Διάλεξη 8
ΘΕΜΑ : Στοιχεία ομάδας IVA.
Ανθρακας
Ερωτήσεις που μελετήθηκαν στη διάλεξη:
- Ομάδες IVA.
- Ανθρακας. Γενικά χαρακτηριστικά του άνθρακα.
- Χημικές ιδιότητες του άνθρακα.
- Οι σημαντικότερες ενώσεις άνθρακα.
Γενικά χαρακτηριστικά των στοιχείωνΟμάδες IVA
Στα στοιχεία της κύριας υποομάδας IV ομάδες περιλαμβάνουν C, Si, Ge, Sn, Ρ v. Ηλεκτρονικός τύπος εξωτερικού επιπέδου σθένους nS 2 np 2 , δηλαδή, έχουν 4 ηλεκτρόνια σθένους και αυτά είναι στοιχεία p, επομένως βρίσκονται στην κύρια υποομάδα IV ομάδα.
││││
P ↓ p np
Στη βασική κατάσταση ενός ατόμου, δύο ηλεκτρόνια είναι ζευγαρωμένα και δύο μη ζευγαρωμένα. Το προ-εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων άνθρακα έχει 2 ηλεκτρόνια, το πυρίτιο 8 και Ge, Sn, Ρ c - 18 ηλεκτρόνια το καθένα. Να γιατί Ge, Sn, Ρ ενωμένοι στην υποομάδα γερμανίου (πρόκειται για πλήρη ηλεκτρονικά ανάλογα).
Σε αυτήν την υποομάδα p - στοιχείων, όπως και σε άλλες υποομάδες p - στοιχείων, οι ιδιότητες των ατόμων των στοιχείων αλλάζουν περιοδικά:
Πίνακας 9
|
Στοιχείο |
Ομοιοπολικό ακτίνα ατόμου, nm |
Μεταλλική ακτίνα ατόμου, nm |
Ακτίνα υπό όρους ιόντων, nm |
Ενέργεια ιονισμός Ε Ε ο → Ε +, ευ. |
Συγγενής ηλεκτροαρνητικότητα |
|
|
Ε 2+ |
Ε 4+ |
|||||
|
0,077 |
11,26 |
|||||
|
0,117 |
0,134 |
0,034 |
8,15 |
|||
|
0,122 |
0,139 |
0,065 |
0,044 |
7,90 |
||
|
0,140 |
0,158 |
0,102 |
0,067 |
7,34 |
||
|
Ρ σε |
0,175 |
0,126 |
0,076 |
7,42 |
||
Έτσι, από πάνω προς τα κάτω στην υποομάδα, η ακτίνα του ατόμου αυξάνεται, επομένως η ενέργεια ιοντισμού μειώνεται, επομένως η ικανότητα δωρεάς ηλεκτρονίων αυξάνεται και η τάση συμπλήρωσης του εξωτερικού κελύφους ηλεκτρονίων σε μια οκτάδα μειώνεται απότομα, συνεπώς, η μείωση Οι ιδιότητες και οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται από C σε PB και οι μη μεταλλικές ιδιότητες μειώνονται. ... Ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι τυπικά μη μέταλλα, y Ge ήδη υπάρχουν μεταλλικές ιδιότητες και στην εμφάνιση μοιάζει με μέταλλο, αν και είναι ημιαγωγός. Ο κασσίτερος έχει ήδη μεταλλικές ιδιότητες και ο μόλυβδος είναι ένα τυπικό μέταλλο.
Έχοντας 4 ηλεκτρόνια σθένους, τα άτομα στις ενώσεις τους μπορούν να εμφανίσουν καταστάσεις οξείδωσης από ελάχιστη (-4) έως μέγιστη (+4) και χαρακτηρίζονται από ακόμη και S.O .: -4, 0, +2, +4; ΕΤΣΙ. = -4 είναι χαρακτηριστικό για το C και Si με μέταλλα.
Η φύση της σχέσης με άλλα στοιχεία.Ο άνθρακας σχηματίζει μόνο ομοιοπολικούς δεσμούς, το πυρίτιο επίσης σχηματίζει κυρίως ομοιοπολικούς δεσμούς. Για κασσίτερο και μόλυβδο, ειδικά σε S.O. = +2, η ιοντική φύση του δεσμού είναι πιο χαρακτηριστική (για παράδειγμα, Рв (ΟΧΙ 3) 2).
Ομοιογένεια καθορίζεται από τη δομή σθένους του ατόμου. Το άτομο άνθρακα έχει 4 τροχιακά σθένους και η μέγιστη ομοιοπολία είναι 4. Για τα υπόλοιπα στοιχεία, η ομοιοπολία μπορεί να είναι μεγαλύτερη από τέσσερα, αφού υπάρχει ένα σθένοςρε -υποεπίπεδο (για παράδειγμα,Η2 [SiF 6]).
Παραγωγή μικτών γενών ... Ο τύπος υβριδισμού καθορίζεται από τον τύπο και τον αριθμό των τροχιακών σθένους. Το Carbon έχει μόνομικρό - και τροχιακά p-σθένους, έτσι μπορεί να είναι Sp (carbyne, CO 2, CS 2), Sp 2 (γραφίτης, βενζόλιο, COCl 2), Sp 3 -υβριδισμός (CH 4, διαμάντι, CCl 4 ). Για το πυρίτιο, το πιο χαρακτηριστικό Sp3 - υβριδισμός (SiO2, SiCl4 ), αλλά έχει σθένοςρε -κατώ επίπεδο, επομένως υπάρχει επίσης Sp 3 d 2 -υβριδισμός, για παράδειγμα,Η2 [SiF6].
IV η ομάδα PSE είναι η μέση του πίνακα Mendeleev. Μια απότομη αλλαγή στις ιδιότητες από μη μέταλλα σε μέταλλα φαίνεται καθαρά εδώ. Εξετάστε χωριστά τον άνθρακα, μετά το πυρίτιο, στη συνέχεια τα στοιχεία της υποομάδας γερμανίου.
Ανθρακας. Γενικά χαρακτηριστικά του άνθρακα
Η περιεκτικότητα σε άνθρακα στον φλοιό της γης είναι χαμηλή (περίπου 0,1% της μάζας). Το μεγαλύτερο μέρος του περιέχεται στη σύνθεση αραιά διαλυτών ανθρακικών (CaCO 3, MgCO3 ), πετρέλαιο, άνθρακας, φυσικό αέριο. Περιεχόμενο CO 2 στον αέρα είναι μικρό (0,03%), αλλά η συνολική του μάζα είναι περίπου 600 εκατομμύρια τόνοι. Ο άνθρακας είναι μέρος των ιστών όλων των ζωντανών οργανισμών (το κύριο συστατικό της χλωρίδας και της πανίδας). Ο άνθρακας βρίσκεται επίσης σε ελεύθερη κατάσταση, κυρίως με τη μορφή γραφίτη και διαμαντιού.
Στη φύση, ο άνθρακας είναι γνωστός με τη μορφή δύο σταθερών ισοτόπων: 12 C (98,892%) και 13 C (1,108%). Κάτω από τη δράση των κοσμικών ακτίνων, μια ορισμένη ποσότητα β-ραδιενεργού ισοτόπου σχηματίζεται επίσης στην ατμόσφαιρα 14 ΜΕ: . Με περιεχόμενο 14 Το C στα υπολείμματα φυτών κρίνεται με βάση την ηλικία τους. Έχουν επίσης ληφθεί ραδιενεργά ισότοπα με αριθμούς μάζας από 10 έως 16.
Σε αντίθεση με τα F2, N2, O2 οι απλές ουσίες άνθρακα έχουν πολυμερή δομή. Σύμφωνα με τους χαρακτηριστικούς τύπους υβριδοποίησης τροχιακών σθένους, τα άτομα C μπορούν να συνδυαστούν σε πολυμερείς σχηματισμούς τρισδιάστατης τροποποίησης (διαμάντι, Sp 3 ), δισδιάστατη ή πολυεπίπεδη τροποποίηση (γραφίτης, Sp 2 ) και γραμμικό πολυμερές (carbyne, Sp).
Χημικές ιδιότητες του άνθρακα
Χημικά, ο άνθρακας είναι πολύ αδρανής. Αλλά όταν θερμαίνεται, είναι σε θέση να αλληλεπιδρά με πολλά μέταλλα και μη μέταλλα, ενώ εμφανίζει ταυτόχρονα οξειδωτικές και αναγωγικές ιδιότητες.
Διαμάντι + 2 F 2 → CF 4 και ο γραφίτης σχηματίζει φθοριούχο γραφίτη CF
(και περαιτέρω + F 2 → CF 4 ). Μία από τις μεθόδους διαχωρισμού του διαμαντιού από τον γραφίτη βασίζεται σε διαφορετική στάση απέναντι στο φθόριο. Ο άνθρακας δεν αντιδρά με άλλα αλογόνα. Με οξυγόνο (Ο 2 ) ο άνθρακας με έλλειψη οξυγόνου σχηματίζει CO, με περίσσεια οξυγόνου σχηματίζει CO 2 .
2C + O 2 → 2CO; C + O 2 → CO 2.
Σε υψηλές θερμοκρασίες, ο άνθρακας αντιδρά με μέταλλα για να σχηματίσει μεταλλικά καρβίδια:
Ca + 2C = CaC2.
Όταν θερμαίνεται, αντιδρά με υδρογόνο, θείο, πυρίτιο:
t o t o
С + 2 Н 2 = СН 4 С + 2S ↔ CS 2
C + Si = SiC.
Ο άνθρακας αντιδρά επίσης με πολύπλοκες ουσίες. Εάν ο ατμός περάσει μέσω του θερμαινόμενου άνθρακα, σχηματίζεται ένα μείγμα CO και H 2 - αέριο νερού (σε θερμοκρασίες άνω των 1200 o Γ):
C + HOH = CO + H 2.
Αυτό το μείγμα χρησιμοποιείται ευρέως ως αέριο καύσιμο.
Σε υψηλές θερμοκρασίες, ο άνθρακας είναι σε θέση να μειώσει πολλά μέταλλα από τα οξείδια τους, τα οποία χρησιμοποιούνται ευρέως στη μεταλλουργία.
ZnO + C → Zn + CO
Οι σημαντικότερες ενώσεις άνθρακα
- Καρβίδια μετάλλων.
Δεδομένου ότι είναι χαρακτηριστικό για τον άνθρακα να σχηματίζει ομοχαλίνες, η σύνθεση των περισσότερων καρβιδίων δεν αντιστοιχεί στην κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα ίση με (-4). Με βάση τον τύπο του χημικού δεσμού, διακρίνονται ομοιοπολικά, ιονικά - ομοιοπολικά και μεταλλικά καρβίδια. Στις περισσότερες περιπτώσεις, τα καρβίδια λαμβάνονται με ισχυρή θέρμανση των αντίστοιχων απλών ουσιών ή των οξειδίων τους με άνθρακα.
Τ ο τ ο
V 2 O 5 + 7C → 2VC + 5CO; Ca + 2 C → CaC 2.
Σε αυτή την περίπτωση, λαμβάνονται καρβίδια διαφορετικής σύνθεσης.
Τα καρβίδια που μοιάζουν με άλας ή ιοντικά ομοιοπολικά είναι ενώσεις ενεργών και ορισμένων άλλων μετάλλων: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C ... Σε αυτές τις ενώσεις, ο χημικός δεσμός είναι ενδιάμεσος μεταξύ ιοντικού και ομοιοπολικού. Όταν εκτίθενται σε νερό ή αραιά οξέα, υδρολύονται και λαμβάνονται υδροξείδια και αντίστοιχοι υδρογονάνθρακες:
CaC2 + 2HOH → Ca (OH) 2 + C2H2;
Al 4 C 3 + 12HOH → 4Al (OH) 3 + 3CH 4.
Στα μεταλλικά καρβίδια, τα άτομα άνθρακα καταλαμβάνουν οκτάεδρα κενά στις δομές των μετάλλων (πλευρικές υποομάδες IV - VIII ομάδες). Αυτές είναι πολύ σκληρές, πυρίμαχες και ανθεκτικές στη θερμότητα ουσίες, πολλές από αυτές εμφανίζουν μεταλλικές ιδιότητες: υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα, μεταλλική λάμψη. Η σύνθεση τέτοιων καρβιδίων ποικίλλει ευρέως. Έτσι, τα καρβίδια του τιτανίου έχουν τη σύνθεση TiC 0,6 - 1,0.
Ομοιοπολικά καρβίδια - SiC και Β 4 Γ. Είναι πολυμερή. Ο χημικός δεσμός τους πλησιάζει καθαρά ομοιοπολικός, αφού το βόριο και το πυρίτιο είναι γειτονικά του άνθρακα στο PES και είναι κοντά του κατά μήκος της ακτίνας του ατόμου και του OEO. Είναι πολύ σκληρά και χημικά αδρανή. Μεθάνιο CH 4 .
- Αλογονίδια άνθρακα
Ο άνθρακας σχηματίζει πολλές ενώσεις με αλογόνα, οι απλούστερες από τις οποίες έχουν τον τύπο C H al 4 , δηλαδή, τετραχαλίδια άνθρακα. Σε αυτά ο S.O. ο άνθρακας είναι +4, Sp 3 -υβριδισμός του ατόμου C, άρα των μορίων CH al 4 - τετράεδρα. CF 4 - αέριο, CCl 4 - υγρό, CBr 4 και CJ 4 - στερεά. Μόνο CF 4 λαμβάνονται απευθείας από F 2 και C, ο άνθρακας δεν αντιδρά με άλλα αλογόνα. Ο τετραχλωριούχος άνθρακας λαμβάνεται με χλωρίωση του δισουλφιδίου του άνθρακα:
CS 2 + 3Cl 2 = CCl 4 + S 2 Cl 2.
Όλα C H al 4 δεν διαλύονται στο νερό, αλλά διαλύονται σε οργανικούς διαλύτες.
τ ο, Κατ
C H al 4 (g) + 2HOH (g) = CO 2 + 4HHa l (δ) (η υδρόλυση συμβαίνει με ισχυρή θέρμανση και παρουσία καταλύτη). Έχουν πρακτική σημασία CF 4, CC l 4.
CF 4 , όπως άλλες ενώσεις άνθρακα που περιέχουν φθόριο, για παράδειγμα CF 2 Cl 2 (διφθοροδιχλωρομεθάνιο) χρησιμοποιείται ως φρέον - ουσίες εργασίας ψυκτικών μηχανών.
CCl 4 Χρησιμοποιείται ως μη εύφλεκτος διαλύτης για οργανικές ουσίες (λίπη, έλαια, ρητίνες), καθώς και υγρό για πυροσβεστήρες.
- Μονοξείδιο του άνθρακα (Ρ).
Το μονοξείδιο του άνθρακα (P) CO είναι ένα άχρωμο, άοσμο, ελαφρώς υδατοδιαλυτό αέριο. Πολύ τοξικό (μονοξείδιο του άνθρακα): η αιμοσφαιρίνη του αίματος που σχετίζεται με το CO, χάνει την ικανότητά του να συνδυάζεται με το Ο 2 και να είναι ο φορέας του.
Το μονοξείδιο του άνθρακα (P) λαμβάνεται:
- με ατελή οξείδωση του άνθρακα 2C + O 2 = 2CO;
- στη βιομηχανία λαμβάνεται με την αντίδραση: CO 2 + C = 2CO;
- όταν περνάτε υπερθερμασμένο ατμό πάνω από καυτό άνθρακα:
C + HOH = CO + H 2 t o
- αποσύνθεση των καρβονυλίων Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
- στο εργαστήριο το CRM λαμβάνεται δρώντας στο μυρμηκικό οξύ με αφυδατικές ουσίες ( H 2 SO 4, P 2 O 5):
НСООН → СО + НОН.
Ωστόσο, το CO δεν είναι ανυδρίτης μυρμηκικού οξέος, αφού στο CO ο άνθρακας είναι τρισθενής και στο HCOOH είναι τετραδύναμος. Έτσι, το CO είναι ένα οξείδιο που δεν σχηματίζει άλατα.
Η διαλυτότητα του CO στο νερό είναι χαμηλή και δεν συμβαίνει καμία χημική αντίδραση. Στο μόριο του CO, όπως και στο μόριοΝ 2 - τριπλό δεσμό. Σύμφωνα με τη μέθοδο των δεσμών σθένους, 2 δεσμοί σχηματίζονται λόγω του ζευγαρώματος δύο μη ζευγαρωμένων p - ηλεκτρονίων C και O (κάθε ατόμου) και του τρίτου - σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη -αποδέκτη λόγω της ελεύθερης τροχιάς 2p - το άτομο C και 2p - το ζεύγος ηλεκτρονίων του ατόμου οξυγόνου: C ≡ O. Ο τριπλός δεσμός CO είναι πολύ ισχυρός και η ενέργειά του είναι πολύ υψηλή (1066 kJ / mol) - περισσότερο απόΝ 2 ... Το μονοξείδιο του άνθρακα (P) χαρακτηρίζεται από τους ακόλουθους τρεις τύπους αντιδράσεων:
- αντιδράσεις οξείδωσης... Το CO είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, ωστόσο, λόγω του ισχυρού τριπλού δεσμού στο μόριο, οι αντιδράσεις οξειδοαναγωγής που αφορούν το CO προχωρούν γρήγορα μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες. Η μείωση των οξειδίων με CO κατά τη θέρμανση έχει μεγάλη σημασία στη μεταλλουργία.
Fe 2 O 3 + 3CO = 3CO 2 + 2Fe.
Το CO μπορεί να οξειδωθεί από οξυγόνο:προς το
2CO + O 2 = 2CO 2.
- μια άλλη χαρακτηριστική χημική ιδιότητα του CO είναι η τάση νααντιδράσεις προσθήκης, το οποίο οφείλεται στον ακόρεστο σθένος του άνθρακα σε CO (σε αυτές τις αντιδράσεις, ο άνθρακας περνά σε μια τετραδύναμη κατάσταση, η οποία είναι πιο χαρακτηριστική γι 'αυτόν από την τρισθενή κατάσταση του άνθρακα σε CO).
Έτσι, το CO αντιδρά με το χλώριο για να σχηματίσει COC φωσγενίου l 2:
CO + Cl2 = COCl2 (Το CO είναι επίσης αναγωγικός παράγοντας σε αυτήν την αντίδραση). Η αντίδραση επιταχύνεται με τη δράση του φωτός και ενός καταλύτη. Το Phosgene είναι ένα καφέ αέριο, πολύ δηλητηριώδες - μια ισχυρή δηλητηριώδης ουσία. Σιγά -σιγά υδρολύθηκε COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.
Το Phosgene χρησιμοποιείται στη σύνθεση διαφόρων ουσιών και χρησιμοποιήθηκε στον Πρώτο Παγκόσμιο Πόλεμο ως χημικός παράγοντας πολέμου.
Όταν θερμαίνεται, το CO αντιδρά με το θείο για να σχηματίσει σουλφοξείδιο του άνθρακα COS:
CO + S = COS (αέριο).
Όταν θερμαίνεται υπό πίεση, το CO σχηματίζει μεθανόλη κατά την αλληλεπίδραση με το υδρογόνο
μπλουζα
CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.
Σύνθεση μεθανόλης από CO και Η 2 - μία από τις σημαντικότερες χημικές βιομηχανίες.
- Σε αντίθεση με τις περισσότερες άλλες ενώσεις άνθρακα, το μόριο CO έχει ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων στο άτομο C. Συνεπώς, το μόριο CO μπορεί να δράσειυποκατάστατο σε διάφορα συγκροτήματα. Τα προϊόντα της προσθήκης CO σε άτομα μετάλλων, τα οποία ονομάζονται καρβονύλια, είναι ιδιαίτερα πολυάριθμα. Περίπου 1000 καρβονύλια είναι γνωστά, συμπεριλαμβανομένων των καρβονυλίων που περιέχουν άλλα προσδέματα εκτός του CO. Τα καρβονύλια (σύμπλοκα) παίρνουν:
Τ, ρ, ρ
Fe + 5CO → Ni + 4CO.
Υπάρχουν αέρια, υγρά και στερεά καρβονύλια, στα οποία το μέταλλο έχει κατάσταση οξείδωσης 0. Όταν θερμαίνονται, τα καρβονύλια αποσυντίθενται και αποκτούν μέταλλα σε σκόνη πολύ υψηλής καθαρότητας:
προς το
Ni (CO) 4 → Ni + 4CO.
Τα καρβονύλια χρησιμοποιούνται σε συνθέσεις και για την παραγωγή εξαιρετικά καθαρών μετάλλων. Όλα τα καρβονύλια, όπως το CO, είναι εξαιρετικά τοξικά.
- Μονοξείδιο του άνθρακα (IV).
Μόριο CO 2 έχει γραμμική δομή (O = C = O), Sp - υβριδισμός του ατόμου άνθρακα. Δύο δεσμοί του τύπου σ προκύπτουν λόγω επικάλυψης δύο Sp - υβριδικά τροχιακά του ατόμου C και δύο 2p NS - τροχιακά δύο ατόμων οξυγόνου, στα οποία υπάρχουν μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια. Δύο άλλοι δεσμοί του τύπου π δημιουργούνται όταν επικαλύπτονται 2p y - και 2p z - τροχιακά του ατόμου C (μη υβριδικό) με το αντίστοιχο 2p y - και 2p z - τροχιακά άτομα οξυγόνου.
Απόκτηση CO 2:
- στη βιομηχανίαπου λαμβάνεται με ασβεστοποίηση ασβεστόλιθου
CaCO 3 → CaO + CO 2;
Στο εργαστήριο λαμβάνονται στη συσκευή Kipp με την αντίδραση
CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.
Φυσικές ιδιότητες του CO 2 : είναι αέριο, βαρύτερο από τον αέρα, η διαλυτότητα στο νερό είναι χαμηλή (στο 0Ο C σε 1 λίτρο νερού διαλύει 1,7 λίτρα CO 2, και στις 15 ο Το C διαλύει 1 λίτρο CO 2 ), ενώ μερικά από τα διαλυμένα CO 2 αλληλεπιδρά με το νερό για να σχηματίσει ανθρακικό οξύ:
HOH + CO 2 ↔ H 2 CO 3 ... Η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά (←), οπότε το μεγαλύτερο μέρος του διαλυμένου CO 2 ως CO2, όχι όξινο.
V χημικά CO 2 παρουσιάζει: α) τις ιδιότητες ενός όξινου οξειδίου και όταν αλληλεπιδρά με διαλύματα αλκαλίων, σχηματίζονται ανθρακικά και με περίσσεια CO 2 - υδρογονάνθρακες:
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O NaOH + CO 2 → NaHCO 3.
β) οξειδωτικές ιδιότητες, αλλά οξειδωτικές ιδιότητες CO 2 πολύ αδύναμος, αφού ο S.O. = +4 είναι η πιο χαρακτηριστική κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα. Στην περίπτωση αυτή, η CO 2 μειώνεται σε CO ή C:
C + CO 2 ↔ 2CO.
C О 2 Χρησιμοποιείται στην παραγωγή σόδας, για την κατάσβεση πυρκαγιών, για την παρασκευή μεταλλικού νερού, ως αδρανές μέσο στις συνθέσεις.
- Ανθρακικό οξύ και τα άλατά του
Το ανθρακικό οξύ είναι γνωστό μόνο σε αραιά υδατικά διαλύματα. Σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση του CO 2 με νερό. Σε ένα υδατικό διάλυμα, το μεγαλύτερο μέρος του διαλυμένου CO 2 σε ενυδατωμένη κατάσταση και μόνο ένα μικρό μέρος με τη μορφή Η 2 CO 3, HCO 3 -, CO 3 2- , δηλαδή, δημιουργείται ισορροπία σε υδατικό διάλυμα:
CO 2 + HOH ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - ↔ 2H + + CO 3 2-.
Η ισορροπία μετατοπίζεται έντονα προς τα αριστερά (←) και η θέση της εξαρτάται από τη θερμοκρασία, το περιβάλλον κ.λπ.
Το ανθρακικό οξύ θεωρείται ασθενές οξύ (Κ 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Αυτή είναι η φαινομενική σταθερά ιοντισμού Κκαι αυτος. , σχετίζεται με τη συνολική ποσότητα CO διαλυμένου σε νερό 2 , και όχι στην πραγματική συγκέντρωση ανθρακικού οξέος, η οποία δεν είναι γνωστή ακριβώς. Αλλά αφού τα μόρια Η 2 CO 3 είναι μικρό σε διάλυμα, τότε το πραγματικό Κκαι αυτος. το ανθρακικό οξύ είναι πολύ περισσότερο από αυτό που αναφέρθηκε παραπάνω. Έτσι, προφανώς, η πραγματική τιμή του Κ 1 ≈ 10 -4 , δηλαδή, το ανθρακικό οξύ είναι ένα οξύ μεσαίας ισχύος.
Τα άλατα (ανθρακικά) είναι συνήθως ελαφρώς διαλυτά στο νερό. Τα ανθρακικά Κ διαλύονται καλά+, Na +, R ρ +, Cs +, Tl +1, ΝΗ 4 + ... Τα υδρογονανθρακικά, σε αντίθεση με τα ανθρακικά, είναι κυρίως διαλυτά στο νερό.
Υδρόλυση αλατιού: Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH (pH> 7).
Όταν θερμαίνονται, τα ανθρακικά διασπώνται σχηματίζοντας οξείδιο μετάλλου και CO 2 Όσο πιο έντονες είναι οι μεταλλικές ιδιότητες του στοιχείου που σχηματίζει κατιόν, τόσο πιο σταθερό είναι το ανθρακικό. Ετσι, Na 2 CO 3 λιώνει χωρίς αποσύνθεση. CaCO 3 αποσυντίθεται στα 825о С, а Ag 2 CO 3 αποσυντίθεται στα 100Ο Γ. Τα ανθρακικά αποσυντίθενται σε χαμηλή θέρμανση:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.
- Ουρία και δισουλφίδιο άνθρακα.
Η ουρία ή η ουρία λαμβάνεται με τη δράση του CO 2 για υδατικό διάλυμα H 3 N σε 130 о С και 1 ∙ 10 7 Pa.
CO 2 + 2H 3 N = CO (NH 2) 2 + H 2 O.
Η ουρία είναι μια λευκή κρυσταλλική ουσία. Χρησιμοποιείται ως λίπασμα αζώτου, για τη διατροφή των ζώων, για την απόκτηση πλαστικών, φαρμακευτικών προϊόντων (veronal, luminal).
Δισουλφίδιο του άνθρακα (δισουλφίδιο του άνθρακα) - CS 2 υπό κανονικές συνθήκες - ένα πτητικό άχρωμο υγρό, δηλητηριώδες. ΚΑΘΑΡΗ CS 2 έχει μια ελαφριά ευχάριστη οσμή, αλλά σε επαφή με τον αέρα - μια αηδιαστική μυρωδιά των προϊόντων οξείδωσης. Ο διθειούχος άνθρακας δεν διαλύεται στο νερό, όταν θερμαίνεται (150Ο Γ) υδρολύθηκε σε CO 2 και H 2 S:
CS 2 + 2HOH = CO 2 + 2H 2 S.
Το δισουλφίδιο του άνθρακα οξειδώνεται εύκολα και είναι εύφλεκτο στον αέρα με μικρή θέρμανση: CS 2 + 3 O 2 = CO 2 + 2 SO 2.
Λάβετε δισουλφίδιο άνθρακα με την αλληλεπίδραση ατμών θείου με καυτό άνθρακα. Ο δισουλφίδιο του άνθρακα χρησιμοποιείται ως καλός διαλύτης για οργανικές ουσίες, φώσφορο, θείο, ιώδιο. Το χύμα CS 2 χρησιμοποιείται για την απόκτηση μεταξιού βισκόζης και ως μέσο καταπολέμησης των γεωργικών παρασίτων.
- Υδροκυανικό, θειοκυανικό και κυανικό οξύ.
Υδροκυανικό οξύ HCN (ή υδροκυανικό οξύ) έχει γραμμική δομή, αποτελείται από μόρια 2 τύπων, τα οποία βρίσκονται σε ταυτομερική ισορροπία, η οποία μετατοπίζεται προς τα αριστερά σε θερμοκρασία δωματίου:
H - C ≡ N ↔ H - N ≡ C
κυανιούχο ισοκυανίδιο
υδρογόνο υδρογόνο
HCN Είναι ένα πτητικό υγρό με μυρωδιά αμυγδάλου, ένα από τα ισχυρότερα δηλητήρια, αναμιγνύεται με νερό σε οποιαδήποτε αναλογία. Σε υδατικό διάλυμα HCN - ασθενές οξύ (Κ = 7,9 ∙ 10-10 ), δηλαδή πολύ ασθενέστερο από το ανθρακικό οξύ.
Στη βιομηχανία HCN λαμβάνονται με καταλυτική αντίδραση:
τ ο, κατα
CO + NH 3 → HCN + HOH.
Τα άλατα (κυανίδια) λαμβάνονται με αναγωγή ανθρακικών με άνθρακα με θέρμανση:
Na 2 CO 3 + C + 2NH 3 = 2NaCN + 3H 2 O.
Το υδροκυάνιο χρησιμοποιείται στην οργανική σύνθεση, και NaCN και KCN - στην εξόρυξη χρυσού, για την απόκτηση σύνθετων κυανιδίων κ.λπ.
Τα κυανίδια είναι βασικά ( NaCN) και όξινο (JCN ). Υδρόλυση βασικού κυανίου:
NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH> 7).
Όταν υδρολύεται το κυανιούχο οξύ, σχηματίζονται δύο οξέα:
JCN + HOH = HJO + HCN.
Κυανιούχο δ -τα στοιχεία δεν διαλύονται στο νερό, αλλά λόγω πολυπλοκότητας διαλύονται εύκολα παρουσία βασικών κυανιδίων:
4KCN + Mn (CN) 2 = K 4.
Τα σύνθετα κυανίδια είναι πολύ σταθερά.
Θειοκυανικό υδρογόνο HSCN ή HNCS έχει γραμμική δομή και αποτελείται από δύο τύπους μορίων: H - S - C ΝήΗ Ν = ντο = μικρό... Σε κρυσταλλικά θειοκυανικάNaNCS, Μπα(NCS) 2 το μεταλλικό ιόν βρίσκεται κοντά στο άτομο αζώτου. vAgSCN, Hg(SCN) 2 το μεταλλικό ιόν βρίσκεται κοντά στο άτομο θείου.
Τα ροδανίδια ή τα θειοκυανικά λαμβάνονται με τη δράση θείου σε κυανιούχα αλκαλιμετάλλων (βραστά διαλύματα με θείο):
το
KCN + S = KNCS.
Το άνυδρο θειοκυανικό υδρογόνο λαμβάνεται με θέρμανση θειοκυανικού μολύβδου (ή υδραργύρου) σε ρεύμαΗ2 μικρό:
το
ΡΒ(SCN)2 + Η2 S →ΡΒS ↓ + 2HNCS.
HNCS- άχρωμο λιπαρό υγρό με έντονη οσμή, αποσυντίθεται εύκολα. Διαλύεται καλά σε νερό, σε υδατικό διάλυμαHNCSσχηματίζει ισχυρό θειοκυανικό οξύ (Κ = 0,14). Τα ροδανίδια χρησιμοποιούνται κυρίως για τη βαφή υφασμάτων καιΝΗ4 ΚΝΣχρησιμοποιείται ως αντιδραστήριο για τα ιόνταFe3+ .
Επίσης γνωστά είναι ταυτομερικά κυανικά (HOCN) και ισοκυανική (HNCO) οξέα:
.
Αυτή η ισορροπία σε θερμοκρασία δωματίου μετατοπίζεται προς τα αριστερά.
Τα άλατα - κυανικά και ισοκυανικά λαμβάνονται με οξείδωση των κυανιδίων: 2KCN + Ο2 = 2 KOCN... Το κυανικό οξύ σε υδατικό διάλυμα είναι ένα οξύ μέσης ισχύος.
IVA ομάδα χημικών στοιχείων του περιοδικού πίνακα D.I. Ο Mendeleev περιλαμβάνει μη μέταλλα (άνθρακα και πυρίτιο), καθώς και μέταλλα (γερμάνιο, κασσίτερο, μόλυβδο). Τα άτομα αυτών των στοιχείων περιέχουν τέσσερα ηλεκτρόνια σε επίπεδο εξωτερικής ενέργειας (ns 2 np 2), δύο από τα οποία δεν είναι ζευγαρωμένα. Επομένως, τα άτομα αυτών των στοιχείων σε ενώσεις μπορεί να εμφανίζουν σθένος II. Τα άτομα των στοιχείων της ομάδας IVA μπορούν να περάσουν σε διεγερμένη κατάσταση και να αυξήσουν τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σε 4 και, κατά συνέπεια, σε ενώσεις εμφανίζουν υψηλότερο σθένος ίσο με τον αριθμό της ομάδας IV. Ο άνθρακας σε ενώσεις παρουσιάζει καταστάσεις οξείδωσης από –4 έως +4, για τις υπόλοιπες, οι καταστάσεις οξείδωσης σταθεροποιούνται: –4, 0, +2, +4.
Σε ένα άτομο άνθρακα, σε αντίθεση με όλα τα άλλα στοιχεία, ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους είναι ίσος με τον αριθμό των τροχιακών σθένους. Αυτός είναι ένας από τους κύριους λόγους για τη σταθερότητα του δεσμού C - C και την εξαιρετική τάση του άνθρακα να σχηματίζει ομοχαλίνες, καθώς και την ύπαρξη μεγάλου αριθμού ενώσεων άνθρακα.
Στην αλλαγή των ιδιοτήτων των ατόμων και των ενώσεων στη σειρά C - Si - Ge - Sn - Pb, εκδηλώνεται δευτερογενής περιδιδόμενη (Πίνακας 5).
Πίνακας 5 - Χαρακτηριστικά των ατόμων στοιχείων της ομάδας IV
| 6 Γ | 1 4 Si | 3 2 Ge | 50 Sn | 82 Pb | |
| Ατομική μάζα | 12,01115 | 28,086 | 72,59 | 118,69 | 207,19 |
| ηλεκτρόνια σθένους | 2s 2 2p 2 | 3s 2 3p 2 | 4s 2 4p 2 | 5s 2 5p 2 | 6s 2 6p 2 |
| Ομοιοπολική ακτίνα ατόμου, Ǻ | 0,077 | 0,117 | 0,122 | 0,140 | – |
| Μεταλλική ακτίνα ατόμου, | – | 0,134 | 0,139 | 0,158 | 0,175 |
| Ακτίνα υπό όρους ιόντων, Ε 2+, nm | – | – | 0,065 | 0,102 | 0,126 |
| Ακτίνα υπό όρους ιόντων E 4+, nm | – | 0,034 | 0,044 | 0,067 | 0,076 |
| Ενέργεια ιοντισμού Ε 0 - Ε +, ev | 11,26 | 8,15 | 7,90 | 7,34 | 7,42 |
| Περιεχόμενο στον φλοιό της γης, στο. % | 0,15 | 20,0 | 2∙10 –4 | 7∙10 – 4 | 1,6∙10 – 4 |
Η δευτερογενής περιοδικότητα (μη μονοτονική αλλαγή στις ιδιότητες των στοιχείων σε ομάδες) οφείλεται στη φύση της διείσδυσης εξωτερικών ηλεκτρονίων στον πυρήνα. Έτσι, η μη μονοτονία της αλλαγής των ατομικών ακτίνων κατά τη μετάβαση από πυρίτιο σε γερμάνιο και από κασσίτερο σε μόλυβδο οφείλεται στη διείσδυση των ηλεκτρονίων s κάτω από την τρισδιάστατη οθόνη 10-ηλεκτρονίων στο γερμάνιο, αντίστοιχα, και στη διπλή οθόνη 4f 14 και 5δ 10 -ηλεκτρόνια σε μόλυβδο. Δεδομένου ότι η ισχύς διείσδυσης μειώνεται στη σειρά s> p> d, η εσωτερική περιοδικότητα στην αλλαγή των ιδιοτήτων εκδηλώνεται σαφέστερα στις ιδιότητες των στοιχείων που καθορίζονται από τα ηλεκτρόνια s. Επομένως, είναι πιο χαρακτηριστικό για ενώσεις των στοιχείων των ομάδων Α του περιοδικού πίνακα, που αντιστοιχούν στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων.
Ο άνθρακας διαφέρει σημαντικά από τα άλλα p-στοιχεία της ομάδας από την υψηλή αξία της ενέργειας ιοντισμού.
Ο άνθρακας και το πυρίτιο έχουν πολυμορφικές τροποποιήσεις με διαφορετικές δομές κρυσταλλικού πλέγματος. Το γερμάνιο ανήκει σε μέταλλα, ασημί-λευκό χρώμα με κιτρινωπή απόχρωση, αλλά έχει ατομικό κρυσταλλικό πλέγμα που μοιάζει με διαμάντι με ισχυρούς ομοιοπολικούς δεσμούς. Ο κασσίτερος έχει δύο πολυμορφικές τροποποιήσεις: μια μεταλλική τροποποίηση με ένα μεταλλικό κρυσταλλικό πλέγμα και έναν μεταλλικό δεσμό. μη μεταλλική τροποποίηση με ατομικό κρυστάλλινο πλέγμα, το οποίο είναι σταθερό σε θερμοκρασίες κάτω από 13,8 C. Ο μόλυβδος είναι ένα σκούρο γκρι μέταλλο με μεταλλικό κυβικό κρυσταλλικό πλέγμα με επίκεντρο την όψη. Μια αλλαγή στη δομή των απλών ουσιών στη σειρά γερμανίου - κασσίτερου - μολύβδου αντιστοιχεί σε μια αλλαγή στις φυσικές τους ιδιότητες. Έτσι το γερμάνιο και ο μη μεταλλικός κασσίτερος είναι ημιαγωγοί, ο μεταλλικός κασσίτερος και ο μόλυβδος είναι αγωγοί. Η αλλαγή του τύπου του χημικού δεσμού από κυρίως ομοιοπολικό σε μεταλλικό συνοδεύεται από μείωση της σκληρότητας των απλών ουσιών. Έτσι, το γερμάνιο είναι αρκετά σκληρό, ενώ ο μόλυβδος τυλίγεται εύκολα σε λεπτά φύλλα.
Οι ενώσεις στοιχείων με υδρογόνο έχουν τον τύπο EN 4: CH 4 - μεθάνιο, SiH 4 - σιλάνιο, GeH 4 - γερμανικό, SnH 4 - stannane, PbH 4 - plumbane. Είναι αδιάλυτα στο νερό. Από πάνω προς τα κάτω, στη σειρά των ενώσεων υδρογόνου, η σταθερότητά τους μειώνεται (το plumban είναι τόσο ασταθές που η ύπαρξή του μπορεί να κριθεί μόνο με έμμεσα σημάδια).
Οι ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο έχουν τους γενικούς τύπους: EO και EO 2. Τα οξείδια CO και SiO δεν σχηματίζουν άλατα. GeO, SnO, PbO - αμφοτερικά οξείδια. CO 2, SiO 2 GeO 2 - όξινο, SnO 2, PbO 2 - αμφοτερικό. Με την αύξηση της οξειδωτικής κατάστασης, οι όξινες ιδιότητες των οξειδίων αυξάνονται, οι βασικές ιδιότητες εξασθενούν. Οι ιδιότητες των αντίστοιχων υδροξειδίων αλλάζουν παρόμοια.
| | | | | | | |
16.1. Γενικά χαρακτηριστικά των στοιχείων των ομάδων IIIA, IVA και VA
σι |
ντο |
Ν |
Al Aluminium |
Σι |
Π |
Ga |
Ge Germanium |
Οπως και |
Σε |
Sn |
Sb |
Tl |
Pb |
Bi |
Η σύνθεση αυτών των τριών ομάδων του φυσικού συστήματος των στοιχείων φαίνεται στο Σχήμα 16.1. Οι τιμές των τροχιακών ακτίνων των ατόμων (σε angstroms) δίνονται επίσης εδώ. Σε αυτές τις ομάδες το όριο εντοπίζεται με μεγαλύτερη σαφήνεια μεταξύ των στοιχείων που σχηματίζουν μέταλλα (η τροχιακή ακτίνα είναι μεγαλύτερη από 1,1 angstroms) και των στοιχείων που σχηματίζουν μη μέταλλα (η τροχιακή ακτίνα είναι μικρότερη από 1,1 angstroms). Στο σχήμα, αυτό το περίγραμμα εμφανίζεται με διπλή γραμμή. Δεν πρέπει να ξεχνάμε ότι αυτό το περίγραμμα εξακολουθεί να είναι υπό όρους: το αλουμίνιο, το γάλιο, ο κασσίτερος, ο μόλυβδος και το αντιμόνιο είναι σίγουρα αμφοτερικά μέταλλα, αλλά το βόριο, το γερμάνιο και το αρσενικό δείχνουν κάποια σημάδια αμφοτερικότητας.
Από τα άτομα των στοιχείων αυτών των τριών ομάδων στον φλοιό της γης, τα πιο συχνά βρίσκονται: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087 %) και Ν (ν = 0,030%). Με αυτούς θα γνωρίσετε σε αυτό το κεφάλαιο.
Οι γενικοί ηλεκτρονικοί τύποι σθένους των ατόμων των στοιχείων της ομάδας IIIA είναι ns 2 np 1, ομάδα IVA - ns 2 np 2, ομάδες VA - ns 2 np 3 Οι υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης είναι ίσες με τον αριθμό της ομάδας. Ενδιάμεσο 2 λιγότερο.
Όλες οι απλές ουσίες που σχηματίζονται από τα άτομα αυτών των στοιχείων (με εξαίρεση το άζωτο) είναι στερεές. Πολλά στοιχεία χαρακτηρίζονται από αλλοτροπία (B, C, Sn, P, As). Υπάρχουν μόνο τρεις σταθερές μοριακές ουσίες: άζωτο Ν 2, λευκός φώσφορος Ρ 4 και κίτρινο αρσενικό As 4.
Τα μη μεταλλικά στοιχεία αυτών των τριών ομάδων τείνουν να σχηματίζουν μοριακές ενώσεις υδρογόνου με ομοιοπολικούς δεσμούς. Επιπλέον, ο άνθρακας έχει τόσα πολλά από αυτά που οι υδρογονάνθρακες και τα παράγωγά τους μελετώνται από μια ξεχωριστή επιστήμη - την οργανική χημεία. Το βόριο είναι η δεύτερη ένωση υδρογόνου μεταξύ αυτών των στοιχείων. Τα βοροϋδρίδια (βοράνια) είναι πολύ πολυάριθμα και σύνθετα στη δομή τους · ως εκ τούτου, η χημεία των βοροϋδριδίων έχει επίσης αναδειχθεί ως ξεχωριστό τμήμα της χημείας. Το πυρίτιο σχηματίζει συνολικά 8 ενώσεις υδρογόνου (σιλάνια), άζωτο και φώσφορο - δύο το καθένα, τα υπόλοιπα - μία ένωση υδρογόνου το καθένα. Μοριακοί τύποι των απλούστερων ενώσεων υδρογόνου και τα ονόματά τους:
Η σύνθεση των υψηλότερων οξειδίων αντιστοιχεί στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης ίση με τον αριθμό ομάδας. Ο τύπος των υψηλότερων οξειδίων σε κάθε μία από τις ομάδες με αύξηση του σειριακού αριθμού μεταβάλλεται σταδιακά από όξινο σε αμφοτερικό ή βασικό.
Ο χαρακτήρας οξέος-βάσης των υδροξειδίων είναι πολύ διαφορετικός. Έτσι, το HNO 3 είναι ένα ισχυρό οξύ και το TlOH είναι ένα αλκάλιο.
1. Κάντε συντετμημένους ηλεκτρονικούς τύπους και ενεργειακά διαγράμματα ατόμων στοιχείων των ομάδων IIIA, IVA και VA. Αναφέρετε τα εξωτερικά και τα ηλεκτρόνια σθένους.
Το άτομο αζώτου έχει τρία μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια, επομένως, σύμφωνα με τον μηχανισμό ανταλλαγής, μπορεί να σχηματίσει τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς. Μπορεί να σχηματίσει έναν άλλο ομοιοπολικό δεσμό από τον μηχανισμό δότη-αποδέκτη, ενώ το άτομο αζώτου αποκτά θετικό επίσημο φορτίο +1 μι... Έτσι, το μέγιστο άζωτο είναι πενταδύναμο, αλλά το μέγιστο ομοιοπολικό του είναι ίσο με 4. (Αυτό εξηγεί τη συχνή δήλωση ότι το άζωτο δεν μπορεί να είναι πενταδύναμο)
Σχεδόν όλο το χερσαίο άζωτο βρίσκεται στην ατμόσφαιρα του πλανήτη μας. Ένα σημαντικά μικρότερο μέρος αζώτου υπάρχει στη λιθόσφαιρα με τη μορφή νιτρικών. Το άζωτο είναι μέρος των οργανικών ενώσεων που περιέχονται σε όλους τους οργανισμούς και στα προϊόντα αποσύνθεσης τους.
Το άζωτο αποτελεί το μοναδικό απλόςμοριακός ουσίαΝ2 με τριπλό διατομικό δεσμό στο μόριο (Εικ. 16.2). Η ενέργεια αυτού του δεσμού είναι ίση με 945 kJ / mol, η οποία υπερβαίνει τις τιμές άλλων ενεργειών σύνδεσης (βλέπε πίνακα 21). Αυτό εξηγεί την αδράνεια του αζώτου σε συνηθισμένες θερμοκρασίες. Σύμφωνα με τα φυσικά χαρακτηριστικά του, το άζωτο είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο, γνωστό σε μας από τη γέννηση (η ατμόσφαιρα της γης είναι τα τρία τέταρτα του αζώτου). Το άζωτο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό.
Το άζωτο σχηματίζει δύο ενώσεις υδρογόνου: αμμωνία NH 3 και υδραζίνη N 2 H 6:
Η αμμωνία είναι ένα άχρωμο αέριο με πικάντικη, αποπνικτική μυρωδιά. Η απρόσεκτη εισπνοή συμπυκνωμένων αναθυμιάσεων αμμωνίας μπορεί να οδηγήσει σε κράμπες και ασφυξία. Η αμμωνία είναι πολύ διαλυτή στο νερό, κάτι που εξηγείται από το σχηματισμό τεσσάρων δεσμών υδρογόνου με μόρια νερού από κάθε μόριο αμμωνίας.
Το μόριο αμμωνίας είναι ένα σωματίδιο βάσης (βλέπε Παράρτημα 14). Λαμβάνοντας ένα πρωτόνιο, μετατρέπεται σε ιόν αμμωνίου. Η αντίδραση μπορεί να λάβει χώρα τόσο σε υδατικό διάλυμα όσο και σε αέρια φάση:
ΝΗ 3 + Η 2 Ο ΝΗ 4 + ΟΗ (σε διάλυμα).
ΝΗ 3 + Η 3 Ο Β = ΝΗ 4 + Η 2 Ο (σε διάλυμα).
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (στην αέρια φάση).
Τα υδατικά διαλύματα αμμωνίας είναι αρκετά αλκαλικά για να καθιζάνουν αδιάλυτα υδροξείδια, αλλά όχι αρκετά αλκαλικά για να διαλυθούν αμφοτερικά υδροξείδια σε αυτά για να σχηματίσουν υδροξοσυμπλέγματα. Επομένως, ένα διάλυμα αμμωνίας είναι βολικό για χρήση για την παρασκευή αμφοτερικών υδροξειδίων Π-στοιχεία: Al (OH) 3, Be (OH) 2, Pb (OH) 2 κ.λπ., για παράδειγμα:
Pb 2 + 2NH 3 + 2H 2 O = Pb (OH) 2 + 2NH 4.
Όταν αναφλεγεί στον αέρα, η αμμωνία καίγεται, σχηματίζοντας άζωτο και νερό. όταν αλληλεπιδρά με οξυγόνο παρουσία καταλύτη (Pt) οξειδώνεται αναστρέψιμα σε μονοξείδιο του αζώτου:
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (χωρίς καταλύτη),
4ΝΗ 3 + 5Ο 2 4ΝΟ + 6Η 2Ο (με καταλύτη).
Όταν θερμαίνεται, η αμμωνία μπορεί να μειώσει τα οξείδια όχι πολύ ενεργών μετάλλων, για παράδειγμα, χαλκού:
3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
Τα άλατα αμμωνίου στις ιδιότητές τους (εκτός από τη θερμική σταθερότητα) είναι παρόμοια με τα άλατα αλκαλιμετάλλων. όπως και το τελευταίο, σχεδόν όλα είναι διαλυτά στο νερό, αλλά επειδή το ιόν αμμωνίου είναι ασθενές οξύ, υδρολύονται κατιονικά. Όταν θερμαίνονται, τα άλατα αμμωνίου αποσυντίθενται:
ΝΗ4Cl = ΝΗ3 + HCl;
(NH 4) 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 + NH 3;
(NH 4) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O;
NH4HS = NH3 + H2S;
ΝΗ4ΝΟ3 = Ν2Ο + 2Η2Ο;
ΝΗ4ΝΟ2 = Ν2 + 2Η2Ο;
(ΝΗ 4) 2 HPO4 = ΝΗ3 + (ΝΗ4) Η2ΡΟ4;
(NH 4) H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O.
Το άζωτο σε διάφορες καταστάσεις οξείδωσης σχηματίζει πέντε οξείδια: Ν2Ο, ΝΟ, Ν2Ο3, ΝΟ2 και Ν2Ο5.
Το πιο σταθερό από αυτά είναι το διοξείδιο του αζώτου. Είναι ένα δηλητηριώδες καφέ αέριο με δυσάρεστη οσμή. Αντιδρά με νερό:
2ΝΟ 2 + Η 2 Ο = ΗΝΟ 2 + ΗΝΟ 3.
Με ένα αλκαλικό διάλυμα, η αντίδραση προχωρά με το σχηματισμό νιτρικών και νιτρώδους.
Τα Ν2Ο και ΝΟ είναι οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα.
Τα Ν2Ο3 και Ν2Ο5 είναι όξινα οξείδια. Αντιδρώντας με νερό, σχηματίζουν αντίστοιχα διαλύματα νιτρώδους και νιτρικού οξέος.
Οξοοξέα αζώτου σε κατάσταση οξείδωσης + III - νιτρικό οξύ HNO 2. Είναι ένα ασθενές οξύ του οποίου τα μόρια υπάρχουν μόνο σε υδατικό διάλυμα. Τα άλατά του είναι νιτρώδη. Το άζωτο σε νιτρώδες οξύ και νιτρώδη οξειδώνεται εύκολα στην κατάσταση οξείδωσης + V.
Σε αντίθεση με το νιτρώδες, το νιτρικό οξύ HNO 3 είναι ένα ισχυρό οξύ. Η δομή του μορίου του μπορεί να εκφραστεί με δύο τρόπους:
Το νιτρικό οξύ αναμιγνύεται με το νερό από κάθε άποψη, αντιδρώντας πλήρως με αυτό σε αραιά διαλύματα:
HNO 3 + H 2 O = H 3 O + NO 3
Το νιτρικό οξύ και τα διαλύματά του είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Όταν το νιτρικό οξύ αραιώνεται, η οξειδωτική του δράση μειώνεται. Σε διαλύματα νιτρικού οξέος οποιασδήποτε συγκέντρωσης, τα άτομα οξείδωσης είναι κυρίως άτομα αζώτου και όχι υδρογόνο. Επομένως, όταν οξειδώνονται διάφορες ουσίες με νιτρικό οξύ, το υδρογόνο, εάν απελευθερωθεί, είναι μόνο ως υποπροϊόν. Ανάλογα με τη συγκέντρωση του οξέος και την αναγωγική δραστηριότητα ενός άλλου αντιδραστηρίου, τα προϊόντα της αντίδρασης μπορεί να είναι ΝΟ2, ΝΟ, Ν2Ο, Ν2, ακόμη και ΝΗ4. Τις περισσότερες φορές, σχηματίζεται ένα μείγμα αερίων, αλλά στην περίπτωση συμπυκνωμένου νιτρικού οξέος, απελευθερώνεται μόνο διοξείδιο του αζώτου:
Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3FeS + 30HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + Fe (NO 3) 3 + 27NO 2 + 15H 2 O
Στην περίπτωση αραιού νιτρικού οξέος, το μονοξείδιο του αζώτου απελευθερώνεται συχνότερα:
Fe + 4HNO 3 = Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3Η 2Σ + 2ΗΝΟ 3 = 2ΝΟ + 4Η 2Ο + 3Σ
Στην περίπτωση πολύ αραιού νιτρικού οξέος που αντιδρά με ισχυρό αναγωγικό παράγοντα (Mg, Al, Zn), σχηματίζονται ιόντα αμμωνίου:
4Mg + 10HNO 3 = 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Τα μέταλλα που παθητικοποιούνται με συμπυκνωμένο θειικό οξύ παθητικοποιούνται επίσης με συμπυκνωμένο νιτρικό οξύ.
Άλατα νιτρικού οξέος - νιτρικά - θερμικά ασταθείς ενώσεις. Όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2;
2Zn (NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O2;
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2.
1. Κάντε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που δίνονται στο κείμενο της παραγράφου περιγραφικά.
2. Σχηματίστε τις εξισώσεις αντιδράσεων που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) αμμωνίας, β) νιτρικού οξέος, γ) νιτρικού ψευδαργύρου.
Χημικές ιδιότητες αμμωνίας και νιτρικού οξέος.
16.3. Φώσφορος
Σε αντίθεση με το άτομο αζώτου, άτομοο φωσφόρος μπορεί να σχηματίσει πέντε ομοιοπολικούς δεσμούς με τον μηχανισμό ανταλλαγής. Η παραδοσιακή εξήγηση για αυτό καταλήγει στη δυνατότητα διέγερσης ενός από τα 3 μικρό-ηλεκτρόνια και η μετάβασή του στο 3 ρε-κατώ επίπεδο.
Το στοιχείο φωσφόρος σχηματίζεται αρκετά αλλοτροπικές τροποποιήσεις... Από αυτές, οι τρεις τροποποιήσεις είναι οι πιο σταθερές: λευκός φώσφορος, κόκκινος φώσφορος και μαύρος φώσφορος. Ο λευκός φώσφορος είναι μια κηρώδης δηλητηριώδης ουσία επιρρεπής σε αυθόρμητη καύση στον αέρα, αποτελούμενη από μόρια Ρ 4. Ο κόκκινος φώσφορος είναι μια σκούρα κόκκινη, μη μοριακή, λιγότερο δραστική ουσία με αρκετά περίπλοκη δομή. Συνήθως, ο κόκκινος φώσφορος περιέχει πάντα ένα μείγμα λευκού, επομένως, τόσο ο λευκός όσο και ο κόκκινος φώσφορος αποθηκεύονται πάντα κάτω από ένα στρώμα νερού. Ο μαύρος φώσφορος είναι επίσης μια μη μοριακή ουσία με σύνθετη δομή πλαισίου.
Τα μόρια του λευκού φωσφόρου είναι τετραεδρικά, το άτομο φωσφόρου σε αυτά είναι τρισθενές. Μοντέλο μπάλας και ραβδί και δομική φόρμουλα του μορίου λευκού φωσφόρου:
Η δομή του κόκκινου φωσφόρου μπορεί να εκφραστεί με τον δομικό τύπο:
Ο φώσφορος λαμβάνεται από φωσφορικό ασβέστιο με θέρμανση με άμμο και οπτάνθρακα:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.
Για τον φώσφορο, οι ενώσεις με την κατάσταση οξείδωσης + V είναι οι πιο χαρακτηριστικές. Όταν αλληλεπιδρά με περίσσεια χλωρίου, ο φώσφορος σχηματίζει πενταχλωρίδιο. Όταν οποιαδήποτε αλλοτροπική τροποποίηση του φωσφόρου καίγεται σε περίσσεια οξυγόνου, οξείδιοφωσφόρος (V):
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5.
Υπάρχουν δύο τροποποιήσεις του οξειδίου του φωσφόρου (V): μη μοριακό (με τον απλούστερο τύπο P 2 O 5) και μοριακό (με μοριακό τύπο P 4 O 10). Συνήθως το οξείδιο του φωσφόρου είναι ένα μείγμα αυτών των ουσιών.
Αυτό το εξαιρετικά υγροσκοπικό όξινο οξείδιο αντιδρά με το νερό για να σχηματίσει διαδοχικά μεταφωσφορικά, διφωσφορικά και ορθοφωσφορικά οξέα:
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.
Ορθοφωσφορικό οξύ(συνήθως αναφέρεται απλά ως φωσφορικό) είναι ένα αδύναμο τριβασικό οξύ (βλέπε Παράρτημα 13). Είναι άχρωμη κρυσταλλική ουσία, πολύ διαλυτή στο νερό. Όταν αντιδρά με ισχυρές βάσεις, ανάλογα με την αναλογία των αντιδραστηρίων, σχηματίζεται τρεις σειρές άλατα(ορθοφωσφορικά, φωσφορικά υδρογόνα και ορθοφωσφορικά διυδρογόνα - συνήθως στα ονόματά τους παραλείπεται το πρόθεμα "ορθό"):
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.
Τα περισσότερα από τα μέσα φωσφορικά άλατα (εκτός από τα άλατα αλκαλικών στοιχείων εκτός του λιθίου) είναι αδιάλυτα στο νερό. Υπάρχουν σημαντικά πιο διαλυτά φωσφορικά οξέα.
Το φωσφορικό οξύ λαμβάνεται από φυσικό φωσφορικό ασβέστιο με επεξεργασία με περίσσεια θειικού οξέος. Με διαφορετική αναλογία φωσφορικού ασβεστίου και θειικού οξέος, σχηματίζεται ένα μείγμα διϋδρογόνου φωσφορικού και θειικού ασβεστίου, το οποίο χρησιμοποιείται στη γεωργία ως ορυκτό λίπασμα που ονομάζεται "απλό υπερφωσφορικό άλας":
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.
Το πιο πολύτιμο "διπλό υπερφωσφορικό" λαμβάνεται με την αντίδραση
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 3.
Η κύρια ουσία αυτού του ορυκτού λιπάσματος είναι το διϋδροφωσφορικό ασβέστιο.
1. Συντάξτε τις εξισώσεις μοριακής αντίδρασης για τις οποίες δίνονται οι ιοντικές εξισώσεις στο κείμενο της παραγράφου.
2. Κάντε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που δίνονται στο κείμενο της παραγράφου περιγραφικά.
3. Κάντε τις εξισώσεις αντιδράσεων που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) φωσφόρου, β) οξειδίου φωσφόρου (V), γ) ορθοφωσφορικού οξέος, δ) διϋδρογόνου φωσφορικού νατρίου.
Χημικές ιδιότητες φωσφορικού οξέος.
16.4. Ανθρακας
Ο άνθρακας είναι το κύριο συστατικό όλων των οργανισμών. Στη φύση, υπάρχουν τόσο απλές ουσίες που σχηματίζονται από άνθρακα (διαμάντι, γραφίτη) όσο και ενώσεις (διοξείδιο του άνθρακα, διάφορα ανθρακικά, μεθάνιο και άλλοι υδρογονάνθρακες στη σύνθεση του φυσικού αερίου και του πετρελαίου). Το κλάσμα μάζας του άνθρακα στον άνθρακα φτάνει το 97%.
Ατομοο άνθρακας στη βασική κατάσταση μπορεί να σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς με τον μηχανισμό ανταλλαγής, αλλά υπό κανονικές συνθήκες δεν σχηματίζονται τέτοιες ενώσεις. Ένα άτομο άνθρακα, περνώντας σε διεγερμένη κατάσταση, χρησιμοποιεί και τα τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους.
Ο άνθρακας σχηματίζεται αρκετά αλλοτροπικές τροποποιήσεις(βλέπε εικ.16.2). Αυτά είναι διαμάντι, γραφίτης, καρβίνιο και διάφορα φουλερένια.
Το διαμάντι είναι μια πολύ σκληρή, άχρωμη, διαφανής κρυσταλλική ουσία. Οι κρύσταλλοι διαμαντιών αποτελούνται από άτομα άνθρακα μέσα sp 3 -υβριδοποιημένη κατάσταση, σχηματίζοντας ένα πλαίσιο χώρου.
Ο γραφίτης είναι μια μάλλον απαλή κρυσταλλική ουσία γκρι-μαύρου χρώματος. Οι κρύσταλλοι γραφίτη αποτελούνται από επίπεδα στρώματα στα οποία βρίσκονται άτομα άνθρακα sp 2 -υβριδική κατάσταση και σχηματίζουν ένα πλέγμα με εξαγωνικά κελιά.
Το Carbyne είναι μια άχρωμη ινώδης ουσία, που αποτελείται από γραμμικά μόρια στα οποία βρίσκονται άτομα άνθρακα sp-υβριδική κατάσταση (= С = С = С = С = ή –С С -С С–).
Τα φουλλερένια είναι μοριακές αλλοτροπικές τροποποιήσεις του άνθρακα με μόρια C 60, C 80, κλπ. Τα μόρια αυτών των ουσιών είναι κοίλες δικτυωτές σφαίρες.
Όλες οι τροποποιήσεις άνθρακα παρουσιάζουν μειωτικές ιδιότητες σε μεγαλύτερο βαθμό από τις οξειδωτικές, για παράδειγμα, ο οπτάνθρακας (προϊόν επεξεργασίας άνθρακα, περιέχει έως και 98% άνθρακα) χρησιμοποιείται για τη μείωση του σιδήρου από μεταλλεύματα οξειδίων και πλήθος άλλων μετάλλων από τα οξείδια τους:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (σε υψηλή θερμοκρασία).
Οι περισσότερες από τις ενώσεις άνθρακα μελετώνται στην οργανική χημεία, την οποία θα μάθετε στις 10 και 11 τάξεις.
Στις ανόργανες ουσίες, η κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα είναι + II και + IV. Με αυτές τις καταστάσεις οξείδωσης του άνθρακα, υπάρχουν δύο οξείδιο.
Το μονοξείδιο του άνθρακα (II) είναι ένα άχρωμο δηλητηριώδες αέριο, άοσμο. Το ασήμαντο όνομα είναι μονοξείδιο του άνθρακα. Σχηματίζεται από ατελή καύση ανθρακούχων καυσίμων. Για την ηλεκτρονική δομή του μορίου του, δείτε σελίδα 121. Σύμφωνα με τις χημικές ιδιότητες του CO, ένα οξείδιο που δεν σχηματίζει άλας, όταν θερμαίνεται, παρουσιάζει μειωτικές ιδιότητες (μειώνει πολλά οξείδια όχι πολύ ενεργών μετάλλων σε μέταλλο).
Το μονοξείδιο του άνθρακα (IV) είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο. Το ασήμαντο όνομα είναι διοξείδιο του άνθρακα. Οξείδιο του οξέος. Είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (φυσικά), αντιδρά εν μέρει με αυτό, σχηματίζοντας άνθρακα οξύ H 2 CO 3 (μόρια αυτής της ουσίας υπάρχουν μόνο σε πολύ αραιά υδατικά διαλύματα).
Ανθρακικό οξύ - πολύ ασθενές οξύ (βλέπε Παράρτημα 13), διβασικό, σχηματίζει δύο σειρές άλατα(ανθρακικά και υδρογονάνθρακες). Τα περισσότερα ανθρακικά άλατα είναι αδιάλυτα στο νερό. Από τα όξινα ανθρακικά, μόνο τα αλκαλικά μέταλλα και τα όξινα ανθρακικά αμμώνια υπάρχουν ως μεμονωμένες ουσίες. Τόσο το ανθρακικό ιόν όσο και το διττανθρακικό ιόν είναι σωματίδια βάσης · ως εκ τούτου, τόσο τα ανθρακικά όσο και τα όξινα ανθρακικά σε υδατικά διαλύματα υφίστανται υδρόλυση στο ανιόν.
Από τα ανθρακικά, τα πιο σημαντικά είναι το ανθρακικό νάτριο Na 2 CO 3 (σόδα, σόδα, σόδα πλύσης), όξινο ανθρακικό νάτριο NaHCO 3 (μαγειρική σόδα, μαγειρική σόδα), ανθρακικό κάλιο K 2 CO 3 (ποτάσα) και ανθρακικό ασβέστιο CaCO 3 (κιμωλία, μάρμαρο, ασβεστόλιθος).
Ποιοτική αντίδρασηγια την παρουσία διοξειδίου του άνθρακα στο μίγμα αερίων: ο σχηματισμός ιζήματος ανθρακικού ασβεστίου όταν το υπό δοκιμή αέριο περάσει μέσω ασβέστου (κορεσμένο διάλυμα υδροξειδίου του ασβεστίου) και η επακόλουθη διάλυση του ιζήματος με περαιτέρω διέλευση αερίου. Προχωρούμενες αντιδράσεις: Το στοιχείο πυριτίου σχηματίζει ένα απλή ουσίαμε το ίδιο όνομα. Αυτή είναι μια μη μοριακή ουσία με δομή διαμαντιού, στην οποία το πυρίτιο είναι μόνο ελαφρώς κατώτερο σε σκληρότητα. Τον τελευταίο μισό αιώνα, το πυρίτιο έχει γίνει ένα απολύτως απαραίτητο υλικό για τον πολιτισμό μας, αφού οι κρύσταλλοί του χρησιμοποιούνται σχεδόν σε όλο τον ηλεκτρονικό εξοπλισμό.
Το πυρίτιο είναι μια αρκετά αδρανής ουσία. σε θερμοκρασία δωματίου, πρακτικά δεν αντιδρά με τίποτα εκτός από φθόριο και υδροφθόριο:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Όταν θερμαίνεται με τη μορφή λεπτόκοκκης σκόνης, καίγεται σε οξυγόνο, σχηματίζοντας διοξείδιο (SiO2). Όταν συντήκεται με αλκάλια ή όταν βράζεται με συμπυκνωμένα διαλύματα αλκαλίων σχηματίζει πυριτικά άλατα:
Si + 4NaOH = Na4 SiO4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.
Μονοξείδιο του πυριτίου SiO-μη σχηματίζοντας άλας οξείδιο? οξειδώνεται εύκολα σε διοξείδιο.
Το διοξείδιο του πυριτίου SiO2 είναι μια μη μοριακή ουσία της δομής του πλαισίου. Δεν αντιδρά με νερό. όξινο οξείδιο - όταν η σύντηξη με αλκάλια σχηματίζει πυριτικά άλατα, για παράδειγμα:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. Το αλουμίνιο είναι το επόμενο πιο άφθονο στοιχείο στη λιθόσφαιρα της Γης μετά το πυρίτιο. Από μόνη της και μαζί με πυρίτιο, σχηματίζει πολλά μέταλλα: feldspars, micas, corundum Al 2 O 3 και τις πολύτιμες ποικιλίες του (άχρωμο λευκοσαφείριο που περιέχει ακαθαρσίες χρωμίου, ρουμπίνι, που περιέχει ζαφείρι από ακαθαρσίες τιτανίου).
Η απλή ουσία αλουμίνιο είναι ένα ασημί-λευκό λαμπερό ελαφρύ μέταλλο. Το καθαρό αλουμίνιο είναι πολύ μαλακό, μπορεί να τυλιχτεί σε λεπτό φύλλο, σύρμα τραβηγμένο από αυτό. Το αλουμίνιο έχει καλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Είναι αδιάβροχο. Τα κράματα αλουμινίου είναι αρκετά σκληρά αλλά λειτουργούν καλά. Το αλουμίνιο δεν είναι δηλητηριώδες. Όλα αυτά καθιστούν δυνατή τη χρήση αλουμινίου σε μια μεγάλη ποικιλία βιομηχανιών: στις αεροπορικές, ηλεκτρικές, βιομηχανίες τροφίμων και κατασκευών. Το αλουμίνιο χρησιμοποιείται ευρέως στην καθημερινή ζωή. Το αλουμίνιο λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση του τήγματος των ενώσεών του.
Η χημική αδράνεια του αλουμινίου προκαλείται από την παρουσία ενός πυκνού φιλμ οξειδίου στην επιφάνεια του, το οποίο εμποδίζει το μέταλλο να έρθει σε επαφή με το αντιδραστήριο. Όταν αυτή η μεμβράνη αφαιρεθεί χημικά ή μηχανικά, το αλουμίνιο γίνεται ιδιαίτερα αντιδραστικό. Έτσι, χωρίς ένα φιλμ οξειδίου, το αλουμίνιο αναφλέγεται αυθόρμητα και καίγεται στον αέρα χωρίς επιπλέον θέρμανση.
Οι αναγωγικές ιδιότητες του αλουμινίου είναι ιδιαίτερα έντονες όταν θερμαίνονται. Υπό αυτές τις συνθήκες, μειώνει πολλά μέταλλα από οξείδια: όχι μόνο σίδηρο, τιτάνιο, ζιρκόνιο, αλλά ακόμη και ασβέστιο και βάριο.
Το οξείδιο του αργιλίου Al 2 O 3 (τα τετριμμένα ονόματα είναι αλουμίνα, κορούνδιο) είναι μια μη μοριακή ουσία, ο δεσμός στην οποία δεν περιγράφεται καλά ως ιονικός και ομοιοπολικός. Όπως πάντα σε αυτές τις περιπτώσεις, είναι αμφοτερικό οξείδιο. Λαμβάνεται με πύρωση υδροξειδίου αργιλίου, το οποίο έχει επίσης αμφοτερικές ιδιότητες.
Ένα ενυδατωμένο ιόν αργιλίου είναι ένα κατιονικό οξύ, επομένως, τα διαλυτά άλατα αλουμινίου υδρολύονται σε μεγάλο βαθμό.
Από τα άλατα αλουμινίου, η πιο συχνά χρησιμοποιούμενη στυπτηρία καλίου KAl (SO 4) 2 · 12H 2 O - δωδεκαένυδρο θειικό κάλιο -αργίλιο. Είναι μια μη υγροσκοπική, εξαιρετική κρυσταλλωτική ουσία. Το διάλυμα του συμπεριφέρεται σαν μίγμα διαλυμάτων δύο διαφορετικών θειικών: θειικό κάλιο και θειικό αργίλιο. Η δομή της στυπτηρίας μπορεί να εκφραστεί με τον τύπο: (SO 4) 2.
1. Κάντε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που δίνονται στο κείμενο της παραγράφου περιγραφικά.
2. Σχηματίστε τις εξισώσεις αντιδράσεων που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) αργιλίου, β) υδροξειδίου αργιλίου, θ) στυπτηρίας καλίου.
Χημικές ιδιότητες των αλάτων αλουμινίου
Η ομάδα IVA περιέχει τα πιο σημαντικά στοιχεία, χωρίς τα οποία δεν θα ήμασταν ούτε εμείς, ούτε η Γη στην οποία ζούμε. Αυτός ο άνθρακας είναι η βάση όλης της οργανικής ζωής και το πυρίτιο είναι ο «μονάρχης» του ορυκτού βασιλείου.
Εάν ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι τυπικά μη μέταλλα και ο κασσίτερος και ο μόλυβδος είναι μέταλλα, τότε το γερμάνιο καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση. Ορισμένα σχολικά βιβλία το κατατάσσουν ως μη-μέταλλο, ενώ άλλα το αναφέρουν ως μέταλλο. Έχει ασημί λευκό χρώμα και μοιάζει με μέταλλο, αλλά έχει κρυστάλλινο πλέγμα που μοιάζει με διαμάντι και είναι ημιαγωγός, όπως το πυρίτιο.
Από άνθρακα σε μόλυβδο (με μείωση των μη μεταλλικών ιδιοτήτων):
w μειώνει τη σταθερότητα της αρνητικής κατάστασης οξείδωσης (-4)
w μειώνει τη σταθερότητα της υψηλότερης θετικής κατάστασης οξείδωσης (+4)
w αυξημένη σταθερότητα χαμηλής θετικής κατάστασης οξείδωσης (+2)
Ο άνθρακας είναι το κύριο συστατικό όλων των οργανισμών. Στη φύση, υπάρχουν τόσο απλές ουσίες που σχηματίζονται από άνθρακα (διαμάντι, γραφίτη) όσο και ενώσεις (διοξείδιο του άνθρακα, διάφορα ανθρακικά, μεθάνιο και άλλοι υδρογονάνθρακες στη σύνθεση του φυσικού αερίου και του πετρελαίου). Το κλάσμα μάζας του άνθρακα στον άνθρακα φτάνει το 97%.
Ένα άτομο άνθρακα στη βασική κατάσταση μπορεί να σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς με τον μηχανισμό ανταλλαγής, αλλά τέτοιες ενώσεις δεν σχηματίζονται υπό κανονικές συνθήκες. Ένα άτομο άνθρακα, περνώντας σε διεγερμένη κατάσταση, χρησιμοποιεί και τα τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους.
Ο άνθρακας σχηματίζει αρκετές αλλοτροπικές τροποποιήσεις (βλέπε σχήμα 16.2). Αυτά είναι διαμάντι, γραφίτης, καρβίνιο και διάφορα φουλερένια.
Στις ανόργανες ουσίες, η κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα είναι + II και + IV. Με αυτές τις καταστάσεις οξείδωσης του άνθρακα, υπάρχουν δύο οξείδια.
Το μονοξείδιο του άνθρακα (II) είναι ένα άχρωμο δηλητηριώδες αέριο, άοσμο. Το ασήμαντο όνομα είναι μονοξείδιο του άνθρακα. Σχηματίζεται από ατελή καύση ανθρακούχων καυσίμων. Για την ηλεκτρονική δομή του μορίου του, δείτε σελίδα 121. Σύμφωνα με τις χημικές ιδιότητες του CO, ένα οξείδιο που δεν σχηματίζει άλας, όταν θερμαίνεται, παρουσιάζει μειωτικές ιδιότητες (μειώνει πολλά μέταλλα σε οξείδια όχι πολύ ενεργών μετάλλων).
Το μονοξείδιο του άνθρακα (IV) είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο. Το ασήμαντο όνομα είναι διοξείδιο του άνθρακα. Οξείδιο του οξέος. Είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (φυσικά), αντιδρά εν μέρει με αυτό, σχηματίζοντας ανθρακικό οξύ H2CO3 (μόρια αυτής της ουσίας υπάρχουν μόνο σε πολύ αραιά υδατικά διαλύματα).
Το ανθρακικό οξύ είναι ένα πολύ αδύναμο, διβασικό οξύ, σχηματίζει δύο σειρές αλάτων (ανθρακικά και υδρογονανθρακικά). Τα περισσότερα ανθρακικά άλατα είναι αδιάλυτα στο νερό. Από τα υδρογονάνθρακα, μόνο τα αλκαλικά μέταλλα και τα υδρογονανθρακικά αμμώνια υπάρχουν ως μεμονωμένες ουσίες. Τόσο το ανθρακικό ιόν όσο και το διττανθρακικό ιόν είναι σωματίδια βάσης · επομένως, τόσο τα ανθρακικά όσο και τα όξινα ανθρακικά σε υδατικά διαλύματα υφίστανται υδρόλυση στο ανιόν.
Από τα ανθρακικά, τα πιο σημαντικά είναι το ανθρακικό νάτριο Na2CO3 (σόδα, σόδα, σόδα πλύσης), όξινο ανθρακικό νάτριο NaHCO3 (μαγειρική σόδα, μαγειρική σόδα), ανθρακικό κάλιο K2CO3 (ποτάσα) και ανθρακικό ασβέστιο CaCO3 (κιμωλία, μάρμαρο, ασβεστόλιθος).
Ποιοτική αντίδραση στην παρουσία διοξειδίου του άνθρακα στο μίγμα αερίων: σχηματισμός ιζήματος ανθρακικού ασβεστίου όταν το δοκιμαστικό αέριο περάσει μέσα από νερό ασβέστη (κορεσμένο διάλυμα υδροξειδίου του ασβεστίου) και η επακόλουθη διάλυση του ιζήματος με περαιτέρω διέλευση αερίου. Προχωρούμενες αντιδράσεις:
Ca2 + 2OH + CO2 = CaCO3 + H2O;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 + 2HCO3.
Στη φαρμακολογία και την ιατρική, χρησιμοποιούνται ευρέως διάφορες ενώσεις άνθρακα - παράγωγα ανθρακικού οξέος και καρβοξυλικών οξέων, διάφορα ετεροκυκλικά, πολυμερή και άλλες ενώσεις. Έτσι, το καρμπολένιο (ενεργός άνθρακας) χρησιμοποιείται για την απορρόφηση και την απομάκρυνση διαφόρων τοξινών από το σώμα. γραφίτης (με τη μορφή αλοιφών) - για τη θεραπεία δερματικών παθήσεων. ραδιενεργά ισότοπα άνθρακα - για επιστημονική έρευνα (ανάλυση ραδιοανθράκων).
Ο άνθρακας είναι η βάση όλης της οργανικής ύλης. Κάθε ζωντανός οργανισμός αποτελείται σε μεγάλο βαθμό από άνθρακα. Ο άνθρακας είναι η βάση της ζωής. Η πηγή άνθρακα για τους ζωντανούς οργανισμούς είναι συνήθως CO 2 από την ατμόσφαιρα ή το νερό. Ως αποτέλεσμα της φωτοσύνθεσης, εισέρχεται σε βιολογικές τροφικές αλυσίδες, στις οποίες τα έμβια όντα τρώνε το ένα το άλλο ή τα υπολείμματα του άλλου και έτσι εξάγουν άνθρακα για να χτίσουν το σώμα τους. Ο βιολογικός κύκλος άνθρακα τελειώνει είτε με οξείδωση και επανείσοδο στην ατμόσφαιρα, είτε με απόρριψη με τη μορφή άνθρακα ή πετρελαίου.
Αναλυτικές αντιδράσεις ανθρακικού ιόντος CO 3 2-
Τα ανθρακικά άλατα είναι ένα ασταθές, πολύ ασθενές ανθρακικό οξύ H 2 CO 3, το οποίο είναι ασταθές σε ελεύθερη κατάσταση σε υδατικά διαλύματα και αποσυντίθεται με την απελευθέρωση CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O
Τα ανθρακικά άλατα αμμωνίου, νατρίου, ρουβιδίου, καισίου είναι διαλυτά στο νερό. Το ανθρακικό λίθιο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Τα ανθρακικά άλλα μέταλλα είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό. Τα υδρογονανθρακικά διαλύονται στο νερό. Ανθρακικά - ιόντα σε υδατικά διαλύματα είναι άχρωμα και υφίστανται υδρόλυση. Τα υδατικά διαλύματα διττανθρακικών αλκαλιμετάλλων δεν λεκιάζονται όταν προστίθεται σε αυτά μια σταγόνα διαλύματος φαινολοφθαλεΐνης, γεγονός που καθιστά δυνατή τη διάκριση διαλυμάτων ανθρακικού άλατος από διάλυμα διττανθρακικού (φαρμακοποιική δοκιμή).
1. Αντίδραση με χλωριούχο βάριο.
Ва 2+ + СОЗ 2 - -> ВаСО 3 (λευκό λεπτό κρυστάλλινο)
Παρόμοια ιζήματα ανθρακικών παράγονται από κατιόντα ασβεστίου (CaCO 3) και στροντίου (SrCO 3). Το ίζημα διαλύεται σε ανόργανα οξέα και οξικό οξύ. Στο διάλυμα H2S04 σχηματίζεται ένα λευκό ίζημα BaSO4.
Το διάλυμα HCl προστίθεται αργά στάγδην στο ίζημα μέχρι να διαλυθεί πλήρως το ίζημα: BaCO3 + 2 HCl -> BaCl 2 + CO 2 + H 2 O
2. Αντίδραση με θειικό μαγνήσιο (φαρμακοποιία).
Mg 2+ + СОЗ 2 - -> MgCO 3 (λευκό)
Διττανθρακικό - ιόν HCO 3 - σχηματίζει ίζημα MgCO 3 με θειικό μαγνήσιο μόνο όταν βράζει: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O
Το ίζημα MgCO3 διαλύεται σε οξέα.
3. Αντίδραση με ανόργανα οξέα (φαρμακοποιία).
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
Το εξελιγμένο αέριο CO 2 ανιχνεύεται από τη θολερότητα του νερού βαρύτονης ή ασβέστη στη συσκευή για την ανίχνευση αερίων, φυσαλίδων αερίου (CO 2), στον δοκιμαστικό σωλήνα - τον δέκτη - τη θολερότητα του διαλύματος.
4. Αντίδραση με εξακυανοφαιρικό ουράνιο (II).
2CO 3 2 - + (UО 2) 2 (καφέ) -> 2 UO 2 CO 3 (άχρωμο) + 4 -
Λαμβάνεται ένα καφέ διάλυμα εξακυανοφερικού ουρανίου (II) με ανάμιξη ενός διαλύματος οξικού ουρανυλίου (CH 3 COO) 2 UO 2 με ένα διάλυμα εξακυανοφερικού καλίου (II):
2 (CH 3 COO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 COOK
Στο προκύπτον διάλυμα προστίθεται στάγδην ένα διάλυμα Na 2 CO 3 ή K 2 CO 3 με ανάδευση μέχρι να εξαφανιστεί το καφέ χρώμα.
5. Ξεχωριστή ανακάλυψη ιόντων ανθρακικού - διττανθρακικού - με αντιδράσεις με κατιόντα ασβεστίου και αμμωνία.
Εάν στο διάλυμα υπάρχουν ταυτόχρονα ιόντα ανθρακικού ιόντος και όξινου ανθρακικού, τότε καθένα από αυτά μπορεί να ανοίξει ξεχωριστά.
Για να γίνει αυτό, προστίθεται πρώτα μια περίσσεια διαλύματος CaCl2 στο αναλυθέν διάλυμα. Σε αυτή την περίπτωση, το СОz 2 - κατακρημνίζεται με τη μορφή CaCO 3:
COz 2 - + Ca 2+ = CaCO 3
Διττανθρακικά - τα ιόντα παραμένουν σε διάλυμα, ως διαλύματα Ca (HCO 3) 2 σε νερό. Το ίζημα διαχωρίζεται από το διάλυμα και ένα διάλυμα αμμωνίας προστίθεται στο τελευταίο. HCO 2 - - ανιόντα με κατιόντα αμμωνίας και ασβεστίου δίνουν πάλι ένα ίζημα CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO 3 + NH 4 +
6. Άλλες αντιδράσεις ανθρακικού ιόντος.
Ανθρακικά ιόντα, όταν αντιδρούν με χλωριούχο σίδηρο (III) FeCl3, σχηματίζουν ένα καφέ ίζημα Fe (OH) CO 3, με νιτρικό άργυρο, ένα λευκό ίζημα ανθρακικού αργύρου Ag 2 CO3, διαλυτό σε HbTO3 και αποσυντίθεται όταν βράζει σε νερό σκοτεινό ίζημα Ag 2 O iCO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2
Αναλυτικές αντιδράσεις οξικού - ιόντος CH 3 COO "
Οξεικό - ιόν CH 3 COO - - ανιόν ασθενούς μονοβασικού οξικού οξέος CH 3 COOH: άχρωμο σε υδατικά διαλύματα, που υπόκεινται σε υδρόλυση, δεν έχει οξειδοαναγωγικές ιδιότητες. μάλλον αποτελεσματικός υποκαταστάτης και σχηματίζει σταθερά οξικά σύμπλοκα με κατιόντα πολλών μετάλλων. Όταν αντιδρά με αλκοόλες σε όξινο μέσο, δίνει εστέρες.
Τα οξικά αμμώνια, αλκάλια και τα περισσότερα άλλα μέταλλα είναι εύκολα διαλυτά στο νερό. Τα οξικά άργυρα CH 3 COOAg και ο υδράργυρος (Ι) είναι λιγότερο διαλυτά στο νερό από τα οξικά άλλα μέταλλα.
1. Αντίδραση με χλωριούχο σίδηρο (III) (φαρμακοποιία).
Σε pH = 5-8 οξικό - ιόν με κατιόντα Fe (III) σχηματίζει ένα διαλυτό σκούρο κόκκινο (έντονο χρώμα τσαγιού) οξικό ή σίδηρο (III) οξυοξικό.
Σε υδατικό διάλυμα, υδρολύεται μερικώς. η οξίνιση του διαλύματος με ανόργανα οξέα καταστέλλει την υδρόλυση και οδηγεί στην εξαφάνιση του κόκκινου χρώματος του διαλύματος.
3 CH3COOH + Fe -> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 H +
Όταν βράζει, από το διάλυμα καταβυθίζεται ένα κόκκινο-καφέ ίζημα βασικού οξικού σιδήρου (III):
(CH 3 COO) 3 Fe + 2 H 2 O<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН
Ανάλογα με τις αναλογίες των συγκεντρώσεων σιδήρου (III) και οξικών ιόντων, η σύνθεση του ιζήματος μπορεί να αλλάξει και να ανταποκριθεί, για παράδειγμα, στους τύπους: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 ή Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.
Στην αντίδραση παρεμβαίνουν τα ανιόντα CO 3 2 -, SO 3 " -, PO 4 3 -, 4, που σχηματίζουν ιζήματα με σίδηρο (III), καθώς και ανιόντα SCN (που δίνουν κόκκινα σύμπλοκα με κατιόντα Fe 3+) , το ιωδίδιο είναι το ιόν G, οξειδωμένο σε ιώδιο 1 2, το οποίο δίνει στο διάλυμα ένα κίτρινο χρώμα.
2. Αντίδραση με θειικό οξύ.
Οξεικό - ένα ιόν σε έντονα όξινο μέσο μετατρέπεται σε ασθενές οξικό οξύ, οι ατμοί του οποίου έχουν χαρακτηριστική μυρωδιά ξιδιού:
CH3 COO- + H +<- СН 3 СООН
Στην αντίδραση παρεμβαίνουν τα ανιόντα NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, τα οποία επίσης εκπέμπουν αέρια προϊόντα με χαρακτηριστική οσμή σε συμπυκνωμένο περιβάλλον H 2 SO4.
3. Αντίδραση σχηματισμού οξικού αιθυλεστέρα (φαρμακοποιία).
Η αντίδραση διεξάγεται σε θειικό οξύ. Με αιθανόλη:
CH 3 COO- + H + - CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 4 + H 2 O
Ο απελευθερωμένος οξικός αιθυλεστέρας ανιχνεύεται από τη χαρακτηριστική ευχάριστη οσμή του. Τα άλατα αργύρου καταλύουν αυτήν την αντίδραση, επομένως συνιστάται η προσθήκη μικρής ποσότητας AgNO3 κατά τη διάρκεια αυτής της αντίδρασης.
Ομοίως, όταν αντιδράτε με αμυλική αλκοόλη С 5 НцОН, σχηματίζεται επίσης μια ευχάριστη μυρωδιά οξικού αμυλίου СН 3 СООС 5 Н (- μαργαριτάρι). Αισθάνεται μια χαρακτηριστική μυρωδιά οξικού αιθυλεστέρα, η οποία εντείνεται με προσεκτική θέρμανση του μείγματος.
Αναλυτικές αντιδράσεις τρυγικού - ιόντων POC - CH (OH) - CH (OH) - ΣΥΝΘΕΣΗΣ. Τρυγικό ιόν - το ανιόν ενός αδύναμου διβασικού τρυγικού οξέος:
NO-CH-COOH
HO-CH-COOH
Τρυγικό άλας - το ιόν είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Σε υδατικά διαλύματα, τα τρυγικά ιόντα είναι άχρωμα, υφίστανται υδρόλυση, είναι επιρρεπή σε συμπλοκοποίηση, δίνοντας σταθερά τρυγικά σύμπλοκα με κατιόντα πολλών μετάλλων. Το τρυγικό οξύ σχηματίζει δύο σειρές αλάτων - μεσαία τρυγικά που περιέχουν δύο φορτισμένα τρυγικά άλατα - το ιόν COCH (OH) CH (OH) COO - και όξινα τρυγικά - υδροτατρικά άλατα που περιέχουν ένα μεμονωμένα φορτισμένο υδροταρτρικό άλας - ιόν HOOOCH (OH) CH (OH) Το Υδρο τρυγικό κάλιο (-τρυγικό) KNS 4 H 4 O 6 πρακτικά δεν είναι διάλυμα σε νερό, το οποίο χρησιμοποιείται για το άνοιγμα κατιόντων καλίου. Το μεσαίο άλας ασβεστίου είναι επίσης ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Μεσαίο άλας καλίου K 2 C 4 H 4 O 6 είναι καλά διαλυτό στο νερό.
I. Αντίδραση με χλωριούχο κάλιο (φαρμακοποιία).
С 4 Н 4 О 6 2 - + К + + Н + -> KNS 4 Н 4 О 6 1 (λευκό)
2. Αντίδραση με ρεσορκινόλη σε όξινο μέσο (φαρμακοποιία).
Τα τρυγικά όταν θερμαίνονται με μετα -ρεσορκινόλη - C6H4 (OH) 2 σε συμπυκνωμένο θειικό οξύ σχηματίζουν προϊόντα αντίδρασης κόκκινου κερασιού χρώματος.
14) Αντιδράσεις με το σύμπλεγμα αμμωνίας αργύρου. Ένα μαύρο ίζημα από μεταλλικό ασήμι πέφτει.
15) Αντίδραση με θειικό σίδηρο (II) και υπεροξείδιο του υδρογόνου.
Η προσθήκη αραιού υδατικού διαλύματος FeSO4 και Η2Ο2 σε διάλυμα που περιέχει τρυγικά. οδηγεί στο σχηματισμό ενός ασταθούς συμπλέγματος σιδήρου τσαλακωμένου χρώματος. Η επακόλουθη επεξεργασία με διάλυμα αλκαλίου NaOH οδηγεί στο σχηματισμό ενός μπλε συμπλόκου.
Αναλυτικές αντιδράσεις του οξαλικού ιόντος С 2 О 4 2-
Οξαλικό - ιόν С 2 О 4 2 - - ανιόν διβασικού οξαλικού οξέος Н 2 С 2 О 4 μέσης αντοχής, σχετικά καλά διαλυτό στο νερό. Το οξαλικό - ιόν σε υδατικά διαλύματα είναι άχρωμο, μερικώς υδρολυμένο, ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, αποτελεσματικός συνδετήρας - σχηματίζει σταθερά οξαλικά σύμπλοκα με κατιόντα πολλών μετάλλων. Τα οξαλικά μετάλλων αλκαλίων, μαγνησίου και αμμωνίου διαλύονται στο νερό, ενώ άλλα μέταλλα είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό.
1 Αντίδραση με χλωριούχο βάριο Ва 2+ + С 2 О 4 2- = ВаС 2 О 4 (λευκό) Το ίζημα διαλύεται σε ανόργανα οξέα και σε οξικό οξύ (κατά τη διάρκεια του βρασμού). 2. Αντίδραση με χλωριούχο ασβέστιο (φαρμακοποιία): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (λευκό)
Το ίζημα διαλύεται σε ανόργανα οξέα, αλλά δεν διαλύεται σε οξικό οξύ.
3. Αντίδραση με νιτρικό άργυρο.
2 Ag + + С 2 О 4 2 - -> Ag2C2O 4. |. (Curd) Δοκιμή διαλυτότητας. Το ίζημα χωρίζεται σε 3 μέρη:
ένα). Στον πρώτο δοκιμαστικό σωλήνα με το ίζημα, προσθέστε στάγδην με ανάδευση ενός διαλύματος HNO 3 μέχρι να διαλυθεί το ίζημα.
σι). Ένα συμπυκνωμένο διάλυμα αμμωνίας προστίθεται στάγδην στον δεύτερο δοκιμαστικό σωλήνα με το ίζημα με ανάδευση μέχρι να διαλυθεί το ίζημα. v) Προσθέστε 4-5 σταγόνες διαλύματος HC1 στον τρίτο δοκιμαστικό σωλήνα με ίζημα. ένα λευκό ίζημα χλωριούχου αργύρου παραμένει στον δοκιμαστικό σωλήνα:
Ag 2 C 2 O 4 + 2 HC1 -> 2 AC1 (λευκό) + H 2 C 2 O 4
4. Αντίδραση με υπερμαγγανικό κάλιο. Τα ιόντα οξαλικού οξέος με KMnO4 σε όξινο μέσο οξειδώνονται με την απελευθέρωση CO2. το διάλυμα KMnO 4 αποχρωματίζεται λόγω της αναγωγής του μαγγανίου (VII) σε μαγγάνιο (II):
5 C 2 O 4 2 - + 2 MnO 4 " + 16 H + -> 10 CO 2 + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O
Αραιωμένο διάλυμα KMnO 4. Το τελευταίο είναι αποχρωματισμένο. παρατηρείται απελευθέρωση φυσαλίδων αερίου - CO 2.
38 Στοιχεία της ομάδας VA
Γενικά χαρακτηριστικά της ομάδας VA του περιοδικού συστήματος.με τη μορφή s x p y είναι η ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου των στοιχείων της ομάδας VA.
Το αρσενικό και το αντιμόνιο έχουν διαφορετικές αλλοτροπικές τροποποιήσεις: τόσο με μοριακά όσο και με μεταλλικά κρυσταλλικά πλέγματα. Ωστόσο, με βάση τη σύγκριση της σταθερότητας των κατιονικών μορφών (As 3+, Sb 3+), το αρσενικό αναφέρεται ως μη μέταλλο και το αντιμόνιο στα μέταλλα.
καταστάσεις οξείδωσης σταθερές για στοιχεία ομάδας VA
Από το άζωτο στο βισμούθιο (με μείωση των μη μεταλλικών ιδιοτήτων):
w μειώνει τη σταθερότητα της αρνητικής κατάστασης οξείδωσης (-3) (μ. ιδιότητες ενώσεων υδρογόνου)
w μειώνει τη σταθερότητα της υψηλότερης θετικής κατάστασης οξείδωσης (+5)
w αυξημένη σταθερότητα χαμηλής θετικής κατάστασης οξείδωσης (+3)
