Читайте также:
|
В главную подгруппу IV группы периодической системы входят элементы: углерод, кремний, германий, олово и свинец. Углерод и кремний являются типичными неметаллами, а олово и свинец – типичными металлами. Германий занимает промежуточное положение. При обычных температурах он полупроводник, имеет атомную кристаллическую решётку и очень хрупок, проявляет неметаллические свойства. Однако при повышенных температурах германий приобретает характерные металлические свойства, такие как пластичность и высокую электропроводность.
Атомы углерода, кремния, германия, олова и свинца в основном состоянии имеют сходную структуру внешнего электронного слоя и относятся к р-элементам:
Si 3s23p23d0
Ge 3d104s24p24d0
Sn 4d105s25p25d0
Pb 4f145d106s26p26d0
Однако полными электронными аналогами являются только германий, олово и свинец – у них одинаковая электронная конфигурация и внешнего уровня и предыдущего подуровня. Они обладают близкими химическими свойствами.
Так как число неспаренных электронов в основном состоянии – 2, а в валентно-возбуждённом – 4, то основные валентности всех элементов II и IV. Начиная с кремния, р-элементы IV группы имеют вакантные d-орбитали. Это определяет возможность образования связей по донорно-акцепторному механизму и приводит к увеличению валентности в координационных соединениях до VI. Ввиду отсутствия d-подуровня у атома углерода его валентность в соединениях не может быть более IV, и углерод, в отличие от Si, Ge, Sn и Pb, не способен образовывать комплексные соединения. Это обстоятельство, а также самый маленький размер атома и наибольшая электроотрицательность углерода объясняют, почему химические свойства этого элемента существенно отличаются не только от химических свойств германия, олова и свинца, но и от химических свойств кремния.
Благодаря своему электронному строению и средним значениям электроотрицательности все элементы имеют характерные степени окисления -4, +2, +4. Как и у всех элементов главных подгрупп периодической системы, при движении сверху вниз устойчивость соединений «крайних» степеней окисления (-4 и +4) уменьшается, а степени окисления +2 увеличивается.
Общая характеристика четвертой группы главной подгруппы:
а) свойства элементов с точки зрения строения атома;
б) степени окисления;
в) свойства оксидов;
г) свойства гидроксидов;
д) водородные соединения.
а) Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) - элементы 4 группы главной подгруппы ПСЭ. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns2np2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и кремний - неметаллы, германий, олово, свинец - металлы.
б) Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: -4, +2, +4.
в) Высшие оксиды углерода и кремния (С02, Si02) обладают кислотными свойствами, оксиды остальных элементов подгруппы - амфотерны (Ge02, Sn02, Pb02).
г) Угольная и кремниевая кислоты (Н2СО3, H2SiO3) - слабые кислоты. Гидроксиды германия, олова и свинца амфотерны, проявляют слабые кислотные и основные свойства: H2GeO3= Ge(OH)4, H2SnO3 = Sn(ОН)4, Н2РЬО3 = Pb(OH)4.
д) Водородные соединения:
СН4; SiH4, GeH4. SnH4, PbH4. Метан - CH4 - прочное соединение, силан SiH4 - менее прочное соединение.
Схемы строения атомов углерода и кремния, общие и отличительные свойства.
Si 1S22S22P63S23p2.
Углерод и кремний - это неметаллы, так как на внешнем электронном слое 4 электрона. Но так как кремний имеет больший радиус атома, то для него более характерна способность отдавать электроны, чем для углерода. Углерод - восстановитель:
Углерод - неметалл. Основные кристаллические модификации углерода - алмаз и графит.
Кремний - неметалл темно-серого цвета. Составляет 27,6 % массы земной коры.
Германий - металл серебристо-серого цвета. Плотность германия в твёрдом состоянии равна 5,327 г/см3, в жидком -5,557 г/см3.
Олово - ковкий, легкий металл серебристо-белого цвета.
Свинец - ковкий металл серого цвета. Элемент довольно мягок, можно без затруднения порезать ножом.
Флеровий - искусственный сверхтяжёлый радиоактивный элемент. Из известных изотопов наиболее устойчив289Fl. Период полураспада составляет около 2,7 секунд для 289Fl и 0,8 секунды для 288Fl.
| | | | 5 |
Металлические свойства усиливаются, неметаллические - уменьшаются. На внешнем слое - 4 электрона.
Химические свойства (на основе углерода)
Взаимодействуют с металлами:
4Al + 3C = Al 4 C 3 (реакция идсет при высокой температуре)
Взаимодействуют с неметаллами:
2Н 2 + C = CН 4
Взаимодействуют с водой:
C + H 2 O = CO + H 2
2Fe 2 O 3 + 3C = 3CO 2 + 4Fe
Взаимодействуют с кислотами:
3C + 4HNO 3 = 3CO 2 + 4NO + 2H 2 O
Углерод. Характеристика углерода, исходя из его положения в периодической системе, аллотропия углерода, адсорбция, распространение в природе, получение, свойства. Важнейшие соединения углерода
Углерод (химический символ — C, лат. Carboneum) — химический элемент четырнадцатой группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы четвёртой группы), 2-го периода периодической системы химических элементов. порядковый номер 6, атомная масса — 12,0107.
Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.
Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов — 12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½ = 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры.
Основные и хорошо изученные аллотропные модификации углерода — алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны. Жидкий углерод существует только при определенном внешнем давлении.
При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15-20 % выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость.
Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин. Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке.
Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.
Карбин — линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение — в фотоэлементах.
При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2.
С большинством металлов углерод образует карбиды, например:
Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:
При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.
Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода — производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы,полимеры и другие соединения. Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент. В частности углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)
Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, в результате чего может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др. Концентрация углерода над источниками горения 100-400 мкг/м³, крупными городами 2,4-15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5-0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6-15) · 109 Бк/сут 14СО2.
Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания — в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.
Важнейшие соединения. Оксид углерода (II) (угарный газ) CO. В обычных условиях - бесцветный без запаха и вкуса очень ядовитый газ. Ядовитость объясняется тем, что она легко соединяется с гемоглобином крови.
Оксид углерода (IV) CO2. При обычных условиях - бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом, в полтора раза тяжелее воздуха, не горит и не поддерживает горения.
Угольная кислота H2CO3. Слабая кислота. Молекулы угольной кислоты существуют только в растворе.
Фосген COCl2. Бесцветный газ с характерным запахом, tкип = 8оС, tпл = -118оС. Очень ядовит. Мало растворим в воде. Реакционноспособен. Используется в органических синтезах.
В IV А группу входят: С,Si,Ge,Sn,Pb. Это р-элементы. Их атомы на внешнем уровне содержат по 4 -2s 2 2p 2 . В невозбужденном состоянии их атомы имеют по 2 неспаренных . В соединениях элементы проявляют СО +4 и -4, а также +2. Для С,Si,Ge типична +4, для Pb +2. Эти элементы образуют оксиды общей формулой RO 2 и RO, а водородные-RH 4 . Гидраты высших оксидов С и Si обладают кислотными св-ми, а остальных – амфотерными. От С к Pb уменьшается прочность водородных соединений. С ростом порядкового № уменьшается энергия ионизации атома и ув-ся атомный радиус, те неМе св-ва ослабевают, а Ме усиливаются.
При температуре ниже 13,2 C происходит увеличение удельного объёма чистого олова и металл образует новую модификацию, обладающую полупроводниковыми свойствами, -серое олово, кристаллической решётке которого атомы располагаются менее плотно. Одна модификация переходит в другую тем быстрее, чем ниже температура окружающей среды. При −33 C скорость превращений становится максимальной. Олово трескается и превращается в порошок. Причём соприкосновение серого олова и белого приводит к «заражению» последнего. Совокупность этих явлений называется «оловянной чумой».
Химические свойстваSi: Типичный неметалл, инертен.
Как восстановитель:
1) С кислородом Si 0 +O 2 →Si +4 O 2
2) С фтором (без нагревания)Si 0 +2F 2 →SiF 4
3) С углеродомSi 0 + C→Si +4 C(SiC – карборунд)
5) С кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот: 3Si+4HNO 3 +18HF→3H 2 +4NO+8H 2 O
6) Со щелочами (при нагревании):Si 0 +2NaOH+H 2 O→Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2
Как окислитель:
7) С металлами (образуются силициды):Si + 2Mg→Mg 2 Si -4
Химические свойства С: Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.
Восстановительные свойства
1)с кислородом: C 0 + O 2 →CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:
2C 0 +O 2 →2C +2 O угарный газ
2) со фтором: С+2F 2 →CF 4
3) с водяным паром: C 0 +H 2 O→С +2 O +H 2 водяной газ
4) с оксидами металлов: C 0 +2CuO→2Cu + C +4 O 2
5) с кислотами – окислителями:C 0 +2H 2 SO 4(конц.) →С +4 O 2 +2SO 2 +2H 2 O
С 0 +4HNO 3 (конц.)→С +4 O 2 +4NO 2 +2H 2 O
Окислительные свойства
6) с некоторыми металлами образует карбиды: 4Al+3C→Al 4 C 3
Ca+2C→CaC 2 -4
7)с водородом: C 0 +2H 2 →CH 4
Углерод относится к макроэлементам. Входит в состав все тканей и клеток в форме белков, жиров, углеводов, витаминов, гормонов. Кремний оносится к микроэлементам. Он содержится в печени, надпочечниках, волосах, хрусталике, в коже, хрящах. Германий относится к микроэлементам. Соединения германия усиливают кроветворение в костном мозге. Олово относится к микроэлементам. В мед применяется для изготовления пломб. Олова фторид как ср-во против кариеса. Свинец в мед применяется как вяжущее средство.
Общая хар-ка элементов V А группы. Химические св-ва. Окислительно-восстановительные и кислотно-основные св-ва азота, фосфора, мышьяка. Биологическая роль N,F,As. Химические основы применения в мед и фарм аммиака, оксида азота (1), нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, Sb и Bi.
Подгруппу азота составляют элементы: N,F,Sb,As,Bi. Это р-элементы. На внешнем энергетическом уровне имеют по 5 ns 2 np 3 . Поэтому высшая СО +5, низшая -3, хар-на и +3. В возбужденном состоянии у всех элементов валентность равна 3, в возбужденном состоянии, кроме азота, 5. С водородом образуют соединения типа RH 3 . В этих соединения связи элементов с водородом более прочные, поэтому водородные соединения в водных р-рах не образуют ионов водорода. С кислородом эти элементы образуют оксиды общей формулой R 2 О 3 и R 2 О 5 . Кислотные св-ва оксидов ум-ся с ростом порядкового № и убывают неМе св-ва, а Ме усил-ся.
В хим соединениях азот м.б. и окислителем и восстановителем .
Как окисл-ль: с водородом и Ме: N 2 +3H 2 ↔2NH 3 N 2 +3Ca=Ca 3 N 2
Как восст-ль: с килородом и фтором: N 2 +О 2 ↔2NO N 2 +3F 2 =2NF 3
В хим соединениях фосфор м.б. и окислителем и восст-ем:
Как окисл-ль: с Ме с образованием фосфидов: 2Р+3Са=Са 3 Р 2
Как восст-ль: с О 2 , S, галогенами; при этом в зависимости от условий могут образовываться соединения фосфора (3) и(5). При медленном окислении: 4Р+3О 2 =2Р 2 О 3 ; при сгорании: 4Р+5О 2 =2Р 2 О 5
2Р+5Cl 2(изб) =2РCl 5 2Р+3Cl 2(недост) =2РCl 3
2Р+5S (изб) =Р 2 S 5 2Р+3S (недост) =Р 2 S 3
С йодом образует только PI 3 .
Азот-составная часть аминок-т, белко, витаминов, гормонов.
Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4) 3 ·Ca(OH) 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D.Мышьяк в малых дозах канцерогенен, его использование в качестве лекарства, улучшающего кровь.Сурьма и висмут относятся к микроэлементам. Постоянно присутствуют в живых организмах, физиологическая и биохимическая роль не выяснена.
Общая хар-ка элементов VI А группы. Кислород. Химическая активность молекулярного кислорода. Классификация кислородных соединений и их общие свойства. Биологическая роль кислорода. Химические основы применения озона и кислорода, а также соединений кислорода в мед и фармации.
В главной подгруппе 6 группы находятся элементы: О,S,Se,Te,Po. Эти элементы имеют общее название «халькогены». Первые 4 из них имеют неМе хар-ер.Халькогены при обычных условиях образуют простые в-ва: О 2 -безцв. газ, S-тв кристалл в-во желтого цвета, Se,Te,Po-тв в-ва с метал блеском. В подгруппе сверху вниз с увеличением заряда ядра закономерно изменяются св-ва элементов: уменьшается их неМе хар-ер и усил-ся Ме св-ва. На внешнем электронном слое содержат 6 (ns 2 np 4). Имеются 2 неспаренных поэтому хар-на валентность 2.
Кислород-элемент с порядковым № 8, относительной атомной массой 16. Находится во втором периоде, в главной подгруппе 6 группы. В большинстве своих соединений имеет СО -2. В пероксидах водорода и Ме -1. +2 проявляет в единственном соединении с F (тк ЭО фтора>ЭО кислорода).
Химические св-ва кислорода:
Сильный окислитель, взаим-ет, практически, со всеми элементами, образуя оксиды соСО −2: 4Li + O 2 → 2Li 2 O2Sr + O 2 → 2SrO
Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной СО:2NO + O 2 → 2NO 2
Окисляет многие орг соединений:CH 3 CH 2 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O
Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.
Кислород образует пероксиды со СО −1.2Na + O 2 → Na 2 O 2
Некоторые оксиды поглощают кислород:2BaO + O 2 → 2BaO 2
K, Rb и Cs реагируют с О 2 с обр надпероксидов:K + O 2 → KO 2
Фториды кислорода: Дифторид кислорода, OF 2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O
Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O 2 F 2 , нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 C.Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O 3 F 2 , О 4 F 2 , О 5 F 2 и О 6 F 2 .
В медицине кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т.д.
При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15 O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.
Сера. Общая характеристика. Физические и химические свойства. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений серы. Химические основы применения соединений S её соединения в мед и фарм.
Сера-элемент, находящийся в главной подгруппе 6 группы, в з периоде.Порядковый №16,заряд атома=+16.Отн-ная атомная m=32.
Физические свойства : Известны 3 аллотропные модификации серы: ромбическая,моноклиничекая, пластичекая. Наиболее устойчивая ромбическая S 8 . Именно в таком виде она встречается в природе. Ромбическая сера- тв кристалл в-во, желтого цвета, не раств-ся в воде. Хорошо раст-ся в сероуглероде СS 2 и некоторых др орг р-лях.
Химические свойства : Сера- типичный активный неМе. Реагирует с простыми и сложными в-вами. В хим р-ях может быть окисл-ем (S 2-) и восст-ем (S 2+ ,S 4+ ,S 6+).
1.С простыми в-вами:
Какокислитель (сМе, C,Р,Н):2Na+S=Na 2 S
C+2S=CS 2 2Р+3S=P 2 S 3 H 2 +S↔H 2 S
Каквосстановитель (сО 2 ,Сl,F): S+O 2 =SO 2
2S+Cl 2 =S 2 Cl 2 S+3F 2 =SF 6
2.Со сложными в-вами:
Как восстановитель (с кислотами-оксислителями: HNO 3 ,H 2 SO 4):S+6HNO 3 (конц.) =H 2 SO 4 +6NO 2 +2H 2 O
S+2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O
Проявляя свойства и окислителя и восстановителя, вступает в р-ции дипропорционирования ср-рами щелочей при t: 3S+6KOH=K 2 SO 3 +2K 2 S+3H 2 O Sº+2 →S -2 Sº-4 →S +4
Сероводород Н 2 S : безцветный газ с неприятным запахом, ядовит.
В воде Н 2 S мало растворим, водный р-р H 2 S является очень сл- к-той:H 2 S→HS − +H +
Реагирует с основаниями:
H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O (обычная соль, при избытке NaOH)
H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O (кислая соль, при отношении 1:1)
Н 2 S- сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:
2H 2 S + ЗО 2 = 2Н 2 О + 2SO 2
при недостатке кислорода:
2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O (промышленный способ получения серы).
Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в р-ах обр0ся свободная S или SO 4 2- , например:
3H 2 S + 4HClO 3 = 3H 2 SO 4 + 4HCl
2H 2 S + SO 2 = 2Н 2 О + 3S H 2 S + I 2 = 2HI + S
Сера входит в состав белков, аминокислот, гормонов, витаминов. Содержится в каротине волос, костях, нервной ткани.
Галогены
Галогены-химические элементы главной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены - энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F − , Сl − , Вr − , I − уменьшается. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I , астат At.
Фтор-зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и реакционоспособен.
Хлор- зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).
Бром- красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.
Йод- фиолетово-чёрные кристаллы. как пушинка возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.
Астат- очень радиоактивен, поэтому о нём мало известно.
Физические свойства галогенов :энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно.От хлора к йоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с ув. атомного радиуса.
Химические свойства галогенов :Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор - самый активный из галогенов, реагирует со всеми Ме без исключения, выделяя большое количество теплоты:
2Аl + 3F 2 = 2АlF 3 + 2989 кДж,
Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H 2 , S, С, Si, Р): Н 2 + F 2 = 2НF
при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами: Хе + F 2 = ХеF 2 + 152 кДж.
Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: 3F 2 + ЗН 2 О = F 2 О + 4НF + Н 2 О 2 .
Свободный хлор реагирует со всеми простыми в-вами, за исключением О 2 , N и благородных газов: Н 2 + Сl 2 = 2НСl(г)
Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами:
СН 3 -СН 3 + Сl 2 → СН 3 -СН 2 Сl + НСl
Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:Сl 2 + 2НВr = 2НСl + Вr 2 ,
Обратимо реагирует с водой:Сl 2 + Н 2 О = НСl + НСlO - 25 кДж.
Общая характеристика элементов главной подгруппы IV группы Общая электронная формула. . . ns 2 p 2. Элементы имеют четыре валентных электрона. В своих соединениях могут проявлять степени окисления от +4 до -4. В подгруппе наблюдается резкое изменение свойств элементов: углерод и кремний типичные неметаллы, германий - полуметалл, олово и свинец – металлы. С возрастанием радиуса атома от углерода к свинцу металлические свойства усиливаются, и более характерной становится низшая степень окисления. Для C, Si, Ge характерной является степень окисления +4. Для Sn и Pb +2. Устойчивые водородные соединения имеет только углерод, для свинца водородные соединения неизвестны.
Углерод Природные соединения Входит в состав многих минералов, органических соединений и встречается в свободном состоянии (алмаз, графит, уголь). Известны четыре аллотропные модификации углерода: алмаз, графит, карбин, фуллерен C 60. Его следующим устойчивым гомологом является C 70, за которым следуют C 76, C 78 , C 82, C 84, C 90, C 94, C 96 и т. д C 540. В основе строения их молекул лежит одно из следствий теоремы Эйлера, которое говорит о том, что для выстилания сферической поверхности необходимо n шестиугольников и 12 пятиугольников, за исключением n = 1. Графит – черный, мягкий Алмаз – бесцветный, прозрачный, очень твердый. Алмаз имеет тетраэдрическую кристаллическую решетку, кристаллическая решетка графита – многоплоскостная структура. Мелкодисперсный графит (сажа) носит название аморфный углерод. Из графита так же можно получить алмаз путем нагревания графита до 1500 – 2000 С под давлением до 500 тыс. атм.
Химические свойства 1. Углерод достаточно инертен. При нагревании до 800 – 900 С вступает в реакции с неметаллами и металлами: 2 C + N 2 = C 2 N 2 (циан или дициан) C + Si = Si. C (карборунд); C + O 2 = CO 2 3 C + 4 Al = Al 4 C 3 (карбид алюминия) C + 2 S = CS 2 (сероуглерод) 2. С кислородом углерод образует два оксида (CO и CO 2). СО - оксид двухвалентного углерода (угарный газ): без цвета и запаха, ядовит, получается при неполном сгорании угля. В лабораторных условиях можно получить обезвоживанием муравьиной кислоты серной кислотой.
СО – хороший восстановитель и используется для получения металлов из оксидов: Cu. O + CO = Cu + CO 2 СО легко вступает в реакции присоединения: CO + Cl 2 = COCl 2 (фосген) CO + S = COS (тиооксид углерода) Молекулы СО – могут выступать в роли лигандов в карбонильных комплексах: Ni + 4 CO = Карбонильные комплексы - ядовитые жидкости; широко используются для получения чистых металлов.
При температуре 1000 С с аммиаком образует карбамид (мочевина): СO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2)2 + H 2 O + СО 2 СO 2 является кислотным оксидом угольной кислоты: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 кислота очень слабая и нестойкая. Кислые соли (гидрокарбонаты) можно получить по реакции: Ca. CO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3)2 Соли (кроме солей щелочных металлов) угольной кислоты термически нестойки: Zn. CO 3 = Zn. O + CO 2
3. При пропускании через раскаленный уголь паров серы образуется маслянистая жидкость сероуглерод CS 2 CS 2 - является ангидридом тиоугольной кислоты, которая получается косвенным путем: CS 2 + Na 2 S = Na 2 CS 3 Na 2 CS 3 + 2 HCl = H 2 CS 3 + 2 Na. Cl Эта кислота является исходным веществом для получения монотиоугольной кислоты H 2 CO 2 S и дитиоугольной кислоты H 2 CO 2 S 2, которые используются для получения искусственного шелка. 4. С азотом углерод образует дициан, газ с запахом миндаля, хорошо растворимый в воде: 2 C + N 2 = (CN)2; (CN)2 + 4 H 2 O = (NH 4)2 C 2 O 4 При взаимодействии дициана со щелочами образуются два ряда солей цианиды и цианаты: (CN)2 + 2 KOH = KCN + KNCO + H 2 O KCN – соль цианистоводородной кислоты (цианид калия), KNCO – соль циановой кислоты (цианат калия).
5. При взаимодействии углерода с металлами образуются карбиды – состава Me 2 C 2, Me 4 C 3, Me 3 C, которые делятся на неразлагаемые и разлагаемые: Ca. C 2 + 2 H 2 O = Ca(OH)2 + C 2 H 2 Al 4 C 3 + 12 HCl = 4 Al. Cl 3 + 3 CH 4 Mn 3 C + 6 H 2 O = 3 Mn(OH)2 + CH 4 + H 2
ПРИМЕНЕНИЕ Смешанные галогениды CCl 2 F 2, CCl 3 F, CBr 3 F называются фреонами и используются в качестве хладагентов в холодильной технике. Применение СО 2: как инертная атмосфера при сварке металлов; в пищевой промышленности. Na. HCO 3, NH 4 HCO 3 – в хлебопекарном производстве. Na 2 CO 3, Ca. CO 3 - в производстве моющих средств, стекла.
Кремний Кремний в природе содержится во многих минералах в виде оксида Si. O 2, из которого элементарный кремний можно получить восстановлением магнием или углеродом. В чистом виде кремний тверд, хрупок, имеет алмазоподобную структуру. Различают аморфный и кристаллический кремний.
Химические свойства 1. Кремний очень инертен. При высоких температурах взаимодействует с фтором, углеродом, некоторыми металлами: Si + 2 F 2 = Si. F 4; Si + C = Si. C (карборунд); Si + 2 Mg = Mg 2 Si (силицид). 2. Хорошо растворяется в щелочах и плавиковой кислоте: Si + 4 Na. OH = Na 4 Si. O 4 + 2 H 2 Si + 4 HF = Si. F 4 + 2 H 2 Si. F 4 + 2 HF = H 2 3. Оксид кремния полимер, Si. O 2 образует многочисленные поликремниевые кислоты. Растворяется в плавиковой кислоте и щелочах: Si. O 2 + 4 HF = Si. F 4 + 2 H 2 O
4. Непосредственно с водородом кремний не взаимодействует, поэтому водородные соединения (силаны) получают из силицидов: Mg 2 Si + 4 HCl = 2 Mg. Cl 2 + Si. H 4 (моносилан) Силаны могут быть различного состава Si 2 H 6, Si 3 H 8, Si 6 H 14 , . . . Это сильные восстановители, химически очень активны, на воздухе самовоспламеняются: Si. H 4 + 2 O 2 = Si. O 2 + 2 H 2 O
Применение Si. O 2 - твердое вещество с температурой плавления 1715 С. Идет на изготовление химической посуды, кварцевых ламп и т. п. Na 2 Si. O 3 – силикат натрия (жидкое стекло, конторский клей) Кристаллический кремний - подложка, основа полупроводниковых приборов. При прокаливании кремневой кислоты образуется Si. O 2 в виде аморфного соединения, носит название “силикагель” и используется в качестве поглотителя влаги.
Германий, олово, свинец. Природные соединения Sn. O 2 – кассеперит, Pb. S – свинцовый блеск. Германий собственных руд не имеет, встречается с рудами цинка, олова, свинца. Олово и свинец получают пирометаллургическим способом: олово - восстановлением углеродом из оксида, свинец - обжигом сульфида в кислороде, и восстановлением оксидом углерода (II) до металла. Германий получают более сложным способом: вначале получают четыреххлористый германий Ge. Cl 4 Ge. Cl 4 + H 2 O = Ge. O 2 + 4 HCl Ge. O 2 + 2 H 2 = Ge + 2 H 2 O
Германий и олово – белые блестящие металлы на воздухе окисляются слабо. Свинец – серого цвета за счет пленки оксида. Олово полиморфно. При температуре > +13 С устойчива βмодификация. С понижением температуры βолово переходит в α- модификацию. Этот переход начинается при +13 С и очень быстро протекает при -33 С, в результате олово превращается в порошок. Это явление носит название “оловянная чума”.
Химические свойства 1. При нагревании реагируют с неметаллами. 2 Pb + O 2 = 2 Pb. O; Ge + 2 S = Ge. S 2; Sn + 2 Cl 2 = Sn. Cl 4 3. Германий и олово с водой не взаимодействуют. Свинец медленно растворяется в воде: 2 Pb + O 2 + 2 H 2 O = 2 Pb(OH)2 4. В ряду активности Ge стоит между Cu и Ag, т. е. после водорода, а Sn и Pb до водорода. Олово слабо вытесняет водород: Sn + H 2 SO 4 (pазб) = Sn. SO 4 + H 2 Аналогичные реакции со свинцом практически не идут, т. к. Pb. Cl 2 и Pb. SO 4 плохо растворимы.
Свинец и олово взаимодействуют аналогично (в концентрированной cвинец пассивируется): 3 Pb + 8 HNO 3 (разб) = 3 Pb(NO 3)2 + 2 NO + 4 H 2 O Олово и германий взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой: Sn + 4 HNO 3 = H 2 Sn. O 3 + 4 NO 2 + H 2 O 5. Все три элемента взаимодействуют со щелочами (германий в присутствии окислителя): Sn + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 Ge + 2 Na. OH + 2 H 2 O 2 = Na 2
Применение Ge – как полупроводниковый материал, Sn и Pb в основном в виде сплавов (бронзы, баббиты), Sn – в качестве защитного покрытия от коррозии, Pb 3 O 4 – как краситель, Pb(C 2 H 5)4 (тетраэтилсвинец) – добавка в бензин (антидетонатор).
Элементы побочной подгруппы IV группы -. В природе встречаются в виде минералов: Fe. Ti. O 3 – ильменит, Ti. O 2 – рутил, Zr. Si. O 4 – циркон. Hf своих руд не имеет, встречается в рудах циркония, железа, марганца. Ti получают пирометаллургическим способом из Ti. Cl 4 или Ti. O 2: Ti. O 2 + 2 Mg = Ti + 2 Mg. O Очистка титана от примесей обычно проводится газотранспортным методом: Ti + 2 J 2 → Ti. J 4 → Ti + 2 J 2 Цирконий и гафний получают электролизом расплавов их солей.
Чистые металлы вязкие, ударопрочные, с высокими температурами плавления (Ti – 1700 С, Zr – 1900 С, Hf – 2200 С). Ti относится к легким металлам, плотность его 4, 5 г/см 3. Химически наиболее активен титан. Цирконий и гафний менее активны.
Химические свойства 1. Характерные степени окисления в соединениях для Ti +4, +3; для Zr и Hf +4. При нагревании все три элемента активно взаимодействуют с различными неметаллами: Zr + C = Zr. C; Hf + 2 S = Hf. S 2; 2 Ti + N 2 = 2 Ti. N; Ti + 2 Cl 2 = Ti. Cl 4 2. С кислотами Ti, Zr и Hf взаимодействуют плохо. Лишь титан растворяется в азотной кислоте: Ti + 4 HNO 3 = H 2 Ti. O 3 + 4 NO 2 + H 2 O
Цирконий и гафний взаимодействуют только с “царской водкой”: 3 Hf + 18 HCl + 4 HNO 3 = 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O 3. Оксиды Ti. O 2 – амфотерный, Zr. O 2 – слабоамфотерный, Hf. O 2 – основный. 4. При взаимодействии с серной кислотой оксиды образуют соответствующие сульфаты, которые быстро гидролизуются до сульфата титанила, цирконила, гафнила: Ti. O 2 + 2 H 2 SO 4 = Ti(SO 4)2 + 2 H 2 O Ti(SO 4)2 + H 2 O = Ti. OSO 4 + H 2 SO 4 У амфотерного Ti. O 2 более выражена кислотная функция. Соответствующая ему метатитановая кислота H 2 Ti. O 3 существует в двух модификациях α и β. Общая формула титановых кислот x. Ti. O 2 · y. H 2 O.
Применение Титан – третий по значимости (после железа и алюминия) конструкционный материал. Титан применяется в виде сплавов в корабле, ракето-, машиностроении. Цирконий и гафний применяются в ядерном реакторостроении (цирконий для оболочек тепловыделяющих элементов, гафний – регулирующие стержни для поглощения нейтронов при работе реактора).
Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) элементы 4 группы главной подгруппы ПСЭ. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns 2 np 2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и кремний – неметаллы; германий, олово, свинец амфотерные металлы. Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: -4, 0, +2, +4.
Высшие оксиды углерода и кремния (С0 2, Si0 2) обладают кислотными свойствами, оксиды остальных элементов подгруппы - амфотерны (Ge0 2, Sn0 2, Pb0 2). Угольная и кремниевая кислоты (Н 2 СО 3, H 2 SiO 3) слабые кислоты. Гидроксиды германия, олова и свинца амфотерны, проявляют слабые кислотные и основные свойства: H 2 GeO 3 = Ge(OH) 4, H 2 SnO 3 = Sn(ОН) 4, Н 2 РЬО 3 = Pb(OH) 4. Водородные соединения: СН 4 ; SiH 4, GeH 4. SnH 4, PbH 4. Метан CH 4 прочное соединение, силан SiH 4 - менее прочное соединение, остальные же неустойчивые
Углерод Нахождение в природе Среди множества химических элементов, без которых невозможно существование жизни на Земле, углерод является главным. Более 99% углерода в атмосфере содержится в виде углекислого газа. Элементарный углерод присутствует в атмосфере в малых количествах в виде графита и алмаза, а в почве - в форме древесного угля.
Алмаз. Алмаз - самое твердое природное вещество. Кристаллы алмазов высоко ценятся и как технический материал, и как драгоценное украшение. Хорошо отшлифованный алмаз - бриллиант. Преломляя лучи света, он сверкает чистыми, яркими цветами радуги. Самый крупный из когда-либо найденных алмазов весит 602 г, имеет длину 11 см, ширину 5 см, высоту 6 см. Этот алмаз был найден в 1905 г и носит имя «Кэллиан». Рис. Модель решетки алмаза.
Аморфный углерод Сорта: 1. Сажа – используется для изготовления типографской краски, картриджей, резины, косметической туши и т. д. 2. Кокс – в доменных печах при выплавке чугуна. 3. Древесный уголь – в качестве топлива, при выплавке цветных металлов, очистки от примесей.
Угольная кислота Угольная кислота́ слабая двухосновная кислота. В чистом виде не выделена. Образуется в малых количествах при растворении углекислого газа в воде, в том числе и углекислого газа из воздуха. Образует ряд устойчивых неорганических и органических производных: соли (карбонаты и гидрокарбонаты), сложные эфиры, амиды и др.
При нагревании до 400 – С кремний реагирует с кислородом с образованием диоксида кремния: Si + O 2 Si + O 2
Оксид кремния (IV) Кристаллы белого цвета, t пл °C, обладают высокой твёрдостью и прочностью твёрдостьюпрочностьютвёрдостьюпрочностью
Соли кремниевой кислоты Силикаты Силикаты Растворимыми являются только соли щелочных металлов, остальные образуют нерастворимые или вообще не образуют солей(Al +3, Cr +3, Ag +). Растворимыми являются только соли щелочных металлов, остальные образуют нерастворимые или вообще не образуют солей(Al +3, Cr +3, Ag +).
