Predavanje 8

PREDMET : Grupni elementi IVA.

Karbon

Pitanja obrađena na predavanju:

1. IVA grupe.
2. Karbon. opšte karakteristike ugljenik.
3. Hemijska svojstva ugljika.
4. Najvažnija jedinjenja ugljenika.

Opće karakteristike elemenata IVA grupe

Na elemente glavne podgrupe IV grupe uključuju C, Si, Ge, Sn, P V. Elektronska formula vanjskog valentnog nivoa nS 2 np 2 , odnosno imaju 4 valentna elektrona i to su p-elementi, stoga su u glavnoj podgrupi Grupa IV.

││││

│↓│np

U osnovnom stanju atoma, dva elektrona su uparena, a dva su nesparena. Najudaljenija elektronska ljuska ugljika ima 2 elektrona, silicijum ima 8 i Ge, Sn, P ima 18 elektrona. Zbog toga Ge, Sn, P kombinuju se u podgrupu germanijuma (ovo su potpuni elektronski analozi).

U ovoj podgrupi p elemenata, kao iu drugim podgrupama p elemenata, svojstva atoma elemenata se periodično mijenjaju:

Tabela 9

Element	Kovalentno atomski radijus, nm	Metalni radijus atoma, nm	Uslovni radijus jona, nm		Energija jonizacija E E o → E + , e.v.	Relativno elektronegativnost
								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

Dakle, od vrha do dna u podgrupi se radijus atoma povećava, pa se smanjuje energija jonizacije, pa se povećava sposobnost doniranja elektrona, te sklonost dopunjavanju vanjskog elektronska školjka do okteta naglo opada, dakle, od C do Pb redukciona svojstva se povećavaju i metalna svojstva, a nemetalna svojstva se smanjuju. Ugljik i silicijum su tipični nemetali, Ge metalna svojstva se već pojavljuju i izgled sličan je metalu, iako je poluprovodnik. Kalaj već ima metalna svojstva koja prevladavaju, dok je olovo tipičan metal.

Imajući 4 valentna elektrona, atomi u svojim jedinjenjima mogu pokazivati ​​oksidaciona stanja od minimalnog (-4) do maksimalnog (+4), a karakteriše ih čak i S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 je tipično za C i Si sa metalima.

Priroda veze sa drugim elementima.Ugljik formira samo kovalentne veze, silicijum takođe pretežno formira kovalentne veze. Za kalaj i olovo, posebno u S.O. = +2, tipičnija je ionska priroda veze (na primjer, Rv( NE 3 ) 2 ).

Kovalencija određen valentnom strukturom atoma. Atom ugljika ima 4 valentne orbitale, a maksimalna kovalencija je 4. Za ostale elemente kovalentnost može biti veća od četiri, jer postoji valentnost d -podnivo (npr. H 2 [SiF 6 ]).

Hibridizacija . Tip hibridizacije je određen tipom i brojem valentnih orbitala. Ima samo ugljenik S - i p-valentne orbitale, pa možda Sp (kabin, CO 2, CS 2), Sp 2 (grafit, benzen, COCl 2), Sp 3 -hibridizacija (CH 4, dijamant, CCl 4 ). Najkarakterističnije za silicijum Sp 3 hibridizacija (SiO 2, SiCl 4 ), ali ima valenciju d -podnivo, tako da postoji Sp 3 d 2 - hibridizacija, npr. H 2 [SiF 6].

IV Grupa PSE je sredina tabele D. I. Mendeljejeva. Ovdje je jasno vidljiva oštra promjena svojstava od nemetala do metala. Razmotrimo odvojeno ugljik, zatim silicijum, pa elemente podgrupe germanijuma.

Karbon. Opće karakteristike ugljika

Sadržaj ugljika u zemljine kore mali (otprilike 0,1% mase). Najviše se nalazi u sastavu teško rastvorljivih karbonata (CaCO 3, MgCO 3 ), nafta, ugalj, prirodni gas. Sadržaj RM 2 u vazduhu je mala (0,03%), ali njena ukupna masa iznosi oko 600 miliona tona. Ugljik je dio tkiva svih živih organizama (glavni komponenta flora i fauna). Ugljik se također nalazi u slobodnom stanju, uglavnom u obliku grafita i dijamanta.

U prirodi je ugljik poznat u obliku dva stabilna izotopa: 12 C (98,892%) i 13 C (1,108%). Pod uticajem kosmičkih zraka u atmosferi se formira i određena količina β radioaktivnog izotopa 14 SA: . Po sadržaju 14 C u biljnim ostacima koristi se za procjenu njihove starosti. Dobiveni su i radioaktivni izotopi s masenim brojevima od 10 do 16.

Za razliku od F 2, N 2, O 2 jednostavne supstance ugljenik ima polimernu strukturu. U skladu sa karakterističnim tipovima hibridizacije valentnih orbitala, C atomi se mogu kombinovati u polimerne formacije trodimenzionalne modifikacije (dijamant, Sp 3 ), dvodimenzionalna ili slojevita modifikacija (grafit, Sp 2 ) i linearni polimer (karbin, Sp).

Hemijska svojstva ugljika

Hemijski, ugljenik je veoma inertan. Ali kada se zagrije, može stupiti u interakciju s mnogim metalima i nemetalima, pokazujući i oksidirajuća i redukcijska svojstva.

Dijamant + 2 F 2 → CF 4 , a grafit formira grafit fluorid CF

(a zatim + F 2 → CF 4 ). Jedna od metoda odvajanja dijamanta od grafita zasniva se na različitim stavovima prema fluoru. Ugljik ne reagira s drugim halogenima. Sa kiseonikom (O 2 ) ugljik stvara CO kada nedostaje kisika, a kada ima viška kisika stvara CO 2 .

2C + O 2 → 2SO; C + O 2 → CO 2.

Na visokim temperaturama, ugljik reaguje s metalima i formira metalne karbide:

Ca + 2C = CaC 2.

Kada se zagrije, reagira sa vodonikom, sumporom, silicijumom:

t o t o

C + 2 H 2 = CH 4 C + 2S ↔ CS 2

C + Si = SiC.

Ugljik reaguje sa složene supstance. Ako se vodena para propušta kroz zagrijani ugalj, nastaje mješavina CO i H. 2 vodeni gas (na temperaturama iznad 1200 o C):

C + HON = CO + H 2.

Ova mješavina se široko koristi kao plinovito gorivo.

Na visokim temperaturama, ugljenik je sposoban da redukuje mnoge metale iz njihovih oksida, što se široko koristi u metalurgiji.

ZnO + C → Zn + CO

Najvažnija jedinjenja ugljenika

1. Metalni karbidi.

Budući da ugljik teži stvaranju homolanaca, sastav većine karbida ne odgovara oksidacijskom stanju ugljika jednakom (-4). Tip hemijska veza Razlikuju se kovalentni, jonski kovalentni i metalni karbidi. U većini slučajeva, karbidi se dobivaju jakim zagrijavanjem odgovarajućih jednostavnih tvari ili njihovih oksida s ugljikom

T o t o

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

U ovom slučaju se dobivaju karbidi različitih sastava.

Slani ili jonski kovalentni karbidi su spojevi aktivnih i nekih drugih metala: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C . U ovim jedinjenjima hemijska veza je posredna između jonske i kovalentne. Kada su izloženi vodi ili razrijeđenim kiselinama, hidroliziraju i proizvode hidrokside i odgovarajuće ugljikovodike:

CaC 2 + 2HON → Ca(OH) 2 + C 2 H 2;

Al 4 C 3 + 12HOH → 4Al(OH) 3 + 3CH 4.

U metalnim karbidima, atomi ugljika zauzimaju oktaedarske praznine u metalnim strukturama (bočne podgrupe IV VIII grupe). To su vrlo tvrde, vatrostalne i toplotno otporne tvari; mnoge od njih pokazuju metalna svojstva: visoku električnu provodljivost, metalni sjaj. Sastav takvih karbida uvelike varira. Dakle, titanijum karbidi imaju sastav TiC 0,6 1,0 .

Kovalentni karbidi SiC i B 4 C. Oni su polimerni. Hemijska veza u njima se približava čisto kovalentnoj, budući da su bor i silicijum susjedi ugljika u PSE i blizu su mu atomskim radijusom i OEO. Veoma su čvrste i hemijski inertne. Metan CH se takođe može smatrati najjednostavnijim kovalentnim karbidom 4 .

1. Ugljični halogenidi

Ugljik stvara mnoge spojeve s halogenima, od kojih najjednostavniji imaju formulu C H al 4 , odnosno ugljični tetrahalogenidi. U njima S.O. ugljenik je +4, Sp 3 -hibridizacija C atoma, dakle molekula C H al 4 tetraedra. CF 4 gas, CCl 4 tečnost, CBr 4 i CJ 4 čvrste materije. Samo CF 4 dobijeno direktno od F 2 i C, ugljenik ne reaguje sa drugim halogenima. Tetrahlorid ugljenika se dobija hlorisanjem ugljičnog disulfida:

CS 2 + 3Cl 2 = CCl 4 + S 2 Cl 2.

Sve C H al 4 su nerastvorljivi u vodi, ali rastvorljivi u organskim rastvaračima.

t o , Kat

C H al 4 (g) + 2NN (g) = CO 2 + 4NNa l (d) (hidroliza se dešava pod visokom toplotom i u prisustvu katalizatora). Imati praktičan značaj CF 4, SS l 4.

CF 4 , poput drugih fluoriranih ugljičnih spojeva, na primjer CF2Cl2 (difluorodiklormetan) se koriste kao freoni i radne supstance u rashladnim mašinama.

CCl 4 koristi se kao nezapaljivi rastvarač organska materija(masti, ulja, smole), kao i tečnost za aparate za gašenje požara.

1. Ugljen monoksid (P).

Ugljen monoksid (C) CO je bezbojan gas bez mirisa, slabo rastvorljiv u vodi. Vrlo otrovno (ugljični monoksid): hemoglobin u krvi vezan za CO gubi sposobnost spajanja sa O 2 i biti njegov nosilac.

Ugljen monoksid (P) se dobija:

• sa nepotpunom oksidacijom ugljika 2C + O 2 = 2SO;

• u industriji se dobija reakcijom: CO 2 + C = 2SO;
• pri prolasku pregrijane vodene pare preko vrućeg uglja:

C + HON = CO + H 2 t o

• razlaganje karbonila Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
• U laboratoriji se CO dobiva djelovanjem na mravlju kiselinu sa tvarima koje uklanjaju vodu ( H 2 SO 4, P 2 O 5):

HCOOH → CO + HOH.

Međutim, CO nije anhidrid mravlja kiselina, budući da je u CO ugljenik trovalentan, a u HCOOH četverovalentan. Dakle, CO je oksid koji ne stvara soli.

Rastvorljivost CO u vodi je niska i hemijska reakcija ovo se ne dešava. U molekulu CO, kao u molekulu N 2 trostruka veza. Prema metodi valentne veze, 2 veze nastaju zbog uparivanja dva nesparena p - elektrona C i O (svakog atoma), a treća prema donor-akceptorskom mehanizmu zbog slobodne 2p orbitale C atoma i 2p elektronski par atoma kiseonika: C ≡ O Trostruka veza CO je veoma jaka i njena energija je veoma visoka (1066 kJ/mol) više nego u N 2 . Za ugljični monoksid (P) karakteristične su sljedeće tri vrste reakcija:

1. oksidacijske reakcije. CO je jak redukcijski agens, međutim, zbog jake trostruke veze u molekuli, djeluje oksidativno reakcije redukcije uz učešće CO brzo se javljaju samo na visokim temperaturama. Redukcija oksida korištenjem CO pri zagrijavanju ima veliki značaj u metalurgiji.

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

Može se oksidirati CO kisikom: t o

2CO + O 2 = 2CO 2.

1. još jedno karakteristično hemijsko svojstvo CO je sklonost kareakcije adicije, što je zbog valentne nezasićenosti ugljika u CO (u ovim reakcijama ugljik prelazi u tetravalentno stanje, koje je za njega karakterističnije od trovalentnosti ugljika u CO).

Dakle, CO reaguje sa hlorom da formira fosgen COS l 2 :

CO + Cl 2 = COCl 2 (CO je takođe redukciono sredstvo u ovoj reakciji). Reakcija se ubrzava svjetlošću i katalizatorom. Fozgen smeđi gas, veoma otrovan, jaka otrovna supstanca. Polako hidrolizuje COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.

Fozgen se koristi u sintezi razne supstance i korišten je u prvom svjetski rat kao hemijsko ratno sredstvo.

Kada se zagrije, CO reagira sa sumporom i formira ugljični sulfoksid COS:

CO + S = COS (gas).

Kada se zagreva pod pritiskom, CO formira metanol kada reaguje sa vodonikom.

t o , str

CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.

Sinteza metanola iz CO i H 2 jedan od najvažnijih hemijskih proizvodnih pogona.

1. za razliku od većine drugih ugljikovih spojeva, molekula CO ima usamljeni elektronski par na atomu C. Stoga molekula CO može djelovati ligand u raznim kompleksima. Posebno su brojni proizvodi dodavanja CO atomima metala, koji se nazivaju karbonili. Poznato je oko 1000 karbonila, uključujući karbonile koji osim CO sadrže i druge ligande. Karbonili (kompleksi) se dobijaju:

T, p t, str

Fe + 5CO → Ni + 4CO → .

Postoje gasoviti, tečni i čvrsti karbonili, kod kojih metal ima oksidaciono stanje 0. Kada se zagrevaju, karbonili se raspadaju i dobijaju se metali u prahu veoma visokog stepena čistoće:

t o

Ni(CO) 4 → Ni + 4CO.

Karbonili se koriste u sintezama i za proizvodnju visoko čistih metala. Svi karbonili, poput CO, su izuzetno toksični.

1. Ugljen monoksid (IV).

CO 2 molekula ima linearnu strukturu (O = C = O), Sp hibridizacija atoma ugljika. Dvije veze tipa σ nastaju zbog preklapanja dvije Sp hibridne orbitale C atoma i dvije 2p X orbitale dva atoma kiseonika koje sadrže nesparene elektrone. Dvije druge veze tipa π nastaju kada se 2p preklapaju y - i 2r z - orbitale C atoma (nehibridne) sa odgovarajućim 2p y - i 2r z - orbitale atoma kiseonika.

Dobivanje CO 2:

- u industrijidobijeni spaljivanjem krečnjaka

CaCO 3 → CaO + CO 2;

U laboratoriji dobivene u Kipp aparatu pomoću reakcije

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.

Fizička svojstva CO 2 : gas je, teži od vazduha, rastvorljivost u vodi je niska (na 0 O C u 1 litru vode rastvara 1,7 litara CO 2, au 15 sati C rastvara 1 litar CO 2 ), dok dio otopljenog CO 2 reaguje sa vodom i nastaje ugljična kiselina:

HON + CO 2 ↔ H 2 CO 3 . Ravnoteža je pomjerena ulijevo (←), tako da većina otopljenog CO 2 u obliku CO 2, a ne kiseline.

IN hemijski CO 2 pokazuje: a) svojstva kiselog oksida i pri interakciji sa alkalnim rastvorima nastaju karbonati, a sa viškom CO 2 hidrokarbonati:

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

b) oksidirajuća svojstva, ali oksidirajuća svojstva CO2 su veoma slabi, pošto S.O. = +4 ovo je najviše karakterističan stepen oksidacija ugljika. Istovremeno, CO 2 reducira se na CO ili C:

C + CO 2 ↔ 2SO.

C O 2 koristi se u proizvodnji sode, za gašenje požara, kuhanje mineralna voda, kao inertni medij u sintezama.

1. Ugljena kiselina i njene soli

Ugljena kiselina je poznata samo u razrijeđenim vodenim otopinama. Nastaje interakcijom CO 2 sa vodom. IN vodeni rastvor većina otopljenog CO 2 u hidratiziranom stanju i samo mali dio u obliku H 2 CO 3, NCO 3 -, CO 3 2- , odnosno uspostavlja se ravnoteža u vodenom rastvoru:

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

Ravnoteža je snažno pomjerena ulijevo (←) i njen položaj zavisi od temperature, okoline itd.

Ugljena kiselina se smatra slabom kiselinom (K 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Ovo je prividna konstanta ionizacije K i on. , odnosi se na ukupnu količinu CO rastvorenog u vodi 2 , a ne na pravu koncentraciju ugljične kiseline, koja nije precizno poznata. Ali pošto molekuli H 2 CO 3 u rješenju je mala, tada je pravi K i on. ugljične kiseline je mnogo više nego što je gore navedeno. Dakle, očigledno je prava vrijednost K 1 ≈ 10 -4 , odnosno ugljična kiselina je kiselina srednje jačine.

Soli (karbonati) su obično slabo rastvorljive u vodi. Karbonati se dobro otapaju+ , Na + , R in + , Cs + , Tl +1 , NH 4 + . Hidrokarbonati su, za razliku od karbonata, uglavnom rastvorljivi u vodi.

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

Kada se zagrijavaju, karbonati se razgrađuju, stvarajući metalni oksid i CO 2 .Što su metalna svojstva elementa koji formira katjon izraženija, to je karbonat stabilniji. dakle, Na 2 CO 3 topi se bez raspadanja; CaCO 3 raspada se na 825 o C i Ag 2 CO 3 raspada na 100 O C. Hidrokarbonati se raspadaju kada se lagano zagrijavaju:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

1. Urea i ugljični disulfid.

Urea ili karbamid nastaju djelovanjem CO 2 u vodeni rastvor H 3 N na 130 o C i 1∙10 7 Pa.

CO 2 + 2H 3 N = CO(NH 2 ) 2 + H 2 O.

Urea je bijela kristalna supstanca. Koristi se kao azotno đubrivo, za ishranu stoke, za proizvodnju plastike, farmaceutskih proizvoda (veronal, luminal).

Ugljen-disulfid (ugljen-disulfid) CS 2 pod normalnim uslovima isparljiva bezbojna tečnost, otrovna. Čisto CS 2 ima blagi ugodan miris, ali nakon kontakta sa zrakom postoji odvratan miris njegovih oksidacijskih proizvoda. Ugljični disulfid se ne otapa u vodi; kada se zagrije (150 O C) hidrolizuje u CO 2 i H 2 S:

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

Ugljični disulfid lako oksidira i lako se zapali na zraku uz lagano zagrijavanje: CS 2 + 3 O 2 = CO 2 + 2 SO 2.

Ugljen-disulfid se dobija reakcijom pare sumpora sa vrućim ugljem. Ugljični disulfid se koristi kao dobar rastvarač za organske tvari, fosfor, sumpor i jod. Veliki deo CS 2 Koristi se za proizvodnju viskozne svile i kao sredstvo za suzbijanje poljoprivrednih štetočina.

1. Cijanovodonična, hidrotiocijanatna i cijanova kiselina.

Cijanovodonična kiselina HCN (ili cijanovodonična kiselina) ima linearnu strukturu, sastoji se od molekula 2 tipa koji su u tautomernoj ravnoteži, koji kada sobnoj temperaturi pomaknuto ulijevo:

H C ≡ N ↔ H N ≡ C

cijanid izocijanid

vodonik vodonik

HCN ovo je isparljiva tečnost sa mirisom badema, jednog od najjačih otrova, pomešana sa vodom u bilo kom odnosu. U vodenom rastvoru HCN - slaba kiselina (K = 7,9 ∙ 10-10 ), odnosno mnogo slabije od ugljene kiseline.

U industriji HCN dobiveno katalitičkom reakcijom:

t o , kat

CO + NH 3 → HCN + HOH.

Soli (cijanidi) se dobivaju redukcijom karbonata ugljikom kada se zagrijavaju:

Na 2 CO 3 + C + 2NH 3 = 2NaCN + 3H 2 O.

Vodonik cijanid se koristi u organskoj sintezi, i NaCN i KCN u rudarstvu zlata, za proizvodnju složenih cijanida itd.

Cijanidi su glavni ( NaCN) i kiseli (JCN ). Hidroliza bazičnog cijanida:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).

Hidrolizom kiselog cijanida nastaju dvije kiseline:

JCN + HOH = HJO + HCN.

Cijanid d -elementi se ne rastvaraju u vodi, ali se zbog kompleksiranja lako rastvaraju u prisustvu bazičnih cijanida:

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

Kompleksni cijanidi su veoma stabilni.

Vodonik tiocijanat HSCN ili HNCS ima linearnu strukturu i sastoji se od dvije vrste molekula: HSC≡ NiliH – N = C = S. U kristalnim tiocijanatimaNaNCS, Ba(NCS) 2 metalni jon se nalazi blizu atoma azota; VAgSCN, Hg(SCN) 2 metalni jon u blizini atoma sumpora.

Rodanidi ili tiocijanati se dobijaju djelovanjem sumpora na cijanide alkalni metali(ključale otopine sa sumporom):

to

KCN + S = KNCS.

Bezvodni vodonik tiocijanat se dobija zagrijavanjem olovnog (ili živinog) tiocijanata u strujiH2 S:

to

Rv(SCN)2 +H2 S →RvS↓ + 2HNCS.

HNCSbezbojna uljasta tečnost oštrog mirisa, lako se raspada. Lako rastvorljiv u vodi, u vodenom rastvoruHNCSformira jaku tiocijanatnu kiselinu (K = 0,14). Rodanidi se uglavnom koriste za bojenje tkanina, iN.H.4 CNSkoristi se kao reagens za joneFe3+ .

Tautomerni cijanogen (HOCN) i izocijanski (HNCO) kiseline:

.

Ova ravnoteža na sobnoj temperaturi je pomjerena ulijevo.

Soli cijanati i izocijanati se dobijaju oksidacijom cijanida: 2KCN + O2 = 2 KOCN. Cijanska kiselina u vodenom rastvoru je kiselina srednje jačine.

IVA grupa hemijski elementi periodni sistem DI. Mendeljejev uključuje nemetale (ugljenik i silicijum), kao i metale (germanijum, kalaj, olovo). Atomi ovih elemenata sadrže četiri elektrona (ns 2 np 2) na vanjskom energetskom nivou, od kojih su dva nesparena. Stoga, atomi ovih elemenata u jedinjenjima mogu pokazivati ​​valenciju II. Atomi elemenata grupe IVA mogu preći u pobuđeno stanje i povećati broj nesparenih elektrona na 4 i, shodno tome, u jedinjenjima ispoljavaju veću valenciju jednaku broju grupe IV. Ugljenik u jedinjenjima pokazuje oksidaciona stanja od –4 do +4, za ostalo su oksidaciona stanja stabilizovana: –4, 0, +2, +4.

U atomu ugljika, za razliku od svih ostalih elemenata, broj valentnih elektrona jednak je broju valentnih orbitala. To je jedan od glavnih razloga stabilnosti C–C veze i izuzetne sklonosti ugljika ka stvaranju homolanaca, kao i postojanje velika količina jedinjenja ugljenika.

Sekundarna periodičnost se manifestuje u promenama svojstava atoma i jedinjenja u seriji C–Si–Ge–Sn–Pb (tablica 5).

Tabela 5 - Karakteristike atoma elemenata IV grupe

	6 C	1 4 Si	3 2 Ge	50 Sn	82 Pb
Atomska masa	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
Valentni elektroni	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	4s 2 4p 2	5s 2 5p 2	6s 2 6p 2
Kovalentni poluprečnik atoma, Ǻ	0,077	0,117	0,122	0,140	–
Metalni radijus atoma, Ǻ	–	0,134	0,139	0,158	0,175
Uslovni radijus jona, E 2+, nm	–	–	0,065	0,102	0,126
Uslovni radijus jona E 4+, nm	–	0,034	0,044	0,067	0,076
Energija jonizacije E 0 – E + , ev	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Sadržaj u zemljinoj kori, at. %	0,15	20,0	2∙10 –4	7∙10 – 4	1,6∙10 – 4

Sekundarna periodičnost (nemonotonska promjena svojstava elemenata u grupama) je posljedica prirode prodora vanjskih elektrona u jezgro. Dakle, nemonotonska promjena atomskih radijusa tokom prijelaza sa silicijuma na germanij i s kalaja na olovo je posljedica prodiranja s-elektrona, respektivno, ispod ekrana od 3d 10 elektrona u germaniju i dvostrukog ekrana od 4f 14 i 5d 10 elektrona u olovu. Budući da prodorna moć opada u seriji s>p>d, unutrašnja periodičnost promjene svojstava najjasnije se očituje u svojstvima elemenata određenih s-elektronima. Stoga je najtipičniji za spojeve elemenata A-grupe periodnog sistema, koji odgovaraju najvišem oksidacionom stanju elemenata.

Ugljik se značajno razlikuje od ostalih p-elemenata grupe po svojoj visokoj energiji jonizacije.

Ugljik i silicijum imaju polimorfne modifikacije sa različitim strukturama kristalnih rešetki. Germanij je metal srebrno-bijele boje sa žućkastom nijansom, ali ima atomsku kristalnu rešetku nalik dijamantu sa jakim kovalentnim vezama. Kalaj ima dvije polimorfne modifikacije: metalnu modifikaciju s metalnom kristalnom rešetkom i metalna veza; nemetalna modifikacija sa atomskom kristalnom rešetkom, koja je stabilna na temperaturama ispod 13,8 C. Olovo je tamno sivi metal sa metalnom licecentriranom kubičnom kristalnom rešetkom. Promjena strukture jednostavnih tvari u seriji germanij–kalaj–olovo odgovara promjeni njihove fizička svojstva. Dakle, germanijum i nemetalni kalaj su poluprovodnici, metalni kalaj i olovo su provodnici. Promjena vrste kemijske veze od pretežno kovalentne do metalne praćena je smanjenjem tvrdoće jednostavnih tvari. Tako je germanijum prilično tvrd, dok se olovo lako valja u tanke listove.

Jedinjenja elemenata sa vodonikom imaju formulu EN 4: CH 4 - metan, SiH 4 - silan, GeH 4 - germanijum, SnH 4 - stanan, PbH 4 - plumban. Nerastvorljivo u vodi. Od vrha do dna u nizu vodikovih spojeva, njihova stabilnost opada (plumban je toliko nestabilan da se o njegovom postojanju može suditi samo posredni znakovi).

Spojevi elemenata sa kiseonikom imaju opšte formule: EO i EO 2. Oksidi CO i SiO ne stvaraju soli; GeO, SnO, PbO – amfoterni oksidi; CO 2 , SiO 2 GeO 2 – kiselo, SnO 2 , PbO 2 – amfoterno. Sa povećanjem oksidacionog stanja kiselinska svojstva oksidi se povećavaju, osnovna svojstva slabe. Svojstva odgovarajućih hidroksida mijenjaju se na sličan način.

| | | | | | | |

16.1. Opće karakteristike elemenata IIIA, IVA i VA grupa

B Bor 0,776	C Karbon 0,620	N Nitrogen 0,521
Al Aluminium 1,312	Si Silicijum 1,068	P Fosfor 0,919
Ga Galij 1,254	Ge Germanium 1,090	As Arsenic 1,001
U Indija 1,382	Sn Tin 1,240	Sb Antimon 1,193
Tl Talij 1,319	Pb Olovo 1,215	Bi Bizmut 1,295

Sastav ove tri grupe prirodnog sistema elemenata prikazan je na slici 16.1. Ovdje su također date vrijednosti orbitalnih radijusa atoma (u angstromima). Upravo u tim grupama najjasnije je vidljiva granica između elemenata koji formiraju metale (orbitalni radijus veći od 1,1 angstroma) i elemenata koji formiraju nemetale (orbitalni radijus manji od 1,1 angstroma). Na slici je ova granica prikazana dvostrukom linijom. Ne treba zaboraviti da je ova granica i dalje proizvoljna: aluminijum, galijum, kalaj, olovo i antimon su svakako amfoterni metali, ali bor, germanijum i arsen takođe pokazuju neke znakove amfoternosti.
Od atoma elemenata ove tri grupe, u zemljinoj kori se najčešće nalaze: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) i N (w = 0,030%). Ovo su oni koje ćete sresti u ovom poglavlju.
Opće valentne elektronske formule atoma elemenata IIIA grupe - ns 2 n.p. 1, IVA grupa – ns 2 n.p. 2, VA grupe – ns 2 n.p. 3 . Viši stepeni oksidacije su jednake broju grupe. Srednji su 2 manje.
Sve jednostavne tvari formirane od atoma ovih elemenata (s izuzetkom dušika) su čvrste. Mnoge elemente karakteriše alotropija (B, C, Sn, P, As). Održiv molekularne supstance samo tri: dušik N2, bijeli fosfor P4 i žuti arsen As4.

Nemetalni elementi ove tri grupe imaju tendenciju da formiraju molekularna jedinjenja vodonika sa kovalentnim vezama. Štaviše, ugljenik ih ima toliko da ugljovodonike i njihove derivate proučava posebna nauka - organska hemija. Drugi najveći broj jedinjenja vodika među ovim elementima je bor. Borohidridi (borani) su veoma brojni i složene strukture, pa je i hemija borohidrida postala posebna grana hemije. Silicijum formira samo 8 jedinjenja vodika (silana), azota i fosfora - po dva, a ostatak - po jedno jedinjenje vodonika. Molekularne formule najjednostavnijih vodikovih spojeva i njihova imena:

Sastav viših oksida odgovara najvišem oksidacionom stanju jednakom broju grupe. Vrsta viših oksida u svakoj grupi sa povećanjem serijski broj postepeno prelazi iz kisele u amfoternu ili bazičnu.

Kiselinsko-bazni karakter hidroksida je vrlo raznolik. Dakle, HNO 3 - jaka kiselina, a TlOH je alkalija.

1.Napraviti skraćene elektronske formule i energetske dijagrame atoma elemenata grupa IIIA, IVA i VA. Označite vanjski i valentni elektron.

Atom dušika ima tri nesparena elektrona, dakle metabolički mehanizam on može formirati tri kovalentne veze. Može formirati još jednu kovalentnu vezu pomoću mehanizma donor-akceptor, u kojem atom dušika dobiva pozitivan formalni naboj od +1 e. Dakle, maksimalni dušik je petovalentan, ali njegova maksimalna kovalentnost je četiri. (Ovo objašnjava često susreću izjavu da dušik ne može biti petovalentan)
Gotovo sav Zemljin dušik nalazi se u atmosferi naše planete. Značajno manji dio dušika prisutan je u litosferi u obliku nitrata. Dušik je dio organskih spojeva sadržanih u svim organizmima iu proizvodima njihovog raspadanja.
Azot formira jedini jednostavno molekularni supstance N 2 sa dvoatomskom trostrukom vezom u molekulu (slika 16.2). Energija ove veze je 945 kJ/mol, što premašuje vrijednosti drugih energija veze (vidi tabelu 21). Ovo objašnjava inertnost dušika na uobičajenim temperaturama. Po svojim fizičkim karakteristikama dušik je plin bez boje i mirisa, poznat nam od rođenja (tri četvrtine Zemljine atmosfere sastoji se od dušika). Azot je slabo rastvorljiv u vodi.

Azot formira dva jedinjenja vodonika: amonijak NH 3 i hidrazin N 2 H 6:

Amonijak je bezbojni plin oštrog, zagušljivog mirisa. Nepažljivo udisanje koncentrovane pare amonijaka može izazvati grčeve i gušenje. Amonijak je vrlo rastvorljiv u vodi, što se objašnjava stvaranjem četiri vodikove veze sa molekulima vode od strane svakog molekula amonijaka.

Molekul amonijaka je osnovna čestica (vidi Dodatak 14). Prihvatanjem protona, on se pretvara u amonijum jon. Reakcija se može odvijati i u vodenom rastvoru i u gasnoj fazi:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (u rastvoru);
NH 3 + H 3 O B = NH 4 + H 2 O (u rastvoru);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (u gasnoj fazi).

Vodeni rastvori amonijaka su dovoljno alkalni da talože nerastvorljive hidrokside, ali nisu dovoljno alkalni da bi se amfoterni hidroksidi rastvorili u njima i formirali hidroksi komplekse. Stoga je otopina amonijaka pogodna za korištenje amfoterni hidroksidi str-elementi: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, itd., na primjer:

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

Kada se zapali na zraku, amonijak sagorijeva stvarajući dušik i vodu; kada je u interakciji s kisikom u prisustvu katalizatora (Pt), reverzibilno se oksidira u dušikov monoksid:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (bez katalizatora),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (sa katalizatorom).

Kada se zagrije, amonijak može smanjiti okside ne baš aktivnih metala, na primjer, bakra:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Amonijumove soli po svojim svojstvima (osim termičke stabilnosti) slične su solima alkalnih metala. kao i ove poslednje, skoro svi su rastvorljivi u vodi, ali, pošto je amonijum jon slaba kiselina, hidroliziraju se na katjonu. Kada se zagrije, amonijeve soli se razlažu:

NH 4 Cl = NH 3 + HCl;
(NH 4) 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 + NH 3;
(NH 4) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O;
NH 4 HS = NH 3 + H 2 S;
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O;
NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O;
(NH 4) 2 HPO 4 = NH 3 + (NH 4)H 2 PO 4;
(NH 4)H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O.

Dušik u različitim oksidacionim stanjima formira pet oksidi: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 i N 2 O 5.
Najstabilniji od njih je dušikov dioksid. To je smeđi otrovni gas neprijatnog mirisa. Reaguje sa vodom:

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.

S alkalnom otopinom dolazi do reakcije s stvaranjem nitrata i nitrita.
N 2 O i NO su oksidi koji ne stvaraju soli.
N 2 O 3 i N 2 O 5 su kiseli oksidi. Reagujući s vodom, formiraju otopine dušične i dušične kiseline.

Dušikova oksokiselina u oksidacionom stanju +III je azotna kiselina HNO 2. To je slaba kiselina čiji molekuli postoje samo u vodenom rastvoru. Njegove soli su nitriti. Azot u azotna kiselina a nitriti se lako oksidiraju do oksidacionog stanja +V.

Za razliku od azotne kiseline, azotna kiselina HNO 3 je jaka kiselina. Struktura njegove molekule može se izraziti na dva načina:

Dušična kiselina se miješa s vodom u svim aspektima, potpuno reagirajući s njom u razrijeđenim otopinama:

HNO3 + H2O = H3O + NO3

Dušična kiselina i njeni rastvori su jaki oksidanti. Kada se dušična kiselina razrijedi, smanjuje se njena oksidativna aktivnost. U otopinama dušične kiseline bilo koje koncentracije, oksidirajući atomi su prvenstveno atomi dušika, a ne vodika. Stoga se tijekom oksidacije različitih tvari dušičnom kiselinom, vodik oslobađa samo kao nusproizvod. U zavisnosti od koncentracije kiseline i redukcione aktivnosti drugog reagensa, produkti reakcije mogu biti NO 2, NO, N 2 O, N 2 pa čak i NH 4. Najčešće nastaje mješavina plinova, ali u slučaju koncentrirane dušične kiseline oslobađa se samo dušikov dioksid:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3FeS + 30HNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 27NO2 + 15H2O

U slučaju razrijeđene dušične kiseline, najčešće se oslobađa dušikov monoksid:

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

U slučaju vrlo razrijeđene dušične kiseline koja reagira sa jakim redukcijskim agensom (Mg, Al, Zn), nastaju amonijum joni:

4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Oni metali koji su pasivirani koncentriranom sumpornom kiselinom također su pasivirani koncentriranom dušičnom kiselinom.
Soli dušične kiseline - nitrati - su termički nestabilna jedinjenja. Zagrijavanjem se razlažu:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 ;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.

1. Napišite deskriptivne jednačine za reakcije date u tekstu pasusa.
2. Napravite jednačine reakcije koje karakterišu hemijska svojstva a) amonijaka, b) azotne kiseline, c) cink nitrata.
Hemijska svojstva amonijaka i dušične kiseline.

16.3. Fosfor

Za razliku od atoma azota, atom fosfor može formirati pet kovalentnih veza mehanizmom razmjene. Tradicionalno objašnjenje za ovo se svodi na mogućnost pobude jednog od 3 s-elektroni i njihov prelazak u 3 d-podnivo.
Elementa fosfora stvara se dosta alotropske modifikacije. Od njih su tri modifikacije najstabilnije: bijeli fosfor, crveni fosfor i crni fosfor. Beli fosfor je voštana, toksična supstanca sklona spontanom sagorevanju na vazduhu, a sastoji se od molekula P4. Crveni fosfor je nemolekularna, manje aktivna tvar tamnocrvene boje prilično složene strukture. Tipično, crveni fosfor uvijek sadrži primjesu bijelog, tako da se i bijeli i crveni fosfor uvijek čuvaju ispod sloja vode. Crni fosfor je također nemolekularna tvar sa složenom strukturom okvira.
Molekuli bijelog fosfora su tetraedarski, atom fosfora u njima je trovalentan. Model sa loptom i štapom i strukturnu formulu molekule bijelog fosfora:

Struktura crvenog fosfora može se izraziti strukturnom formulom:

Fosfor se dobija iz kalcijum fosfata zagrevanjem sa peskom i koksom:

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

Fosfor najviše karakterišu jedinjenja sa oksidacionim stanjem +V. Kada reaguje sa viškom hlora, fosfor formira pentaklorid. Prilikom sagorijevanja bilo koje alotropne modifikacije fosfora nastaje višak kisika oksid fosfor (V):

4P + 5O2 = 2P2O5.

Postoje dvije modifikacije fosfor(V) oksida: nemolekularna (sa najjednostavnijom formulom P 2 O 5) i molekularna (sa molekulskom formulom P 4 O 10). Fosforov oksid je obično mješavina ovih tvari.

Ovaj vrlo higroskopni kiseli oksid, reagirajući s vodom, tvori sukcesivno metafosfornu, difosfornu i ortofosfornu kiselinu:

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

Orthophosphoric kiselina(obično se naziva jednostavno fosforna) je trobazna slaba kiselina (vidi Dodatak 13). To je bezbojna kristalna supstanca, vrlo rastvorljiva u vodi. U reakciji sa jakim bazama, u zavisnosti od omjera reagensa, formira se tri reda soli(ortofosfati, hidroortofosfati i dihidrogen ortofosfati - obično se prefiks "orto" izostavlja iz njihovih naziva):

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

Većina srednjih fosfata (sa izuzetkom soli alkalnih elemenata osim litijuma) je nerastvorljiva u vodi. Postoji znatno više rastvorljivih kiselih fosfata.
Fosforna kiselina se dobija iz prirodnog kalcijum fosfata tretiranjem sa viškom sumporne kiseline. Sa različitim omjerom kalcijum fosfata i sumporne kiseline, nastaje mješavina dihidrogen fosfata i kalcijum sulfata koja se koristi u poljoprivreda kao mineralno đubrivo nazvano "jednostavni superfosfat":
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4.

Reakcijom se dobiva vrijedniji "dvostruki superfosfat".

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 3.

Glavna supstanca ovog mineralnog đubriva je kalcijum dihidrogen fosfat.

1. Sastavite molekularne jednačine za reakcije za koje su u tekstu pasusa date jonske jednačine.
2. Opisno zapišite jednačine za reakcije date u tekstu pasusa.
3. Napravite jednačine reakcije koje karakterišu hemijska svojstva a) fosfora, b) fosfor-oksida (V), c) ortofosforne kiseline, d) natrijum dihidrogen fosfata.
Hemijska svojstva fosforne kiseline.

16.4. Karbon

Ugljik je glavna komponenta svih organizama. U prirodi postoje i jednostavne tvari koje formira ugljik (dijamant, grafit) i spojevi (ugljični dioksid, razni karbonati, metan i drugi ugljikovodici u prirodnom plinu i nafti). Maseni udio ugljenik unutra ugljevlje dostiže 97%.
Atom ugljenik u osnovnom stanju može da formira dve kovalentne veze mehanizmom razmene, ali u normalnim uslovima takva jedinjenja se ne formiraju. Kada atom ugljika uđe u pobuđeno stanje, on koristi sva četiri valentna elektrona.
Ugljik se formira dosta alotropske modifikacije(vidi sliku 16.2). To su dijamant, grafit, karabin i razni fulerini.

Dijamant je vrlo tvrda, bezbojna, prozirna kristalna supstanca. Kristali dijamanata se sastoje od atoma ugljika sp 3-hibridizovano stanje, formirajući prostorni okvir.
Grafit je prilično meka kristalna supstanca sivo-crne boje. Kristali grafita sastoje se od ravnih slojeva u kojima se nalaze atomi ugljika sp 2-hibridno stanje i formiraju mreže sa heksagonalnim ćelijama.
Karbin je bezbojna tvar vlaknaste strukture, koja se sastoji od linearnih molekula u kojima se nalaze atomi ugljika. sp-hibridno stanje (=C=C=C=C= ili –C C–C C–).
Fulereni su molekularne alotropske modifikacije ugljika sa molekulima C 60, C 80 itd. Molekuli ovih supstanci su šuplje mrežaste sfere.
Sve modifikacije ugljika pokazuju redukciona svojstva u većoj mjeri nego oksidirajuće, na primjer, koks (proizvod prerade uglja; sadrži do 98% ugljika) koristi se za redukciju željeza iz oksidnih ruda i niza drugih metala iz njihovih oksida :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (na visokoj temperaturi).

Većina jedinjenja ugljenika se izučava u organskoj hemiji, o kojoj ćete učiti u 10. i 11. razredu.
IN neorganske supstance oksidacijsko stanje ugljika +II i +IV. S ovim oksidacijskim stanjima ugljika postoje dva oksid.
Ugljen monoksid (II) je bezbojan, otrovan gas bez mirisa. Trivijalno ime je ugljen monoksid. Nastaje tokom nepotpunog sagorevanja goriva koje sadrži ugljenik. Za elektronsku strukturu njegovog molekula, vidi stranicu 121. Prema hemijskim svojstvima, CO je oksid koji ne stvara so, kada se zagreje, pokazuje redukciona svojstva (ne redukuje mnogo oksida u metal). aktivni metali).
Ugljen monoksid (IV) je gas bez boje i mirisa. Trivijalno ime je ugljični dioksid. Kiseli oksid. Slabo rastvorljiv u vodi (fizički), delimično reaguje sa njom, formirajući ugalj kiselina H 2 CO 3 (molekuli ove supstance postoje samo u veoma razblaženim vodenim rastvorima).
Ugljena kiselina je vrlo slaba kiselina (vidi Dodatak 13), dvobazna, formira dva reda soli(karbonati i bikarbonati). Većina karbonata je nerastvorljiva u vodi. Od hidrokarbonata postoje samo hidrokarbonati alkalnih metala i amonijum kao pojedinačne supstance. I karbonatni ion i bikarbonatni ion su bazne čestice, stoga i karbonati i bikarbonati u vodenim otopinama podležu hidrolizi na anionu.
Od karbonata najveća vrijednost imaju natrijum karbonat Na 2 CO 3 (soda, soda soda, soda za pranje), natrijum bikarbonat NaHCO 3 (soda bikarbona, soda bikarbona), kalijum karbonat K 2 CO 3 (pepelika) i kalcijum karbonat CaCO 3 (kreda, mermer, krečnjak) .
Kvalitativna reakcija za prisustvo ugljičnog dioksida u mješavini plina: formiranje taloga kalcijum karbonata pri propuštanju ispitnog plina kroz krečnu vodu (zasićeni rastvor kalcijum hidroksida) i naknadno otapanje taloga pri daljem propuštanju plina. Reakcije koje se odvijaju: Element silicijum formira jedan jednostavna supstanca sa istim imenom. Ovo je nemolekularna tvar sa strukturom dijamanta, kojoj je silicij tek malo inferioran u tvrdoći. U proteklih pola stoljeća silicijum je postao apsolutno neophodan materijal za našu civilizaciju, budući da se njegovi monokristali koriste u gotovo svim elektronskim uređajima.
Silicijum je prilično inertna supstanca. na sobnoj temperaturi ne reagira praktično ni sa čim osim s fluorom i fluorovodonikom:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Kada se zagrije u obliku fino mljevenog praha, sagorijeva u kisiku, stvarajući dioksid (SiO 2). Kada se stapa sa alkalijama ili kada se prokuva sa koncentrisanim rastvorima alkalija, formira silikate:

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

Silicijum monoksid SiO – ne stvara soli oksid; lako oksidira u dioksid.
Silicijum dioksid SiO 2 je nemolekularna supstanca sa okvirnom strukturom. Ne reaguje sa vodom. kiseli oksid – kada se spoji sa alkalijama, formira silikate, na primjer:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. Aluminij je sljedeći najzastupljeniji element u Zemljinoj litosferi nakon silicijuma. Sam i zajedno sa silicijumom formira mnoge minerale: feldspate, liskune, korund Al 2 O 3 i njegove dragocene varijante (bezbojni leukosafir, rubin koji sadrži hrom, safir koji sadrži titan).
Jednostavna tvar aluminijum je srebrno-bijeli sjajni laki metal. Čisti aluminijum je veoma mekan, može se umotati u tanku foliju i izvući žica. Aluminijum ima dobru električnu provodljivost. Otporan je na atmosferske uticaje. Legure aluminijuma su prilično tvrde, ali se mogu dobro obraditi. Aluminijum nije otrovan. Sve to omogućava upotrebu aluminija u najrazličitijim industrijama: u avijaciji, elektrotehnici, prehrambenoj industriji i građevinarstvu. Aluminij se također široko koristi u svakodnevnom životu. Aluminij se proizvodi elektrolizom taline njegovih spojeva.
Hemijska inertnost aluminija uzrokovana je prisustvom gustog oksidnog filma na njegovoj površini, koji sprječava kontakt metala s reagensom. Kada se ovaj film ukloni hemijski ili mehanički, aluminijum postaje veoma aktivan. Dakle, bez oksidnog filma, aluminijum se spontano zapali i sagorijeva na zraku bez dodatnog zagrijavanja.
Redukciona svojstva aluminijuma posebno su izražena kada se zagreje. U tim uslovima, on redukuje mnoge metale iz oksida: ne samo gvožđe, titan, cirkonijum, već čak i kalcijum i barijum.
Aluminij oksid Al 2 O 3 (trivijalni nazivi - glinica, korund) je nemolekularna tvar, veza u kojoj je slabo opisana i kao jonska i kovalentna. Kao i uvijek u ovim slučajevima jeste amfoterni oksid. Dobija se kalcinacijom aluminijum hidroksida, koji takođe ima amfoterna svojstva.
Hidrirani ion aluminijuma je katjonska kiselina, dakle rastvorljive soli aluminijum je prilično jako hidrolizovan.
Od soli aluminijuma najčešće se koristi kalijum alum KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O - kalijum aluminijum sulfat dodekahidrat. Ovo je nehigroskopna, savršeno kristalizirajuća supstanca. Njegov rastvor se ponaša kao mešavina rastvora dva različita sulfata: kalijum sulfata i aluminijum sulfata. Struktura stipse može se izraziti formulom: (SO 4) 2.

1. Napišite deskriptivne jednačine za reakcije date u tekstu pasusa.
2. Napravite jednačine reakcije koje karakterišu hemijska svojstva a) aluminijuma, b) aluminijum hidroksida, i) kalijum alum.
Hemijska svojstva soli aluminija

IVA grupa sadrži najvažnije elemente bez kojih ne bi bilo ni nas ni Zemlje na kojoj živimo. Ovaj ugljik je osnova cijelog organskog života, a silicijum je „monarh“ mineralnog kraljevstva.

Ako su ugljik i silicijum tipični nemetali, a kalaj i olovo metali, onda germanij zauzima srednju poziciju. Neki ga udžbenici klasifikuju kao nemetal, dok ga drugi klasifikuju kao metal. Srebrno-bijele je boje i metalnog izgleda, ali ima kristalnu rešetku nalik dijamantu i poluvodič je poput silicija.

Od ugljika do olova (sa opadajućim nemetalnim svojstvima):

w smanjuje se stabilnost negativnog oksidacionog stanja (-4)

w smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacionog stanja (+4)

w povećava se stabilnost niskog pozitivnog oksidacionog stanja (+2)

Ugljik je glavna komponenta svih organizama. U prirodi postoje i jednostavne tvari koje formira ugljik (dijamant, grafit) i spojevi (ugljični dioksid, razni karbonati, metan i drugi ugljikovodici u prirodnom plinu i nafti). Maseni udio ugljenika u kamenom uglju dostiže 97%.
Atom ugljenika u osnovnom stanju može da formira dve kovalentne veze mehanizmom razmene, ali u normalnim uslovima takva jedinjenja se ne formiraju. Kada atom ugljika uđe u pobuđeno stanje, on koristi sva četiri valentna elektrona.
Ugljik formira dosta alotropskih modifikacija (vidi sliku 16.2). To su dijamant, grafit, karabin i razni fulerini.

U neorganskim supstancama oksidacijsko stanje ugljika je +II i +IV. Sa ovim oksidacionim stanjima ugljika, postoje dva oksida.
Ugljen monoksid (II) je bezbojan, otrovan gas bez mirisa. Trivijalno ime je ugljen monoksid. Nastaje tokom nepotpunog sagorevanja goriva koje sadrži ugljenik. Elektronska struktura njegove molekule, vidi stranicu 121. By hemijska svojstva CO je oksid koji ne stvara sol; kada se zagrije, pokazuje redukciona svojstva (reducira mnoge okside ne baš aktivnih metala u metal).
Ugljen monoksid (IV) je gas bez boje i mirisa. Trivijalno ime je ugljični dioksid. Kiseli oksid. Slabo je rastvorljiv u vodi (fizički), delimično reaguje sa njom, formirajući ugljenu kiselinu H2CO3 (molekuli ove supstance postoje samo u veoma razblaženim vodenim rastvorima).
Ugljena kiselina je vrlo slaba, dvobazna kiselina koja formira dvije serije soli (karbonate i bikarbonate). Većina karbonata je nerastvorljiva u vodi. Od hidrokarbonata postoje samo hidrokarbonati alkalnih metala i amonijum kao pojedinačne supstance. I karbonatni ion i bikarbonatni ion su bazne čestice, stoga i karbonati i bikarbonati u vodenim otopinama podležu hidrolizi na anionu.
Od karbonata najvažniji su natrijum karbonat Na2CO3 (soda, soda, soda za pranje), natrijum bikarbonat NaHCO3 (soda bikarbona, soda bikarbona), kalijum karbonat K2CO3 (pepelika) i kalcijum karbonat CaCO3 (kreda, mermer, krečnjak).
Kvalitativna reakcija na prisustvo ugljičnog dioksida u mješavini plina: formiranje taloga kalcijevog karbonata pri prolasku ispitnog plina kroz vapnenu vodu (zasićeni rastvor kalcijum hidroksida) i naknadno otapanje taloga prilikom daljeg propuštanja plina. Reakcije koje se dešavaju:

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

U farmakologiji i medicini široko se koriste različiti spojevi ugljika - derivati ​​ugljične kiseline i karboksilne kiseline, razni heterocikli, polimeri i druga jedinjenja. Tako se karbolen (aktivni ugljen) koristi za apsorpciju i uklanjanje raznih toksina iz tijela; grafit (u obliku masti) - za liječenje kožnih bolesti; radioaktivni izotopi ugljika - za naučno istraživanje(radiokarbonsko datiranje).

Ugljik je osnova svih organskih tvari. Svaki živi organizam se uglavnom sastoji od ugljika. Ugljik je osnova života. Izvor ugljika za žive organizme obično je CO 2 iz atmosfere ili vode. Kao rezultat fotosinteze, ulazi u biološke lance ishrane u kojima živa bića jedu jedno drugo ili ostatke jedni drugih i na taj način izvlače ugljik za izgradnju sopstveno telo. Biološki ciklus ugljika završava se ili oksidacijom i povratkom u atmosferu, ili zakopavanjem u obliku uglja ili nafte.

Analitičke reakcije karbonatnog jona CO 3 2-

Karbonati su soli nestabilne, vrlo slabe ugljične kiseline H 2 CO 3, koja je u slobodnom stanju u vodenim rastvorima nestabilna i raspada se oslobađanjem CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Amonijum, natrijum, rubidijum i cezijum karbonati su rastvorljivi u vodi. Litijum karbonat je slabo rastvorljiv u vodi. Karbonati drugih metala su slabo rastvorljivi u vodi. Hidrokarbonati se rastvaraju u vodi. Karbonatni joni u vodenim rastvorima su bezbojni i podležu hidrolizi. Vodene otopine bikarbonata alkalnih metala ne postaju obojene kada im se doda kap otopine fenolftaleina, što omogućava razlikovanje otopina karbonata od otopina bikarbonata (farmakopejski test).

1.Reakcija sa barijum hloridom.

Ba 2+ + CO3 2 - -> BaCO 3 (bijeli fino-kristalini)

Slične karbonatne precipitate proizvode kationi kalcija (CaCO 3) i stroncijuma (SrCO 3). Talog se rastvara u mineralnim kiselinama i sirćetnoj kiselini. U rastvoru H 2 SO 4 nastaje beli talog BaSO 4.

U talog se polako kap polagano dodaje otopina HC1 dok se talog potpuno ne otopi: BaCO3 + 2 HC1 -> BaCl 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reakcija sa magnezijum sulfatom (farmakopeja).

Mg 2+ + COZ 2 - ->MgCO 3 (bijeli)

Hidrokarbonat - HCO 3 jon - stvara talog MgCO 3 sa magnezijum sulfatom samo pri ključanju: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Precipitat MgCO 3 se rastvara u kiselinama.

3. Reakcija sa mineralnim kiselinama (farmakopeja).

CO 3 2- + 2 H 3 O = 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

Otpušteni gasoviti CO 2 detektuje se zamućenjem baritona ili krečne vode u uređaju za detekciju gasova, gasnih mehurića (CO 2), au prijemnoj epruveti - zamućenost rastvora.

4.Reakcija sa uranil heksacijanoferatom (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (smeđa) -> 2 UO 2 CO 3 (bezbojno) + 4 -

Smeđi rastvor uranil heksacijanoferata (II) priprema se mešanjem rastvora uranil acetata (CH 3 COO) 2 UO 2 sa rastvorom kalijum heksacijanoferata (II):

2(CH 3 SOO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 SOOK

Dobijenoj otopini se dodaje kap po kap otopina Na 2 CO 3 ili K 2 CO 3 uz miješanje dok smeđa boja ne nestane.

5. Odvojeno otkrivanje karbonatnih i bikarbonatnih jona reakcijama s kationima kalcija i amonijakom.

Ako su karbonatni ioni i bikarbonatni ioni istovremeno prisutni u otopini, onda se svaki od njih može otvoriti zasebno.

Da biste to učinili, prvo dodajte višak otopine CaCl 2 u analiziranu otopinu. U ovom slučaju, CO3 2 se taloži u obliku CaCO 3:

CO3 2 - + Ca 2+ = CaCO 3

Bikarbonatni joni ostaju u rastvoru, jer se Ca(HCO 3) 2 rastvori u vodi. Talog se odvaja od rastvora i u njega se dodaje rastvor amonijaka. HCO 2 - anjoni sa amonijakom i kationima kalcijuma ponovo daju talog CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Ostale reakcije karbonatnog jona.

Karbonatni joni pri reakciji sa gvožđem (III) hloridom FeCl 3 formiraju smeđi talog Fe(OH)CO 3, sa srebrnim nitratom - beli talog srebrovog karbonata Ag 2 CO3, rastvorljiv u HbTO3 i razgrađuje se pri ključanju u vodi do tamni talog Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Analitičke reakcije acetatnog jona CH 3 COO"

Acetat - CH 3 COO- jon - slab monobazni anjon sirćetna kiselina CH 3 COOH: bezbojan u vodenim rastvorima, podvrgava se hidrolizi, nema redoks svojstva; To je prilično efikasan ligand i formira stabilne acetatne komplekse sa katjonima mnogih metala. Kada reaguje sa alkoholima u kiseloj sredini, proizvodi estre.

Acetati amonijaka, alkalnih i većine drugih metala su vrlo topljivi u vodi. Acetati srebra CH 3 COOAg i žive (I) su manje rastvorljivi u vodi od acetata drugih metala.

1. Reakcija sa željeznim (III) hloridom (farmakopeja).

Pri pH = 5-8, acetatni jon sa Fe(III) kationima formira rastvorljivi tamnocrveni (boje jakog čaja) acetat ili gvožđe (III) oksiacetat.

U vodenom rastvoru je delimično hidrolizovan; zakiseljavanje rastvora mineralnim kiselinama potiskuje hidrolizu i dovodi do nestanka crvene boje rastvora.

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

Prilikom ključanja iz otopine se taloži crveno-smeđi talog bazičnog željezovog (III) acetata:

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

U zavisnosti od odnosa koncentracija gvožđa (III) i acetatnih jona, sastav sedimenta može da se menja i odgovara, na primer, formulama: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 ili Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Reakciju ometaju anjoni CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, koji formiraju precipitaciju sa gvožđem (III), kao i SCN- anioni (dajući crvene komplekse sa Fe 3+ kationima) , jodid - jon G, oksidira u jod 1 2, dajući rastvoru žutu boju.

2. Reakcija sa sumpornom kiselinom.

Acetatni ion u jako kiseloj sredini pretvara se u slabu octenu kiselinu, čije pare imaju karakterističan miris octa:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Reakciju ometaju anjoni NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, koji također oslobađaju plinovite produkte karakterističnog mirisa u koncentriranom okruženju H 2 SO4.

3. Reakcija stvaranja octenog etil etra (farmakopeja).

Reakcija se odvija u okruženju sumporne kiseline. sa etanolom:

CH 3 COO- + H + -- CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 4 + H 2 O

Oslobođeni etil acetat se detektuje po njegovom karakterističnom prijatnom mirisu. Srebrne soli katalizuju ovu reakciju, pa se preporučuje dodavanje male količine AgNO 3 prilikom izvođenja ove reakcije.

Slično, pri reakciji sa amil alkoholom C 5 HcOH nastaje i amil acetat CH 3 SOOC 5 Ni (-kruška-) koji ima prijatan miris.Oseća se karakterističan miris etil acetata koji se pojačava kada se smeša lagano zagreje. .

Analitičke reakcije tartrata - POC jona - CH(OH) - CH(OH) - KONST. Tartratni jon je anjon slabe dvobazne vinske kiseline:

HO-CH-COOH

HO -CH-COOH

Tartratni jon je visoko rastvorljiv u vodi. U vodenim rastvorima, tartaratni joni su bezbojni, podležu hidrolizi i skloni su formiranju kompleksa, dajući stabilne tartratne komplekse sa katjonima mnogih metala. Vinska kiselina formira dvije serije soli - srednje tartrate koji sadrže dvostruko nabijeni tartarat - COCH(OH)CH(OH)COO - ion, i kisele tartrate - hidrotartrate koji sadrže jednostruko nabijeni vodonik tartarat - HOOOCH(OH)CH(OH) COO - ion. Kalijum hidrogen tartarat (-tartar-) KNS 4 H 4 O 6 je praktično nerastvorljiv u vodi, koja se koristi za otvaranje kalijevih katjona. Prosječna kalcijeva sol je također slabo rastvorljiva u vodi. Prosječna kalijumova so K 2 C 4 H 4 O 6 je visoko rastvorljiva u vodi.

I. Reakcija sa kalijum hloridom (farmakopeja).

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

2. Reakcija sa resorcinolom u kiseloj sredini (farmakopeja).

Tartrati, kada se zagrevaju sa resorcinol meta - C 6 H 4 (OH) 2 u koncentrovanoj sumpornoj kiselini, formiraju produkte reakcije trešnje crvene boje.

14) Reakcije sa amonijačnim kompleksom srebra. Ispada crni talog metalnog srebra.

15) Reakcija sa gvožđe (II) sulfatom i vodonik peroksidom.

Dodavanje razblaženog vodenog rastvora FeSO 4 i H 2 O 2 u rastvor koji sadrži tartrate. dovodi do stvaranja nestabilnog kompleksa gvožđa sa naboranom bojom. Naknadno tretiranje alkalnom otopinom NaOH dovodi do plave boje kompleksa.

Analitičke reakcije oksalatnog jona C 2 O 4 2-

Oksalatni jon C 2 O 4 2- je anjon dvobazne oksalne kiseline H 2 C 2 O 4 srednje jačine, relativno dobro rastvorljiv u vodi. Oksalatni jon u vodenim rastvorima je bezbojan, delimično hidrolizovan, jak redukcioni agens, efikasan ligand – formira stabilne oksalatne komplekse sa katjonima mnogih metala. Oksalati alkalnih metala, magnezijuma i amonijuma su rastvorljivi u vodi, dok su ostali metali slabo rastvorljivi u vodi.

1Reakcija sa barijum hloridom Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (bijeli) Talog se rastvara u mineralnim kiselinama i u sirćetnoj kiselini (kod ključanja). 2. Reakcija sa kalcijum hloridom (farmakopeja): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (bijeli)

Talog je rastvorljiv u mineralnim kiselinama, ali nerastvorljiv u sirćetnoj kiselini.

3. Reakcija sa srebrnim nitratom.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(usirena) Test rastvorljivosti. Sediment je podeljen na 3 dela:

A). U prvu epruvetu sa precipitatom dodavati kap po kap rastvor HNO 3 uz mešanje dok se talog ne rastvori;

b). U drugu epruvetu sa precipitatom dodavati kap po kap koncentrovanu otopinu amonijaka uz miješanje dok se talog ne otopi; V). U treću epruvetu sa sedimentom dodati 4-5 kapi rastvora HC1; U epruveti ostaje bijeli talog srebrnog hlorida:

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

4.Reakcija sa kalijum permanganatom. Oksalatni joni sa KMnO 4 u kiseloj sredini oksidiraju se oslobađanjem CO 2; otopina KMpO 4 postaje bezbojna zbog redukcije mangana (VII) u mangan (II):

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

Razrijeđen rastvor KMnO 4. Potonji postaje bezbojan; primećuje se oslobađanje gasnih mehurića – CO 2 .

38 Elementi VA grupe

Opće karakteristike VA grupe periodnog sistema. u obliku s x p y elektronska konfiguracija vanjski nivo energije elementi VA grupe.

Arsen i antimon imaju različite alotropske modifikacije: sa molekularnom i metalnom kristalnom rešetkom. Međutim, na osnovu poređenja stabilnosti kationskih oblika (As 3+, Sb 3+), arsen je klasifikovan kao nemetal, a antimon kao metal.

oksidaciona stanja stabilna za elemente VA grupe

Od dušika do bizmuta (sa smanjenjem nemetalnih svojstava):

w smanjuje se stabilnost negativnog oksidacionog stanja (-3) (m. svojstva jedinjenja vodika)

w smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacionog stanja (+5)

w povećava se stabilnost niskog pozitivnog oksidacionog stanja (+3)