Άνθρακα και πυρίτιο. Στοιχεία της ομάδας IVA. Γενικά χαρακτηριστικά της ομάδας IVA του Περιοδικού συστήματος Δομή των ατόμων. Επικράτηση στη φύση

Διάλεξη 8

ΘΕΜΑ : Στοιχεία ομάδας IVA.

Ανθρακας

Ερωτήσεις που μελετήθηκαν στη διάλεξη:

Ομάδα IVA.
Ανθρακας. Γενικά χαρακτηριστικά του άνθρακα.
Χημικές ιδιότητες του άνθρακα.
Οι πιο σημαντικές ενώσεις του άνθρακα.

Γενικά χαρακτηριστικά των στοιχείωνΟμάδα IVA

Στα στοιχεία της κύριας υποομάδας IV ανήκουν οι ομάδες C, Si, Ge, Sn, P V. Ηλεκτρονικός τύπος του επιπέδου εξωτερικού σθένους nS 2 np 2 , δηλαδή έχουν 4 ηλεκτρόνια σθένους και αυτά είναι στοιχεία p, επομένως βρίσκονται στην κύρια υποομάδα IV ομάδα.

││││

│↓│np

Στη θεμελιώδη κατάσταση ενός ατόμου, δύο ηλεκτρόνια είναι ζευγαρωμένα και δύο είναι ασύζευκτα. Το εξωτερικό περίβλημα του άνθρακα έχει 2 ηλεκτρόνια, το πυρίτιο έχει 8 και Ge, Sn, P έχει 18 ηλεκτρόνια. Να γιατί Ge, Sn, P c συνδυάζονται σε μια υποομάδα γερμανίου (αυτά είναι πλήρη ηλεκτρονικά ανάλογα).

Σε αυτήν την υποομάδα στοιχείων p, όπως και σε άλλες υποομάδες στοιχείων p, οι ιδιότητες των ατόμων των στοιχείων αλλάζουν περιοδικά:

Πίνακας 9

Στοιχείο	ομοιοπολική ατομική ακτίνα, nm	Μεταλλική ακτίνα ατόμου, nm	Ακτίνα ιόντων υπό όρους, nm		Ενέργεια ιονισμός E E o → E + , ev.	Συγγενής ηλεκτραρνητικότητα
Στοιχείο	ομοιοπολική ατομική ακτίνα, nm	Μεταλλική ακτίνα ατόμου, nm			Ενέργεια ιονισμός E E o → E + , ev.	Συγγενής ηλεκτραρνητικότητα	Ε 2+	Ε 4+
	0,077				11,26
	0,117	0,134		0,034	8,15
	0,122	0,139	0,065	0,044	7,90
	0,140	0,158	0,102	0,067	7,34
Π σε		0,175	0,126	0,076	7,42

Έτσι, από πάνω προς τα κάτω στην υποομάδα, η ακτίνα του ατόμου αυξάνεται, άρα η ενέργεια ιονισμού μειώνεται, άρα η ικανότητα δωρεάς ηλεκτρονίων αυξάνεται και η τάση ολοκλήρωσης του εξωτερικού κελύφους ηλεκτρονίων σε μια οκτάδα μειώνεται απότομα, άρα από το C σε Το Pb, οι αναγωγικές ιδιότητες και οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται και οι μη μεταλλικές ιδιότητες μειώνονται. Ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι τυπικά αμέταλλα,Γε Οι μεταλλικές ιδιότητες ήδη εμφανίζονται και στην εμφάνιση μοιάζει με μέταλλο, αν και είναι ημιαγωγός. Με τον κασσίτερο, οι μεταλλικές ιδιότητες ήδη κυριαρχούν και ο μόλυβδος είναι ένα τυπικό μέταλλο.

Έχοντας 4 ηλεκτρόνια σθένους, τα άτομα στις ενώσεις τους μπορούν να εμφανίσουν καταστάσεις οξείδωσης από το ελάχιστο (-4) έως το μέγιστο (+4), και χαρακτηρίζονται από άρτια S.O.: -4, 0, +2, +4; ΕΤΣΙ. = -4 είναι τυπικό για το C και Si με μέταλλα.

Η φύση της σχέσης με άλλα στοιχεία.Ο άνθρακας σχηματίζει μόνο ομοιοπολικούς δεσμούς, το πυρίτιο επίσης σχηματίζει κυρίως ομοιοπολικούς δεσμούς. Για κασσίτερο και μόλυβδο, ειδικά σε Σ.Ο. = +2, η ιοντική φύση του δεσμού είναι πιο χαρακτηριστική (για παράδειγμα, Рв(ΟΧΙ 3 ) 2 ).

ομοιοπολικό καθορίζεται από τη δομή σθένους του ατόμου. Το άτομο άνθρακα έχει 4 τροχιακά σθένους και το μέγιστο ομοιοπολικό είναι 4. Για άλλα στοιχεία, το ομοιοπολικό μπορεί να είναι μεγαλύτερο από τέσσερα, αφού υπάρχει σθένοςρε υποεπίπεδο (για παράδειγμα, H2 [SiF6]).

Παραγωγή μικτών γενών . Ο τύπος του υβριδισμού καθορίζεται από τον τύπο και τον αριθμό των τροχιακών σθένους. Ο άνθρακας έχει μόνομικρό - και τροχιακά σθένους p, έτσι μπορεί να είναι Sp (καραμπίνα, CO 2 , CS 2 ), Sp 2 (γραφίτης, βενζόλιο, COCl 2 ), Sp 3 υβριδισμός (CH 4 , διαμάντι, CCl 4 ). Για το πυρίτιο, το πιο χαρακτηριστικόΥβριδισμός Sp 3 (SiO 2, SiCl 4 ), αλλά έχει σθένοςρε -υποεπίπεδο, άρα υπάρχει και Sp 3 d 2 - υβριδισμός, για παράδειγμα,Η2 [SiF6].

IV η ομάδα PSE είναι η μέση του πίνακα του D.I. Mendeleev. Εδώ, φαίνεται καθαρά μια απότομη αλλαγή στις ιδιότητες από τα μη μέταλλα σε μέταλλα. Ας εξετάσουμε χωριστά τον άνθρακα, μετά το πυρίτιο και μετά τα στοιχεία της υποομάδας του γερμανίου.

Ανθρακας. Γενικά χαρακτηριστικά του άνθρακα

Η περιεκτικότητα σε άνθρακα στον φλοιό της γης είναι χαμηλή (περίπου 0,1% μάζα). Το μεγαλύτερο μέρος του περιέχεται στη σύνθεση των ελάχιστα διαλυτών ανθρακικών αλάτων (CaCO 3, MgCO 3 ), πετρέλαιο, άνθρακας, φυσικό αέριο. Περιεκτικότητα σε CO 2 στον αέρα είναι μικρό (0,03%), αλλά η συνολική του μάζα είναι περίπου 600 εκατομμύρια τόνοι. Ο άνθρακας είναι μέρος των ιστών όλων των ζωντανών οργανισμών (το κύριο συστατικό του φυτικού και ζωικού κόσμου). Ο άνθρακας βρίσκεται επίσης σε ελεύθερη κατάσταση, κυρίως με τη μορφή γραφίτη και διαμαντιού.

Στη φύση, ο άνθρακας είναι γνωστός ως δύο σταθερά ισότοπα: 12 C (98,892%) και 13 C (1,108%). Κάτω από τη δράση των κοσμικών ακτίνων, μια ορισμένη ποσότητα β-ραδιενεργού ισοτόπου σχηματίζεται επίσης στην ατμόσφαιρα 14 ΜΕ: . Κατά περιεχόμενο 14 Με στα φυτικά υπολείμματα κρίνεται η ηλικία τους. Έχουν ληφθεί επίσης ραδιενεργά ισότοπα με μαζικούς αριθμούς από 10 έως 16.

Σε αντίθεση με τα F 2, N 2, O 2 απλές ουσίες άνθρακα έχουν πολυμερή δομή. Σύμφωνα με τους χαρακτηριστικούς τύπους υβριδισμού των τροχιακών σθένους, τα άτομα C μπορούν να συνδυαστούν σε πολυμερείς σχηματισμούς τρισδιάστατης τροποποίησης (διαμάντι, sp 3 ), δισδιάστατη ή πολυεπίπεδη τροποποίηση (γραφίτης, Sp 2 ) και ένα γραμμικό πολυμερές (καραμπίνα, sp).

Χημικές ιδιότητες του άνθρακα

Χημικά, ο άνθρακας είναι πολύ αδρανής. Αλλά όταν θερμαίνεται, είναι σε θέση να αλληλεπιδρά με πολλά μέταλλα και αμέταλλα, ενώ παρουσιάζει τόσο οξειδωτικές όσο και αναγωγικές ιδιότητες.

Διαμάντι + 2 F 2 → CF 4 και ο γραφίτης σχηματίζει φθοριούχο γραφίτη CF

(και μετά + F 2 → CF 4 ). Μία από τις μεθόδους για τον διαχωρισμό του διαμαντιού από τον γραφίτη βασίζεται σε μια διαφορετική στάση απέναντι στο φθόριο. Ο άνθρακας δεν αντιδρά με άλλα αλογόνα. Με οξυγόνο (Ο 2 ) ο άνθρακας με έλλειψη οξυγόνου σχηματίζει CO, με περίσσεια οξυγόνου σχηματίζει CO 2 .

2C + O 2 → 2CO; C + O 2 → CO 2.

Σε υψηλές θερμοκρασίες, ο άνθρακας αντιδρά με μέταλλα για να σχηματίσει καρβίδια μετάλλων:

Ca + 2C \u003d CaC 2.

Όταν θερμαίνεται, αντιδρά με υδρογόνο, θείο, πυρίτιο:

t o t o

C + 2 H 2 \u003d CH 4 C + 2S ↔ CS 2

C + Si = SiC.

Ο άνθρακας αντιδρά επίσης με πολύπλοκες ουσίες. Όταν οι υδρατμοί διέρχονται μέσω θερμαινόμενου άνθρακα, σχηματίζεται ένα μείγμα CO και H. 2 αέριο νερού (σε θερμοκρασίες άνω των 1200περίπου Γ):

C + HOH \u003d CO + H 2.

Αυτό το μείγμα χρησιμοποιείται ευρέως ως αέριο καύσιμο.

Σε υψηλές θερμοκρασίες, ο άνθρακας είναι σε θέση να αναγάγει πολλά μέταλλα από τα οξείδια τους, κάτι που χρησιμοποιείται ευρέως στη μεταλλουργία.

ZnO + C → Zn + CO

Οι πιο σημαντικές ενώσεις άνθρακα

καρβίδια μετάλλων.

Δεδομένου ότι είναι σύνηθες ο άνθρακας να σχηματίζει ομοαλυσίδες, η σύνθεση των περισσότερων καρβιδίων δεν αντιστοιχεί στην κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα ίση με (-4). Ανάλογα με τον τύπο του χημικού δεσμού διακρίνονται τα ομοιοπολικά, τα ιοντικά-ομοιοπολικά και τα μεταλλικά καρβίδια. Στις περισσότερες περιπτώσεις, τα καρβίδια λαμβάνονται με ισχυρή θέρμανση των αντίστοιχων απλών ουσιών ή των οξειδίων τους με άνθρακα

T o t o

V 2 O 5 + 7C → 2VC + 5CO; Ca + 2 C → CaC 2.

Σε αυτή την περίπτωση, λαμβάνονται καρβίδια διαφορετικής σύνθεσης.

Τα άλατα ή ιοντικά ομοιοπολικά καρβίδια είναι ενώσεις ενεργών και ορισμένων άλλων μετάλλων: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C . Σε αυτές τις ενώσεις, ο χημικός δεσμός είναι ενδιάμεσος μεταξύ ιοντικού και ομοιοπολικού. Υπό τη δράση του νερού ή των αραιωμένων οξέων, υδρολύονται και λαμβάνονται υδροξείδια και οι αντίστοιχοι υδρογονάνθρακες:

CaC 2 + 2HON → Ca (OH) 2 + C 2 H 2;

Al 4 C 3 + 12HOH → 4Al(OH) 3 + 3CH4.

Στα καρβίδια μετάλλων, τα άτομα άνθρακα καταλαμβάνουν οκταεδρικά κενά στις δομές των μετάλλων (πλευρικές υποομάδες IV VIII ομάδες). Αυτές είναι πολύ σκληρές, πυρίμαχες και ανθεκτικές στη θερμότητα ουσίες, πολλές από αυτές εμφανίζουν μεταλλικές ιδιότητες: υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα, μεταλλική λάμψη. Η σύνθεση τέτοιων καρβιδίων ποικίλλει σε ένα ευρύ φάσμα. Έτσι, τα καρβίδια του τιτανίου έχουν τη σύνθεση TiC 0,6 1,0 .

Ομοιοπολικά καρβίδια SiC και B 4 Γ. Είναι πολυμερή. Ο χημικός δεσμός σε αυτά προσεγγίζει έναν καθαρά ομοιοπολικό, αφού το βόριο και το πυρίτιο είναι γείτονες του άνθρακα στο PSE και είναι κοντά του ως προς την ακτίνα του ατόμου και του OEO. Είναι πολύ σκληρά και χημικά αδρανή. Το μεθάνιο CH μπορεί επίσης να θεωρηθεί ως το απλούστερο ομοιοπολικό καρβίδιο. 4 .

Αλογονίδια του άνθρακα

Ο άνθρακας σχηματίζει πολλές ενώσεις με αλογόνα, οι απλούστερες από τις οποίες έχουν τον τύπο C H al 4 δηλ. τετρααλογονίδια άνθρακα. Σε αυτά Σ.Ο. ο άνθρακας είναι +4, sp 3 -υβριδισμός του ατόμου C, άρα τα μόρια C Н al 4 τετράεδρα. CF 4 αέριο, CCl 4 υγρό, CBr 4 και CJ 4 στερεά. Μόνο CF4 λαμβάνεται απευθείας από F2 και C, ο άνθρακας δεν αντιδρά με άλλα αλογόνα. Ο τετραχλωράνθρακας λαμβάνεται με χλωρίωση του δισουλφιδίου του άνθρακα:

CS 2 + 3Cl 2 \u003d CCl 4 + S 2 Cl 2.

Όλα C H al 4 αδιάλυτο στο νερό, αλλά διαλυτό σε οργανικούς διαλύτες.

t o , Κατ

C H al 4 (g) + 2HON (g) \u003d CO 2 + 4HNa l (δ) (η υδρόλυση γίνεται με ισχυρή θέρμανση και παρουσία καταλύτη). Πρακτικής σημασίας CF 4 , SS l 4 .

CF4 , καθώς και άλλες ενώσεις φθοριούχου άνθρακα, για παράδειγμα CF2Cl2 (διφθοροδιχλωρομεθάνιο) χρησιμοποιούνται ως ουσίες εργασίας με φρέον σε μηχανές ψύξης.

CCl 4 χρησιμοποιείται ως άφλεκτος διαλύτης για οργανικές ουσίες (λίπη, λάδια, ρητίνες), καθώς και ως υγρό για πυροσβεστήρες.

Μονοξείδιο του άνθρακα (P).

Το μονοξείδιο του άνθρακα (P) CO είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο, ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Πολύ τοξικό (μονοξείδιο του άνθρακα): η αιμοσφαιρίνη του αίματος που σχετίζεται με το CO χάνει την ικανότητά της να συνδυάζεται με Ο 2 και να είναι ο φορέας του.

Το μονοξείδιο του άνθρακα (P) λαμβάνεται:

με ατελή οξείδωση άνθρακα 2C + O 2 = 2CO;

στη βιομηχανία, λαμβάνονται με την αντίδραση: CO 2 + C = 2CO;
όταν περνάμε υπερθερμασμένους υδρατμούς πάνω από καυτό άνθρακα:

C + HOH \u003d CO + H 2 t o

αποσύνθεση των καρβονυλίων Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
στο εργαστήριο, το CO λαμβάνεται με δράση στο μυρμηκικό οξύ με ουσίες που απομακρύνουν το νερό ( H 2 SO 4, P 2 O 5):

HCOOH → CO + HOH.

Ωστόσο, το CO δεν είναι μυρμηκικός ανυδρίτης, αφού στο CO ο άνθρακας είναι τρισθενής και στο HCOOH είναι τετρασθενής. Έτσι, το CO είναι ένα οξείδιο που δεν σχηματίζει άλατα.

Η διαλυτότητα του CO στο νερό είναι χαμηλή και δεν λαμβάνει χώρα καμία χημική αντίδραση. Στο μόριο του CO, όπως και στο μόριοΝ 2 τριπλός δεσμός. Σύμφωνα με τη μέθοδο των δεσμών σθένους, σχηματίζονται 2 δεσμοί λόγω του ζευγαρώματος δύο ασύζευκτων p-ηλεκτρονίων C και O (κάθε ατόμου) και ο τρίτος σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη λόγω του ελεύθερου τροχιακού 2p του C. άτομο και ζεύγος ηλεκτρονίων 2p του ατόμου οξυγόνου: C ≡ O Ο τριπλός δεσμός CO είναι πολύ ισχυρός και η ενέργειά του είναι πολύ μεγάλη (1066 kJ / mol) περισσότερο απόΝ 2 . Για το μονοξείδιο του άνθρακα (P), οι ακόλουθοι τρεις τύποι αντιδράσεων είναι χαρακτηριστικοί:

αντιδράσεις οξείδωσης. Το CO είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, ωστόσο, λόγω του ισχυρού τριπλού δεσμού στο μόριο, οι αντιδράσεις οξειδοαναγωγής που περιλαμβάνουν CO προχωρούν γρήγορα μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες. Η αναγωγή των οξειδίων με τη βοήθεια του CO κατά τη θέρμανση έχει μεγάλη σημασία στη μεταλλουργία.

Fe 2 O 3 + 3CO = 3CO 2 + 2Fe.

Το CO μπορεί να οξειδωθεί από το οξυγόνο:προς την

2CO + O 2 \u003d 2CO 2.

μια άλλη χαρακτηριστική χημική ιδιότητα του CO είναι η τάση νααντιδράσεις προσθήκης, που οφείλεται στον ακόρεστο σθένους του άνθρακα σε CO (σε αυτές τις αντιδράσεις, ο άνθρακας περνά σε τετρασθενή κατάσταση, που είναι πιο χαρακτηριστική γι 'αυτόν από το τρισθενές του άνθρακα σε CO).

Έτσι, το CO αντιδρά με το χλώριο για να σχηματίσει φωσγένιο COC l2:

CO + Cl 2 \u003d COCl 2 (σε αυτή την αντίδραση, το CO είναι επίσης αναγωγικός παράγοντας). Η αντίδραση επιταχύνεται με τη δράση του φωτός και ενός καταλύτη. Καστανό αέριο φωσγένιο, πολύ δηλητηριώδη ισχυρή τοξική ουσία. Υδρολύεται αργά COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.

Το φωσγένιο χρησιμοποιείται στη σύνθεση διαφόρων ουσιών και χρησιμοποιήθηκε στον Πρώτο Παγκόσμιο Πόλεμο ως παράγοντας χημικού πολέμου.

Όταν θερμαίνεται, το CO αντιδρά με το θείο σχηματίζοντας σουλφοξείδιο του άνθρακα COS:

CO + S = COS (αέριο).

Όταν θερμαίνεται υπό πίεση, το CO αντιδρά με το υδρογόνο για να σχηματίσει μεθανόλη

μπλουζα

CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.

Σύνθεση μεθανόλης από CO και H 2 μια από τις σημαντικότερες χημικές παραγωγές.

Σε αντίθεση με τις περισσότερες άλλες ενώσεις άνθρακα, το μόριο CO έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων στο άτομο C. Επομένως, το μόριο CO μπορεί να δράσεισυνδέτης σε διάφορα συγκροτήματα. Ιδιαίτερα πολυάριθμα είναι τα προϊόντα προσθήκης CO σε άτομα μετάλλων, τα οποία ονομάζονται καρβονύλια. Είναι γνωστά περίπου 1000 καρβονύλια, συμπεριλαμβανομένων των καρβονυλίων που περιέχουν άλλους συνδέτες εκτός από το CO. Τα καρβονύλια (σύμπλοκα) λαμβάνουν:

T, p t, p

Fe + 5CO → Ni + 4CO → .

Υπάρχουν αέρια, υγρά και στερεά καρβονύλια, στα οποία το μέταλλο έχει κατάσταση οξείδωσης 0. Όταν θερμαίνονται, τα καρβονύλια αποσυντίθενται και προκύπτουν μέταλλα πολύ υψηλού βαθμού καθαρότητας σε σκόνη:

προς την

Ni(CO) 4 → Ni + 4CO.

Τα καρβονύλια χρησιμοποιούνται σε συνθέσεις και για τη λήψη πολύ καθαρών μετάλλων. Όλα τα καρβονύλια, όπως το CO, είναι εξαιρετικά τοξικά.

Μονοξείδιο του άνθρακα (IV).

μόριο CO 2 έχει γραμμική δομή (O = C = O), sp υβριδισμός του ατόμου άνθρακα. Δύο δεσμοί του τύπου σ προκύπτουν λόγω της επικάλυψης δύο sp υβριδικά τροχιακά του ατόμου C και δύο 2pΧ τροχιακά δύο ατόμων οξυγόνου με ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Δύο άλλοι δεσμοί τύπου π προκύπτουν όταν επικαλύπτονται 2p y - και 2p z - τροχιακά του ατόμου C (μη υβριδικό) με το αντίστοιχο 2π y - και 2p z - τροχιακά άτομα οξυγόνου.

Λήψη CO 2:

- στη βιομηχανίαπου λαμβάνεται με ψήσιμο ασβεστόλιθου

CaCO 3 → CaO + CO 2;

Στο εργαστήριο που λαμβάνεται στη συσκευή Kipp σύμφωνα με την αντίδραση

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.

Φυσικές ιδιότητες του CO 2 : είναι αέριο, βαρύτερο από τον αέρα, η διαλυτότητα στο νερό είναι χαμηλή (στο 0Ο Ο C σε 1 λίτρο νερού διαλύει 1,7 λίτρα CO 2, και στις 15 ο Το C διαλύει 1 λίτρο CO 2 ), ενώ ορισμένα από τα διαλυμένα CO 2 αντιδρά με το νερό για να σχηματίσει ανθρακικό οξύ:

HOH + CO 2 ↔ H 2 CO 3 . Η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά (←), έτσι το μεγαλύτερο μέρος του διαλυμένου CO 2 με τη μορφή CO 2 και όχι οξέος.

ΣΕ χημικά CO 2 παρουσιάζει: α) τις ιδιότητες ενός οξειδίου οξέος και όταν αλληλεπιδρά με αλκαλικά διαλύματα σχηματίζονται ανθρακικά και με περίσσεια CO 2 διττανθρακικά:

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O NaOH + CO 2 → NaHCO 3.

β) οξειδωτικές ιδιότητες, αλλά οξειδωτικές ιδιότητες CO2 είναι πολύ αδύναμοι, αφού ο Σ.Ο. = +4 αυτή είναι η πιο χαρακτηριστική κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα. Παράλληλα, η CO 2 ανάγεται σε CO ή C:

C + CO 2 ↔ 2CO.

C O 2 χρησιμοποιείται στην παραγωγή σόδας, για την κατάσβεση πυρκαγιών, την παρασκευή μεταλλικού νερού, ως αδρανές μέσο στις συνθέσεις.

Ανθρακικό οξύ και τα άλατά του

Το ανθρακικό οξύ είναι γνωστό μόνο σε αραιά υδατικά διαλύματα. Σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση του CO 2 με νερό. Σε ένα υδατικό διάλυμα, το μεγαλύτερο μέρος του διαλυμένου CO 2 σε ενυδατωμένη κατάσταση και μόνο ένα μικρό μέρος σε μορφή H 2 CO 3, HCO 3 -, CO 3 2- , δηλαδή, η ισορροπία επιτυγχάνεται σε ένα υδατικό διάλυμα:

CO 2 + HOH ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - ↔ 2H + + CO 3 2-.

Η ισορροπία μετατοπίζεται έντονα προς τα αριστερά (←) και η θέση της εξαρτάται από τη θερμοκρασία, το περιβάλλον κ.λπ.

Το ανθρακικό οξύ θεωρείται ασθενές οξύ (Κ 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Αυτή είναι η φαινομενική σταθερά ιοντισμού Κκαι αυτος. , σχετίζεται με τη συνολική ποσότητα CO που διαλύεται στο νερό 2 , και όχι στην πραγματική συγκέντρωση ανθρακικού οξέος, η οποία δεν είναι ακριβώς γνωστή. Επειδή όμως τα μόρια H 2 CO 3 σε διάλυμα είναι μικρό, τότε το αληθινό Κκαι αυτος. Το ανθρακικό οξύ είναι πολύ περισσότερο από αυτό που υποδεικνύεται παραπάνω. Έτσι, προφανώς, η πραγματική αξία του Κ 1 ≈ 10 -4 , δηλαδή ανθρακικό οξύ μέτριας ισχύος.

Τα άλατα (ανθρακικά) είναι συνήθως ελαφρώς διαλυτά στο νερό. Τα ανθρακικά διαλύονται καλά+ , Na + , R в + , Cs + , Tl +1 , NH 4 + . Τα διττανθρακικά, σε αντίθεση με τα ανθρακικά, είναι κυρίως διαλυτά στο νερό.

Υδρόλυση άλατος: Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH (pH> 7).

Όταν θερμαίνονται, τα ανθρακικά άλατα αποσυντίθενται, σχηματίζοντας οξείδιο μετάλλου και CO 2 .Όσο ισχυρότερες είναι οι μεταλλικές ιδιότητες του στοιχείου που σχηματίζει το κατιόν, τόσο πιο σταθερό είναι το ανθρακικό. Ετσι, Na2CO3 λιώνει χωρίς αποσύνθεση. CaCO 3 αποσυντίθεται στους 825 o C και Ag 2 CO 3 αποσυντίθεται στα 100Ο Γ. Τα διττανθρακικά αποσυντίθενται σε ελαφρά θέρμανση:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

Ουρία και δισουλφίδιο του άνθρακα.

Η ουρία ή ουρία λαμβάνεται με τη δράση του CO 2 για υδατικό διάλυμα H 3 N στους 130 o C και 1∙10 7 Pa.

CO 2 + 2H 3 N \u003d CO (NH 2) 2 + H 2 O.

Η ουρία είναι μια λευκή κρυσταλλική ουσία. Χρησιμοποιείται ως αζωτούχο λίπασμα, για τη διατροφή των ζώων, για την παραγωγή πλαστικών, φαρμακευτικών προϊόντων (veronal, luminal).

Δισουλφίδιο του άνθρακα (δισουλφίδιο του άνθρακα) CS2 υπό κανονικές συνθήκες πτητικό άχρωμο υγρό, δηλητηριώδες. ΚΑΘΑΡΗ CS2 έχει μια ελαφρά ευχάριστη μυρωδιά, αλλά σε επαφή με τον αέρα μια αποκρουστική μυρωδιά των προϊόντων οξείδωσής του. Ο δισουλφίδιο του άνθρακα δεν διαλύεται στο νερό, όταν θερμαίνεται (150Ο Γ) υδρολύεται σε CO 2 και H 2 S :

CS 2 + 2HOH = CO 2 + 2H 2 S.

Ο δισουλφίδιο του άνθρακα οξειδώνεται εύκολα και αναφλέγεται εύκολα στον αέρα με ελαφρά θέρμανση: CS 2 + 3 O 2 \u003d CO 2 + 2 SO 2.

Ο δισουλφίδιο του άνθρακα παράγεται από την αλληλεπίδραση του ατμού του θείου με τον καυτό άνθρακα. Ο δισουλφίδιο του άνθρακα χρησιμοποιείται ως καλός διαλύτης για οργανικές ουσίες, φώσφορο, θείο, ιώδιο. Ο όγκος CS2 Χρησιμοποιείται για την παραγωγή μεταξιού βισκόζης και ως μέσο για την καταπολέμηση των παρασίτων στη γεωργία.

Υδροκυανικό, θειοκυανικό και κυανικό οξύ.

Υδροκυανικό οξύ HCN (ή υδροκυανικό οξύ) έχει γραμμική δομή, αποτελείται από 2 τύπους μορίων σε ταυτομερή ισορροπία, η οποία μετατοπίζεται προς τα αριστερά σε θερμοκρασία δωματίου:

H C ≡ N ↔ H N ≡ C

ισοκυανιούχο κυάνιο

υδρογόνο υδρογόνο

HCN είναι ένα πτητικό υγρό με μυρωδιά αμυγδάλου, ένα από τα πιο δυνατά δηλητήρια, αναμιγνύεται με νερό σε οποιαδήποτε αναλογία. σε υδατικό διάλυμα HCN - ασθενές οξύ (K = 7,9 ∙ 10-10 ), το οποίο είναι πολύ πιο αδύναμο από το ανθρακικό οξύ.

Στη βιομηχανία HCN που λαμβάνεται με καταλυτική αντίδραση:

τ ο , κατ

CO + NH 3 → HCN + HOH.

Τα άλατα (κυανίδια) λαμβάνονται με αναγωγή των ανθρακικών αλάτων με άνθρακα όταν θερμαίνονται:

Na 2 CO 3 + C + 2NH 3 \u003d 2NaCN + 3H 2 O.

Το υδροκυάνιο χρησιμοποιείται στην οργανική σύνθεση και NaCN και KCN στην εξόρυξη χρυσού, για την απόκτηση σύνθετων κυανιδίων κ.λπ.

Τα κυανίδια είναι βασικά ( NaCN) και οξύ (JCN ). Υδρόλυση βασικού κυανίου:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).

Η υδρόλυση του όξινου κυανιδίου παράγει δύο οξέα:

JCN + HOH = HJO + HCN.

κυανίδια δ -τα στοιχεία δεν διαλύονται στο νερό, αλλά λόγω του σχηματισμού συμπλόκου διαλύονται εύκολα παρουσία βασικών κυανιδίων:

4KCN + Mn(CN) 2 = K 4 .

Τα σύνθετα κυανίδια είναι πολύ σταθερά.

Θειοκυανικό υδρογόνο HSCN ή HNCS έχει γραμμική δομή και αποτελείται από δύο τύπους μορίων: HSC ≡ ΝήH Ν = ντο = μικρό. Σε κρυσταλλικό θειοκυανικόNaNCS, Ba(NCS) 2 το μεταλλικό ιόν βρίσκεται κοντά στο άτομο αζώτου. VAgSCN, hg(SCN) 2 ένα μεταλλικό ιόν κοντά σε ένα άτομο θείου.

Τα θοδανίδια ή οι θειοκυανικοί εστέρες λαμβάνονται με τη δράση του θείου σε κυανιούχα αλκαλικά μέταλλα (διαλύματα βρασμού με θείο):

tο

KCN + S = KNCS.

Το άνυδρο θειοκυανικό υδρογόνο λαμβάνεται με θέρμανση θειοκυανικού μολύβδου (ή υδραργύρου) σε ρεύμαH2 μικρό:

tο

Rv(SCN)2 + Η2 S →RvS↓ + 2HNCS.

HNCSάχρωμο ελαιώδες υγρό με πικάντικη οσμή, που αποσυντίθεται εύκολα. Διαλύεται καλά στο νερό, σε υδατικό διάλυμαHNCSσχηματίζει ένα ισχυρό θειοκυανικό οξύ (Κ = 0,14). Οι ροδανίδες χρησιμοποιούνται κυρίως στη βαφή υφασμάτων καιNH4 ΚΝΣχρησιμοποιείται ως αντιδραστήριο ιόντωνFe3+ .

Επίσης γνωστά είναι τα ταυτομερή κυανοειδή (HOCN) και ισοκυανικό (HNCO) οξέα:

Αυτή η ισορροπία σε θερμοκρασία δωματίου μετατοπίζεται προς τα αριστερά.

Τα κυανικά και ισοκυανικά άλατα λαμβάνονται με οξείδωση κυανιδίων: 2KCN + Ο2 = 2 KOCN. Το κυανικό οξύ σε υδατικό διάλυμα είναι οξύ μέτριας ισχύος.

ξέρω

θέση άνθρακα και πυριτίου στον περιοδικό πίνακα, παρουσία στη φύση και πρακτική εφαρμογή.
ατομική δομή, σθένος, καταστάσεις οξείδωσης άνθρακα και πυριτίου.
μέθοδοι απόκτησης και ιδιότητες απλών ουσιών - γραφίτη, διαμάντι και πυρίτιο. νέες αλλοτροπικές μορφές άνθρακα·
κύριοι τύποι ενώσεων άνθρακα και πυριτίου.
χαρακτηριστικά των στοιχείων της υποομάδας του γερμανίου.

έχω την δυνατότητα να

να συντάξει εξισώσεις για τις αντιδράσεις απόκτησης απλών ουσιών άνθρακα και πυριτίου και αντιδράσεις που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες αυτών των ουσιών.
συγκρίνετε τις ιδιότητες των στοιχείων στην ομάδα άνθρακα.
χαρακτηρίζουν πρακτικά σημαντικές ενώσεις άνθρακα και πυριτίου.
να πραγματοποιήσει υπολογισμούς σύμφωνα με τις εξισώσεις των αντιδράσεων στις οποίες συμμετέχουν άνθρακας και πυρίτιο.

τα δικά

Ικανότητες πρόβλεψης της πορείας των αντιδράσεων που περιλαμβάνουν άνθρακα, πυρίτιο και τις ενώσεις τους.

Η δομή των ατόμων. Επικράτηση στη φύση

Η ομάδα IVA του περιοδικού πίνακα αποτελείται από πέντε στοιχεία με ζυγούς ατομικούς αριθμούς: άνθρακα C, πυρίτιο Si, γερμάνιο Ge, κασσίτερο Sn και μόλυβδο Pb (Πίνακας 21.1). Στη φύση, όλα τα στοιχεία της ομάδας είναι μείγματα σταθερών ισοτόπων. Ο άνθρακας έχει δύο ισόγονα - *|С (98,9%) και *§С (1,1%). Επιπλέον, στη φύση υπάρχουν ίχνη του ραδιενεργού ισοτόπου «|C με t t= 5730 χρόνια. Σχηματίζεται συνεχώς κατά τη διάρκεια συγκρούσεων νετρονίων κοσμικής ακτινοβολίας με πυρήνες αζώτου στην ατμόσφαιρα της γης:

Πίνακας 21.1

Χαρακτηριστικά των στοιχείων της ομάδας IVA

* Βιογενές στοιχείο.

Το κύριο ισότοπο του άνθρακα έχει ιδιαίτερη σημασία στη χημεία και τη φυσική, καθώς βασίζεται στη μονάδα ατομικής μάζας, δηλαδή { /2 μέρος της μάζας ενός ατόμου «ICO Ναι).

Το πυρίτιο έχει τρία ισότοπα στη φύση. μεταξύ αυτών, το πιο κοινό είναι το ^)Si (92,23%). Το γερμάνιο έχει πέντε ισότοπα (j^Ge - 36,5%). Κασσίτερος - 10 ισότοπα. Πρόκειται για ρεκόρ μεταξύ των χημικών στοιχείων. Το πιο κοινό είναι το 12 5 gSn (32,59%). Ο μόλυβδος έχει τέσσερα ισότοπα: 2 SgPb (1,4%), 2 S|Pb (24,1%), 2S2βL (22,1%) και 2S2βL (52,4%). Τα τρία τελευταία ισότοπα μολύβδου είναι τα τελικά προϊόντα της αποσύνθεσης των φυσικών ραδιενεργών ισοτόπων ουρανίου και θορίου, και ως εκ τούτου η περιεκτικότητά τους στον φλοιό της γης έχει αυξηθεί σε όλη τη διάρκεια της ύπαρξης της Γης.

Όσον αφορά την επικράτηση στον φλοιό της γης, ο άνθρακας είναι μεταξύ των δέκα κορυφαίων χημικών στοιχείων. Εμφανίζεται ως γραφίτης, πολλές ποικιλίες άνθρακα, ως μέρος του πετρελαίου, του φυσικού εύφλεκτου αερίου, του ασβεστόλιθου (CaCO e), του δολομίτη (CaCO 3 -MgC0 3) και άλλων ανθρακικών ενώσεων. Αν και το φυσικό διαμάντι αποτελεί ένα ασήμαντο μέρος του διαθέσιμου άνθρακα, είναι εξαιρετικά πολύτιμο ως ένα όμορφο και σκληρότερο ορυκτό. Αλλά, φυσικά, η υψηλότερη αξία του άνθρακα έγκειται στο γεγονός ότι είναι η δομική βάση των βιοοργανικών ουσιών που σχηματίζουν τα σώματα όλων των ζωντανών οργανισμών. Ο άνθρακας δικαίως θεωρείται το πρώτο μεταξύ πολλών χημικών στοιχείων που είναι απαραίτητα για την ύπαρξη της ζωής.

Το πυρίτιο είναι το δεύτερο πιο άφθονο στοιχείο στον φλοιό της γης. Η άμμος, ο πηλός και πολλά πετρώματα που βλέπετε αποτελούνται από ορυκτά πυριτίου. Με εξαίρεση τις κρυσταλλικές ποικιλίες οξειδίου του πυριτίου, όλες οι φυσικές ενώσεις του είναι πυριτικά, δηλ. άλατα διαφόρων πυριτικών οξέων. Αυτά τα ίδια τα οξέα δεν έχουν ληφθεί ως μεμονωμένες ουσίες. Τα ορθοπυριτικά περιέχουν ιόντα SiOj ~, τα μεταπυριτικά αποτελούνται από πολυμερείς αλυσίδες (Si0 3 ") w. Τα περισσότερα πυριτικά άλατα είναι κατασκευασμένα σε ένα πλαίσιο ατόμων πυριτίου και οξυγόνου, μεταξύ των οποίων μπορούν να βρίσκονται άτομα οποιωνδήποτε μετάλλων και ορισμένων μη μετάλλων (φθόριο). γνωστά ορυκτά πυριτίου περιλαμβάνουν χαλαζία Si0 2, άστριο (ορθόκλαση KAlSi 3 0 8), μαρμαρυγία (μοσχοβίτης KAl 3 H 2 Si 3 0 12). Συνολικά, είναι γνωστά περισσότερα από 400 ορυκτά πυριτίου. Οι ενώσεις πυριτίου αποτελούν περισσότερες από τις μισές κοσμήματα και διακοσμητικές πέτρες Το πλαίσιο οξυγόνου-πυριτίου προκαλεί χαμηλής διαλυτότητας ορυκτά πυριτίου στο νερό.Μόνο από θερμές υπόγειες πηγές, εδώ και χιλιάδες χρόνια, μπορούν να εναποτεθούν αναπτύξεις και κρούστες ενώσεων πυριτίου. Ο ίασπης ανήκει σε πετρώματα αυτού του τύπου.

Δεν χρειάζεται να μιλήσουμε για την εποχή της ανακάλυψης του άνθρακα, του πυριτίου, του κασσίτερου και του μολύβδου, αφού ήταν γνωστά με τη μορφή απλών ουσιών ή ενώσεων από την αρχαιότητα. Το γερμάνιο ανακαλύφθηκε από τον K. Winkler (Γερμανία) το 1886 στο σπάνιο ορυκτό αργυροδίτη. Σύντομα έγινε σαφές ότι η ύπαρξη ενός στοιχείου με τέτοιες ιδιότητες είχε προβλεφθεί από τον D. I. Mendeleev. Η ονομασία του νέου στοιχείου προκάλεσε διαμάχη. Ο Mendeleev, σε μια επιστολή του προς τον Winkler, υποστήριξε σθεναρά το όνομα γερμάνιο.

Τα στοιχεία της ομάδας IVA έχουν τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους στο εξωτερικό μικρό-και p-υποεπίπεδα:

Ηλεκτρονικοί τύποι ατόμων:

Στη θεμελιώδη κατάσταση, αυτά τα στοιχεία είναι δισθενή και στη διεγερμένη κατάσταση γίνονται τετρασθενή:

Ο άνθρακας και το πυρίτιο σχηματίζουν πολύ λίγες χημικές ενώσεις σε δισθενή κατάσταση. σχεδόν σε όλες τις σταθερές ενώσεις είναι τετρασθενείς. Πιο κάτω στην ομάδα, για το γερμάνιο, τον κασσίτερο και τον μόλυβδο, η σταθερότητα της δισθενούς κατάστασης αυξάνεται και η σταθερότητα της τετρασθενούς κατάστασης μειώνεται. Επομένως, οι ενώσεις μολύβδου(IV) συμπεριφέρονται ως ισχυρά οξειδωτικά. Αυτό το πρότυπο εκδηλώνεται επίσης στην ομάδα VA. Μια σημαντική διαφορά μεταξύ του άνθρακα και των υπολοίπων στοιχείων της ομάδας είναι η ικανότητα σχηματισμού χημικών δεσμών σε τρεις διαφορετικές καταστάσεις υβριδισμού - sp, sp2Και sp3.Το πυρίτιο έχει πρακτικά μόνο μία υβριδική κατάσταση. sp3.Αυτό φαίνεται ξεκάθαρα όταν συγκρίνονται οι ιδιότητες του άνθρακα και των ενώσεων πυριτίου. Για παράδειγμα, το μονοξείδιο του άνθρακα CO 2 είναι αέριο (διοξείδιο του άνθρακα) και το οξείδιο του πυριτίου Si0 2 είναι μια πυρίμαχη ουσία (χαλαζίας). Η πρώτη ουσία είναι αέρια γιατί στο sp-υβριδισμός άνθρακα, όλοι οι ομοιοπολικοί δεσμοί είναι κλειστοί στο μόριο CO 2:

Η έλξη μεταξύ των μορίων είναι ασθενής και αυτό καθορίζει την κατάσταση της ύλης. Στο οξείδιο του πυριτίου, τέσσερα υβριδικά τροχιακά πυριτίου 5p 3 δεν μπορούν να κλείσουν σε δύο άτομα οξυγόνου. Ένα άτομο πυριτίου συνδέεται με τέσσερα άτομα οξυγόνου, καθένα από τα οποία με τη σειρά του συνδέεται με ένα άλλο άτομο πυριτίου. Αποδεικνύεται μια δομή πλαισίου με την ίδια δύναμη δεσμών μεταξύ όλων των ατόμων (βλ. διάγραμμα, τόμος 1, σελ. 40).

Οι ενώσεις άνθρακα και πυριτίου με τον ίδιο υβριδισμό, όπως το μεθάνιο CH 4 και το σιλάνιο SiH 4 , είναι παρόμοιες στη δομή και τις φυσικές ιδιότητες. Και οι δύο ουσίες είναι αέρια.

Η ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων IVA είναι χαμηλότερη σε σύγκριση με τα στοιχεία της ομάδας VA, και αυτό είναι ιδιαίτερα αισθητό στα στοιχεία της 2ης και 3ης περιόδου. Η μεταλλικότητα των στοιχείων στην ομάδα IVA είναι πιο έντονη από την ομάδα VA. Ο άνθρακας με τη μορφή γραφίτη είναι αγωγός. Το πυρίτιο και το γερμάνιο είναι ημιαγωγοί, ενώ ο κασσίτερος και ο μόλυβδος είναι αληθινά μέταλλα.

Η ομάδα IVA περιέχει τα πιο σημαντικά στοιχεία, χωρίς τα οποία δεν θα υπήρχε ούτε εμείς ούτε η Γη στην οποία ζούμε. Αυτός είναι ο άνθρακας - η βάση όλης της οργανικής ζωής, και το πυρίτιο - ο "μονάρχης" του ορυκτού βασιλείου.

Εάν ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι τυπικά αμέταλλα και ο κασσίτερος και ο μόλυβδος είναι μέταλλα, τότε το γερμάνιο καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση. Μερικά σχολικά βιβλία το κατατάσσουν ως μη μέταλλο, ενώ άλλα ως μέταλλο. Έχει ασημί λευκό χρώμα και μοιάζει με μέταλλο, αλλά έχει κρυσταλλικό πλέγμα σαν διαμάντι και είναι ημιαγωγός, όπως το πυρίτιο.

Από τον άνθρακα στον μόλυβδο (με φθίνουσες μη μεταλλικές ιδιότητες):

w η σταθερότητα της αρνητικής κατάστασης οξείδωσης μειώνεται (-4)

w η σταθερότητα της υψηλότερης θετικής κατάστασης οξείδωσης μειώνεται (+4)

w αυξάνει τη σταθερότητα μιας χαμηλής θετικής κατάστασης οξείδωσης (+2)

Ο άνθρακας είναι το κύριο συστατικό όλων των οργανισμών. Στη φύση, υπάρχουν τόσο απλές ουσίες που σχηματίζονται από άνθρακα (διαμάντι, γραφίτης) όσο και ενώσεις (διοξείδιο του άνθρακα, διάφορα ανθρακικά άλατα, μεθάνιο και άλλοι υδρογονάνθρακες στη σύνθεση του φυσικού αερίου και του πετρελαίου). Το κλάσμα μάζας του άνθρακα στον σκληρό άνθρακα φτάνει το 97%.
Το άτομο άνθρακα στη θεμελιώδη κατάσταση μπορεί να σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς μέσω του μηχανισμού ανταλλαγής, αλλά τέτοιες ενώσεις δεν σχηματίζονται υπό κανονικές συνθήκες. Ένα άτομο άνθρακα, πηγαίνοντας σε διεγερμένη κατάσταση, χρησιμοποιεί και τα τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους.
Ο άνθρακας σχηματίζει αρκετές αλλοτροπικές τροποποιήσεις (βλ. Εικ. 16.2). Αυτά είναι διαμάντι, γραφίτης, καραμπίνα, διάφορα φουλερένια.

Στις ανόργανες ουσίες, η κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα είναι + II και + IV. Υπάρχουν δύο οξείδια με αυτές τις καταστάσεις οξείδωσης του άνθρακα.
Το μονοξείδιο του άνθρακα (II) είναι ένα άχρωμο τοξικό αέριο, άοσμο. Το ασήμαντο όνομα είναι μονοξείδιο του άνθρακα. Σχηματίζεται κατά την ατελή καύση καυσίμου που περιέχει άνθρακα. Δείτε την ηλεκτρονική δομή του μορίου του στη σελίδα 121. Σύμφωνα με τις χημικές ιδιότητες του CO, ενός οξειδίου που δεν σχηματίζει άλατα, όταν θερμαίνεται, παρουσιάζει αναγωγικές ιδιότητες (μειώνει πολλά οξείδια όχι πολύ ενεργών μετάλλων σε μέταλλο).
Το μονοξείδιο του άνθρακα (IV) είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο. Το ασήμαντο όνομα είναι διοξείδιο του άνθρακα. Οξείδιο οξέος. Είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (φυσικά), αντιδρά μερικώς με αυτό, σχηματίζοντας ανθρακικό οξύ H2CO3 (τα μόρια αυτής της ουσίας υπάρχουν μόνο σε πολύ αραιά υδατικά διαλύματα).
Το ανθρακικό οξύ είναι ένα πολύ ασθενές διβασικό οξύ που σχηματίζει δύο σειρές αλάτων (ανθρακικά και υδρογονανθρακικά). Τα περισσότερα ανθρακικά είναι αδιάλυτα στο νερό. Από τα διττανθρακικά, μόνο τα διττανθρακικά αλκαλιμέταλλα και το αμμώνιο υπάρχουν ως μεμονωμένες ουσίες. Τόσο το ανθρακικό ιόν όσο και το διττανθρακικό ιόν είναι σωματίδια της βάσης· επομένως, τόσο τα ανθρακικά όσο και τα διττανθρακικά σε υδατικά διαλύματα υφίστανται υδρόλυση ανιόντων.
Από τα ανθρακικά, τα πιο σημαντικά είναι το ανθρακικό νάτριο Na2CO3 (σόδα, ανθρακικό νάτριο, σόδα πλυσίματος), το διττανθρακικό νάτριο NaHCO3 (μαγειρική σόδα, μαγειρική σόδα), το ανθρακικό κάλιο K2CO3 (ποτάσα) και το ανθρακικό ασβέστιο CaCO3 (κιμωλία, μάρμαρο, ασβεστόλιθος).
Ποιοτική αντίδραση στην παρουσία διοξειδίου του άνθρακα στο μείγμα αερίων: σχηματισμός ιζήματος ανθρακικού ασβεστίου όταν το αέριο δοκιμής διέρχεται από ασβεστόνερο (κορεσμένο διάλυμα υδροξειδίου του ασβεστίου) και η επακόλουθη διάλυση του ιζήματος με περαιτέρω διέλευση του αερίου . Αντιδράσεις που λαμβάνουν χώρα:

Ca2 + 2OH + CO2 = CaCO3 + H2O;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 + 2HCO3.

Στη φαρμακολογία και την ιατρική, χρησιμοποιούνται ευρέως διάφορες ενώσεις άνθρακα - παράγωγα ανθρακικού οξέος και καρβοξυλικών οξέων, διάφοροι ετερόκυκλοι, πολυμερή και άλλες ενώσεις. Έτσι, το καρβολένιο (ενεργός άνθρακας) χρησιμοποιείται για την απορρόφηση και την απομάκρυνση διαφόρων τοξινών από το σώμα. γραφίτης (με τη μορφή αλοιφών) - για τη θεραπεία δερματικών παθήσεων. ραδιενεργά ισότοπα άνθρακα - για επιστημονική έρευνα (ανάλυση ραδιοανθράκων).

Ο άνθρακας είναι η βάση όλων των οργανικών ουσιών. Κάθε ζωντανός οργανισμός αποτελείται σε μεγάλο βαθμό από άνθρακα. Ο άνθρακας είναι η βάση της ζωής. Η πηγή άνθρακα για τους ζωντανούς οργανισμούς είναι συνήθως CO 2 από την ατμόσφαιρα ή το νερό. Ως αποτέλεσμα της φωτοσύνθεσης, εισέρχεται σε βιολογικές τροφικές αλυσίδες στις οποίες τα ζωντανά όντα τρώνε το ένα το άλλο ή τα υπολείμματα του άλλου και έτσι εξάγουν άνθρακα για να χτίσουν το δικό τους σώμα. Ο βιολογικός κύκλος του άνθρακα τελειώνει είτε με οξείδωση και επιστροφή στην ατμόσφαιρα, είτε με απόρριψη με τη μορφή άνθρακα ή πετρελαίου.

Αναλυτικές αντιδράσεις ανθρακικό - ιόν CO 3 2-

Τα ανθρακικά είναι άλατα ενός ασταθούς, πολύ ασθενούς ανθρακικού οξέος H 2 CO 3, το οποίο σε ελεύθερη κατάσταση σε υδατικά διαλύματα είναι ασταθές και αποσυντίθεται με την απελευθέρωση CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Τα ανθρακικά αμμώνιο, νάτριο, ρουβίδιο, καίσιο είναι διαλυτά στο νερό. Το ανθρακικό λίθιο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Άλλα ανθρακικά μέταλλα είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό. Οι υδρογονάνθρακες διαλύονται στο νερό. Ανθρακικά - ιόντα σε υδατικά διαλύματα είναι άχρωμα, υφίστανται υδρόλυση. Τα υδατικά διαλύματα διττανθρακικών αλκαλιμετάλλων δεν χρωματίζονται όταν προστίθεται σε αυτά μια σταγόνα διαλύματος φαινολοφθαλεΐνης, γεγονός που καθιστά δυνατή τη διάκριση των ανθρακικών διαλυμάτων από τα διττανθρακικά διαλύματα (δοκιμή φαρμακοποιίας).

1. Αντίδραση με χλωριούχο βάριο.

Ba 2+ + COz 2 - -> BaCO 3 (λευκό λεπτό κρυσταλλικό)

Παρόμοια ιζήματα ανθρακικών δίνουν κατιόντα ασβεστίου (CaCO 3) και στρόντιο (SrCO 3). Το ίζημα είναι διαλυτό σε ανόργανα οξέα και σε οξικό οξύ. Σε διάλυμα H 2 SO 4 σχηματίζεται ένα λευκό ίζημα BaSO 4.

Ένα διάλυμα HC1 προστίθεται αργά στάγδην στο ίζημα έως ότου το ίζημα διαλυθεί πλήρως: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Αντίδραση με θειικό μαγνήσιο (φαρμακοποιία).

Mg 2+ + CO3 2 - -> MgCO 3 (λευκό)

Διττανθρακικό - ιόν HCO 3 - σχηματίζει ένα ίζημα MgCO 3 με θειικό μαγνήσιο μόνο όταν βράζει: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Το ίζημα του MgCO 3 διαλύεται σε οξέα.

3. Αντίδραση με ανόργανα οξέα (φαρμακοποιία).

CO 3 2- + 2 H 3 O \u003d H 2 CO 3 + 2H 2 O

HCO 3 - + H 3 O + = H 2 CO 3 + 2H 2 O

H 2 CO 3 -- CO 2 + H 2 O

Το εξελιγμένο αέριο CO 2 ανιχνεύεται με θολότητα βαρυτόνης ή ασβεστόνερου σε συσκευή ανίχνευσης αερίων, φυσαλίδων αερίου (CO 2), σε δοκιμαστικό σωλήνα - δέκτη - θολότητα του διαλύματος.

4. Αντίδραση με εξακυανοφερρικό ουρανύλιο (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (καφέ) -> 2 UO 2 CO 3 (άχρωμο) + 4 -

Ένα καφέ διάλυμα εξακυανοφερρικού ουρανυλίου (II) λαμβάνεται με ανάμειξη ενός διαλύματος οξικού ουρανυλεστέρα (CH 3 COO) 2 UO 2 με ένα διάλυμα εξακυανοφερρικού καλίου (II):

2(CH 3 COO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 COOK

Στο προκύπτον διάλυμα προστίθεται στάγδην ένα διάλυμα Na 2 CO 3 ή K 2 CO 3 με ανάδευση μέχρι να εξαφανιστεί το καφέ χρώμα.

5. Ξεχωριστή ανακάλυψη ιόντων ανθρακικών - ιόντων και διττανθρακικών - με αντιδράσεις με κατιόντα ασβεστίου και αμμωνία.

Εάν το διάλυμα περιέχει ταυτόχρονα ανθρακικά ιόντα και διττανθρακικά ιόντα, τότε το καθένα από αυτά μπορεί να ανοιχτεί χωριστά.

Για να γίνει αυτό, πρώτα, μια περίσσεια διαλύματος CaCl 2 προστίθεται στο αναλυόμενο διάλυμα. Στην περίπτωση αυτή, το CO3 2 - κατακρημνίζεται με τη μορφή CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ \u003d CaCO 3

Τα διττανθρακικά - ιόντα παραμένουν στο διάλυμα, αφού διαλύματα Ca (HCO 3) 2 στο νερό. Το ίζημα διαχωρίζεται από το διάλυμα και στο τελευταίο προστίθεται διάλυμα αμμωνίας. Τα ανιόντα HCO 2 - με αμμωνία και κατιόντα ασβεστίου κατακρημνίζουν και πάλι CaCO 3: HCO s - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Άλλες αντιδράσεις του ανθρακικού - ιόντος.

Τα ανθρακικά ιόντα, όταν αντιδρούν με χλωριούχο σίδηρο (III) FeCl 3, σχηματίζουν ένα καφέ ίζημα Fe (OH) CO 3, με νιτρικό άργυρο - ένα λευκό ίζημα ανθρακικού αργύρου Ag 2 CO3, διαλυτό σε HbTO3 και αποσυντίθεται όταν βράζει σε νερό ένα σκοτεινό ίζημα Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Αναλυτικές αντιδράσεις οξικού - ιόντος CH 3 COO "

Οξικό - ιόν CH 3 COO- - ανιόν ασθενούς μονοβασικού οξικού οξέος CH 3 COOH: άχρωμο σε υδατικά διαλύματα, υφίσταται υδρόλυση, δεν έχει οξειδοαναγωγικές ιδιότητες. ένα αρκετά αποτελεσματικό πρόσδεμα και σχηματίζει σταθερά οξικά σύμπλοκα με πολλά μεταλλικά κατιόντα. Όταν αντιδρά με αλκοόλες σε όξινο μέσο, δίνει εστέρες.

Το αμμώνιο, το αλκάλιο και τα περισσότερα άλλα οξικά μέταλλα είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Τα οξικά άλατα αργύρου CH 3 COOAg και ο υδράργυρος (Ι) είναι λιγότερο διαλυτά στο νερό από τα οξικά άλατα άλλων μετάλλων.

1. Αντίδραση με χλωριούχο σίδηρο (III) (φαρμακοποιία).

Σε pH = 5-8, το οξικό ιόν με κατιόντα Fe (III) σχηματίζει ένα διαλυτό σκούρο κόκκινο (έντονο χρώμα τσαγιού) οξικό ή υδροξυοξικό σίδηρο (III).

Σε υδατικό διάλυμα, υδρολύεται μερικώς. η οξίνιση του διαλύματος με ανόργανα οξέα αναστέλλει την υδρόλυση και οδηγεί στην εξαφάνιση του κόκκινου χρώματος του διαλύματος.

3 CH3COOH + Fe --> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 H +

Κατά τον βρασμό, ένα κόκκινο-καφέ ίζημα βασικού οξικού σιδήρου (III) καθιζάνει από το διάλυμα:

(CH 3 COO) 3 Fe + 2 H 2 O<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН

Ανάλογα με την αναλογία των συγκεντρώσεων σιδήρου (III) και οξικών ιόντων, η σύνθεση του ιζήματος μπορεί να αλλάξει και να αντιστοιχεί, για παράδειγμα, στους τύπους: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 ή Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Η αντίδραση παρεμβάλλεται από ανιόντα CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, τα οποία σχηματίζουν ιζήματα με σίδηρο (III), καθώς και ανιόντα SCN- (δίνοντας κόκκινα σύμπλοκα με κατιόντα Fe 3+), ιωδίδιο - ιόν G, που οξειδώνεται σε ιώδιο 1 2, δίνοντας στο διάλυμα ένα κίτρινο χρώμα.

2. Αντίδραση με θειικό οξύ.

Οξικό - ένα ιόν σε έντονα όξινο περιβάλλον μετατρέπεται σε ασθενές οξικό οξύ, οι ατμοί του οποίου έχουν μια χαρακτηριστική μυρωδιά ξιδιού:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Η αντίδραση παρεμποδίζεται από ανιόντα NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, τα οποία εκπέμπουν επίσης αέρια προϊόντα με χαρακτηριστική οσμή σε πυκνό μέσο H2SO4.

3. Η αντίδραση του σχηματισμού οξικού αιθυλαιθέρα (φαρμακοποιία).

Η αντίδραση διεξάγεται σε μέσο θειικού οξέος. Με αιθανόλη:

CH 3 COO- + H + - CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH \u003d CH 3 COOS 2 H 4 + H 2 O

Ο απελευθερωμένος οξικός αιθυλεστέρας ανιχνεύεται από μια χαρακτηριστική ευχάριστη μυρωδιά. Τα άλατα αργύρου καταλύουν αυτή την αντίδραση, επομένως συνιστάται η προσθήκη μικρής ποσότητας AgNO 3 κατά τη διάρκεια της αντίδρασης.

Παρομοίως, κατά την αντίδραση με αμυλική αλκοόλη C 5 HcOH, σχηματίζεται επίσης ένα ευχάριστο άρωμα οξικό αμυλεστέρα CH 3 COOC 5 Ni (-αχλάδι-).Αισθάνεται μια χαρακτηριστική μυρωδιά οξικού αιθυλεστέρα, η οποία αυξάνεται με προσεκτική θέρμανση του μείγματος.

Αναλυτικές αντιδράσεις τρυγικό - ιόν ROS - CH(OH) - CH(OH) - ΣΥΝ. Τρυγικό ιόν - ανιόν ασθενούς διβασικού τρυγικού οξέος:

HO-CH-COOH

Τρυγικό - ένα ιόν είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Σε υδατικά διαλύματα, τα τρυγικά ιόντα είναι άχρωμα, υφίστανται υδρόλυση και είναι επιρρεπή σε σχηματισμό συμπλόκου, δίνοντας σταθερά τρυγικά σύμπλοκα με κατιόντα πολλών μετάλλων. Το τρυγικό οξύ σχηματίζει δύο σειρές αλάτων - τρυγικά μεσαία άλατα που περιέχουν ένα τρυγικό ιόν δύο φορτίων - COCH (OH) CH (OH) COO - και τρυγικά οξέα - υδροτρυγικά που περιέχουν ένα μονοφορτισμένο υδροτρυγικό άλας - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - ιόν. Το υδροτρυγικό κάλιο (-τρυγικό-) KNS 4 H 4 O 6 είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό, το οποίο χρησιμοποιείται για τη διάνοιξη κατιόντων καλίου. Το μέσο άλας ασβεστίου είναι επίσης ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Το μέσο άλας καλίου K 2 C 4 H 4 O 6 είναι πολύ διαλυτό στο νερό.

I. Αντίδραση με χλωριούχο κάλιο (φαρμακοποιία).

C 4 H 4 O 6 2 - + K + + H + -> KNS 4 H 4 O 6 1 (λευκό)

2. Αντίδραση με ρεσορκινόλη σε όξινο μέσο (φαρμακοποιία).

Τα τρυγικά, όταν θερμαίνονται με ρεσορκινόλη meta - C 6 H 4 (OH) 2 σε ένα μέσο πυκνού θειικού οξέος, σχηματίζουν προϊόντα αντίδρασης ερυθρού κερασιού.

14) Αντιδράσεις με το σύμπλοκο αμμωνίας του αργύρου. Ένα μαύρο ίζημα από μεταλλικό ασήμι πέφτει έξω.

15) Αντίδραση με θειικό σίδηρο (II) και υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Προσθήκη αραιού υδατικού διαλύματος FeSO 4 και H 2 O 2 σε διάλυμα που περιέχει τρυγικά. οδηγεί στο σχηματισμό ενός ασταθούς συμπλέγματος σιδήρου θρυμματισμένου χρώματος. Η επακόλουθη επεξεργασία με αλκαλικό διάλυμα NaOH οδηγεί σε μπλε χρωματισμό του συμπλέγματος.

Αναλυτικές αντιδράσεις του οξαλικού ιόντος C 2 O 4 2-

Οξαλικό ιόν C 2 O 4 2- - ανιόν διβασικού οξαλικού οξέος H 2 C 2 O 4 μέτριας ισχύος, σχετικά καλά διαλυτό στο νερό. Το οξαλικό ιόν σε υδατικά διαλύματα είναι άχρωμο, μερικώς υδρολυμένο, ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, αποτελεσματικός συνδέτης - σχηματίζει σταθερά οξαλικά σύμπλοκα με κατιόντα πολλών μετάλλων. Τα οξαλικά των αλκαλικών μετάλλων, του μαγνησίου και του αμμωνίου είναι διαλυτά στο νερό, ενώ άλλα μέταλλα είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό.

1 Αντίδραση με χλωριούχο βάριο Ba 2+ + C 2 O 4 2- \u003d BaC 2 O 4 (λευκό) Το ίζημα διαλύεται σε ανόργανα οξέα και σε οξικό οξύ (όταν βράζει). 2. Αντίδραση με χλωριούχο ασβέστιο (φαρμακοποιία): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (λευκό)

Το ίζημα είναι διαλυτό σε ανόργανα οξέα αλλά αδιάλυτο σε οξικό οξύ.

3. Αντίδραση με νιτρικό άργυρο.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|. (πηγμένο) Δοκιμή διαλυτότητας. Το ίζημα χωρίζεται σε 3 μέρη:

ΕΝΑ). Προσθέστε διάλυμα HNO 3 στάγδην στον πρώτο δοκιμαστικό σωλήνα με το ίζημα με ανάδευση μέχρι να διαλυθεί το ίζημα.

σι). Προσθέστε ένα πυκνό διάλυμα αμμωνίας στάγδην στον δεύτερο δοκιμαστικό σωλήνα με ίζημα με ανάδευση μέχρι να διαλυθεί το ίζημα. V). Προσθέστε 4-5 σταγόνες διαλύματος HCl στον τρίτο δοκιμαστικό σωλήνα με ίζημα. ένα λευκό ίζημα χλωριούχου αργύρου παραμένει στον δοκιμαστικό σωλήνα:

Ag 2 C 2 O 4 + 2 HC1 -> 2 AC1 (λευκό) + H 2 C 2 O 4

4. Αντίδραση με υπερμαγγανικό κάλιο. Τα οξαλικά ιόντα με KMPO 4 σε όξινο περιβάλλον οξειδώνονται με την απελευθέρωση CO 2. το διάλυμα KMnO 4 γίνεται άχρωμο λόγω της αναγωγής του μαγγανίου (VII) σε μαγγάνιο (II):

5 C 2 O 4 2 - + 2 MnO 4 "+ 16 H + -> 10 CO 2 + 2 Mp 2+ + 8 H 2 O

Αραιό διάλυμα KMPO 4 . Το τελευταίο είναι αποχρωματισμένο. υπάρχει απελευθέρωση φυσαλίδων αερίου - CO 2 .

38 Στοιχεία της ομάδας VA

Γενικά χαρακτηριστικά της ομάδας VA του Περιοδικού Πίνακα.με τη μορφή s x p y η ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου των στοιχείων της ομάδας VA.

Το αρσενικό και το αντιμόνιο έχουν διαφορετικές αλλοτροπικές τροποποιήσεις: τόσο με μοριακά όσο και με μεταλλικά κρυσταλλικά πλέγματα. Ωστόσο, με βάση τη σύγκριση της σταθερότητας των κατιονικών μορφών (As 3+, Sb 3+), το αρσενικό ταξινομείται ως μη μέταλλο και το αντιμόνιο ως μέταλλο.

καταστάσεις οξείδωσης σταθερές για στοιχεία της ομάδας VA

Από το άζωτο στο βισμούθιο (με φθίνουσες μη μεταλλικές ιδιότητες):

w μειώνει τη σταθερότητα της αρνητικής κατάστασης οξείδωσης (-3) (μ. ιδιότητες ενώσεων υδρογόνου)

w η σταθερότητα της υψηλότερης θετικής κατάστασης οξείδωσης μειώνεται (+5)

w αυξάνει τη σταθερότητα μιας χαμηλής θετικής κατάστασης οξείδωσης (+3)

16.1. Γενικά χαρακτηριστικά στοιχείων των ομάδων IIIA, IVA και VA


σι Bor 0,776	ντο Ανθρακας 0,620	Ν Αζωτο 0,521
Αλ αλουμίνιο 1,312	Σι Πυρίτιο 1,068	Π Φώσφορος 0,919
Ga Γάλλιο 1,254	Ge germanium 1,090	Οπως και Αρσενικό 1,001
Σε Ινδίο 1,382	sn Κασσίτερος 1,240	Sb Αντιμόνιο 1,193
Tl Θάλλιο 1,319	Pb Οδηγω 1,215	Bi Βισμούθιο 1,295

Η σύνθεση αυτών των τριών ομάδων του φυσικού συστήματος στοιχείων φαίνεται στο σχήμα 16.1. Οι τιμές των τροχιακών ακτίνων των ατόμων (σε angstroms) δίνονται επίσης εδώ. Είναι σε αυτές τις ομάδες που το όριο μεταξύ των στοιχείων που σχηματίζουν μέταλλα (η τροχιακή ακτίνα είναι μεγαλύτερη από 1,1 angstroms) και των στοιχείων που σχηματίζουν μη μέταλλα (η τροχιακή ακτίνα είναι μικρότερη από 1,1 angstroms) είναι πιο ξεκάθαρη. Στο σχήμα, αυτό το όριο φαίνεται με διπλή γραμμή. Δεν πρέπει να ξεχνάμε ότι αυτό το όριο εξακολουθεί να είναι υπό όρους: το αλουμίνιο, το γάλλιο, ο κασσίτερος, ο μόλυβδος και το αντιμόνιο είναι σίγουρα αμφοτερικά μέταλλα, αλλά το βόριο, το γερμάνιο και το αρσενικό δείχνουν επίσης κάποια σημάδια αμφοτερισμού.
Από τα άτομα των στοιχείων αυτών των τριών ομάδων, τα ακόλουθα βρίσκονται συχνότερα στον φλοιό της γης: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) και Ν (β = 0,030%). Είναι μαζί τους που θα συναντήσετε σε αυτό το κεφάλαιο.
Ηλεκτρονικοί τύποι γενικού σθένους ατόμων στοιχείων της ομάδας IIIA - ns 2 np 1 , ομάδα IVA - ns 2 np 2 , ομάδες VA - ns 2 np 3 . Οι υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης είναι ίσες με τον αριθμό της ομάδας. Ενδιάμεσο 2 λιγότερο.
Όλες οι απλές ουσίες που σχηματίζονται από τα άτομα αυτών των στοιχείων (με εξαίρεση το άζωτο) είναι στερεές. Πολλά στοιχεία χαρακτηρίζονται από αλλοτροπία (B, C, Sn, P, As). Υπάρχουν μόνο τρεις σταθερές μοριακές ουσίες: άζωτο N 2, λευκός φώσφορος P 4 και κίτρινο αρσενικό As 4.

Τα μη μεταλλικά στοιχεία αυτών των τριών ομάδων τείνουν να σχηματίζουν μοριακές ενώσεις υδρογόνου με ομοιοπολικούς δεσμούς. Επιπλέον, ο άνθρακας έχει τόσα πολλά από αυτά που οι υδρογονάνθρακες και τα παράγωγά τους μελετώνται από μια ξεχωριστή επιστήμη - την οργανική χημεία. Ο δεύτερος μεγαλύτερος αριθμός ενώσεων υδρογόνου μεταξύ αυτών των στοιχείων είναι το βόριο. Τα βοροϋδρίδια (βοράνια) είναι πολύ πολυάριθμα και πολύπλοκα στη δομή, έτσι η χημεία των βοροϋδριδίων έγινε επίσης ξεχωριστός κλάδος της χημείας. Το πυρίτιο σχηματίζει μόνο 8 ενώσεις υδρογόνου (σιλάνια), άζωτο και φώσφορο - δύο το καθένα, το υπόλοιπο - μία ένωση υδρογόνου το καθένα. Μοριακοί τύποι των απλούστερων ενώσεων υδρογόνου και τα ονόματά τους:

Η σύνθεση των ανώτερων οξειδίων αντιστοιχεί στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης, ίση με τον αριθμό της ομάδας. Ο τύπος των ανώτερων οξειδίων σε κάθε μία από τις ομάδες αλλάζει σταδιακά από όξινο σε αμφοτερικό ή βασικό με αυξανόμενο σειριακό αριθμό.

Ο οξεοβασικός χαρακτήρας των υδροξειδίων είναι πολύ διαφορετικός. Έτσι, το HNO 3 είναι ένα ισχυρό οξύ και το TlOH είναι ένα αλκάλιο.

1. Να φτιάξετε συντομευμένους ηλεκτρονικούς τύπους και ενεργειακά διαγράμματα ατόμων στοιχείων των ομάδων IIIA, IVA και VA. Υποδείξτε το εξωτερικό και το ηλεκτρόνιο σθένους.

Το άτομο αζώτου έχει τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια, επομένως μπορεί να σχηματίσει τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς μέσω του μηχανισμού ανταλλαγής. Μπορεί να σχηματίσει έναν άλλο ομοιοπολικό δεσμό μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη, ενώ το άτομο αζώτου αποκτά θετικό τυπικό φορτίο +1 μι. Έτσι, το μέγιστο άζωτο είναι πεντασθενές, αλλά το μέγιστο ομοιοπολικό του είναι τέσσερα. (Αυτό εξηγεί τη συχνά αναφερόμενη δήλωση ότι το άζωτο δεν μπορεί να είναι πεντασθενές)
Σχεδόν όλο το χερσαίο άζωτο βρίσκεται στην ατμόσφαιρα του πλανήτη μας. Ένα σημαντικά μικρότερο μέρος του αζώτου υπάρχει στη λιθόσφαιρα με τη μορφή νιτρικών. Το άζωτο είναι μέρος των οργανικών ενώσεων που περιέχονται σε όλους τους οργανισμούς και στα προϊόντα της αποσύνθεσής τους.
Το άζωτο αποτελεί το μοναδικό απλόςμοριακός ουσία N 2 με τριπλό διατομικό δεσμό στο μόριο (Εικ. 16.2). Η ενέργεια αυτού του δεσμού είναι 945 kJ/mol, η οποία υπερβαίνει τις τιμές άλλων ενεργειών του δεσμού (βλ. πίνακα 21). Αυτό εξηγεί την αδράνεια του αζώτου σε συνηθισμένες θερμοκρασίες. Σύμφωνα με τα φυσικά του χαρακτηριστικά, το άζωτο είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο, γνωστό σε εμάς από τη γέννηση (η ατμόσφαιρα της γης είναι τα τρία τέταρτα του αζώτου). Το άζωτο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό.

το άζωτο σχηματίζει δύο ενώσεις υδρογόνου: αμμωνία NH 3 και υδραζίνη N 2 H 6:

Η αμμωνία είναι ένα άχρωμο αέριο με πικάντικη, αποπνικτική οσμή. Η απρόσεκτη εισπνοή συμπυκνωμένων ατμών αμμωνίας μπορεί να οδηγήσει σε σπασμό και ασφυξία. Η αμμωνία είναι πολύ διαλυτή στο νερό, γεγονός που εξηγείται από το σχηματισμό τεσσάρων δεσμών υδρογόνου με μόρια νερού από κάθε μόριο αμμωνίας.

Το μόριο αμμωνίας είναι ένα σωματίδιο βάσης (βλ. Παράρτημα 14). Όταν δέχεται ένα πρωτόνιο, γίνεται ιόν αμμωνίου. Η αντίδραση μπορεί να προχωρήσει τόσο σε υδατικό διάλυμα όσο και σε αέρια φάση:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (σε διάλυμα);
NH 3 + H 3 O B \u003d NH 4 + H 2 O (σε διάλυμα);
NH 3g + HCl g \u003d NH 4 Cl cr (στην αέρια φάση).

Τα υδατικά διαλύματα αμμωνίας είναι αρκετά αλκαλικά για να καθιζάνουν αδιάλυτα υδροξείδια, αλλά όχι αρκετά αλκαλικά ώστε τα αμφοτερικά υδροξείδια να διαλυθούν σε αυτά για να σχηματίσουν υδροξοσύμπλοκα. Επομένως, είναι βολικό να χρησιμοποιείται διάλυμα αμμωνίας για τη λήψη αμφοτερικών υδροξειδίων. Π-στοιχεία: Al (OH) 3, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, κ.λπ., για παράδειγμα:

Pb 2 + 2NH 3 + 2H 2 O \u003d Pb (OH) 2 + 2NH 4.

Όταν αναφλέγεται στον αέρα, η αμμωνία καίγεται για να σχηματίσει άζωτο και νερό. όταν αλληλεπιδρά με το οξυγόνο παρουσία καταλύτη (Pt), οξειδώνεται αντιστρέψιμα σε μονοξείδιο του αζώτου:

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O (χωρίς καταλύτη),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (με καταλύτη).

Όταν θερμαίνεται, η αμμωνία μπορεί να μειώσει τα οξείδια των μη πολύ ενεργών μετάλλων, όπως ο χαλκός:

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

Τα άλατα αμμωνίου στις ιδιότητές τους (εκτός από τη θερμική σταθερότητα) είναι παρόμοια με τα άλατα αλκαλιμετάλλων. όπως και το τελευταίο, σχεδόν όλα είναι διαλυτά στο νερό, αλλά, καθώς το ιόν αμμωνίου είναι ασθενές οξύ, υδρολύονται από το κατιόν. Όταν θερμαίνονται, τα άλατα αμμωνίου αποσυντίθενται:

NH 4 Cl \u003d NH 3 + 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;
NH 4 HS \u003d NH 3 + H 2 S;
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O;
NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O;
(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.

Το άζωτο σε διάφορες καταστάσεις οξείδωσης σχηματίζεται με το οξυγόνο πέντε οξείδια: N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 και N 2 O 5 .
Το πιο σταθερό από αυτά είναι το διοξείδιο του αζώτου. Είναι ένα καφέ δηλητηριώδες αέριο με δυσάρεστη οσμή. Αντιδρά με το νερό:

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

Με ένα αλκαλικό διάλυμα, η αντίδραση προχωρά με το σχηματισμό νιτρικών και νιτρωδών.
Τα N 2 O και NO είναι οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα.
Τα N 2 O 3 και N 2 O 5 είναι όξινα οξείδια. Αντιδρώντας με το νερό, σχηματίζουν αντίστοιχα διαλύματα νιτρώδους και νιτρικού οξέος.

Οξοοξύ του αζώτου σε κατάσταση οξείδωσης + III - νιτρώδες οξύ HNO 2. Είναι ένα ασθενές οξύ του οποίου τα μόρια υπάρχουν μόνο σε υδατικό διάλυμα. Τα άλατά του είναι νιτρώδη. Το άζωτο στο νιτρώδες οξύ και τα νιτρώδη οξειδώνεται εύκολα στην κατάσταση οξείδωσης +V.

Σε αντίθεση με το νιτρώδες οξύ, το νιτρικό οξύ HNO 3 είναι ισχυρό οξύ. Η δομή του μορίου του μπορεί να εκφραστεί με δύο τρόπους:

Το νιτρικό οξύ είναι αναμίξιμο με το νερό από κάθε άποψη, σε αραιά διαλύματα που αντιδρούν πλήρως με αυτό:

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

Το νιτρικό οξύ και τα διαλύματά του είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Όταν το νιτρικό οξύ αραιώνεται, η οξειδωτική του δράση μειώνεται. Σε διαλύματα νιτρικού οξέος οποιασδήποτε συγκέντρωσης, τα οξειδωτικά άτομα είναι κυρίως άτομα αζώτου, όχι υδρογόνο. Επομένως, κατά την οξείδωση διαφόρων ουσιών με νιτρικό οξύ, εάν απελευθερωθεί υδρογόνο, είναι μόνο ως υποπροϊόν. Ανάλογα με τη συγκέντρωση του οξέος και την αναγωγική δράση του άλλου αντιδραστηρίου, τα προϊόντα της αντίδρασης μπορεί να είναι NO 2 , NO, N 2 O, N 2 και ακόμη και NH 4 . Τις περισσότερες φορές, σχηματίζεται ένα μείγμα αερίων, αλλά στην περίπτωση του συμπυκνωμένου νιτρικού οξέος, απελευθερώνεται μόνο διοξείδιο του αζώτου:

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

Στην περίπτωση του αραιού νιτρικού οξέος, το μονοξείδιο του αζώτου απελευθερώνεται συχνότερα:

Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3H 2 S + 2HNO 3 = 2NO + 4H 2 O + 3S

Στην περίπτωση πολύ αραιού νιτρικού οξέος που αντιδρά με έναν ισχυρό αναγωγικό παράγοντα (Mg, Al, Zn), σχηματίζονται ιόντα αμμωνίου:

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

Αυτά τα μέταλλα που παθητικοποιούνται με πυκνό θειικό οξύ παθητικοποιούνται επίσης με πυκνό νιτρικό οξύ.
Άλατα νιτρικού οξέος - νιτρικά - θερμικά ασταθείς ενώσεις. Όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται:
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. Να κάνετε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που δίνονται στο κείμενο της παραγράφου περιγραφικά.
2. Να σχηματίσετε εξισώσεις αντιδράσεων που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) αμμωνίας, β) νιτρικού οξέος, γ) νιτρικού ψευδαργύρου.
Χημικές ιδιότητες αμμωνίας και νιτρικού οξέος.

16.3. Φώσφορος

Σε αντίθεση με το άτομο αζώτου, άτομοΟ φώσφορος μπορεί να σχηματίσει πέντε ομοιοπολικούς δεσμούς μέσω ενός μηχανισμού ανταλλαγής. Η παραδοσιακή εξήγηση για αυτό συνοψίζεται στην πιθανότητα να συναρπάσει ένα από τα 3 μικρό-Τα ηλεκτρόνια και η μετάβασή τους στο 3 ρε-υποεπίπεδο.
Το στοιχείο φώσφορος σχηματίζεται αρκετά αλλοτροπικές τροποποιήσεις. Από αυτές, τρεις τροποποιήσεις είναι οι πιο σταθερές: ο λευκός φώσφορος, ο κόκκινος και ο μαύρος φώσφορος. Ο λευκός φώσφορος είναι μια κηρώδης δηλητηριώδης ουσία επιρρεπής σε αυθόρμητη καύση στον αέρα, που αποτελείται από μόρια P 4. Ο κόκκινος φώσφορος είναι μια μη μοριακή, λιγότερο δραστική ουσία σκούρου κόκκινου χρώματος με μάλλον πολύπλοκη δομή. Συνήθως, ο κόκκινος φώσφορος περιέχει πάντα μια πρόσμιξη λευκού, επομένως τόσο ο λευκός όσο και ο κόκκινος φώσφορος αποθηκεύονται πάντα κάτω από ένα στρώμα νερού. Ο μαύρος φώσφορος είναι επίσης μια μη μοριακή ουσία με πολύπλοκη δομή πλαισίου.
Τα μόρια του λευκού φωσφόρου είναι τετραεδρικά, το άτομο φωσφόρου σε αυτά είναι τρισθενές. Μοντέλο μπάλας και ραβδιού και δομικός τύπος του μορίου λευκού φωσφόρου:

Η δομή του κόκκινου φωσφόρου μπορεί να εκφραστεί με τον συντακτικό τύπο:

Ο φώσφορος λαμβάνεται από το φωσφορικό ασβέστιο όταν θερμαίνεται με άμμο και κοκ:

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

Για τον φώσφορο, οι ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης +V είναι πιο χαρακτηριστικές. Όταν αλληλεπιδρά με περίσσεια χλωρίου, ο φώσφορος σχηματίζει πενταχλωρίδιο. Κατά την καύση οποιασδήποτε αλλοτροπικής τροποποίησης του φωσφόρου σε περίσσεια οξυγόνου, οξείδιοφώσφορος (V):

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

Υπάρχουν δύο τροποποιήσεις του οξειδίου του φωσφόρου (V): μη μοριακές (με τον απλούστερο τύπο P 2 O 5) και μοριακές (με μοριακό τύπο P 4 O 10). Τυπικά, το οξείδιο του φωσφόρου είναι ένα μείγμα αυτών των ουσιών.

Αυτό το πολύ υγροσκοπικό όξινο οξείδιο, αντιδρώντας με το νερό, σχηματίζει διαδοχικά μεταφωσφορικά, διφωσφορικά και ορθοφωσφορικά οξέα:

P 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HPO 3, 2HPO 3 + H 2 O \u003d H 4 P 2 O 7, H 4 P 2 O 7 + H 2 O \u003d 2H 3 PO 4.

ορθοφωσφορικός οξύ(συνήθως ονομάζεται απλά φωσφορικό) - ένα τριβασικό ασθενές οξύ (βλ. Παράρτημα 13). Είναι μια άχρωμη κρυσταλλική ουσία, πολύ διαλυτή στο νερό. Όταν αντιδρά με ισχυρές βάσεις, ανάλογα με την αναλογία των αντιδραστηρίων, σχηματίζει τρεις σειρές άλατα(ορθοφωσφορικά, υδροορθοφωσφορικά και διϋδροορθοφωσφορικά - συνήθως το πρόθεμα "ορθο" παραλείπεται στα ονόματά τους):

H 3 PO 4 + OH \u003d H 2 PO 4 + H 2 O,
H 3 PO 4 + 2OH = HPO 4 2 + 2H 2 O,
H 3 PO 4 + 3OH = PO 4 3 + 3H 2 O.

Τα περισσότερα μεσαία φωσφορικά (με εξαίρεση τα άλατα των αλκαλικών στοιχείων εκτός από το λίθιο) είναι αδιάλυτα στο νερό. Υπάρχουν σημαντικά περισσότερα διαλυτά όξινα φωσφορικά άλατα.
Το φωσφορικό οξύ λαμβάνεται από φυσικό φωσφορικό ασβέστιο με επεξεργασία του με περίσσεια θειικού οξέος. Με διαφορετική αναλογία φωσφορικού ασβεστίου και θειικού οξέος, σχηματίζεται ένα μείγμα διόξινου φωσφορικού και θειικού ασβεστίου, το οποίο χρησιμοποιείται στη γεωργία ως ορυκτό λίπασμα που ονομάζεται "απλό υπερφωσφορικό":
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.

Πιο πολύτιμο "διπλό υπερφωσφορικό" λαμβάνεται με την αντίδραση

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

Η κύρια ουσία αυτού του ορυκτού λιπάσματος είναι το δισόξινο φωσφορικό ασβέστιο.

1.Να συνθέσετε εξισώσεις μοριακής αντίδρασης για τις οποίες δίνονται ιοντικές εξισώσεις στο κείμενο της παραγράφου.
2. Να κάνετε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που δίνονται στο κείμενο της παραγράφου περιγραφικά.
3. Να σχηματίσετε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) φωσφόρου, β) οξειδίου του φωσφόρου (V), γ) φωσφορικού οξέος, δ) διόξινου φωσφορικού νατρίου.
Χημικές ιδιότητες του φωσφορικού οξέος.

16.4. Ανθρακας

Ο άνθρακας είναι το κύριο συστατικό όλων των οργανισμών. Στη φύση, υπάρχουν τόσο απλές ουσίες που σχηματίζονται από άνθρακα (διαμάντι, γραφίτης) όσο και ενώσεις (διοξείδιο του άνθρακα, διάφορα ανθρακικά άλατα, μεθάνιο και άλλοι υδρογονάνθρακες στη σύνθεση του φυσικού αερίου και του πετρελαίου). Το κλάσμα μάζας του άνθρακα στον σκληρό άνθρακα φτάνει το 97%.
ΑτομοΟ άνθρακας στη βασική κατάσταση μπορεί να σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς μέσω του μηχανισμού ανταλλαγής, αλλά τέτοιες ενώσεις δεν σχηματίζονται υπό κανονικές συνθήκες. Ένα άτομο άνθρακα, πηγαίνοντας σε διεγερμένη κατάσταση, χρησιμοποιεί και τα τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους.
Ο άνθρακας σχηματίζεται αρκετά αλλοτροπικές τροποποιήσεις(βλ. εικ. 16.2). Αυτά είναι διαμάντι, γραφίτης, καραμπίνα, διάφορα φουλερένια.

Το διαμάντι είναι μια πολύ σκληρή, άχρωμη, διαφανής κρυσταλλική ουσία. Οι κρύσταλλοι διαμαντιών αποτελούνται από άτομα άνθρακα sp 3-υβριδοποιημένη κατάσταση, σχηματίζοντας ένα χωρικό πλαίσιο.
Ο γραφίτης είναι μια μάλλον μαλακή, γκριζόμαυρη κρυσταλλική ουσία. Οι κρύσταλλοι γραφίτη αποτελούνται από επίπεδα στρώματα στα οποία βρίσκονται άτομα άνθρακα sp 2-υβριδική κατάσταση και σχηματίστε πλέγματα με εξαγωνικά κύτταρα.
Το Carbyne είναι μια άχρωμη ουσία με ινώδη δομή, που αποτελείται από γραμμικά μόρια στα οποία βρίσκονται άτομα άνθρακα sp-υβριδική κατάσταση (=C=C=C=C= ή –C C–C C–).
Τα φουλερένια είναι μοριακές αλλοτροπικές τροποποιήσεις του άνθρακα με C 60 , C 80 και άλλα μόρια.Τα μόρια αυτών των ουσιών είναι σφαίρες κοίλων διχτυών.
Όλες οι τροποποιήσεις του άνθρακα παρουσιάζουν αναγωγικές ιδιότητες σε μεγαλύτερο βαθμό από τις οξειδωτικές, για παράδειγμα, ο οπτάνθρακας (προϊόν επεξεργασίας άνθρακα, περιέχει έως και 98% άνθρακα) χρησιμοποιείται για τη μείωση του σιδήρου από τα οξείδια και μια σειρά άλλων μετάλλων από τα οξείδια τους :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (σε υψηλή θερμοκρασία).

Οι περισσότερες από τις ενώσεις του άνθρακα μελετώνται από την οργανική χημεία, την οποία θα συναντήσετε στην 10η και 11η τάξη.
Στις ανόργανες ουσίες, η κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα είναι + II και + IV. Με τέτοιες καταστάσεις οξείδωσης του άνθρακα, υπάρχουν δύο οξείδιο.
Το μονοξείδιο του άνθρακα (II) είναι ένα άχρωμο τοξικό αέριο, άοσμο. Το ασήμαντο όνομα είναι μονοξείδιο του άνθρακα. Σχηματίζεται κατά την ατελή καύση καυσίμου που περιέχει άνθρακα. Δείτε την ηλεκτρονική δομή του μορίου του στη σελίδα 121. Σύμφωνα με τις χημικές ιδιότητες του CO, ενός οξειδίου που δεν σχηματίζει άλατα, όταν θερμαίνεται, παρουσιάζει αναγωγικές ιδιότητες (μειώνει πολλά οξείδια όχι πολύ ενεργών μετάλλων σε μέταλλο).
Το μονοξείδιο του άνθρακα (IV) είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο. Το ασήμαντο όνομα είναι διοξείδιο του άνθρακα. Οξείδιο οξέος. Είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (φυσικά), αντιδρά εν μέρει μαζί του, σχηματίζοντας άνθρακα οξύ H 2 CO 3 (μόρια αυτής της ουσίας υπάρχουν μόνο σε πολύ αραιά υδατικά διαλύματα).
Το ανθρακικό οξύ είναι ένα πολύ ασθενές οξύ (βλ. Παράρτημα 13), διβασικό, σχηματίζει δύο σειρές άλατα(ανθρακικά και διττανθρακικά). Τα περισσότερα ανθρακικά είναι αδιάλυτα στο νερό. Από τα διττανθρακικά, μόνο τα διττανθρακικά αλκαλιμέταλλα και το αμμώνιο υπάρχουν ως μεμονωμένες ουσίες. Τόσο το ανθρακικό ιόν όσο και το διττανθρακικό ιόν είναι σωματίδια της βάσης· επομένως, τόσο τα ανθρακικά όσο και τα διττανθρακικά σε υδατικά διαλύματα υφίστανται υδρόλυση ανιόντων.
Από τα ανθρακικά, ανθρακικό νάτριο Na 2 CO 3 (σόδα, ανθρακικό νάτριο, σόδα πλυσίματος), διττανθρακικό νάτριο NaHCO 3 (μαγειρική σόδα, μαγειρική σόδα), ανθρακικό κάλιο K 2 CO 3 ( ποτάσα) και ανθρακικό ασβέστιο CaCO 3 (κιμωλία, μάρμαρο , ασβεστόλιθος).
Ποιοτική αντίδρασηγια την παρουσία διοξειδίου του άνθρακα στο μείγμα αερίων: σχηματισμός ιζήματος ανθρακικού ασβεστίου όταν το αέριο δοκιμής διέρχεται από ασβεστόνερο (κορεσμένο διάλυμα υδροξειδίου του ασβεστίου) και η επακόλουθη διάλυση του ιζήματος με περαιτέρω διέλευση του αερίου. Αντιδράσεις που λαμβάνουν χώρα: Το στοιχείο πυρίτιο σχηματίζει ένα απλή υπόθεσημε τον ίδιο τίτλο. Πρόκειται για μια μη μοριακή ουσία με δομή διαμαντιού, από την οποία το πυρίτιο είναι ελαφρώς κατώτερο σε σκληρότητα. Τον τελευταίο μισό αιώνα, το πυρίτιο έχει γίνει ένα απολύτως απαραίτητο υλικό για τον πολιτισμό μας, καθώς οι μονοκρύσταλλοί του χρησιμοποιούνται σχεδόν σε όλο τον ηλεκτρονικό εξοπλισμό.
Το πυρίτιο είναι μια αρκετά αδρανής ουσία. σε θερμοκρασία δωματίου, πρακτικά δεν αντιδρά με τίποτα εκτός από φθόριο και υδροφθόριο:
Si + 2F 2 \u003d SiF 4;
Si + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2.
Όταν θερμαίνεται με τη μορφή μιας λεπτώς διαιρεμένης σκόνης, καίγεται σε οξυγόνο, σχηματίζοντας διοξείδιο (SiO 2). Όταν συντήκεται με αλκάλια ή όταν βράζεται με πυκνά αλκαλικά διαλύματα, σχηματίζει πυριτικά:

Si + 4NaOH \u003d Na 4 SiO 4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H 2 O \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2.

Μονοξείδιο του πυριτίου SiO - που δεν σχηματίζει άλατα οξείδιο; οξειδώνεται εύκολα σε διοξείδιο.
Το διοξείδιο του πυριτίου SiO 2 είναι μια μη μοριακή ουσία δομής πλαισίου. Δεν αντιδρά με το νερό. οξείδιο οξέος - όταν συντήκεται με αλκάλια, σχηματίζει πυριτικά, για παράδειγμα:
SiO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + H 2 O. Το αλουμίνιο είναι το επόμενο πιο άφθονο στοιχείο στη λιθόσφαιρα της Γης μετά το πυρίτιο. Από μόνη της και μαζί με το πυρίτιο, σχηματίζει πολλά ορυκτά: άστριο, μαρμαρυγία, κορούνδιο Al 2 O 3 και τις πολύτιμες ποικιλίες του (άχρωμο λευκοσαπφείρι, ρουμπίνι που περιέχει χρώμιο, ζαφείρι που περιέχει τιτάνιο).
Μια απλή ουσία αλουμίνιο είναι ένα ασημί-λευκό γυαλιστερό ελαφρύ μέταλλο. Το καθαρό αλουμίνιο είναι πολύ μαλακό, μπορεί να τυλιχτεί σε λεπτό φύλλο αλουμινίου, να τραβηχτεί από αυτό ως σύρμα. Το αλουμίνιο έχει καλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Είναι ανθεκτικό στις καιρικές συνθήκες. Τα κράματα αλουμινίου είναι αρκετά σκληρά, αλλά καλά επεξεργασμένα. Το αλουμίνιο δεν είναι δηλητηριώδες. Όλα αυτά επιτρέπουν τη χρήση αλουμινίου σε μια μεγάλη ποικιλία βιομηχανιών: στην αεροπορία, την ηλεκτρική, τη βιομηχανία τροφίμων, στις κατασκευές. Το αλουμίνιο χρησιμοποιείται ευρέως στην καθημερινή ζωή. Το αλουμίνιο λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση ενός τήγματος των ενώσεων του.
Η χημική αδράνεια του αλουμινίου προκαλείται από την παρουσία ενός πυκνού φιλμ οξειδίου στην επιφάνειά του, το οποίο εμποδίζει την επαφή του μετάλλου με το αντιδραστήριο. Όταν αυτό το φιλμ αφαιρεθεί χημικά ή μηχανικά, το αλουμίνιο γίνεται πολύ ενεργό. Έτσι, χωρίς φιλμ οξειδίου, το αλουμίνιο αναφλέγεται αυθόρμητα και καίγεται στον αέρα χωρίς πρόσθετη θέρμανση.
Οι αναγωγικές ιδιότητες του αλουμινίου εκδηλώνονται ιδιαίτερα καλά όταν θερμαίνεται. Υπό αυτές τις συνθήκες, αποκαθιστά πολλά μέταλλα από οξείδια: όχι μόνο σίδηρο, τιτάνιο, ζιρκόνιο, αλλά ακόμη και ασβέστιο και βάριο.
Το οξείδιο του αργιλίου Al 2 O 3 (τετριμμένα ονόματα - αλουμίνα, κορούνδιο) είναι μια μη μοριακή ουσία, ο δεσμός της οποίας περιγράφεται ελάχιστα ως ιονικός και ομοιοπολικός. Όπως πάντα σε αυτές τις περιπτώσεις, είναι ένα αμφοτερικό οξείδιο. Λαμβάνεται με φρύξη υδροξειδίου του αργιλίου, το οποίο έχει επίσης αμφοτερικές ιδιότητες.
Το ένυδρο ιόν αλουμινίου είναι ένα κατιονικό οξύ, επομένως τα διαλυτά άλατα αλουμινίου υδρολύονται αρκετά έντονα.
Από τα άλατα αλουμινίου, η πιο συχνά χρησιμοποιούμενη στυπτηρία καλίου είναι το KAl(SO 4) 2 12H 2 O - δωδεκαϋδρικό θειικό κάλιο-αργίλιο. Είναι μια μη υγροσκοπική, εξαιρετική κρυσταλλωτική ουσία. Το διάλυμά του συμπεριφέρεται σαν μείγμα διαλυμάτων δύο διαφορετικών θειικών αλάτων: θειικού καλίου και θειικού αργιλίου. Η δομή της στυπτηρίας μπορεί να εκφραστεί με τον τύπο: (SO 4) 2 .

1. Να κάνετε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που δίνονται στο κείμενο της παραγράφου περιγραφικά.
2. Να σχηματίσετε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) αλουμινίου, β) υδροξειδίου του αργιλίου και) στυπτηρίας καλίου ..
Χημικές ιδιότητες αλάτων αλουμινίου

IVA ομάδα χημικών στοιχείων του D.I. Ο Mendeleev περιλαμβάνει τα αμέταλλα (άνθρακας και πυρίτιο), καθώς και μέταλλα (γερμάνιο, κασσίτερος, μόλυβδος). Τα άτομα αυτών των στοιχείων περιέχουν τέσσερα ηλεκτρόνια (ns 2 np 2) στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας, δύο από τα οποία δεν είναι ζευγαρωμένα. Επομένως, τα άτομα αυτών των στοιχείων στις ενώσεις μπορούν να παρουσιάζουν σθένος II. Τα άτομα των στοιχείων της ομάδας IVA μπορούν να περάσουν σε διεγερμένη κατάσταση και να αυξήσουν τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων έως και 4 και, κατά συνέπεια, στις ενώσεις παρουσιάζουν υψηλότερο σθένος ίσο με τον αριθμό της ομάδας IV. Ο άνθρακας στις ενώσεις εμφανίζει καταστάσεις οξείδωσης από –4 έως +4, για τις υπόλοιπες καταστάσεις οξείδωσης σταθεροποιούνται: –4, 0, +2, +4.

Σε ένα άτομο άνθρακα, σε αντίθεση με όλα τα άλλα στοιχεία, ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους είναι ίσος με τον αριθμό των τροχιακών σθένους. Αυτός είναι ένας από τους κύριους λόγους για τη σταθερότητα του δεσμού C–C και την εξαιρετική τάση του άνθρακα να σχηματίζει ομοαλυσίδες, καθώς και την ύπαρξη μεγάλου αριθμού ενώσεων άνθρακα.

Οι αλλαγές στις ιδιότητες των ατόμων και των ενώσεων στη σειρά C–Si–Ge–Sn–Pb δείχνουν δευτερεύουσα περιοδικότητα (Πίνακας 5).

Πίνακας 5 - Χαρακτηριστικά ατόμων στοιχείων της ομάδας IV

	6C	1 4 Si	3 2 Γε	50 sn	82 Pb
Ατομική μάζα	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
ηλεκτρόνια σθένους	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	4s 2 4p 2	5s 2 5p 2	6s 2 6p 2
Ομοιοπολική ακτίνα ενός ατόμου, Ǻ	0,077	0,117	0,122	0,140	–
Μεταλλική ατομική ακτίνα, Ǻ	–	0,134	0,139	0,158	0,175
Ακτίνα ιόντων υπό όρους, E 2+ , nm	–	–	0,065	0,102	0,126
Ακτίνα ιόντων υπό όρους E 4+ , nm	–	0,034	0,044	0,067	0,076
Ενέργεια ιοντισμού E 0 - E +, ev	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Περιεκτικότητα στον φλοιό της γης, σε. %	0,15	20,0	2∙10 –4	7∙10 – 4	1,6∙10 – 4

Η δευτερογενής περιοδικότητα (μη μονοτονική αλλαγή στις ιδιότητες των στοιχείων σε ομάδες) οφείλεται στη φύση της διείσδυσης εξωτερικών ηλεκτρονίων στον πυρήνα. Έτσι, η μη μονοτονικότητα της αλλαγής στις ατομικές ακτίνες κατά τη μετάβαση από το πυρίτιο στο γερμάνιο και από τον κασσίτερο στο μόλυβδο οφείλεται στη διείσδυση ηλεκτρονίων s, αντίστοιχα, κάτω από την οθόνη 3d 10 ηλεκτρονίων στο γερμάνιο και τη διπλή οθόνη του 4f 14 και 5d 10 ηλεκτρόνια στον μόλυβδο. Δεδομένου ότι η διεισδυτική ισχύς μειώνεται στη σειρά s>p>d, η εσωτερική περιοδικότητα στην αλλαγή των ιδιοτήτων εκδηλώνεται πιο ξεκάθαρα στις ιδιότητες των στοιχείων που καθορίζονται από τα s-ηλεκτρόνια. Ως εκ τούτου, είναι πιο χαρακτηριστικό για ενώσεις στοιχείων των ομάδων Α του περιοδικού συστήματος, που αντιστοιχούν στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων.

Ο άνθρακας διαφέρει σημαντικά από τα άλλα στοιχεία p της ομάδας λόγω της υψηλής ενέργειας ιονισμού του.

Ο άνθρακας και το πυρίτιο έχουν πολυμορφικές τροποποιήσεις με διαφορετικές δομές κρυσταλλικών δικτυωμάτων. Το γερμάνιο ανήκει σε μέταλλα, χρώματος ασημί-λευκού με κιτρινωπή απόχρωση, αλλά έχει ένα ατομικό κρυσταλλικό πλέγμα σαν διαμάντι με ισχυρούς ομοιοπολικούς δεσμούς. Ο κασσίτερος έχει δύο πολυμορφικές τροποποιήσεις: μια μεταλλική τροποποίηση με ένα μεταλλικό κρυσταλλικό πλέγμα και έναν μεταλλικό δεσμό. μη μεταλλική τροποποίηση με ατομικό κρυσταλλικό πλέγμα, το οποίο είναι σταθερό σε θερμοκρασίες κάτω των 13,8 C. Ο μόλυβδος είναι ένα σκούρο γκρι μέταλλο με ένα μεταλλικό κυβικό κρυσταλλικό πλέγμα με επίκεντρο την όψη. Μια αλλαγή στη δομή των απλών ουσιών της σειράς γερμάνιο-κασσίτερος-μόλυβδος αντιστοιχεί σε αλλαγή στις φυσικές τους ιδιότητες. Έτσι το γερμάνιο και ο μη μεταλλικός κασσίτερος είναι ημιαγωγοί, ο μεταλλικός κασσίτερος και ο μόλυβδος είναι αγωγοί. Η αλλαγή του τύπου του χημικού δεσμού από κυρίως ομοιοπολικό σε μεταλλικό συνοδεύεται από μείωση της σκληρότητας απλών ουσιών. Έτσι, το γερμάνιο είναι αρκετά σκληρό, ενώ ο μόλυβδος τυλίγεται εύκολα σε λεπτά φύλλα.

Οι ενώσεις στοιχείων με υδρογόνο έχουν τον τύπο EN 4: CH 4 - μεθάνιο, SiH 4 - σιλάνιο, GeH 4 - γερμανικό, SnH 4 - stannan, PbH 4 - plumbane. Αδιάλυτο στο νερό. Από πάνω προς τα κάτω, στη σειρά των ενώσεων υδρογόνου, η σταθερότητά τους μειώνεται (το υδραυλικό είναι τόσο ασταθές που η ύπαρξή του μπορεί να κριθεί μόνο με έμμεσα σημάδια).

Οι ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο έχουν τους γενικούς τύπους: EO και EO 2. Τα οξείδια CO και SiO δεν σχηματίζουν άλατα. Τα GeO, SnO, PbO είναι αμφοτερικά οξείδια. CO 2, SiO 2 GeO 2 - οξύ, SnO 2, PbO 2 - αμφοτερικό. Με την αύξηση του βαθμού οξείδωσης, οι όξινες ιδιότητες των οξειδίων αυξάνονται, ενώ οι βασικές ιδιότητες εξασθενούν. Οι ιδιότητες των αντίστοιχων υδροξειδίων αλλάζουν παρόμοια.

| | | | | | | |