Anglis ir silicis. IVA grupės elementai. Periodinės sistemos IVA grupės bendrosios charakteristikos Atomų sandara. Paplitimas gamtoje

8 paskaita

SUBJEKTAS : grupės elementai IVA.

Anglies

Paskaitoje nagrinėti klausimai:

IVA grupė.
Anglies. Bendrosios anglies charakteristikos.
Cheminės anglies savybės.
Svarbiausi anglies junginiai.

Bendrosios elementų charakteristikos IVA grupė

Į pagrindinio pogrupio elementus IV grupės priklauso C, Si, Ge, Sn, P V. Elektroninė išorinio valentingumo lygio formulė nS 2 np 2 ty jie turi 4 valentinius elektronus ir tai yra p elementai, todėl jie yra pagrindiniame pogrupyje IV grupė.

││││

│↓│np

Esant pagrindinei atomo būsenai, du elektronai yra suporuoti, o du – nesuporuoti. Išorinis anglies apvalkalas turi 2 elektronus, silicio - 8 ir Ge, Sn, P turi 18 elektronų. Štai kodėl Ge, Sn, P c yra sujungti į germanio pogrupį (tai yra pilni elektroniniai analogai).

Šiame p elementų pogrupyje, kaip ir kituose p elementų pogrupiuose, elementų atomų savybės periodiškai keičiasi:

9 lentelė

Elementas	kovalentinis atomo spindulys, nm	Metalo atomo spindulys, nm	Sąlyginis jonų spindulys, nm		Energija jonizacija E E o → E + , ev.	Giminaitis elektronegatyvumas
Elementas	kovalentinis atomo spindulys, nm	Metalo atomo spindulys, nm			Energija jonizacija E E o → E + , ev.	Giminaitis elektronegatyvumas	E 2+	E 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
P in		0,175	0,126	0,076	7,42

Taigi pogrupyje iš viršaus į apačią didėja atomo spindulys, todėl mažėja jonizacijos energija, todėl didėja galimybė paaukoti elektronus, o polinkis užbaigti išorinį elektronų apvalkalą iki okteto smarkiai sumažėja, todėl nuo C iki Pb, redukuojančios savybės ir metalinės savybės didėja, o nemetalinės savybės mažėja. Anglis ir silicis yra tipiški nemetalai, Ge metalinės savybės jau atsiranda ir išoriškai atrodo kaip metalas, nors yra puslaidininkis. Su alavu jau vyrauja metalinės savybės, o švinas yra tipiškas metalas.

Turėdami 4 valentinius elektronus, atomai jų junginiuose gali rodyti oksidacijos būsenas nuo minimumo (-4) iki didžiausios (+4), jiems būdingas net S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 būdinga C ir Si su metalais.

Santykio su kitais elementais pobūdis.Anglis sudaro tik kovalentinius ryšius, silicis taip pat daugiausia sudaro kovalentinius ryšius. Dėl alavo ir švino, ypač S.O. = +2, ryšio joninė prigimtis yra būdingesnė (pavyzdžiui, Рв( NR. 3) 2).

kovalentiškumas nulemta atomo valentinės struktūros. Anglies atomas turi 4 valentines orbitales, o didžiausia kovalentė yra 4. Kitų elementų kovalentiškumas gali būti didesnis nei keturi, nes yra valentingumas d žemesnio lygio (pvz. H 2 [SiF 6 ]).

Hibridizacija . Hibridizacijos tipą lemia valentinių orbitų tipas ir skaičius. Anglies turi tik S - ir p-valentinės orbitalės, todėl gali būti Sp (karabinas, CO 2 , CS 2 ), Sp 2 (grafitas, benzenas, COCl 2 ), Sp 3 hibridizacija (CH 4 , deimantas, CCl 4 ). Siliciui būdingiausias Sp 3 hibridizacija (SiO 2, SiCl 4 ), tačiau jis turi valentiškumą d - žemesnio lygio, todėl taip pat yra Sp 3 d 2 - hibridizacija, pvz. H 2 [SiF 6 ].

IV PSE grupė yra D.I.Mendelejevo lentelės vidurys. Čia aiškiai matomas ryškus savybių pokytis nuo nemetalų iki metalų. Atskirai panagrinėkime anglį, tada silicį, tada germanio pogrupio elementus.

Anglies. Bendrosios anglies charakteristikos

Anglies kiekis žemės plutoje yra mažas (apie 0,1 % masės). Didžioji jo dalis yra sunkiai tirpių karbonatų (CaCO 3, MgCO 3 ), nafta, anglis, gamtinės dujos. CO kiekis 2 ore yra nedidelis (0,03%), tačiau jo bendra masė yra apie 600 mln. Anglis yra visų gyvų organizmų audinių dalis (pagrindinė augalų ir gyvūnų pasaulio sudedamoji dalis). Anglies taip pat randama laisvoje būsenoje, daugiausia grafito ir deimanto pavidalu.

Gamtoje anglis yra žinoma kaip du stabilūs izotopai: 12 C (98,892 %) ir 13 C (1,108%). Veikiant kosminiams spinduliams, atmosferoje taip pat susidaro tam tikras kiekis βradioaktyvaus izotopo. 14 SU: . Pagal turinį 14 Atsižvelgiant į augalų liekanas, vertinamas jų amžius. Taip pat buvo gauti radioaktyvūs izotopai, kurių masės skaičius yra nuo 10 iki 16.

Skirtingai nuo F 2, N 2, O 2 paprastos anglies medžiagos turi polimerinę struktūrą. Atsižvelgiant į būdingus valentinių orbitalių hibridizacijos tipus, C atomai gali susijungti į polimerines trimatės modifikacijos darinius (deimantas, 3 sp ), dvimatis arba sluoksniuotas modifikavimas (grafitas, Sp 2 ) ir linijinis polimeras (karabinas, sp).

Cheminės anglies savybės

Chemiškai anglis yra labai inertiška. Tačiau kaitinamas, jis gali sąveikauti su daugeliu metalų ir nemetalų, kartu pasižymėdamas ir oksiduojančiomis, ir redukuojančiomis savybėmis.

Deimantas + 2 F 2 → CF 4 , o grafitas sudaro grafito fluoridą CF

(ir tada + F 2 → CF 4 ). Vienas iš deimantų atskyrimo nuo grafito būdų yra pagrįstas kitokiu požiūriu į fluorą. Anglis nereaguoja su kitais halogenais. Su deguonimi (O 2 ) anglis, kai trūksta deguonies, sudaro CO, su deguonies pertekliumi sudaro CO 2 .

2C + O2 → 2CO; C + O 2 → CO 2.

Esant aukštai temperatūrai, anglis reaguoja su metalais, sudarydama metalų karbidus:

Ca + 2C \u003d CaC 2.

Kaitinamas, jis reaguoja su vandeniliu, siera, siliciu:

t o t o

C + 2 H 2 \u003d CH 4 C + 2S ↔ CS 2

C + Si = SiC.

Anglis taip pat reaguoja su sudėtingomis medžiagomis. Kai vandens garai praleidžiami per įkaitintą anglį, susidaro CO ir H mišinys. 2 vandens dujos (esant aukštesnei nei 1200 laipsnių temperatūrai apie C):

C + HOH \u003d CO + H 2.

Šis mišinys plačiai naudojamas kaip dujinis kuras.

Esant aukštai temperatūrai, anglis gali redukuoti daugelį metalų iš jų oksidų, o tai plačiai naudojama metalurgijoje.

ZnO + C → Zn + CO

Svarbiausi anglies junginiai

metalo karbidai.

Kadangi įprasta, kad anglis sudaro vienarūšes grandines, daugumos karbidų sudėtis neatitinka anglies oksidacijos būsenos, lygios (-4). Pagal cheminio ryšio tipą išskiriami kovalentiniai, joniniai-kovalentiniai ir metalų karbidai. Daugeliu atvejų karbidai gaunami stipriai kaitinant atitinkamas paprastas medžiagas arba jų oksidus su anglimi

T o t o

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

Tokiu atveju gaunami skirtingos sudėties karbidai.

Į druską panašūs arba joniniai kovalentiniai karbidai yra aktyvių ir kai kurių kitų metalų junginiai: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C . Šiuose junginiuose cheminė jungtis yra tarpinė tarp joninės ir kovalentinės. Veikiant vandeniui arba praskiestoms rūgštims, jie hidrolizuojami ir gaunami hidroksidai bei atitinkami angliavandeniliai:

CaC 2 + 2HON → Ca (OH) 2 + C 2 H 2;

Al4C3 + 12HOH → 4Al(OH)3 + 3CH4.

Metalų karbiduose anglies atomai užima oktaedrines tuštumas metalų struktūrose (šoniniai pogrupiai IV VIII grupės). Tai labai kietos, ugniai ir karščiui atsparios medžiagos, daugelis iš jų pasižymi metalinėmis savybėmis: dideliu elektros laidumu, metaliniu blizgesiu. Tokių karbidų sudėtis labai skiriasi. Taigi titano karbidai turi tokią sudėtį TiC 0,6 1,0 .

Kovalentiniai karbidai SiC ir B 4 C. Jie yra polimeriniai. Cheminis ryšys juose artėja prie grynai kovalentinio, nes boras ir silicis yra PSE anglies kaimynai ir yra artimi jam pagal atomo spindulį ir OEO. Jie yra labai kieti ir chemiškai inertiški. Metanas CH taip pat gali būti laikomas paprasčiausiu kovalentiniu karbidu. 4 .

Anglies halogenidai

Anglis sudaro daug junginių su halogenais, iš kurių paprasčiausi turi formulę CH al 4 t.y. anglies tetrahalogenidai. Juose S.O. anglis yra +4, 3 sp -C atomo hibridizacija, taigi molekulės C Н al 4 tetraedrai. CF 4 dujos, CCl 4 skystis, CBr 4 ir CJ 4 kietosios medžiagos. Tik CF4 gautas tiesiai iš F2 ir C, anglis nereaguoja su kitais halogenais. Anglies tetrachloridas gaunamas chloruojant anglies disulfidą:

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

Visi CH al 4 netirpsta vandenyje, bet tirpsta organiniuose tirpikliuose.

t o , Kat

CH al 4 (g) + 2HON (g) \u003d CO 2 + 4HNa l d) (hidrolizė vyksta stipriai kaitinant ir esant katalizatoriui). Praktinės svarbos CF 4 , SS l 4 .

CF4 , taip pat, pavyzdžiui, kiti fluorintos anglies junginiai CF2Cl2 (difluordichlormetanas) naudojamas kaip freonų darbinės medžiagos šaldymo mašinose.

CCl 4 naudojamas kaip nedegus organinių medžiagų (riebalų, aliejų, dervų) tirpiklis, taip pat gesintuvų skystis.

Anglies monoksidas (P).

Anglies monoksidas (P) CO yra bespalvės, bekvapės dujos, mažai tirpios vandenyje. Labai toksiškas (anglies monoksidas): kraujo hemoglobinas, susijęs su CO, praranda gebėjimą jungtis su O 2 ir būti jo nešėja.

Anglies monoksidas (P) gaunamas:

su nepilna anglies oksidacija 2C + O 2 = 2CO;

pramonėje jie gaunami vykstant reakcijai: CO 2 + C = 2CO;
perkaitintus vandens garus leidžiant per karštą anglį:

C + HOH \u003d CO + H 2 t o

karbonilų skilimas Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
laboratorijoje CO gaunamas veikiant skruzdžių rūgštį vandenį šalinančiomis medžiagomis ( H 2 SO 4, P 2 O 5):

HCOOH → CO + HOH.

Tačiau CO nėra skruzdžių anhidridas, nes CO anglis yra trivalentė, o HCOOH - keturvalentė. Taigi CO yra druskos nesudarantis oksidas.

CO tirpumas vandenyje yra mažas ir nevyksta jokia cheminė reakcija. CO molekulėje, kaip ir molekulėje N 2 trigubas ryšys. Pagal valentinių ryšių metodą 2 ryšiai susidaro dėl dviejų nesuporuotų p-elektronų C ir O (kiekvieno atomo) poravimosi, o trečioji pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą dėl C laisvos 2p orbitos. deguonies atomo atomo ir 2p elektronų pora: C ≡ O CO trigubas ryšys yra labai stiprus ir jo energija yra labai didelė (1066 kJ / mol) daugiau nei N 2 . Anglies monoksidui (P) būdingos šios trijų tipų reakcijos:

oksidacijos reakcijos. CO yra stiprus reduktorius, tačiau dėl stiprios trigubos jungties molekulėje redokso reakcijos, kuriose dalyvauja CO, greitai vyksta tik esant aukštai temperatūrai. Metalurgijoje didelę reikšmę turi oksidų redukcija CO pagalba kaitinant.

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

CO gali būti oksiduojamas deguonimi: t o

2CO + O 2 \u003d 2CO 2.

kita būdinga cheminė CO savybė yra polinkis įpapildymo reakcijos, kuris atsiranda dėl anglies valentinės neprisotinimo CO (šiose reakcijose anglis pereina į keturiavalentę būseną, kuri jai būdingesnė nei anglies trivalencija CO).

Taigi, CO reaguoja su chloru, sudarydamas fosgeną COC l2:

CO + Cl 2 \u003d COCl 2 (šioje reakcijoje CO taip pat yra reduktorius). Reakciją paspartina šviesa ir katalizatorius. Fosgeno rudos dujos, labai nuodinga stipri toksiška medžiaga. Lėtai hidrolizuojasi COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.

Fosgenas naudojamas įvairių medžiagų sintezei, o Pirmajame pasauliniame kare buvo naudojamas kaip cheminės kovos priemonė.

Kaitinamas CO reaguoja su siera, sudarydamas anglies sulfoksidą COS:

CO + S = COS (dujos).

Kaitinamas esant slėgiui, CO reaguoja su vandeniliu ir susidaro metanolis

t o , p

CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.

Metanolio sintezė iš CO ir H 2 viena iš svarbiausių chemijos produktų.

Skirtingai nuo daugelio kitų anglies junginių, CO molekulė turi nepasidalintą elektronų porą prie C atomo. Todėl CO molekulė gali veikti ligandas įvairiuose kompleksuose. Ypač daug yra CO priedų prie metalų atomų produktų, kurie vadinami karbonilais. Yra žinoma apie 1000 karbonilų, įskaitant karbonilus, kuriuose, be CO, yra ir kitų ligandų. Karbonilai (kompleksai) gauna:

T, p t, p

Fe + 5CO → Ni + 4CO → .

Yra dujiniai, skysti ir kietieji karbonilai, kuriuose metalo oksidacijos laipsnis yra 0. Kaitinant karbonilai suyra ir gaunami labai didelio grynumo metalų milteliai:

t o

Ni(CO) 4 → Ni + 4CO.

Karbonilai naudojami sintezėje ir labai gryniems metalams gauti. Visi karbonilai, kaip ir CO, yra labai toksiški.

Anglies monoksidas (IV).

CO 2 molekulė turi linijinę struktūrą (O = C = O), Sp anglies atomo hibridizacija. Dvi σ tipo ryšiai atsiranda dėl dviejų sutapimo Sp hibridinės C atomo orbitalės ir dvi 2р X dviejų deguonies atomų orbitalės su neporiniais elektronais. Dar dvi π tipo ryšiai atsiranda, kai sutampa 2p y - ir 2p z - C atomo orbitalės (nehibridinės) su atitinkamu 2p y - ir 2p z - deguonies atomų orbitalės.

CO 2 gavimas:

- pramonėjegaunamas skrudinant kalkakmenį

CaCO 3 → CaO + CO 2;

Laboratorijoje gautas Kipp aparate pagal reakciją

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.

Fizinės CO savybės 2 : tai dujos, sunkesnės už orą, tirpumas vandenyje mažas (0 O C 1 litre vandens ištirpina 1,7 litro CO 2, o 15 val C ištirpina 1 litrą CO 2 ), o dalis ištirpusio CO 2 reaguoja su vandeniu ir susidaro anglies rūgštis:

HOH + CO 2 ↔ H 2 CO 3 . Pusiausvyra pasislenka į kairę (←), todėl didžioji dalis ištirpusio CO 2 CO 2, o ne rūgšties pavidalu.

IN chemiškai CO 2 pasižymi: a) rūgšties oksido savybėmis ir sąveikaujant su šarminiais tirpalais susidaro karbonatai, o su CO pertekliumi 2 bikarbonatai:

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

b) oksidacinės savybės, bet oksiduojančios savybės CO2 yra labai silpni, nes S.O. = +4 tai būdingiausia anglies oksidacijos būsena. Tuo pačiu metu CO 2 sumažintas iki CO arba C:

C + CO 2 ↔ 2CO.

C O 2 naudojama sodos gamyboje, gaisrams gesinti, mineraliniam vandeniui ruošti, kaip inertinė sintezės terpė.

Anglies rūgštis ir jos druskos

Anglies rūgštis žinoma tik praskiestuose vandeniniuose tirpaluose. Susidaro dėl CO sąveikos 2 su vandeniu. Vandeniniame tirpale didžioji dalis ištirpusio CO 2 hidratuotos būsenos ir tik nedidelė dalis H formos 2 CO 3, HCO 3 -, CO 3 2- ty pusiausvyra nusistovi vandeniniame tirpale:

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

Pusiausvyra stipriai pasislinkusi į kairę (←) ir jos padėtis priklauso nuo temperatūros, aplinkos ir kt.

Anglies rūgštis laikoma silpna rūgštimi (K 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Tai tariamoji jonizacijos konstanta K ir jis. , jis yra susijęs su visu vandenyje ištirpusio CO kiekiu 2 , o ne iki tikrosios anglies rūgšties koncentracijos, kuri nėra tiksliai žinoma. Tačiau kadangi molekulės H 2 CO 3 tirpale yra mažas, tada tikrasis K ir jis. anglies rūgšties yra daug daugiau, nei nurodyta aukščiau. Taigi, matyt, tikroji K 1 ≈ 10 -4 , tai yra vidutinio stiprumo anglies rūgštis.

Druskos (karbonatai) paprastai mažai tirpsta vandenyje. Karbonatai gerai tirpsta+ , Na + , R в + , Cs + , Tl +1 , NH4 + . Bikarbonatai, skirtingai nei karbonatai, dažniausiai tirpsta vandenyje.

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

Kaitinant, karbonatai suyra, sudarydami metalo oksidą ir CO 2 .Kuo stipresnės metalinės katijoną sudarančio elemento savybės, tuo stabilesnis karbonatas. Taigi, Na2CO3 tirpsta nesuirdamas; CaCO 3 suyra esant 825 o C ir Ag 2 CO 3 suyra esant 100 O C. Bikarbonatai suyra šiek tiek kaitinant:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

Karbamidas ir anglies disulfidas.

Karbamidas arba karbamidas gaunamas veikiant CO 2 vandeniniam tirpalui H 3 N esant 130 o C ir 1,10 7 Pa.

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

Karbamidas yra balta kristalinė medžiaga. Naudojama kaip azoto trąša, gyvuliams šerti, plastikų, vaistų (veronal, luminal) gamybai.

Anglies disulfidas (anglies disulfidas) CS2 normaliomis sąlygomis lakus bespalvis skystis, nuodingas. Švarus CS2 turi lengvą malonų kvapą, tačiau susilietus su oru bjaurus jo oksidacijos produktų kvapas. Anglies disulfidas netirpsta vandenyje; kaitinamas (150 O C) hidrolizuojasi iki CO 2 ir H2S:

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

Anglies disulfidas lengvai oksiduojasi ir lengvai užsidega ore, šiek tiek kaitinant: CS 2 + 3 O 2 \u003d CO 2 + 2 SO 2.

Anglies disulfidas susidaro sąveikaujant sieros garams su karštomis anglimis. Anglies disulfidas naudojamas kaip geras organinių medžiagų, fosforo, sieros, jodo tirpiklis. Didžioji dalis CS2 Jis naudojamas viskozės šilkui gauti ir kaip priemonė kovoti su kenkėjais žemės ūkyje.

Ciano vandenilio, tiocianato ir ciano rūgštys.

Ciano rūgštis HCN (arba vandenilio cianido rūgštis) turi linijinę struktūrą, susideda iš 2 tipų molekulių tautomerinėje pusiausvyroje, kuri kambario temperatūroje pasislenka į kairę:

H C ≡ N ↔ H N ≡ C

cianido izocianidas

vandenilis vandenilis

HCN tai lakus skystis su migdolų kvapu, vienas stipriausių nuodų, bet kokiu santykiu maišosi su vandeniu. vandeniniame tirpale HCN - silpna rūgštis (K = 7,9 ∙ 10-10 ), kuri yra daug silpnesnė už anglies rūgštį.

Pramonėje HCN gautas katalizinės reakcijos būdu:

t o , kat

CO + NH 3 → HCN + HOH.

Druskos (cianidai) gaunamos kaitinant karbonatus redukuojant anglimi:

Na2CO3 + C + 2NH3 \u003d 2NaCN + 3H2O.

Vandenilio cianidas naudojamas organinėje sintezėje ir NaCN ir KCN aukso kasyboje, gauti sudėtingus cianidus ir kt.

Cianidai yra baziniai ( NaCN) ir rūgštis (JCN ). Bazinio cianido hidrolizė:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).

Hidrolizuojant rūgštinį cianidą susidaro dvi rūgštys:

JCN + HOH = HJO + HCN.

cianidai d -elementai netirpsta vandenyje, bet dėl kompleksinio susidarymo lengvai tirpsta esant baziniams cianidams:

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

Kompleksiniai cianidai yra labai stabilūs.

Vandenilio tiocianatas HSCN arba HNCS turi linijinę struktūrą ir susideda iš dviejų tipų molekulių: HSC ≡ NarbaH N = C = S. Kristaliniame tiocianateNaNCS, Ba(NCS) 2 metalo jonas yra šalia azoto atomo; VAgSCN, hg(SCN) 2 metalo jonas šalia sieros atomo.

Rodanidai arba tiocianatai gaunami siera veikiant šarminių metalų cianidus (verdančius tirpalus su siera):

KCN + S = KNCS.

Bevandenis vandenilio tiocianatas gaunamas kaitinant švino (arba gyvsidabrio) tiocianatą srovėjeH2 S:

Rv(SCN)2 + H2 S →RvS↓ + 2HNCS.

HNCSbespalvis aliejingas aitraus kvapo skystis, lengvai suyra. Jis gerai tirpsta vandenyje, vandeniniame tirpaleHNCSsudaro stiprią tiocianato rūgštį (K = 0,14). Rodanidai daugiausia naudojami audiniams dažyti irNH4 CNSnaudojamas kaip jonų reagentasFe3+ .

Taip pat žinomos tautomerinės ciano (HOCN) ir izociano (HNCO) rūgštys:

Ši pusiausvyra kambario temperatūroje pasislenka į kairę.

Druskos cianatai ir izocianatai gaunami oksiduojant cianidus: 2KCN + O2 = 2 KOCN. Ciano rūgštis vandeniniame tirpale yra vidutinio stiprumo rūgštis.

žinoti

anglies ir silicio padėtis periodinėje lentelėje, buvimas gamtoje ir praktinis pritaikymas;
anglies ir silicio atominė struktūra, valentingumas, oksidacijos būsenos;
paprastų medžiagų – grafito, deimanto ir silicio – gavimo būdai ir savybės; naujos alotropinės anglies formos;
pagrindiniai anglies ir silicio junginių tipai;
germanio pogrupio elementų ypatybės;

galėti

sudaryti paprastų anglies ir silicio medžiagų gavimo reakcijų ir šių medžiagų chemines savybes apibūdinančių reakcijų lygtis;
palyginti anglies grupės elementų savybes;
apibūdinti praktiškai svarbius anglies ir silicio junginius;
atlikti skaičiavimus pagal reakcijų, kuriose dalyvauja anglis ir silicis, lygtis;

savo

Reakcijų su anglimi, siliciu ir jų junginiais eigos prognozavimo įgūdžiai.

Atomų sandara. Paplitimas gamtoje

Periodinės lentelės IVA grupė susideda iš penkių elementų su lyginiais atominiais skaičiais: anglies C, silicio Si, germanio Ge, alavo Sn ir švino Pb (21.1 lentelė). Gamtoje visi grupės elementai yra stabilių izotopų mišiniai. Anglis turi du izogonus – *|С (98,9%) ir *§С (1,1%). Be to, gamtoje yra radioaktyvaus izotopo „|C su pėdsakų t t= 5730 metų. Jis nuolat susidaro susidūrus kosminės spinduliuotės neutronams su azoto branduoliais žemės atmosferoje:

21.1 lentelė

IVA grupės elementų charakteristikos

* Biogeninis elementas.

Pagrindinis anglies izotopas yra ypač svarbus chemijoje ir fizikoje, nes jis pagrįstas atominės masės vienetu, t. { /2 atomo masės dalis „ICO Taip).

Silicis gamtoje turi tris izotopus; tarp jų dažniausiai yra ^)Si (92,23%). Germanis turi penkis izotopus (j^Ge – 36,5%). Alavas – 10 izotopų. Tai rekordas tarp cheminių elementų. Dažniausias yra 12 5 gSn (32,59%). Švinas turi keturis izotopus: 2 SgPb (1,4 %), 2 S|Pb (24,1 %), 2S2βL (22,1 %) ir 2S2βL (52,4 %). Paskutiniai trys švino izotopai yra galutiniai natūralių radioaktyvių urano ir torio izotopų skilimo produktai, todėl jų kiekis žemės plutoje padidėjo per visą Žemės egzistavimą.

Pagal paplitimą žemės plutoje anglis yra tarp dešimties geriausių cheminių elementų. Jis būna grafito, daugelio anglių rūšių, naftos, natūralių degiųjų dujų, kalkakmenio sluoksnių (CaCO e), dolomito (CaCO 3 -MgC0 3) ir kitų karbonatų pavidalu. Nors natūralus deimantas sudaro nedidelę turimos anglies dalį, jis yra labai vertingas kaip gražus ir kiečiausias mineralas. Tačiau, žinoma, didžiausia anglies vertė slypi tame, kad ji yra visų gyvų organizmų kūnus formuojančių bioorganinių medžiagų struktūrinis pagrindas. Anglis pagrįstai laikoma pirmuoju tarp daugelio cheminių elementų, būtinų gyvybei egzistuoti.

Silicis yra antras pagal gausumą elementas žemės plutoje. Smėlis, molis ir daugelis matomų uolienų yra sudaryti iš silicio mineralų. Išskyrus kristalines silicio oksido rūšis, visi natūralūs jo junginiai yra silikatai, t.y. įvairių silicio rūgščių druskos. Pačios šios rūgštys nebuvo gautos kaip atskiros medžiagos. Ortosilikatuose yra SiOj ~ jonų, metasilikatus sudaro polimerinės grandinės (Si0 3 ") w. Dauguma silikatų yra pastatyti ant silicio ir deguonies atomų karkaso, tarp kurių gali būti bet kokių metalų ir kai kurių nemetalų (fluoro) atomai. žinomi silicio mineralai yra kvarcas Si0 2, lauko špatai (ortoklazė KAlSi 3 0 8), žėručiai (muskovitas KAl 3 H 2 Si 3 0 12).Iš viso žinoma daugiau nei 400 silicio mineralų.Silicio junginiai yra daugiau nei pusė papuošalų ir dekoratyviniai akmenys.Deguonies-silicio karkasas sukelia mažai tirpių silicio mineralų vandenyje.Tik iš karštų požeminių šaltinių per tūkstančius metų gali nusodinti silicio junginių ataugos ir plutos.Jaspis priklauso tokio tipo uolienoms.

Nereikia kalbėti apie anglies, silicio, alavo ir švino atradimo laiką, nes nuo seno jie žinomi paprastų medžiagų ar junginių pavidalu. Germaniumą 1886 metais atrado K. Winkleris (Vokietija) retame mineraliniame argirodite. Netrukus paaiškėjo, kad tokiomis savybėmis pasižyminčio elemento egzistavimą numatė D. I. Mendelejevas. Dėl naujo elemento pavadinimo kilo ginčų. Mendelejevas laiške Winkleriui tvirtai palaikė šį vardą germanis.

IVA grupės elementų išorėje yra keturi valentiniai elektronai s- ir p polygiai:

Elektroninės atomų formulės:

Pradinėje būsenoje šie elementai yra dvivalenčiai, o sužadintoje būsenoje jie tampa keturvalenčiais:

Anglis ir silicis sudaro labai nedaug dvivalenčių cheminių junginių; beveik visuose stabiliuose junginiuose jie yra keturvalenčiai. Toliau grupėje germanio, alavo ir švino dvivalentės būsenos stabilumas didėja, o keturvalentės būsenos stabilumas mažėja. Todėl švino (IV) junginiai elgiasi kaip stiprūs oksidatoriai. Šis modelis taip pat pasireiškia VA grupėje. Svarbus skirtumas tarp anglies ir kitų grupės elementų yra gebėjimas sudaryti cheminius ryšius trijose skirtingose hibridizacijos būsenose - sp, sp2 Ir sp3. Siliciui liko praktiškai tik viena hibridinė būsena. sp3. Tai aiškiai pasireiškia lyginant anglies ir silicio junginių savybes. Pavyzdžiui, anglies monoksidas CO 2 yra dujos (anglies dioksidas), o silicio oksidas Si0 2 yra ugniai atspari medžiaga (kvarcas). Pirmoji medžiaga yra dujinė, nes at sp- anglies hibridizacija, visi kovalentiniai ryšiai užsidaro CO 2 molekulėje:

Molekulių trauka yra silpna, ir tai lemia medžiagos būseną. Silicio okside keturios hibridinės 5p 3 silicio orbitalės negali būti uždarytos ant dviejų deguonies atomų. Silicio atomas yra prijungtas prie keturių deguonies atomų, kurių kiekvienas savo ruožtu yra sujungtas su kitu silicio atomu. Pasirodo, karkasinė konstrukcija, kurios ryšiai tarp visų atomų yra vienodi (žr. diagramą, t. 1, p. 40).

Anglies ir silicio junginiai su ta pačia hibridizacija, tokie kaip metanas CH 4 ir silanas SiH 4 , yra panašios struktūros ir fizinių savybių. Abi medžiagos yra dujos.

IVA elementų elektronegatyvumas yra mažesnis lyginant su VA grupės elementais, o tai ypač pastebima 2 ir 3 periodų elementuose. IVA grupės elementų metališkumas yra ryškesnis nei VA grupės. Anglis grafito pavidalu yra laidininkas. Silicis ir germanis yra puslaidininkiai, o alavas ir švinas yra tikri metalai.

IVA grupėje yra svarbiausi elementai, be kurių nebūtų nei mūsų, nei Žemės, kurioje gyvename. Tai anglis – visos organinės gyvybės pagrindas, o silicis – mineralų karalystės „monarchas“.

Jei anglis ir silicis yra tipiški nemetalai, o alavas ir švinas yra metalai, tai germanis užima tarpinę padėtį. Kai kuriuose vadovėliuose jis priskiriamas nemetalams, o kituose – metaliniams. Jis yra sidabriškai baltos spalvos ir atrodo kaip metalas, tačiau turi į deimantą panašią kristalinę gardelę ir yra puslaidininkis, kaip silicis.

Nuo anglies iki švino (su mažėjančiomis nemetalinėmis savybėmis):

w neigiamos oksidacijos būsenos stabilumas mažėja (-4)

w didžiausios teigiamos oksidacijos būsenos stabilumas mažėja (+4)

w padidina žemos teigiamos oksidacijos būsenos stabilumą (+2)

Anglis yra pagrindinė visų organizmų sudedamoji dalis. Gamtoje yra tiek paprastų medžiagų, kurias sudaro anglis (deimantas, grafitas), tiek junginiai (anglies dioksidas, įvairūs karbonatai, metanas ir kiti angliavandeniliai gamtinių dujų ir naftos sudėtyje). Anglies masės dalis akmens anglyje siekia 97%.
Anglies atomas pagrindinėje būsenoje mainų mechanizmu gali sudaryti dvi kovalentines jungtis, tačiau normaliomis sąlygomis tokie junginiai nesusidaro. Anglies atomas, patekęs į sužadinimo būseną, naudoja visus keturis valentinius elektronus.
Anglis sudaro nemažai alotropinių modifikacijų (žr. 16.2 pav.). Tai deimantas, grafitas, karabinas, įvairūs fullerenai.

Neorganinėse medžiagose anglies oksidacijos laipsnis yra + II ir + IV. Yra du oksidai, turintys šias anglies oksidacijos būsenas.
Anglies monoksidas (II) yra bespalvės nuodingos dujos, bekvapės. Trivialus pavadinimas yra anglies monoksidas. Jis susidaro nepilno anglies turinčio kuro degimo metu. Jo molekulės elektroninę struktūrą žr. 121 psl. Pagal CO, druskos nesudarančio oksido, chemines savybes, kaitinamas, jis pasižymi redukuojančiomis savybėmis (daugelį nelabai aktyvių metalų oksidų redukuoja į metalą).
Anglies monoksidas (IV) yra bespalvės, bekvapės dujos. Trivialus pavadinimas yra anglies dioksidas. Rūgšties oksidas. Jis mažai tirpsta vandenyje (fiziškai), iš dalies reaguoja su juo, sudarydamas anglies rūgštį H2CO3 (šios medžiagos molekulės egzistuoja tik labai atskiestuose vandeniniuose tirpaluose).
Anglies rūgštis yra labai silpna dvibazė rūgštis, kuri sudaro dvi druskų serijas (karbonatus ir bikarbonatus). Dauguma karbonatų netirpsta vandenyje. Iš bikarbonatų kaip atskiros medžiagos egzistuoja tik šarminių metalų ir amonio bikarbonatai. Ir karbonato jonai, ir bikarbonato jonai yra bazės dalelės, todėl ir karbonatai, ir bikarbonatai vandeniniuose tirpaluose vyksta anijonų hidrolize.
Iš karbonatų svarbiausi yra natrio karbonatas Na2CO3 (soda, soda, skalbimo soda), natrio bikarbonatas NaHCO3 (kepimo soda, soda), kalio karbonatas K2CO3 (kalis) ir kalcio karbonatas CaCO3 (kreida, marmuras, kalkakmenis).
Kokybinė reakcija į anglies dioksido buvimą dujų mišinyje: kalcio karbonato nuosėdų susidarymas, kai bandomosios dujos praleidžiamos per kalkių vandenį (sotųjį kalcio hidroksido tirpalą), o vėliau nuosėdos ištirpsta toliau leidžiant dujas. . Vyksta reakcijos:

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

Farmakologijoje ir medicinoje plačiai naudojami įvairūs anglies junginiai – anglies rūgšties ir karboksirūgščių dariniai, įvairūs heterociklai, polimerai ir kiti junginiai. Taigi karbolenas (aktyvuota anglis) naudojamas įvairiems toksinams absorbuoti ir pašalinti iš organizmo; grafitas (tepalų pavidalu) - odos ligoms gydyti; radioaktyvieji anglies izotopai – moksliniams tyrimams (radioangliavandenių analizei).

Anglis yra visų organinių medžiagų pagrindas. Bet kuris gyvas organizmas daugiausia susideda iš anglies. Anglis yra gyvybės pagrindas. Anglies šaltinis gyviems organizmams dažniausiai yra CO 2 iš atmosferos arba vandens. Dėl fotosintezės jis patenka į biologines maisto grandines, kuriose gyvi daiktai valgo vienas kitą arba vienas kito liekanas ir taip išgauna anglį, kad sukurtų savo kūną. Biologinis anglies ciklas baigiasi arba oksidacija ir grįžimu į atmosferą, arba pašalinimu anglies ar naftos pavidalu.

Analitinės reakcijos karbonatas - jonas CO 3 2-

Karbonatai yra nestabilios, labai silpnos anglies rūgšties H 2 CO 3 druskos, kuri laisvoje būsenoje vandeniniuose tirpaluose yra nestabili ir suyra išskirdama CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Amonio, natrio, rubidžio, cezio karbonatai tirpsta vandenyje. Ličio karbonatas šiek tiek tirpsta vandenyje. Kiti metalų karbonatai mažai tirpsta vandenyje. Angliavandeniai ištirpsta vandenyje. Karbonatas - jonai vandeniniuose tirpaluose yra bespalviai, vyksta hidrolizė. Vandeniniai šarminių metalų bikarbonatų tirpalai nenusidažo, kai į juos įlašinamas lašelis fenolftaleino tirpalo, todėl galima atskirti karbonato tirpalus nuo bikarbonatų tirpalų (farmakopėjos testas).

1. Reakcija su bario chloridu.

Ba 2+ + COz 2 -> BaCO 3 (baltas smulkus kristalinis)

Panašios karbonatų nuosėdos suteikia kalcio katijonus (CaCO 3) ir stroncį (SrCO 3). Nuosėdos tirpsta mineralinėse rūgštyse ir acto rūgštyje. H 2 SO 4 tirpale susidaro baltos nuosėdos BaSO 4.

Į nuosėdas lėtai lašinamas HC1 tirpalas, kol nuosėdos visiškai ištirps: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reakcija su magnio sulfatu (farmakopėja).

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

Bikarbonatas - HCO 3 jonas - tik virdamas sudaro MgCO 3 nuosėdas su magnio sulfatu: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

MgCO 3 nuosėdos ištirpsta rūgštyse.

3. Reakcija su mineralinėmis rūgštimis (farmakopėja).

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

Išsiskiriantis dujinis CO 2 aptinkamas pagal baritoninio ar kalkių vandens drumstumą dujų, dujų burbuliukų (CO 2) aptikimo įtaise, mėgintuvėlyje – imtuve – tirpalo drumstumą.

4. Reakcija su uranilo heksacianoferatu (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (ruda) -> 2 UO 2 CO 3 (bespalvis) + 4 -

Rudas uranilo heksacianoferato (II) tirpalas gaunamas sumaišius uranilo acetato (CH 3 COO) 2 UO 2 tirpalą su kalio heksacianoferato (II) tirpalu:

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

Į gautą tirpalą maišant lašinamas Na 2 CO 3 arba K 2 CO 3 tirpalas, kol išnyks ruda spalva.

5. Atskiras karbonato – jonų ir bikarbonato – jonų atradimas reaguojant su kalcio katijonais ir amoniaku.

Jei tirpale vienu metu yra karbonato jonų ir bikarbonato jonų, kiekvieną iš jų galima atidaryti atskirai.

Norėdami tai padaryti, pirmiausia į analizuojamą tirpalą įpilamas CaCl 2 tirpalo perteklius. Šiuo atveju CO3 2 - nusodinamas CaCO 3 pavidalu:

COz 2 - + Ca 2+ \u003d CaCO 3

Bikarbonatas – jonai lieka tirpale, nes Ca (HCO 3) 2 tirpalai vandenyje. Nuosėdos atskiriamos nuo tirpalo ir į pastarąjį įpilamas amoniako tirpalas. HCO 2 - -anijonai su amoniako ir kalcio katijonais vėl nusodina CaCO 3: HCO s - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Kitos karbonato – jono reakcijos.

Karbonatai - jonai, reaguodami su geležies (III) chloridu FeCl 3, sudaro rudas nuosėdas Fe (OH) CO 3, su sidabro nitratu - baltas sidabro karbonato nuosėdas Ag 2 CO3, tirpsta HbTO3 ir suyra verdant vandenyje iki tamsios nuosėdos Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Analitinės acetato jono CH 3 COO reakcijos

Acetatas - jonas CH 3 COO- - silpnos monobazinės acto rūgšties anijonas CH 3 COOH: vandeniniuose tirpaluose bespalvis, hidrolizuojasi, neturi redoksinių savybių; gana efektyvus ligandas ir sudaro stabilius acetato kompleksus su daugybe metalo katijonų. Reaguodamas su alkoholiais rūgštinėje terpėje, susidaro esteriai.

Amonis, šarmai ir dauguma kitų metalų acetatų gerai tirpsta vandenyje. Sidabro acetatai CH 3 COOAg ir gyvsidabris (I) mažiau tirpsta vandenyje nei kitų metalų acetatai.

1. Reakcija su geležies (III) chloridu (farmakopėja).

Esant pH = 5-8, acetato jonas su Fe (III) katijonais sudaro tirpų tamsiai raudoną (stiprios arbatos spalvos) acetatą arba geležies (III) hidroksiacetatą.

Vandeniniame tirpale jis iš dalies hidrolizuojamas; tirpalo parūgštinimas mineralinėmis rūgštimis slopina hidrolizę ir dėl to išnyksta raudona tirpalo spalva.

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

Verdant iš tirpalo nusėda raudonai rudos bazinio geležies acetato (III) nuosėdos:

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

Priklausomai nuo geležies (III) ir acetato jonų koncentracijų santykio, nuosėdų sudėtis gali keistis ir atitikti, pavyzdžiui, formules: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O. 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 arba Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Reakciją trukdo anijonai CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, kurie sudaro nuosėdas su geležimi (III), taip pat SCN- anijonai (sudarantys raudonus kompleksus su Fe 3+ katijonais), jodidas - jonas G, oksiduojantis iki jodo 1 2, suteikdamas tirpalui geltoną spalvą.

2. Reakcija su sieros rūgštimi.

Acetatas - jonas stipriai rūgščioje aplinkoje virsta silpna acto rūgštimi, kurios garai turi būdingą acto kvapą:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Reakciją trukdo anijonai NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, kurie koncentruotoje H 2 SO4 terpėje taip pat išskiria dujinius produktus su būdingu kvapu.

3. Acto etilo eterio susidarymo reakcija (farmakopėja).

Reakcija vykdoma sieros rūgšties terpėje. Su etanoliu:

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

Išsiskyręs etilo acetatas aptinkamas pagal būdingą malonų kvapą. Sidabro druskos katalizuoja šią reakciją, todėl reakcijos metu rekomenduojama įpilti nedidelį kiekį AgNO 3.

Panašiai, reaguojant su amilo alkoholiu C 5 HcOH, taip pat susidaro malonaus kvapo amilo acetatas CH 3 COOC 5 Ni (-kriaušė-) Jaučiamas būdingas etilacetato kvapas, kuris didėja atsargiai kaitinant mišinį.

Analitinės reakcijos tartratas - ROS jonas - CH(OH) - CH(OH) - KOMP. Tartrato jonas – silpnos dvibazės vyno rūgšties anijonas:

HO-CH-COOH

Tartratas – jonas labai gerai tirpsta vandenyje. Vandeniniuose tirpaluose tartrato jonai yra bespalviai, hidrolizuojasi ir yra linkę formuotis kompleksams, todėl susidaro stabilūs tartrato kompleksai su daugelio metalų katijonais. Vyno rūgštis sudaro dvi eiles druskų - vidutinius tartratus, turinčius dvigubo krūvio tartrato - COCH (OH) CH (OH) COO - joną, ir rūgštinius tartratus - hidro tartratus, kuriuose yra viengubo krūvio hidro tartrato - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - jonas. Kalio hidrotartratas (-tartar-) KNS 4 H 4 O 6 praktiškai netirpsta vandenyje, kuris naudojamas kalio katijonams atidaryti. Vidutinė kalcio druska taip pat šiek tiek tirpsta vandenyje. Vidutinė kalio druska K 2 C 4 H 4 O 6 gerai tirpsta vandenyje.

I. Reakcija su kalio chloridu (farmakopėja).

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

2. Reakcija su rezorcinoliu rūgštinėje terpėje (farmakopėja).

Tartratai, kaitinant su rezorcinoliu meta - C 6 H 4 (OH) 2 koncentruotos sieros rūgšties terpėje, susidaro vyšnių raudonumo reakcijos produktai.

14) Reakcijos su sidabro amoniako kompleksu. Iškrenta juodos metalinio sidabro nuosėdos.

15) Reakcija su geležies (II) sulfatu ir vandenilio peroksidu.

Atskiestas vandeninis FeSO 4 ir H 2 O 2 tirpalas įpilamas į tirpalą, kuriame yra tartratų. veda prie nestabilaus susmulkintos spalvos geležies komplekso susidarymo. Vėliau apdorojant šarminiu NaOH tirpalu, kompleksas pasidaro mėlynas.

Analitinės oksalato jonų reakcijos C 2 O 4 2-

Oksalato jonas C 2 O 4 2- - dvibazinės oksalo rūgšties H 2 C 2 O 4 anijonas vidutinio stiprumo, gana gerai tirpus vandenyje. Oksalato jonas vandeniniuose tirpaluose yra bespalvis, dalinai hidrolizuotas, stiprus reduktorius, efektyvus ligandas – sudaro stabilius oksalato kompleksus su daugelio metalų katijonais. Šarminių metalų, magnio ir amonio oksalatai tirpsta vandenyje, o kiti metalai vandenyje tirpsta mažai.

1 Reakcija su bario chloridu Ba 2+ + C 2 O 4 2- \u003d BaC 2 O 4 (balta) Nuosėdos ištirpsta mineralinėse rūgštyse ir acto rūgštyje (kai virinama). 2. Reakcija su kalcio chloridu (farmakopėja): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (balta)

Nuosėdos yra tirpios mineralinėse rūgštyse, bet netirpios acto rūgštyje.

3. Reakcija su sidabro nitratu.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|. (sutrauktas) Tirpumas. Nuosėdos suskirstytos į 3 dalis:

A). Į pirmąjį mėgintuvėlį su nuosėdomis, maišydami, įlašinkite HNO 3 tirpalą, kol nuosėdos ištirps;

b). Į antrąjį mėgintuvėlį su nuosėdomis, maišydami, lašinamas koncentruotas amoniako tirpalas, kol nuosėdos ištirps; V). Į trečiąjį mėgintuvėlį su nuosėdomis įlašinkite 4-5 lašus HCl tirpalo; mėgintuvėlyje lieka baltos sidabro chlorido nuosėdos:

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

4. Reakcija su kalio permanganatu. Oksalato jonai su KMPO 4 rūgščioje aplinkoje oksiduojasi išskiriant CO 2; KMnO 4 tirpalas tampa bespalvis dėl mangano (VII) redukavimo į manganą (II):

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

Praskiestas KMPO 4 tirpalas. Pastaroji pakitusi spalva; išsiskiria dujų burbuliukai – CO 2 .

38 VA grupės elementai

Bendrosios periodinės lentelės VA grupės charakteristikos. s x p y forma VA grupės elementų išorinio energijos lygio elektroninė konfigūracija.

Arsenas ir stibis turi skirtingas alotropines modifikacijas: tiek su molekulinėmis, tiek su metalinėmis kristalinėmis gardelėmis. Tačiau, remiantis katijoninių formų (As 3+ , Sb 3+) stabilumo palyginimu, arsenas priskiriamas nemetalams, stibis – metalams.

VA grupės elementų oksidacijos būsenos stabilios

Nuo azoto iki bismuto (su mažėjančiomis nemetalinėmis savybėmis):

w mažina neigiamos oksidacijos būsenos stabilumą (-3) (m. vandenilio junginių savybės)

w didžiausios teigiamos oksidacijos būsenos stabilumas mažėja (+5)

w padidina žemos teigiamos oksidacijos būsenos stabilumą (+3)

16.1. IIIA, IVA ir VA grupių elementų bendrosios charakteristikos


B Bor 0,776	C Anglies 0,620	N Azotas 0,521
Al Aliuminis 1,312	Si Silicis 1,068	P Fosforas 0,919
Ga Galis 1,254	Ge germanis 1,090	Kaip Arsenas 1,001
Į Indis 1,382	sn Skardos 1,240	Sb Stibis 1,193
Tl Talis 1,319	Pb Vadovauti 1,215	Bi Bismutas 1,295

Šių trijų natūralios elementų sistemos grupių sudėtis parodyta 16.1 pav. Čia taip pat pateikiamos atomų orbitos spindulių reikšmės (angstromais). Būtent šiose grupėse aiškiausiai atsekama riba tarp metalus sudarančių elementų (orbitos spindulys didesnis nei 1,1 angstremo) ir nemetalus sudarančių elementų (orbitos spindulys mažesnis nei 1,1 angstremo). Paveiksle ši riba pavaizduota dviguba linija. Nereikia pamiršti, kad ši riba vis dar yra sąlyginė: aliuminis, galis, alavas, švinas ir stibis tikrai yra amfoteriniai metalai, tačiau boras, germanis, arsenas taip pat turi tam tikrų amfoterizmo požymių.
Iš šių trijų grupių elementų atomų žemės plutoje dažniausiai randami: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087 %) ir N (w = 0,030 %). Būtent su jais susitiksite šiame skyriuje.
IIIA grupės elementų atomų bendrosios valentinės elektroninės formulės - ns 2 np 1 , IVA grupė - ns 2 np 2 , VA grupės - ns 2 np 3 . Didžiausios oksidacijos būsenos yra lygios grupės skaičiui. Tarpinis 2 mažiau.
Visos paprastos medžiagos, sudarytos iš šių elementų atomų (išskyrus azotą), yra kietos. Daugeliui elementų būdinga alotropija (B, C, Sn, P, As). Yra tik trys stabilios molekulinės medžiagos: azotas N 2, baltasis fosforas P 4 ir geltonasis arsenas As 4.

Šių trijų grupių nemetaliniai elementai linkę sudaryti molekulinius vandenilio junginius su kovalentiniais ryšiais. Be to, anglis jų turi tiek daug, kad angliavandenilius ir jų darinius tiria atskiras mokslas – organinė chemija. Antras pagal dydį vandenilio junginių skaičius tarp šių elementų yra boras. Borohidridų (boranų) yra labai daug ir sudėtingos sandaros, todėl borohidridų chemija taip pat tapo atskira chemijos šaka. Silicis sudaro tik 8 vandenilio junginius (silanus), azotą ir fosforą – po du, likusieji – po vieną vandenilio junginį. Paprasčiausių vandenilio junginių molekulinės formulės ir jų pavadinimai:

Aukštesniųjų oksidų sudėtis atitinka aukščiausią oksidacijos laipsnį, lygų grupės skaičiui. Aukštesnių oksidų tipas kiekvienoje grupėje palaipsniui keičiasi iš rūgštinio į amfoterinį arba šarminį, didėjant serijos numeriui.

Hidroksidų rūgščių-šarmų charakteristikos yra labai įvairios. Taigi, HNO 3 yra stipri rūgštis, o TlOH yra šarmas.

1. Padarykite IIIA, IVA ir VA grupių elementų atomų sutrumpintas elektronines formules ir energetines diagramas. Nurodykite išorinius ir valentinius elektronus.

Azoto atomas turi tris nesuporuotus elektronus, todėl mainų mechanizmu gali sudaryti tris kovalentinius ryšius. Jis gali sudaryti kitą kovalentinį ryšį donoro-akceptoriaus mechanizmu, o azoto atomas įgyja teigiamą formalų krūvį +1 e. Taigi, didžiausias azoto kiekis yra penkiavalentis, bet didžiausias jo kovalentiškumas yra keturi. (Tai paaiškina dažnai pasitaikantį teiginį, kad azotas negali būti penkiavalentis)
Beveik visas antžeminis azotas yra mūsų planetos atmosferoje. Žymiai mažesnė azoto dalis yra litosferoje nitratų pavidalu. Azotas yra organinių junginių, esančių visuose organizmuose ir jų skilimo produktuose, dalis.
Azotas sudaro vienintelę paprastas molekulinis medžiaga N 2 su trigubu diatominiu ryšiu molekulėje (16.2 pav.). Šios jungties energija yra 945 kJ/mol, o tai viršija kitų jungties energijų vertes (žr. 21 lentelę). Tai paaiškina azoto inertiškumą įprastoje temperatūroje. Pagal fizines savybes azotas yra bespalvės, bekvapės dujos, mums gerai žinomos nuo gimimo (žemės atmosferą sudaro trys ketvirtadaliai azoto). Azotas mažai tirpsta vandenyje.

azotas sudaro du vandenilio junginiai: amoniakas NH 3 ir hidrazinas N 2 H 6:

Amoniakas yra bespalvės dujos, turinčios aštrų kvapą. Neatsargus koncentruoto amoniako garų įkvėpimas gali sukelti spazmą ir uždusti. Amoniakas labai gerai tirpsta vandenyje, o tai paaiškinama tuo, kad kiekviena amoniako molekulė sudaro keturis vandenilio ryšius su vandens molekulėmis.

Amoniako molekulė yra bazinė dalelė (žr. 14 priedą). Kai jis priima protoną, jis tampa amonio jonu. Reakcija gali vykti tiek vandeniniame tirpale, tiek dujų fazėje:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (tirpoje);
NH 3 + H 3 O B \u003d NH 4 + H 2 O (tirpale);
NH 3g + HCl g \u003d NH 4 Cl cr (dujinėje fazėje).

Vandeniniai amoniako tirpalai yra pakankamai šarminiai, kad nusodintų netirpius hidroksidus, bet nepakankamai šarminiai, kad juose ištirptų amfoteriniai hidroksidai ir susidarytų hidrokso kompleksai. Todėl amfoteriniams hidroksidams gauti patogu naudoti amoniako tirpalą. p-elementai: Al (OH) 3, Be (OH) 2, Pb (OH) 2 ir kt., pavyzdžiui:

Pb2 + 2NH3 + 2H2O \u003d Pb (OH)2 + 2NH4.

Kai užsidega ore, amoniakas dega, sudarydamas azotą ir vandenį; Sąveikaujant su deguonimi esant katalizatoriui (Pt), jis grįžtamai oksiduojamas iki azoto monoksido:

4NH3 + 3O2 \u003d 2N2 + 6H2O (be katalizatoriaus),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (su katalizatoriumi).

Kaitinamas amoniakas gali redukuoti nelabai aktyvių metalų, tokių kaip varis, oksidus:

3CuO + 2NH3 \u003d 3Cu + N2 + 3H2O

Amonio druskos savo savybėmis (išskyrus terminį stabilumą) panašios į šarminių metalų druskas. kaip ir pastarieji, beveik visi jie tirpsta vandenyje, bet, kadangi amonio jonas yra silpna rūgštis, juos hidrolizuoja katijonas. Kaitinant, amonio druskos suyra:

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

Įvairių oksidacijos būsenų azotas susidaro su deguonimi penki oksidai: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 ir N 2 O 5.
Stabiliausias iš jų yra azoto dioksidas. Tai rudos nuodingos dujos, turinčios nemalonų kvapą. Reaguoja su vandeniu:

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

Naudojant šarminį tirpalą, reakcija vyksta, kai susidaro nitratai ir nitritai.
N 2 O ir NO yra druskos nesudarantys oksidai.
N 2 O 3 ir N 2 O 5 yra rūgštiniai oksidai. Reaguodami su vandeniu, jie atitinkamai sudaro azoto ir azoto rūgščių tirpalus.

Azoto okso rūgštis oksidacijos būsenoje + III - azoto rūgštis HNO 2. Tai silpna rūgštis, kurios molekulės egzistuoja tik vandeniniame tirpale. Jo druskos yra nitritai. Azotas azoto rūgštyje ir nitrituose lengvai oksiduojamas iki +V oksidacijos būsenos.

Skirtingai nuo azoto rūgšties, azoto rūgštis HNO 3 yra stipri rūgštis. Jo molekulės struktūra gali būti išreikšta dviem būdais:

Azoto rūgštis visais atžvilgiais maišosi su vandeniu, praskiestuose tirpaluose visiškai su ja reaguoja:

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

Azoto rūgštis ir jos tirpalai yra stiprūs oksidatoriai. Skiedžiant azoto rūgštį, sumažėja jos oksidacinis aktyvumas. Bet kokios koncentracijos azoto rūgšties tirpaluose oksiduojantys atomai pirmiausia yra azoto atomai, o ne vandenilis. Todėl oksiduojant įvairias medžiagas azoto rūgštimi, jei išsiskiria vandenilis, tai tik kaip šalutinis produktas. Priklausomai nuo rūgšties koncentracijos ir kito reagento redukcinio aktyvumo, reakcijos produktai gali būti NO 2 , NO, N 2 O, N 2 ir net NH 4 . Dažniausiai susidaro dujų mišinys, tačiau koncentruotos azoto rūgšties atveju išsiskiria tik azoto dioksidas:

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

Praskiestos azoto rūgšties atveju azoto monoksidas dažniausiai išsiskiria:

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

Kai labai praskiesta azoto rūgštis reaguoja su stipriu reduktoriumi (Mg, Al, Zn), susidaro amonio jonai:

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

Tie metalai, kurie pasyvinami koncentruota sieros rūgštimi, taip pat pasyvuojami koncentruota azoto rūgštimi.
Azoto rūgšties druskos – nitratai – termiškai nestabilūs junginiai. Kaitinant, jie suyra:
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. Padarykite aprašomąsias pastraipos tekste pateiktų reakcijų lygtis.
2. Sudarykite reakcijų lygtis, apibūdinančias a) amoniako, b) azoto rūgšties, c) cinko nitrato chemines savybes.
Amoniako ir azoto rūgšties cheminės savybės.

16.3. Fosforas

Skirtingai nuo azoto atomo, atomas fosforas mainų mechanizmu gali sudaryti penkias kovalentines jungtis. Tradicinis to paaiškinimas susiveda į galimybę sujaudinti vieną iš 3 s-elektronai ir jo perėjimas į 3 d- žemesnio lygio.
Elemento fosforo susidaro gana daug alotropinės modifikacijos. Iš jų stabiliausios yra trys modifikacijos: baltasis fosforas, raudonasis fosforas ir juodasis fosforas. Baltasis fosforas yra vaško pavidalo nuodinga medžiaga, linkusi savaime užsidegti ore, susidedanti iš P 4 molekulių. Raudonasis fosforas yra nemolekulinė, mažiau aktyvi tamsiai raudonos spalvos medžiaga, turinti gana sudėtingą struktūrą. Paprastai raudonajame fosfore visada yra baltosios priemaišos, todėl ir baltas, ir raudonasis fosforas visada yra laikomi po vandens sluoksniu. Juodasis fosforas taip pat yra nemolekulinė medžiaga, turinti sudėtingą rėmo struktūrą.
Baltojo fosforo molekulės yra tetraedrinės, jose esantis fosforo atomas yra trivalentis. Baltojo fosforo molekulės rutulio ir lazdos modelis ir struktūrinė formulė:

Raudonojo fosforo struktūra gali būti išreikšta struktūrine formule:

Fosforas gaunamas iš kalcio fosfato, kaitinamas su smėliu ir koksu:

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

Fosforui būdingiausi junginiai, kurių oksidacijos būsena yra +V. Sąveikaujant su chloro pertekliumi, fosforas sudaro pentachloridą. Deginant bet kokiai alotropinei fosforo modifikacijai deguonies pertekliumi, oksidas fosforas (V):

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

Yra dvi fosforo (V) oksido modifikacijos: nemolekulinė (paprasčiausia formulė P 2 O 5) ir molekulinė (molekulinė formulė P 4 O 10). Paprastai fosforo oksidas yra šių medžiagų mišinys.

Šis labai higroskopinis rūgštinis oksidas, reaguodamas su vandeniu, paeiliui sudaro metafosforo, difosforo ir ortofosforo rūgštis:

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.

ortofosforinis rūgšties(dažniausiai ji vadinama tiesiog fosforine) – tribazė silpna rūgštis (žr. 13 priedą). Tai bespalvė kristalinė medžiaga, labai gerai tirpi vandenyje. Reaguodamas su stipriomis bazėmis, priklausomai nuo reagentų santykio, susidaro trys eilės druskos(ortofosfatai, hidroortofosfatai ir dihidroortofosfatai – paprastai jų pavadinimuose priešdėlis „orto“ praleidžiamas):

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

Dauguma vidutinių fosfatų (išskyrus šarminių elementų druskas, išskyrus litį) netirpsta vandenyje. Yra žymiai daugiau tirpių rūgščių fosfatų.
Fosforo rūgštis gaunama iš natūralaus kalcio fosfato apdorojant jį sieros rūgšties pertekliumi. Esant skirtingam kalcio fosfato ir sieros rūgšties santykiui, susidaro divandenilio fosfato ir kalcio sulfato mišinys, kuris žemės ūkyje naudojamas kaip mineralinė trąša, vadinama „paprastuoju superfosfatu“:
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.

Reakcijos metu gaunamas vertingesnis „dvigubas superfosfatas“.

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

Pagrindinė šių mineralinių trąšų medžiaga yra kalcio divandenilio fosfatas.

1.Sudarykite molekulinių reakcijų lygtis, kurių joninės lygtys pateiktos pastraipos tekste.
2. Padarykite aprašomąsias pastraipos tekste pateiktų reakcijų lygtis.
3. Sudarykite reakcijų lygtis, apibūdinančias a) fosforo, b) fosforo (V) oksido, c) fosforo rūgšties, d) natrio-divandenilio fosfato chemines savybes.
Fosforo rūgšties cheminės savybės.

16.4. Anglies

Anglis yra pagrindinė visų organizmų sudedamoji dalis. Gamtoje yra tiek paprastų medžiagų, kurias sudaro anglis (deimantas, grafitas), tiek junginiai (anglies dioksidas, įvairūs karbonatai, metanas ir kiti angliavandeniliai gamtinių dujų ir naftos sudėtyje). Anglies masės dalis akmens anglyje siekia 97%.
Atom pagrindinės būsenos anglis mainų mechanizmu gali sudaryti du kovalentinius ryšius, tačiau normaliomis sąlygomis tokie junginiai nesusidaro. Anglies atomas, patekęs į sužadinimo būseną, naudoja visus keturis valentinius elektronus.
Anglies susidaro gana daug alotropinės modifikacijos(žr. 16.2 pav.). Tai deimantas, grafitas, karabinas, įvairūs fullerenai.

Deimantas yra labai kieta, bespalvė, skaidri kristalinė medžiaga. Deimantiniai kristalai yra sudaryti iš anglies atomų sp 3-hibridizuota būsena, formuojanti erdvinį karkasą.
Grafitas yra gana minkšta, pilkai juoda kristalinė medžiaga. Grafito kristalai susideda iš plokščių sluoksnių, kuriuose yra anglies atomų sp 2-hibridinė būsena ir formos tinkleliai su šešiakampėmis ląstelėmis.
Karbinas yra bespalvė pluoštinės struktūros medžiaga, susidedanti iš linijinių molekulių, kuriose yra anglies atomų. sp-hibridinė būsena (=C=C=C=C= arba –C C–C C–).
Fullerenai yra molekulinės alotropinės anglies modifikacijos su C 60 , C 80 ir kitomis molekulėmis.Šių medžiagų molekulės yra tuščiavidurės tinklelio sferos.
Visos anglies modifikacijos turi didesnes redukcines savybes nei oksiduojančios, pavyzdžiui, koksas (anglies perdirbimo produktas; turi iki 98% anglies) naudojamas geležies redukcijai iš oksidinių rūdų ir daugelio kitų metalų iš jų oksidų. :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (aukštoje temperatūroje).

Daugumą anglies junginių tyrinėja organinė chemija, kurią sutiksite 10 ir 11 klasėse.
Neorganinėse medžiagose anglies oksidacijos laipsnis yra + II ir + IV. Esant tokioms anglies oksidacijos būsenoms, yra dvi oksidas.
Anglies monoksidas (II) yra bespalvės nuodingos dujos, bekvapės. Trivialus pavadinimas yra anglies monoksidas. Jis susidaro nepilno anglies turinčio kuro degimo metu. Jo molekulės elektroninę struktūrą žr. 121 psl. Pagal CO, druskos nesudarančio oksido, chemines savybes, kaitinamas, jis pasižymi redukuojančiomis savybėmis (daugelį nelabai aktyvių metalų oksidų redukuoja į metalą).
Anglies monoksidas (IV) yra bespalvės, bekvapės dujos. Trivialus pavadinimas yra anglies dioksidas. Rūgšties oksidas. Jis šiek tiek tirpsta vandenyje (fiziškai), iš dalies reaguoja su juo, sudarydamas anglį rūgšties H 2 CO 3 (šios medžiagos molekulės egzistuoja tik labai atskiestuose vandeniniuose tirpaluose).
Anglies rūgštis yra labai silpna rūgštis (žr. 13 priedą), dvibazė, sudaro dvi eilutes druskos(karbonatai ir bikarbonatai). Dauguma karbonatų netirpsta vandenyje. Iš bikarbonatų kaip atskiros medžiagos egzistuoja tik šarminių metalų ir amonio bikarbonatai. Ir karbonato jonai, ir bikarbonato jonai yra bazės dalelės, todėl ir karbonatai, ir bikarbonatai vandeniniuose tirpaluose vyksta anijonų hidrolize.
Iš karbonatų natrio karbonatas Na 2 CO 3 (soda, soda, skalbimo soda), natrio bikarbonatas NaHCO 3 (kepimo soda, soda), kalio karbonatas K 2 CO 3 (kalis) ir kalcio karbonatas CaCO 3 (kreida, marmuras). , kalkakmenis).
Kokybinė reakcija anglies dioksido buvimui dujų mišinyje: kalcio karbonato nuosėdų susidarymas, kai bandomosios dujos praleidžiamos per kalkių vandenį (sotųjį kalcio hidroksido tirpalą), o vėliau nuosėdos ištirpsta toliau leidžiant dujas. Vykstančios reakcijos: Elementas silicis sudaro vieną paprasta medžiaga tuo pačiu pavadinimu. Tai nemolekulinė medžiaga, turinti deimantinę struktūrą, kuriai silicis tik šiek tiek prastesnis savo kietumu. Per pastarąjį pusę amžiaus silicis tapo absoliučiai būtina medžiaga mūsų civilizacijai, nes jo pavieniai kristalai naudojami beveik visoje elektroninėje įrangoje.
Silicis yra gana inertiška medžiaga. kambario temperatūroje jis praktiškai nereaguoja su niekuo, išskyrus fluorą ir vandenilio fluoridą:
Si + 2F 2 \u003d SiF 4;
Si + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2.
Kaitinamas smulkiai susmulkintų miltelių pavidalu, jis dega deguonimi, sudarydamas dioksidą (SiO 2). Susiliejus su šarmu arba virinant su koncentruotais šarmų tirpalais, susidaro silikatai:

Si + 4NaOH \u003d Na 4 SiO 4 + 2H 2;
Si + 2NaOH + H2O \u003d Na2SiO3 + 2H2.

Silicio monoksidas SiO – nesudarantis druskos oksidas; lengvai oksiduojasi iki dioksido.
Silicio dioksidas SiO 2 yra nemolekulinė karkasinės struktūros medžiaga. Nereaguoja su vandeniu. rūgšties oksidas - susiliejus su šarmais, susidaro silikatai, pavyzdžiui:
SiO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + H 2 O. Aliuminis yra antras pagal gausumą elementas Žemės litosferoje po silicio. Pati ir kartu su siliciu sudaro daug mineralų: lauko špatus, žėručius, korundą Al 2 O 3 ir jo brangiąsias atmainas (bespalvį leukozafyrą, chromo turintį rubiną, titano turintį safyrą).
Paprasta medžiaga aliuminis yra sidabriškai baltas blizgus lengvas metalas. Grynas aliuminis yra labai minkštas, jį galima susukti į ploną foliją, ištraukti iš jos kaip vielą. Aliuminis turi gerą elektros laidumą. Jis atsparus oro sąlygoms. Aliuminio lydiniai yra gana kieti, bet gerai apdirbti. Aliuminis nėra nuodingas. Visa tai leidžia naudoti aliuminį įvairiose pramonės šakose: aviacijos, elektros, maisto pramonėje, statybose. Aliuminis plačiai naudojamas kasdieniame gyvenime. Aliuminis gaunamas elektrolizės būdu iš jo junginių lydalo.
Aliuminio cheminis inertiškumas atsiranda dėl to, kad ant jo paviršiaus yra tanki oksido plėvelė, kuri neleidžia metalui liestis su reagentu. Kai ši plėvelė pašalinama chemiškai arba mechaniškai, aliuminis tampa labai aktyvus. Taigi, be oksido plėvelės, aliuminis savaime užsiliepsnoja ir dega ore be papildomo kaitinimo.
Aliuminio redukcinės savybės ypač gerai pasireiškia kaitinant. Tokiomis sąlygomis jis iš oksidų atkuria daugybę metalų: ne tik geležį, titaną, cirkonį, bet net kalcį ir barį.
Aliuminio oksidas Al 2 O 3 (trivialūs pavadinimai – aliuminio oksidas, korundas) yra nemolekulinė medžiaga, kurios ryšys menkai apibūdinamas ir kaip joninis, ir kaip kovalentinis. Kaip visada šiais atvejais, tai yra amfoterinis oksidas. Jis gaunamas kalcinuojant aliuminio hidroksidą, kuris taip pat turi amfoterinių savybių.
Hidratuotas aliuminio jonas yra katijoninė rūgštis, todėl tirpios aliuminio druskos gana stipriai hidrolizuojamos.
Iš aliuminio druskų dažniausiai naudojamas kalio alūnas yra KAl(SO 4) 2 12H 2 O – kalio-aliuminio sulfato dodekahidratas. Tai nehigroskopinė, puikiai kristalizuojanti medžiaga. Jo tirpalas elgiasi kaip dviejų skirtingų sulfatų: kalio sulfato ir aliuminio sulfato tirpalų mišinys. Alūno struktūrą galima išreikšti formule: (SO 4) 2 .

1. Padarykite aprašomąsias pastraipos tekste pateiktų reakcijų lygtis.
2. Sudarykite reakcijų lygtis, apibūdinančias a) aliuminio, b) aliuminio hidroksido ir) kalio alūno chemines savybes.
Aliuminio druskų cheminės savybės

IVA cheminių elementų grupė D.I. Mendelejevas apima nemetalus (anglį ir silicį), taip pat metalus (germanis, alavas, švinas). Šių elementų atomuose išoriniame energijos lygyje yra keturi elektronai (ns 2 np 2), iš kurių du nėra suporuoti. Todėl šių elementų atomai junginiuose gali turėti II valentingumą. IVA grupės elementų atomai gali pereiti į sužadinimo būseną ir padidinti nesuporuotų elektronų skaičių iki 4 ir atitinkamai junginiuose turėti didesnį valentingumą, lygų IV grupės skaičiui. Anglies junginiuose oksidacijos būsenos yra nuo –4 iki +4, likusios oksidacijos būsenos stabilizuojasi: –4, 0, +2, +4.

Anglies atome, skirtingai nuo visų kitų elementų, valentinių elektronų skaičius yra lygus valentinių orbitų skaičiui. Tai yra viena iš pagrindinių C–C jungties stabilumo ir išskirtinės anglies tendencijos formuotis homograndinėms priežasčių, taip pat daugybės anglies junginių egzistavimo.

C–Si–Ge–Sn–Pb eilučių atomų ir junginių savybių pokyčiai rodo antrinį periodiškumą (5 lentelė).

5 lentelė. IV grupės elementų atomų charakteristikos

	6C	14 Si	3 2 Ge	50 sn	82Pb
Atominė masė	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
Valentinių elektronų	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	4s 2 4p 2	5s 2 5p 2	6s 2 6p 2
Kovalentinis atomo spindulys, Ǻ	0,077	0,117	0,122	0,140	–
Metalo atomo spindulys, Ǻ	–	0,134	0,139	0,158	0,175
Sąlyginis jonų spindulys, E 2+ , nm	–	–	0,065	0,102	0,126
Sąlyginis jonų spindulys E 4+ , nm	–	0,034	0,044	0,067	0,076
Jonizacijos energija E 0 - E +, ev	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Turinys žemės plutoje, at. %	0,15	20,0	2∙10 –4	7∙10 – 4	1,6∙10 – 4

Antrinis periodiškumas (nemonotoninis elementų savybių pokytis grupėse) atsiranda dėl išorinių elektronų prasiskverbimo į branduolį pobūdžio. Taigi, atominių spindulių pokyčio nemonotoniškumas pereinant nuo silicio prie germanio ir iš alavo į šviną atsiranda dėl s-elektronų prasiskverbimo atitinkamai po 3d 10 elektronų germanio ekranu ir dvigubu 4f 14 ekranu. ir 5d 10 elektronų švino. Kadangi skverbimosi galia mažėja eilėje s>p>d, tai vidinis savybių kitimo periodiškumas aiškiausiai pasireiškia s-elektronų nulemtose elementų savybėse. Todėl jis būdingiausias periodinės sistemos A-grupių elementų junginiams, atitinkantiems aukščiausią elementų oksidacijos laipsnį.

Anglis nuo kitų grupės p elementų labai skiriasi savo didele jonizacijos energija.

Anglis ir silicis turi polimorfines modifikacijas su skirtingomis kristalų gardelių struktūromis. Germanis priklauso metalams, sidabriškai baltos spalvos su gelsvu atspalviu, bet turi deimantą panašią atominę kristalinę gardelę su stipriais kovalentiniais ryšiais. Alavas turi dvi polimorfines modifikacijas: metalinę modifikaciją su metaline kristaline gardele ir metaliniu ryšiu; nemetalinė modifikacija su atomine kristaline gardele, kuri yra stabili žemesnėje nei 13,8 C temperatūroje. Švinas yra tamsiai pilkas metalas su kubine kristaline gardele, kurios centre yra metalinis paviršius. Germanio-alavo-švino serijos paprastų medžiagų struktūros pokytis atitinka jų fizikinių savybių pasikeitimą. Taigi germanis ir nemetalinis alavas yra puslaidininkiai, metalinis alavas ir švinas yra laidininkai. Cheminio ryšio tipo pasikeitimą iš daugiausia kovalentinio į metalinį lydi paprastų medžiagų kietumo sumažėjimas. Taigi germanis yra gana kietas, o švinas lengvai susukamas į plonus lakštus.

Elementų junginiai su vandeniliu turi formulę EN 4: CH 4 - metanas, SiH 4 - silanas, GeH 4 - vokiškas, SnH 4 - stannanas, PbH 4 - plumbanas. Netirpi vandenyje. Iš viršaus į apačią vandenilio junginių serijoje mažėja jų stabilumas (plumbanas yra toks nestabilus, kad apie jo egzistavimą galima spręsti tik pagal netiesioginius požymius).

Elementų junginiai su deguonimi turi bendrąsias formules: EO ir EO 2. Oksidai CO ir SiO nesudaro druskos; GeO, SnO, PbO yra amfoteriniai oksidai; CO 2, SiO 2 GeO 2 - rūgštis, SnO 2, PbO 2 - amfoterinis. Didėjant oksidacijos laipsniui, oksidų rūgštinės savybės didėja, o pagrindinės savybės silpnėja. Atitinkamų hidroksidų savybės kinta panašiai.

| | | | | | | |