На рис. 15.4 показано расположение в периодической таблице пяти элементов IV группы. Подобно элементам III группы, они принадлежат, к числу p-элементов. Атомы всех элементов IV группы имеют однотипную электронную конфигурацию внешней оболочки: . В табл. 15.4 указаны конкретная электронная конфигурация атомов и некоторые свойства элементов IV группы. Эти и другие физические и химические свойства элементов IV группы связаны с их строением, а именно: углерод (в форме алмаза), кремний и германий имеют каркасную кристаллическую алмазоподобную структуру (см. разд. 3.2); олово и свинец имеют металлическую структуру (гранецентрированную кубическую, см. также разд. 3.2).

Рис. 15.4. Положение элементов IV группы в периодической системе.

При перемещении вниз по группе происходит возрастание атомного радиуса элементов и ослабление связи между атомами. Из-за последовательно усиливающейся делокализации электронов внешних атомных оболочек в этом же направлении пррисходит и возрастание электропроводности элементов IV группы. Их свойства

Таблица 15.4. Электронные конфигурации и физические свойства элементов IV группы

постепенно изменяются от неметаллических к металлическим: углерод - неметаллический элемент и в форме алмаза является изолятором (диэлектриком); кремний и германий - полупроводники; олово и свинец - металлы и хорошие проводники.

Из-за возрастания размера атомов при переходе от элементов верхней части группы к элементам ее нижней части происходит последовательное ослабление связи между атомами и, соответственно этому, уменьшение температуры плавления и температуры кипения, а также твердости элементов.

Аллотропия

Кремний, германий и свинец существуют каждый лишь в одной структурной форме. Однако углерод и олово существуют в нескольких структурных формах. Различные структурные формы одного элемента называются аллотропами (см. разд. 3.2).

Углерод имеет два аллотропа: алмаз и графит. Их структура описана в разд. 3.2. Аллотропия углерода - пример монотропии, для которой характерны следующие особенности: 1) аллотропы могут существовать в определенном интервале температур и давлений (например, как алмаз, так и графит существуют при комнатной температуре и атмосферном давлении); 2) не существует температуры перехода, при которой один аллотроп превращается в другой; 3) один аллотроп более устойчив, чем другой. Например, графит обладает большей устойчивостью, чем алмаз. Менее устойчивые формы называются метастабилъными. Следовательно, алмаз представляет собой метастабильный аллотроп (или монотроп) углерода.

Углерод может еще существовать в других формах, к которым относятся древесный уголь, кокс и газовая сажа. Все они являются неочищенными формами углерода. Иногда их называют аморфными формами, а раньше считали, что они представляют собой третью аллотропную форму углерода. Термин аморфный означает бесформенный. В настоящее время установлено, что «аморфный» углерод-это не что иное, как микрокристаллический графит.

Олово существует в трех аллотропных формах. Они называются: серое олово (а-олово), белое олово (Р-олово) и ромбическое олово (у-олово). Аллотропия такого типа, как у олова, называется энантиотропией. Она характеризуется следующими особенностями: 1) превращение одного аллотропа в другой происходит при определенной температуре, называемой температурой перехода; например

Структура влмаза Металлическая (полупроводник) структура 2) каждый аллотроп устойчив только в определенном интервале температур.

Реакционная способность элементов IV группы

Реакционная способность элементов IV группы в целом возрастает при перемещении к нижней части группы, от углерода к свинцу. В электрохимическом ряду напряжений только олово и свинец расположены выше водорода (см. разд. 10.3). Свинец очень медленно реагирует с разбавленными кислотами, высвобождая водород. Реакция между оловом и разбавленными кислотами протекает с умеренной скоростью.

Углерод окисляется орячими концентрированными кислотами, например концентрированной азотной кислотой и концентрированной серной кислотой.

Тема: Общая характеристика элементов IV- А группы.

Свойства.

Цель : Рассмотреть общую характеристику элементов IV- А группы на примере углерода и кремния; физические и химические свойства этих элементов, дать понятия «абсорбция».

Образовательные : научить учащихся самостоятельно добывать знания путём рационального использования различных источников информации (учебники, научно-популярная литература) и применять полученные знания; устанавливать причинно - следственные связи между строением, свойствами и использованием веществ на основе изученных теорий, обобщить и систематизировать знания учащихся об углероде и кремнии их соединениях, значении этих веществ в природе и в жизни человека;

Развивающие : развивать познавательный интерес школьников, умение выделять главное, сравнивать, обобщать, логически излагать мысли;

воспитывать здоровьесберегающее поведение на уроках.

Оборудование : компьютер, презентация, учебник, таблица « Периодическая система химических элементов»

Ход урока:

1.Организационный момент.

2.Проверка домашнего задания.

3.Актуализация опорных знаний

(фронтальная беседа).

Назовите элементы, входящие в IV группу.

Назовите элементы побочной подгруппы IV группы.

4.Изучение нового материала.

Положение в Периодической системе химических элементов, строение атома C, Si

Учитель . Ребята, давайте посмотрим на Периодическую систему химических элементов и определим, какие элементы входят I V-А подгруппу?

Ответ учащегося.

В главную подгруппу I V-А гр. Входят элементы: C , Si , Ge , Sn , Pb -

C ,Si ,Ge – неметаллы- Sn ,Pb – металлы

Учитель . Что общего в строении атомов этих элементов?

( работа учащихся у доски )

1. Углерод

6 C)2)4

…2 s 22 p 2

2. Кремний

14 Si)2)8)4

…3 s 23 p 2

Ответ учащегося . Имеют одинаковое строение атома (на последнем уровне 4е). ns 2 np 2 и проявляют валентность II , IV

Учитель. Как изменяются свойства элементов с увеличением Аг?

Ответ учащегося . С увеличением Аг возрастают металлические свойства, а неметаллические уменьшаются.

Учитель . Какие высшие оксиды образуют элементы 1V-А группы?

Ответ учащегося . Образуют высшие оксиды типа – RO 2 ( работа учащегося у доски ) CO 2, SiO 2 Ge O 2 SnO 2 Pb O 2

Учитель. Какие летучие водородные соединения образуют эти элементы?

Ответ учащегося. Летучие водородные соединения типа- RH 4 ( CH 4 , SiH 4 )

Учитель. Углерод образует 2 аллотропных видоизменений: графит, алмаз

Таблица «Строение кристаллических решеток алмаза и графита»

Аллотропия углерода

Графит

алмаз

физические свойства

темно-серое, проводит электрический ток и тепло

Прозрачное кристаллическое твердое вещество с характерным блеском.

t =1420плавления; не проводит электрический ток и тепло

Работа в группах с учебником. Обмен информацией. Запись в тетради.

Группа №1 Группа №2

С

Si

нахождение в природе

мел CaCO 3 мрамор алмаз

Графит

Малахит CuCO 3

Нефть

27% земной коры - песок SiO 2

химические свойства

C +2H 2 → CH 4

C + O 2 →CO 2

3 C + 4 AL →AL 4 C 3

Ca +2C → CaC 2

2 AL 2 O 3 +3C →4AL + 3CO 2

Si +O 2 → Si O 2

Si +2CL 2 →SiCL 4

Si +2Br 2 → SiBr 4

2Mg + Si → Mg 2 Si

Применение

наконечники буров, стеклорезы, шлифовочный порошок, драгоценные камни, медицинаочистка спирта от сивушных масел

очистка сахара на рафинадных заводах от веществ, придающих ему желтый цвет

на основе адсорбционных свойств древесного угля русский химик Николай Дмитриевич Зелинский разработал фильтрующий противогаз

(демонстрация строения фильтрующей коробки противогаза).

Полупроводник (солнечные батареи)

Сталь

Строительный песок

Адсорбция- – способность поглощать газы и растворенные вещества поверхностью твёрдого тела жидкости (из-за пористого строения тела).

Проблемный вопрос: Адсорбция – это физический или химический процесс?

Демонстрационный опыт «Адсорбция». ОПЫТ: К раствору синего лакмуса добавить размельчённый активированный уголь. Отфильтровать полученную смесь. Фильтрат совершенно прозрачный.

ОТВЕТ : физический, т.к. при этом не изменяется состав вещества

5Систематизация и обобщение знаний

Осуществите превращения. Напишите соответствующие уравнения реакции.

CH 4 ← C → CO → CO 2 → H 2 CO 3

CaC 2

Рефлексия

Как вы считаете, достиг ли наш урок поставленной цели?

Что бы вы хотели выполнить еще раз, а что сделали по-другому?

Получили ли вы положительные эмоции от сегодняшнего урока?

6. Д/з

К элементам главной подгруппы IV группы относятся углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn) и свинец (Pb). В ряду элементы настолько отличаются по своей химической природе, что при изучении их свойств целесообразно производить разбиение на две подгруппы: углерод и кремний составляют подгруппу углерода, германий, олово, свинец - подгруппу германия.

Общая характеристика подгруппы

Сходство элементов:

Одинаковая структура внешнего электронного слоя атомов ns 2 nр 2 ;

Р-элементы;

Высшая С.О. +4;

Типичные валентности II, IV.

Валентные состояния атомов

Для атомов всех элементов возможны 2 валентных состояния:

1. Основное (невозбужденное) ns 2 np 2

2. Возбужденное ns 1 np 3

Простые вещества

Элементы подгруппы в свободном состоянии образуют твердые вещества, в большинстве случаев - с атомной кристаллической решеткой. Характерна аллотропия

Как физические, так и химические свойства простых веществ существенным образом различаются, причем вертикальные изменения часто имеют немонотонный характер. Обычно подгруппу делят на две части:

1 - углерод и кремний (неметаллы);

2 - германий, олово, свинец (металлы).

Олово и свинец являются типичными металлами, германий, как и кремний, - полупроводники.

Оксиды и гидроксиды

Низшие оксиды ЭО

CO и SiO - несолеобразующие оксиды

GeO, SnO, PbO - амфотерные оксиды

Высшие оксиды ЭО +2 О

CO 2 и SiO 2 - кислотные оксиды

GeO 2 , SnO 2 , PbO 2 - амфотерные оксиды

Существуют многочисленные гидроксопроизводные типа ЭО nН 2 O и ЭO 2 nН 2 O, которые проявляют слабокислотные или амфотерные свойства.

Соединения с водородом ЭН 4

Ввиду близости значений ЭО связи Э-Н являются ковалентными, малополярными. Гидриды ЭН 4 при обычных условиях представляют собой газы, плохо растворимые в воде.

СН 4 - метан; SiH 4 - силан; GeH 4 - герман; SnH 4 - станнан; PbH 4 - не получен.

Прочность молекул ↓

Химическая активность

Восстановительная способность

Метан химически малоактивен, остальные гидриды очень реакционноспособны, они полностью разлагаются водой с выделением водорода:

ЭН 4 + 2Н 2 O = ЭO 2 + 4Н 2

ЭН 4 + 6Н 2 O = Н 2 [Э(ОН) 6 ] + 4Н 2

Способы получения

Гидриды ЭН 4 получают косвенным путем, так как прямой синтез из простых веществ возможен только в случае СН 4 , но и эта реакция протекает обратимо и в очень жестких условиях.

Обычно для получения гидридов используют соединения соответствующих элементов с активными металлами, например:

Аl 4 С 3 + 12Н 2 O = ЗСН 4 + 4Al(OH) 2

Mg 2 Si + 4HCl = SiH 4 + 2MgCl 2

Углеводороды, кремневодороды, германоводороды.

Углерод с водородом, кроме СН 4 , образует бесчисленное множество соединений С x Н y - углеводородов (предмет изучения органической химии).

Получены также кремневодороды и германоводороды общей формулы Э n Н 2n+2 . Практического значения не имеют.

По значимости 2 элемента главной подгруппы IV группы занимают особое положение. Углерод является основой органических соединений, следовательно - главным элементом живой материи. Кремний - главный элемент всей неживой природы.

Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева

К элементам главной подгруппы IV группы относятся углерод, кремний, германий, олово, свинœец. Металлические свойства усиливаются, неметаллические - уменьшаются. На внешнем слое – 4 электрона.

Химические свойства (на базе углерода)

· Взаимодействуют с металлами

4Al+3C = Al 4 C 3 (реакция идет при высокой температуре)

· Взаимодействуют с неметаллами

2Н 2 +C = CН 4

· Взаимодействуют с кислородом

· Взаимодействуют с водой

C+H 2 O = CO+H 2

· Взаимодействуют с оксидами

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 соединœения углерода

Углеро́д (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 определœенном 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 принято называть 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 - линœейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединœены 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.

Графен (англ. graphene) - двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов углерода толщиной в один атом, соединœенных посредством sp² связей в гексагональную двумерную кристаллическую решётку.

При обычных температурах углерод химически инœертен, при достаточно высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C.

Продуктами горения углерода являются CO и CO2 (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2(температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (к примеру C12O9, C5O2, C12O12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.

Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту - H2CO3, которая образует соли - карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (минœеральные формы - мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минœеральная форма доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др.
Размещено на реф.рф
веществами образует соединœения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту:

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов углерод образует карбиды, к примеру:

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 медицинœе широко используются различные соединœения углерода - производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы,полимеры и другие соединœения. Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам данный 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, благодаря чему 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 выработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др.
Размещено на реф.рф
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 населœения, 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 соединœения. 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 тяжелœее 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.

Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева" 2017, 2018.

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).