Обща характеристика на елементите от iva групата. Въглерод и силиций

Ключови думирезюме: въглерод, силиций, елементи от IVA група, свойства на елементите, диамант, графит, карбин, фулерен.

Елементите от IV група са въглерод, силиций, германий, калай и олово. Нека разгледаме по-отблизо свойствата на въглерода и силиция. Таблицата показва най-важните характеристикитези елементи.

В почти всички техни съединения, въглерод и силиций четиривалентен , техните атоми са във възбудено състояние. Конфигурацията на валентния слой на въглероден атом се променя, когато атомът е възбуден:

Конфигурацията на валентния слой на силициевия атом се променя по подобен начин:

Външното енергийно ниво на въглеродните и силициевите атоми съдържа 4 несдвоени електрона. Радиусът на силициевия атом е по-голям, има свободни петна върху валентния му слой. 3 д-орбитали, това причинява разлики в природата на връзките, които образуват силициевите атоми.

Степените на окисление на въглерода варират в диапазона от –4 до +4.

Характерна особеност на въглерода е способността му да образува вериги: въглеродните атоми се свързват един с друг и образуват стабилни съединения. Подобни силициеви съединения са нестабилни. Способността на въглерода да образува вериги определя съществуването на огромен брой органични съединения .

ДА СЕ неорганични съединения въглеродът включва неговите оксиди, въглеродна киселина, карбонати и бикарбонати, карбиди. Останалите въглеродни съединения са органични.

Въглеродният елемент се характеризира с алотропия, неговите алотропни модификации са диамант, графит, карбин, фулерен. Вече са известни и други алотропни модификации на въглерода.

ВъглищаИ саждиможе да се разглежда като аморфенразновидности на графит.

Силицият образува просто вещество - кристален силиций. Има аморфен силиций - бял прах (без примеси).

Свойствата на диаманта, графита и кристалния силиций са дадени в таблицата.

Причината за очевидните разлики във физичните свойства на графита и диаманта се дължи на различни структурата на кристалната решетка . В диамантен кристал се образува всеки въглероден атом (с изключение на тези на повърхността на кристала). четириравни силни връзки със съседните въглеродни атоми. Тези връзки са насочени към върховете на тетраедъра (както в молекулата CH4). Така в диамантен кристал всеки въглероден атом е заобиколен от четири същите атома, разположени във върховете на тетраедъра. Симетрията и силата на C–C връзките в диамантен кристал определят изключителната му здравина и липсата на електронна проводимост.

IN графитен кристал Всеки въглероден атом образува три силни еквивалентни връзки със съседни въглеродни атоми в същата равнина под ъгъл от 120°. В тази равнина се образува слой, състоящ се от плоски шестчленни пръстени.

Освен това всеки въглероден атом има един несдвоен електрон. Тези електрони образуват общ електронна система. Връзката между слоевете се дължи на относително слаби междумолекулни сили. Слоевете са разположени един спрямо друг по такъв начин, че въглеродният атом на единия слой е разположен над центъра на шестоъгълника на другия слой. Дължината на C–C връзката вътре в слоя е 0,142 nm, разстоянието между слоевете е 0,335 nm. В резултат на това връзките между слоевете са много по-слаби от връзките между атомите в слоя. Това определя свойства на графита: мека е, лесно се ексфолира, има сив цвяти метален блясък, електропроводим и химически по-реактивен от диаманта. На фигурата са показани модели на кристални решетки от диамант и графит.

Възможно ли е графитът да се превърне в диамант? Този процес може да се проведе при тежки условия - при налягане от приблизително 5000 MPa и при температури от 1500 °C до 3000 °C за няколко часа в присъствието на катализатори (Ni). По-голямата част от продуктите са малки кристали (от 1 до няколко mm) и диамантен прах.

Карбин– алотропна модификация на въглерода, при която въглеродните атоми образуват линейни вериги от типа:

–С≡С–С≡С–С≡С–(α-карбин, полиин) или =C=C=C=C=C=C=(β-карбин, полиен)

Разстоянието между тези вериги е по-малко, отколкото между графитните слоеве поради по-силните междумолекулни взаимодействия.

Карбинът е черен прах и е полупроводник. Химически е по-активен от графита.

Фулерен– алотропна модификация на въглерод, образуван от молекули C60, C70 или C84. На сферичната повърхност на молекулата C60 въглеродните атоми са разположени във върховете на 20 правилни шестоъгълника и 12 правилни петоъгълника. Всички фулерени са затворени структури от въглеродни атоми. Фулереновите кристали са вещества с молекулярна структура.

Силиций.Има само една стабилна алотропна модификация на силиций, кристална клеткакойто е като решетка на диамант. Силицият е твърд, огнеупорен ( T° pl = 1412 ° C), много крехко вещество с тъмносив цвят с метален блясък, при стандартни условия е полупроводник.

16.1. основни характеристикиелементи от IIIA, IVA и VA групи

Съставът на тези три групи от естествената система от елементи е показан на фигура 16.1. Тук са дадени и стойностите на орбиталните радиуси на атомите (в ангстрьоми). Именно в тези групи границата между елементите, образуващи метали (орбитален радиус по-голям от 1,1 ангстрьома) и елементите, образуващи неметали (орбитален радиус по-малък от 1,1 ангстрьома), е най-ясно видима. На фигурата тази граница е показана с двойна линия. Не трябва да забравяме, че тази граница все още е произволна: алуминият, галият, калайът, оловото и антимонът със сигурност са амфотерни метали, но борът, германият и арсенът също показват някои признаци на амфотерност.
От атомите на елементите от тези три групи най-често в земната кора се срещат: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) и N (w = 0,030%). Това са тези, които ще срещнете в тази глава.
Общи валентни електронни формули на атоми от елементи от група IIIA - ns 2 н.п. 1, IVA група – ns 2 н.п. 2, VA групи – ns 2 н.п. 3 . По-високи степениокисленията са равни на номера на групата. Междинните са с 2 по-малко.
Всички прости вещества, образувани от атомите на тези елементи (с изключение на азота), са твърди. Много елементи се характеризират с алотропия (B, C, Sn, P, As). Има само три стабилни молекулни вещества: азот N2, бял фосфор P4 и жълт арсен As4.

Неметалните елементи от тези три групи са склонни да образуват молекулни водородни съединения с ковалентни връзки. Освен това въглеродът има толкова много от тях, че въглеводородите и техните производни се изучават от отделна наука - органична химия. Вторият по големина брой водородни съединения сред тези елементи е борът. Борохидридите (бораните) са многобройни и сложни по структура, така че химията на борохидридите също се е превърнала в отделен клон на химията. Силицият образува само 8 водородни съединения (силани), азотът и фосфорът - по две, останалите - по едно водородно съединение. Молекулни формули на най-простите водородни съединения и техните имена:

Съставът на висшите оксиди съответства на най-високата степен на окисление, равна на номера на групата. Видът на висшите оксиди във всяка група постепенно се променя с увеличаване на атомния номер от киселинни към амфотерни или основни.

Киселинно-алкалният характер на хидроксидите е много разнообразен. И така, HNO3 е силна киселина, а TlOH е основа.

1. Съставете съкратени електронни формули и енергийни диаграми на атоми на елементи от групи IIIA, IVA и VA. Посочете външните и валентните електрони.

Азотният атом има три несдвоени електрона, така че чрез обменния механизъм той може да образува три ковалентни връзки. Той може да образува друга ковалентна връзка чрез донорно-акцепторния механизъм, при който азотният атом придобива положителен формален заряд от +1 д. По този начин максималният азот е петвалентен, но максималната му ковалентност е четири (това обяснява често срещаното твърдение, че азотът не може да бъде петвалентен)
Почти целият земен азот се намира в атмосферата на нашата планета. Значително по-малка част от азота присъства в литосферата под формата на нитрати. Азотът е част от органичните съединения, съдържащи се във всички организми и в продуктите на тяхното разлагане.
Азотът образува единствената простомолекулярно вещество N 2 с двуатомна тройна връзка в молекулата (фиг. 16.2). Енергията на тази връзка е 945 kJ/mol, което надвишава стойностите на други енергии на връзката (виж таблица 21). Това обяснява инертността на азота при обикновени температури. Според физическите си характеристики азотът е безцветен газ без мирис, познат ни от раждането (три четвърти от земната атмосфера се състои от азот). Азотът е слабо разтворим във вода.

Азотът образува две водородни съединения: амоняк NH 3 и хидразин N 2 H 6:

Амонякът е безцветен газ с остра, задушлива миризма. Небрежното вдишване на концентрирани амонячни пари може да причини спазми и задушаване. Амонякът е много разтворим във вода, което се обяснява с образуването на четири водородни връзки с водни молекули от всяка молекула амоняк.

Молекулата на амоняка е основна частица (вижте Приложение 14). Приемайки протон, той се превръща в амониев йон. Реакцията може да протече както във воден разтвор, така и в газова фаза:

NH3 + H2O NH4 + OH (в разтвор);
NH3 + H3O B = NH4 + H2O (в разтвор);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (в газовата фаза).

Водните разтвори на амоняк са достатъчно алкални, за да утаят неразтворимите хидроксиди, но не са достатъчно алкални, за да могат амфотерните хидроксиди да се разтворят в тях, за да образуват хидроксо комплекси. Следователно разтворът на амоняк е удобен за използване за получаване на амфотерни хидроксиди стр-елементи: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2 и др., например:

Pb 2 + 2NH 3 + 2H 2 O = Pb(OH) 2 + 2NH 4.

При запалване във въздуха амонякът изгаря, образувайки азот и вода; когато взаимодейства с кислород в присъствието на катализатор (Pt), той се окислява обратимо до азотен оксид:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (без катализатор),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (с катализатор).

При нагряване амонякът може да редуцира оксидите на не много активни метали, например мед:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

Амониевите соли по своите свойства (с изключение на термичната стабилност) са подобни на солите алкални метали. като последния, почти всички от тях са разтворими във вода, но тъй като амониевият йон е слаба киселина, те се хидролизират при катиона. При нагряване амониевите соли се разлагат:

NH4CI = NH3 + HCI;
(NH4)2SO4 = NH4HSO4 + NH3;
(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 + H2O;
NH4HS = NH3 + H2S;
NH4NO3 = N20 + 2H20;
NH4NO2 = N2 + 2H20;
(NH4)2HPO4 = NH3 + (NH4)H2PO4;
(NH4)H2PO4 = NH4PO3 + H2O.

Азотът в различни степени на окисление образува пет оксиди: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 и N 2 O 5.
Най-стабилният от тях е азотният диоксид. Това е кафяв отровен газ с неприятна миризма. Реагира с вода:

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.

При алкален разтвор реакцията протича с образуването на нитрат и нитрит.
N 2 O и NO са несолеобразуващи оксиди.
N 2 O 3 и N 2 O 5 са ​​киселинни оксиди. Реагирайки с вода, те съответно образуват разтвори на азотна и азотна киселина.

Азотната оксокиселина в степен на окисление +III е азотиста киселина HNO 2. Това е слаба киселина, чиито молекули съществуват само във воден разтвор. Солите му са нитрити. Азотът в азотистата киселина и нитритите лесно се окислява до степен на окисление +V.

За разлика от азотната киселина, азотната киселина HNO 3 е силна киселина. Структурата на неговата молекула може да се изрази по два начина:

Азотната киселина се смесва с вода във всички отношения, като напълно реагира с нея в разредени разтвори:

HNO3 + H2O = H3O + NO3

Азотната киселина и нейните разтвори са силни окислители. Когато азотната киселина се разрежда, нейната окислителна активност намалява. В разтвори на азотна киселина с всякаква концентрация окислителните атоми са предимно азотни атоми, а не водород. Следователно, по време на окисление с азотна киселина различни веществаАко се отделя водород, то е само като страничен продукт. В зависимост от концентрацията на киселината и редуциращата активност на другия реагент, реакционните продукти могат да бъдат NO 2, NO, N 2 O, N 2 и дори NH 4. Най-често се образува смес от газове, но в случая на концентрирана азотна киселина се отделя само азотен диоксид:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3FeS + 30HNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 27NO2 + 15H2O

В случай на разредена азотна киселина най-често се отделя азотен оксид:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3H 2 S + 2HNO 3 = 2NO + 4H 2 O + 3S

В случай на много разредена азотна киселина, реагираща със силен редуциращ агент (Mg, Al, Zn), се образуват амониеви йони:

4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Тези метали, които се пасивират от концентрирана сярна киселина, се пасивират и от концентрирана азотна киселина.
Солите на азотната киселина - нитратите - са термично нестабилни съединения. При нагряване те се разлагат:
2KNO3 = 2KNO2 + O2;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.

1. Напишете описателни уравнения за реакциите, дадени в текста на параграфа.
2. Съставете уравнения на реакцията, които характеризират Химични свойстваа) амоняк, б) азотна киселина, в) цинков нитрат.
Химични свойства на амоняка и азотната киселина.

За разлика от азотния атом, атомфосфорът може да образува пет ковалентни връзки чрез обменен механизъм. Традиционното обяснение за това се свежда до възможността за възбуждане на едно от 3 с-електрони и преминаването му в 3 д-подниво.
Елементът фосфор образува доста голямо количество алотропни модификации. От тях три модификации са най-стабилни: бял фосфор, червен фосфор и черен фосфор. Белият фосфор е восъчно, токсично вещество, склонно към спонтанно запалване във въздуха, състоящо се от молекули P4. Червеният фосфор е немолекулно, по-малко активно вещество с тъмночервен цвят с доста сложна структура. Обикновено червеният фосфор винаги съдържа примес от бял, така че и белият, и червеният фосфор винаги се съхраняват под слой вода. Черният фосфор също е немолекулно вещество със сложна рамкова структура.
Молекулите на белия фосфор са тетраедрични, фосфорният атом в тях е тривалентен. Модел с топка и стик и структурна формулабели фосфорни молекули:

Структурата на червения фосфор може да бъде изразена със структурната формула:

Фосфорът се получава от калциев фосфат чрез нагряване с пясък и кокс:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

Фосфорът се характеризира най-вече със съединения със степен на окисление +V. Когато реагира с излишък от хлор, фосфорът образува пентахлорид. По време на изгарянето на всяка алотропна модификация на фосфора се образува излишък от кислород оксидфосфор (V):

4P + 5O2 = 2P2O5.

Има две модификации на фосфорен (V) оксид: немолекулна (с най-простата формула P 2 O 5) и молекулярна (с молекулна формула P 4 O 10). Фосфорният оксид обикновено е смес от тези вещества.

Този много хигроскопичен киселинен оксид, реагирайки с вода, образува последователно метафосфорна, дифосфорна и ортофосфорна киселина:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3, 2HPO 3 + H 2 O = H 4 P 2 O 7, H 4 P 2 O 7 + H 2 O = 2H 3 PO 4.

Ортофосфорен киселина(обикновено наричана просто фосфорна) е триосновна слаба киселина (вижте Приложение 13). Безцветен е кристално вещество, много разтворим във вода. При реакция със силни основи, в зависимост от съотношението на реагентите, образува три реда соли(ортофосфати, хидроортофосфати и дихидроген ортофосфати - обикновено префиксът "орто" се пропуска от имената им):

H3PO4 + OH = H2PO4 + H2O,
H 3 PO 4 + 2OH = HPO 4 2 + 2H 2 O,
H3PO4 + 3OH = PO43 + 3H2O.

Повечето средни фосфати (с изключение на соли на алкални елементи, различни от литий) са неразтворими във вода. Има значително повече разтворими кисели фосфати.
Фосфорната киселина се получава от естествен калциев фосфат чрез третирането му с излишък от сярна киселина. При различно съотношение на калциев фосфат и сярна киселина се образува смес от дихидроген фосфат и калциев сулфат, използвана в селското стопанство като минерален тор, наречен „прост суперфосфат“:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4.

От реакцията се получава по-ценният "двоен суперфосфат".

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 3.

Основното вещество на този минерален тор е калциев дихидрогенфосфат.

1. Съставете молекулни уравнения за реакции, за които йонните уравнения са дадени в текста на параграфа.
2. Запишете описателно уравнения за реакциите, дадени в текста на параграфа.
3. Създайте реакционни уравнения, характеризиращи химичните свойства на а) фосфор, б) фосфорен оксид (V), в) ортофосфорна киселина, г) натриев дихидроген фосфат.
Химични свойства на фосфорната киселина.

Въглеродът е основният компонентвсички организми. В природата има както прости вещества, образувани от въглерод (диамант, графит), така и съединения ( въглероден двуокис, различни карбонати, метан и други въглеводороди в природен газ и нефт). Масова частвъглеродът във въглищата достига 97%.
атомвъглеродът в основно състояние може да образува две ковалентни връзки чрез обменен механизъм, но при нормални условия такива съединения не се образуват. Когато въглероден атом влезе във възбудено състояние, той използва и четирите валентни електрона.
Въглеродът се образува доста алотропни модификации(виж Фиг. 16.2). Това са диамант, графит, карабин и различни фулерени.

Диамантът е много твърдо, безцветно, прозрачно кристално вещество. Диамантените кристали са изградени от въглеродни атоми в sp 3-хибридизирано състояние, образуващо пространствена рамка.
Графитът е доста меко кристално вещество със сиво-черен цвят. Графитните кристали се състоят от плоски слоеве, в които са разположени въглеродни атоми sp 2-хибридно състояние и образуват мрежи с шестоъгълни клетки.
Карбинът е безцветно вещество с влакнеста структура, състоящо се от линейни молекули, в които въглеродните атоми са разположени в sp-хибридно състояние (=C=C=C=C= или –C C–C C–).
Фулерените са молекулни алотропни модификации на въглерода с молекули С 60, С 80 и др. Молекулите на тези вещества са кухи мрежести сфери.
Всички модификации на въглерода проявяват редуциращи свойства в по-голяма степен от окислителните, например коксът (продукт от преработката на въглища; съдържа до 98% въглерод) се използва за намаляване на желязото от оксидни руди и редица други метали от техните оксиди :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (при висока температура).

Повечето въглеродни съединения се изучават в органичната химия, която ще изучавате в 10. и 11. клас.
IN неорганични веществастепен на окисление на въглерода +II и +IV. При тези степени на окисление на въглерода има две оксид.
Въглеродният окис (II) е безцветен, отровен газ без мирис. Тривиалното име е въглероден окис. Образува се при непълно изгаряне на гориво, съдържащо въглерод. За електронната структура на неговата молекула вижте страница 121. Според химичните свойства CO е несолеобразуващ оксид, при нагряване проявява редуциращи свойства (редуцира много оксиди на не много активни метали до метал).
Въглеродният окис (IV) е безцветен газ без мирис. Тривиалното име е въглероден диоксид. Киселинен оксид. Слабо разтворим във вода (физически), частично реагира с нея, образувайки въглища киселина H 2 CO 3 (молекулите на това вещество съществуват само в много разредени водни разтвори).
Въглеродната киселина е много слаба киселина (вижте Приложение 13), двуосновна, образува два реда соли(карбонати и бикарбонати). Повечето карбонати са неразтворими във вода. От хидрокарбонатите съществуват само хидрокарбонати на алкални метали и амоний като отделни вещества. И карбонатният йон, и бикарбонатният йон са основни частици, следователно и карбонатите, и бикарбонатите във водни разтвори претърпяват хидролиза при аниона.
От карбонати най-висока стойностимат натриев карбонат Na 2 CO 3 (сода, калцинирана сода, сода за пране), натриев бикарбонат NaHCO 3 (сода за хляб, сода за хляб), калиев карбонат K 2 CO 3 (поташ) и калциев карбонат CaCO 3 (креда, мрамор, варовик) .
Качествена реакцияза наличието на въглероден диоксид в газовата смес: образуването на утайка от калциев карбонат при преминаване на изпитвания газ през варова вода (наситен разтвор на калциев хидроксид) и последващото разтваряне на утайката при по-нататъшно преминаване на газа. Протичащи реакции: Елементът силиций образува един просто веществосъс същото име. Това е немолекулно вещество със структура на диамант, на което силицийът е само малко по-нисък по твърдост. През последния половин век силицийът се превърна в абсолютно необходим материал за нашата цивилизация, тъй като неговите единични кристали се използват в почти цялото електронно оборудване.
Силицият е доста инертно вещество. при стайна температура не реагира практически с нищо освен с флуор и флуороводород:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
При нагряване под формата на фино смлян прах той изгаря в кислород, образувайки диоксид (SiO 2). Когато се слее с алкали или при кипене с концентрирани разтвори на алкали, образува силикати:

Si + 4NaOH = Na 4 SiO 4 + 2H 2;
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.

Силициев оксид SiO – не образува сол оксид; лесно се окислява до диоксид.
Силициевият диоксид SiO 2 е немолекулно вещество с рамкова структура. Не реагира с вода. киселинен оксид - когато се слее с основи, образува силикати, например:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. Алуминият е следващият най-разпространен елемент в литосферата на Земята след силиция. Сам и заедно със силиций, той образува много минерали: фелдшпати, слюда, корунд Al 2 O 3 и неговите ценни разновидности (безцветен левкосапфир, хром-съдържащ рубин, титаний-съдържащ сапфир).
Простото вещество алуминий е сребристо-бял лъскав лек метал. Чистият алуминий е много мек, може да се навие на тънко фолио и да се изтегли тел от него. Алуминият има добра електропроводимост. Устойчив е на атмосферни влияния. Алуминиевите сплави са доста твърди, но могат да се обработват добре. Алуминият не е отровен. Всичко това позволява използването на алуминий в голямо разнообразие от индустрии: в авиацията, електротехниката, хранително-вкусовата промишленост и строителството. Алуминият също намира широко приложение в бита. Алуминият се произвежда чрез електролиза на стопилката на неговите съединения.
Химическата инертност на алуминия се дължи на наличието на плътен оксиден филм върху повърхността му, който предотвратява контакта на метала с реагента. Когато този филм се отстрани химически или механично, алуминият става много активен. По този начин, лишен от оксиден филм, алуминият спонтанно се запалва и изгаря във въздуха без допълнително нагряване.
Редукционните свойства на алуминия са особено изразени при нагряване. При тези условия той редуцира много метали от оксиди: не само желязо, титан, цирконий, но дори калций и барий.
Алуминиевият оксид Al 2 O 3 (тривиални имена - алуминиев оксид, корунд) е немолекулно вещество, връзката в което е слабо описана като йонна и ковалентна. Както винаги в тези случаи, това е амфотерен оксид. Получава се чрез калциниране на алуминиев хидроксид, който също има амфотерни свойства.
Хидратираният алуминиев йон е катионна киселина, така че разтворимите алуминиеви соли са доста силно хидролизирани.
От алуминиевите соли най-често използваната е калиевата стипца KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O - калиев алуминиев сулфат додекахидрат. Това е нехигроскопично, идеално кристализиращо вещество. Неговият разтвор се държи като смес от разтвори на два различни сулфата: калиев сулфат и алуминиев сулфат. Структурата на стипцата може да се изрази с формулата: (SO 4) 2.

1. Напишете описателни уравнения за реакциите, дадени в текста на параграфа.
2. Създайте реакционни уравнения, характеризиращи химичните свойства на а) алуминий, б) алуминиев хидроксид, i) калиева стипца.
Химични свойства на алуминиевите соли

зная

• място на въглерода и силиция в периодичната таблица, срещане в природата и практическа употреба;
• атомен строеж, валентност, степени на окисление на въглерода и силиция;
• методи на производство и свойства прости вещества- графит, диамант и силиций; нови алотропни форми на въглерода;
• основни видове въглеродни и силициеви съединения;
• особености на елементите от германиевата подгрупа;

да бъде в състояние да

• съставят реакционни уравнения за получаване на прости вещества въглерод и силиций и реакции, характеризиращи химичните свойства на тези вещества;
• сравняват свойствата на елементи от въглеродната група;
• характеризира практически важните съединения на въглерода и силиция;
• извършват изчисления с помощта на реакционни уравнения, в които участват въглерод и силиций;

собствен

Умения за прогнозиране на хода на реакции, включващи въглерод, силиций и техните съединения.

Структурата на атомите. Разпространение в природата

Група IVA на периодичната таблица се състои от пет елемента с четни атомни номера: въглерод С, силиций Si, германий Ge, калай Sn и олово Pb (Таблица 21.1). В природата всички елементи от групата са смеси от стабилни изотопи. Въглеродът има два изогона - *|C (98,9%) и *§C (1,1%). Освен това в природата има следи от радиоактивния изотоп "|С с t t= 5730 години. Постоянно се образува при сблъсъци на неутрони от космическа радиация с азотни ядра в земната атмосфера:

Таблица 21.1

Характеристики на елементи от IVA група

* Биогенен елемент.

Основният изотоп на въглерода е от особено значение в химията и физиката, тъй като се основава на приетите атомна единицамаси, а именно { /2 част от масата на атома „ICO Да).

Силицият има три изотопа в природата; Сред тях най-разпространен е ^)Si (92,23%). Германий има пет изотопа (j^Ge - 36,5%). Калай - 10 изотопа. Това е рекорд сред химически елементи. Най-разпространен е 12 5 gSn (32,59%). Оловото има четири изотопа: 2 §^Pb (1,4%), 2 §|Pb (24,1%), 2 82?b (22,1%) и 2 82?b (52,4%). Последните три изотопа на оловото са крайни продукти от разпадането на естествените радиоактивни изотопи на урана и тория, поради което съдържанието им в земната кора се е увеличило през цялото съществуване на Земята.

По отношение на изобилие в земната кора, въглеродът е един от десетте най-големи химични елемента. Намира се под формата на графит, много разновидности на въглища, като част от нефт, природен горим газ, варовикови образувания (CaCO e), доломит (CaC0 3 -MgC0 3) и други карбонати. Природният диамант, въпреки че съставлява незначителна част от наличния въглерод, е изключително ценен като красив и най-твърд минерал. Но, разбира се, най-голямата стойност на въглерода се крие във факта, че той е структурната основа на биоорганичните вещества, които образуват телата на всички живи организми. Въглеродът с право се счита за първият сред много химични елементи, необходими за съществуването на живота.

Силицият е вторият най-разпространен елемент земната кора. Пясъкът, глината и много скали, които виждате, са съставени от силициеви минерали. С изключение на кристалните разновидности на силициевия оксид, всички негови естествени съединения са такива силикати, т.е. соли на различни силициеви киселини. Самите тези киселини не са получени като отделни вещества. Ортосиликатите съдържат SiOj~ йони, метасиликатите се състоят от полимерни вериги (Si0 3 ") w. Повечето силикати са изградени върху рамка от силициеви и кислородни атоми, между които могат да бъдат разположени атоми на всякакви метали и някои неметали (флуор). -известните силициеви минерали включват кварц Si0 2, фелдшпати (ортоклаз KAlSi 3 0 8), слюда (мусковит KAl 3 H 2 Si 3 0 12). Общо са известни повече от 400 силициеви минерала. Повече от половината от бижутата и орнаментите камъните са силициеви съединения. Кислородно-силициевата рамка причинява силициеви минерали с ниска разтворимост във вода. Само от горещи подземни извори в продължение на хиляди години могат да се отлагат израстъци и кори от силициеви съединения. Скалите от този тип включват яспис.

Няма нужда да говорим за времето на откриване на въглерод, силиций, калай и олово, тъй като те са били известни под формата на прости вещества или съединения от древни времена. Германий е открит от К. Винклер (Германия) през 1886 г. в редкия минерал аргиродит. Скоро стана ясно, че съществуването на елемент с такива свойства е предсказано от Д. И. Менделеев. Името на новия елемент предизвика противоречия. Менделеев в писмо до Винклер силно подкрепя името германий.

Елементите от група IVA имат четири валентни електрона в най-външната си част с-и p-поднива:

Електронни формули на атомите:

В основно състояние тези елементи са двувалентни, а във възбудено състояние те стават четиривалентни:

Въглеродът и силицийът образуват много малко химични съединенияв двувалентно състояние; в почти всички стабилни съединения те са четиривалентни. По-нататък в групата стабилността на двувалентното състояние се увеличава за германий, калай и олово, а стабилността на четиривалентното състояние намалява. Следователно оловните (1U) съединения се държат като силни окислители. Този модел е очевиден и в групата VA. Важна разлика между въглерода и другите елементи от групата е способността за образуване химически връзкив три различни състояния на хибридизация - sp, sp 2И sp3.Силиконът на практика има само едно останало хибридно състояние sp3.Това е ясно видно при сравняване на свойствата на въглеродните и силициевите съединения. Например въглеродният оксид C0 2 е газ (въглероден диоксид), а силициевият оксид Si0 2 е огнеупорно вещество (кварц). Първото вещество е газообразно, защото когато sp- въглеродна хибридизация, всички ковалентни връзки са затворени в молекулата на C0 2:

Привличането между молекулите е слабо и това определя състоянието на веществото. В силициевия оксид четири хибридни 5p 3 орбитали на силиций не могат да бъдат затворени върху два кислородни атома. Силициевият атом се свързва с четири кислородни атома, всеки от които на свой ред се свързва с друг силициев атом. Резултатът е рамкова структура с еднаква сила на връзките между всички атоми (виж диаграмата, том 1, стр. 40).

Съединения на въглерод и силиций със същата хибридизация, например метан CH 4 и силан SiH 4, са сходни по структура и физични свойства. И двете вещества са газове.

Електроотрицателността на IVA елементите е намалена в сравнение с елементите от VA групата и това е особено забележимо в елементите от 2-ри и 3-ти периоди. Металичността на елементите в групата IVA е по-изразена, отколкото в групата VA. Въглеродът под формата на графит е проводник. Силицият и германият са полупроводници, докато калайът и оловото са истински метали.

Елементивъглерод C, силиций Si, германий Ge, калай Sn и олово Pb съставляват групата IVA Периодичната таблица DI. Менделеев. Общ електронна формуланиво на валентност на атомите на тези елементи – n с 2 п стр 2, преобладаващите степени на окисление на елементите в съединенията са +2 и +4. Според електроотрицателността елементите C и Si се класифицират като неметали, а Ge, Sn и Pb се класифицират като неметали. амфотерни елементи, чиито метални свойства се увеличават с увеличаване на атомния номер. Следователно в съединенията на калай (IV) и олово (IV) химичните връзки са ковалентни, за олово (II) и в по-малка степен за калай (II) йонни кристали. В поредицата от елементи от C до Pb стабилността на степента на окисление +4 намалява, а степента на окисление +2 се увеличава. Съединенията на оловото (IV) са силни окислители, докато съединенията на други елементи в степен на окисление +2 са силни редуциращи агенти.

Прости веществаВъглеродът, силицийът и германият са химически доста инертни и не реагират с вода и неокисляващи киселини. Калайът и оловото също не реагират с вода, но под въздействието на неокисляващи киселини те преминават в разтвор под формата на калаени (II) и олово (II) аквакатии. Алкалите не пренасят въглерода в разтвор, силицият е труден за прехвърляне, а германият реагира с алкали само в присъствието на окислители. Калайът и оловото реагират с вода в алкална среда, превръщайки се в хидроксокомплекси на калай(II) и олово(II). Реактивността на простите вещества от групата IVA се увеличава с повишаване на температурата. Така че при нагряване всички те реагират с метали и неметали, както и с окислителни киселини (HNO 3, H 2 SO 4 (конц.) и др.). По-специално, концентрираната азотна киселина, когато се нагрява, окислява въглерода до CO 2; силицийът се разтваря химически в смес от HNO 3 и HF, превръщайки се във водороден хексафлуоросиликат H 2. Разредената азотна киселина превръща калая в калаен (II) нитрат, а концентрираната киселина го превръща в хидратиран калаен (IV) оксид SnO 2 н H 2 O, наречена β - тинова киселина. Оловото под въздействието на гореща азотна киселина образува оловен (II) нитрат, докато студената азотна киселина пасивира повърхността на този метал (образува се оксиден филм).

Въглеродът под формата на кокс се използва в металургията като силен редуциращ агент, който образува CO и CO 2 във въздуха. Това дава възможност да се получат свободни Sn и Pb от техните оксиди - естествени SnO 2 и PbO, получени чрез печене на руди, съдържащи оловен сулфид. Силицият може да бъде получен чрез магнезиево-термичен метод от SiO 2 (с излишък на магнезий се образува и силицид Mg 2 Si).

Химия въглерод- Това е основно химията на органичните съединения. Карбидите са типични за неорганичните въглеродни производни: солеви (като CaC 2 или Al 4 C 3), ковалентни (SiC) и металоподобни (например Fe 3 C и WC). Много солеподобни карбиди са напълно хидролизирани с освобождаване на въглеводороди (метан, ацетилен и др.).

Въглеродът образува два оксида: CO и CO 2 . Въглеродният окис се използва в пирометалургията като силен редуциращ агент (превръща металните оксиди в метали). CO се характеризира също така с реакции на присъединяване с образуване на карбонилни комплекси, например. Въглеродният оксид е несолеобразуващ оксид; той е отровен („въглероден окис“). Въглеродният диоксид е киселинен оксид, във воден разтвор съществува под формата на монохидрат CO 2 · H 2 O и слаба двуосновна въглена киселина H 2 CO 3. Разтворими соливъглена киселина - карбонати и бикарбонати - поради хидролиза имат pH > 7.

Силицийобразува няколко водородни съединения (силани), които са силно летливи и реактивни (спонтанно се запалват във въздуха). За получаване на силани се използва взаимодействието на силициди (например магнезиев силицид Mg 2 Si) с вода или киселини.

Силицият в степен на окисление +4 е част от SiO 2 и многобройни и често много сложни по структура и състав силикатни йони (SiO 4 4–; Si 2 O 7 6–; Si 3 O 9 6–; Si 4 O 11 6 – ; Si 4 O 12 8– и др.), чийто елементарен фрагмент е тетраедричната група. Силициевият диоксид е киселинен оксид; той реагира с алкали при топене (образувайки полиметасиликати) и в разтвор (образувайки ортосиликатни йони). От разтвори на силикати на алкални метали под действието на киселини или въглероден диоксид се отделя утайка от силициев диоксид хидрат SiO 2 н H 2 O, в равновесие с която слабата орто-силициева киселина H 4 SiO 4 винаги се намира в разтвор в малка концентрация. Водните разтвори на силикати на алкални метали поради хидролиза имат рН > 7.

КалайИ водяв степен на окисление +2 образуват оксидите SnO и PbO. Калай(II) оксидът е термично нестабилен и се разлага на SnO 2 и Sn. Оловният (II) оксид, напротив, е много стабилен. Образува се при изгаряне на оловото във въздуха и се среща естествено. Калай(II) и олово(II) хидроксиди са амфотерни.

Калай (II) водна среда проявява силни киселинни свойства и следователно е стабилен само при pH< 1 в среде хлорной или азотной кислот, анионы которых не обладают заметной склонностью вхо­дить в состав комплексов олова(II) в качестве лигандов. При раз­бавлении таких растворов выпадают осадки основных солей раз­личного состава. Галогениды олова(II) – ковалентные соединения, поэтому при растворении в воде, например, SnCl 2 протекает внача­ле гидратация с образованием , а затем гидролиз до выпадения осадка вещества условного состава SnCl(OH). При наличии избытка хлороводородной кислоты, SnCl 2 нахо­дится в растворе в виде комплекса – . Большинство солей свинца(II) (например, иодид, хлорид, сульфат, хромат, карбонат, сульфид) малорастворимы в воде.

Оксидите на калай(IV) и олово(IV) са амфотерни с преобладаване киселинни свойства. Съответстват на полихидрати EO 2 · н H 2 O, преминавайки в разтвор под формата на хидроксо комплекси под въздействието на излишък от алкали. Калай (IV) оксид се образува при изгаряне на калай във въздуха, а оловен (IV) оксид може да се получи само чрез действието на силни окислители (например калциев хипохлорит) върху оловни (II) съединения.

Ковалентният калаен (IV) хлорид се хидролизира напълно от вода, освобождавайки SnO 2 , а оловният (IV) хлорид се разлага под въздействието на водата, освобождавайки хлор и се редуцира до оловен (II) хлорид.

Съединенията на калай (II) проявяват редуциращи свойства, особено силни в алкална среда, а съединенията на оловото (IV) проявяват окислителни свойства, особено силни в кисела среда. Често срещано съединение на оловото е неговият двоен оксид (Pb 2 II Pb IV) O 4. Това съединение се разлага под действието на азотна киселина и оловото (II) преминава в разтвор под формата на катион, а оловният (IV) оксид се утаява. Оловото (IV), присъстващо в двойния оксид, определя силните окислителни свойства на това съединение.

Поради амфотерния характер на тези елементи, германиевите (IV) и калаените (IV) сулфиди образуват разтворими тиосолти, например Na 2 GeS 3 или Na 2 SnS 3, когато се добавя излишък от натриев сулфид. Същата калаена (IV) тиосол може да се получи от калаен (II) сулфид SnS чрез окисляването му с натриев полисулфид. Тиосолите се разрушават под действието на силни киселини, като се отделя газообразен H 2 S и утайка от GeS 2 или SnS 2. Оловен (II) сулфид не реагира с полисулфиди, а оловен (IV) сулфид не е известен.