Carbon și siliciu. Elemente ale grupului IVA. Caracteristici generale ale grupei IVA a sistemului periodic Structura atomilor. Prevalența în natură

Cursul 8

SUBIECT : Elemente de grup IVA.

Carbon

Întrebări studiate la prelegere:

grup IVA.
Carbon. Caracteristicile generale ale carbonului.
Proprietățile chimice ale carbonului.
Cei mai importanți compuși ai carbonului.

Caracteristicile generale ale elementelor grup IVA

La elementele subgrupului principal IV aparțin grupurilor C, Si, Ge, Sn, P V. Formula electronică a nivelului de valență exterior nS 2 np 2 , adică au 4 electroni de valență și aceștia sunt p elemente, prin urmare sunt în subgrupul principal grupa IV.

││││

│↓│np

În starea fundamentală a unui atom, doi electroni sunt perechi și doi sunt nepereche. Învelișul exterior al carbonului are 2 electroni, siliciul are 8 și Ge, Sn, P are 18 electroni. De aceea Ge, Sn, P c sunt combinate într-un subgrup de germaniu (aceștia sunt analogi electronici completi).

În acest subgrup de elemente p, ca și în alte subgrupe de elemente p, proprietățile atomilor elementelor se modifică periodic:

Tabelul 9

Element	covalent raza atomică, nm	Raza metalică a unui atom, nm	Raza ionică condiționată, nm		Energie ionizare E E o → E + , ev.	Relativ electronegativitatea
Element	covalent raza atomică, nm	Raza metalică a unui atom, nm			Energie ionizare E E o → E + , ev.	Relativ electronegativitatea	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 în		0,175	0,126	0,076	7,42

Astfel, de sus în jos în subgrup, raza atomului crește, astfel încât energia de ionizare scade, astfel încât capacitatea de a dona electroni crește, iar tendința de a completa învelișul exterior de electroni la un octet scade brusc, deci de la C la Pb, proprietățile reducătoare și proprietățile metalice cresc, iar proprietățile nemetalice scad. Carbonul și siliciul sunt nemetale tipice, GE proprietățile metalice apar deja și în aparență arată ca un metal, deși este un semiconductor. Cu staniu, proprietățile metalice deja predomină, iar plumbul este un metal tipic.

Având 4 electroni de valență, atomii din compușii lor pot prezenta stări de oxidare de la minim (-4) până la maxim (+4), și se caracterizează chiar prin S.O.: -4, 0, +2, +4; ASA DE. = -4 este tipic pentru C și Si cu metale.

Natura relației cu alte elemente.Carbonul formează doar legături covalente, iar siliciul formează predominant legături covalente. Pentru cositor și plumb, în special în S.O. = +2, natura ionică a legăturii este mai caracteristică (de exemplu, Рв( NR 3 ) 2 ).

covalenţa determinată de structura de valență a atomului. Atomul de carbon are 4 orbiti de valență și covalența maximă este 4. Pentru alte elemente, covalența poate fi mai mare de patru, deoarece există o valență d subnivel (de exemplu, H2 [SiF6]).

Hibridizare . Tipul de hibridizare este determinat de tipul și numărul de orbitali de valență. Carbonul are doar S - și orbitali de valență p, așa că poate fi Sp (carbină, CO2, CS2), Sp2 (grafit, benzen, COCl2), hibridizare Sp3 (CH4, diamant, CCl4 ). Pentru siliciu, cel mai caracteristic Hibridarea Sp3 (Si02, SiCI4 ), dar are o valență d -subnivel, deci există și Sp 3 d 2 - hibridizare, de exemplu, H2 [SiF6].

IV grupul PSE este mijlocul tabelului lui D.I. Mendeleev. Aici, se observă clar o schimbare bruscă a proprietăților de la nemetale la metale. Să luăm în considerare separat carbonul, apoi siliciul, apoi elementele subgrupului germaniu.

Carbon. Caracteristicile generale ale carbonului

Conținutul de carbon din scoarța terestră este scăzut (aproximativ 0,1% din masă). Cea mai mare parte este conținută în compoziția carbonaților puțin solubili (CaCO 3, MgC03 ), petrol, cărbune, gaze naturale. conținut de CO 2 în aer este mic (0,03%), dar masa sa totală este de aproximativ 600 de milioane de tone. Carbonul face parte din țesuturile tuturor organismelor vii (componenta principală a lumii vegetale și animale). Carbonul se găsește și în stare liberă, în principal sub formă de grafit și diamant.

În natură, carbonul este cunoscut ca doi izotopi stabili: 12 C (98,892%) și 13 C (1,108%). Sub acțiunea razelor cosmice, în atmosferă se formează și o anumită cantitate de izotop βradioactiv. 14 CU: . După conținut 14 Cu reziduuri vegetale, se apreciază vârsta lor. S-au obținut și izotopi radioactivi cu numere de masă de la 10 la 16.

Spre deosebire de F2, N2, O2 substanțele simple de carbon au o structură polimerică. În conformitate cu tipurile caracteristice de hibridizare a orbitalilor de valență, atomii de C se pot combina în formațiuni polimerice ale unei modificări tridimensionale (diamant, sp 3 ), modificare bidimensională sau stratificată (grafit, Sp 2 ) și un polimer liniar (carabină, sp).

Proprietățile chimice ale carbonului

Din punct de vedere chimic, carbonul este foarte inert. Dar atunci când este încălzit, este capabil să interacționeze cu multe metale și nemetale, prezentând în același timp proprietăți atât oxidante, cât și reducătoare.

Diamant + 2 F 2 → CF 4 , iar grafitul formează fluorură de grafit CF

(și apoi + F 2 → CF 4 ). Una dintre metodele de separare a diamantului de grafit se bazează pe o atitudine diferită față de fluor. Carbonul nu reacționează cu alți halogeni. Cu oxigen (O 2 ) carbonul cu lipsă de oxigen formează CO, cu un exces de oxigen formează CO 2 .

2C + O2 → 2CO; C + O 2 → CO 2.

La temperaturi ridicate, carbonul reacţionează cu metalele pentru a forma carburi metalice:

Ca + 2C \u003d CaC 2.

Când este încălzit, reacţionează cu hidrogen, sulf, siliciu:

t o t o

C + 2 H 2 \u003d CH 4 C + 2S ↔ CS 2

C + Si = SiC.

Carbonul reacționează și cu substanțe complexe. Când vaporii de apă sunt trecuți prin cărbunele încălzit, se formează un amestec de CO și H. 2 apă gazoasă (la temperaturi peste 1200 despre C):

C + HOH \u003d CO + H 2.

Acest amestec este utilizat pe scară largă ca combustibil gazos.

La temperaturi ridicate, carbonul este capabil să reducă multe metale din oxizii lor, care este utilizat pe scară largă în metalurgie.

ZnO + C → Zn + CO

Cei mai importanți compuși ai carbonului

carburi metalice.

Deoarece este obișnuit ca carbonul să formeze homolanțuri, compoziția majorității carburilor nu corespunde stării de oxidare a carbonului egală cu (-4). După tipul de legătură chimică, se disting carburile covalente, ionic-covalente și metalice. În cele mai multe cazuri, carburile sunt obținute prin încălzirea puternică a substanțelor simple corespunzătoare sau a oxizilor acestora cu carbon.

T o t o

V2O5 + 7C → 2VC + 5CO; Ca + 2 C → CaC 2.

În acest caz, se obțin carburi de compoziție diferită.

Carburi covalente asemănătoare sărurilor sau ionice acestea sunt compuși ai metalelor active și a altor metale: Be 2C, CaC2, Al4C3, Mn3C . În acești compuși, legătura chimică este intermediară între ionică și covalentă. Sub acțiunea apei sau a acizilor diluați, aceștia sunt hidrolizați și hidroxizi și se obțin hidrocarburile corespunzătoare:

CaC2 + 2HON → Ca (OH)2 + C2H2;

Al4C3 + 12HOH → 4Al(OH)3 + 3CH4.

În carburile metalice, atomii de carbon ocupă goluri octaedrice în structurile metalelor (subgrupe laterale IV VIII grupuri). Acestea sunt substanțe foarte dure, refractare și rezistente la căldură, multe dintre ele prezintă proprietăți metalice: conductivitate electrică ridicată, luciu metalic. Compoziția unor astfel de carburi variază într-o gamă largă. Astfel, carburile de titan au compoziția TiC 0,6 1,0 .

Carburi covalente SiC și B4 C. Sunt polimerice. Legătura chimică din ele se apropie de una pur covalentă, deoarece borul și siliciul sunt vecini cu carbonul în PSE și sunt aproape de acesta în ceea ce privește raza atomului și OEO. Sunt foarte dure și inerte din punct de vedere chimic. Metanul CH poate fi considerat, de asemenea, cea mai simplă carbură covalentă. 4 .

Halogenuri de carbon

Carbonul formează mulți compuși cu halogeni, dintre care cei mai simpli au formula CH al 4 , adică tetrahalogenuri de carbon. În ele S.O. carbonul este +4, sp 3 -hibridarea atomului de C, deci a moleculelor C Н al 4 tetraedre. CF4 gazos, CCl4 lichid, CBr4 și CJ4 solide. Numai CF4 obtinut direct din F2 și C, carbonul nu reacționează cu alți halogeni. Tetraclorura de carbon se obține prin clorurarea disulfurei de carbon:

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

Toate CH al 4 insolubil în apă, dar solubil în solvenți organici.

t o , Kat

CH al 4 (g) + 2HON (g) \u003d CO 2 + 4HNa l (d) (hidroliza are loc la încălzire puternică și în prezența unui catalizator). De importanță practică CF4, SS14.

CF4 , precum și alți compuși de carbon fluorurat, de exemplu CF2Cl2 (difluorodiclormetan) sunt utilizate ca substanțe de lucru freoni ale mașinilor frigorifice.

CCl 4 utilizat ca solvent neinflamabil pentru substanțele organice (grăsimi, uleiuri, rășini), precum și lichid pentru stingătoare.

Monoxid de carbon (P).

Monoxidul de carbon (P) CO este un gaz incolor, inodor, ușor solubil în apă. Foarte toxic (monoxid de carbon): hemoglobina din sânge asociată cu CO își pierde capacitatea de a se combina cu O 2 și să fie purtătorul ei.

Se obține monoxid de carbon (P):

cu oxidarea incompletă a carbonului 2C + O 2 = 2CO;

in industrie se obtin prin reactia: CO 2 + C = 2CO;
la trecerea vaporilor de apă supraîncălziți peste cărbune încins:

C + HOH \u003d CO + H 2 t o

descompunerea carbonililor Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
în laborator, CO se obține prin acțiunea asupra acidului formic cu substanțe de îndepărtare a apei ( H2S04, P2O5):

HCOOH → CO + HOH.

Totuși, CO nu este anhidridă formică, deoarece în CO carbonul este trivalent, iar în HCOOH este tetravalent. Astfel, CO este un oxid care nu formează sare.

Solubilitatea CO în apă este scăzută și nu are loc nicio reacție chimică. În molecula de CO, ca și în moleculă N 2 triplă legătură. Conform metodei legăturilor de valență, 2 legături se formează datorită împerecherii a doi electroni p nepereche C și O (ai fiecărui atom), iar a treia conform mecanismului donor-acceptor datorită orbitalului 2p liber al C. atom și perechea de electroni 2p a atomului de oxigen: C ≡ O Legătura triplă CO este foarte puternică și energia sa este foarte mare (1066 kJ/mol) mai mult decât în N 2 . Pentru monoxidul de carbon (P), sunt caracteristice următoarele trei tipuri de reacții:

reactii de oxidare. CO este un agent reducător puternic, cu toate acestea, datorită legăturii triple puternice din moleculă, reacțiile redox care implică CO decurg rapid numai la temperaturi ridicate. Reducerea oxizilor cu ajutorul CO în timpul încălzirii este de mare importanță în metalurgie.

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

CO poate fi oxidat de oxigen: la

2CO + O 2 \u003d 2CO 2.

o altă proprietate chimică caracteristică a CO este tendinţa de areacții de adiție, care se datorează nesaturației de valență a carbonului în CO (în aceste reacții, carbonul trece într-o stare tetravalentă, care îi este mai caracteristică decât trivalența carbonului în CO).

Deci, CO reacționează cu clorul pentru a forma COC fosgen l2:

CO + Cl 2 \u003d COCl 2 (în această reacție, CO este și un agent reducător). Reacția este accelerată de acțiunea luminii și a unui catalizator. Gaz fosgen brun, substanță toxică puternică foarte otrăvitoare. Se hidrolizează încet COCl2 + 2 HOH → 2 HCl + H2CO3.

Fosgenul este folosit în sinteza diferitelor substanțe și a fost folosit în primul război mondial ca agent de război chimic.

Când este încălzit, CO reacţionează cu sulful formând sulfoxid de carbon COS:

CO + S = COS (gaz).

Când este încălzit sub presiune, CO reacţionează cu hidrogenul pentru a forma metanol

t o , p

CO + 2H2 ↔ CH3OH.

Sinteza metanolului din CO și H 2 una dintre cele mai importante producții chimice.

spre deosebire de majoritatea celorlalți compuși de carbon, molecula de CO are o pereche de electroni neîmpărtășită la atomul de C. Prin urmare, molecula de CO poate acționa ligand în diverse complexe. Deosebit de numeroase sunt produsele de adăugare a CO la atomii de metal, care se numesc carbonili. Sunt cunoscuți aproximativ 1000 de carbonili, inclusiv carbonili care conțin alți liganzi în afară de CO. Carbonilii (complexele) primesc:

T, p t, p

Fe + 5CO → Ni + 4CO → .

Există carbonili gazoși, lichizi și solizi, în care metalul are o stare de oxidare 0. La încălzire carbonilii se descompun și se obțin metale sub formă de pulbere cu un grad foarte ridicat de puritate:

la

Ni(CO)4 → Ni + 4CO.

Carbonilii sunt folosiți în sinteze și pentru a obține metale foarte pure. Toți carbonilii, precum CO, sunt extrem de toxici.

Monoxid de carbon (IV).

moleculă de CO2 are o structură liniară (O = C = O), Sp hibridizarea atomului de carbon. Două legături de tip σ apar datorită suprapunerii a două Sp orbitali hibrizi ai atomului de C și doi 2p X orbitalii a doi atomi de oxigen cu electroni nepereche. Alte două legături de tip π apar atunci când se suprapun pe 2p y - și 2p z - orbitalii atomului de C (nehibrizi) cu 2p corespunzător y - și 2p z - orbitalii atomilor de oxigen.

Obținerea CO2:

- în industrieobţinut prin prăjirea calcarului

CaCO3 → CaO + CO2;

In laborator obţinute în aparatul Kipp conform reacţiei

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + HOH.

Proprietățile fizice ale CO 2 : este un gaz, mai greu decât aerul, solubilitatea în apă este scăzută (la 0 O C în 1 litru de apă dizolvă 1,7 litri de CO 2, iar la 15 o C dizolvă 1 litru de CO 2 ), în timp ce o parte din CO dizolvat 2 reactioneaza cu apa pentru a forma acid carbonic:

HOH + CO 2 ↔ H 2 CO 3 . Echilibrul este deplasat spre stânga (←), deci cea mai mare parte a CO dizolvat 2 sub formă de CO 2 și nu acid.

ÎN chimic CO2 prezintă: a) proprietățile unui oxid acid și la interacțiunea cu soluțiile alcaline se formează carbonați și cu un exces de CO 2 bicarbonati:

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

b) proprietăți oxidante, dar proprietăți oxidante CO2 sunt foarte slabi, din moment ce S.O. = +4 aceasta este cea mai caracteristică stare de oxidare a carbonului. În același timp, CO 2 redus la CO sau C:

C + CO 2 ↔ 2CO.

CO 2 folosit la producerea sifonului, pentru stingerea incendiilor, prepararea apei minerale, ca mediu inert in sinteze.

Acidul carbonic și sărurile sale

Acidul carbonic este cunoscut numai în soluții apoase diluate. Format prin interacțiunea CO 2 cu apă. Într-o soluție apoasă, cea mai mare parte a CO dizolvat 2 în stare hidratată și doar o mică parte sub formă de H 2 CO 3, HCO 3 -, CO 3 2- , adică echilibrul se stabilește într-o soluție apoasă:

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

Echilibrul este puternic deplasat spre stânga (←) și poziția sa depinde de temperatură, mediu etc.

Acidul carbonic este considerat un acid slab (K 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Aceasta este constanta aparentă de ionizare K si el. , este legat de cantitatea totală de CO dizolvată în apă 2 , și nu la adevărata concentrație de acid carbonic, care nu este exact cunoscută. Dar din moment ce moleculele H 2 CO 3 în soluție este mic, atunci adevăratul K si el. acidul carbonic este mult mai mult decât este indicat mai sus. Deci, aparent, adevărata valoare a lui K 1 ≈ 10 -4 , adică acidul carbonic de putere medie.

Sărurile (carbonații) sunt de obicei ușor solubile în apă. Carbonații se dizolvă bine+ , Na + , R в + , Cs + , Tl +1 , NH 4 + . Bicarbonații, spre deosebire de carbonați, sunt în mare parte solubili în apă.

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

Când sunt încălziți, carbonații se descompun, formând oxid de metal și CO 2 .Cu cât proprietățile metalice ale elementului care formează cationul sunt mai puternice, cu atât carbonatul este mai stabil. Asa de, Na2CO3 se topește fără descompunere; CaCO 3 se descompune la 825 o C și Ag2CO3 se descompune la 100 O C. Bicarbonații se descompun la încălzire ușoară:

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O.

Uree și disulfură de carbon.

Ureea sau ureea se obține prin acțiunea CO 2 pentru o soluție apoasă H 3 N la 130 o C și 1∙10 7 Pa.

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

Ureea este o substanță cristalină albă. Este folosit ca îngrășământ cu azot, pentru hrănirea animalelor, pentru producția de materiale plastice, produse farmaceutice (veronale, luminale).

Disulfură de carbon (disulfură de carbon) CS2 în condiții normale lichid volatil incolor, otrăvitor. Curat CS2 are un miros ușor plăcut, dar la contactul cu aerul un miros dezgustător al produselor sale de oxidare. Disulfura de carbon nu se dizolvă în apă; atunci când este încălzită (150 O C) se hidrolizează la CO 2 și H2S:

CS2 + 2HOH = CO2 + 2H2S.

Disulfura de carbon se oxidează cu ușurință și se aprinde ușor în aer cu o ușoară încălzire: CS 2 + 3 O 2 \u003d CO 2 + 2 SO 2.

Disulfura de carbon este produsă prin interacțiunea vaporilor de sulf cu cărbunele fierbinte. Disulfura de carbon este folosită ca un bun solvent pentru substanțele organice, fosfor, sulf, iod. Vrac CS2 Se foloseste pentru obtinerea de matase de vascoza si ca mijloc de combatere a daunatorilor in agricultura.

Acizi cianhidric, tiocianați și cianați.

Acidul cianhidric HCN (sau acidul cianhidric) are o structură liniară, constă din 2 tipuri de molecule în echilibru tautomeric, care este deplasată la stânga la temperatura camerei:

H C ≡ N ↔ H N ≡ C

izocianura de cianuri

hidrogen hidrogen

HCN este un lichid volatil cu miros de migdale, una dintre cele mai puternice otravuri, se amesteca cu apa in orice raport. in solutie apoasa HCN - acid slab (K = 7,9 ∙ 10-10 ), care este mult mai slab decât acidul carbonic.

În industrie HCN obtinut prin reactie catalitica:

t o , kat

CO + NH3 → HCN + HOH.

Sărurile (cianurile) se obțin prin reducerea carbonaților cu carbon atunci când sunt încălzite:

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

Cianură de hidrogen este utilizată în sinteza organică și NaCN și KCN în exploatarea aurului, pentru a obține cianuri complexe etc.

Cianurile sunt bazice ( NaCN) și acid (JCN ). Hidroliza cianurii bazice:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).

Hidroliza cianurii acide produce doi acizi:

JCN + HOH = HJO + HCN.

cianuri d -elementele nu se dizolvă în apă, dar datorită formării complexe se dizolvă ușor în prezența cianurilor bazice:

4KCN + Mn(CN)2 = K4.

Cianurile complexe sunt foarte stabile.

Tiocianat de hidrogen HSCN sau HNCS are o structură liniară și constă din două tipuri de molecule: HSC ≡ NsauH N = C = S. În tiocianat cristalinNaNCS, Ba(NCS) 2 ionul metalic este situat în apropierea atomului de azot; VAgSCN, hg(SCN) 2 un ion metalic lângă un atom de sulf.

Rodanidele sau tiocianații se obțin prin acțiunea sulfului asupra cianurilor de metale alcaline (soluții de fierbere cu sulf):

KCN + S = KNCS.

Tiocianatul de hidrogen anhidru se obține prin încălzirea tiocianatului de plumb (sau mercur) într-un curentH2 S:

Rv(SCN)2 + H2 S →RvS↓ + 2HNCS.

HNCSlichid uleios incolor cu miros înțepător, ușor de descompus. Se dizolvă bine în apă, într-o soluție apoasăHNCSformează un acid tiocianat puternic (K = 0,14). Rodanidele sunt utilizate în principal la vopsirea țesăturilor șiNH4 SNCfolosit ca reactiv ionicFe3+ .

De asemenea, sunt cunoscute tautomerice cianoici (HOCN) și izocianică (HNCO) acizi:

Acest echilibru la temperatura camerei este deplasat spre stânga.

Sărurile cianați și izocianați se obțin prin oxidarea cianurilor: 2KCN + O2 = 2 KOCN. Acidul cianic în soluție apoasă este un acid cu putere medie.

stiu

poziția carbonului și a siliciului în tabelul periodic, prezența în natură și aplicarea practică;
structura atomică, valența, stările de oxidare ale carbonului și siliciului;
metode de obținere și proprietăți ale substanțelor simple - grafit, diamant și siliciu; noi forme alotropice de carbon;
principalele tipuri de compuși de carbon și siliciu;
caracteristicile elementelor subgrupului germaniu;

a fi capabil să

întocmește ecuații pentru reacțiile de obținere a substanțelor simple de carbon și siliciu și reacții care caracterizează proprietățile chimice ale acestor substanțe;
comparați proprietățile elementelor din grupul de carbon;
caracterizează compuși practic importanți ai carbonului și siliciului;
efectuați calcule conform ecuațiilor reacțiilor la care participă carbonul și siliciul;

proprii

Abilități pentru prezicerea cursului reacțiilor care implică carbon, siliciu și compușii acestora.

Structura atomilor. Prevalența în natură

Grupa IVA a tabelului periodic este formată din cinci elemente cu numere atomice par: carbon C, siliciu Si, germaniu Ge, staniu Sn și plumb Pb (Tabelul 21.1). În natură, toate elementele grupului sunt amestecuri de izotopi stabili. Carbonul are două izogone - *|С (98,9%) și *§С (1,1%). În plus, în natură există urme ale izotopului radioactiv „|C cu t t= 5730 ani. Se formează în mod constant în timpul ciocnirii neutronilor radiațiilor cosmice cu nucleele de azot din atmosfera pământului:

Tabelul 21.1

Caracteristicile elementelor grupului IVA

* Element biogen.

Principalul izotop al carbonului are o importanță deosebită în chimie și fizică, deoarece se bazează pe unitatea de masă atomică, și anume { /2 parte din masa unui atom „ICO Da).

Siliciul are trei izotopi în natură; dintre acestea, cel mai frecvent este ^)Si (92,23%). Germaniul are cinci izotopi (j^Ge - 36,5%). Staniu - 10 izotopi. Acesta este un record printre elementele chimice. Cel mai frecvent este 12 5 gSn (32,59%). Plumbul are patru izotopi: 2 SgPb (1,4%), 2 S|Pb (24,1%), 2S2βL (22,1%) și 2S2βL (52,4%). Ultimii trei izotopi ai plumbului sunt produsele finale ale descompunerii izotopilor radioactivi naturali ai uraniului și toriu și, prin urmare, conținutul lor în scoarța terestră a crescut de-a lungul întregii existențe a Pământului.

În ceea ce privește prevalența în scoarța terestră, carbonul este printre primele zece elemente chimice. Se găsește sub formă de grafit, multe varietăți de cărbune, ca parte a petrolului, gazului natural combustibil, calcarului (CaCO e), dolomitului (CaCO 3 -MgC0 3) și alți carbonați. Deși diamantul natural reprezintă o parte nesemnificativă din carbonul disponibil, este extrem de valoros ca un mineral frumos și cel mai dur. Dar, desigur, cea mai mare valoare a carbonului constă în faptul că acesta este baza structurală a substanțelor bioorganice care formează corpurile tuturor organismelor vii. Carbonul este considerat pe bună dreptate primul dintre multele elemente chimice necesare existenței vieții.

Siliciul este al doilea element cel mai abundent din scoarța terestră. Nisipul, argila și multe roci pe care le vedeți sunt formate din minerale de siliciu. Cu excepția soiurilor cristaline de oxid de siliciu, toți compușii săi naturali sunt silicati, adică săruri ale diverșilor acizi silicici. Acești acizi în sine nu au fost obținuți ca substanțe individuale. Ortosilicații conțin ioni SiOj ~, metasilicații constau din lanțuri polimerice (Si0 3 ") w. Majoritatea silicaților sunt construiți pe un cadru de siliciu și atomi de oxigen, între care se pot amplasa atomi de orice metal și unele nemetale (fluor). mineralele de siliciu cunoscute includ cuarț Si0 2, feldspați (ortoclaza KAlSi 3 0 8), mica (moscovit KAl 3 H 2 Si 3 0 12). În total, sunt cunoscute peste 400 de minerale de siliciu. Compușii de siliciu reprezintă mai mult de jumătate din bijuterii și pietre ornamentale.Cadru de oxigen-siliciu provoacă minerale de siliciu cu solubilitate scăzută în apă.Numai din izvoarele subterane fierbinți, de-a lungul a mii de ani, se pot depune creșteri și cruste de compuși de siliciu.Jaspul aparține rocilor de acest tip.

Nu este nevoie să vorbim despre timpul descoperirii carbonului, siliciului, staniului și plumbului, deoarece acestea sunt cunoscute sub formă de substanțe sau compuși simpli încă din cele mai vechi timpuri. Germaniul a fost descoperit de K. Winkler (Germania) în 1886 în mineralul rar argirodit. Curând a devenit clar că existența unui element cu astfel de proprietăți a fost prezisă de D. I. Mendeleev. Numirea noului element a stârnit controverse. Mendeleev, într-o scrisoare către Winkler, a susținut ferm numele germaniu.

Elementele grupului IVA au patru electroni de valență pe exterior s-și subnivelurile p:

Formule electronice ale atomilor:

În starea fundamentală, aceste elemente sunt divalente, iar în starea excitată devin tetravalente:

Carbonul și siliciul formează foarte puțini compuși chimici în stare divalentă; în aproape toţi compuşii stabili sunt tetravalenţi. Mai jos în grup, pentru germaniu, staniu și plumb, stabilitatea stării divalente crește și stabilitatea stării tetravalente scade. Prin urmare, compușii plumbului (IV) se comportă ca oxidanți puternici. Acest model se manifestă și în grupul VA. O diferență importantă între carbon și restul elementelor grupului este capacitatea de a forma legături chimice în trei stări diferite de hibridizare - sp, sp2Și sp3. Siliciul mai are practic o singură stare hibridă. sp3. Acest lucru se manifestă în mod clar când se compară proprietățile compușilor de carbon și siliciu. De exemplu, monoxidul de carbon CO 2 este un gaz (dioxid de carbon), iar oxidul de siliciu Si0 2 este o substanță refractară (cuarț). Prima substanță este gazoasă deoarece la sp-hibridarea carbonului, toate legăturile covalente sunt închise în molecula de CO 2:

Atractia dintre molecule este slaba, iar aceasta determina starea materiei. În oxidul de siliciu, patru orbitali hibrizi de siliciu 5p 3 nu pot fi închiși pe doi atomi de oxigen. Un atom de siliciu este legat de patru atomi de oxigen, fiecare dintre care este legat la rândul său de un alt atom de siliciu. Rezultă o structură cadru cu aceeași putere a legăturilor între toți atomii (vezi diagrama, vol. 1, p. 40).

Compușii de carbon și siliciu cu aceeași hibridizare, cum ar fi metanul CH4 și silanul SiH4, sunt similari ca structură și proprietăți fizice. Ambele substanțe sunt gaze.

Electronegativitatea elementelor IVA este mai scăzută în comparație cu elementele grupului VA, iar acest lucru este vizibil mai ales în elementele perioadei a 2-a și a 3-a. Metalicitatea elementelor din grupul IVA este mai pronunțată decât în grupul VA. Carbonul sub formă de grafit este un conductor. Siliciul și germaniul sunt semiconductori, în timp ce staniul și plumbul sunt metale adevărate.

Grupul IVA conține cele mai importante elemente, fără de care nu am exista nici noi, nici Pământul pe care trăim. Acesta este carbonul - baza oricărei vieți organice, iar siliciul - „monarhul” regnului mineral.

Dacă carbonul și siliciul sunt nemetale tipice, iar staniul și plumbul sunt metale, atunci germaniul ocupă o poziție intermediară. Unele manuale îl clasifică drept nemetal, în timp ce altele îl clasifică drept metal. Are o culoare alb-argintiu și arată ca un metal, dar are o rețea cristalină asemănătoare unui diamant și este un semiconductor, ca siliciul.

De la carbon la plumb (cu proprietăți nemetalice în scădere):

w stabilitatea stării negative de oxidare scade (-4)

w stabilitatea celei mai mari stări de oxidare pozitivă scade (+4)

w crește stabilitatea unei stări de oxidare pozitivă scăzută (+2)

Carbonul este principalul constituent al tuturor organismelor. În natură, există atât substanțe simple formate din carbon (diamant, grafit), cât și compuși (dioxid de carbon, diferiți carbonați, metan și alte hidrocarburi în compoziția gazelor naturale și a petrolului). Fracția de masă a carbonului din cărbune ajunge la 97%.
Atomul de carbon în starea fundamentală poate forma două legături covalente prin mecanismul de schimb, dar astfel de compuși nu se formează în condiții normale. Un atom de carbon, care intră într-o stare excitată, folosește toți cei patru electroni de valență.
Carbonul formează destul de multe modificări alotropice (vezi Fig. 16.2). Acestea sunt diamante, grafit, carabină, diverse fulerene.

În substanțele anorganice, starea de oxidare a carbonului este + II și + IV. Există doi oxizi cu aceste stări de oxidare ale carbonului.
Monoxidul de carbon (II) este un gaz toxic incolor, inodor. Numele banal este monoxid de carbon. Se formează în timpul arderii incomplete a combustibilului care conține carbon. Vezi structura electronică a moleculei sale la pagina 121. Conform proprietăților chimice ale CO, un oxid care nu formează sare, atunci când este încălzit, prezintă proprietăți reducătoare (reduce mulți oxizi ai metalelor nu foarte active la metal).
Monoxidul de carbon (IV) este un gaz incolor, inodor. Numele banal este dioxid de carbon. Oxid acid. Este ușor solubil în apă (fizic), reacționează parțial cu acesta, formând acid carbonic H2CO3 (moleculele acestei substanțe există doar în soluții apoase foarte diluate).
Acidul carbonic este un acid dibazic foarte slab care formează două serii de săruri (carbonați și hidrocarbonați). Majoritatea carbonaților sunt insolubili în apă. Dintre bicarbonați, doar bicarbonații de metale alcaline și de amoniu există ca substanțe individuale. Atât ionul carbonat, cât și ionul bicarbonat sunt particule de bază; prin urmare, atât carbonații cât și bicarbonații din soluții apoase sunt supuși hidrolizei anionice.
Dintre carbonați, cei mai importanți sunt carbonatul de sodiu Na2CO3 (sodă, sodă, bicarbonat de sodiu), bicarbonatul de sodiu NaHCO3 (bicarbonat de sodiu, bicarbonat de sodiu), carbonatul de potasiu K2CO3 (potasiu) și carbonatul de calciu CaCO3 (cretă, marmură, calcar).
Reacție calitativă la prezența dioxidului de carbon în amestecul de gaze: formarea unui precipitat de carbonat de calciu atunci când gazul de testat este trecut prin apă de var (soluție saturată de hidroxid de calciu) și dizolvarea ulterioară a precipitatului cu trecerea ulterioară a gazului. . Reacții care au loc:

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

În farmacologie și medicină, diverși compuși de carbon sunt utilizați pe scară largă - derivați de acid carbonic și acizi carboxilici, diverși heterocicli, polimeri și alți compuși. Așadar, carbolina (cărbunele activat) este folosită pentru a absorbi și elimina diferite toxine din organism; grafit (sub formă de unguente) - pentru tratamentul bolilor de piele; izotopi radioactivi ai carbonului - pentru cercetare științifică (analiza radiocarbonului).

Carbonul este baza tuturor substanțelor organice. Orice organism viu este format în mare parte din carbon. Carbonul este baza vieții. Sursa de carbon pentru organismele vii este de obicei CO 2 din atmosferă sau apă. Ca rezultat al fotosintezei, intră în lanțurile trofice biologice în care viețuitoarele se mănâncă unele pe altele sau rămășițele una ale altora și, prin urmare, extrag carbon pentru a-și construi propriul corp. Ciclul biologic al carbonului se termină fie cu oxidare și întoarcere în atmosferă, fie cu eliminarea sub formă de cărbune sau petrol.

Reacții analitice carbonat - ion CO 3 2-

Carbonații sunt săruri ale unui acid carbonic instabil, foarte slab H 2 CO 3, care în stare liberă în soluții apoase este instabil și se descompune cu eliberarea de CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Carbonații de amoniu, sodiu, rubidiu, cesiu sunt solubili în apă. Carbonatul de litiu este ușor solubil în apă. Alți carbonați metalici sunt ușor solubili în apă. Hidrocarburile se dizolvă în apă. Carbonat - ionii din soluții apoase sunt incolori, suferă hidroliză. Soluțiile apoase de bicarbonați de metale alcaline nu se patează atunci când li se adaugă o picătură de soluție de fenolftaleină, ceea ce face posibilă distingerea soluțiilor de carbonat de soluțiile de bicarbonat (testul farmacopeei).

1. Reacția cu clorură de bariu.

Ba 2+ + COz 2 - -> BaCO 3 (cristalin fin alb)

Precipitate similare de carbonați dau cationi de calciu (CaCO3) și stronțiu (SrCO3). Precipitatul este solubil în acizi minerali și în acid acetic. Într-o soluţie de H2S04 se formează un precipitat alb BaS04.

O soluție de HC1 se adaugă încet în picătură la precipitat până când precipitatul este complet dizolvat: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reacția cu sulfat de magneziu (farmacopee).

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

Bicarbonat - ion HCO 3 - formează un precipitat de MgCO 3 cu sulfat de magneziu numai la fierbere: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Precipitatul de MgCO3 se dizolvă în acizi.

3. Reacția cu acizii minerali (farmacopee).

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

HCO3- + H3O+ = H2C03 + 2H2O

H2C03 -- CO2 + H2O

CO 2 gazos degajat este detectat prin turbiditatea apei baritonale sau de var într-un dispozitiv de detectare a gazelor, bulelor de gaz (CO 2), într-o eprubetă - receptor - turbiditatea soluției.

4. Reacția cu hexacianoferat de uranil (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (maro) -> 2 UO 2 CO 3 (incolor) + 4 -

O soluție maro de hexacianoferat de uranil (II) se obține prin amestecarea unei soluții de acetat de uranil (CH 3 COO) 2 UO 2 cu o soluție de hexacianoferrat de potasiu (II):

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

La soluţia rezultată se adaugă prin picurare o soluţie de Na2CO3 sau K2CO3 cu agitare până când culoarea maro dispare.

5. Descoperirea separată a ionilor carbonat - și bicarbonat - prin reacții cu cationi de calciu și amoniac.

Dacă soluția conține simultan ioni de carbonat și ioni de bicarbonat, atunci fiecare dintre ei poate fi deschis separat.

Pentru a face acest lucru, mai întâi se adaugă un exces de soluție de CaCl2 la soluția analizată. În acest caz, CO3 2 - este precipitat sub formă de CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ \u003d CaCO 3

Bicarbonat - ionii rămân în soluție, deoarece Ca (HCO 3) 2 soluții în apă. Precipitatul este separat de soluție și la aceasta din urmă se adaugă soluție de amoniac. HCO 2 - -anionii cu amoniac și cationi de calciu precipită din nou CaCO 3: HCO s - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Alte reactii ale carbonatului - ion.

Carbonat - ionii, când reacţionează cu clorura de fier (III) FeCl 3, formează un precipitat maro Fe (OH) CO 3, cu azotat de argint - un precipitat alb de carbonat de argint Ag 2 CO3, solubil în HbTO3 şi care se descompune la fierbere în apă la un precipitat întunecat Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Reacții analitice ale acetat - ion CH 3 COO "

Acetat - ion CH 3 COO- - anion al unui acid acetic monobazic slab CH 3 COOH: incolor în soluții apoase, suferă hidroliză, nu are proprietăți redox; un ligand destul de eficient și formează complecși stabili de acetat cu mulți cationi metalici. Când reacţionează cu alcoolii într-un mediu acid, dă esteri.

Amoniul, alcalii și majoritatea celorlalți acetați de metal sunt foarte solubili în apă. Acetații de argint CH 3 COOAg și mercurul (I) sunt mai puțin solubili în apă decât acetații altor metale.

1. Reacție cu clorură de fier (III) (farmacopee).

La pH = 5-8, ionul acetat cu cationi Fe (III) formează un acetat solubil roșu închis (culoare puternică a ceaiului) sau hidroxiacetat de fier (III).

În soluție apoasă, este parțial hidrolizat; acidificarea soluției cu acizi minerali inhibă hidroliza și duce la dispariția culorii roșii a soluției.

3 CH3COOH + Fe --> (CH3COO) 3 Fe + 3 H +

La fierbere, din soluție precipită un precipitat roșu-brun de acetat bazic de fier (III):

(CH3COO)3Fe + 2H2O<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН

În funcție de raportul dintre concentrațiile de fier (III) și acetat - ioni, compoziția precipitatului se poate modifica și corespunde, de exemplu, cu formulele: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 sau Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Reacția este interferată de anionii CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, care formează precipitate cu fier (III), precum și anionii SCN- (dând complexe roșii cu cationi Fe 3+), iodură - ion G, oxidând la iod 1 2, dând soluției o culoare galbenă.

2. Reacția cu acidul sulfuric.

Acetat - un ion într-un mediu puternic acid se transformă în acid acetic slab, ai cărui vapori au un miros caracteristic de oțet:

CH3COO- + H+<- СН 3 СООН

Reacția este împiedicată de anioni NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, care emit și produse gazoase cu miros caracteristic într-un mediu concentrat de H 2 SO4.

3. Reacția de formare a eterului etilic acetic (farmacopee).

Reacția se efectuează într-un mediu cu acid sulfuric. Cu etanol:

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

Acetatul de etil eliberat este detectat printr-un miros plăcut caracteristic. Sărurile de argint catalizează această reacție, de aceea se recomandă adăugarea unei cantități mici de AgNO 3 în timpul reacției.

În mod similar, la reacția cu alcoolul amilic C 5 HcOH se formează și un acetat de amil CH 3 COOC 5 Ni (-pere-) cu miros plăcut.Se simte un miros caracteristic de acetat de etil, care crește odată cu încălzirea atentă a amestecului.

Reacții analitice tartrat - ion ROS - CH(OH) - CH(OH) - COMP. Ion tartrat - anion al unui acid tartric dibazic slab:

HO-CH-COOH

Tartrat - un ion este foarte solubil în apă. În soluțiile apoase, ionii de tartrat sunt incolori, sunt supuși hidrolizei și sunt predispuși la formarea de complexe, dând complecși de tartrat stabili cu cationi ai multor metale. Acidul tartric formează două rânduri de săruri - tartrați medii care conțin un tartrat cu două încărcări - COCH (OH) CH (OH) COO - ion și tartrați acizi - hidrotartrați care conțin un hidrotartrat încărcat unic - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - ion. Hidrotartrat de potasiu (-tartru-) KNS 4 H 4 O 6 este practic insolubil în apă, care este folosită pentru deschiderea cationilor de potasiu. Sarea medie de calciu este, de asemenea, ușor solubilă în apă. Sarea medie de potasiu K 2 C 4 H 4 O 6 este foarte solubilă în apă.

I. Reacția cu clorură de potasiu (farmacopee).

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

2. Reacția cu resorcinol în mediu acid (farmacopee).

Tartrații, când sunt încălziți cu resorcinol meta - C 6 H 4 (OH) 2 într-un mediu de acid sulfuric concentrat, formează produși de reacție roșu cireș.

14) Reacții cu complexul de amoniac al argintului. Un precipitat negru de argint metalic cade.

15) Reacția cu sulfat de fier (II) și peroxid de hidrogen.

Adăugarea unei soluții apoase diluate de FeS04 și H2O2 la o soluție care conține tartrați. duce la formarea unui complex instabil de fier de culoare zdrobită. Tratarea ulterioară cu o soluție alcalină de NaOH duce la o colorare albastră a complexului.

Reacții analitice ale ionului oxalat C 2 O 4 2-

Ion oxalat C 2 O 4 2- - anion al acidului oxalic dibazic H 2 C 2 O 4 de tărie medie, relativ bine solubil în apă. Ionul oxalat în soluții apoase este incolor, parțial hidrolizat, agent reducător puternic, ligand eficient - formează complexe de oxalat stabili cu cationi ai multor metale. Oxalații de metale alcaline, magneziu și amoniu sunt solubili în apă, în timp ce alte metale sunt ușor solubile în apă.

1 Reacție cu clorură de bariu Ba 2+ + C 2 O 4 2- \u003d BaC 2 O 4 (alb) Precipitatul se dizolvă în acizi minerali și în acid acetic (când este fiert). 2. Reacția cu clorură de calciu (farmacopee): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (alb)

Precipitatul este solubil în acizi minerali, dar insolubil în acid acetic.

3. Reacția cu nitrat de argint.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(cogulit) Test de solubilitate. Sedimentul este împărțit în 3 părți:

A). Se adaugă soluție de HNO3 prin picurare în prima eprubetă cu precipitatul cu agitare până când precipitatul se dizolvă;

b). Se adaugă prin picurare o soluție concentrată de amoniac în a doua eprubetă cu un precipitat cu agitare până când precipitatul se dizolvă; V). Adăugați 4-5 picături de soluție de HCl în a treia eprubetă cu sediment; un precipitat alb de clorură de argint rămâne în eprubetă:

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

4. Reacția cu permanganat de potasiu. Ionii de oxalat cu KMPO 4 într-un mediu acid sunt oxidați cu eliberarea de CO2; soluția de KMnO 4 devine incoloră datorită reducerii manganului (VII) la mangan (II):

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

Soluție diluată de KMPO 4 . Acesta din urmă este decolorat; are loc o eliberare de bule de gaz - CO 2 .

38 Elemente ale grupului VA

Caracteristici generale ale grupului VA din Tabelul Periodic. sub forma s x p y configuraţia electronică a nivelului energetic extern al elementelor grupului VA.

Arsenicul și antimoniul au modificări alotrope diferite: atât cu rețele cristaline moleculare, cât și metalice. Cu toate acestea, pe baza unei comparații a stabilității formelor cationice (As 3+, Sb 3+), arsenul este clasificat ca un nemetal, iar antimoniul ca un metal.

stări de oxidare stabile pentru elementele grupului VA

De la azot la bismut (cu proprietăți nemetalice în scădere):

w scade stabilitatea stării negative de oxidare (-3) (m. proprietăți ale compușilor cu hidrogen)

w stabilitatea celei mai mari stări de oxidare pozitivă scade (+5)

w crește stabilitatea unei stări de oxidare pozitivă scăzută (+3)

16.1. Caracteristicile generale ale elementelor grupelor IIIA, IVA și VA


B Bor 0,776	C Carbon 0,620	N Azot 0,521
Al Aluminiu 1,312	Si Siliciu 1,068	P Fosfor 0,919
Ga Galiu 1,254	Ge germaniu 1,090	La fel de Arsenic 1,001
În Indiu 1,382	sn Staniu 1,240	Sb Antimoniu 1,193
Tl Taliu 1,319	Pb Conduce 1,215	Bi Bismut 1,295

Compoziția acestor trei grupe ale sistemului natural de elemente este prezentată în Figura 16.1. Aici sunt date și valorile razelor orbitale ale atomilor (în angstromi). În aceste grupuri este cel mai clar trasată granița dintre elementele care formează metale (raza orbitală este mai mare de 1,1 angstromi) și elementele care formează nemetale (raza orbitală este mai mică de 1,1 angstromi). În figură, această limită este prezentată printr-o linie dublă. Nu trebuie uitat că această limită este încă condiționată: aluminiul, galiul, staniul, plumbul și antimoniul sunt cu siguranță metale amfotere, dar borul, germaniul și arsenul prezintă și unele semne de amfoterism.
Dintre atomii elementelor acestor trei grupe, în scoarța terestră se găsesc cel mai adesea următorii: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,090%). 0,087%) și N (w = 0,030%). Cu ei vă veți întâlni în acest capitol.
Formule electronice de valență generale ale atomilor elementelor din grupa IIIA - ns 2 np 1 , grup IVA - ns 2 np 2 , grupuri VA - ns 2 np 3 . Cele mai mari stări de oxidare sunt egale cu numărul grupului. Intermediar cu 2 mai putin.
Toate substanțele simple formate din atomii acestor elemente (cu excepția azotului) sunt solide. Multe elemente sunt caracterizate prin alotropie (B, C, Sn, P, As). Există doar trei substanțe moleculare stabile: azot N2, fosfor alb P4 și arsen galben As4.

Elementele nemetalice ale acestor trei grupe tind să formeze compuși de hidrogen molecular cu legături covalente. În plus, carbonul are atât de multe, încât hidrocarburile și derivații lor sunt studiate de o știință separată - chimia organică. Al doilea cel mai mare număr de compuși cu hidrogen dintre aceste elemente este borul. Borhidrurile (boranele) sunt foarte numeroase și complexe ca structură, astfel încât chimia borohidrurilor a devenit, de asemenea, o ramură separată a chimiei. Siliciul formează doar 8 compuși de hidrogen (silani), azot și fosfor - câte doi, restul - câte un compus de hidrogen. Formule moleculare ale celor mai simpli compuși ai hidrogenului și denumirea lor:

Compoziția oxizilor superiori corespunde celei mai mari stări de oxidare, egală cu numărul grupului. Tipul de oxizi superiori din fiecare dintre grupuri se schimbă treptat de la acizi la amfoteri sau bazici odată cu creșterea numărului de serie.

Caracterul acido-bazic al hidroxizilor este foarte divers. Deci, HNO3 este un acid puternic, iar TlOH este un alcalin.

1. Realizați formule electronice abreviate și diagrame energetice ale atomilor elementelor grupelor IIIA, IVA și VA. Indicați electronii exteriori și de valență.

Atomul de azot are trei electroni nepereche, deci poate forma trei legături covalente prin mecanismul de schimb. Poate forma o altă legătură covalentă prin mecanismul donor-acceptor, în timp ce atomul de azot capătă o sarcină formală pozitivă +1 e. Astfel, azotul maxim este pentavalent, dar covalența maximă este de patru. (Aceasta explică afirmația care apare adesea că azotul nu poate fi pentavalent).
Aproape tot azotul terestru se află în atmosfera planetei noastre. O parte semnificativ mai mică de azot este prezentă în litosferă sub formă de nitrați. Azotul face parte din compușii organici conținuți în toate organismele și în produsele de descompunere a acestora.
Azotul este singurul simplu molecular substanţă N 2 cu o legătură diatomică triplă în moleculă (Fig. 16.2). Energia acestei legături este de 945 kJ/mol, ceea ce depășește valorile altor energii de legătură (vezi tabelul 21). Aceasta explică inerția azotului la temperaturi obișnuite. După caracteristicile sale fizice, azotul este un gaz incolor, inodor, bine cunoscut nouă de la naștere (atmosfera pământului este trei sferturi de azot). Azotul este ușor solubil în apă.

azotul formează două compuși cu hidrogen: amoniac NH3 și hidrazină N2H6:

Amoniacul este un gaz incolor cu un miros înțepător, sufocant. Inhalarea neglijentă a vaporilor concentrați de amoniac poate duce la spasm și sufocare. Amoniacul este foarte solubil în apă, ceea ce se explică prin formarea a patru legături de hidrogen cu moleculele de apă de către fiecare moleculă de amoniac.

Molecula de amoniac este o particulă de bază (vezi Anexa 14). Când acceptă un proton, acesta devine un ion de amoniu. Reacția poate avea loc atât în soluție apoasă, cât și în fază gazoasă:

NH3 + H2O NH4 + OH (în soluţie);
NH 3 + H 3 O B \u003d NH 4 + H 2 O (în soluție);
NH 3g + HCl g \u003d NH 4 Cl cr (în fază gazoasă).

Soluțiile apoase de amoniac sunt suficient de alcaline pentru a precipita hidroxizii insolubili, dar nu suficient de alcaline pentru ca hidroxizii amfoteri să se dizolve în ele pentru a forma hidroxocomplecși. Prin urmare, este convenabil să folosiți soluție de amoniac pentru a obține hidroxizi amfoteri. p-elemente: Al (OH) 3, Be (OH) 2, Pb (OH) 2 etc., de exemplu:

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

Când este aprins în aer, amoniacul arde pentru a forma azot și apă; atunci când interacționează cu oxigenul în prezența unui catalizator (Pt), acesta este oxidat reversibil la monoxid de azot:

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O (fără catalizator),
4NH3 + 5O24NO + 6H2O (cu catalizator).

Când este încălzit, amoniacul poate reduce oxizii metalelor nu foarte active, cum ar fi cuprul:

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

Sărurile de amoniu în proprietățile lor (cu excepția stabilității termice) sunt similare sărurilor de metale alcaline. ca și acestea din urmă, aproape toate sunt solubile în apă, dar, deoarece ionul de amoniu este un acid slab, sunt hidrolizați de cation. Când sunt încălzite, sărurile de amoniu se descompun:

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

Azotul în diferite stări de oxidare se formează cu oxigenul cinci oxizi: N20, NO, N203, NO2 şi N205.
Cel mai stabil dintre ele este dioxidul de azot. Este un gaz otrăvitor maro cu miros neplăcut. Reactioneaza cu apa:

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

Cu o soluție alcalină, reacția continuă cu formarea de nitrat și nitriți.
N2O și NO sunt oxizi care nu formează sare.
N 2 O 3 şi N 2 O 5 sunt oxizi acizi. Reacționând cu apa, ele formează soluții de acizi azoți și respectiv acizi azotici.

Oxoacid de azot în stare de oxidare + III - acid azot HNO2. Este un acid slab ale cărui molecule există numai în soluție apoasă. Sărurile sale sunt nitriți. Azotul din acidul azot și nitriți este ușor oxidat la starea de oxidare +V.

Spre deosebire de acidul azotic, acidul azotic HNO 3 este un acid puternic. Structura moleculei sale poate fi exprimată în două moduri:

Acidul azotic este miscibil cu apa în toate privințele, în soluții diluate reacționând complet cu el:

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

Acidul azotic și soluțiile sale sunt agenți oxidanți puternici. Când acidul azotic este diluat, activitatea sa oxidantă scade. În soluțiile de acid azotic de orice concentrație, atomii de oxidare sunt în primul rând atomi de azot, nu hidrogen. Prin urmare, în timpul oxidării diferitelor substanțe cu acid azotic, dacă se eliberează hidrogen, acesta este doar ca produs secundar. În funcţie de concentraţia acidului şi de activitatea reducătoare a celuilalt reactiv, produşii de reacţie pot fi NO2, NO, N2O, N2 şi chiar NH4. Cel mai adesea, se formează un amestec de gaze, dar în cazul acidului azotic concentrat, se eliberează doar dioxid de azot:

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

În cazul acidului azotic diluat, cel mai adesea se eliberează monoxid de azot:

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

În cazul acidului azotic foarte diluat care reacționează cu un agent reducător puternic (Mg, Al, Zn), se formează ioni de amoniu:

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

Acele metale care sunt pasivate cu acid sulfuric concentrat sunt, de asemenea, pasivate cu acid azotic concentrat.
Săruri ale acidului azotic - nitrați - compuși instabili termic. Când sunt încălzite, se descompun:
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. Realizați descriptiv ecuațiile reacțiilor date în textul paragrafului.
2. Alcătuiți ecuații ale reacțiilor care caracterizează proprietățile chimice ale a) amoniacului, b) acidului azotic, c) azotatului de zinc.
Proprietățile chimice ale amoniacului și acidului azotic.

16.3. Fosfor

Spre deosebire de atomul de azot, atom fosforul poate forma cinci legături covalente printr-un mecanism de schimb. Explicația tradițională pentru aceasta se rezumă la posibilitatea de a excita unul dintre cei 3 s-electroni și trecerea lor la 3 d-subnivel.
Elementul fosfor se formează destul de mult modificări alotropice. Dintre acestea, trei modificări sunt cele mai stabile: fosfor alb, fosfor roșu și fosfor negru. Fosforul alb este o substanță otrăvitoare ceară predispusă la arderea spontană în aer, constând din molecule P4. Fosforul roșu este o substanță nemoleculară, mai puțin activă, de culoare roșu închis, cu o structură destul de complexă. De obicei, fosforul roșu conține întotdeauna un amestec de alb, astfel încât atât fosforul alb, cât și cel roșu sunt întotdeauna depozitați sub un strat de apă. Fosforul negru este, de asemenea, o substanță nemoleculară cu o structură de cadru complexă.
Moleculele de fosfor alb sunt tetraedrice, atomul de fosfor din ele este trivalent. Modelul cu bile și baston și formula structurală a moleculei de fosfor alb:

Structura fosforului roșu poate fi exprimată prin formula structurală:

Fosforul se obține din fosfatul de calciu atunci când este încălzit cu nisip și cocs:

Ca3(P04)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 2P + 5CO.

Pentru fosfor, compușii cu o stare de oxidare de +V sunt cei mai caracteristici. Când interacționează cu un exces de clor, fosforul formează pentaclorură. În timpul arderii oricărei modificări alotrope a fosforului în exces de oxigen, oxid fosfor (V):

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

Există două modificări ale oxidului de fosfor (V): nemoleculară (cu cea mai simplă formulă P 2 O 5) și moleculară (cu formula moleculară P 4 O 10). De obicei, oxidul de fosfor este un amestec al acestor substanțe.

Acest oxid acid foarte higroscopic, reacționând cu apa, formează succesiv acizi metafosforici, difosforici și 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.

ortofosforic acid(de obicei se numește pur și simplu fosforic) - un acid slab tribazic (vezi Anexa 13). Este o substanță cristalină incoloră, foarte solubilă în apă. Când reacționează cu baze puternice, în funcție de raportul de reactivi, formează trei rânduri săruri(ortofosfați, hidroortofosfați și dihidroortofosfați - de obicei prefixul „orto” este omis în numele lor):

H 3 PO 4 + OH \u003d H 2 PO 4 + H 2 O,
H3PO4 + 2OH = HPO42 + 2H2O,
H3P04 + 3OH = PO43 + 3H20.

Majoritatea fosfaților medii (cu excepția sărurilor elementelor alcaline, cu excepția litiului) sunt insolubili în apă. Există mult mai mulți fosfați acizi solubili.
Acidul fosforic se obține din fosfatul de calciu natural prin tratarea acestuia cu un exces de acid sulfuric. Cu un raport diferit de fosfat de calciu și acid sulfuric, se formează un amestec de fosfat dihidrogen și sulfat de calciu, care este folosit în agricultură ca îngrășământ mineral numit „superfosfat simplu”:
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.

„Superfosfat dublu” mai valoros se obține prin reacție

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

Principala substanță a acestui îngrășământ mineral este fosfatul dihidrogen de calciu.

1.Compuneți ecuații de reacție moleculară pentru care sunt date ecuații ionice în textul paragrafului.
2. Realizați descriptiv ecuațiile reacțiilor date în textul paragrafului.
3. Alcătuiți ecuațiile reacțiilor care caracterizează proprietățile chimice ale a) fosforului, b) oxidului de fosfor (V), c) acidului fosforic, d) fosfatului dihidrogen de sodiu.
Proprietățile chimice ale acidului fosforic.

16.4. Carbon

Carbonul este principalul constituent al tuturor organismelor. În natură, există atât substanțe simple formate din carbon (diamant, grafit), cât și compuși (dioxid de carbon, diferiți carbonați, metan și alte hidrocarburi în compoziția gazelor naturale și a petrolului). Fracția de masă a carbonului din cărbune ajunge la 97%.
Atom carbonul în starea fundamentală poate forma două legături covalente prin mecanismul de schimb, dar astfel de compuși nu se formează în condiții normale. Un atom de carbon, care intră într-o stare excitată, folosește toți cei patru electroni de valență.
Carbonul se formează destul de mult modificări alotropice(vezi fig. 16.2). Acestea sunt diamante, grafit, carabină, diverse fulerene.

Diamantul este o substanță cristalină foarte tare, incoloră, transparentă. Cristalele de diamant sunt formate din atomi de carbon sp 3-stare hibridizată, formând un cadru spațial.
Grafitul este o substanță cristalină destul de moale, gri-negru. Cristalele de grafit constau din straturi plate în care se află atomi de carbon sp 2-hibrid în stare și formează grile cu celule hexagonale.
Carbyne este o substanță incoloră cu o structură fibroasă, constând din molecule liniare în care atomii de carbon sunt în sp-starea hibridă (=C=C=C=C= sau –C C–C C–).
Fulerenele sunt modificări moleculare alotrope ale carbonului cu C 60 , C 80 și alte molecule.Moleculele acestor substanțe sunt sfere cu plasă goală.
Toate modificările carbonului prezintă proprietăți reducătoare într-o măsură mai mare decât cele oxidante, de exemplu, cocsul (un produs al prelucrării cărbunelui; conține până la 98% carbon) este utilizat pentru a reduce fierul din minereurile de oxizi și o serie de alte metale din oxizii lor. :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (la temperatură ridicată).

Majoritatea compușilor carbonului sunt studiați de chimia organică, pe care o vei întâlni în clasele a X-a și a XI-a.
În substanțele anorganice, starea de oxidare a carbonului este + II și + IV. Cu astfel de stări de oxidare ale carbonului, există două oxid.
Monoxidul de carbon (II) este un gaz toxic incolor, inodor. Numele banal este monoxid de carbon. Se formează în timpul arderii incomplete a combustibilului care conține carbon. Vezi structura electronică a moleculei sale la pagina 121. Conform proprietăților chimice ale CO, un oxid care nu formează sare, atunci când este încălzit, prezintă proprietăți reducătoare (reduce mulți oxizi ai metalelor nu foarte active la metal).
Monoxidul de carbon (IV) este un gaz incolor, inodor. Numele banal este dioxid de carbon. Oxid acid. Este ușor solubil în apă (fizic), reacționează parțial cu ea, formând cărbune acid H 2 CO 3 (moleculele acestei substanțe există numai în soluții apoase foarte diluate).
Acidul carbonic este un acid foarte slab (vezi Anexa 13), dibazic, formează două rânduri săruri(carbonați și bicarbonați). Majoritatea carbonaților sunt insolubili în apă. Dintre bicarbonați, doar bicarbonații de metale alcaline și de amoniu există ca substanțe individuale. Atât ionul carbonat, cât și ionul bicarbonat sunt particule de bază; prin urmare, atât carbonații cât și bicarbonații din soluții apoase sunt supuși hidrolizei anionice.
Dintre carbonați, carbonat de sodiu Na 2 CO 3 (sodă, sodă, bicarbonat de sodiu), bicarbonat de sodiu NaHCO 3 (bicarbonat de sodiu, bicarbonat de sodiu), carbonat de potasiu K 2 CO 3 (potasiu) și carbonat de calciu CaCO 3 (cretă, marmură). , calcar).
Reacție calitativă pentru prezența dioxidului de carbon în amestecul de gaze: formarea unui precipitat de carbonat de calciu atunci când gazul de testare este trecut prin apă de var (soluție saturată de hidroxid de calciu) și dizolvarea ulterioară a precipitatului cu trecerea ulterioară a gazului. Reacții care au loc: elementul siliciu formează unul substanță simplă cu acelasi titlu. Aceasta este o substanță nemoleculară cu o structură de diamant, față de care siliciul este doar puțin inferior ca duritate. În ultima jumătate de secol, siliciul a devenit un material absolut esențial pentru civilizația noastră, deoarece monocristalele sunt folosite în aproape toate echipamentele electronice.
Siliciul este o substanță destul de inertă. la temperatura camerei, practic nu reacționează cu nimic, în afară de fluor și fluorură de hidrogen:
Si + 2F 2 \u003d SiF 4;
Si + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2.
Când este încălzită sub formă de pulbere fin divizată, arde în oxigen, formând dioxid (SiO2). Când este fuzionat cu alcali sau când este fiert cu soluții alcaline concentrate, formează silicați:

Si + 4NaOH \u003d Na4SiO4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H 2O \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2.

Monoxid de siliciu SiO - care nu formează sare oxid; ușor oxidat la dioxid.
Dioxidul de siliciu SiO 2 este o substanță nemoleculară a unei structuri de cadru. Nu reacționează cu apa. oxid de acid - atunci când este fuzionat cu alcalii, formează silicați, de exemplu:
SiO2 + 2NaOH \u003d Na2SiO3 + H2O. Aluminiul este următorul element cel mai abundent din litosfera Pământului, după siliciu. Pe cont propriu și împreună cu siliciul, formează multe minerale: feldspați, mica, corindon Al 2 O 3 și soiurile sale prețioase (leucozafir incolor, rubin cu conținut de crom, safir cu conținut de titan).
O substanță simplă aluminiul este un metal ușor, strălucitor, alb-argintiu. Aluminiul pur este foarte moale, poate fi rulat în folie subțire, scos din ea ca un fir. Aluminiul are o conductivitate electrică bună. Este rezistent la intemperii. Aliajele de aluminiu sunt destul de dure, dar bine prelucrate. Aluminiul nu este otrăvitor. Toate acestea permit utilizarea aluminiului într-o mare varietate de industrii: în aviație, industria electrică, industria alimentară, în construcții. Aluminiul este utilizat pe scară largă în viața de zi cu zi. Aluminiul este obținut prin electroliza unei topituri a compușilor săi.
Inerția chimică a aluminiului este cauzată de prezența unui film dens de oxid pe suprafața sa, care împiedică contactul metalului cu reactivul. Când acest film este îndepărtat chimic sau mecanic, aluminiul devine foarte activ. Deci, lipsit de o peliculă de oxid, aluminiul se aprinde spontan și arde în aer fără încălzire suplimentară.
Proprietățile reducătoare ale aluminiului sunt deosebit de bine manifestate atunci când este încălzit. În aceste condiții, reface multe metale din oxizi: nu numai fier, titan, zirconiu, ci chiar calciu și bariu.
Oxidul de aluminiu Al 2 O 3 (denumiri banale - alumină, corindon) este o substanță nemoleculară, legătura în care este slab descrisă atât ca ionică, cât și ca covalentă. Ca întotdeauna în aceste cazuri, este un oxid amfoter. Se obține prin calcinarea hidroxidului de aluminiu, care are și proprietăți amfotere.
Ionul de aluminiu hidratat este un acid cationic, astfel încât sărurile de aluminiu solubile sunt destul de puternic hidrolizate.
Dintre sărurile de aluminiu, cel mai frecvent utilizat alaun de potasiu este KAl(SO 4) 2 12H 2 O - sulfat de potasiu-aluminiu dodecahidrat. Este o substanță nehigroscopică, excelentă de cristalizare. Soluția sa se comportă ca un amestec de soluții a doi sulfați diferiți: sulfat de potasiu și sulfat de aluminiu. Structura alaunului poate fi exprimată prin formula: (SO 4) 2 .

1. Realizați descriptiv ecuațiile reacțiilor date în textul paragrafului.
2. Alcătuiți ecuațiile reacțiilor care caracterizează proprietățile chimice ale a) aluminiului, b) hidroxidului de aluminiu și) alaunului de potasiu ..
Proprietățile chimice ale sărurilor de aluminiu

Grupa IVA de elemente chimice ale D.I. Mendeleev include nemetale (carbon și siliciu), precum și metale (germaniu, staniu, plumb). Atomii acestor elemente conțin patru electroni (ns 2 np 2) la nivelul energiei externe, dintre care doi nu sunt perechi. Prin urmare, atomii acestor elemente din compuși pot prezenta valența II. Atomii elementelor grupului IVA pot intra într-o stare excitată și pot crește numărul de electroni nepereche până la 4 și, în consecință, în compuși prezintă o valență mai mare, egală cu numărul grupului IV. Carbonul din compuși prezintă stări de oxidare de la –4 la +4, în rest, stările de oxidare se stabilizează: –4, 0, +2, +4.

Într-un atom de carbon, spre deosebire de toate celelalte elemente, numărul de electroni de valență este egal cu numărul de orbitali de valență. Acesta este unul dintre principalele motive pentru stabilitatea legăturii C-C și tendința excepțională a carbonului de a forma homolanțuri, precum și existența unui număr mare de compuși ai carbonului.

Modificările în proprietățile atomilor și compușilor din seria C–Si–Ge–Sn–Pb arată periodicitate secundară (Tabelul 5).

Tabelul 5 - Caracteristicile atomilor elementelor grupei IV

	6C	1 4 Si	3 2 Ge	50 sn	82Pb
Masă atomică	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
electroni de valență	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	4s 2 4p 2	5s 2 5p 2	6s 2 6p 2
Raza covalentă a unui atom, Ǻ	0,077	0,117	0,122	0,140	–
Raza atomică metalică, Ǻ	–	0,134	0,139	0,158	0,175
Raza ionică condiționată, E2+, nm	–	–	0,065	0,102	0,126
Raza ionică condiționată E 4+ , nm	–	0,034	0,044	0,067	0,076
Energia de ionizare E 0 - E +, ev	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Conținut în scoarța terestră, la. %	0,15	20,0	2∙10 –4	7∙10 – 4	1,6∙10 – 4

Periodicitatea secundară (modificarea nemonotonă a proprietăților elementelor în grupuri) se datorează naturii pătrunderii electronilor externi în nucleu. Astfel, nemonotonitatea modificării razelor atomice în timpul tranziției de la siliciu la germaniu și de la staniu la plumb se datorează pătrunderii electronilor s, respectiv, sub ecranul electronilor 3d 10 în germaniu și ecranul dublu al 4f 14. și 5d 10 electroni în plumb. Deoarece puterea de pătrundere scade în seria s>p>d, periodicitatea internă a modificării proprietăților se manifestă cel mai clar în proprietățile elementelor determinate de electroni s. Prin urmare, este cel mai tipic pentru compușii elementelor grupelor A ale sistemului periodic, corespunzătoare celei mai înalte stări de oxidare a elementelor.

Carbonul diferă semnificativ de alte elemente p ale grupului prin energia sa mare de ionizare.

Carbonul și siliciul au modificări polimorfe cu structuri diferite ale rețelelor cristaline. Germaniul aparține metalelor, de culoare alb-argintiu cu o nuanță gălbuie, dar are o rețea cristalină atomică asemănătoare unui diamant, cu legături covalente puternice. Staniul are două modificări polimorfe: o modificare metalică cu o rețea cristalină metalică și o legătură metalică; modificare nemetală cu o rețea cristalină atomică, care este stabilă la temperaturi sub 13,8 C. Plumbul este un metal de culoare gri închis cu o rețea cristalină cubică centrată pe fața metalică. O modificare a structurii substanțelor simple din seria germaniu-staniu-plumb corespunde unei modificări a proprietăților lor fizice. Deci germaniul și staniul nemetalic sunt semiconductori, staniul metalic și plumbul sunt conductori. Modificarea tipului de legătură chimică de la predominant covalent la metal este însoțită de o scădere a durității substanțelor simple. Deci, germaniul este destul de dur, în timp ce plumbul este ușor rulat în foi subțiri.

Compușii elementelor cu hidrogen au formula EN 4: CH 4 - metan, SiH 4 - silan, GeH 4 - german, SnH 4 - stanan, PbH 4 - plumban. Insolubil în apă. De sus în jos, în seria compușilor cu hidrogen, stabilitatea acestora scade (plumbane este atât de instabil încât existența sa poate fi judecată doar după semne indirecte).

Compușii elementelor cu oxigen au formulele generale: EO și EO 2. Oxizii CO și SiO nu formează sare; GeO, SnO, PbO sunt oxizi amfoteri; CO 2, SiO 2 GeO 2 - acid, SnO 2, PbO 2 - amfoter. Odată cu creșterea gradului de oxidare, proprietățile acide ale oxizilor cresc, în timp ce proprietățile de bază slăbesc. Proprietățile hidroxizilor corespunzători se modifică în mod similar.

| | | | | | | |