Алюминий Индий Галлий

Получают эл-лизом расплав Al₂O₃ (5-10%) в криолите Na₃[AlF₆] (90-95%; добавление криолита нужно для снижения tпл реакционной смеси до 1000˚)

Процесс при расплаве: Al₂O₃ = Al³⁺ + AlO₃^3-; 2Al₂O₃ = Al³⁺ + 3 AlO₂^-

Процесс при электролизе: Катод: 2Al³⁺ + 6e = 2Al; Анод:2AlO₃^3- - 6 e = Al2O3 + 3/2 O2.

Хим. свойства.

Валентные возможности 1 и 3. Степени окисления 0, +1, +3. +3 доминирует.

Из-за оксидной пленки медленно вступает в хим. взаимодействие. Ион Al³⁺ - сильный поляризатор, склонен к образованию комплексных соединений. Al - амфотерный металл. Холодные растворы HNO₃ и H₂SO₄ пассивируют алюминий. После удаления пленки реагирует с растворами минеральных кислот: 2Al + 6H+ = 2Al³⁺ 3H₂

Разбавленную азотную кислоту восстанавливает до NH₄⁺: 8Al + 30HNO₃ = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

С растворами и расплавами щелочей: 2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂

2Al + 6NaOH(изб) + 6H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂

2Al + 6NaOH = 2Na₃AlO₃ + 3H₂ (сплавление)

При нагревании порошок Al взаимодействует с неметаллами: 2Al + 3Г₂ = 2AlГ₃

4Al + 3C = Al₄C₃ 2Al + N₂ = 2AlN 2Al + 3S = Al₂S₃ Al + P= AlP Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Al2O3. амфотерен:

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2KOH_(конц) = 2KAlO₂ + H₂O

Al₂O₃ + 6 KOH_(изб) + 3H₂O = 2K₃[Al(OH)₆]

получение. 2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O(t)

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

4Al(NO₃)₃ = 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂ (t)

Al(OH)3 -малорастворим, проявляет амфотерные свойства.

Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

Al(OH)₃ + KOH = KAlO₂(метаалюминат) + 2H₂O (спл.)

Al(OH)₃ + 3KOH = K₃AlO₃ (ортоалюминат) + 3H₂O (спл.)

Al(OH)₃ + 3KOH(изб) = K₃[Al(OH)₆]

Получение. AlCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O = Al(OH)₃ + 3NH₄Cl

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃ + 3CO₂ + 3Na₂SO₄

Соли Al. Галогениды алюминия занимают промежуточное положение между солями и галогенангидридами. Они отлично растворимы в воде ( кроме AlF3). Соли алюминия в водном р-ре подвергаются глубокому гидролизу.

Al³⁺ + H2O ↔ AlOH²⁺ + H⁺ , точнее [Al(H2O)6]³⁺ ↔ [Al(H2O)5OH]²⁺ + H

Не могут быть получены в водных растворах соли алюминия с ионами слабых кислот - сульфид, сульфит, карбонат, цианид и др. Сульфат образует двойные соли с сульфатами одновалентных металлов - квасцы. Кристаллическая решетка этих соединений содержит гексааквакомплексы [Э(H2O)6]⁺, [Al(H2O)6]³⁺ и анионы SO42-. Поэтому состав квасцов соответствует формуле ЭAl(SO4)2·12H2O. Квасцы способны образовывать и другие Э3+; двойные соли можно рассматривать как комплексы со сравнительно небольшой величиной константы устойчивости.

Ga, In, Tl

Сравнительно малораспространенные, рассяные металлы. Их выделяют из полиметаллических руд, переводят в соли или оксиды; металлы получают электролизом расплавов или восстановлением из оксидов активными металлами. Проявляют степени окисления 0, +1, +2, +3. Наиболее ходовые +3 и +1. В ряду Ga-In-Tl растет склонность к проявлению степени окисления +1.

Ga и In реагируют с минеральными кислотами, образуя соли с катионом Э³⁺. Tl дает соли с катионом Tl⁺. С водой медленно реагирует лишь Tl: 2Tl + 2H₂O = 2TlOH + H₂

Ga - хорошо растворим в щелочах, In - медленно растворим, Tl можно растворить в тех же условиях лишь окисляя. Порошки металлов сгорая дают Э₂О₃ ( только Tl вдобавок еще дает TlO₂).

Ga₂O₃ - амфотерен, In₂O₃ - слабоамфотерен, Tl₂O₃ - основный, Tl₂O - основный(сильнее чем Tl₂O₃).

Катионы металлов в водных растворах являются гексааквакомплексами [Э(H₂O)₆]3+, соли гидролизованы: 2GaCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Ga(OH)₃↓ + 3CO2 + 6NaCl

При комнатной температуре реагируют с F₂,Cl₂, Br₂, а при повышенной t с I₂, S, P и др.

Особенности химии таллия

1) довольно устойчивы соединения Tl⁺ (в отличии от Ga и In)

2) соединения Tl³⁺ достаточно сильные окислители

TlCl₃ + 2KI = I₂ + TlCl + 2KCl

а для перевода Tl+ в Tl⁺³ надо сильный окислитель:

5Tl₂SO₄ + 4KMnO₄ + 16H₂SO₄ = 5Tl₂(SO₄)₃ + 4MnSO₄ + 2K₂SO₄ + 16H₂O

3) Соединения Tl⁺ имеют сходные черты с соединениями щелочных металлов: TlOH - сильное основание, большинство солей хорошо растворимо в воде; не характерно комплексообразование

Mn,Tc,Re………

Получение:

MnO₂+2C=2СO+Mn

2KReO₄+7H₂=⁴⁰⁰2KOH+2Re+6H2O-чистыйRe

Tc может быть получен следующим ядерным методом: ⁹⁸₄₂Mo+²₁H=⁹⁹₄₃Tc+¹₀n

Св-ва:

При переходе от Mn к Reувеличивается устойчивость соед-ий с высшей степенью окисления и усиления тенденция к образованию кислотных оксидов и кислот.Mn сохраняет устойчивость при нагревании на воздухе благодаря защитной пленки Mn₂O_3.При нагревании Tc иRe в присутствии О₂ образ-ся летучие оксиды Tc₂O₇иRe₂O₇.

Э+О₂=MnO,Mn₂O₃,Mn₃O₄(приt₊,Tc₂O₇,Re₂O₇,Re₂O₇)

С водой(0-100)эти Ме почти не реагируют. Mn медленно реагирует с кислотами с выделением Н₂ и обр-м соли Mn²⁺. Tc и Re растворяются с помощью HNO₃и H₂O₂ с получением HTcO₄ и HReO₄.Mn+2H⁺=Mn²⁺+H₂

Tc(Re)+7HNO_3(конц.)=HTcO₄(HReO₄) +7HNO₃+3H₂O

При t Ме реагируют с галогенами образуя MnF₃, MnF₄, MnCl₂, MnBr₂, ReCl₅, ReF₆. Легко образуют карбонилы Э₂(СО)₁₀. Для Mn²⁺ не так характерно комплексообразование.