5 V 1s 2 2s 2 2p 1

13 Al 3s 2 3p 1

31 Ga3d 10 4s 2 4p 1

49 dalam 4d 10 5s 2 5p 1

81 Tl 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1

Ketika muatan inti meningkat, banyak karakteristik unsur yang paling penting berubah secara non-monoton, termasuk jari-jari atom. Oleh karena itu, sifat-sifat zat sederhana, oksida, hidroksida, dan senyawa lain dari unsur-unsur ini memiliki sifat perubahan yang ambigu. Unsur pertama dari subkelompok ini sangat menonjol - boron, yang merupakan satu-satunya unsur non-logam di antara unsur s 2 p 1. Boron menunjukkan kemiripan diagonal dengan unsur subkelompok utama golongan IV - silikon Si.

Aluminium, unsur terpenting dari subkelompok, juga memiliki sejumlah ciri khusus yang membedakannya dari boron, di satu sisi, dan dari subkelompok galium, di sisi lain.

Koneksi karakteristik

			Hidroksida
	Karakter	Kaitannya dengan air		Karakter	Kaitannya dengan air
	asam	sangat larut	H3BO3 H	asam lemah 1-utama	sangat larut
	amfoter	tidak larut	Al(OH)3 H3AlO3 HAlO2 H	amfoter	tidak larut
	amfoter	tidak larut	Ga(OH)3 H3GaO3 HGaO2	amfoter (amfolit ideal)	tidak larut
	dasar dengan tanda-tanda amfoterisitas yang lemah	tidak larut		amfoter (sifat dasar mendominasi)	tidak larut
	dasar	larut		basa (mirip dengan basa)	sangat larut

Aluminium

13 Al 3s 2 3p 1

1 isotop stabil 27 Al

Clark memiliki 8,8% massa di kerak bumi, merupakan logam yang paling umum. Tidak ditemukan dalam bentuk bebas.
Bentuk utama kejadian di alam adalah Al 2 O 3 (terdiri dari berbagai silikat, feldspar dan tanah liat). Ia juga ditemukan dalam bentuk garam ganda: KAl(SO 4) 2, Na 3, dll.

Properti fisik

Bahan sederhana aluminium adalah logam paramagnetik ringan berwarna putih keperakan, mudah dibentuk, dicetak, dan dikerjakan dengan mesin. Aluminium memiliki konduktivitas termal dan listrik yang tinggi serta ketahanan terhadap korosi karena pembentukan lapisan oksida kuat yang cepat yang melindungi permukaan dari interaksi lebih lanjut. Aluminium memiliki konduktivitas listrik dan termal yang tinggi serta sangat reflektif. Dalam hal daya hantar listrik menempati urutan ke-4 setelah Cu, Ag, Au.

Metode memperoleh

1. Elektrolisis lelehan AlCl 3:

2AlCl 3 = 2Al + 3Cl 2

2. Metode industri utama adalah elektrolisis lelehan Al 2 O 3 (alumina) dalam kriolit 3NaF AlF 3:

2Al 2 O 3 = 4AI + 3O 2

3. Vakum termal:

AlCl 3 + ZK = Al + 3KCl

Sifat kimia

Al adalah logam yang sangat aktif secara kimia, tetapi dalam kondisi normal ia berperilaku agak lembam - ia memiliki suhu penyalaan yang tinggi, dan bereaksi dengan banyak zat hanya pada suhu tinggi; semua reaksi yang melibatkan Al melalui periode awal yang lambat. Perilaku kimiawi aluminium ini dijelaskan oleh adanya lapisan Al 2 O 3 yang sangat tipis, tahan lama, tahan gas dan air pada permukaannya. Jika integritas film ini rusak, AI bereaksi dengan banyak zat sebagai zat pereduksi aktif:

Al 0 - Ze - → Al 3+

Pada sebagian besar senyawa, atom aluminium terhubung ke atom tetangga melalui ikatan ionik.

1. Interaksi dengan oksigen dan nonlogam lainnya (halogen, belerang, nitrogen, karbon). Bubuk Al (bubuk aluminium) bereaksi paling aktif.

a) 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Pada suhu biasa, reaksi hanya terjadi di permukaan. Setelah dipanaskan sampai suhu penyalaan, Al yang dihancurkan terbakar dengan efek eksotermik yang tinggi.

b) 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 klorida

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3 bromida

2Al + 3I 2 = 2AlI 3 iodida

Reaksi dengan I 2 terjadi dengan adanya air. Dengan F 2 tidak ada reaksi. karena pada saat pertama terbentuk lapisan permukaan AlF 3 yang kuat.

c) 2Al + 3S = Al 2 S 3 sulfida

2Al + N 2 = 2AlN nitrida

4Al + ZS = AlC 3 karbida

d) Aluminium C H 2 tidak bergabung secara langsung.

2. Interaksi dengan air dengan adanya alkali.

Peran alkali.

1) pembubaran film oksida Al 2 O 3;

2) mencegah pembentukan hidroksida Al(OH)3 yang tidak larut.

2Al + 6H 2 O + 2NaOH = 2Na + 3H 2

Na - natrium tetrahidroksoaluminat

Dengan tidak adanya alkali, aluminium dapat menggantikan H2 dari air dalam kondisi berikut:

1) jika permukaannya di amalgamasi (dilapisi air raksa);

2) dalam ruang hampa atau dalam lingkungan gas inert setelah pembersihan awal permukaan logam dari film oksida.

3. Interaksi dengan asam “non-pengoksidasi” (HCl, H 2 SO 4 dil., dll.)

2Al + 6H + → 2Al 3+ + 3H 2

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H 2 JADI 4 = Al 2 (JADI 4) 3 + 3H 2

4. Interaksi dengan HNO 3 dan H 2 SO 4 yang sangat pekat

Pada suhu normal, reaksi tidak terjadi, karena terjadi pasivasi permukaan Al, terkait dengan masuknya oksigen atom atau molekul ke dalamnya, serta pembentukan senyawa yang tidak larut dengan Al.

Ketika dipanaskan, reaksi berlangsung cukup aktif:

Al + 6HNO 3 konsentrasi. = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

8Al + 15H 2 SO 4 konsentrasi = 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

5. Interaksi dengan HNO 3 encer

Reaksi berlangsung lambat pada suhu normal, dan lebih cepat bila dipanaskan.

Al + 4HNO 3 = Al(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

8Al + 30HNO 3 encer murni = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9 2 O

6. Interaksi dengan asam organik

Reaksi terjadi dengan asam asetat dan asam sitrat encer ketika dipanaskan, dan dipercepat dengan adanya NaCl:

Al + 6CH 3 COOH = 2(CH 3 COO) 3 Al + 3H 2

7. Reduksi logam dari oksidanya (aluminotermi)

2Al + Cr 2 O 3 = 2Cr + Al 2 O 3

PERKENALAN

Subgrup boron merupakan subgrup utama dari grup III. Menurut klasifikasi IUPAC baru: 13 kelompok unsur Tabel Periodik Unsur Kimia DI Mendeleev, yang meliputi boron B, aluminium Al, galium Ga, indium In dan talium Tl. Semua unsur subkelompok ini, kecuali boron, adalah logam.

KARAKTERISTIK UMUM UNSUR KELOMPOK III SUBGROUP UTAMA

kimia boron thallium aluminium

Golongan III meliputi boron, aluminium, galium, indium, talium (subgrup utama), serta skandium, yttrium, lantanum dan lantanida, aktinium dan aktinida (subgrup samping).

Pada tingkat elektronik terluar unsur-unsur subkelompok utama terdapat tiga elektron (s 2 p 1). Mereka dengan mudah melepaskan elektron-elektron ini atau membentuk tiga elektron tidak berpasangan karena transisi satu elektron ke tingkat p. Boron dan aluminium dicirikan oleh senyawa hanya dengan bilangan oksidasi +3. Unsur-unsur subkelompok galium (gallium, indium, talium) juga memiliki tiga elektron pada tingkat elektronik terluar, membentuk konfigurasi s 2 p 1, tetapi terletak setelah lapisan 18 elektron. Oleh karena itu, tidak seperti aluminium, galium jelas memiliki sifat non-logam. Sifat-sifat pada deret Ga, In, Tl melemah, dan sifat logam meningkat.

Struktur elektronik lapisan valensi aktinida dalam banyak hal mirip dengan struktur elektronik lapisan valensi lantanida. Semua lantanida dan aktinida adalah logam khas.

Semua unsur golongan III memiliki afinitas yang sangat kuat terhadap oksigen, dan pembentukan oksidanya disertai dengan pelepasan panas dalam jumlah besar.

Elemen kelompok III memiliki beragam penerapan.

Boron ditemukan oleh J. Gay-Lussac dan L. Thénard pada tahun 1808. Kandungannya di kerak bumi adalah 1,2·10-3%.

Senyawa boron dengan logam (borida) memiliki kekerasan dan ketahanan panas yang tinggi. Oleh karena itu, mereka digunakan untuk memproduksi paduan khusus yang super keras dan tahan panas. Boron karbida dan boron nitrida memiliki ketahanan panas yang tinggi. Yang terakhir ini digunakan sebagai pelumas suhu tinggi. Kristal hidrat natrium tetraborat Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O (boraks) mempunyai komposisi yang konstan, larutannya digunakan dalam kimia analitik untuk menentukan konsentrasi larutan asam.

Senyawa galium dengan unsur golongan VI (belerang, selenium, telurium) bersifat semikonduktor. Termometer suhu tinggi diisi dengan galium cair.

Indium ditemukan oleh T. Richter dan F. Reich pada tahun 1863. Kandungannya di kerak bumi adalah 2,5·10-5%. Penambahan indium ke paduan tembaga meningkatkan ketahanannya terhadap aksi air laut. Menambahkan logam ini ke perak akan meningkatkan kilau perak dan mencegahnya ternoda di udara. Lapisan indium melindungi logam dari korosi. Ini adalah bagian dari beberapa paduan yang digunakan dalam kedokteran gigi, serta beberapa paduan dengan titik leleh rendah (paduan indium, bismut, timbal, timah, dan kadmium meleleh pada 47°C). Senyawa indium dengan berbagai nonlogam mempunyai sifat semikonduktor.

Talium ditemukan oleh W. Crookes pada tahun 1861. Kandungannya di kerak bumi adalah 10-4%. Paduan talium (10%) dengan timah (20%) dan timbal (70%) memiliki ketahanan asam yang sangat tinggi, tahan terhadap campuran asam sulfat, klorida, dan nitrat. Talium meningkatkan sensitivitas fotosel terhadap radiasi infra merah yang berasal dari benda yang dipanaskan. Senyawa talium sangat beracun dan menyebabkan rambut rontok.

Gallium, indium dan talium adalah elemen jejak. Kandungannya dalam bijih, pada umumnya, tidak melebihi seperseribu persen.

Dengan bertambahnya massa atom, sifat logam unsur-unsur tersebut meningkat. Boron adalah non-logam, unsur-unsur lainnya (subkelompok aluminium) adalah logam. Boron memiliki sifat yang sangat berbeda dari unsur lain dan lebih mirip dengan karbon dan silikon. Unsur-unsur lainnya adalah logam dengan titik leleh rendah, In dan Tl sangat lunak.

Sifat fisika unsur subkelompok utama golongan III

Semua elemen grup adalah trivalen , tetapi dengan bertambahnya nomor atom, valensi 1 menjadi lebih berkarakter(Tl didominasi monovalen).

Pada deret B-Al-Ga-In-Tl, keasaman menurun dan kebasaan hidroksida R(OH)3 meningkat. H 3 VO 3 adalah asam, Al(OH) 3 dan Ga(OH) 3 adalah basa amfoter, In(OH) 3 dan Tl(OH) 3 adalah basa tipikal. ТlON adalah basis yang kuat.

Mari kita perhatikan sifat-sifat hanya dua unsur: secara rinci - aluminium, sebagai perwakilan khas logam-p, yang sangat banyak digunakan dalam praktik, dan secara skematis - boron, sebagai perwakilan dari "semi-logam" dan menunjukkan sifat-sifat anomali jika dibandingkan dengan semua elemen subgrup lainnya.

Aluminium adalah logam paling melimpah di Bumi (peringkat ke-3 di antara semua unsur; 8% komposisi kerak bumi). Ia tidak terdapat di alam sebagai logam bebas; merupakan bagian dari alumina (Al 2 O 3), bauksit (Al 2 O 3 xH 2 O). Selain itu, aluminium ditemukan sebagai silikat pada batuan seperti tanah liat, mika, dan feldspar.

Aluminium memiliki satu isotop stabil, boron memiliki dua: 19,9% dan 80,1%.

Kuitansi;

1. Elektrolisis lelehan AlCl 3:

2AlCl 3 = 2Al + 3Cl 2

2. Metode industri utama adalah elektrolisis lelehan Al 2 O 3 (alumina) dalam kriolit 3NaF AlF 3:

2Al 2 O 3 = 4AI + 3O 2

3. Vakum termal:

AlCl 3 + ZK = Al + 3KCl

Properti fisik.

Aluminium dalam bentuk bebasnya merupakan logam berwarna putih keperakan dengan konduktivitas termal dan listrik yang tinggi. Aluminium memiliki kepadatan yang rendah - sekitar tiga kali lebih kecil dari besi atau tembaga, dan pada saat yang sama merupakan logam yang tahan lama.

Boron ada dalam beberapa modifikasi alotropik. Boron amorf adalah bubuk coklat tua. Boron kristal berwarna abu-abu kehitaman, dengan kilau metalik. Dalam hal kekerasan, kristal boron menempati urutan kedua (setelah intan) di antara semua zat. Pada suhu kamar, boron merupakan konduktor listrik yang buruk; sama seperti silikon, ia memiliki sifat semikonduktor.

Sifat kimia.

Permukaan aluminium biasanya ditutupi dengan lapisan oksida Al 2 O 3 yang tahan lama, yang melindunginya dari interaksi dengan lingkungan. Jika lapisan film ini dihilangkan, logam dapat bereaksi kuat dengan air:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + ZH 2.

Dalam bentuk serutan atau bubuk, ia terbakar terang di udara, melepaskan sejumlah besar panas:

2Al + 3/2O 2 = Al 2 O 3 + 1676 kJ.

Keadaan ini digunakan untuk memperoleh sejumlah logam dari oksidanya dengan metode aluminotermi. Ini adalah nama yang diberikan untuk reduksi dengan bubuk aluminium dari logam-logam yang kalor pembentukan oksidanya lebih kecil dari kalor pembentukan Al 2 O 3, misalnya:

Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3 + 539 kJ.

membosankan, tidak seperti aluminium, bersifat inert secara kimia (terutama kristal). Oleh karena itu, ia bereaksi dengan oksigen hanya pada suhu yang sangat tinggi (> 700°C) dengan pembentukan borat anhidrida B 2 O 3:

2B + ZO 2 = 2B 2 O 3,

Boron tidak bereaksi dengan air dalam keadaan apapun. Pada suhu yang lebih tinggi (> 1200°C) ia bereaksi dengan nitrogen, menghasilkan boron nitrida (digunakan untuk pembuatan bahan tahan api):

Boron hanya bereaksi dengan fluor pada suhu kamar, reaksi dengan klorin dan bromin hanya terjadi pada pemanasan kuat (masing-masing 400 dan 600 °C); dalam semua kasus ini, ia membentuk BHal 3 trihalida - cairan mudah menguap yang menguap di udara dan mudah dihidrolisis oleh air:

2B + 3Hal 2 = 2BAl 3.

Sebagai hasil hidrolisis, terbentuk asam ortoborat (borat) H 3 BO 3:

VNal ​​​​3 + 3H 2 O = H 3 VO 3 + ZNNAl.

Berbeda dengan boron, aluminium Sudah pada suhu kamar, ia aktif bereaksi dengan semua halogen, membentuk halida. Ketika dipanaskan, ia bereaksi dengan belerang (200 °C), nitrogen (800 °C), fosfor (500 °C) dan karbon (2000 °C):

2Al + 3S = Al 2 S 3 (aluminium sulfida),

2Al + N 2 = 2AlN (aluminium nitrida),

Al + P = AlP (aluminium fosfida),

4Al + 3C = Al 4 C 3 (aluminium karbida).

Semua senyawa ini terhidrolisis sempurna untuk membentuk aluminium hidroksida dan, karenanya, hidrogen sulfida, amonia, fosfin, dan metana.

Aluminium mudah larut dalam asam klorida dengan konsentrasi berapa pun:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + ZN 2.

Asam sulfat dan nitrat pekat tidak berpengaruh pada aluminium dalam cuaca dingin. Saat dipanaskan, aluminium mampu mereduksi asam-asam ini tanpa melepaskan hidrogen:

2Al + 6H 2 SO 4 (konsentrasi) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O,

Al + 6HNO 3(konsentrasi) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Aluminium larut dalam asam sulfat encer, melepaskan hidrogen:

2Al + 3H 2 JADI 4 = Al 2 (JADI 4) 3 + 3H 2.

Dalam asam nitrat encer, reaksi berlangsung dengan pelepasan oksida nitrat (II):

Al + 4HNO 3 = Al(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

Aluminium larut dalam larutan alkali dan logam alkali karbonat membentuk tetrahidroksialuminat:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2.

Asam yang bukan zat pengoksidasi tidak bereaksi dengan boron dan hanya HNO 3 pekat yang mengoksidasinya menjadi asam borat:

B + HNO 3 (konsentrasi) + H 2 O = H 3 VO 3 + NO

Senyawa dengan bilangan oksidasi +3. Senyawa boron yang paling penting adalah hidrida, halida, oksida, asam borat dan garamnya.

Boron oksida- B 2 O 3 - massa kaca yang tidak berwarna dan rapuh, oksida asam, menambahkan air dengan kuat untuk membentuk asam ortoborat:

B 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 BO 3

H 3 BO 3 adalah asam monoprotik yang sangat lemah, dan sifat asamnya muncul bukan karena eliminasi kation hidrogen, tetapi karena pengikatan anion hidroksida:

H 3 BO 3 + H 2 OH + + - ; pK a = 9,0

Saat dipanaskan, asam borat kehilangan air secara bertahap, mula-mula membentuk asam metaborat dan kemudian boron oksida:

H 3 BO 3 ¾® HBO 2 ¾® B 2 O 3

Ketika berinteraksi dengan basa, ia membentuk tetraborat - garam dari asam tetraborat hipotetis:

4H 3 BO 3 + 2NaOH = Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O

Kebanyakan garam - borat - tidak larut dalam air, kecuali borat dari unsur s. Natrium tetraborat Na 2 B 4 O 7 digunakan lebih banyak daripada yang lain. Sebagian besar, borat bersifat polimer dan diisolasi dari larutan dalam bentuk kristal hidrat. Asam borat polimer tidak dapat diisolasi dari larutan karena mudah terhidrasi. Oleh karena itu, ketika asam bekerja pada poliborat, asam borat biasanya dilepaskan ( reaksi ini digunakan untuk menghasilkan asam):

Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 + 5H 2 O = 4H 3 BO 3 + Na 2 SO 4

Metaborat anhidrat dibuat dengan menggabungkan boron oksida atau asam borat dengan oksida logam:

CaO + B 2 O 3 = Ca(BO 2) 2

Senyawa aluminium yang paling penting adalah aluminium oksida dan aluminium hidroksida.

Aluminium oksida Al2O3 adalah zat kristal putih tahan api, tidak larut dalam air. Dalam kondisi laboratorium, aluminium oksida dihasilkan dengan membakar aluminium atau dengan dekomposisi termal aluminium hidroksida:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

2Al (OH) 3 → Al2O3 + 3H2O.

Menurut sifat kimianya, aluminium oksida bersifat amfoter. Bereaksi dengan asam, menunjukkan sifat-sifat oksida basa:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O.

Bereaksi dengan basa, ia menunjukkan sifat oksida asam. Senyawa kompleks terbentuk dalam larutan alkali:

Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K.

Ketika menyatu, garam asam meta-aluminium terbentuk, misalnya kalium meta-aluminat:

Al2O3 + 2KOH→2KAlO2 + H2O.

Modifikasi kristal alami aluminium oksida (korundum) digunakan dalam BERMACAM-MACAM bidang ilmu pengetahuan dan produksi. Rubi, misalnya, merupakan bahan pembuatan batu kerja untuk mekanisme presisi. Kristal korundum adalah media kerja laser. Rubi dan safir digunakan untuk finishing perhiasan. Aluminium oksida adalah komponen utama ampelas - bahan abrasif. Sifat tahan api dan ketahanan korosi aluminium oksida menentukan penggunaannya untuk pembuatan peralatan gelas kimia tahan panas dan batu bata untuk tungku kaca.

Aluminium hidroksida Al (OH) 3 adalah zat kristal putih yang tidak larut dalam air. Aluminium hidroksida diproduksi di laboratorium dari garam aluminium yang larut ketika berinteraksi dengan larutan alkali, misalnya:

AlCl3 + 3KOH = Al (OH) 3 ↓+ 3KCl.

Aluminium hidroksida yang dihasilkan tampak seperti endapan agar-agar.

Aluminium hidroksida menunjukkan sifat amfoter dan larut dalam asam dan basa:

Al(OH)3 + 3HCl →AlCl3 + 3H2O

Al (OH) 3 + NaOH → Na.

Ketika aluminium hidroksida menyatu dengan natrium hidroksida, natrium metaaluminat terbentuk:

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O.

Kemampuan aluminium hidroksida untuk bereaksi dengan asam digunakan dalam terapi. Ini adalah bagian dari obat-obatan yang digunakan untuk mengurangi keasaman dan mengurangi mulas.

Reaksi dengan barium klorida. Ion borat, ketika berinteraksi dengan barium klorida dalam larutan berair, membentuk endapan kristal putih barium metaborat Ba(BO 2) 2

Reaksi analitik kation aluminium Al 3+

1. Reaksi dengan basa:

A1 3+ + 3 OH→A1(OH) 3 ↓ (putih)

2. Reaksi dengan kobalt nitrat - pembentukan -thenar blue.

Biru Thenar adalah campuran biru aluminium dan oksida kobalt.

2 A1 2 (SO 4) 3 + 2 Co(NO 3) 2 -tT-> 2 Co(A1O 2) 2 + 4 NO 2 + 6 SO 3 + O 2.

Boron adalah elemen jejak; fraksi massanya dalam tubuh manusia adalah 10 -5 %. Boron terkonsentrasi terutama di paru-paru (0,34 mg), kelenjar tiroid (0,30 mg), limpa (0,26 mg), hati, otak (0,22 mg), ginjal, otot jantung (0,21 mg) . Efek biologis boron belum cukup dipelajari. Diketahui bahwa boron termasuk dalam komposisi gigi dan tulang, tampaknya dalam bentuk garam asam borat yang sedikit larut dengan kation logam.

Bab XI. PERIODIK KELOMPOK KETIGA

SISTEM ELEMEN

83. Ciri-ciri umum unsur golongan III

Golongan III meliputi boron, aluminium, galium, indium, talium (subgrup utama), serta skandium, yttrium, lantanum dan lantanida, aktinium dan aktinida (subgrup samping).

Pada tingkat elektronik terluar unsur-unsur subkelompok utama terdapat tiga elektron (s 2 p 1). Mereka dengan mudah melepaskan elektron-elektron ini atau membentuk tiga elektron tidak berpasangan karena transisi satu elektron ke tingkat p. Boron dan aluminium dicirikan oleh senyawa hanya dengan bilangan oksidasi +3. Unsur-unsur subkelompok galium (gallium, indium, talium) juga memiliki tiga elektron pada tingkat elektronik terluar, membentuk konfigurasi s 2 p 1, tetapi terletak setelah lapisan 18 elektron. Oleh karena itu, tidak seperti aluminium, galium jelas memiliki sifat non-logam. Sifat-sifat pada deret Ga, In, Tl melemah, dan sifat logam meningkat.

Unsur-unsur subkelompok skandium juga memiliki tiga elektron pada tingkat elektronik terluar. Namun unsur-unsur tersebut termasuk unsur transisi d, konfigurasi elektron lapisan valensinya adalah d 1 s 2. Ketiga unsur melepaskan elektron-elektron ini dengan mudah. Unsur-unsur subkelompok lantanida memiliki konfigurasi tingkat elektronik terluar yang khas: tingkat 4fnya terbentuk dan tingkat d menghilang. Dimulai dengan cerium, semua unsur kecuali gadolinium dan lutetium memiliki konfigurasi elektronik tingkat elektron terluar 4f n 6s 2 (gadolinium dan lutetium memiliki elektron 5d 1). Jumlah n bervariasi dari 2 hingga 14. Oleh karena itu, elektron s dan f berperan dalam pembentukan ikatan valensi. Paling sering, bilangan oksidasi lantanida adalah +3, lebih jarang +4.

Struktur elektronik lapisan valensi aktinida dalam banyak hal mirip dengan struktur elektronik lapisan valensi lantanida. Semua lantanida dan aktinida adalah logam khas.

Semua unsur golongan III memiliki afinitas yang sangat kuat terhadap oksigen, dan pembentukan oksidanya disertai dengan pelepasan panas dalam jumlah besar.

Elemen kelompok III memiliki beragam penerapan.

Boron ditemukan oleh J. Gay-Lussac dan L. Thénard pada tahun 1808. Kandungannya di kerak bumi adalah 1,2·10 - 3%.

Senyawa boron dengan logam (borida) memiliki kekerasan dan ketahanan panas yang tinggi. Oleh karena itu, mereka digunakan untuk memproduksi paduan khusus yang super keras dan tahan panas. Boron karbida dan boron nitrida memiliki ketahanan panas yang tinggi. Yang terakhir ini digunakan sebagai pelumas suhu tinggi. Kristal hidrat natrium tetraborat Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O (boraks) mempunyai komposisi yang konstan, larutannya digunakan dalam kimia analitik untuk menentukan konsentrasi larutan asam. Reaksi boraks dengan asam berlangsung sesuai persamaan

Na 2 B 4 O 7 + 2 HCl + 5 H 2 O = 2 NaCl + 4 H 3 VO 3

Senyawa galium dengan unsur golongan VI (belerang, selenium, telurium) bersifat semikonduktor. Termometer suhu tinggi diisi dengan galium cair.

Indium ditemukan oleh T. Richter dan F. Reich pada tahun 1863. Kandungannya dalam paduan bumi adalah 2,5·10 - 5%. Penambahan indium ke paduan tembaga meningkatkan ketahanannya terhadap aksi air laut. Menambahkan logam ini ke perak akan meningkatkan kilau perak dan mencegahnya ternoda di udara. Lapisan indium melindungi logam dari korosi. Ini adalah bagian dari beberapa paduan yang digunakan dalam kedokteran gigi, serta beberapa paduan dengan titik leleh rendah (paduan indium, bismut, timbal, timah, dan kadmium meleleh pada suhu 47 °C). Senyawa indium dengan berbagai nonlogam mempunyai sifat semikonduktor.

Talium ditemukan oleh W. Crookes pada tahun 1861. Kandungannya di kerak bumi adalah 10 - 4%. Paduan talium (10%) dengan timah (20%) dan timbal (70%) memiliki ketahanan asam yang sangat tinggi, tahan terhadap campuran asam sulfat, klorida, dan nitrat. Talium meningkatkan sensitivitas fotosel terhadap radiasi infra merah yang berasal dari benda yang dipanaskan. Senyawa talium sangat beracun dan menyebabkan rambut rontok.

Gallium, indium dan talium adalah elemen jejak. Kandungannya dalam bijih, pada umumnya, tidak melebihi seperseribu persen.

Senyawa skandium, yttrium, lantanum dan lantanida telah dikenal pada awal abad ke-19. Skandium murni diisolasi oleh L.F. Nilsson pada tahun 1879. Kandungan unsur ini pada kerak bumi adalah 10 - 3%. Yttrium ditemukan oleh Yu Gadolin pada tahun 1794. Kandungannya di kerak bumi adalah 2,9·10 - 3%. Kandungan lantanum pada kerak bumi yang ditemukan oleh K. G. Mosander pada tahun 1839 adalah 4,9·10 - 3%. Logam-logam ini digunakan terutama untuk menghasilkan paduan khusus dengan sifat listrik dan magnet tertentu. Selain itu, lantanida digunakan untuk membuat berbagai komposisi piroforik, dan cerium digunakan untuk memproduksi paduan aluminium. Penambahan cerium meningkatkan konduktivitas listrik aluminium dan meningkatkan sifat mekaniknya, sehingga lebih mudah untuk menggulung tungsten. Cerium dioksida digunakan dalam penggilingan kaca optik.

Keluarga aktinida termasuk unsur terberat, setelah aktinium dalam tabel periodik.

Dari aktinida, uranium dan thorium menemukan aplikasi praktis.

dan plutonium.

Uranium ditemukan oleh M.G. Klaproth pada tahun 1789. Kandungannya di kerak bumi adalah 2,5·10 - 4%. Di alam, uranium ditemukan dalam bentuk tiga isotop: 238 U - 99,285%, 235 U - 0,71%, 234 U - 0,005%. Isotop 235 U mampu meluruh secara spontan, oleh karena itu uranium yang digunakan dalam reaktor sebagai bahan bakar nuklir diperkaya guna meningkatkan kandungan isotop 235. Untuk isotop ini, terdapat konsep massa kritis, setelah mencapai reaksi berantai dan ledakan nuklir terjadi. Jika massa 235 U kurang dari massa kritis, laju reaksi dekomposisi spontan dapat dikendalikan. Properti 235 U ini digunakan dalam reaktor nuklir. Senyawa uranium juga digunakan sebagai pewarna pada industri percetakan dan silikat.

Torium dioksida ditemukan oleh J. Ya.Berzelius pada tahun 1828, tetapi torium logam diperoleh relatif baru. Kandungan thorium pada kerak bumi adalah 1,3·10 - 3%. Penambahan kecil logam ini ke tungsten meningkatkan masa pakai kumparan listrik pada lampu pijar (thorium menyerap gas yang menyebabkan keausan cepat pada filamen tungsten). Thorium dioksida digunakan dalam pengobatan, serta dalam pembuatan katalis tertentu.

Plutonium ditemukan oleh G. Seaborg, E. McMillan, J. Kennedy dan A. Wahl pada tahun 1940. Kandungannya di kerak bumi dapat diabaikan. Plutonium diperoleh dari hasil peluruhan bahan bakar reaktor nuklir. Ini digunakan untuk tujuan yang sama seperti uranium-235.

84. Aluminium

Aluminium pertama kali diperoleh secara kimia oleh ahli kimia Denmark H. C. Oersted pada tahun 1825. Pada tahun 1854, ahli kimia Perancis A. E. Saint-Clair Deville mengisolasinya menggunakan metode elektrokimia.

Berada di alam. Aluminium adalah logam yang paling umum di alam. Kandungannya di kerak bumi adalah 8,05%. Senyawa alami terpenting dari aluminium adalah aluminosilikat, bauksit, dan korundum.

Aluminosilikat membentuk sebagian besar kerak bumi. Produk pelapukannya adalah tanah liat dan feldspar (orthoclase, albite, anorthite). Bahan dasar tanah liat adalah kaolin Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O.

Bauksit adalah batuan asal aluminium. Terutama terdiri dari aluminium oksida hidrat Al 2 O 3 nH 2 O.

Properti fisik. Aluminium adalah logam ringan berwarna putih keperakan yang meleleh pada suhu 660°C. Sangat plastik, mudah ditarik menjadi kawat dan digulung menjadi lembaran: foil dengan ketebalan kurang dari 0,01 mm dapat dibuat darinya. Aluminium memiliki konduktivitas termal dan listrik yang sangat tinggi. Paduannya dengan berbagai logam kuat dan ringan.

Sifat kimia. Aluminium adalah logam yang sangat aktif. Dalam rangkaian tegangan, ia muncul setelah logam alkali dan alkali tanah. Namun, logam ini cukup stabil di udara, karena permukaannya dilapisi lapisan oksida yang sangat padat, yang melindungi logam dari kontak dengan udara. Jika lapisan oksida pelindung dihilangkan dari kawat aluminium, aluminium akan mulai berinteraksi secara kuat dengan oksigen dan uap air di udara, berubah menjadi massa lepas - aluminium hidroksida:

4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Al(OH) 3

Reaksi ini disertai dengan pelepasan panas.

Aluminium, dibersihkan dari lapisan oksida pelindung, bereaksi dengan air untuk melepaskan hidrogen:

2 Al + 6 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 H 2

Aluminium larut dengan baik dalam asam sulfat dan klorida encer:

2 Al + 6 HCl = 2 AlCl 3 + 3 H 2

2 Al + 3 H 2 JADI 4 = Al 2 (JADI 4) 3 +3 H 2

Asam nitrat encer mempasifkan aluminium dalam keadaan dingin, tetapi bila dipanaskan, aluminium larut di dalamnya, melepaskan nitrogen monoksida, nitrogen hemioksida, nitrogen bebas atau amonia, misalnya:

8 Al + 30 HNO 3 = 8 Al(NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O

Asam nitrat pekat mempasifkan aluminium.

Karena aluminium oksida dan hidroksida bersifat amfoter

sifatnya, aluminium mudah larut dalam larutan air semua basa, kecuali amonium hidroksida:

2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [Al (OH) 6 ] + 3 H 2

Aluminium bubuk mudah berinteraksi dengan halogen, oksigen, dan semua non-logam. Untuk memulai reaksi, pemanasan diperlukan, kemudian berlangsung sangat intens dan disertai dengan pelepasan sejumlah besar panas:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (aluminium bromida)

4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (aluminium oksida)

2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (aluminium sulfida)

2 Al + N 2 = 2 AlN (aluminium nitrida)

4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (aluminium karbida)

Aluminium sulfida hanya bisa ada dalam bentuk padat. Dalam larutan berair, ia mengalami hidrolisis lengkap dengan pembentukan aluminium hidroksida dan hidrogen sulfida:

Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S

Aluminium dengan mudah menghilangkan oksigen dan halogen dari oksida dan garam logam lainnya. Reaksi tersebut disertai dengan pelepasan sejumlah besar panas:

8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 9 Fe + 4 Al 2 O 3

Proses reduksi logam dari oksidanya dengan aluminium disebut aluminotermi. Aluminotermi digunakan dalam produksi beberapa logam langka yang membentuk ikatan kuat dengan oksigen (niobium, tantalum, molibdenum, tungsten, dll.), serta untuk pengelasan rel. Jika Anda menggunakan sekring khusus untuk membakar campuran bubuk aluminium halus dan bijih besi magnet Fe 3 O 4 (termit), maka reaksi akan berlangsung secara spontan dengan pemanasan campuran hingga 3500 °C. Besi pada suhu ini berada dalam keadaan cair.

Kuitansi. Aluminium pertama kali diperoleh melalui reduksi dari aluminium klorida dengan logam natrium:

AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al

Saat ini, diperoleh dengan elektrolisis garam cair dalam rendaman elektrolit (Gbr. 46). Elektrolitnya adalah lelehan yang mengandung 85-90% kriolit - garam kompleks 3NaF·AlF 3 (atau Na 3 AlF 6) dan 10-15% alumina - aluminium oksida Al 2 O 3. Campuran ini meleleh pada suhu sekitar 1000 °C.

Ketika dilarutkan dalam kriolit cair, alumina berperilaku seperti garam aluminium dan asam aluminium dan terdisosiasi menjadi kation aluminium dan anion dari residu asam asam aluminium:

AlAlO3  Al 3  + AlO 3 3 

Cryolite juga terdisosiasi:

Na 3 AlF 6  3 Na  + AlF 6 3 

Ketika arus listrik dilewatkan melalui lelehan, kation aluminium dan natrium berpindah ke katoda - badan grafit dari bak mandi, dilapisi di bagian bawah dengan lapisan aluminium cair yang diperoleh selama proses elektrolisis. Karena aluminium kurang reaktif dibandingkan natrium, maka aluminium direduksi terlebih dahulu. Aluminium tereduksi dalam keadaan cair dikumpulkan di dasar bak, kemudian dikeluarkan secara berkala.

Anion AlO 3 3  dan AlF 6 3  bergerak menuju anoda - batang grafit atau blanko. Di anoda, anion AlO 3 3 dilepaskan terlebih dahulu 

4 AlO 3 3   12 e  = 2 Al 2 O 3 + 3 O 2

Konsumsi alumina terus diperbarui. Jumlah kriolit praktis tidak berubah, hanya terjadi kerugian kecil akibat terbentuknya karbon tetrafluorida CF 4 di anoda.

Produksi aluminium secara elektrolitik memerlukan listrik dalam jumlah besar (sekitar 20.000 kWh listrik dikonsumsi untuk menghasilkan 1 ton aluminium), sehingga pabrik peleburan aluminium dibangun di dekat pembangkit listrik.

Aplikasi. Aluminium digunakan secara luas. Ini digunakan untuk membuat foil yang digunakan dalam teknik radio dan untuk mengemas produk makanan. Produk baja dan besi cor dilapisi dengan aluminium untuk melindunginya dari korosi: produk dipanaskan hingga 1000 °C dalam campuran bubuk aluminium (49%), aluminium oksida (49%) dan aluminium klorida (2%). Proses ini disebut aluminisasi.

Produk aluminisasi dapat menahan pemanasan hingga 1000°C tanpa menimbulkan korosi. Paduan aluminium, yang sangat ringan dan kuat, digunakan dalam produksi penukar panas, konstruksi pesawat terbang, dan teknik mesin.

Aluminium oksida Al 2 HAI 3 . Ini adalah zat putih dengan titik leleh 2050 °C. Di alam, aluminium oksida terdapat dalam bentuk korundum dan alumina. Terkadang ditemukan kristal korundum transparan dengan bentuk dan warna yang indah. Korundum yang diwarnai merah oleh senyawa kromium disebut rubi, dan biru yang diwarnai oleh senyawa titanium dan besi disebut safir. Ruby dan safir adalah batu berharga. Saat ini, mereka cukup mudah diperoleh secara artifisial.

Aluminium oksida memiliki sifat amfoter, tetapi tidak larut dalam air, asam dan basa. Ketika direbus dalam larutan alkali pekat, hanya sebagian yang masuk ke dalam larutan. Aluminium oksida diubah menjadi keadaan larut melalui fusi dengan alkali atau kalium pirosulfat:

AI 2 O 3 + 2 KOH = 2 KAlO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3 K 2 S 2 O 7 = 3 K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3

Paduan yang dihasilkan larut dalam air. Ketika aluminium oksida menyatu dengan kalium atau soda, aluminat, yang mudah larut dalam air:

Al 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2 KAlO 2 + CO 2

Korundum alami adalah zat yang sangat keras. Ini digunakan untuk membuat roda ampelas dan bubuk gerinda. Ruby digunakan untuk membuat bushing jam tangan dan mekanisme presisi lainnya.

Alumina digunakan sebagai bahan baku produksi aluminium. Aluminium oksida dehidrasi berfungsi sebagai adsorben untuk pemurnian dan pemisahan zat organik menggunakan kromatografi.

Aluminium hidroksida Al(OH) 3 . Ini adalah zat putih yang, ketika dipanaskan, kehilangan air, berubah menjadi aluminium oksida. Aluminium hidroksida memiliki sifat amfoter. Hidroksida yang baru diendapkan mudah larut dalam asam dan basa (kecuali amonium hidroksida):

2 Al(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O

Al(OH) 3 + 3 KOH = K 3 [Al(OH) 6 ]

Aluminium hidroksida adalah basa lemah dan bahkan asam yang lebih lemah, sehingga garam aluminium berada dalam larutan hanya jika terdapat asam berlebih, dan aluminat hanya jika terdapat basa berlebih. Ketika larutan diencerkan dengan air, senyawa ini terhidrolisis dengan kuat.

Aluminium hidroksida kering, yang telah kehilangan sebagian airnya, tidak larut dalam asam atau basa sehingga menyerupai aluminium oksida.

Aluminium hidroksida memiliki kemampuan menyerap berbagai zat, sehingga digunakan dalam penjernihan air.

Bab XII. PERIODIK KELOMPOK KEDUA

SISTEM ELEMEN

85. Ciri-ciri umum unsur golongan II

Golongan II tabel periodik unsur meliputi berilium, logam alkali tanah: magnesium, kalsium, strontium, barium dan radium (subgrup utama) dan subgrup seng: seng, kadmium, ryuti (subgrup samping). Nama logam alkali tanah berasal dari fakta bahwa oksidanya (tanah) bila dilarutkan dalam air akan membentuk larutan basa.

Pada tingkat elektronik terluar unsur-unsur subkelompok utama dan samping terdapat dua elektron (s 2), yang disumbangkannya, membentuk senyawa dengan bilangan oksidasi +2.

Semua unsur golongan II dicirikan oleh titik leleh yang relatif rendah dan volatilitas yang tinggi. Dalam unsur alkali tanah, kelarutan hidroksida meningkat dari magnesium menjadi barium: magnesium hidroksida hampir tidak larut dalam air, kalsium hidroksida sedikit larut, dan barium hidroksida sangat larut. Kelarutan banyak garam menurun dari magnesium menjadi radium. Jadi, magnesium sulfat sangat larut dalam air, kalsium sulfat sulit larut, dan strontium, barium, dan radium sulfat praktis tidak larut. Kelarutan radium sulfat yang rendah digunakan untuk memisahkan radium dari konsentratnya.

Dalam subkelompok seng, amfoterisitas oksida menurun dari seng menjadi merkuri: seng hidroksida sangat larut dalam basa, kadmium hidroksida jauh lebih sulit larut, dan merkuri hidroksida tidak larut dalam basa. Aktivitas unsur-unsur dalam subkelompok ini menurun seiring dengan bertambahnya massa atom. Jadi, seng menggantikan kadmium dan merkuri dari larutan garamnya, dan kadmium menggantikan merkuri.

Berilium ditemukan oleh L. N. Vauquelin pada tahun 1798. Kandungannya di kerak bumi adalah 3,8·10 - 4%. Logam berilium digunakan untuk membuat jendela mesin sinar-X, karena menyerap sinar-X 17 kali lebih lemah dibandingkan aluminium. Penambahan berilium pada paduan meningkatkan kekerasan dan konduktivitas listriknya. Senyawa berilium dapat menyebabkan penyakit paru-paru yang sangat parah.

Strontium pertama kali diisolasi dalam bentuk oksida oleh A. Crawford pada tahun 1790, dan dalam bentuk murni oleh G. Davy pada tahun 1808. Kandungannya di kerak bumi adalah 0,034%. Strontium nitrat digunakan dalam kembang api, dan karbonat serta oksidanya digunakan dalam industri gula. Ledakan nuklir menghasilkan strontium-90 yang radiasinya sangat berbahaya karena menyebabkan penyakit radiasi, leukemia, dan sarkoma tulang.

Barium ditemukan oleh K.V. Scheele pada tahun 1774 dan G. Devi pada tahun 1808. Kandungannya di kerak bumi adalah 0,065%. Dari senyawa barium, yang paling banyak digunakan adalah hidroksida, peroksida dan beberapa garamnya. Barium hidroksida dan klorida digunakan dalam praktik laboratorium, barium peroksida - untuk menghasilkan hidrogen peroksida, nitrat dan klorat - dalam kembang api, barium sulfat - dalam fluoroskopi organ pencernaan. Senyawa barium beracun.

Radium ditemukan oleh M. dan P. Curie bersama J. Belebn pada tahun 1898.

Kandungannya di kerak bumi adalah 1·10 - 20%. Radium secara alami bersifat radioaktif: selama peluruhan radioaktifnya, partikel α dan elektron dilepaskan dan radon terbentuk. Garam radium digunakan untuk tujuan penelitian, serta untuk memperoleh radon, yang memiliki khasiat penyembuhan.

Kadmium ditemukan oleh F. Strohmeyer pada tahun 1817 dan secara mandiri oleh K. Hermann, K. Karsten dan W. Meissner pada tahun 1818. Kandungannya pada kerak bumi adalah 1,3·10 - 5%. Karena kemampuan kadmium untuk dilapisi dengan lapisan oksida pelindung, kadmium digunakan sebagai lapisan anti korosi yang stabil. Senyawa kadmium beracun.

86. Magnesium

Magnesium ditemukan oleh G. Davy pada tahun 1808.

Berada di alam. Kandungan magnesium pada kerak bumi sebesar 1,87%. Senyawanya ditemukan di berbagai mineral. Magnesium karbonat merupakan bagian dari dolomit CaCO 3 MgCO 3 dan magnetit MgCO 3, klorida adalah bagian dari karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, magnesium sulfat adalah bagian dari kainite KCl MgSO 4 6H 2 O. Garam magnesium dalam jumlah besar ditemukan di air laut , memberikan rasa pahit.

Properti fisik. Magnesium merupakan logam berwarna putih keperakan dengan massa jenis 1,74 g/cm 3, meleleh pada 651 °C, mendidih pada 1110 °C. Dalam cuaca dingin, magnesium ditutupi dengan lapisan oksida, yang melindunginya dari oksidasi lebih lanjut oleh oksigen atmosfer.

Sifat kimia. Magnesium adalah logam aktif. Jika lapisan oksida pada permukaannya rusak, maka mudah teroksidasi oleh oksigen atmosfer. Saat dipanaskan, magnesium berinteraksi dengan penuh semangat dengan halogen, belerang, nitrogen, fosfor, karbon, silikon, dan elemen lainnya:

2 Mg + O 2 = 2 MgO (magnesium oksida)

Mg + Cl 2 = MgCl 2 (magnesium klorida)

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (magnesium nitrida)

3 Mg + 2 P = Mg 3 P 2 (magnesium fosfida)

2 Mg + Si = Mg 2 Si (magnesium silisida)

Magnesium tidak larut dalam air, tetapi ketika dipanaskan, ia berinteraksi cukup aktif dengan uap air:

Mg + H 2 O = MgO + H 2

Magnesium dengan mudah menghilangkan oksigen dan halogen dari banyak logam, sehingga digunakan untuk memperoleh logam langka dari senyawanya:

3Mg + MoO 3 = 3 MgO + Mo

2Мg + ZrСl 4 = 2 MgСl 2 + Zr

Ia terbakar di atmosfer karbon dioksida:

Mg + CO 2 = MgO + CO

2 Mg + CO 2 = 2 MgO + C

dan sangat larut dalam asam:

Mg + H 2 JADI 4 = MgSO 4 + H 2

4 Mg + 10 HNO 3 = 4 Mg(NO 3) 2 + N 2 O + 5 H 2 O

Kuitansi. Magnesium diperoleh dengan elektrolisis garam cair. Elektrolitnya adalah karnalit dehidrasi murni, anodanya adalah batang grafit, dan katodanya adalah besi. Magicium cair yang dihasilkan mengapung ke permukaan dan dikumpulkan dengan sendok. Selama elektrolisis, magnesium klorida ditambahkan ke elektrolit. Baru-baru ini, magnesium juga diperoleh dengan mereduksinya dari oksida dengan kalsium karbida, karbon amorf, atau silikon. Proses reduksi dengan karbida terjadi pada suhu 1200, dengan karbon pada tahun 2000, dan dengan silikon pada suhu 1200–1300 °C. Untuk menghindari interaksi logam magnesium dan SiO 2 yang terbentuk selama reaksi, bukan MgO yang dimasukkan ke dalam reaksi, tetapi dolomit yang dibakar - campuran kalsium dan magnesium oksida:

MgO + CaC 2 = CaO + Mg + 2 C (1200 C)

MgO + C = Mg + CO (2000 C)

2 MgO + CaO + Si = CaSiO 3 + 2 Mg (12001300 С)

Aplikasi. Magnesium digunakan untuk menghasilkan banyak paduan ringan, khususnya duralumin. Penambahan magnesium pada besi tuang meningkatkan sifat mekanik besi tuang. Magnesium digunakan sebagai zat pereduksi dalam produksi logam langka (Nb, Ta, Mo, W, Tl, Zr, Hf, dll.) dan beberapa nonlogam (misalnya Si).

Magnesium oksida MgO. Zat berwarna putih, kristal halus, tidak larut dalam air. Meleleh pada suhu 2800 °C. Memiliki sifat dasar. Larut dalam asam:

MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O

ketika dipanaskan, bereaksi dengan oksida asam:

MgO + SiO 2 = MgSO 4

Di laboratorium, magnesium oksida dapat diperoleh dengan membakar logam magnesium atau mengkalsinasi hidroksidanya:

Mg(OH)2 = MgO + H2O

Dalam industri, MgO diperoleh melalui dekomposisi termal magnesium karbonat:

MgCO3 = MgO + CO2

Sebagian besar magnesium oksida dikonsumsi oleh industri konstruksi untuk produksi semen magnesit dan refraktori magnesit.

Magnesium hidroksida Mg(OH) 2 . Zat berwarna putih, tidak larut dalam air, tetapi mudah larut dalam asam:

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2 H 2 O

Ketika karbon dioksida dilewatkan melalui suspensi magnesium hidroksida, magnesium hidroksida larut membentuk magnesium bikarbonat:

Mg(OH) 2 + CO 2 = MgCO 3 + H 2 O

MgCO 3 + CO 2 + H 2 O = Mg(HCO 3) 2

Magnesium hidroksida diperoleh melalui aksi alkali atau amonia pada larutan garam magnesium:

MgCl 2 + 2 KOH = Mg(OH) 2 + 2 KCl

MgCl 2 + 2 NH 4 OH = Mg(OH) 2 + 2 NH 4 Cl

Jika garam amonium ditambahkan ke dalam larutan yang mengandung magnesium hidroksida yang tidak larut, endapan akan larut. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa ion amonium mengikat ion hidroksil (terbentuk amonium hidroksida yang sedikit terdisosiasi):

Mg(OH) 2 + 2 NH 4  = Mg 2  + 2 NH 4 OH

Dengan cara ini magnesium dapat tetap larut dalam amonia. Larutan ini disebut campuran magnesium dan digunakan untuk penentuan kualitatif dan kuantitatif ion asam fosfat:

MgCl 2 + 3 NH 4 OH + H 3 PO 4 = MgNH 4 PO 4 + 2 NH 4 Cl + 3 H 2 O

Nitrat, klorida, sulfat, perklorat, magnesium asetat, serta garam asam dari asam polibasa sangat larut dalam air. Garam magnesium lainnya sulit larut dalam air.

87. Kalsium

Garam kalsium telah dikenal manusia sejak lama, namun logam ini baru diperoleh dalam keadaan bebas oleh ahli kimia Inggris G. Davy pada tahun 1808.

Berada di alam. Kandungan kalsium di kerak bumi adalah 3,3%. Senyawa yang paling umum adalah mineral kalsit CaCO 3 (komponen utama batu kapur, kapur dan marmer) dan jenis kalsit transparan - spar Islandia. Kalsium karbonat juga merupakan bagian dari mineral dolomit CaCO 3 ·MgCO 3 . Endapan kalsium sulfat sering ditemukan dalam bentuk mineral gipsum CaSO 4 2H 2 O, kalsium fosfat - dalam bentuk mineral fosforit Ca 3 (PO 4) 2 dan apatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 (atau Ca 5 (PO 4) 3 F), kalsium fluorida - dalam bentuk mineral fluorspar CaF 2, dan kalsium nitrat - dalam bentuk kalsium, atau Norwegia, nitrat Ca(NO 3) 2. Kalsium juga termasuk dalam banyak aluminosilikat, khususnya feldspar.

Properti fisik. Kalsium adalah logam lunak berwarna putih keperakan yang meleleh pada suhu 850°C dan mendidih pada 1482°C. Ini jauh lebih sulit daripada logam alkali.

Sifat kimia. Kalsium adalah logam aktif. Jadi, dalam kondisi normal ia mudah berinteraksi dengan oksigen atmosfer dan halogen:

2 Ca + O 2 = 2 CaO (kalsium oksida)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (kalsium bromida)

Kalsium bereaksi dengan hidrogen, nitrogen, belerang, fosfor, karbon, dan non-logam lainnya jika dipanaskan:

Ca + H 2 = CaH 2 (kalsium hidrida)

3 Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (kalsium nitrida)

Ca + S = CaS (kalsium sulfida)

3 Ca + 2 P = Ca 3 P 2 (kalsium fosfida)

Ca + 2 C = CaC 2 (kalsium karbida)

Kalsium bereaksi lambat dengan air dingin, tetapi dengan air mustard bereaksi sangat kuat:

Ca + 2 H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2

Kalsium dapat menghilangkan oksigen atau halogen dari oksida dan halida logam yang kurang aktif, yaitu memiliki sifat pereduksi:

5 Ca + Nb 2 O 5 = CaO + 2 Nb

5 Ca + 2 NbCl 5 = 5 CaCl 2 + 2 Nb

Kuitansi. Logam kalsium diperoleh dengan elektrolisis garam cairnya. Elektrolitnya adalah campuran cair CaCl 2 dan CaF 2 dengan perbandingan 3:1 berat. Kalsium fluorida ditambahkan untuk menurunkan titik leleh campuran. Aplikasi. Kalsium digunakan dalam metalurgi untuk memurnikan besi cor dan baja dari oksida, serta dalam produksi banyak logam langka (Tl, Zg, Hf, Nb, Ta, dll.) sebagai pereduksi logam-logam ini dari oksida dan kloridanya. Paduan kalsium dan timbal digunakan untuk membuat bantalan dan selubung kabel.

Kalsium oksida CaO. Zat putih yang meleleh pada suhu sekitar 3000 °C, dengan sifat basa yang jelas. Bereaksi baik dengan air, asam dan oksida asam:

CaO+ H2O = Ca(OH)2

CaO+ 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O

CaO + CO 2 = CaCO 3

Dalam kondisi laboratorium, kalsium oksida dapat diperoleh melalui oksidasi kalsium, serta dekomposisi termal karbonatnya. Dalam industri, CaO diperoleh dengan membakar batu kapur di dalam poros atau tabung putar pada suhu 1000–1100 °C. Itu sebabnya disebut juga dibakar atau kapur mentah.

Kalsium oksida digunakan dalam industri bahan bangunan sebagai bahan pengikat.

Kalsium hidroksida Ca(OH) 2 . Zat padat berwarna putih, sukar larut dalam air (1,56 g Ca(OH) 2 larut dalam 1 liter air pada 20 °C). Ketika kalsium oksida diolah dengan air panas, diperoleh kalsium hidroksida yang dihancurkan halus - empuk. Larutan Ca(OH)2 dalam air jenuh disebut air kapur. Di udara menjadi keruh karena interaksi dengan karbon dioksida dan pembentukan kalsium karbonat.

Kalsium hidroksida adalah alkali. Ia mudah bereaksi dengan asam, oksida asam dan garam:

Ca(OH) 2 + 2 HCl = CaCl 2 + 2 H 2 O

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3 Ca(OH) 2 +2 FeCl 3 = 3 CaCl 2 + 2 Fe(OH) 3

Proses interaksi kalsium oksida dengan air disebut quenching. Kapur mati dicampur dengan pasir dan air membentuk mortar kapur yang digunakan dalam konstruksi: untuk mengencangkan batu bata saat memasang dinding, untuk plesteran, dll. Di udara, kapur mati menyerap karbon dioksida dan berubah menjadi kalsium karbonat.

Seng dalam paduan telah dikenal sejak zaman dahulu. Dalam bentuknya yang paling murni

itu baru diterima pada akhir abad ke-18.

Berada di alam. Kandungan seng pada kerak bumi adalah 8,3·10 - 3%. Koneksinya cukup luas. Mineral yang paling umum adalah zinc blende ZnS, lebih jarang galmei ZnCO 3, bijih seng mengandung silika Zn 2 SiO 4 H 2 O, zinc spinel ZnO Al 2 O 3 dan bijih seng merah, atau zincite, ZnO.

Properti fisik. Seng adalah logam berwarna putih kebiruan dengan kilau logam. Di udara, permukaannya ditutupi lapisan oksida dan menjadi kusam. Seng meleleh pada suhu 419,5°C dan mendidih pada suhu 913°C. Massa jenis seng padat cor adalah 7,13 g/cm 3, massa jenis seng canai sedikit lebih tinggi. Pada titik leleh, massa jenis seng adalah 6,92 g/cm 3 . Dalam cuaca dingin, seng cukup rapuh, tetapi pada suhu 100–150 °C seng dapat dengan mudah digulung dan ditarik. Mudah membentuk paduan dengan logam lain.

Sifat kimia. Seng merupakan logam yang cukup aktif. Ia mudah berinteraksi dengan oksigen, halogen, belerang dan fosfor:

2 Zn + O 2 = 2 ZnO (seng oksida)

Zn + Сl 2 = ZnСl 2 (seng klorida)

Zn + S = ZnS (seng sulfida)

3 Zn + 2 P = Zn 3 P 2 (seng fosfida)

Ketika dipanaskan, ia bereaksi dengan amonia, menghasilkan pembentukan seng nitrida:

3 Zn + 2 NН 3 = Zn 2 N 3 + 3 H 2

dan juga dengan air:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

dan hidrogen sulfida:

Zn + H 2 S = ZnS + H 2

Sulfida yang terbentuk pada permukaan seng melindunginya dari interaksi lebih lanjut dengan hidrogen sulfida.

Seng sangat larut dalam asam dan basa:

Zn + H 2 JADI 4 = ZnSO 4 + H 2

4 Zn + 10 HNO 3 = 4 Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O

Zn + 2 KOH + 2 H 2 O = K 2 + H 2

Tidak seperti aluminium, seng larut dalam larutan amonia berair, karena membentuk amonia yang sangat larut:

Zn + 4 NH 4 OH = (OH) 2 + H 2 + 2 H 2 O

Seng menggantikan logam yang kurang aktif dari larutan garamnya.

CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu

СdSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Сd

Kuitansi. Seng diperoleh dengan dua cara: pirometalurgi dan hidrometalurgi. Dalam kedua metode tersebut, bijih seng dipanggang untuk mengubah seng sulfida menjadi oksida:

2 ZnS + 3 O 2 = 2 ZnO + 2 JADI 2

ZnCO3 = ZnO + CO2

Sulfur dioksida yang dilepaskan digunakan dalam produksi asam sulfat. Saat memperoleh seng menggunakan proses pirometalurgi, arang seng yang dihasilkan (produk pemanggangan bijih seng) dicampur dengan kokas dan dipanaskan hingga 1100–1200 °C. Seng berkurang:

ZnO + C = Zn + CO

dan pada 913"C disuling.

Untuk memperoleh seng dengan metode hidrometalurgi, cinder seng dilarutkan dalam asam sulfat, pengotor dipisahkan, dan seng diisolasi dengan elektrolisis larutan sulfat (aluminium sebagai katoda dan timbal sebagai anoda).

Aplikasi. Seng digunakan untuk menggembleng besi untuk melindunginya dari korosi (lembaran seng) dan untuk pembuatan sel galvanik. Debu seng digunakan sebagai zat pereduksi untuk proses kimia. Seng adalah komponen dari banyak paduan.

Seng oksida ZnO. Bubuk putih. Meleleh pada suhu sekitar 2000 °C. Sulit larut dalam air. Ia memiliki sifat amfoter. Mudah larut dalam asam dan basa, membentuk garam seng:

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O

ZnO + 2 KOH + 2 H 2 O = K 2

Ketika menyatu, ia berinteraksi dengan oksida basa dan asam:

ZnO + CaO = CaZnO 2

ZnO+ SiO 2 = ZnSiO 3

Seng oksida digunakan sebagai katalis dalam banyak proses kimia. Itu juga merupakan bagian dari seng putih.

Seng hidroksida Zn(OH) 2 . Ia memiliki sifat amfoter, mudah larut dalam asam dan basa:

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2 H 2 O

Zn(OH) 2 + 2 KOH = K 2

Ini juga mudah larut dalam amonia - seng amonia terbentuk:

Zn(OH) 2 + 4 NH 4 OH = (OH) 2 + 4 H 2 O

Seng hidroksida terbentuk ketika garam seng diolah dengan alkali (tetapi bukan amonia) atau sengat dengan asam:

ZnSO 4 + 2 KOH = K 2 SO 4 + Zn(OH) 2

K 2 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Zn(OH) 2 + 2 H 2 O

garam seng. Seng klorida ZпCl 2 diperoleh dengan melarutkan seng atau oksidanya dalam asam klorida. Sangat larut dalam air (larut di udara). Larutan seng klorida dalam asam klorida digunakan untuk merawat permukaan logam selama penyolderan (etsa). Seng klorida membentuk asam kompleks H 2 ZnCl 4 dengan asam klorida, yang melarutkan oksida logam, tetapi tidak melarutkan logam. Tinta klorida digunakan dalam pengobatan sebagai antiseptik.

Seng sulfida ZnS. Bubuk kuning pucat, sedikit larut dalam air. Meleleh pada suhu 1800-1900°C di bawah tekanan (menyublim pada 1180°C). Mudah larut dalam asam:

ZnS + 2 HCl = ZnCl 2, + H 2 S

Ini adalah bagian dari lithopone - cat mineral yang diperoleh dengan mencampurkan barium sulfida dengan seng sulfat:

BaS + ZnSO 4 = BaSO 4 + ZnS

Litonone jauh lebih murah dibandingkan timbal putih, namun kurang stabil dalam cahaya. Saat terkena sinar ultraviolet dan radioaktif, seng sulfida bersinar. Oleh karena itu, ia digunakan sebagai fosfor dalam tabung sinar katoda. Seng sulfida yang digiling halus (cat abu-abu seng sulfida) digunakan untuk melapisi struktur logam jembatan dan bagian-bagian mesin.

Seng sulfat ZnSO 4 digunakan dalam pengobatan sebagai antiseptik.

89. Merkuri

Merkuri dikenal orang Yunani kuno.

Berada di alam. Kandungannya di kerak bumi adalah

8,3·10  6%. Merkuri asli terdapat sebagai inklusi pada batuan. Merkuri sulfida HgS, yang disebut cinnabar, juga ditemukan.

Properti fisik. Merkuri merupakan logam cair berwarna putih keperakan, membeku pada suhu -38,84°C, dan mendidih pada suhu 356,95°C. Dalam keadaan padat ia memiliki kelenturan dan elastisitas yang baik. Banyak logam larut dalam merkuri, membentuk amalgam. Di dalamnya, logam berperilaku seperti dalam keadaan bebas, tetapi menjadi kurang aktif (pembentukan amalgam mengurangi aktivitas dengan cara yang sama seperti pengenceran). Uap merkuri sangat beracun. Merkuri tidak dikeluarkan dari tubuh manusia.

Sifat kimia. Merkuri adalah logam dengan reaktif rendah. Ia berinteraksi dengan oksigen hanya ketika dipanaskan:

2 Hg + O 2 = 2 HgO

Merkuri bereaksi dengan klorin dalam keadaan dingin, membentuk merkuri klorida, atau menyublim:

Hg + Cl 2 = HgCl 2

Merkuri mudah berinteraksi dengan bubuk belerang, membentuk senyawa yang sangat kuat - merkuri sulfida:

Reaksi ini digunakan untuk mengikat merkuri yang tumpah: tempat yang diduga tumpah merkuri ditaburi bubuk belerang.

Merkuri tidak larut dalam air dan basa. Ini larut dalam asam pengoksidasi; dalam asam sulfat pekat saat dipanaskan, dan dalam asam nitrat saat dingin. Tergantung pada jumlah merkuri, garam merkuri terbentuk pada bilangan oksidasi +1 dan +2:

Hg + 2 H 2 SO 4 = HgSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

3 Hg + 8 HNO 3 = 3 Hg(NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O

Hg + Hg(NO 3) 2 = Hg 2 (NO 3) 2

Merkuri (II) dalam HgCl 2 klorida direduksi oleh logam merkuri menjadi merkuri (I):

HgСl 2 + Нg = Нg 2 Сl 2 (kalomel)

Kuitansi. Merkuri diperoleh dari cinnabar dengan mengkalsinasinya di udara atau memanaskannya dengan besi atau kalsium oksida:

HgS + O 2 = Hg + SO 2

HgS + Fe = Hg + FeS

4 HgS + 4 CaO = 4 Hg + 3 CaS + CaSO 4

Merkuri mudah disuling.

Aplikasi. Merkuri logam digunakan dalam berbagai perangkat, seperti pengatur tekanan, lampu kuarsa, termometer, pompa vakum difusi, dll. Juga digunakan untuk memproduksi cat, merkuri marah, salep merkuri untuk penyakit kulit. Amalgam merkuri digunakan sebagai zat pereduksi. Merkuri dalam jumlah besar digunakan dalam industri elektrokimia (katoda merkuri) dan polarografi.

Merkuri oksida HgO. Zatnya berwarna kuning atau merah. Saat dipanaskan, mudah terurai menjadi oksigen dan merkuri. Merkuri oksida hanya memiliki sifat dasar. Ia dapat larut dalam asam yang membuat merkuri membentuk garam yang mudah larut:

HgO+ 2 HCl = HgCl 2 + H 2 O

HgO + 2 HNO 3 = Hg(NO 3) 2 + H 2 O

Merkuri oksida tidak larut dalam air dan, ketika basa bekerja pada larutan garam merkuri (II), ia mengendap:

HgCl 2 + 2 KOH = 2 KCl + HgO + H 2 O

Hg(NO 3) 2 + 2 KOH = 2 KNO 3 + HgO + H 2 O

Dalam senyawa merkuri dengan bilangan oksidasi +1, dua atom merkuri dihubungkan satu sama lain melalui ikatan kovalen. Ketika basa bekerja pada garam merkuri (I), logam merkuri dan merkuri (II) oksida mengendap:

Hg(NO 3) 2 + 2 KOH = 2 KNO 3 + HgO + Hg + H 2 O

Garam merkuri digunakan terutama sebagai katalis untuk banyak proses kimia. Jadi, merkuri HgCl 2 mengkatalisis reaksi hidroklorinasi asetilena:

HCCH + HCl -- H 3 C = CHCl

Merkuri sulfat HgSO 4 digunakan sebagai katalis untuk hidrasi asetilena menurut reaksi Kucherov:

HCCH + H 2 O -- CH 3 CHO

Kalomel Hg 2 Cl 2 yang sedikit larut digunakan dalam pembuatan elektroda standar untuk instrumen elektrometri.

Konfigurasi elektronik keadaan dasar unsur-unsur ns 1 np 2 ditandai dengan adanya satu elektron tidak berpasangan. Dalam keadaan tereksitasi, mereka mengandung tiga elektron tidak berpasangan, yang, dalam hibridisasi sp 2, berpartisipasi dalam pembentukan tiga ikatan kovalen. Dalam hal ini, atom unsur golongan IIIA tetap berada pada satu orbital kosong, dan jumlah elektron valensi tetap lebih kecil daripada jumlah orbital yang tersedia dalam energi. Oleh karena itu, banyak senyawa kovalen unsur golongan IIIA adalah asam Lewis - akseptor pasangan elektron, dengan memperolehnya, mereka tidak hanya meningkatkan bilangan koordinasi menjadi empat, tetapi juga mengubah geometri lingkungannya - salah satu bidang menjadi tetrahedral (sp 2 keadaan hibridisasi).

Sifat boron berbeda dari unsur lain dalam subkelompok ini. Boron adalah satu-satunya non-logam yang secara kimia inert dan membentuk ikatan kovalen B?F, B?N, B?C, dll., yang multiplisitasnya sering meningkat karena ikatan pp?pp. Sifat kimia boron mirip dengan kimia silikon, hal ini menunjukkan kemiripan diagonal. Orbital d yang kosong muncul pada atom aluminium, jari-jari atom bertambah, sehingga bilangan koordinasi bertambah menjadi enam. Gallium, indium, dan thallium terletak tepat di belakang logam blok d; pengisian kulit d disertai dengan kompresi atom secara berurutan. Akibat kompresi d, jari-jari ion aluminium dan galium menjadi dekat, dan jari-jari atom galium menjadi lebih kecil. Ketika berpindah dari Al ke Ga, peningkatan muatan inti efektif ternyata lebih besar dibandingkan perubahan jari-jari atom, sehingga energi ionisasinya meningkat. Peningkatan energi ionisasi selama transisi dari Ip ke Tl merupakan hasil kompresi d dan f, yang menyebabkan peningkatan interaksi elektron valensi dengan inti atom. Peningkatan energi ikat elektron talium 6s 2 dengan inti menyulitkan mereka untuk ikut serta dalam pembentukan ikatan dan menyebabkan penurunan kestabilan senyawanya pada bilangan oksidasi tertinggi. Jadi, untuk thal, timbal, bismut, dan polonium, senyawa dengan bilangan oksidasi +1, +2, +3, + adalah stabil

Unsur p golongan III meliputi unsur khas - boron dan aluminium dan unsur subkelompok galium - galium, indium, talium. Semua unsur yang terdaftar, kecuali boron, adalah logam. Semua unsur langka, kecuali aluminium, yang menyumbang 8,8% massa kerak bumi. Pada tingkat elektron terluar mereka memiliki tiga elektron ns 2 np 1, dan dalam keadaan tereksitasi - elektron ns 1 np 2. Bilangan oksidasi tertinggi unsur-unsur subkelompok boron adalah +3. Karena fakta bahwa pada atom Ga, In, T1 tingkat kedua dari belakang mengandung 18 elektron, perbedaan alami dalam beberapa sifat dilanggar ketika berpindah dari A1 ke Ga. Beberapa konstanta fisika unsur subkelompok IIIA diberikan dalam tabel. 7.