3.2. Простые вещества

Кристаллическая решетка бора атомная; простые вещества, образованные атомами остальных элементов имеют металлические кристаллические решетки.

У бора известны 2 формы – аморфный бор (коричневого цвета) и кристаллический бор (черного цвета). Кристаллический бор имеет несколько полиморфных модификаций черного цвета, не уступающих по твердости алмазу.

Физические свойства. Цвет бора указан выше; алюминий – серебристый, остальные – серебристо-белые металлы.

Плотности, температуры плавления и кипения, электропроводность (относительно ртути (1)) простых веществ приведены в табл. 3.3.

Таблица 3.3

Некоторые свойства простых веществ III группы главной подгруппы

Элементы	В	Al	Ga	In	Tl
Плотность, г/см3	2,34	2,70	5,90	7,31	11,85
Температуры плавления, С	2075	660	29,8	156,4	304
Температуры кипения, С	3700	2500	2205	2000	1475
Электропроводность	–	33,3	2,3	11,4	4,8

Способы получения. Аморфный бор получают из природного сырья (буры Na₂В₄О₇·10Н₂О, борной кислоты Н₃ВО₃ и др.):

Na₂В₄О_7(р-р) + Н₂SО_4(р-р) + 5Н₂О 4Н₃ВО₃ + Nа₂SО₄;

2Н₃ВО₃ В₂О₃ + 3Н₂О; 3Mg_(к) + В₂О_3(к) 3МgО_(к) + 2В_{(аморфный)},

или из тетрафторобората калия: K[BF₄] + 3Na KF + 3NaF + B.

Кристаллический бор получают из галогенидов:

2ВВr₃ + 3Н₂ 6НВr + 2В.

Алюминий получают электролизом раствора глинозема (Аl₂О₃) в расплавленном криолите (Na₃[AlF₆]) при 950–990С:

Аl₂O₃ Al³⁺ + AlО₃^3–;

Катод (–): Al³⁺ + 3e → Al;

Анод (+): 2AlO₃^3– – 6e → Al₂O₃ + 3O; 2О → О₂

(или: 2AlOF₄^3– – 4e → 2AlF₄^– + O₂).

Остальные металлы получают из отходов производств алюминия, цинка, свинца, меди, железа.

Химические свойства

Бор – неметалл. В обычных условиях весьма инертен, но при высокой температуре реагирует:

– с кислородом: 4В + 3О₂ 2В₂О₃;

– с галогенами с образованием галогенидов состава ВHal₃ (с фтором взаимодействует при обычных условиях);

– с серой: 16В + 3S₈ 8В₂S₃ (сульфид);

– с азотом: 2В + N₂ ВN (нитрид);

– с фосфором, образуя фосфид ВР;

– с углеродом, образуя карбиды составов В₄С, В₄С₃, В₁₄С₂.

С обычными кислотами бор не реагирует. Только нагретые концентрированные азотная, серная кислоты и смесь азотной и соляной кислот (НNО₃ + 3НСl) медленно действуют на бор:

В + 3HNO_3(конц.) → Н₃ВО₃ + 3NО₂; 2В + 3Н₂SО_4(конц.) → 2Н₃ВО₃ + 3SО₂.

Аморфный бор реагирует с концентрированными растворами щелочей:

2В + 2КОН + 2Н₂О → 2КВО₂ + 3Н₂,

метаборат калия

а кристаллический – только с расплавами в присутствии окислителей:

4В + 4КОН_(ж) + 3О₂ 4КВО₂ + 2Н₂О.

Бор восстанавливает кремний и фосфор из оксидов:

3SiО₂ + 4В 3Si + 2В₂О₃; 3Р₄О₁₀ + 20В 10В₂О₃ + 3Р₄.

С металлами бор образует бориды – соединения сложного и переменного состава.

Алюминий – довольно активный металл, но прочная оксидная пленка на поверхности предохраняет его от окисления кислородом воздуха:

4Аl + 3О₂ 2Аl₂О₃.

При обычных условиях алюминий взаимодействует с галогенами, образуя галогениды AlHal₃ (реакция с иодом протекает в присутствии катализатора – воды).

С серой алюминий реагирует при нагревании с образованием сульфида Аl₂S₃.

С азотом алюминий взаимодействует при температуре 800С, образуя нитрид АlN. Нитрид алюминия образуется и при реакции алюминия с аммиаком: 2Аl + 2NН₃ → 2АlN + 3Н₂.

Алюминий взаимодействует с углеродом при температуре 2000С, образуя карбид Аl₄С₃. Карбид алюминия разлагается водой с образованием метана:

Аl₄С₃ + 12Н₂О → 3СН₄ + 4Аl(ОН)₃.

С водородом алюминий не реагирует.

Алюминий реагирует и со сложными веществами.

Освобожденный от оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой:

2Аl + 6Н₂О → 2Аl(ОН)₃ + 3Н₂.

Алюминий взаимодействует с кислотами (с плавиковой кислотой – даже без воды), но сильноразбавленная и холодная концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий. С азотной кислотой другой концентрации:

8Аl + 30НNО_{3(2–3 моль/л)} → 8Аl(NО₃)₃ + 3NН₄NО₃ + 9Н₂О

(продуктами восстановления азотной кислоты могут быть N₂О, NO, NО₂).

Алюминий взаимодействует с водными растворами щелочей:

2Аl + 6КОН + 6Н₂О → 2К₃[Аl(ОН)₆] + 3Н₂.

Алюминий восстанавливает многие металлы из оксидов:

Сr₂О₃ + 2Аl 2Сr + Аl₂О₃.

Галлий, индий, таллий по химическим свойствам близки к алюминию, но есть отличия:

– щелочи на таллий не действуют;

– Ga, In и Tl могут образовывать галогениды составов ЭНаl и ЭНаl₃;

– таллий образует оксиды Тl₂О и Тl₂О₃, сульфиды Тl₂S и Тl₂S₃, фосфиды Тl₃Р, ТlР₃ и ТlР₅;

– при реакции с кислотами таллий образует соли, проявляя степень окисления +1.