група Ива. Обща характеристика на елементите от IVA група. Най-важните въглеродни съединения

Елементивъглерод C, силиций Si, германий Ge, калай Sn и олово Pb съставляват групата IVA на периодичната таблица на D.I. Менделеев. Общата електронна формула на валентното ниво на атомите на тези елементи е n с 2n стр 2, преобладаващите степени на окисление на елементите в +2 и +4 съединения. По електроотрицателност елементите C и Si се класифицират като неметали, а Ge, Sn и Pb се класифицират като амфотерни елементи, чиито метални свойства се увеличават с увеличаване на серийния номер. Следователно в съединенията на калай(IV) и олово(IV). химически връзкиковалентни, за олово (II) и в по-малка степен за калай (II) са известни 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, съединенията на други елементи в степен на окисление +2 са силни редуциращи агенти.

Прости веществавъглерод, силиций и германий са химически по-скоро инертни и не реагират с вода и неокисляващи киселини. Калайът и оловото също не реагират с вода, но под действието на неокисляващи киселини преминават в разтвор под формата на калаени (II) и олово (II) аквакатии. Алкалите не пренасят въглерод в разтвор, силицийът се прехвърля трудно, 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). Реактивност прости вещества IVA-групата-py нараства 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 азотна киселина в хидратиран калаен (IV) оксид SnO 2 н H 2 O, наречена β - калаена киселина. Оловото под действието 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 се получи чрез магнезиев термичен метод от SiO 2 (с излишък на магнезий се образува и Mg 2 Si силицид).

Химия въглероде главно химията на органичните съединения. От неорганичните производни на въглерода са характерни карбидите: 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, в воден разтворсъществува под формата на монохидрат CO 2 · H 2 O и слаба двуосновна въглеродна киселина H 2 CO 3. Разтворимите соли на въглената киселина - карбонати и бикарбонати - поради хидролиза имат рН > 7.

Силицийобразува няколко водородни съединения (силани), които са силно летливи и реактивни (самозапалват се 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 тетраедрична група. Силициевият диоксид е киселинен оксид; той реагира с основи по време на топене (образувайки полиметасиликати) и в разтвор (образувайки ортосиликатни йони). От разтвори на силикати алкални металипод действието на киселини или въглероден диоксид се отделя утайка от силициев диоксид хидрат SiO 2 н H 2 O, в равновесие с която слаба орто-силициева киселина H 4 SiO 4 винаги е в разтвор в малка концентрация. Водните разтвори на силикатите на алкални метали имат pH > 7 поради хидролиза.

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. Оловен (II) оксид, от друга страна, е много стабилен. Образува се при изгарянето на олово във въздуха и се среща в природата. 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.

Калаените (IV) и оловните (IV) оксиди са амфотерни с преобладаващи киселинни свойства. На тях отговарят EO 2 полихидрати н H 2 O, преминавайки в разтвор под формата на хидроксо комплекси под действието на излишък от алкали. Калай (IV) оксид се образува по време на изгарянето 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 с отделяне на SnO 2, а оловен (IV) хлорид се разлага под действието 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 (Рb 2 II Рb IV)О 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, е отговорно за силните окислителни свойства на това съединение.

Германий (IV) и калаен (IV) сулфиди, поради амфотерния характер на тези елементи, когато се добави излишък от натриев сулфид, образуват разтворими тиосали, например Na 2 GeS 3 или Na 2 SnS 3 . 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 с отделяне на газообразен H 2 S и отлагане на GeS 2 или SnS 2 . Оловен (II) сулфид не реагира с полисулфиди, а оловен (IV) сулфид не е известен.

IVA група химически елементипериодична система D.I. Менделеев включва неметали (въглерод и силиций), както и метали (германий, калай, олово). Атомите на тези елементи съдържат четири електрона (ns 2 np 2) на външно енергийно ниво, два от които не са сдвоени. Следователно атомите на тези елементи в съединенията могат да проявяват валентност II. Атомите на елементите от група IVA могат да преминат във възбудено състояние и да увеличат броя на несдвоените електрони до 4 и съответно в съединенията да проявяват по-висока валентност, равна на броя на група IV. Въглеродът в съединенията проявява степени на окисление от –4 до +4, за останалите степени на окисление се стабилизират: –4, 0, +2, +4.

Във въглеродния атом, за разлика от всички други елементи, броят на валентните електрони е равен на броя на валентните орбитали. Това е една от основните причини за стабилността на C–C връзката и изключителната склонност на въглерода да образува хомовериги, както и за съществуването на голям брой въглеродни съединения.

Промените в свойствата на атомите и съединенията в сериите C–Si–Ge–Sn–Pb показват вторична периодичност (Таблица 5).

Таблица 5 - Характеристики на атомите на елементи от IV група

Вторичната периодичност (немонотонна промяна в свойствата на елементите в групи) се дължи на естеството на проникването на външни електрони в ядрото. По този начин немонотонността на промяната в атомните радиуси по време на прехода от силиций към германий и от калай към олово се дължи на проникването на s-електрони, съответно, под екрана на 3d 10 електрони в германий и двойния екран на 4f 14 и 5d 10 електрона в олово. Тъй като проникващата способност намалява в серията s>p>d, вътрешната периодичност в промяната на свойствата се проявява най-ясно в свойствата на елементите, определени от s-електрони. Следователно, той е най-типичен за съединения на елементи от А-групите на периодичната система, съответстващи на най-високата степен на окисление на елементите.

Въглеродът се различава значително от другите р-елементи от групата по високата си йонизационна енергия.

Въглеродът и силицийът имат полиморфни модификации с различна структура на кристалните решетки. Германият принадлежи към металите, сребристо-бели на цвят с жълтеникав оттенък, но има подобна на диамант атомна кристална решетка със силни ковалентни връзки. Калайът има две полиморфни модификации: метална модификация с метална кристална решетка и метална връзка; неметална модификация с атомна кристална решетка, която е стабилна при температури под 13,8 C. Оловото е тъмносив метал с метална гранецентрирана кубична кристална решетка. Промяната в структурата на простите вещества от серията германий-калай-олово съответства на промяна в техните физични свойства. Така че германият и неметалният калай са полупроводници, металният калай и оловото са проводници. Промяната в вида на химичната връзка от предимно ковалентна към метална е придружена от намаляване на твърдостта на простите вещества. И така, германият е доста твърд, докато оловото лесно се навива на тънки листове.

Съединенията на елементите с водород имат формула EN 4: CH 4 - метан, SiH 4 - силан, GeH 4 - герман, SnH 4 - станан, PbH 4 - плумбан. Неразтворим във вода. Отгоре надолу, в поредицата от водородни съединения, тяхната стабилност намалява (плюмбанът е толкова нестабилен, че съществуването му може да се съди само по косвени признаци).

Съединенията на елементите с кислорода имат общите формули: EO и EO 2. Оксидите CO и SiO са несолеобразуващи; GeO, SnO, PbO са амфотерни оксиди; CO 2, SiO 2 GeO 2 - киселинен, SnO 2, PbO 2 - амфотерен. С увеличаване на степента на окисление киселинните свойства на оксидите се увеличават, докато основните свойства отслабват. Свойствата на съответните хидроксиди се променят по подобен начин.

16.1. основни характеристикиелементи 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 най-ясно се проследява границата между елементите, образуващи метали (радиусът на орбитата е по-голям от 1,1 ангстрьома) и елементите, образуващи неметали (радиусът на орбитата е по-малък от 1,1 ангстрьома). На фигурата тази граница е показана с двойна линия. Не трябва да се забравя, че тази граница все още е условна: алуминият, галият, калайът, оловото и антимонът са със сигурност амфотерни метали, но борът, германият и арсенът също показват някои признаци на амфотеризъм.
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%). Именно с тях ще се срещнете в тази глава.
Общи валентни електронни формули на атоми от елементи от група IIIA - ns 2 np 1 , IVA група - ns 2 np 2 , VA групи - ns 2 np 3 . Най-високите степени на окисление са равни на номера на групата. Междинни 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 N 2, бял фосфор P 4 и жълт арсен As 4.

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 превърна 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 от групите постепенно се променя от киселинни към амфотерни или основни с увеличаване на серийния номер.

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

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

Азотният атом има три несдвоени електрона, така че може да образува три ковалентни връзки чрез обменния механизъм. Той може да образува друга ковалентна връзка чрез донорно-акцепторния механизъм, докато азотният атом придобива положителен формален заряд +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 наземен азот е 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 тройна двуатомна 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, добре познат ни от раждането (атмосферата на Земята е три четвърти 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 доведе до спазъм 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). Когато приеме протон, той се превръща в амониев йон. Реакцията може да протича както във воден разтвор, така и в газова фаза:

NH3 + H2O NH4 + OH (в разтвор);
NH3 + H3O B \u003d NH4 + H2O (в разтвор);
NH 3g + HCl g \u003d NH 4 Cl cr (в газовата фаза).

Водните амонячни разтвори 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 е удобно да се използва разтвор на амоняк 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 \u003d 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:

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O (без катализатор),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (с катализатор).

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

3CuO + 2NH 3 \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

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

NH4Cl \u003d NH3 + HCl;
(NH 4) 2 SO 4 \u003d NH 4 HSO 4 + NH 3;
(NH 4) 2 CO 3 \u003d 2NH 3 + CO 2 + H 2 O;
NH4HS \u003d NH3 + H2S;
NH4NO3 \u003d N2O + 2H2O;
NH4NO2 \u003d N2 + 2H2O;
(NH 4) 2 HPO 4 \u003d NH 3 + (NH 4) H 2 PO 4;
(NH 4) H 2 PO 4 \u003d NH 4 PO 3 + H 2 O.

Азот в различни степениокислителни форми с кислород пет оксиди: N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5.
Най-стабилният от тях е азотният диоксид. Това е кафяв отровен газ с неприятна миризма. Реагира с вода:

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3.

С 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.

Оксокиселина на азота в степен на окисление + III - 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 в разредени разтвори напълно реагира с нея:

HNO 3 + H 2 O \u003d H 3 O + NO 3

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 окисляващите атоми са предимно азотни атоми, а не водород. Следователно при окисляването на различни вещества с азотна киселина, ако 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 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3FeS + 30HNO 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + Fe (NO 3) 3 + 27NO 2 + 15H 2 O

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

Fe + 4HNO 3 \u003d 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 + 10HNO 3 \u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Тези метали, които се пасивират с концентрирана сярна киселина, се пасивират и с концентрирана азотна киселина.
Соли на азотната киселина - нитрати - термично нестабилни съединения. При нагряване те се разлагат:
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2;
2Zn(NO 3) 2 \u003d 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2.

1. Направете описателно уравненията на реакциите, дадени в текста на параграфа.
2. Съставете уравнения на реакции, които характеризират химичните свойства на а) 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 един от 3-те 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 отровно вещество, склонно към спонтанно запалване във въздуха, състоящо се от P4 молекули. 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 структура на рамката.
Молекулите на белия фосфор са тетраедрични, фосфорният атом в тях е тривалентен. Модел на топка и пръчка и структурна формула на молекулата на белия фосфор:

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

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

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

За фосфора най-характерни са съединенията със степен на окисление +V. При взаимодействие с излишък от хлор фосфорът образува пентахлорид. По време на изгарянето на всяка алотропна модификация на фосфор в излишък на кислород, оксидфосфор (V):

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5.

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). Обикновено фосфорният оксид 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 \u003d 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 се нарича просто фосфорна) - триосновна слаба киселина (вижте Приложение 13). Това е безцветно кристално вещество, много разтворимо във вода. При реакция със силни основи, в зависимост от съотношението на реагентите, образува три реда соли(ортофосфати, хидроортофосфати и дихидроортофосфати - обикновено префиксът "орто" се пропуска в наименованията им):

H 3 PO 4 + OH \u003d H 2 PO 4 + H 2 O,
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, с изключение на 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, която се използва в селското стопанство като минерален тор, наречен "прост суперфосфат":
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 \u003d 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4.

Чрез реакцията се получава по-ценен "двоен суперфосфат".

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 3.

Основното вещество на този минерален тор е калциев дихидрогенфосфат.

1. Съставете уравнения на молекулни реакции, за които йонните уравнения са дадени в текста на параграфа.
2. Направете описателно уравненията на реакциите, дадени в текста на параграфа.
3. Съставете уравненията на реакциите, които характеризират химичните свойства на а) фосфор, б) фосфорен (V) оксид, в) фосфорна киселина, г) натриев дихидрогенфосфат.
Химични свойства на фосфорната киселина.

Въглеродът е основната съставка на всички организми. В природата има както прости вещества, образувани от въглерод (диамант, графит), така и съединения (въглероден диоксид, различни карбонати, метан и други въглеводороди в състава на природен газ и нефт). Масовата част на въглерода в каменните въглища достига 97%.
атомвъглеродът в основно състояние може да образува две ковалентни връзки чрез обменния механизъм, но в нормални условиятакива връзки не се образуват. Въглеродният атом, преминавайки във възбудено състояние, използва и четирите валентни електрона.
Въглеродът се образува доста алотропни модификации(вижте фиг. 16.2). Това са диамант, графит, карабин, 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, сиво-черно кристално вещество. Графитните кристали се състоят от плоски слоеве, в които има въглеродни атоми sp 2-хибридно състояние и образуват решетки с шестоъгълни клетки.
Карбинът е безцветно вещество с влакнеста структура, състоящо се от линейни молекули, в които въглеродните атоми са в sp-хибридно състояние (=C=C=C=C= или –C C–C C–).
Фулерените са молекулни алотропни модификации на въглерода с молекули C 60 , C 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 от съединенията на въглерода се изучават от органичната химия, с която ще се запознаете в 10 и 11 клас.
В неорганичните вещества степента на окисление на въглерода е + II и + IV. При такива степени на окисление на въглерода има две оксид.
Въглеродният окис (II) е безцветен токсичен газ без мирис. Тривиалното име е въглероден окис. Образува се при непълно изгаряне на въглеродсъдържащо гориво. Вижте електронната структура на неговата молекула на стр. 121. Според химичните свойства на CO, необразуващ соли оксид, при нагряване той 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. Той е 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 бикарбонатите само бикарбонатите на алкални метали и амониеви бикарбонати съществуват като отделни вещества. Както карбонатният йон, така и бикарбонатният йон са частици от основата; следователно и карбонатите, и бикарбонатите във водни разтвори претърпяват анионна хидролиза.
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, когато изпитваният газ преминава през варова вода (наситен разтвор на калциев хидроксид) и последващото разтваряне на утайката с по-нататъшно преминаване на газа. Протичащи реакции: Елементът силиций образува един просто веществосъс същото име. Това е немолекулно вещество с диамантена структура, на която 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 практически не реагира с нищо освен с флуор и флуороводород:
Si + 2F 2 \u003d SiF 4;
Si + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2.
При нагряване под формата на фино раздробен прах, той изгаря в кислород, образувайки диоксид (SiO 2). Когато се слее с алкали или при кипене с концентрирани алкални разтвори, образува силикати:

Si + 4NaOH \u003d Na 4 SiO 4 + 2H 2;
Si + 2NaOH + H 2 O \u003d 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 \u003d Na 2 SiO 3 + H 2 O. Алуминият е следващият най-разпространен елемент в литосферата на Земята след силиция. Сам по себе си 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).
Просто вещество Алуминият е сребристо-бял лъскав лек метал. Чистият алуминий е много мек, може да се навие на тънко фолио, да се издърпа от него като тел. Алуминият има добра електропроводимост. Устойчив е на атмосферни влияния. Алуминиевите сплави са доста твърди, но добре обработени. Алуминият не е отровен. Всичко това позволява използването на алуминий в голямо разнообразие от индустрии: в авиацията, електротехниката, хранително-вкусовата промишленост, в строителството. Алуминият се използва широко в ежедневието. Алуминият се получава чрез електролиза на стопилка от 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. Така, лишен от оксиден филм, алуминият спонтанно се запалва и изгаря във въздуха без допълнително нагряване.
Редукционните свойства на алуминия се проявяват особено добре при нагряване. При тези условия той възстановява 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 калиева стипца е KAl(SO 4) 2 12H 2 O - калиево-алуминиев сулфат додекахидрат. Това е нехигроскопично, отлично 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. Направете описателно уравненията на реакциите, дадени в текста на параграфа.
2. Съставете уравненията на реакциите, които характеризират химичните свойства на а) алуминия, б) алуминиевия хидроксид и) калиевата стипца ..
Химични свойства на алуминиевите соли

зная

• позицията на въглерода и силиция в периодичната таблица, намиращи се в природата и практическа употреба;
• атомен строеж, валентност, степени на окисление на въглерода и силиция;
• методи за получаване и свойства на прости вещества - графит, диамант и силиций; нови алотропни форми на въглерода;
• основни видове въглеродни и силициеви съединения;
• характеристики на елементите от германиевата подгрупа;

да бъде в състояние да

• съставят уравнения за реакциите за получаване на прости вещества от 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 според уравненията на реакциите, в които участват въглерод и силиций;

собствен

Умения за прогнозиране на протичането 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 - *|С (98,9%) и *§С (1,1%). Освен това в природата има следи от радиоактивния изотоп "|C с t t= 5730 години. Постоянно се образува при сблъсъци на неутрони от космическа радиация с азотни ядра в земната атмосфера:

Таблица 21.1

Характеристика на елементите от IVA група

* Биогенен елемент.

Основният изотоп на въглерода е от особено значение в химията и физиката, тъй като се основава на единицата за атомна маса, 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 химичните елементи. Най-разпространен е 12 5 gSn (32,59%). Оловото има четири изотопа: 2 SgPb (1,4%), 2 S|Pb (24,1%), 2S2βL (22,1%) и 2S2βL (52,4%). Последните три изотопа на оловото са крайните продукти на 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 разпространението в земната кора въглеродът е сред първите десет химични елемента. Среща се под формата на графит, много разновидности на въглища, като част от нефт, природен горим газ, варовикови слоеве (CaCO e), доломит (CaCO 3 -MgC0 3) и други карбонати. Въпреки че естественият диамант съставлява незначителна част от наличния въглерод, той 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 в земната кора. Пясъкът, глината и много скали, които виждате, са съставени от силициеви минерали. С изключение на кристалните разновидности на силициевия оксид, всичките му 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). Широко 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. Силициевите съединения са повече от половината от бижутата и декоративни камъни.Кислородно-силициевата рамка причинява ниска разтворимост на силициевите минерали във вода.Само от горещи подземни извори, в продължение на хиляди години, могат да се отлагат израстъци и кори от силициеви съединения. скалиясписът принадлежи към този тип.

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. Наименуването на новия елемент предизвика противоречия. Менделеев в писмо до Винклер силно подкрепя името германий.

Елементите от група IVA имат четири валентни електрона отвън 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 химически съединения в двувалентно състояние; в почти всички стабилни съединения те са четиривалентни. По-нататък в групата, за германий, калай и олово, стабилността на двувалентното състояние се увеличава, а стабилността на четиривалентното състояние намалява. Следователно оловните (IV) съединения се държат като силни окислители. Този модел се проявява и в групата VA. Важна разлика между въглерода и останалите елементи от групата е способността за образуване на химични връзки в три различни състояния на хибридизация - sp, sp2и sp3.Силиконът практически има само едно хибридно състояние. sp3.Това ясно се проявява при сравняване на свойствата на въглеродните и силициевите съединения. Например въглеродният оксид CO 2 е газ (въглероден диоксид), а силициевият оксид Si0 2 е огнеупорно вещество (кварц). Първото вещество е газообразно, защото при sp-хибридизация на въглерод, всички ковалентни връзки са затворени в молекулата на CO 2:

Привличането между молекулите е слабо и това определя състоянието на материята. В силициевия оксид четири хибридни 5p 3 силициеви орбитали не могат да бъдат затворени върху два кислородни атома. Силициев атом е свързан с четири кислородни атома, всеки от които на свой ред е свързан с друг силициев атом. Получава се 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 елементите IVA е по-ниска в сравнение с елементите на групата VA 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.