Carbonio e silicio. Elementi del gruppo IVA. Caratteristiche generali del gruppo IVA del sistema periodico Struttura degli atomi. Prevalenza in natura

Lezione 8

SOGGETTO : Elementi del gruppo IVA.

Carbonio

Domande studiate a lezione:

Gruppo IVA.
Carbonio. Caratteristiche generali del carbonio.
Proprietà chimiche del carbonio.
I più importanti composti del carbonio.

Caratteristiche generali degli elementi Gruppo IVA

Agli elementi del sottogruppo principale IV i gruppi appartengono C, Si, Ge, Sn, P V. Formula elettronica del livello di valenza esterna nS2np2 , cioè hanno 4 elettroni di valenza e questi sono elementi p, quindi sono nel sottogruppo principale IV gruppo.

││││

│↓│np

Nello stato fondamentale di un atomo, due elettroni sono accoppiati e due sono spaiati. Il guscio esterno del carbonio ha 2 elettroni, il silicio ne ha 8 e Ge, Sn, P ha 18 elettroni. Ecco perché Ge, Sn, P c sono combinati in un sottogruppo di germanio (questi sono analoghi elettronici completi).

In questo sottogruppo di elementi p, come in altri sottogruppi di elementi p, le proprietà degli atomi degli elementi cambiano periodicamente:

Tabella 9

Elemento	covalente raggio atomico, nm	Raggio metallico di un atomo, nm	Raggio ionico condizionale, nm		Energia ionizzazione E E o → E + , ev.	Parente elettronegatività
Elemento	covalente raggio atomico, nm	Raggio metallico di un atomo, nm			Energia ionizzazione E E o → E + , ev.	Parente elettronegatività	E2+	Mi 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
Spillo		0,175	0,126	0,076	7,42

Pertanto, dall'alto verso il basso nel sottogruppo, il raggio dell'atomo aumenta, quindi l'energia di ionizzazione diminuisce, quindi aumenta la capacità di donare elettroni e la tendenza a completare il guscio elettronico esterno in un ottetto diminuisce bruscamente, quindi da C a Pb, le proprietà riducenti e le proprietà metalliche aumentano e le proprietà non metalliche diminuiscono. Il carbonio e il silicio sono tipici non metalli, Ge le proprietà metalliche stanno già comparendo e in apparenza sembra un metallo, sebbene sia un semiconduttore. Con lo stagno predominano già le proprietà metalliche e il piombo è un metallo tipico.

Avendo 4 elettroni di valenza, gli atomi nei loro composti possono presentare stati di ossidazione dal minimo (-4) al massimo (+4), e sono caratterizzati anche da S.O.: -4, 0, +2, +4; COSÌ. = -4 è tipico per C e Sì con i metalli.

La natura della relazione con altri elementi.Il carbonio forma solo legami covalenti, anche il silicio forma prevalentemente legami covalenti. Per stagno e piombo, soprattutto in S.O. = +2, la natura ionica del legame è più caratteristica (ad esempio, Рв( NO3)2).

covalenza determinato dalla struttura di valenza dell'atomo. L'atomo di carbonio ha 4 orbitali di valenza e la covalenza massima è 4. Per gli altri elementi la covalenza può essere maggiore di quattro, poiché esiste una valenza D sottolivello (ad esempio, H2[SiF6]).

Ibridazione . Il tipo di ibridazione è determinato dal tipo e dal numero di orbitali di valenza. Il carbonio ha solo S - e orbitali di valenza p, quindi può essere Sp (carabina, CO 2 , CS 2 ), Sp 2 (grafite, benzene, COCl 2 ), ibridazione Sp 3 (CH 4 , diamante, CCl 4 ). Per il silicio, il più caratteristico Ibridazione Sp 3 (SiO 2, SiCl 4 ), ma ha una valenza D -sottolivello, quindi c'è anche Sp 3 d 2 - ibridazione, ad esempio, H2[SiF6].

IV il gruppo PSE è al centro del tavolo di D.I. Mendeleev. Qui si vede chiaramente un brusco cambiamento nelle proprietà dai non metalli ai metalli. Consideriamo separatamente il carbonio, poi il silicio, quindi gli elementi del sottogruppo del germanio.

Carbonio. Caratteristiche generali del carbonio

Il contenuto di carbonio nella crosta terrestre è basso (circa 0,1% in massa). La maggior parte è contenuta nella composizione di carbonati scarsamente solubili (CaCO 3, MgCO3 ), petrolio, carbone, gas naturale. contenuto di CO2 2 nell'aria è piccolo (0,03%), ma la sua massa totale è di circa 600 milioni di tonnellate. Il carbonio fa parte dei tessuti di tutti gli organismi viventi (il componente principale del mondo vegetale e animale). Il carbonio si trova anche allo stato libero, principalmente sotto forma di grafite e diamante.

In natura, il carbonio è noto come due isotopi stabili: 12 C (98,892%) e 13 C (1,108%). Sotto l’azione dei raggi cosmici si forma nell’atmosfera anche una certa quantità di isotopo βradioattivo 14 CON: . Per contenuto 14 Con i residui vegetali si giudica la loro età. Sono stati ottenuti anche isotopi radioattivi con numero di massa da 10 a 16.

A differenza di F2, N2, O2 le sostanze semplici del carbonio hanno una struttura polimerica. In accordo con i tipi caratteristici di ibridazione degli orbitali di valenza, gli atomi di C possono combinarsi in formazioni polimeriche di modifica tridimensionale (diamante, sp 3 ), modifica bidimensionale o stratificata (grafite, Sp2 ) e un polimero lineare (carabina, sp.).

Proprietà chimiche del carbonio

Chimicamente il carbonio è molto inerte. Ma quando riscaldato, è in grado di interagire con molti metalli e non metalli, mostrando proprietà sia ossidanti che riducenti.

Diamante + 2 F 2 → CF 4 e la grafite forma fluoruro di grafite CF

(e poi + F 2 → CF 4 ). Uno dei metodi per separare il diamante dalla grafite si basa su un diverso atteggiamento nei confronti del fluoro. Il carbonio non reagisce con altri alogeni. Con ossigeno (O 2 ) il carbonio con una mancanza di ossigeno forma CO, con un eccesso di ossigeno forma CO 2 .

2C+O2→2CO; C+O2→CO2.

Ad alte temperature, il carbonio reagisce con i metalli per formare carburi metallici:

Ca + 2C \u003d CaC 2.

Quando riscaldato, reagisce con idrogeno, zolfo, silicio:

a o a

C + 2 H 2 \u003d CH 4 C + 2S ↔ CS 2

C + Si = SiC.

Il carbonio reagisce anche con sostanze complesse. Quando il vapore acqueo passa attraverso il carbone riscaldato, si forma una miscela di CO e H. 2 gas acqua (a temperature superiori a 1200 riguardo C):

C + HOH \u003d CO + H 2.

Questa miscela è ampiamente utilizzata come combustibile gassoso.

Ad alte temperature, il carbonio è in grado di ridurre molti metalli dai loro ossidi, ampiamente utilizzati nella metallurgia.

ZnO + C → Zn + CO

I più importanti composti del carbonio

carburi metallici.

Poiché è comune che il carbonio formi omocatene, la composizione della maggior parte dei carburi non corrisponde allo stato di ossidazione del carbonio pari a (-4). In base al tipo di legame chimico si distinguono i carburi covalenti, ionico-covalenti e metallici. Nella maggior parte dei casi, i carburi si ottengono mediante forte riscaldamento delle corrispondenti sostanze semplici o dei loro ossidi con carbonio

A a a

V2O5+7C → 2VC+5CO; Ca+2C → CaC2.

In questo caso si ottengono carburi di diversa composizione.

Carburi covalenti salini o ionici sono composti di metalli attivi e di alcuni altri metalli: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C . In questi composti il legame chimico è intermedio tra ionico e covalente. Sotto l'azione dell'acqua o degli acidi diluiti, vengono idrolizzati e si ottengono idrossidi e i corrispondenti idrocarburi:

CaC2 + 2HON → Ca(OH)2 + C2H2;

Al4C3 + 12HOH → 4Al(OH)3 + 3CH4 .

Nei carburi metallici, gli atomi di carbonio occupano vuoti ottaedrici nelle strutture dei metalli (sottogruppi laterali IVVIII gruppi). Si tratta di sostanze molto dure, refrattarie e resistenti al calore, molte di esse presentano proprietà metalliche: elevata conduttività elettrica, lucentezza metallica. La composizione di tali carburi varia entro un ampio intervallo. Pertanto, i carburi di titanio hanno la composizione TiC 0,6 1,0 .

Carburi covalenti SiC e B4 C. Sono polimerici. Il legame chimico in essi si avvicina a quello puramente covalente, poiché boro e silicio sono vicini del carbonio in PSE e sono vicini ad esso in termini di raggio dell'atomo e OEO. Sono molto duri e chimicamente inerti. Il metano CH può anche essere considerato il carburo covalente più semplice. 4 .

Alogenuri di carbonio

Il carbonio forma molti composti con gli alogeni, i più semplici dei quali hanno la formula CH al 4 , cioè tetraalogenuri di carbonio. In essi S.O. il carbonio è +4, sp 3 -ibridazione dell'atomo di C, quindi delle molecole C Н al 4 tetraedri. CF 4 gas, CCl 4 liquido, CBr 4 e CJ 4 solidi. Soltanto CF4 ottenuto direttamente da F2 e C, il carbonio non reagisce con altri alogeni. Il tetracloruro di carbonio si ottiene mediante clorurazione del disolfuro di carbonio:

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

Tutto CH al 4 insolubile in acqua, ma solubile in solventi organici.

a o, Kat

C H al 4 (g) + 2HON (g) \u003d CO 2 + 4HNa l (d) (l'idrolisi avviene con forte riscaldamento e in presenza di un catalizzatore). Di importanza pratica CF 4 , SS l 4 .

CF4 , così come altri composti di carbonio fluorurato, per esempio CF2Cl2 (difluorodiclorometano) sono utilizzati come sostanze di lavoro freon nelle macchine frigorifere.

CCl4 utilizzato come solvente non infiammabile per sostanze organiche (grassi, oli, resine), nonché liquido per estintori.

Monossido di carbonio (P).

Il monossido di carbonio (P) CO è un gas incolore, inodore, leggermente solubile in acqua. Molto tossico (monossido di carbonio): l'emoglobina del sangue associata al CO perde la capacità di combinarsi con l'O 2 ed esserne il portatore.

Il monossido di carbonio (P) si ottiene:

con ossidazione incompleta del carbonio 2C+O 2 = 2CO;

nell'industria si ottengono dalla reazione: CO 2+C = 2CO;
quando si fa passare il vapore acqueo surriscaldato sul carbone caldo:

C + HOH \u003d CO + H 2 t o

decomposizione dei carbonili Fe(CO)5 → Fe+5CO;
in laboratorio la CO si ottiene agendo sull'acido formico con sostanze idrorepellenti ( H2SO4, P2O5):

HCOOH → CO + HOH.

Tuttavia, la CO non è anidride formica, poiché in CO il carbonio è trivalente e in HCOOH è tetravalente. Pertanto, la CO è un ossido che non forma sale.

La solubilità della CO in acqua è bassa e non si verifica alcuna reazione chimica. Nella molecola di CO, come nella molecola N2 triplo legame. Secondo il metodo dei legami di valenza, 2 legami si formano a causa dell'accoppiamento di due elettroni p spaiati C e O (di ciascun atomo), e il terzo secondo il meccanismo donatore-accettore a causa dell'orbitale 2p libero del C atomo e coppia di elettroni 2p dell'atomo di ossigeno: C ≡ O Il triplo legame CO è molto forte e la sua energia è molto grande (1066 kJ / mol) più che in N2 . Per il monossido di carbonio (P) sono caratteristici i seguenti tre tipi di reazioni:

reazioni di ossidazione. La CO è un forte agente riducente, tuttavia, a causa del forte triplo legame nella molecola, le reazioni redox che coinvolgono la CO procedono rapidamente solo a temperature elevate. La riduzione degli ossidi con l'ausilio della CO durante il riscaldamento è di grande importanza in metallurgia.

Fe2O3 + 3CO = 3CO2 + 2Fe.

La CO può essere ossidata dall'ossigeno: A

2CO + O2 \u003d 2CO2.

un'altra proprietà chimica caratteristica della CO è la tendenza areazioni di addizione, che è dovuto all'insaturazione di valenza del carbonio nella CO (in queste reazioni, il carbonio passa allo stato tetravalente, che gli è più caratteristico della trivalenza del carbonio nella CO).

Quindi, la CO reagisce con il cloro per formare fosgene COC l2:

CO + Cl 2 \u003d COCl 2 (in questa reazione la CO è anche un agente riducente). La reazione è accelerata dall'azione della luce e di un catalizzatore. Gas bruno fosgene, sostanza tossica forte molto velenosa. Idrolizza lentamente COCl2 + 2HOH → 2HCl + H2CO3.

Il fosgene viene utilizzato nella sintesi di varie sostanze e fu utilizzato durante la prima guerra mondiale come agente di guerra chimica.

Quando riscaldato, la CO reagisce con lo zolfo per formare solfossido di carbonio COS:

CO + S = COS (gas).

Quando riscaldato sotto pressione, la CO reagisce con l'idrogeno per formare metanolo

superiore

CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.

Sintesi del metanolo da CO e H 2 una delle produzioni chimiche più importanti.

a differenza della maggior parte degli altri composti del carbonio, la molecola di CO ha una coppia di elettroni non condivisa sull'atomo di C. Pertanto, la molecola di CO può agire ligando in vari complessi. Particolarmente numerosi sono i prodotti dell'addizione di CO agli atomi di metalli, che sono chiamati carbonili. Sono noti circa 1000 carbonili, inclusi carbonili contenenti altri ligandi oltre alla CO. I carbonili (complessi) ricevono:

T, p t, p

Fe + 5CO → Ni + 4CO → .

Esistono carbonili gassosi, liquidi e solidi, in cui il metallo ha uno stato di ossidazione pari a 0. Quando riscaldati, i carbonili si decompongono e si ottengono metalli in polvere di altissimo grado di purezza:

A

Ni(CO)4 → Ni+4CO.

I carbonili sono utilizzati nelle sintesi e per ottenere metalli altamente puri. Tutti i carbonili, come la CO, sono estremamente tossici.

Monossido di carbonio (IV).

Molecola di CO2 ha una struttura lineare (O = C = O), sp ibridazione dell’atomo di carbonio. Due legami del tipo σ nascono dalla sovrapposizione di due sp orbitali ibridi dell'atomo C e due 2p X orbitali di due atomi di ossigeno con elettroni spaiati. Altri due legami di tipo π si formano quando si sovrappongono 2p y - e 2p z - orbitali dell'atomo di C (non ibridi) con i corrispondenti 2p y - e 2p z - orbitali degli atomi di ossigeno.

Ottenere CO2:

- nell'industriaottenuto dalla tostatura del calcare

CaCO3 → CaO + CO2;

Nel laboratorio ottenuto nell'apparato Kipp secondo la reazione

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + HOH.

Proprietà fisiche della CO 2 : è un gas, più pesante dell'aria, la solubilità in acqua è bassa (a 0 O C in 1 litro di acqua scioglie 1,7 litri di CO 2 e alle 15 C scioglie 1 litro di CO 2 ), mentre parte della CO disciolta 2 reagisce con l'acqua per formare acido carbonico:

HOH + CO2 ↔ H2CO3 . L'equilibrio è spostato a sinistra (←), quindi la maggior parte della CO disciolta 2 sotto forma di CO 2 e non acido.

IN chimicamente CO2 mostra: a) le proprietà di un ossido acido e quando interagisce con soluzioni alcaline si formano carbonati e con un eccesso di CO 2 bicarbonati:

2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O NaOH + CO2 → NaHCO3.

b) proprietà ossidanti, ma proprietà ossidanti CO2 sono molto deboli, poiché S.O. = +4 questo è lo stato di ossidazione più caratteristico del carbonio. Allo stesso tempo, CO 2 ridotto a CO o C:

C + CO2 ↔ 2CO.

CO2 utilizzato nella produzione di soda, per spegnere gli incendi, preparare l'acqua minerale, come mezzo inerte nelle sintesi.

Acido carbonico e suoi sali

L'acido carbonico è noto solo in soluzioni acquose diluite. Formato dall'interazione di CO 2 con acqua. In una soluzione acquosa, la maggior parte della CO disciolta 2 allo stato idratato e solo una piccola parte sotto forma di H 2CO3, HCO3-, CO32- , cioè l'equilibrio è stabilito in una soluzione acquosa:

CO2 + HOH ↔ H2 CO3 ↔ H + + HCO3 - ↔ 2H + + CO3 2-.

L'equilibrio è fortemente spostato a sinistra (←) e la sua posizione dipende dalla temperatura, dall'ambiente, ecc.

L'acido carbonico è considerato un acido debole (K 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Questa è la costante di ionizzazione apparente K e lui. , è correlato alla quantità totale di CO disciolta nell'acqua 2 , e non alla reale concentrazione di acido carbonico, che non è esattamente nota. Ma poiché le molecole H 2CO3 in soluzione è piccolo, allora il vero K e lui. l'acido carbonico è molto più di quanto indicato sopra. Quindi, a quanto pare, il vero valore di K 1 ≈ 10 -4 , cioè acido carbonico di media forza.

I sali (carbonati) sono generalmente leggermente solubili in acqua. I carbonati si dissolvono bene+ , Na + , R в + , Cs + , Tl +1 , NH 4 + . I bicarbonati, a differenza dei carbonati, sono per lo più solubili in acqua.

Idrolisi del sale: Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH (pH> 7).

Quando riscaldati, i carbonati si decompongono, formando ossido metallico e CO 2 .Quanto più forti sono le proprietà metalliche dell'elemento che costituisce il catione, tanto più stabile è il carbonato. COSÌ, Na2CO3 si scioglie senza decomposizione; CaCO 3 si decompone a 825 o C e Ag2CO3 si decompone a 100 O C. I bicarbonati si decompongono con leggero riscaldamento:

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O.

Urea e solfuro di carbonio.

L'urea o urea è ottenuta dall'azione della CO 2 per una soluzione acquosa H 3 N a 130 o C e 1∙10 7 Pa.

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

L'urea è una sostanza cristallina bianca. Viene utilizzato come fertilizzante azotato, per l'alimentazione del bestiame, per la produzione di materie plastiche, prodotti farmaceutici (veronal, luminal).

Disolfuro di carbonio (disolfuro di carbonio) CS2 in condizioni normali liquido incolore volatile, velenoso. Pulito CS2 ha un leggero odore gradevole, ma a contatto con l'aria un odore disgustoso dei suoi prodotti di ossidazione. Il solfuro di carbonio non si dissolve in acqua; quando riscaldato (150 O C) idrolizza a CO 2 e H2S:

CS2 + 2HOH = CO2 + 2H2S.

Il disolfuro di carbonio si ossida facilmente e si accende facilmente nell'aria con un leggero riscaldamento: CS 2 + 3 O 2 \u003d CO 2 + 2 SO 2.

Il disolfuro di carbonio è prodotto dall'interazione del vapore di zolfo con il carbone caldo. Il disolfuro di carbonio è usato come un buon solvente per sostanze organiche, fosforo, zolfo, iodio. La maggior parte CS2 Viene utilizzato per ottenere la seta viscosa e come mezzo per combattere i parassiti in agricoltura.

Acidi cianidrici, tiocianati e cianici.

Acido cianidrico HCN (o acido cianidrico) ha una struttura lineare, è costituita da 2 tipi di molecole in equilibrio tautomerico, che a temperatura ambiente è spostato a sinistra:

H C ≡ N ↔ H N ≡ C

isocianato di cianuro

idrogeno idrogeno

HCN è un liquido volatile con l'odore delle mandorle, uno dei veleni più forti, si mescola con l'acqua in qualsiasi rapporto. in soluzione acquosa HCN - acido debole (K = 7,9 ∙ 10-10 ), che è molto più debole dell'acido carbonico.

Nell'industria HCN ottenuto mediante reazione catalitica:

a o, kat

CO + NH3 → HCN + HOH.

I sali (cianuri) si ottengono mediante riduzione dei carbonati con carbonio quando riscaldati:

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

Il cianuro di idrogeno è utilizzato nella sintesi organica e NaCN e KCN nell'estrazione dell'oro, per ottenere cianuri complessi, ecc.

I cianuri sono basici ( NaCN) e acido (JCN ). Idrolisi del cianuro basico:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).

L'idrolisi del cianuro acido produce due acidi:

JCN + HOH = HJO + HCN.

cianuri d -gli elementi non si dissolvono in acqua, ma a causa della formazione complessa si dissolvono facilmente in presenza di cianuri basici:

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

I cianuri complessi sono molto stabili.

Tiocianato di idrogeno HSCN o HNCS ha una struttura lineare ed è costituita da due tipi di molecole: HSC ≡ NOH N = C = S. In tiocianato cristallinoNaNCS, Ba(NCS) 2 lo ione metallico si trova vicino all'atomo di azoto; VAgSCN, hg(SCN) 2 uno ione metallico vicino a un atomo di zolfo.

I todanidi o tiocianati si ottengono per azione dello zolfo sui cianuri di metalli alcalini (soluzioni bollenti con zolfo):

KCN + S = KNCS.

L'idrogeno tiocianato anidro si ottiene riscaldando il tiocianato di piombo (o mercurio) in una correnteH2 S:

Rv(SCN)2 + H2 S→RvS↓ + 2HNCS.

HNCSliquido oleoso incolore con odore pungente, facilmente decomponibile. Si scioglie bene in acqua, in soluzione acquosaHNCSforma un forte acido tiocianato (K = 0,14). I rodanidi vengono utilizzati principalmente nella tintura dei tessuti, edNH4 Sistema nervoso centraleutilizzato come reagente ionicoFe3+ .

Sono noti anche i cianoici tautomerici (HOCN) e isocianico (HNCO) acidi:

Questo equilibrio a temperatura ambiente è spostato a sinistra.

I sali cianati e isocianati si ottengono per ossidazione dei cianuri: 2KCN + O2 = 2 KOCN. L'acido cianico in soluzione acquosa è un acido di media forza.

Sapere

posizione del carbonio e del silicio nella tavola periodica, presenza in natura e applicazione pratica;
struttura atomica, valenza, stati di ossidazione del carbonio e del silicio;
metodi per ottenere e proprietà di sostanze semplici: grafite, diamante e silicio; nuove forme allotropiche del carbonio;
principali tipologie di composti del carbonio e del silicio;
caratteristiche degli elementi del sottogruppo del germanio;

essere in grado di

elaborare equazioni per le reazioni per ottenere sostanze semplici di carbonio e silicio e reazioni che caratterizzano le proprietà chimiche di queste sostanze;
confrontare le proprietà degli elementi nel gruppo del carbonio;
caratterizzare composti praticamente importanti di carbonio e silicio;
eseguire calcoli secondo le equazioni delle reazioni a cui partecipano carbonio e silicio;

Proprio

Capacità di prevedere il corso delle reazioni che coinvolgono il carbonio, il silicio e i loro composti.

La struttura degli atomi. Prevalenza in natura

Il gruppo IVA della tavola periodica è composto da cinque elementi con numeri atomici pari: carbonio C, silicio Si, germanio Ge, stagno Sn e piombo Pb (Tabella 21.1). In natura tutti gli elementi del gruppo sono miscele di isotopi stabili. Il carbonio ha due isogoni: *|С (98,9%) e *§С (1,1%). Inoltre in natura sono presenti tracce dell'isotopo radioattivo "|C con t t= 5730 anni. Si forma costantemente durante le collisioni dei neutroni della radiazione cosmica con i nuclei di azoto nell'atmosfera terrestre:

Tabella 21.1

Caratteristiche degli elementi del gruppo IVA

*Elemento biogenico.

L'isotopo principale del carbonio è di particolare importanza in chimica e fisica, poiché si basa sull'unità di massa atomica, vale a dire { /2 parte della massa di un atomo 'ICO Sì).

Il silicio ha tre isotopi in natura; tra questi, il più comune è ^)Si (92,23%). Il germanio ha cinque isotopi (j^Ge - 36,5%). Stagno - 10 isotopi. Questo è un record tra gli elementi chimici. Il più comune è 12,5 gSn (32,59%). Il piombo ha quattro isotopi: 2 SgPb (1,4%), 2 S|Pb (24,1%), 2S2βL (22,1%) e 2S2βL (52,4%). Gli ultimi tre isotopi del piombo sono i prodotti finali del decadimento degli isotopi radioattivi naturali di uranio e torio, e quindi il loro contenuto nella crosta terrestre è aumentato durante l'intera esistenza della Terra.

In termini di prevalenza nella crosta terrestre, il carbonio è tra i primi dieci elementi chimici. Si presenta sotto forma di grafite, molte varietà di carbone, come parte di petrolio, gas combustibile naturale, strati di calcare (CaCO e), dolomite (CaCO 3 -MgC0 3) e altri carbonati. Sebbene il diamante naturale costituisca una parte insignificante del carbonio disponibile, è estremamente prezioso come minerale bello e duro. Ma, naturalmente, il valore più alto del carbonio risiede nel fatto che è la base strutturale delle sostanze bioorganiche che formano i corpi di tutti gli organismi viventi. Il carbonio è giustamente considerato il primo tra tanti elementi chimici necessari per l'esistenza della vita.

Il silicio è il secondo elemento più abbondante nella crosta terrestre. Sabbia, argilla e molte rocce che vedi sono costituite da minerali di silicio. Ad eccezione delle varietà cristalline di ossido di silicio, tutti i suoi composti naturali lo sono silicati, cioè. sali di vari acidi silicici. Questi acidi stessi non sono stati ottenuti come sostanze individuali. Gli ortosilicati contengono SiOj ~ ioni, i metasilicati sono costituiti da catene polimeriche (Si0 3 ") w. La maggior parte dei silicati sono costruiti su una struttura di atomi di silicio e ossigeno, tra i quali possono essere posizionati atomi di qualsiasi metallo e alcuni non metalli (fluoro). Ampiamente i minerali di silicio conosciuti includono quarzo Si0 2, feldspati (ortoclasio KAlSi 3 0 8), miche (muscovite KAl 3 H 2 Si 3 0 12). In totale, si conoscono più di 400 minerali di silicio. I composti di silicio costituiscono più della metà dei gioielli e pietre ornamentali.La struttura ossigeno-silicio causa minerali di silicio a bassa solubilità nell'acqua.Solo dalle sorgenti calde sotterranee, nel corso di migliaia di anni, si possono depositare escrescenze e croste di composti di silicio.Il diaspro appartiene a rocce di questo tipo.

Non è necessario parlare dell'epoca della scoperta del carbonio, del silicio, dello stagno e del piombo, poiché sono conosciuti fin dall'antichità sotto forma di sostanze o composti semplici. Il germanio fu scoperto da K. Winkler (Germania) nel 1886 nel raro minerale argirodito. Divenne presto chiaro che l'esistenza di un elemento con tali proprietà era stata prevista da D. I. Mendeleev. La denominazione del nuovo elemento ha causato polemiche. Mendeleev, in una lettera a Winkler, sostenne fortemente il nome germanio.

Gli elementi del gruppo IVA hanno quattro elettroni di valenza all'esterno S- e sottolivelli p:

Formule elettroniche degli atomi:

Nello stato fondamentale questi elementi sono bivalenti e nello stato eccitato diventano tetravalenti:

Il carbonio e il silicio formano pochissimi composti chimici allo stato bivalente; in quasi tutti i composti stabili sono tetravalenti. Più in basso nel gruppo, per germanio, stagno e piombo, la stabilità dello stato bivalente aumenta e la stabilità dello stato tetravalente diminuisce. Pertanto, i composti di piombo (IV) si comportano come forti ossidanti. Questo modello si manifesta anche nel gruppo VA. Una differenza importante tra il carbonio e il resto degli elementi del gruppo è la capacità di formare legami chimici in tre diversi stati di ibridazione: sp, sp2 E sp3. Al silicio è rimasto praticamente un solo stato ibrido. sp3. Ciò si manifesta chiaramente quando si confrontano le proprietà dei composti di carbonio e silicio. Ad esempio, il monossido di carbonio CO 2 è un gas (anidride carbonica) e l'ossido di silicio Si0 2 è una sostanza refrattaria (quarzo). La prima sostanza è gassosa perché at sp-ibridazione del carbonio, tutti i legami covalenti sono chiusi nella molecola di CO 2:

L'attrazione tra le molecole è debole e questo determina lo stato della materia. Nell'ossido di silicio, quattro orbitali ibridi di silicio 5p 3 non possono essere chiusi su due atomi di ossigeno. Un atomo di silicio è legato a quattro atomi di ossigeno, ciascuno dei quali è a sua volta legato a un altro atomo di silicio. Si scopre una struttura a telaio con la stessa forza di legami tra tutti gli atomi (vedi diagramma, vol. 1, p. 40).

Composti di carbonio e silicio con la stessa ibridazione, come il metano CH 4 e il silano SiH 4 , sono simili nella struttura e nelle proprietà fisiche. Entrambe le sostanze sono gas.

L'elettronegatività degli elementi IVA è inferiore rispetto agli elementi del gruppo VA, e ciò è particolarmente evidente negli elementi del 2o e 3o periodo. La metallicità degli elementi nel gruppo IVA è più pronunciata che nel gruppo VA. Il carbonio sotto forma di grafite è un conduttore. Il silicio e il germanio sono semiconduttori, mentre lo stagno e il piombo sono veri metalli.

Il gruppo IVA racchiude gli elementi più importanti, senza i quali non esisteremmo né noi né la Terra sulla quale viviamo. Questo è il carbonio, la base di tutta la vita organica, e il silicio, il "monarca" del regno minerale.

Se il carbonio e il silicio sono tipici non metalli, e lo stagno e il piombo sono metalli, il germanio occupa una posizione intermedia. Alcuni libri di testo lo classificano come non metallo, mentre altri lo classificano come metallo. È di colore bianco argenteo e sembra un metallo, ma ha un reticolo cristallino simile al diamante ed è un semiconduttore, come il silicio.

Dal carbonio al piombo (con proprietà non metalliche decrescenti):

w diminuisce la stabilità dello stato di ossidazione negativo (-4)

w diminuisce la stabilità dello stato di ossidazione positivo più elevato (+4)

w aumenta la stabilità di uno stato di ossidazione basso positivo (+2)

Il carbonio è il costituente principale di tutti gli organismi. In natura esistono sia sostanze semplici formate da carbonio (diamante, grafite) che composti (anidride carbonica, carbonati vari, metano e altri idrocarburi nella composizione del gas naturale e del petrolio). La frazione di massa del carbonio nel carbon fossile raggiunge il 97%.
L'atomo di carbonio nello stato fondamentale può formare due legami covalenti mediante il meccanismo di scambio, ma tali composti non si formano in condizioni normali. Un atomo di carbonio, entrando in uno stato eccitato, utilizza tutti e quattro gli elettroni di valenza.
Il carbonio forma numerose modifiche allotropiche (vedi Fig. 16.2). Questi sono diamante, grafite, carabina, vari fullereni.

Nelle sostanze inorganiche lo stato di ossidazione del carbonio è + II e + IV. Esistono due ossidi con questi stati di ossidazione del carbonio.
Il monossido di carbonio (II) è un gas tossico incolore, inodore. Il nome banale è monossido di carbonio. Si forma durante la combustione incompleta di carburante contenente carbonio. Vedi la struttura elettronica della sua molecola a pagina 121. Secondo le proprietà chimiche della CO, un ossido che non forma sali, quando riscaldato presenta proprietà riducenti (riduce in metallo molti ossidi di metalli poco attivi).
Il monossido di carbonio (IV) è un gas incolore e inodore. Il nome banale è anidride carbonica. Ossido acido. È leggermente solubile in acqua (fisicamente), reagisce parzialmente con essa, formando acido carbonico H2CO3 (le molecole di questa sostanza esistono solo in soluzioni acquose molto diluite).
L'acido carbonico è un acido dibasico molto debole che forma due serie di sali (carbonati e bicarbonati). La maggior parte dei carbonati sono insolubili in acqua. Dei bicarbonati esistono come sostanze singole solo i bicarbonati di metalli alcalini e di ammonio. Sia lo ione carbonato che lo ione bicarbonato sono particelle della base; pertanto, sia i carbonati che i bicarbonati in soluzioni acquose subiscono idrolisi anionica.
Tra i carbonati, i più importanti sono il carbonato di sodio Na2CO3 (soda, carbonato di sodio, bicarbonato di sodio), il bicarbonato di sodio NaHCO3 (bicarbonato di sodio, bicarbonato di sodio), il carbonato di potassio K2CO3 (potassa) e il carbonato di calcio CaCO3 (gesso, marmo, calcare).
Reazione qualitativa alla presenza di anidride carbonica nella miscela di gas: formazione di un precipitato di carbonato di calcio quando il gas di prova viene fatto passare attraverso acqua di calce (soluzione satura di idrossido di calcio) e successiva dissoluzione del precipitato con ulteriore passaggio del gas . Reazioni in atto:

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

In farmacologia e medicina sono ampiamente utilizzati vari composti del carbonio: derivati dell'acido carbonico e degli acidi carbossilici, vari eterocicli, polimeri e altri composti. Quindi, il carbolene (carbone attivo) viene utilizzato per assorbire ed eliminare varie tossine dal corpo; grafite (sotto forma di unguenti) - per il trattamento delle malattie della pelle; isotopi radioattivi del carbonio - per la ricerca scientifica (analisi del radiocarbonio).

Il carbonio è la base di tutte le sostanze organiche. Qualsiasi organismo vivente è costituito in gran parte da carbonio. Il carbonio è la base della vita. La fonte di carbonio per gli organismi viventi è solitamente la CO 2 proveniente dall'atmosfera o dall'acqua. Come risultato della fotosintesi, entra nelle catene alimentari biologiche in cui gli esseri viventi si mangiano l'un l'altro o i resti l'uno dell'altro e quindi estraggono carbonio per costruire il proprio corpo. Il ciclo biologico del carbonio termina o con l'ossidazione e il ritorno all'atmosfera, oppure con lo smaltimento sotto forma di carbone o petrolio.

Reazioni analitiche ione carbonato - CO 3 2-

I carbonati sono sali dell'acido carbonico instabile e molto debole H 2 CO 3, che allo stato libero in soluzioni acquose è instabile e si decompone con il rilascio di CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

I carbonati di ammonio, sodio, rubidio e cesio sono solubili in acqua. Il carbonato di litio è leggermente solubile in acqua. Altri carbonati metallici sono leggermente solubili in acqua. Gli idrocarburi si dissolvono in acqua. Carbonato: gli ioni nelle soluzioni acquose sono incolori, subiscono idrolisi. Le soluzioni acquose di bicarbonati di metalli alcalini non si colorano quando viene aggiunta loro una goccia di soluzione di fenolftaleina, il che consente di distinguere le soluzioni di carbonato dalle soluzioni di bicarbonato (test di farmacopea).

1. Reazione con cloruro di bario.

Ba 2+ + COz 2 - -> BaCO 3 (bianco cristallino fine)

Precipitati simili di carbonati danno cationi calcio (CaCO 3) e stronzio (SrCO 3). Il precipitato è solubile negli acidi minerali e nell'acido acetico. In una soluzione di H 2 SO 4 si forma un precipitato bianco BaSO 4.

Una soluzione di HC1 viene aggiunta lentamente goccia a goccia al precipitato fino a completa dissoluzione del precipitato: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reazione con solfato di magnesio (farmacopea).

Mg 2+ + CO3 2 - -> MgCO 3 (bianco)

Il bicarbonato - ione HCO 3 - forma un precipitato di MgCO 3 con solfato di magnesio solo durante l'ebollizione: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Il precipitato di MgCO 3 si dissolve negli acidi.

3. Reazione con acidi minerali (farmacopea).

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

HCO3 - + H3O + = H2CO3 + 2H2O

H2CO3 -- CO2 + H2O

La CO 2 gassosa evoluta viene rilevata mediante torbidità dell'acqua baritonale o calcarea in un dispositivo per la rilevazione di gas, bolle di gas (CO 2), in una provetta - ricevitore - torbidità della soluzione.

4. Reazione con uranile esacianoferrato (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (marrone) -> 2 UO 2 CO 3 (incolore) + 4 -

Una soluzione marrone di uranile esacianoferrato (II) si ottiene mescolando una soluzione di acetato di uranile (CH 3 COO) 2 UO 2 con una soluzione di potassio esacianoferrato (II):

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

Alla soluzione risultante si aggiunge goccia a goccia una soluzione di Na 2 CO 3 o K 2 CO 3 agitando fino alla scomparsa del colore marrone.

5. Scoperta separata degli ioni carbonato e bicarbonato mediante reazioni con cationi calcio e ammoniaca.

Se la soluzione contiene contemporaneamente ioni carbonato e ioni bicarbonato, ciascuno di essi può essere aperto separatamente.

Per fare ciò, innanzitutto, alla soluzione analizzata viene aggiunto un eccesso di soluzione di CaCl 2 . In questo caso, la CO3 2 - viene precipitata sotto forma di CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ \u003d CaCO 3

Bicarbonato: gli ioni rimangono in soluzione, poiché le soluzioni di Ca (HCO 3) 2 sono in acqua. Si separa il precipitato dalla soluzione e a quest'ultima si aggiunge la soluzione di ammoniaca. Gli anioni HCO 2 - - con ammoniaca e cationi calcio precipitano nuovamente CaCO 3: HCO s - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Altre reazioni dello ione carbonato.

Carbonato - gli ioni, quando reagiscono con cloruro di ferro (III) FeCl 3, formano un precipitato marrone Fe (OH) CO 3, con nitrato d'argento - un precipitato bianco di carbonato d'argento Ag 2 CO3, solubile in HbTO3 e si decompone quando bolle in acqua a un precipitato scuro Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Reazioni analitiche dell'acetato - ione CH 3 COO "

Acetato - ione CH 3 COO- - anione di un acido acetico monobasico debole CH 3 COOH: incolore in soluzioni acquose, subisce idrolisi, non ha proprietà redox; un ligando abbastanza efficace e forma complessi di acetato stabili con molti cationi metallici. Quando reagisce con gli alcoli in un mezzo acido, dà esteri.

L'ammonio, gli alcali e la maggior parte degli altri acetati metallici sono altamente solubili in acqua. Gli acetati d'argento CH 3 COOAg e il mercurio (I) sono meno solubili in acqua rispetto agli acetati di altri metalli.

1. Reazione con cloruro di ferro (III) (farmacopea).

A pH = 5-8, lo ione acetato con i cationi Fe (III) forma un acetato solubile rosso scuro (colore forte del tè) o un idrossiacetato di ferro (III).

In soluzione acquosa è parzialmente idrolizzato; l'acidificazione della soluzione con acidi minerali inibisce l'idrolisi e porta alla scomparsa del colore rosso della soluzione.

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

Durante l'ebollizione, dalla soluzione precipita un precipitato rosso-marrone di acetato basico di ferro (III):

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

A seconda del rapporto tra le concentrazioni di ferro (III) e ioni acetato, la composizione del precipitato può cambiare e corrispondere, ad esempio, alle formule: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 o Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

La reazione è interferita dagli anioni CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, che formano precipitati con ferro (III), nonché anioni SCN- (che danno complessi rossi con cationi Fe 3+), ioduro - ione G, ossidante in iodio 1 2, conferendo alla soluzione un colore giallo.

2. Reazione con acido solforico.

Acetato: uno ione in un ambiente fortemente acido si trasforma in acido acetico debole, i cui vapori hanno un caratteristico odore di aceto:

CH3COO-+H+<- СН 3 СООН

La reazione è ostacolata dagli anioni NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, che emettono anche prodotti gassosi con un odore caratteristico in un mezzo concentrato H 2 SO4.

3. La reazione della formazione di etere etilico acetico (farmacopea).

La reazione viene condotta in un mezzo di acido solforico. Con etanolo:

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

L'acetato di etile rilasciato viene rilevato da un caratteristico odore gradevole. I sali d'argento catalizzano questa reazione, quindi si consiglia di aggiungere una piccola quantità di AgNO 3 durante la reazione.

Allo stesso modo, reagendo con l'alcool amilico C 5 HcOH si forma anche l'acetato di amile CH 3 COOC 5 Ni (-pera-) dall'odore gradevole, si avverte un caratteristico odore di acetato di etile che aumenta con un accurato riscaldamento della miscela.

Reazioni analitiche tartrato - Ione ROS - CH(OH) - CH(OH) - COMP. Ione tartrato - anione di un acido tartarico dibasico debole:

HO-CH-COOH

Tartrato: uno ione altamente solubile in acqua. Nelle soluzioni acquose, gli ioni tartrato sono incolori, subiscono idrolisi e sono soggetti a formazione di complessi, dando complessi tartrato stabili con cationi di molti metalli. L'acido tartarico forma due file di sali - tartrati medi contenenti un tartrato a doppia carica - COCH (OH) CH (OH) COO - ioni e tartrati acidi - idro tartrati contenenti un idro tartrato a carica singola - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - ione. L'idrotartrato (-tartaro-) di potassio KNS 4 H 4 O 6 è praticamente insolubile in acqua, che viene utilizzata per aprire i cationi di potassio. Anche il sale di calcio medio è leggermente solubile in acqua. Il sale di potassio medio K 2 C 4 H 4 O 6 è altamente solubile in acqua.

I. Reazione con cloruro di potassio (farmacopea).

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

2. Reazione con resorcinolo in mezzo acido (farmacopea).

I tartrati, quando riscaldati con resorcinolo meta - C 6 H 4 (OH) 2 in un mezzo di acido solforico concentrato, formano prodotti di reazione rosso ciliegia.

14) Reazioni con il complesso ammoniacale dell'argento. Cade un precipitato nero di argento metallico.

15) Reazione con solfato di ferro (II) e perossido di idrogeno.

Aggiunta di una soluzione acquosa diluita di FeSO 4 e H 2 O 2 ad una soluzione contenente tartrati. porta alla formazione di un complesso di ferro instabile di colore schiacciato. Il successivo trattamento con una soluzione alcalina di NaOH porta ad una colorazione blu del complesso.

Reazioni analitiche dello ione ossalato C 2 O 4 2-

Ione ossalato C 2 O 4 2- - anione dell'acido ossalico dibasico H 2 C 2 O 4 di media forza, relativamente ben solubile in acqua. Lo ione ossalato nelle soluzioni acquose è incolore, parzialmente idrolizzato, forte agente riducente, ligando efficace - forma complessi ossalato stabili con cationi di molti metalli. Gli ossalati di metalli alcalini, magnesio e ammonio sono solubili in acqua, mentre altri metalli sono leggermente solubili in acqua.

1 Reazione con cloruro di bario Ba 2+ + C 2 O 4 2- \u003d BaC 2 O 4 (bianco) Il precipitato si dissolve in acidi minerali e in acido acetico (quando bolle). 2. Reazione con cloruro di calcio (farmacopea): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (bianco)

Il precipitato è solubile negli acidi minerali ma insolubile nell'acido acetico.

3. Reazione con nitrato d'argento.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(cagliato) Test di solubilità. Il sedimento è diviso in 3 parti:

UN). Aggiungere goccia a goccia la soluzione di HNO 3 nella prima provetta con il precipitato agitando finché il precipitato non si scioglie;

B). Aggiungere goccia a goccia una soluzione concentrata di ammoniaca alla seconda provetta con un precipitato agitando finché il precipitato non si scioglie; V). Aggiungere 4-5 gocce di soluzione di HCl nella terza provetta con sedimento; nella provetta rimane un precipitato bianco di cloruro d'argento:

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

4. Reazione con permanganato di potassio. Gli ioni ossalato con KMPO 4 in un ambiente acido vengono ossidati con rilascio di CO 2; la soluzione di KMnO 4 diventa incolore per la riduzione del manganese (VII) a manganese (II):

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

Soluzione diluita di KMPO 4 . Quest'ultimo è scolorito; si verifica il rilascio di bolle di gas - CO 2 .

38 Elementi del gruppo VA

Caratteristiche generali del gruppo VA della tavola periodica. nella forma s x p y la configurazione elettronica del livello di energia esterna degli elementi del gruppo VA.

Arsenico e antimonio presentano diverse modificazioni allotropiche: sia con reticoli cristallini molecolari che metallici. Tuttavia, in base al confronto della stabilità delle forme cationiche (As 3+, Sb 3+), l'arsenico è classificato come non metallo e l'antimonio come metallo.

stati di ossidazione stabili per gli elementi del gruppo VA

Dall'azoto al bismuto (con proprietà non metalliche decrescenti):

w diminuisce la stabilità dello stato di ossidazione negativo (-3) (m. proprietà dei composti dell'idrogeno)

w diminuisce la stabilità dello stato di ossidazione positivo più elevato (+5)

w aumenta la stabilità di uno stato di ossidazione basso positivo (+3)

16.1. Caratteristiche generali degli elementi dei gruppi IIIA, IVA e VA


B Bor 0,776	C Carbonio 0,620	N Azoto 0,521
Alluminio 1,312	Sì Silicio 1,068	P Fosforo 0,919
Ga Gallio 1,254	Ge germanio 1,090	COME Arsenico 1,001
In Indio 1,382	sn Lattina 1,240	Sb Antimonio 1,193
Tl Tallio 1,319	Pb Guida 1,215	Bi Bismuto 1,295

La composizione di questi tre gruppi del sistema naturale di elementi è mostrata nella Figura 16.1. Qui vengono forniti anche i valori dei raggi orbitali degli atomi (in angstrom). È in questi gruppi che il confine tra gli elementi che formano metalli (il raggio orbitale è maggiore di 1,1 angstrom) e gli elementi che formano non metalli (il raggio orbitale è inferiore a 1,1 angstrom) è tracciato più chiaramente. Nella figura, questo confine è indicato da una doppia linea. Non va dimenticato che questo confine è ancora condizionato: alluminio, gallio, stagno, piombo e antimonio sono certamente metalli anfoteri, ma anche boro, germanio e arsenico mostrano qualche segno di anfoterismo.
Degli atomi degli elementi di questi tre gruppi, i seguenti si trovano più spesso nella crosta terrestre: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) e N (w = 0,030%). È con loro che ti incontrerai in questo capitolo.
Formule elettroniche di valenza generale degli atomi degli elementi del gruppo IIIA - ns 2 n.p 1, gruppo IVA - ns 2 n.p 2, gruppo VA - ns 2 n.p 3 . Gli stati di ossidazione più elevati sono pari al numero del gruppo. Intermedio 2 meno.
Tutte le sostanze semplici formate dagli atomi di questi elementi (ad eccezione dell'azoto) sono solide. Molti elementi sono caratterizzati da allotropia (B, C, Sn, P, As). Esistono solo tre sostanze molecolari stabili: azoto N 2, fosforo bianco P 4 e arsenico giallo As 4.

Gli elementi non metallici di questi tre gruppi tendono a formare composti di idrogeno molecolare con legami covalenti. Inoltre, il carbonio ne ha così tanti che gli idrocarburi e i loro derivati sono studiati da una scienza separata: la chimica organica. Il secondo maggior numero di composti dell'idrogeno tra questi elementi è il boro. I boroidruri (borani) sono molto numerosi e di struttura complessa, quindi anche la chimica dei boroidruri divenne un ramo separato della chimica. Il silicio forma solo 8 composti di idrogeno (silani), azoto e fosforo - due ciascuno, il resto - un composto di idrogeno ciascuno. Formule molecolari dei composti dell'idrogeno più semplici e loro nomi:

La composizione degli ossidi superiori corrisponde allo stato di ossidazione più elevato, pari al numero del gruppo. Il tipo di ossidi superiori in ciascuno dei gruppi cambia gradualmente da acido ad anfotero o basico con l'aumentare del numero di serie.

Il carattere acido-base degli idrossidi è molto vario. Quindi, HNO 3 è un acido forte e TlOH è un alcali.

1. Realizza formule elettroniche abbreviate e diagrammi energetici degli atomi degli elementi dei gruppi IIIA, IVA e VA. Indicare gli elettroni esterni e di valenza.

L'atomo di azoto ha tre elettroni spaiati, quindi può formare tre legami covalenti mediante il meccanismo di scambio. Può formare un altro legame covalente mediante il meccanismo donatore-accettore, mentre l'atomo di azoto acquisisce una carica formale positiva +1 e. Pertanto, il massimo dell’azoto è pentavalente, ma la sua massima covalenza è quattro (questo spiega l’affermazione spesso ricorrente secondo cui l’azoto non può essere pentavalente).
Quasi tutto l'azoto terrestre si trova nell'atmosfera del nostro pianeta. Una parte significativamente più piccola di azoto è presente nella litosfera sotto forma di nitrati. L'azoto fa parte dei composti organici contenuti in tutti gli organismi e nei prodotti della loro decomposizione.
L'azoto costituisce l'unico semplice molecolare sostanza N 2 con un triplo legame biatomico nella molecola (Fig. 16.2). L'energia di questo legame è 945 kJ/mol, che supera i valori di altre energie di legame (vedi tabella 21). Questo spiega l'inerzia dell'azoto a temperature ordinarie. Secondo le sue caratteristiche fisiche, l'azoto è un gas incolore e inodore, a noi ben noto fin dalla nascita (l'atmosfera terrestre è composta per tre quarti da azoto). L'azoto è leggermente solubile in acqua.

l'azoto ne forma due composti dell'idrogeno: ammoniaca NH 3 e idrazina N 2 H 6:

L'ammoniaca è un gas incolore dall'odore pungente e soffocante. L'inalazione imprudente di vapori concentrati di ammoniaca può provocare spasmi e soffocamento. L'ammoniaca è molto solubile in acqua, il che si spiega con la formazione di quattro legami idrogeno con le molecole d'acqua da parte di ciascuna molecola di ammoniaca.

La molecola di ammoniaca è una particella base (vedi Appendice 14). Quando accetta un protone, diventa uno ione ammonio. La reazione può procedere sia in soluzione acquosa che in fase gassosa:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (in soluzione);
NH 3 + H 3 O B \u003d NH 4 + H 2 O (in soluzione);
NH 3g + HCl g \u003d NH 4 Cl cr (in fase gassosa).

Le soluzioni acquose di ammoniaca sono sufficientemente alcaline da far precipitare idrossidi insolubili, ma non abbastanza alcaline da consentire agli idrossidi anfoteri di dissolversi in esse per formare complessi idrossilici. Pertanto è conveniente utilizzare la soluzione di ammoniaca per ottenere idrossidi anfoteri. P-elementi: Al (OH) 3, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, ecc., ad esempio:

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

Quando viene accesa nell'aria, l'ammoniaca brucia formando azoto e acqua; quando interagisce con l'ossigeno in presenza di un catalizzatore (Pt), viene ossidato reversibilmente a monossido di azoto:

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O (senza catalizzatore),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (con catalizzatore).

Se riscaldata, l'ammoniaca può ridurre gli ossidi di metalli poco attivi, come il rame:

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

I sali di ammonio nelle loro proprietà (ad eccezione della stabilità termica) sono simili ai sali di metalli alcalini. come questi ultimi, quasi tutti sono solubili in acqua, ma, poiché lo ione ammonio è un acido debole, vengono idrolizzati dal catione. Quando riscaldati, i sali di ammonio si decompongono:

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 2 NH 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.

L'azoto in vari stati di ossidazione si forma con l'ossigeno cinque ossidi: N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 e N 2 O 5 .
Il più stabile di questi è il biossido di azoto. È un gas velenoso marrone con un odore sgradevole. Reagisce con l'acqua:

2NO2 + H2O \u003d HNO2 + HNO3.

Con una soluzione alcalina la reazione procede con la formazione di nitrato e nitrito.
N 2 O e NO sono ossidi che non formano sali.
N 2 O 3 e N 2 O 5 sono ossidi acidi. Reagendo con l'acqua, formano rispettivamente soluzioni di acido nitroso e nitrico.

Oxoacido di azoto nello stato di ossidazione + III - acido nitroso HNO 2. È un acido debole le cui molecole esistono solo in soluzione acquosa. I suoi sali sono nitriti. L'azoto nell'acido nitroso e nei nitriti viene facilmente ossidato allo stato di ossidazione +V.

A differenza dell'acido nitroso, l'acido nitrico HNO 3 è un acido forte. La struttura della sua molecola può essere espressa in due modi:

L'acido nitrico è miscibile con l'acqua a tutti gli effetti, in soluzioni diluite reagendo completamente con essa:

HNO3 + H2O \u003d H3O + NO3

L'acido nitrico e le sue soluzioni sono forti agenti ossidanti. Quando l'acido nitrico viene diluito, la sua attività ossidante diminuisce. Nelle soluzioni di acido nitrico di qualsiasi concentrazione, gli atomi ossidanti sono principalmente atomi di azoto, non idrogeno. Pertanto, durante l'ossidazione di varie sostanze con acido nitrico, se l'idrogeno viene rilasciato, è solo come sottoprodotto. A seconda della concentrazione dell'acido e dell'attività riducente dell'altro reagente, i prodotti della reazione possono essere NO 2 , NO, N 2 O, N 2 e anche NH 4 . Molto spesso si forma una miscela di gas, ma nel caso dell'acido nitrico concentrato viene rilasciato solo biossido di azoto:

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

Nel caso dell'acido nitrico diluito, molto spesso viene rilasciato monossido di azoto:

Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3H2S + 2HNO3 = 2NO + 4H2O + 3S

Nel caso di acido nitrico molto diluito che reagisce con un forte agente riducente (Mg, Al, Zn), si formano ioni ammonio:

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

Quei metalli che sono passivati con acido solforico concentrato sono anche passivati con acido nitrico concentrato.
Sali dell'acido nitrico - nitrati - composti termicamente instabili. Quando riscaldati, si decompongono:
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2;
2Zn(NO 3) 2 \u003d 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 \u003d 2Ag + 2NO2 + O2.

1. Rendi descrittive le equazioni delle reazioni fornite nel testo del paragrafo.
2. Costruire equazioni di reazioni che caratterizzano le proprietà chimiche di a) ammoniaca, b) acido nitrico, c) nitrato di zinco.
Proprietà chimiche dell'ammoniaca e dell'acido nitrico.

16.3. Fosforo

A differenza dell’atomo di azoto, atomo il fosforo può formare cinque legami covalenti mediante un meccanismo di scambio. La spiegazione tradizionale si riduce alla possibilità di eccitare uno dei 3 S-elettroni e la sua transizione a 3 D-sottolivello.
L'elemento fosforo si forma parecchio modifiche allotropiche. Di queste, tre modifiche sono le più stabili: fosforo bianco, fosforo rosso e fosforo nero. Il fosforo bianco è una sostanza cerosa velenosa soggetta a combustione spontanea nell'aria, costituita da molecole P 4. Il fosforo rosso è una sostanza non molecolare, meno attiva, di colore rosso scuro con una struttura piuttosto complessa. Di solito, il fosforo rosso contiene sempre una miscela di bianco, quindi sia il fosforo bianco che quello rosso vengono sempre immagazzinati sotto uno strato d'acqua. Il fosforo nero è anche una sostanza non molecolare con una struttura a telaio complessa.
Le molecole di fosforo bianco sono tetraedriche, l'atomo di fosforo in esse contenuto è trivalente. Modello ball-and-stick e formula strutturale della molecola di fosforo bianco:

La struttura del fosforo rosso può essere espressa dalla formula strutturale:

Il fosforo si ottiene dal fosfato di calcio quando riscaldato con sabbia e coke:

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 2P + 5CO.

Per il fosforo, i composti con uno stato di ossidazione +V sono i più caratteristici. Quando interagisce con un eccesso di cloro, il fosforo forma pentacloruro. Durante la combustione di qualsiasi modificazione allotropica del fosforo in eccesso di ossigeno, ossido fosforo(V):

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

Esistono due modifiche dell'ossido di fosforo (V): non molecolare (con la formula più semplice P 2 O 5) e molecolare (con la formula molecolare P 4 O 10). Tipicamente, l'ossido di fosforo è una miscela di queste sostanze.

Questo ossido acido molto igroscopico, reagendo con l'acqua, forma successivamente acidi metafosforici, difosforici e ortofosforici:

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.

ortofosforico acido(di solito è semplicemente chiamato fosforico) - un acido debole tribasico (vedi Appendice 13). È una sostanza cristallina incolore, molto solubile in acqua. Quando reagisce con basi forti, a seconda del rapporto dei reagenti, forma tre file sali(ortofosfati, idroortofosfati e diidroortofosfati - solitamente nei loro nomi viene omesso il prefisso "orto"):

H 3 PO 4 + OH \u003d H 2 PO 4 + H 2 O,
H3PO4 + 2OH = HPO42 + 2H2O,
H3PO4 + 3OH = PO43 + 3H2O.

La maggior parte dei fosfati medi (ad eccezione dei sali di elementi alcalini eccetto il litio) sono insolubili in acqua. Ci sono significativamente più fosfati acidi solubili.
L'acido fosforico si ottiene dal fosfato di calcio naturale trattandolo con un eccesso di acido solforico. Con un diverso rapporto tra fosfato di calcio e acido solforico si forma una miscela di fosfato monobasico e solfato di calcio, che viene utilizzata in agricoltura come fertilizzante minerale chiamato "superfosfato semplice":
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.

Dalla reazione si ottiene un "doppio perfosfato" più prezioso

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

La sostanza principale di questo fertilizzante minerale è il fosfato monobasico di calcio.

1.Comporre equazioni di reazione molecolare per le quali le equazioni ioniche sono fornite nel testo del paragrafo.
2. Rendi descrittive le equazioni delle reazioni fornite nel testo del paragrafo.
3. Componi le equazioni delle reazioni che caratterizzano le proprietà chimiche di a) fosforo, b) ossido di fosforo (V), c) acido fosforico, d) fosfato monobasico di sodio.
Proprietà chimiche dell'acido fosforico.

16.4. Carbonio

Il carbonio è il costituente principale di tutti gli organismi. In natura esistono sia sostanze semplici formate da carbonio (diamante, grafite) che composti (anidride carbonica, carbonati vari, metano e altri idrocarburi nella composizione del gas naturale e del petrolio). La frazione di massa del carbonio nel carbon fossile raggiunge il 97%.
Atomo il carbonio nello stato fondamentale può formare due legami covalenti mediante il meccanismo di scambio, ma tali composti non si formano in condizioni normali. Un atomo di carbonio, entrando in uno stato eccitato, utilizza tutti e quattro gli elettroni di valenza.
Il carbonio si forma parecchio modifiche allotropiche(vedi figura 16.2). Questi sono diamante, grafite, carabina, vari fullereni.

Il diamante è una sostanza cristallina molto dura, incolore e trasparente. I cristalli di diamante sono costituiti da atomi di carbonio sp Stato 3-ibridato, che forma una struttura spaziale.
La grafite è una sostanza cristallina piuttosto morbida, di colore grigio-nero. I cristalli di grafite sono costituiti da strati piatti in cui sono presenti atomi di carbonio sp Stato 2-ibrido e forma griglie con celle esagonali.
La carbina è una sostanza incolore con una struttura fibrosa, costituita da molecole lineari in cui sono presenti atomi di carbonio sp-stato ibrido (=C=C=C=C= o –C C–C C–).
I fullereni sono modificazioni allotropiche molecolari del carbonio con C 60 , C 80 e altre molecole, le cui molecole sono sfere a maglia cava.
Tutte le modifiche del carbonio mostrano proprietà riducenti in misura maggiore rispetto a quelle ossidanti, ad esempio il coke (un prodotto della lavorazione del carbone; contiene fino al 98% di carbonio) viene utilizzato per ridurre il ferro dai minerali di ossido e una serie di altri metalli dai loro ossidi :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (ad alta temperatura).

La maggior parte dei composti del carbonio sono studiati dalla chimica organica, che incontrerai nelle classi 10 e 11.
Nelle sostanze inorganiche lo stato di ossidazione del carbonio è + II e + IV. Con tali stati di ossidazione del carbonio, ce ne sono due ossido.
Il monossido di carbonio (II) è un gas tossico incolore, inodore. Il nome banale è monossido di carbonio. Si forma durante la combustione incompleta di carburante contenente carbonio. Vedi la struttura elettronica della sua molecola a pagina 121. Secondo le proprietà chimiche della CO, un ossido che non forma sali, quando riscaldato presenta proprietà riducenti (riduce in metallo molti ossidi di metalli poco attivi).
Il monossido di carbonio (IV) è un gas incolore e inodore. Il nome banale è anidride carbonica. Ossido acido. È leggermente solubile in acqua (fisicamente), reagisce parzialmente con essa formando carbone acido H 2 CO 3 (le molecole di questa sostanza esistono solo in soluzioni acquose molto diluite).
L'acido carbonico è un acido molto debole (vedi Appendice 13), dibasico, forma due file sali(carbonati e bicarbonati). La maggior parte dei carbonati sono insolubili in acqua. Dei bicarbonati esistono come sostanze singole solo i bicarbonati di metalli alcalini e di ammonio. Sia lo ione carbonato che lo ione bicarbonato sono particelle della base; pertanto, sia i carbonati che i bicarbonati in soluzioni acquose subiscono idrolisi anionica.
Dei carbonati, carbonato di sodio Na 2 CO 3 (soda, carbonato di sodio, bicarbonato di sodio), bicarbonato di sodio NaHCO 3 (bicarbonato di sodio, bicarbonato di sodio), carbonato di potassio K 2 CO 3 (potassa) e carbonato di calcio CaCO 3 (gesso, marmo , calcare).
Reazione qualitativa per la presenza di anidride carbonica nella miscela di gas: la formazione di un precipitato di carbonato di calcio quando il gas di prova viene fatto passare attraverso acqua di calce (soluzione satura di idrossido di calcio) e la successiva dissoluzione del precipitato con ulteriore passaggio del gas. Reazioni che avvengono: L'elemento silicio ne forma una questione semplice con lo stesso nome. Questa è una sostanza non molecolare con una struttura a diamante, alla quale il silicio ha solo una durezza leggermente inferiore. Nell'ultimo mezzo secolo, il silicio è diventato un materiale assolutamente essenziale per la nostra civiltà, poiché i suoi singoli cristalli sono utilizzati in quasi tutte le apparecchiature elettroniche.
Il silicio è una sostanza abbastanza inerte. a temperatura ambiente praticamente non reagisce con altro che fluoro e acido fluoridrico:
Si + 2F 2 \u003d SiF 4;
Si + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2.
Quando riscaldato sotto forma di polvere finemente suddivisa, brucia in ossigeno formando biossido (SiO 2). Quando fuso con alcali o bollito con soluzioni alcaline concentrate, forma silicati:

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

Monossido di silicio SiO - non forma sale ossido; facilmente ossidabile a biossido.
Il biossido di silicio SiO 2 è una sostanza non molecolare di una struttura a telaio. Non reagisce con l'acqua. ossido acido - se fuso con alcali, forma silicati, ad esempio:
SiO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + H 2 O. L'alluminio è il secondo elemento più abbondante nella litosfera terrestre dopo il silicio. Da solo e insieme al silicio forma molti minerali: feldspati, miche, corindone Al 2 O 3 e le sue varietà preziose (leucosaffiro incolore, rubino contenente cromo, zaffiro contenente titanio).
Una sostanza semplice, l'alluminio è un metallo leggero lucido bianco-argenteo. L'alluminio puro è molto morbido, può essere arrotolato in un foglio sottile ed estratto come un filo. L'alluminio ha una buona conduttività elettrica. È resistente agli agenti atmosferici. Le leghe di alluminio sono piuttosto dure, ma ben lavorate. L'alluminio non è velenoso. Tutto ciò consente l'utilizzo dell'alluminio in un'ampia varietà di settori: nell'industria aeronautica, elettrica, alimentare, nell'edilizia. L’alluminio è ampiamente utilizzato nella vita di tutti i giorni. L'alluminio si ottiene per elettrolisi di una fusione dei suoi composti.
L'inerzia chimica dell'alluminio è causata dalla presenza sulla sua superficie di una densa pellicola di ossido, che impedisce il contatto del metallo con il reagente. Quando questa pellicola viene rimossa chimicamente o meccanicamente, l'alluminio diventa molto attivo. Pertanto, privo di pellicola di ossido, l'alluminio si accende e brucia spontaneamente nell'aria senza ulteriore riscaldamento.
Le proprietà riducenti dell'alluminio si manifestano particolarmente bene quando riscaldate. In queste condizioni ripristina molti metalli dagli ossidi: non solo ferro, titanio, zirconio, ma anche calcio e bario.
L'ossido di alluminio Al 2 O 3 (nomi banali - allumina, corindone) è una sostanza non molecolare, il cui legame è scarsamente descritto sia come ionico che covalente. Come sempre in questi casi si tratta di un ossido anfotero. Si ottiene calcinando l'idrossido di alluminio, che ha anche proprietà anfotere.
Lo ione alluminio idratato è un acido cationico, quindi i sali di alluminio solubili sono idrolizzati in modo piuttosto forte.
Tra i sali di alluminio, l'allume di potassio più comunemente usato è KAl(SO 4) 2 12H 2 O - solfato di potassio-alluminio dodecaidrato. È una sostanza non igroscopica, ottima cristallizzante. La sua soluzione si comporta come una miscela di soluzioni di due diversi solfati: solfato di potassio e solfato di alluminio. La struttura dell'allume può essere espressa dalla formula: (SO 4) 2 .

1. Rendi descrittive le equazioni delle reazioni fornite nel testo del paragrafo.
2. Componi le equazioni delle reazioni che caratterizzano le proprietà chimiche di a) alluminio, b) idrossido di alluminio e) allume di potassio.
Proprietà chimiche dei sali di alluminio

Gruppo IVA degli elementi chimici della D.I. Mendeleev include non metalli (carbonio e silicio), nonché metalli (germanio, stagno, piombo). Gli atomi di questi elementi contengono quattro elettroni (ns 2 np 2) a livello di energia esterna, due dei quali non sono accoppiati. Pertanto, gli atomi di questi elementi nei composti possono mostrare valenza II. Gli atomi degli elementi del gruppo IVA possono entrare in uno stato eccitato e aumentare il numero di elettroni spaiati fino a 4 e, di conseguenza, nei composti mostrano una valenza maggiore pari al numero del gruppo IV. Il carbonio nei composti presenta stati di ossidazione da –4 a +4, per il resto gli stati di ossidazione si stabilizzano: –4, 0, +2, +4.

In un atomo di carbonio, a differenza di tutti gli altri elementi, il numero di elettroni di valenza è uguale al numero di orbitali di valenza. Questo è uno dei motivi principali della stabilità del legame C–C e dell'eccezionale tendenza del carbonio a formare omocatene, nonché dell'esistenza di un gran numero di composti del carbonio.

I cambiamenti nelle proprietà degli atomi e dei composti nella serie C–Si–Ge–Sn–Pb mostrano periodicità secondaria (Tabella 5).

Tabella 5 - Caratteristiche degli atomi degli elementi del gruppo IV

	6C	14 Si	3 2 Ge	50 sn	82Pb
Massa atomica	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
elettroni di valenza	2s 2 2p 2	3s2 3p2	4s2 4p2	5s 2 5p 2	6s2 6p2
Raggio covalente di un atomo, !	0,077	0,117	0,122	0,140	–
Raggio atomico metallico, !	–	0,134	0,139	0,158	0,175
Raggio ionico condizionale, E 2+ , nm	–	–	0,065	0,102	0,126
Raggio ionico condizionale E 4+ , nm	–	0,034	0,044	0,067	0,076
Energia di ionizzazione E 0 - E +, ev	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Contenuto nella crosta terrestre, a. %	0,15	20,0	2∙10 –4	7∙10 – 4	1,6∙10 – 4

La periodicità secondaria (cambiamento non monotono nelle proprietà degli elementi in gruppi) è dovuta alla natura della penetrazione degli elettroni esterni nel nucleo. Pertanto, la non monotonicità della variazione dei raggi atomici durante la transizione dal silicio al germanio e dallo stagno al piombo è dovuta alla penetrazione degli elettroni s, rispettivamente, sotto lo schermo degli elettroni 3d 10 nel germanio e il doppio schermo di 4f 14 e 5d 10 elettroni nel piombo. Poiché il potere di penetrazione diminuisce nella serie s>p>d, la periodicità interna nel cambiamento delle proprietà si manifesta più chiaramente nelle proprietà degli elementi determinati dagli elettroni s. Pertanto, è più tipico per i composti di elementi dei gruppi A del sistema periodico, corrispondente al più alto stato di ossidazione degli elementi.

Il carbonio differisce significativamente dagli altri elementi p del gruppo per la sua elevata energia di ionizzazione.

Il carbonio e il silicio presentano modifiche polimorfiche con diverse strutture di reticoli cristallini. Il germanio appartiene ai metalli, di colore bianco-argenteo con una sfumatura giallastra, ma ha un reticolo cristallino atomico simile al diamante con forti legami covalenti. Lo stagno ha due modifiche polimorfiche: una modifica metallica con un reticolo cristallino metallico e un legame metallico; modifica non metallica con un reticolo cristallino atomico, che è stabile a temperature inferiori a 13,8 C. Il piombo è un metallo grigio scuro con un reticolo cristallino cubico metallico a facce centrate. Un cambiamento nella struttura delle sostanze semplici della serie germanio-stagno-piombo corrisponde a un cambiamento nelle loro proprietà fisiche. Quindi il germanio e lo stagno non metallico sono semiconduttori, lo stagno metallico e il piombo sono conduttori. Il cambiamento nel tipo di legame chimico da prevalentemente covalente a metallico è accompagnato da una diminuzione della durezza delle sostanze semplici. Quindi, il germanio è piuttosto duro, mentre il piombo si arrotola facilmente in fogli sottili.

I composti di elementi con idrogeno hanno la formula EN 4: CH 4 - metano, SiH 4 - silano, GeH 4 - tedesco, SnH 4 - stannan, PbH 4 - plumbane. Insolubile in acqua. Dall'alto verso il basso, nella serie dei composti dell'idrogeno, la loro stabilità diminuisce (il plumbane è così instabile che la sua esistenza può essere giudicata solo da segni indiretti).

I composti degli elementi con ossigeno hanno le formule generali: EO ed EO 2. Gli ossidi CO e SiO non formano sali; GeO, SnO, PbO sono ossidi anfoteri; CO 2, SiO 2 GeO 2 - acido, SnO 2, PbO 2 - anfotero. Con l'aumento del grado di ossidazione aumentano le proprietà acide degli ossidi, mentre le proprietà basiche si indeboliscono. Le proprietà degli idrossidi corrispondenti cambiano in modo simile.

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