Prvky 13. skupiny - bór, hliník, gálium, indium, tálium

Triely, ako sa nazývajú prvky 13. skupiny periodickej tabuľky (v staršom označení III.A skupina alebo skupina bóru), tvoria zaujímavú skupinu chemických prvkov nachádzajúcich sa v p-bloku. Do tejto skupiny patria: bór (B), hliník (Al), gálium (Ga), indium (In), tálium (Tl) a syntetický, rádioaktívny prvok nihónium (Nh). Pomenovanie „triely“ je odvodené z latinskej predpony pre číslovku tri a odkazuje na tri valenčné elektróny, ktoré sú charakteristické pre všetky prvky tejto skupiny.

Všetky triely majú vo svojej vonkajšej (valenčnej) elektrónovej vrstve 3 elektróny s konfiguráciou ns² np¹, kde n je číslo periódy. Rozdielna je však štruktúra predposlednej vrstvy: bór a hliník majú pod valenčnou vrstvou elektrónovú konfiguráciu vzácneho plynu (2 resp. 8 elektrónov), zatiaľ čo gálium, indium a tálium tam majú už zaplnenú 18-elektrónovú vrstvu. Tieto rozdiely ovplyvňujú ich chemické vlastnosti a spôsob, akým tvoria väzby. Bór tvorí takmer výlučne kovalentné väzby. Hliník má viac kovový charakter, no jeho väzby sú stále prevažne kovalentné s určitým iónovým podielom. Ostatné prvky (Ga, In, Tl) sa v oxidačnom stave +III väzbami podobajú hliníku, ale pri Tl je významný aj oxidačný stav +I s viac iónovým charakterom väzieb. Keďže atómy trielov v zlúčeninách typu EX₃ majú okolo seba len 6 valenčných elektrónov (sextet namiesto oktetu), sú tieto zlúčeniny elektrónovo deficitné a často pôsobia ako akceptory elektrónov (Lewisove kyseliny).

Trendy fyzikálnych a chemických vlastností link

V rámci skupiny trielov môžeme pozorovať niekoľko dôležitých trendov:

• Atómový polomer: S pribúdajúcimi elektrónovými vrstvami atómový polomer prvkov v skupine výrazne rastie smerom nadol (B < Al < Ga < In < Tl).
• Ionizačná energia: Energia potrebná na odtrhnutie prvého elektrónu vo všeobecnosti klesá smerom nadol, pretože valenčné elektróny sú ďalej od jadra. Bór má výrazne najvyššiu IE₁. Pokles však nie je úplne plynulý (Al > Ga, In > Tl), čo súvisí s efektívnym nábojom jadra a relativistickými efektmi pri ťažších prvkoch.
• Elektronegativita: Schopnosť atómu priťahovať väzbové elektróny vo všeobecnosti klesá smerom nadol. Bór je najelektronegatívnejší. Výnimkou je gálium, ktoré má o niečo vyššiu elektronegativitu ako hliník (Ga > Al).
• Kovový charakter: S rastúcim protónovým číslom prvky postupne nadobúdajú výraznejší kovový charakter. Bór je polokov, zatiaľ čo hliník, gálium, indium a tálium sú typické kovy.
• Teploty topenia a varu: Tieto vlastnosti vykazujú nepravidelný trend. Bór má extrémne vysoké teploty (t_t ≈ 2076 °C) kvôli pevnej kovalentnej štruktúre. Teplota topenia výrazne klesá ku gáliu (t_t ≈ 30 °C), potom mierne stúpa k táliu.
• Hustota: Hustota prvkov vo všeobecnosti rastie smerom nadol. Gálium má anomáliu – v pevnom stave má nižšiu hustotu ako v kvapalnom.
• Chemická reaktivita: Reaktivita kovov (Al, Ga, In, Tl) vo všeobecnosti rastie smerom nadol. Bór je málo reaktívny za bežných podmienok. Hliník je reaktívny, ale chránený pasivačnou vrstvou Al₂O₃. Tálium je najreaktívnejšie z kovov tejto skupiny.
• Acidobázický charakter oxidov a hydroxidov: Pozorujeme prechod od kyslého charakteru (B₂O₃, H₃BO₃) cez amfotérny (Al₂O₃, Ga₂O₃, Al(OH)₃, Ga(OH)₃) až po zásaditý (In₂O₃, Tl₂O₃, Tl₂O, In(OH)₃, TlOH).

Oxidačné stavy a efekt inertného páru link

Najbežnejšie oxidačné stavy pre prvky 13. skupiny sú +III a +I. Stav +III zodpovedá zapojeniu všetkých troch valenčných elektrónov (ns²np¹) do väzby, zatiaľ čo stav +I zodpovedá zapojeniu iba jedného elektrónu z orbitálu p (np¹).

• Oxidačný stav +III je typický pre celú skupinu a je dominantný a najstabilnejší pre ľahšie prvky (bór, hliník, gálium). Bór a hliník sa vyskytujú takmer výlučne v stave +III.
• Oxidačný stav +I sa stáva výraznejším a stabilnejším s rastúcim protónovým číslom (smerom nadol v skupine). Pre indium je už významný (zlúčeniny In⁺ sú menej stále ako In³⁺) a pre tálium je oxidačný stav +I stabilnejší ako +III (zlúčeniny Tl³⁺ sú silné oxidovadlá a ľahko sa redukujú na Tl⁺).
• Gálium, indium a tálium môžu výnimočne vykazovať aj nestabilný oxidačný stav +II (často v zlúčeninách s väzbou kov-kov, napr. [Ga₂]²⁺).

Tento trend, kde ťažšie prvky uprednostňujú nižšie oxidačné stavy (konkrétne +I namiesto +III), sa vysvetľuje tzv. efektom inertného páru. Dva elektróny vo valenčnom orbitáli s (ns²) sa u ťažších prvkov stávajú menej ochotné zapájať sa do chemickej väzby („sú inertnejšie“). Je to spôsobené ich silnejšou väzbou k jadru a relativistickými efektmi. Stabilita oxidačného stavu +I teda rastie v poradí: Al⁺ < Ga⁺ < In⁺ < Tl⁺.

Biologický význam trielov link

Biologický význam trielov je obmedzený. Bór je dôležitý mikroelement pre rastliny (metabolizmus cukrov), jeho význam pre živočíchy nie je potvrdený; bežné zlúčeniny bóru sú však pri požití vo väčších dávkach toxické. Hliník nemá známu pozitívnu funkciu; jeho toxicita pre človeka je nízka, ale diskutuje sa o možných dlhodobých účinkoch a environmentálnych rizikách (kyslé dažde). Gálium a indium tiež nemajú biologickú funkciu a sú len mierne toxické; zlúčeniny gália sa využívajú v medicíne. Naopak, tálium a jeho zlúčeniny sú extrémne toxické pre všetky organizmy, pretože Tl⁺ ióny interferujú s funkciou K⁺ iónov a blokujú enzýmy obsahujúce tiolové skupiny (-SH).

Typy zlúčenín prvkov 13. skupiny link

Triely tvoria širokú škálu anorganických zlúčenín, ktorých charakter sa mení od kovalentných (bór) po iónové (ťažšie prvky). Medzi najcharakteristickejšie typy patria:

• Hydridy (Borány, Alány...)
• Oxidy
• Hydroxidy
• Oxokyseliny
• Soli oxokyselín (Boritany, Hlinitany...)
• Halogenidy
• Ostatné binárne zlúčeniny (Nitridy, Sulfidy, Karbidy, Boridy, Polovodiče typu III-V)

Hydridy link

Najvýznamnejšie sú borány – binárne zlúčeniny bóru a vodíka, ktoré bór netvorí priamou syntézou. Majú často zložité štruktúry s tzv. viaccentrovými, elektrónovo deficitnými väzbami (väzbový poriadok menší ako 1), napríklad trojcentrové dvojelektrónové väzby B-H-B v diboráne (B₂H₆). Borány (napr. B₂H₆, B₄H₁₀, B₅H₉, B₁₀H₁₄) sú reaktívne, často samozápalné plyny, kvapaliny alebo pevné látky. Dôležité sú aj anióny ako tetrahydridoboritanový anión [BH₄]⁻ (v soliach ako Na[BH₄]). Alán (AlH₃) existuje ako biely polymér (AlH₃)ₙ, tiež veľmi reaktívny. Známy je aj tetrahydridohlinitanový anión [AlH₄]⁻ (v soliach ako Li[AlH₄]). Hydridy ťažších trielov sú ešte menej stabilné.

Oxidy link

Všetky triely tvoria oxidy typu E₂O₃. Oxid boritý (B₂O₃) je kyslý oxid, tvorí sklá. Oxid hlinitý (Al₂O₃) a oxid galitý (Ga₂O₃) sú amfotérne. Oxid inditý (In₂O₃) je prevažne zásaditý (alebo slabo amfotérny). Oxid talitý (Tl₂O₃) je zásaditý oxid. Tálium tvorí aj stabilný zásaditý oxid tálny (Tl₂O) v oxidačnom stave +I. Acidobázický charakter oxidov E₂O₃ sa teda mení od kyslého cez amfotérny po zásaditý smerom nadol v skupine. Oxid hlinitý tvorí s oxidmi dvojmocných kovov aj podvojné oxidy, napr. spinel MgAl₂O₄.

Hydroxidy link

Hydroxid hlinitý (Al(OH)₃) a hydroxid galitý (Ga(OH)₃) sú amfotérne gélovité zrazeniny. Hydroxid inditý (In(OH)₃) je zásaditý. Hydroxid talitý (Tl(OH)₃) je nestabilný a ľahko sa rozkladá na Tl₂O₃. V oxidačnom stave +I tvorí tálium silnú zásadu hydroxid tálny (TlOH), ktorá je dobre rozpustná vo vode, podobne ako hydroxidy alkalických kovov.

Oxokyseliny link

Jedinou významnou a stabilnou oxokyselinou v tejto skupine je kyselina boritá (H₃BO₃). Je to veľmi slabá kyselina. V skutočnosti nepôsobí ako donor protónu (Brønstedova kyselina), ale ako Lewisova kyselina prijímajúca OH⁻ ión z vody: B(OH)₃ + H₂O ⇌ [B(OH)₄]⁻ + H⁺. Čiastočnou dehydratáciou H₃BO₃ vzniká kyselina metaboritá (HBO₂)₃.

Soli oxokyselín link

Najvýznamnejšie sú boritany (soli kyseliny boritej alebo polyboritých kyselín), ktoré majú často zložité aniónové štruktúry obsahujúce trojuholníkové BO₃ a/alebo tetraédrické BO₄ jednotky pospájané cez atómy kyslíka (napr. tetraboritanový anión [B₄O₅(OH)₄]²⁻ v boraxe). Boritany alkalických kovov sú rozpustné vo vode a hydrolyzujú zásadito. Hlinitany sú soli amfotérneho Al(OH)₃ so silnými zásadami, obsahujú napr. anión [Al(OH)₄]⁻ (tetrahydroxohlinitan) alebo [Al(OH)₆]³⁻ (hexahydroxohlinitan). Podobné galitany a inditany tvoria aj Ga a In.

Halogenidy link

Triely tvoria halogenidy typu EX₃. Halogenidy bóru (BX₃) sú molekulové zlúčeniny s planárnou trigonálnou štruktúrou, pôsobia ako silné Lewisove kyseliny (akceptory elektrónového páru), pričom kyslosť rastie v poradí BF₃ < BCl₃ < BBr₃ < BI₃. Ľahko hydrolyzujú. Halogenidy hliníka (napr. AlCl₃, AlBr₃) v pevnom stave a v nepolárnych rozpúšťadlách existujú ako diméry (Al₂X₆) s mostíkovými atómami halogénu. Fluorid AlF₃ má polymérnu iónovú štruktúru. Smerom nadol v skupine rastie iónový charakter halogenidov. Tálium tvorí stabilné halogenidy aj v oxidačnom stave +I (napr. TlCl, TlBr, TlI), ktoré majú vlastnosti podobné halogenidom striebra alebo alkalických kovov (napr. TlCl je málo rozpustný vo vode). Jodid tália(III) (TlI₃) v skutočnosti neobsahuje Tl³⁺, ale je to zlúčenina Tl⁺[I₃]⁻ (jodid tálny-trijodid).

Ostatné binárne zlúčeniny link

Triely tvoria aj ďalšie binárne zlúčeniny s nekovmi. Nitrid boritý (BN) existuje vo forme podobnej grafitu (mäkký, vrstevnatý) a diamantu (veľmi tvrdý). Karbid bóru (B₄C) je extrémne tvrdá látka. Sulfidy (napr. B₂S₃, Al₂S₃, Ga₂S₃, In₂S₃, Tl₂S) sú tiež známe; Al₂S₃ a Ga₂S₃ ľahko hydrolyzujú. Boridy sú zlúčeniny bóru s kovmi (napr. MgB₂, CaB₆), často s variabilným zložením, vyznačujú sa vysokou tvrdosťou a teplotou topenia. Zlúčeniny Ga, In s prvkami 15. skupiny (P, As, Sb) ako GaAs, GaP, InP, InAs, InSb sú dôležité polovodiče.

Výskyt, výroba a využitie bóru link

Bór sa získava hlavne z boraxu a kernitu. Z minerálov sa najprv pripraví H₃BO₃ alebo B₂O₃. Elementárny bór sa vyrába redukciou oxidu boritého horčíkom alebo sodíkom (vzniká amorfný bór), alebo redukciou halogenidov (napr. BBr₃) vodíkom pri vysokých teplotách (vzniká kryštalický bór).

\( \ce{B2O3(s) + 3Mg(s) ->[\text{t}] 2B(s) + 3MgO(s)} \)

Využíva sa pri výrobe borosilikátového skla (Pyrex), smaltov, ako prísada do ocele (zvyšuje tvrdosť), v jadrovej energetike (absorpcia neutrónov - ¹⁰B), jeho zlúčeniny (borax, kyselina boritá) v detergentoch, ako antiseptiká, insekticídy, retardéry horenia a v poľnohospodárstve (hnojivá).

Významné zlúčeniny bóru link

Oxid boritý link

Oxid boritý (B₂O₃) je biela, sklovitá alebo kryštalická látka, ktorá je hygroskopická (pohlcuje vlhkosť). Je to kyslý oxid.

Pripravuje sa termickou dehydratáciou (odstránením vody zahrievaním) kyseliny boritej:

\( \ce{2H3BO3(s) ->[\text{t}] B2O3(s) + 3H2O(g)} \)

Reaguje s vodou za vzniku kyseliny boritej:

\( \ce{B2O3(s) + 3H2O(l) -> 2H3BO3(aq)} \)

Používa sa hlavne pri výrobe borosilikátového skla a keramických glazúr.

Kyselina boritá link

Kyselina boritá (H₃BO₃) je biela kryštalická látka (často ako šupinky s perleťovým leskom), málo rozpustná v studenej vode, lepšie v horúcej. V tuhej fáze tvoria molekuly B(OH)₃ planárne vrstvy pospájané vodíkovými väzbami. Je to veľmi slabá jednosýtna kyselina (pKa ≈ 9,2), ktorá pôsobí ako Lewisova kyselina (akceptor OH⁻).

Pripravuje sa reakciou boraxu so silnou kyselinou, napríklad kyselinou sírovou:

\( \ce{Na2[B4O5(OH)4] * 8H2O(s) + H2SO4(aq) -> 4H3BO3(s/aq) + Na2SO4(aq) + 5H2O(l)} \)

Používa sa ako slabé antiseptikum (napr. v očných vodách - bórová voda), insekticíd, retardér horenia a pri výrobe skla a glazúr. S viacsýtnymi alkoholmi (napr. glycerol, etylénglykol) tvorí komplexné kyseliny, ktoré sú oveľa silnejšie, čo sa využíva pri jej analytickom stanovení.

Borax link

Borax (Na₂[B₄O₅(OH)₄]·8H₂O), chemicky oktahydrát penta(μ-oxo)-tetrahydroxotetraboritanu disodného (starší vzorec Na₂B₄O₇·10H₂O), je biela kryštalická soľ, najznámejší minerál bóru (tinkal). Je dobre rozpustný vo vode, pričom roztok reaguje zásadito v dôsledku hydrolýzy boritanového aniónu. Pri zahrievaní stráca kryštálovú vodu a „bobtná“.

Používa sa ako súčasť pracích a čistiacich prostriedkov, pri výrobe skla a smaltov, ako tavidlo pri spájkovaní (rozpúšťa oxidy kovov) a ako zdroj bóru pre rastliny.

Diborán link

Diborán (B₂H₆) je najjednoduchší stabilný borán, bezfarebný, vysoko toxický a reaktívny plyn s nepríjemným zápachom, na vzduchu je samozápalný.

Má unikátnu molekulovú štruktúru s dvoma mostíkovými vodíkmi, kde dva atómy bóru spájajú dva atómy vodíka pomocou trojcentrových dvojelektrónových väzieb (B-H-B). Každý bór je viazaný ešte na dva koncové vodíky bežnou kovalentnou väzbou.

Pripravuje sa napríklad reakciou tetrahydridoboritanu sodného s fluoridom boritým v nevodnom prostredí:

\( \ce{3Na[BH4] + 4BF3 -> 3Na[BF4] + 2B2H6} \)

Prudko reaguje s vodou za vzniku kyseliny boritej a vodíka:

\( \ce{B2H6(g) + 6H2O(l) -> 2H3BO3(aq) + 6H2(g)} \)

Používa sa najmä v organickej syntéze (napr. pri hydroborácii alkénov) a ako prekurzor pre syntézu vyšších boránov.

Tetrahydridoboritan sodný link

Tetrahydridoboritan sodný (Na[BH₄]), alebo borohydrid sodný, je biela kryštalická látka, rozpustná vo vode a alkohole. Obsahuje tetraédrický anión [BH₄]⁻.

Je dôležitým redukčným činidlom v organickej aj anorganickej chémii, je menej reaktívny a bezpečnejší ako Li[AlH₄]. Používa sa na selektívnu redukciu aldehydov a ketónov na alkoholy. Reaguje s vodou za vzniku vodíka.

\( \ce{NaBH4 + 2H2O -> NaBO2 + 4H2} \)

Fluorid boritý link

Fluorid boritý (BF₃) je bezfarebný, toxický plyn. Molekula má planárny trigonálny tvar. Je to silná Lewisova kyselina (akceptor elektrónového páru) vďaka elektrónovému deficitu na atóme bóru.

Pripravuje sa napríklad reakciou oxidu boritého s fluoridom vápenatým a koncentrovanou kyselinou sírovou:

\( \ce{B2O3(s) + 3CaF2(s) + 3H2SO4(\text{konc.}) -> 2BF3(g) + 3CaSO4(s) + 3H2O(l)} \)

Ľahko tvorí adukty s Lewisovými zásadami (donormi elektrónového páru), napríklad s amoniakom alebo dietyléterom:

\( \ce{BF3 + :NH3 -> F3B <- NH3} \)

\( \ce{BF3 + :O(C2H5)2 -> F3B <- O(C2H5)2} \)

S vodou hydrolyzuje za vzniku H₃BO₃ a kyseliny tetrafluoroboritej H[BF₄]. Používa sa ako katalyzátor v mnohých organických reakciách (napr. Friedel-Craftsove reakcie).

Nitrid boritý a karbid bóru link

Nitrid boritý (BN) vzniká priamou reakciou prvkov pri vysokej teplote. Existuje v hexagonálnej modifikácii podobnej grafitu (mäkký, biely, používa sa ako mazivo) a kubickej modifikácii podobnej diamantu (extrémne tvrdý). Karbid bóru (B₄C) je tiež veľmi tvrdá, chemicky odolná látka, používa sa ako brusivo a v ochranných vestách.

Borazol link

Borazol (B₃N₃H₆) je cyklická zlúčenina štruktúrou podobná benzénu (striedajú sa atómy B a N v šesťčlennom kruhu, každý viazaný na jeden H). Pre túto podobnosť sa nazýva aj anorganický benzén. Jeho vlastnosti sú však od benzénu odlišné kvôli polarite väzieb B-N.

Výskyt, výroba a využitie hliníka link

Hlavnou rudou je bauxit (zmes hydratovaných oxidov Al), vyskytuje sa aj ako korund (Al₂O₃) a v mnohých hlinitokremičitanoch (živce, sľudy, ílové minerály ako kaolinit, montmorillonit).

Hliník sa priemyselne vyrába z bauxitu v dvoch krokoch. Najprv sa z bauxitu chemicky izoluje čistý oxid hlinitý (Al₂O₃) tzv. Bayerovým procesom (rozpúšťanie v NaOH, filtrácia nečistôt, vyzrážanie Al(OH)₃ zavedením CO₂ a následná kalcinácia). Následne sa kovový hliník vyrába elektrolýzou taveniny Al₂O₃ rozpusteného v roztavenom kryolite (Na₃AlF₆) pri teplote okolo 960 °C (Hall-Héroultov proces). Kryolit znižuje vysokú teplotu topenia Al₂O₃ a zvyšuje vodivosť taveniny.

Elektrolýza prebieha v elektrolyzéroch s uhlíkovými elektródami:

\( \ce{Katoda (-): Al^3+ (v\,tavenine) + 3e- -> Al(l)} \)

\( \ce{Anoda (+): C(s) + 2O^2- (v\,tavenine) -> CO2(g) + 4e-} \)

Celková (zjednodušená) rovnica procesu:

\( \ce{2Al2O3(v\,kryolite) + 3C(s) ->[\text{elektrolýza}] 4Al(l) + 3CO2(g)} \)

Výroba hliníka je energeticky veľmi náročná. Preto je dôležitá jeho recyklácia, ktorá spotrebuje len asi 5 % energie potrebnej na primárnu výrobu.

Využitie hliníka je mimoriadne široké vďaka jeho nízkej hustote, dobrej vodivosti, odolnosti voči korózii a ľahkej spracovateľnosti: konštrukčný materiál (zliatiny v doprave – autá, lietadlá; stavebníctvo – okná, fasády), obalový materiál (fólie, plechovky), elektrické vodiče (vedenia vysokého napätia), výroba riadu, v chemickom priemysle (aluminotermia, katalyzátory). Používa sa aj ako mincový kov.

Významné zlúčeniny hliníka link

Oxid hlinitý link

Oxid hlinitý (Al₂O₃), známy aj ako alumina, je biela, veľmi tvrdá a chemicky odolná látka s extrémne vysokou teplotou topenia (nad 2000 °C). V prírode sa vyskytuje ako minerál korund (tvrdosť 9); jeho drahokamové odrody sú rubín (červený, s prímesou Cr) a zafír (modrý, s prímesou Fe, Ti). Existuje vo viacerých modifikáciách (napr. α-Al₂O₃ – korund, γ-Al₂O₃ – aktívna forma). α-modifikácia je veľmi inertná, γ-modifikácia je reaktívnejšia.

Je amfotérny, reaguje s kyselinami aj zásadami (pri vysokých teplotách). Je hlavnou surovinou pre výrobu hliníka, používa sa na výrobu technickej keramiky (napr. izolátory, rezné nástroje), žiaruvzdorných materiálov, ako brusivo (korund) a ako nosič katalyzátorov alebo adsorbent (aktívna alumina).

Hydroxid hlinitý link

Hydroxid hlinitý (Al(OH)₃) je biela, gélovitá (amorfná) alebo kryštalická látka (minerál gibbsit), prakticky nerozpustná vo vode. V prírode sa vyskytuje aj ako hydroxid-oxid AlO(OH) (minerály böhmit, diaspor).

Pripravuje sa zrážaním z roztokov hlinitých solí pridaním zásady (napr. amoniaku alebo malého množstva NaOH), alebo zavádzaním CO₂ do roztoku hlinitanu:

\( \ce{Al^3+(aq) + 3OH-(aq) -> Al(OH)3(s) v} \)

\( \ce{2[Al(OH)4]-(aq) + CO2(g) -> 2Al(OH)3(s) v + CO3^2-(aq) + H2O(l)} \)

Má amfotérny charakter, reaguje s kyselinami za vzniku hlinitých solí a so silnými zásadami za vzniku rozpustných hlinitanov:

\( \ce{Al(OH)3(s) + 3H+(aq) -> Al^3+(aq) + 3H2O(l)} \)

\( \ce{Al(OH)3(s) + OH-(aq) -> [Al(OH)4]-(aq)} \quad \text{(tetrahydroxohlinitanový anión)} \)

Používa sa ako antacidum (liek na zníženie kyslosti žalúdka), pri čistení vody (ako koagulant – zhlukuje nečistoty), ako retardér horenia v plastoch a ako medziprodukt pri výrobe Al₂O₃.

Chlorid hlinitý link

Chlorid hlinitý (AlCl₃) je v bezvodom stave biela kryštalická látka, ktorá na vlhkom vzduchu dymí, pretože prudko reaguje s vodou (hydrolýza). V plynnej fáze a v nepolárnych rozpúšťadlách existuje ako dimér Al₂Cl₆ s mostíkovými atómami chlóru. Z vodného roztoku kryštalizuje ako hexahydrát AlCl₃·6H₂O.

Pripravuje sa priamou reakciou hliníka s chlórom alebo redukčnou chloráciou Al₂O₃:

\( \ce{2Al(s) + 3Cl2(g) -> Al2Cl6(s)} \)

\( \ce{Al2O3(s) + 3C(s) + 3Cl2(g) ->[\text{t}] Al2Cl6(g) + 3CO(g)} \)

Je to silná Lewisova kyselina a používa sa ako katalyzátor v mnohých organických reakciách, najmä pri Friedel-Craftsovej alkylácii a acylácii.

Síran hlinitý a kamence link

Síran hlinitý (Al₂(SO₄)₃) je biela kryštalická soľ, zvyčajne sa vyskytuje ako hydrát (napr. Al₂(SO₄)₃·18H₂O). Používa sa pri čistení vody, v papierenskom priemysle a pri farbení textílií.

Hliník tvorí podvojné soli nazývané kamence so všeobecným vzorcom MᴵAl(SO₄)₂·12H₂O, kde Mᴵ je katión alkalického kovu (K⁺, Na⁺, Rb⁺, Cs⁺) alebo NH₄⁺. Najznámejší je kamenec draselno-hlinitý KAl(SO₄)₂·12H₂O. Kamence kryštalizujú vo forme veľkých pravidelných oktaédrov. Používajú sa v medicíne pre svoje adstringentné (sťahujúce) a antiseptické účinky (napr. na zastavenie drobného krvácania).

Hydrid hlinitý a tetrahydridohlinitan lítny link

Hydrid hlinitý (Alán, AlH₃) je biela polymérna tuhá látka, veľmi reaktívna, používa sa ako redukčné činidlo. Tetrahydridohlinitan lítny (Li[AlH₄]) je ešte silnejšie redukčné činidlo, široko používané v organickej syntéze. Pripravuje sa reakciou LiH s AlCl₃.

\( \ce{4LiH(s) + AlCl3(v\,éteri) -> Li[AlH4](v\,éteri) + 3LiCl(s)} \)

Výroba a využitie gália link

Gálium sa získava elektrolyticky alebo extrakciou z roztokov vznikajúcich pri spracovaní bauxitu alebo zinkových rúd. Jeho hlavné využitie je v elektronike a optoelektronike, najmä vo forme zlúčeniny arzenidu gália (GaAs) a nitridu gália (GaN), ktoré sú dôležitými polovodičmi pre rýchle integrované obvody, LED diódy (svietivé diódy), laserové diódy a solárne články. Používa sa aj v teplomeroch pre vysoké teploty.

Významné zlúčeniny gália link

Arzenid gália link

Arzenid gália (GaAs) je kryštalická zlúčenina so štruktúrou podobnou diamantu. Je to kľúčový polovodič typu III-V.

Vyznačuje sa vyššou pohyblivosťou elektrónov ako kremík, čo umožňuje konštrukciu rýchlejších elektronických súčiastok. Je to tiež polovodič s tzv. priamym zakázaným pásom, čo ho robí vhodným pre svetlo emitujúce zariadenia (LED, lasery) a vysokoúčinné solárne články.

Používa sa vo vysokofrekvenčnej elektronike (mobilné telefóny, radarové systémy), optoelektronike a fotovoltaike.

Výroba a využitie india link

Indium sa získava najmä z medziproduktov pri výrobe zinku. Využíva sa hlavne vo forme zlúčeniny oxidu indito-cíničitého (ITO) na výrobu priehľadných vodivých vrstiev pre LCD a OLED displeje, dotykové obrazovky a solárne články. Používa sa aj v nízkotaviteľných zliatinách a spájkach.

Významné zlúčeniny india link

Oxid indito-cíničitý link

Oxid indito-cíničitý (ITO) nie je stechiometrická zlúčenina, ale tuhý roztok (zmes) oxidu inditého (In₂O₃) a oxidu cíničitého (SnO₂), zvyčajne v pomere okolo 9:1.

Jeho kľúčovou vlastnosťou je kombinácia vysokej elektrickej vodivosti a optickej priehľadnosti vo viditeľnej oblasti spektra.

Nanáša sa v tenkých vrstvách na sklo alebo plast a používa sa ako priehľadné elektródy v displejoch z tekutých kryštálov (LCD), organických LED (OLED), dotykových paneloch, solárnych článkoch a antistatických povlakoch.

Výroba a využitie tália link

Tálium sa získava ako vedľajší produkt pri spracovaní sulfidických rúd alebo z kalov pri výrobe kyseliny sírovej. Kvôli jeho vysokej toxicite je jeho využitie veľmi obmedzené. Používa sa v malých množstvách v špeciálnych optických sklách (s vysokým indexom lomu), v detektoroch infračerveného žiarenia a v minulosti sa síran tálny (Tl₂SO₄) používal ako jed na hlodavce (dnes zakázané).