Общая характеристика. Свойства

Алюминий — основной представитель металлов главной под­группы III группы Периодической системы. Свойства его анало­гов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns²nр¹ и могут проявлять степень окисления +3.

Электронное строение элементов главной подгруппы III группы

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.

Физические свойства элементов главной подгруппы III группы

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 имеет единственный стабильный изотоп , бор — два: 19,9% и  80,1%.

Физические свойства. 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↑