Бор плюс кислород 2 уравнение

Оксид бора

Оксид бора
Систематическое наименование	Оксид бора III
Традиционные названия	оксид бора, сесквиоксид бора, окись бора, борный ангидрид
Хим. формула	B2O3
Рац. формула	B2O3
Состояние	бесцв. стекловидная масса
Молярная масса	69.6182 г/моль
Плотность
Энергия ионизации	13,5 ± 0,1 эВ
Температура
• плавления	480 °C
• кипения	1860 °C
Давление пара	0 ± 1 мм рт.ст.
Растворимость
• в воде	2.2 г/100 мл
Рег. номер CAS	[1303-86-2]
PubChem	518682
Рег. номер EINECS	215-125-8
SMILES
RTECS	ED7900000
ChEBI	30163
ChemSpider	452485
Предельная концентрация	5 мг/м 3
ЛД50	3160 мг/кг (мыши, перорально) 1868 мг/кг (мыши, внутрибрюшинно)
Токсичность	низкая
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Оксид бора (сесквиоксид бора, борный ангидрид) B₂O₃ — бинарное неорганическое химическое соединение бора с кислородом, ангидрид борной кислоты, бесцветное, довольно тугоплавкое, стекловидное или кристаллическое вещество, диэлектрик.

Стеклообразный оксид бора имеет слоистую структуру (расстояние между слоями 0,185 нм), в слоях атомы бора расположены внутри равносторонних треугольников BO₃ (d В—О=0,145 нм). Эта модификация плавится в интервале температур 325—450 °C и обладает высокой твёрдостью. Она получается при нагревании бора на воздухе 700 °C или обезвоживанием ортоборной кислоты.

Кристаллический B₂O₃ , который получают осторожным отщеплением воды от метаборной кислоты HBO₂ , существует в двух модификациях — с гексагональной кристаллической решёткой, при 400 °C и 2200 МПа переходящей в моноклинную.

Содержание

• 1 Свойства
• 2 Получение
• 3 Применение
• 4 Биологическая роль
  • 4.1 Токсикология

Свойства

• Борный ангидрид гигроскопичен, он бурно растворяется в воде, образуя вначале различные метаборные кислоты общей формулы (HBO₂)n . Дальнейшее оводнение приводит к образованию ортоборной кислоты H₃BO₃ .

Расплавленный B₂O₃ хорошо растворяет оксиды многих элементов. С оксидами металлов образует соли бораты.

• B₂O₃ является кислотным ангидридом, проявляя также очень слабые признаки амфотерности:

2 B2O3 + P₄O₁₀ → 4 BPO₄ B₂O₃ + 3 H₂O → 2 H₃BO₃

• С соляной кислотой реагирует при нагревании ( t>100∘C ): B₂O₃ + 6 HCl → t 2 BCl₃ + 3 H₂O
• Сам оксид бора не восстанавливается углеродом даже при температуре белого каления, однако разлагается, если одновременно ввести в реакцию вещества, способные заместить кислород (хлор или азот):

B₂O₃ + 3 C + 3 Cl₂ → 2 BCl₃ + 3 CO

• При нагревании оксида бора с элементарным бором выше 1000 о в парах существуют термически устойчивые линейные молекулы O=B—B=O. При быстром охлаждении паров ниже 300 о может быть получен белый твёрдый полимер состава (B₂O₂)n , не имеющий определённой точки плавления и сильно реакционноспособный. Под давлением в 60 тыс. ат. и температуре 1500 о оксид бора взаимодействует с элементарным бором по реакции:

B₂O₃ + 4 B → 3 B₂O Этот низший оксид бора имеет графитоподобную слоистую структуру.

Получение

Образуется при нагревании бора в атмосфере кислорода или на воздухе

А также при обезвоживании борной кислоты:

Применение

• Флюсы для стекла и эмали.
• Исходный материал для синтеза других соединений бора, таких как карбид бора.
• Добавка, используемая в стекловолокне (оптических волокнах).
• Используется в производстве боросиликатного стекла.
• Используется в качестве кислотного катализатора в органическом синтезе.

Биологическая роль

Токсикология

Оксид бора B₂O₃ (сесквиоксид бора; ангидрид борной кислоты) по степени воздействия на организм человека относится к веществам 3-го класса опасности («умеренно-опасное» химическое вещество).

Предельно допустимая концентрация оксида бора в воздухе рабочей зоны составляет 5 мг/м 3 .

Реактив пожаро- и взрывобезопасен.

Вдыхание пыли оксида бора, судя по всему, может вызвать раздражение слизистых оболочек.

В больших концентрациях оксид бора может обладать гонадотропным или гепатотоксическим действием.

Оксид бора и борная кислота

С кислородом бор реагирует только при нагревании, образуя единственный оксид В₂О₃. В В₂О₃ атом бора имеет вакантную орбиталь, а атом кислорода – две неподелённые пары электронов. В результате создаются идеальные условия для донорно-акцепторного взаимодействия, которое гораздо более эффективно в полимерной структуре, чем в изолированной молекуле. Поэтому молекулы В₂О₃ существуют только в газовой фазе при температуре 2000 0 С, при обычных условиях В₂О₃ твёрдое полимерное вещество, построенное из тетраэдров ВО₄, в которых все атомы кислорода являются мостиковыми.

Оксид бора легко и обратимо реагирует с водой, образуя борную кислоту:

Борная кислота – твёрдое вещество, заметно растворимое в воде (5г/100 г воды при 20 0 С) и некоторых органических растворителях. Кристаллы борной кислоты имеют слоистую структуру, в которой молекулы связаны прочными водородными связями.

Особенностью борной кислоты является то, что её кислотные свойства определяются не диссоциацией с отщеплением протона, а образованием гидроксокомплекса с участием вакантной р-орбитали:

Н₃ВО₃ очень слабая кислота (К_а = 1∙10 -9 ), является акцептором ионов ОН — . Нормальные (средние) бораты могут быть получены только сплавлением кислоты со щелочами или основными оксидами и отвечают простейшей формуле М(ВО₂)_n, где М катион n-зарядный. Например Са(ВО₂)₂.

Из растворов, получаемых при нейтрализации борной кислоты, не образуются ортобораты, содержащие ион (ВО₃) 3_ , а получаются тетрабораты, метабораты или соли других полиборных кислот. Наиболее распространённой из них является бура (или гептаоксотетраборат натрия) Na₂B₄O₇ ∙ 10H₂O:

Под действием кислот на раствор буры реакция протекает в обратном направлении:

Всё, сказанное выше, говорит о том, что оксид бора и борная кислота резко отличаются по свойствам от оксидов и гидроксидов азота и углерода.

Наличие вакантной орбитали у атома бора приводит к образованию донорно-акцепторной связи О → В, что невозможно ни в соединениях углерода, ни в соединениях азота. Именно поэтому оксиды углерода и азота газообразны, а оксид бора – труднолетучее вещество.

Качественной реакцией на Н₃ВО₃ и соли борных кислот является взаимодействие с концентрированной серной кислотой и метанолом при нагревании. При этом образуется борнометиловый эфир В(ОСН₃)₃, который при поджигании горит очень красивым яркозелёным пламенем.

В заключение отметим, что доза в 5 г В(ОН)₃ может привести к смерти человека; очень малые дозы, периодически вводимые в организм, вызывают сильное исхудание.

Однако широкое применение находит борная кислота и осорбенно бура. Она используется в медицине как дезинфицирующее средство, а также в стекольной и керамической промышленности.

Алюминий

В основном состоянии атом алюминия имеет конфигурацию 3s 2 3p 1 . У атома алюминия имеется один неспаренный электрон и две вакантные р-АО. Даже в валентном состоянии 3s 1 3p 2 одна из р-АО остаётся вакантной, кроме того у него незаполнены 3d-АО. Всё это создаёт условия для значительного донорно-акцепторного взаимодействия.

Алюминий – серебристо-белый металл, Т_пл= 660 0 С, Т_кип= 2327 0 С. Плотность 2,7 г/см 3 . Алюминий очень мягок, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в фольгу. На воздухе алюминий покрывается тончайшей плёнкой Al₂O₃ (

10 -5 мм), плёнка отличается большой прочностью. Оксид очень твёрд, прочно связан с поверхность металла, вода с ним не реагирует, а кислород через него практически не диффундирует. Поверхностный слой оксида надёжно защищает ме6талл от дальнейшего окисления. Чем металл чище, тем прочнее защитный слой на его поверхности.

Несмотря на наличие защитной оксидной плёнки, реакционная способность алюминия велика. При стандартных условиях металл реагирует с галогенами, кислородом, серой, водой:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂ (металл освобождён от оксидной плёнки).

Алюминий легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Но концентрированная серная и азотная кислоты его пассивируют, упрочняя оксидную плёнку на его поверхности. При нагревании эти кислоты взаимодействуют с алюминием:

Алюминий взаимодействует как с расплавами, так и с водными растворами щелочей. Во всех случаях выделяется водород, однако состав, образующихся солей различен. В водных растворах образуются комплексные гидроксосоли с разным числом гидроксогрупп и молекул воды во внутренней сфере комплекса. Обычно это записывают в упрощённой форме в виде тетрагидроксокомплекса:

Роль окислителя в этом случае выполняют молекулы воды, а щёлочь создаёт среду:

Al 0 – 3e → Al +3 │2

2H + + 2e → H₂ 0 │3

[Фактически растворение алюминия в щелочах протекает в три стадии:

А) растворение оксидной плёнки: Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄];

Б) взаимодействие Al с водой: 2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ ↓ + 3H₂↑;

В) взаимодействие Al(OH)₃ со щелочью: Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄].]

Подобным образом алюминий растворяется в водных растворах карбонатов щелочных металлов (среда щелочная); довольно энергично он разЪедается раствором NH₄OH.

При сплавлении со щелочами алюминий образует метаалюминаты:

Кислородные соединения бора

Оксид бора
Он может быть получен взаимодействием бора и кислорода или при нагревании борной кислоты:
4 В + 30₂= 2В₂0₃,
2 Н₃ВО₃ = В₂О₃ + 3Н₂О

Свойства
В₂О₃ — это кислотный оксид, который медленно растворяясь в воде, дает борную кислоту:
В₂О₃ + 3 Н₂О = 2Н₃ВО₃
В₂О₃ реагирует с основными оксидами, основаниями и солями.

Бинарные соединения бора ( III) кислотные. Об этом, в частности, свидетельствует характер их сольволиза ( гидролиза) и взаимодействия с основными соединениями.

Многиебинарные соединения бора похожи по свойствам на аналогичные соединения кремния.

Длябинарного соединения бора с азотом — нитрида бора — известны в основном две модификации. Одна из них может быть получена синтезом из элементов. Однако синтез осуществляется трудно, требуется температура выше 1200 С.

Избинарных соединений бора ( III) галогениды ВНа13 ( BF3 — газ, ВС13 и ВВг3 — жидкости, В13 — легкоплавкое, 43 С, твердое вещество) мо-номолекулярны, а оксид В2О3, сульфид B2S3, нитрид BN — полимерны и тугоплавки.

По химической природебинарные соединения бора ( III) кислотные.

4. Оксид бора В₂О₃ – бесцветное стеклообразное или кристаллическое вещество. Стеклообразная модификация имеет слоистую структуру, атомы бора расположены внутри равносторонних треугольников ВО₃, температура плавления 325–450 °С, обладает высокой твердостью. Кристаллический оксид бора существует в виде двух модификаций: гексагональной и моноклинной. Температура плавления 450 °С, температура кипения 2250 °С.

Гидроксид бора B(OH)₃

Внесите в термостойкий химический стакан емкостью 250 мл 16,00 г декагидрата тетрабората натрия и 25 мл воды, растворите кристаллы в воде при нагревании. К горячему раствору реагента осторожно (по палочке) прилейте 15 мл разбавленной (1:1 по объему) серной кислоты. Полученную смесь нагревайте при температуре кипения в течение 5 минут, а затем охладите в бане с холодной водой. Наблюдайте кристаллизацию продукта.
Кристаллы отделите от раствора вакуумным фильтрованием и промойте на фильтре водой, охлажденной до 0 °С. Продукт перекристаллизуйте, используя для растворения минимальным объем воды. Очищенный продукт высушите на воздухе.

Идентификация:

• продукт (тв) — бесцветные кристаллы, (т.пл. 170 °С, с разложением);
• продукт (тв) + вода + Инд (универсальный) = рН (слабокислотная среда);
• кач.р-ция на бор — см. 6.3.

5. Борная кислота — H₃BO₃ — (ортоборная) — бесцв. кристаллы, очень слабая одноосновная к-та, за счет равновесия в растворе: H₃BO₃ + H₂O H + + [B(OH)₄] —
При реакции со щелочами образует соли полиборных кислот (обычно тетрабораты), или метаборной:
4H₃BO₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7Н₂О; H₃BO₃ + NaOH = NaBO₂ + 2Н₂О.
При нагревании теряет воду превращаясь в метаборную (HBO₂), затем в тетраборную (H₂B₄O₇) кислоты, и, в итоге, в оксид бора.
Реагирует со спиртами в присутствии концентрированной серной кислоты, образуя легколетучие эфиры:
H₃BO₃ + 3 С₂H₅OH = B(OС₂H₅)₃ + 3Н₂О
При поджигании эти эфиры горят зеленым пламенем, что является качественной реакцией на соли борной кислоты.

6. Галоидные соединения бора общей формулы ВГ₃ могут быть получены путем взаимодействия элементов при нагревании. Они представляют собой бесцветные вещества. При обычных условиях BF₃ газообразен, ВСl₃ кипит при + 18°С, ВВr₃ – жидкость и BJ₃ –твердое тело. В водном растворе все они подвергаются гидролизу по схеме:

Бура (от араб. бурак — селитра), тетраборат натрия, Na₂B₄O₇ — 10H₂O, кристаллогидрат натриевой соли тетраборной кислоты. В природе встречается в виде минерала — бура (или тинкал) белого, реже серого и жёлтого цвета; плотность 1690—1720 кг/м 3 (см. Бораты природные). Б. растворима в воде (1,6 г безводной соли в 100 г H₂O при 10°С). Водные растворы Б. имеют щелочную реакцию и поглощают СО₂ из воздуха. Сильными кислотами Б. разлагается. Применяется при паянии, так как расплавленная Б. растворяет окислы металлов и тем самым очищает спаиваемые металлические поверхности. Употребляется для приготовления специальных сортов стекла (главным образом оптического), эмалей, глазурей, для дубления кож, дляборирования; в сельском хозяйстве — как микроудобрение.

Б. — лекарственный препарат, обладающий антисептическим действием. Применяют в виде 3—5%-ного раствора для промываний и смазываний полости рта, носа и носоглотки при различных инфекционных заболеваниях (трахеит, насморк, стоматит и др.). Внутрь Б. назначают при лечении эпилепсии (особенно у детей).

7. Внешний вид:
водный раствор Брутто-формула (система Хилла): HBF₄ Способы получения: 1. Растворением трифторида бора в воде.
Дополнительная информация:

При попытке выделения из раствора разлагается на трифторид бора и фтороводород. Сильная кислота. Соли — тетрафторбораты — устойчивы. Не может быть получена растворением трифторида бора во фтороводороде (не взаимодействуют без акцептора протона). Расстояние B-F = 0,143 нм (1,43 ангстрема). Константа гидролиза = 0,0023 (при 25 С). Не действует на стекло.

Алюминий, получение и применение. 2.Алюмотермия. 3.Сплавы на основе алюминия. 4.Химические свойства. 5.Оксид и гидроксид алюминия, их амфотерность. 6.Алюминаты, квасцы, комплексные соединения алюминия.

1. Алюми́ний — элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).
Простое вещество алюминий (CAS-номер: 7429-90-5) — лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия.

История

Впервые алюминий был получен Гансом Эрстедом в 1825 году действием амальгамы калия на хлорид алюминия с последующей отгонкой ртути.

Получение

Современный метод получения был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃AlF₆ с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.
Для производства 1 т алюминия чернового требуется 1,920 т глинозёма, 0,065 т криолита, 0,035 т фторида алюминия, 0,600 т анодной массы и 17 тыс. кВт·ч электроэнергии постоянного тока.

2. Алюмотермией называют метод восстановления ме­таллов из оксидов порош­ком металлического алю­миния. Так можно получить корольки (маленькие слит­ки) многих переходных ме­таллов, например хрома, марганца, ванадия, железа:

2Al+Fe2O3=Al2O3+Fe. Если поджечь с помощью магниевой ленты смесь, состоящую из алю­миния и оксида железа, а после этого остывший ти­гель разбить молотком, из образовавшейся массы (пе­ка) нетрудно извлечь коро­лёк металла.

3.В качестве конструкционного материала обычно используют не чистый алюминий, а разные сплавы на его основе.

Алюминиево-магниевые Al-Mg. Характеризуются сочетанием удовлетворительной прочности, хорошей пластичности, очень хорошей свариваемости и коррозионной стойкости. Кроме того, эти сплавы отличаются высокой вибростойкостью. Наиболее широкое распространение в промышленности получили сплавы с содержанием магния от 1 до 5 %. Рост содержания Mg в сплаве существенно увеличивает его прочность. Каждый процент магния повышает предел прочности сплава на 30 МПа, а предел текучести — на 20 МПа. Сплавы с содержанием магния до 3 % (по массе) структурно стабильны при комнатной и повышенной температуре даже в значительно нагартованном состоянии. Увеличение содержания магния свыше 6 % приводит к ухудшению коррозионной стойкости сплава. Для улучшения прочностных характеристик сплавы системы Al-Mg легируют хромом, марганцем, титаном, кремнием или ванадием. Попадания в сплавы этой системы меди и железа стараются избегать, поскольку они снижают их коррозионную стойкость и свариваемость.

Алюминиево-марганцевые Al-Mn. Сплавы этой системы обладают хорошей прочностью, пластичностью и технологичностью, высокой коррозионной стойкостью и хорошей свариваемостью.

Основными примесями в сплавах системы Al-Mn являются железо и кремний. Оба этих элемента уменьшают растворимость марганца в алюминии. Для получения мелкозернистой структуры сплавы этой системы легируют титаном. Присутствие достаточного количества марганца обеспечивает стабильность структуры нагартованного металла при комнатной и повышенной температурах.

Алюминиево-медные Al-Cu (Al-Cu-Mg). Механические свойства сплавов этой системы в термоупрочненном состоянии достигают, а иногда и превышают, механические свойства низкоуглеродистых сталей. Эти сплавы высокотехнологичны. Однако у них есть и существенный недостаток — низкое сопротивление коррозии, что приводит к необходимости использовать защитные покрытия.

В качестве легирующих добавок могут встречаться марганец, кремний, железо и магний. Причем наиболее сильное влияние на свойства сплава оказывает последний: легирование магнием заметно повышает предел прочности и текучести. Добавка кремния в сплав повышает его способность к искусственному старению. Легирование железом и никелем повышает жаропрочность сплавов второй серии. Нагартовка этих сплавов после закалки ускоряет искусственное старение, а также повышает прочность и сопротивление коррозии под напряжением.

Сплавы системы Al-Zn-Mg (Al-Zn-Mg-Cu). Сплавы этой системы ценятся за очень высокую прочность и хорошую технологичность. Представитель системы — сплав 7075 является самым прочным из всех алюминиевых сплавов. Эффект столь высокого упрочнения достигается благодаря высокой растворимости цинка (70 %) и магния (17,4 %) при повышенных температурах, резко уменьшающейся при охлаждении.

Однако существенным недостатком этих сплавов является крайне низкая коррозионная стойкость под напряжением. Повысить сопротивление коррозии сплавов под напряжением можно легированием медью. Нельзя не отметить открытой в 60-е годы закономерности: присутствие лития в сплавах замедляет естественное и ускоряет искусственное старение. Помимо этого, присутствие лития уменьшает удельный вес сплава и существенно повышает его модуль упругости. В результате этого открытия были разработаны новые системы сплавов Al-Mg-Li, Al-Cu-Li и Al-Mg-Cu-Li.

Алюминиево-кремниевые сплавы (силумины) лучше всего подходят для литья. Из них часто отливают корпуса разных механизмов.

Комплексные сплавы на основе алюминия: авиаль. Алюминий переходит в сверхпроводящее состояние при температуре 1,2 кельвина.