н2O Æ 2Аl(ОН)3 + Na2CO3

Другой широко применяемый метод производства чистого Аl2O3 заключается в обработке боксита раствором NaOH в автоклаве при ≈ 220° С (получается NaAlO2) и последующем самопроизвольном выделении Аl(ОН)3 в результате гидролиза раствора NaAlO2 при его выдерживании в охлажденном состоянии в течение 2-3 суток, осадок Аl(ОН)3 прокаливают.

Для выделения Аl2O3 из нефелина минерал в смеси с СаСО3 прокаливают во вращающейся печи при ≈1200° С:

t

Na2O* Аl2O3*2SiO2 + 2СаСО3 Æ 2CaSiO3 + 2NaAlO2 + 2СО2

Образовавшийся алюминат затем выщелачивают водой, а нерастворимый cиликат CaSiO3 применяют для производства цемента. Из NaAlO2 получают Аl2O3 таким же способом, как и при переработке боксита (при этом используют СO2, выделяющийся при образовании алюмината).

В результате карбонизации раствора алюмината кроме Аl(ОН)3 получают ценные химические продукты - соду Na2CO3 и поташ К2СО3 (если нефелин содержит калий). Описанная переработка нефелина является примером практически безотходного производства.

Для получения особо чистого алюминия (до 99,99999% Аl) технический Аl нагревают в парах АlF3:

1050° С

2Аl(ж) +AlF3(г) Å Æ 3AlF(г) 750 °С

При низких температурах AlF неустойчив и при ≈ 800° С идет обратная реакция. Таким образом алюминий вступает в реакцию в сильно нагретой реакционной зоне и снова выделяется в высокочистом состоянии на более холодном участке. Происходит как бы перегонка, но при этом вещество переносится не в виде пара, а в форме промежуточного химического соединения. Реакции, подобные рассмотренной, называются транспортными.

4. Свойства. Алюминий - серебристо-белый металл, т. пл. 660°С, т. кип. ≈ 2500° С, ρ = 2,70 г/см3, ϕ° (Al3+ / Al) = -1,663 В. Очень мягок, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в фольгу. На воздухе алюминий покрывается тончайшей (≈10-5 мм) пленкой Аl2O3, отличающейся большой прочностью. Это объясняет устойчивость металла при комнатной температуре к действию кислорода, воды и других реагентов.

Конфигурация внешней электронной оболочки атома алюминия 3s23р. Характерной степени окисления +3 соответствует строение 3s3px3py:

Наличие на внешнем энергетическом уровне незаполненных р- и d-орбиталей представляет значительные возможности для донорно-акцепторного взаимодействия.

Большая, чем у бора, реакционная способность алюминия следует из сопоставления значений ∆G°f (кДж/моль) для их соединений-аналогов:

Активность алюминия обусловлена не только участием в образовании связей d- орбиталей, но и меньшей по сравнению с бором прочностью кристаллической решетки алюминия.

Известны соединения алюминия, в которых он проявляет степень окисления +1. Это галогениды AlF и АlСl, оксид Аl2О, существующие только при высокой температуре.

Для аналогов алюминия - галлия и индия - степень окисления +1 более устойчива, а для таллия она характерна. Проявляется общая закономерность-в главных подгруппах периодической системы элементов при переходе сверху вниз, как правило, стабилизируются низкие степени окисления, а в побочных подгруппах - высокие.

Химическая связь в соединениях алюминия более ионная, чем в соединениях бора. Так, ВF3 - газ, по химическим свойствам - галогенангидрид, а АlF3-твердое соединение с высокой температурой плавления, его вполне можно назвать солью. Вследствие меньшей, чем у фтора, электроотрицательности хлора и брома галогениды АlCl3, АlBr3 и АlI3 обнаруживают свойства, промежуточные между свойствами галогенидов неметаллов и солей.