7.3 Алюминий

Алюминий – очень активный серебристо-белый металл. Поверхность алюминия покрыта прочной оксидной плёнкой, которая защищает его от дальнейшего окисления. Алюминий, лишённый оксидной плёнки, способен вытеснять водород даже из воды: 2 Al + 6 H₂O  2 Al(OH)₃ + 3 H₂ ,

но реально такие реакции протекают в щелочных средах.

Оксид алюминия Al₂O₃ и его гидроксид Al(OH)₃ растворяются в кислотах с образованием катионов Al³⁺ и взаимодействуют со щелочами. При сплавлении со щелочами образуются метаалюминаты – производные метаалюминиевой кислоты: Al₂O₃ + 2 KOH  2 KAlO₂ + H₂O ;

при взаимодействии с раствором щёлочи образуются гидроксокомплексы Na[Al(OH)₄] или Na₃[Al(OH)₆]:

Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O  2 Na[Al(OH)₄];

Al(OH)₃ + NaOH  Na[Al(OH)₄];

Al(OH)₃ + 3 NaOH  Na₃[Al(OH)₆] .

Гидроксокомплексы также образуются при окислении металлического алюминия водными растворами щелочей:

2 Al + 2 NaOH + 6 H₂O  2 Na[Al(OH)₄] + 3 H₂.

7.4 Индий. Галлий. Таллий

Индий, галлий и таллий в свободном состоянии представляют собой серебристо-белые металлы с низкими температурами плавления, устойчивые к окислению кислородом воздуха. Воду они не разлагают, но легко растворяются в кислотах, а галлий и индий – также и в щелочах, т.е. химия галлия и индия напоминает химию алюминия.

Таллий отличается тем, что для него более характерны соединения, в которых его степень окисления равна +1.

Соединения таллия (I) сходны, с одной стороны, с соединениями щелочных металлов, с другой – с соединениями серебра. Так, Tl₂O энергично соединяется с водой, образуя TlOH – сильное, хорошо растворимое в воде основание. Большинство солей таллия (I) хорошо растворимо в воде, но соли галогеноводородных кислот, как и соответствующие соли серебра, нерастворимы и отличаются светочувствительностью, однако, TlF, как и AgF, хорошо растворим в воде.

Поскольку в главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента устойчивость высшей степени окисления уменьшается, соединения трёхвалентного таллия, в отличие от всех остальных элементов подгруппы, проявляют достаточно сильные окислительные свойства, превращаясь в соединения таллия (I): Tl³⁺ + 2 e^–  Tl⁺ = + 1,25 В .

Л Е К Ц И Я 8

S-МЕТАЛЛЫ I и II ГРУПП

М еталлы главной подгруппы первой группы – литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций – называются щелочными металлами. Главную подгруппу второй группы образуют бериллий, магний, кальций, стронций барий и радий. Кальций, стронций и барий имеют исторически сложившееся название – щелочноземельные металлы. Все эти элементы обладают ярко выраженными металлическими свойствами; бериллий – амфотерный металл.

На внешнем энергетическом уровне атомов Li, Na, K, Rb, Cs, Fr на сравнительно большом удалении от ядра находится один электрон, который атомы щелочных металлов довольно легко отдают, превращаясь в однозарядные катионы; этим объясняется очень высокая химическая активность щелочных металлов. Увеличение радиусов атомов с увеличением порядкового номера элементов в главной подгруппе приводит к увеличению химической активности в ряду Li – Na – K – Rb – Cs – Fr. Аналогичное увеличение химической активности s-металлов II группы наблюдается в ряду Be – Mg – Ca – – Sr –Ba – Ra.

Атомы s-металлов II группы имеют на внешнем уровне два электрона и сравнительно легко их теряют, превращаясь в двухзарядные катионы, поэтому в отношении химической активности эти элементы лишь немного уступают щелочным металлам.

Общим способом получения щелочных, щелочноземельных металлов, магния и бериллия является электролиз расплавов их солей (обычно хлоридов).

Щелочные металлы характеризуются незначительной твёрдостью, малой плотностью и низкими температурами плавления. S-металлы второй группы имеют большую, чем щелочные металлы, твёрдость и довольно высокие температуры плавления.

Все щелочные металлы энергично соединяются с кислородом; рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе, калий, натрий и литий загораются при небольшом нагревании. При этом только литий образует оксид:

4 Li + O₂  2 Li₂O .

Натрий, взаимодействуя с кислородом, образует преимущественно пероксид, а калий, рубидий и цезий надпероксиды:

2 Na + O₂  Na₂O₂ ; K + O₂  KO₂ .

Восстановлением пероксидов и надпероксидов избытком щелочного металла можно получить оксид: Na₂O₂ + 2 Na  2 Na₂O .

При сжигании щелочноземельных металлов, магния и бериллия образуются оксиды: 2 Ca + O₂  2 CaO;

2 Mg + O₂  2 MgO.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием гидроксидов: Na₂O + H₂O  2 NaOH .

Пероксиды и надпероксиды полностью гидролизуются водой с образованием щёлочи: Na₂O₂ + 2 HOH  2 NaOH + H₂O₂ ;

2 KO₂ + 2 HOH  2 KOH + O₂ + H₂O₂ .

Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов способны взаимодействовать с углекислым газом с выделением кислорода, что позволяет использовать их в системах регенерации воздуха в помещениях с замкнутым объёмом (например, на подводных лодках, в космических кораблях):

2 BaO₂ + 2 CO₂  2 BaCO₃ + O₂ .

Щелочные и щелочноземельные металлы также реагируют с другими неметаллами: галогенами, серой, азотом, водородом. При этом образуются соответственно галогениды, сульфиды, нитриды и гидриды.

Щелочноземельные металлы уже при комнатной температуре медленно взаимодействуют с азотом, образуя нитриды. Из щелочных металлов при комнатной температуре нитрид образует литий; нитриды остальных щелочных металлов образуются при нагревании. Водой нитриды полностью гидролизуются с образованием аммиака и соответствующего основания (см. также раздел 5.2.2 «Аммиак и соли аммония. Гидразин. Гидроксиламин» лекции 5).

Легко отдавая в химических реакциях валентные электроны, щелочные металлы являются самыми энергичными восстановителями. Их восстановительная способность настолько велика, что они могут восстанавливать даже атомы водорода, превращая их в отрицательно заряженные ионы H^– и образуя при нагревании с водородом гидриды: 2 Na + H₂  2 NaH .

Аналогичным образом можно получить и гидриды щелочноземельных металлов. Гидриды магния и бериллия непосредственно из простых веществ не образуются, но их можно получить косвенным путём.

Гидриды полностью разлагаются водой с образованием водорода и гидрок­сида металла: CaH₂ + 2 HOH  Ca(OH)₂ + 2 H₂ .

В ряду напряжений щелочные, щелочноземельные металлы, магний и бериллий стоят далеко впереди водорода и способны восстанавливать водород из воды: 2 Na + 2 HOH  2 NaOH + H₂ ; Ca + 2 HOH  Ca(OH)₂ + H₂ .

Взаимодействие бериллия и магния с водой протекает очень медленно вследствие малой растворимости образующихся гидроксидов магния и бериллия.

Be(OH)₂ – единственный в подгруппе амфотерный гидроксид. По своим химическим свойствам бериллий в значительной степени сходен с алюминием. Это сходство, носящее название «диагонального», наблюдается не только у бериллия и алюминия, но и у некоторых других элементов. Например, бор по многим химическим свойствам сходен с кремнием, а литий с магнием.

Нерастворимый в воде гидроксид бериллия легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов, а при сплавлении образует безводные бериллаты: Be(OH)₂ + 2 NaOH  Na₂[Be(OH)₄] ;

Be(OH)₂ + 2 NaOH  Na₂BeO₂ + 2 H₂O .

Бериллий способен образовывать и другие комплексные соединения, в которых он имеет координационное число равное 4. Так, при взаимодействии фторида бериллия с фторидами щелочных металлов образуются комплексные фторобериллаты: BeF₂ + 2 KF  K₂[BeF₄] .

В водных растворах ион бериллия, по-видимому, находится в виде аквакомплексов [Be(H₂O)₄]²⁺ .

Природная вода, которая содержит в растворённом состоянии большое количество солей кальция и магния, называется жёсткой водой в противоположность мягкой воде, содержащей мало солей кальция и магния или совсем не содержащей их. Суммарное содержание ионов Ca²⁺ и Mg²⁺ в воде называется общей жёсткостью. Она подразделяется на карбонатную и некарбонатную жёсткость. Карбонатная жёсткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная жёсткость – присутствием солей сильных кислот: MgCl₂, CaCl₂, MgSO₄ и др. При кипячении воды, обладающей карбонатной жёсткостью, гидрокарбонаты разлагаются с образованием осадка нерастворимых карбонатов (накипь): Сa(HCO₃)₂  СaCO₃ + H₂O + CO₂.

Поэтому карбонатную жёсткость называют также временной (или устранимой), а некарбонатную – постоянной жёсткостью.

Л Е К Ц И Я 9