Борные кислоты и соли борных кислот

Соединения цинка и кадмия

Соединения со степенью окисления +2.

Цинк и кадмий образуют оксиды белого и коричневого цвета, соответственно. Получают прямым синтезом или разложением солей:

ZnСO₃ = ZnO + СО₂­;

2Cd(NO₃)₂ = 2CdO + 4NO₂­ + O₂

Гидроксиды и оксиды обладают амфотерными свойствами, однако у соединений кадмия преобладают основные свойства. Амфотерный характер Zn(OH)₂ и его поведение в кислых и щелочных растворах можно отразить схемой:

 + H⁺ + OH^- [Zn(H₂O)₄] ²⁺ ¾ Zn(OH)₂ ¾® [Zn(OH)₄] ^2-

Кислотные свойства Cd(OH)2 проявляются только при длительном кипячении в концентрированных растворах щелочей. Образующиеся гексагидроксокадматы легко разрушаются водой.

t

Сd(OH)₂¯ + 4NaOH = Na₄[Cd(OH)₆]

Гидроксиды цинка и кадмия растворимы в аммиачных растворах за счет образования устойчивых координационных соединений:

Zn(OH)₂¯ + 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄](OH)₂;

Сd(OH)₂¯ + 6NH₃ = [Cd(NH₃)₆](OH)₂

Для цинка и кадмия известно большое число солей, из которых малорастворимы фториды, карбонаты. Цинк и в меньшей степени кадмий образуют координационные соединения как катионного, так и анионного типа. Характерные координационные числа цинка – 4 и -6, кадмия – 6. Наиболее устойчивы цианидные комплексы, которые образуются при взаимодействии нерастворимых цианидов цинка или кадмия с избытком цианида щелочного металла:

Э(CN)₂¯ + 2NaCN = Na₂[Э(CN)₄]

Соединения кадмия весьма ядовиты!

Соединения ртути

Соединения со степенью окисления +1. Для ртути(I) известен оксид - Hg₂O (черного цвета), галогениды, например, Hg₂Сl₂ (каломель) и некоторые соли. Большинство соединений ртути(I) бесцветны и нерастворимы в воде. Хорошо растворим нитрат ртути(I) - Hg₂(NO₃)₂×2H₂O, являющийся основным соединением при получении производных ртути(I).

Соединения ртути(I) в зависимости от условий могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:

Hg₂Cl₂ + Cl₂ = HgCl₂;

Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = 2Hg + SnCl₄

Производные катиона Hg₂ ²⁺ склонны к диспропорционированию: Hg₂ ²⁺ = Hg²⁺ + Hg По этой причине не удается получить по обменной реакции Hg₂S и Hg₂(CN)₂, так как они сразу же диспропорционируют с образованием свободной ртути и нерастворимых HgS и Hg(CN)₂.

Соединения со степенью окисления +2.

Оксид ртути(II) в зависимости от степени дисперсности может быть красного или желтого цвета. Оксид обладает основными свойствами, термически нестоек:

t

2HgO = 2Hg + O₂

Гидроксид ртути неизвестен, уже при получении он разлагается на оксид и воду:

Hg(NO₃)₂ + 2KOH = HgО¯ + 2КNO₃ + Н₂О

При действии аммиака на соединения ртути обычно образуются амидные производные, нерастворимые в воде:

HgCl₂ + 2NH₃ = HgNH₂Cl + NH₄Cl

Галогениды HgBr₂ и HgI₂ в воде нерастворимы. Из солей ртути в воде растворяются сульфат и нитрат, карбонат ртути(II) неизвестен.

Координационные числа ртути(II) – 2 и 4. Координационные соединения очень устойчивы и легко образуются в растворах. Например:

HgI₂¯ + 2KI = K₂[HgI₄];

HgS¯ + K₂S = K₂[HgS₂];

Соединения ртути(II) проявляют окислительные свойства.

2Hg²⁺ + 2e- ® Hg₂ ²⁺; E0 = 0,92 В;

Hg²⁺ + 2e- ® Hg; E0 = 0,85 В

Например:

Hg(NO₃)₂ + Hg = Hg₂(NO₃)₂;

HgCl₂ + SO₂ + 2H₂O = Hg + H₂SO₄ + 2HCl

Пары ртути и ее соединения чрезвычайно токсичны!

 

56. Бор. Химические свойства. Отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям. Бораны (соединения бора с водой). Борная и полиборные кислоты, их соли. Мета-, орто-, тетра- бораты.

Оксид бора — вещество белого цвета, с низкой температурой плавления, может быть аморфным или кристаллическим, гигроскопичен, типичный кислотный оксид.

Оксид бора можно получить либо непосредственным взаимодействием бора с кислородом (при 600°С), либо обезвоживанием борной кислоты:

4В + 3O₂ => 2B₂O₃;

2H₃BO₃ => B₂O₃ + 3H₂O

Аморфный оксид бора реагирует с водой с образованием борной (орто- борной) кислоты, с растворами щелочей, концентрированной фтороводородной кислотой, восстанавливается металлами:

Борные кислоты и соли борных кислот

Ортоборная кислота Н₃ВO₃ — бесцветное кристаллическое вещество, без запаха, растворима в горячей воде, проявляет очень слабые кислотные свойства (р К _я = 9,24). Ее кислотные свойства обусловлены не отщеплением протона, а присоединением гидроксильного иона:

Присоединение иона ОН^- происходит за счет электронной пары кислорода и свободной орбитали бора. Образующиеся [В(ОН)₄] могут конденсироваться в растворе в одну частицу, например тетраборат ион В₄O₇.

 Борная кислота легко вытесняется из растворов солей большинством других кислот. Соли ее, называемые боратами, обычно производятся от различных полиборных кислот, чаще всего — тетраборной Н₂В₄O₇.

Химические свойства заключаются в следующем:

1. При нагревании происходит переход ортоборной кислоты в метабор- ную, затем в тетраборную и, наконец, в борный ангидрид:

2. Борная кислота реагирует со щелочами с образованием тетраборатов, выделяющихся из раствора в виде кристаллогидратов:

В полученном растворе имеют место следующие равновесия:

Избытком щелочи тетрабораты могут быть переведены в метабораты:

3. При взаимодействии тетраборатов с кислотами выделяется борная кислота:

4. При нагревании борная кислота растворяет оксиды металлов:

5. Со спиртами в присутствии концентрированной серной кислоты борная кислота образует эфиры:

При поджигании эфир горит ярко-зеленым пламенем. Это позволяет использовать данную реакцию как качественную на кислоту и ее соли.

Бороводороды

Бораны являются необычным классом соединений бора. Простейший из них — диборан В₂Н₆ — является исходным веществом для синтеза всех остальных бора- нов. Его получают восстановлением соединений бора гидридом натрия при нагревании (175°С):

В молекуле нет непосредственной химической связи между атомами бора, а возникают две трехцентровые связи.

В сложных бороводородах (В₄Н₁₀, В₅Н₉, В₆Н₁₀) имеются как трехцентровые связи, так и связи непосредственно между атомами бора.

Бораны ядовиты, обладают неприятным запахом, хорошо растворяются в органических растворителях. Диборан В₂Н₆ — газ, пентаборан В₅Н₉ - жидкость, декаборан В₁₀H₁₄ — твердое вещество.

Химические свойства заключаются в следующем:

1. Бороводороды гидролизуются с выделением водорода:

2. Образуют устойчивые комплексные соединения с гидридами щелочных металлов:

Полученные тетрагидробораты применяются в органической химии в качестве восстановителей.

 

57. Алюминий. Получение металлического алюминия. Его химические свойства. Алюминотермия. Отношение алюминия к кислотам и щелочам, различным окислителям. Оксид и гидроксид алюминия, алюминаты и гидроксокомплексы. Галогениды алюминия как кислоты Льюиса.

Алюминий — элемент 13-й (III)группы периодической таблицы химических элементов с атомным номером 13. Обозначается символом Al. Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).

Оксид алюминия Al₂O₃ — в природе распространён как глинозём, белый тугоплавкий порошок, по твердости близок к алмазу.

Оксид алюминия – природное соединение, может быть получен из бокситов или при термическом разложении гидроксидов алюминия:

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O;

Al₂O₃ - амфотерный оксид, химически инертен, благодаря своей прочной кристаллической решетке. Он не растворяется в воде, не взаимодействует с растворами кислот и щелочей и может реагировать лишь с расплавленной щелочью.

Около 1000°С интенсивно взаимодействует со щелочами и карбонатами щелочных металлов с образованием алюминатов:

Al₂O₃ + 2KOH = 2KAlO₂ + H₂O;

Al₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaAlO₂ + CO₂.

Другие формы Al₂O₃ более активны, могут реагировать с растворами кислот и щелочей, αAl₂O₃ взаимодействует лишь с горячими концентрированными растворами:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O;

Амфотерные свойства оксида алюминия проявляются при взаимодействии с кислотными и основными оксидами с образованием солей:

Al₂O₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ (основные свойства),

Al₂O₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ (кислотные свойства).

Гидрокси́д алюми́ния, Al(OH)₃ — соединение оксида алюминия с водой. Белое студенистое вещество, плохо растворимое в воде, обладает амфотерными свойствами. Получают при взаимодействии солей алюминия с водными растворами щёлочи:

AlCl₃+3NaOH=Al(OH)₃+3NaCl

Гидроксид алюминия – типичное амфотерное соединение, свежеполученный гидроксид растворяется в кислотах и щелочах:

2Al(OH)₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 6H₂O.

Al(OH)₃ + NaOH + 2H₂O = Na[Al(H₂O)₂(OH)₄].

При нагревании разлагается, процесс дегидратации довольно сложен и схематично может быть представлен следующим образом:

Al(OH)₃ = AlO(OH) + H₂O.

2AlO(OH) = Al₂O₃ + H₂O.

Алюминаты — соли, образующиеся при действии щёлочи на свежеосаждённый гидроксид алюминия:

Al(ОН)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат натрия)

Алюминаты получают также при растворении металлического алюминия (или Al₂O₃) в щелочах:

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + ЗН₂

Гидроксоалюминаты образуются при взаимодействии Al(OH)₃ с избытком щелочи:

Al(OH)₃ + NaOH (изб) = Na[Al(OH)₄]

Соли алюминия.

Из гидроксида алюминия можно получить практически все соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде; плохо растворяется в воде фосфат алюминия.

В растворе соли алюминия показывают кислую реакцию. Примером может служить обратимое воздействие с водой хлорида алюминия:

AlCl₃+3Н₂O --- Аl(ОН)₃+3НСl

Практическое значение имеют многие соли алюминия. Так, например, безводный хлорид алюминия АlСl₃ используется в химической практике в качестве катализатора при переработке нефти

Сульфат алюминия Al₂(SO₄)₃•18Н₂O применяется как коагулянт при очистке водопроводной воды, а также в производстве бумаги.

Широко используются двойные соли алюминия — квасцы KAl(SO₄)₂•12H₂O, NaAl(SO₄)₂•12H₂O, NH₄Al(SO₄)₂•12H₂O и др. — обладают сильными вяжущими свойствами и применяются при дублении кожи, а также в медицинской практике как кровоостанавливающее средство.

Применение.

Благодаря комплексу свойств широко распространён в тепловом оборудовании. Алюминий и его сплавы сохраняют прочность при сверхнизких температурах. Благодаря этому он широко используется в криогенной технике. Алюминий - идеальный материал для изготовления зеркал.

В производстве строительных материалов: как газообразующий агент. Алитированием придают коррозионную и окалиностойкость стальным и другим сплавам. Сульфид алюминия используется для производства сероводорода. Идут исследования по разработке пенистого алюминия как особо прочного и лёгкого материала.

В качестве восстановителя: Как компонент термита, смесей для алюмотермии.

В пиротехнике: Алюминий применяют для восстановления редких металлов из их оксидов или галогенидов (Алюминотермия).

Алюминотермия — способ получения металлов, неметаллов (а также сплавов) восстановлением их оксидов металлическим алюминием:

2Al + Cr₂О₃ = Al₂О₃ + 2Cr