Предавање 8
ПРЕДМЕТ : Групни елементи IVA.
Јаглерод
Прашања опфатени во предавањето:
- IVA групи.
- Јаглерод. општи карактеристикијаглерод.
- Хемиски својства на јаглеродот.
- Најважните јаглеродни соединенија.
Општи карактеристики на елементите IVA групи
До елементите на главната подгрупа IV групи вклучуваат C, Si, Ge, Sn, P В. Електронска формула на надворешно валентно ниво nS 2 np 2 , односно имаат 4 валентни електрони и тоа се p-елементи затоа се во главната подгрупаГрупа IV.
││││
│↓│np
Во основната состојба на атомот, два електрони се спарени, а два се неспарени. Најнадворешната електронска обвивка на јаглеродот има 2 електрони, силиконот има 8 иГе, Сн, П има 18 електрони. ЗатоаГе, Сн, П се комбинираат во подгрупата на германиум (ова се целосни електронски аналози).
Во оваа подгрупа на p елементи, како и во другите подгрупи на p елементи, својствата на атомите на елементите периодично се менуваат:
Табела 9
|
Елемент |
Ковалентен атомски радиус, nm |
Метален радиус на атом, nm |
Условен јонски радиус, nm |
Енергија јонизација E E o → E + , e.v. |
Роднина електронегативност |
|
|
Е 2+ |
Е 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 |
||
|
П во |
0,175 |
0,126 |
0,076 |
7,42 |
||
Така, од горе до долу во подгрупата се зголемува радиусот на атомот, па се намалува енергијата на јонизација, па се зголемува способноста за дарување електрони, а тенденцијата за дополнување на надворешниот електронска обвивкадо октетот нагло се намалува, затоа, од C до Pb намалувачките својства се зголемуваат и метални својства, а неметалните својства се намалуваат. Јаглеродот и силициумот се типични неметали,Ге веќе се појавуваат метални својства и изгледтој е сличен на металот, иако е полупроводник. Калајот веќе има метални својства кои преовладуваат, додека оловото е типичен метал.
Имајќи 4 валентни електрони, атомите во нивните соединенија можат да покажат оксидациски состојби од минимум (-4) до максимум (+4), и тие се карактеризираат со дури S.O.: -4, 0, +2, +4; С.О. = -4 е типично за C и Si со метали.
Природата на врската со други елементи.Јаглеродот формира само ковалентни врски, силициумот исто така претежно формира ковалентни врски. За калај и олово, особено во С.О. = +2, потипична е јонската природа на врската (на пример, Рв(НЕ 3 ) 2 ).
Ковалентност определена со валентната структура на атомот. Јаглеродниот атом има 4 валентни орбитали, а максималната коваленција е 4. За другите елементи, ковалентноста може да биде повеќе од четири, бидејќи постои валентностг -подниво (на пример, H2 [SiF6]).
Хибридизација . Типот на хибридизација се одредува според видот и бројот на валентни орбитали. Јаглерод има самоС - и p-валентните орбитали, па можеби Sp (карабин, CO 2, CS 2), Sp 2 (графит, бензен, COCl 2), Sp 3 -хибридизација (CH 4, дијамант, CCl 4 ). Најкарактеристичен за силиконотХибридизација на Sp 3 (SiO 2, SiCl 4 ), но има валентностг -подниво, па има и Sp 3 d 2 -хибридизација, на пример, H 2 [SiF 6].
IV Групата PSE е средината на табелата на Д.И. Менделеев. Овде е јасно видлива остра промена во својствата од неметали во метали. Дозволете ни да го разгледаме одделно јаглеродот, потоа силиконот, па елементите на подгрупата германиум.
Јаглерод. Општи карактеристики на јаглеродот
Содржината на јаглерод во земјината корамали (приближно 0,1% маса). Поголемиот дел од него е содржан во составот на ретко растворливи карбонати (CaCO 3, MgCO 3 ), нафта, јаглен, природен гас. Содржина на РМ 2 во воздухот е мал (0,03%), но неговата вкупна маса е приближно 600 милиони тони. Јаглеродот е дел од ткивата на сите живи организми (главниот компонентафлора и фауна). Јаглеродот се наоѓа и во слободна состојба, главно во форма на графит и дијамант.
Во природата, јаглеродот е познат во форма на два стабилни изотопи: 12 C (98,892%) и 13 C (1,108%). Под влијание на космичките зраци, во атмосферата се формира и одредена количина на β радиоактивен изотоп. 14 СО:. По содржина 14 С во растителните остатоци се користи за да се процени нивната возраст. Добиени се и радиоактивни изотопи со масени броеви од 10 до 16.
За разлика од F 2, N 2, O 2 едноставни материијаглеродот има полимерна структура. Во согласност со карактеристичните типови на хибридизација на валентни орбитали, атомите C може да се комбинираат во полимерни формации со тридимензионална модификација (дијамант,Сп 3 ), дводимензионална или слоевита модификација (графит,Сп 2 ) и линеарен полимер (карбин,СП).
Хемиски својства на јаглеродот
Хемиски, јаглеродот е многу инертен. Но, кога се загрева, тој е способен да комуницира со многу метали и неметали, покажувајќи и оксидирачки и редуцирачки својства.
Дијамант + 2 F 2 → CF 4 , а графитот формира графит флуорид CF
(и потоа + F 2 → CF 4 ). Еден од методите за одвојување на дијамантот од графитот се заснова на различни ставови кон флуорот. Јаглеродот не реагира со други халогени. Со кислород (О 2 ) Јаглеродот формира CO кога има недостаток на кислород, а кога има вишок кислород формира CO 2 .
2C + O 2 → 2СО; C + O 2 → CO 2.
На високи температури, јаглеродот реагира со метали за да формира метални карбиди:
Ca + 2C = CaC 2.
Кога се загрева, реагира со водород, сулфур, силициум:
t o t o
C + 2 H 2 = CH 4 C + 2S ↔ CS 2
C + Si = SiC.
Јаглеродот реагира со комплексни супстанции. Ако водена пареа се помине низ загреан јаглен, се формира мешавина од CO и H. 2 воден гас (на температури над 1200 o C):
C + HON = CO + H 2.
Оваа мешавина нашироко се користи како гасно гориво.
На високи температури, јаглеродот е способен да редуцира многу метали од нивните оксиди, што е широко користено во металургијата.
ZnO + C → Zn + CO
Најважните јаглеродни соединенија
- Метални карбиди.
Бидејќи јаглеродот има тенденција да формира хомосинџири, составот на повеќето карбиди не одговара на состојбата на оксидација на јаглеродот еднаква на (-4). Тип хемиска врскасе разликуваат ковалентни, јонски ковалентни и метални карбиди. Во повеќето случаи, карбидите се добиваат со силно загревање на соодветните едноставни материи или нивните оксиди со јаглерод
T o t o
V 2 O 5 + 7C → 2VC + 5CO; Ca + 2 C → CaC 2.
Во овој случај, се добиваат карбиди од различни состави.
Сол-како или јонски ковалентни карбиди ова се соединенија на активни и некои други метали: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C . Кај овие соединенија хемиската врска е средна помеѓу јонската и ковалентната. Кога се изложени на вода или разредени киселини, тие хидролизираат и произведуваат хидроксиди и соодветните јаглеводороди:
CaC2 + 2HON → Ca(OH) 2 + C2 H2;
Al 4 C 3 + 12HOH → 4Al(OH) 3 + 3CH 4.
Кај металните карбиди, атомите на јаглерод зафаќаат октаедрални празнини во металните структури (странични подгрупи IV VIII групи). Овие се многу тврди, огноотпорни и отпорни на топлина супстанции; многу од нив покажуваат метални својства: висока електрична спроводливост, метален сјај. Составот на таквите карбиди многу варира. Така, титаниум карбидите имаат состав TiC 0,6 1,0 .
Ковалентни карбиди SiC и B 4 C. Тие се полимерни. Хемиската врска во нив се приближува до чисто ковалентна, бидејќи борот и силициумот се соседи на јаглеродот во PSE и се блиску до него во атомски радиус и OEO. Тие се многу тврди и хемиски инертни. Метанот CH може да се смета и како наједноставен ковалентен карбид 4 .
- Јаглеродни халиди
Јаглеродот формира многу соединенија со халогени, од кои наједноставните ја имаат формулата C H al 4 , односно јаглеродни тетрахалиди. Во нив С.О. јаглеродот е +4,Сп 3 -хибридизација на атомот C, значи и молекули C H al 4 тетраедра. CF 4 гас, CCl 4 течност, CBr 4 и CJ 4 цврсти материи. Само CF 4 добиени директно од F 2 и C, јаглеродот не реагира со други халогени. Јаглеродниот тетрахлорид се добива со хлорирање на јаглеродниот дисулфид:
CS 2 + 3Cl 2 = CCl 4 + S 2 Cl 2.
Сите C H al 4 се нерастворливи во вода, но растворливи во органски растворувачи.
т о, Кат
C H al 4 (g) + 2НН (g) = CO 2 + 4ННа l (г) (хидролизата се јавува при висока топлина и во присуство на катализатор). Имаат практично значење CF 4, СС l 4.
CF 4 , како и другите флуорирани јаглеродни соединенија, на пример CF2Cl2 (дифлуородихлорометан) се користат како фреони и работни материи во машините за ладење.
CCl 4 се користи како незапалив растворувач органска материја(масти, масла, смоли), како и течност за противпожарни апарати.
- Јаглерод моноксид (P).
Јаглерод моноксид (C) CO е безбоен, без мирис, малку растворлив гас во вода. Многу отровен (јаглерод моноксид): крвниот хемоглобин врзан за CO ја губи својата способност да се комбинира со О 2 и да биде негов носител.
Јаглерод моноксид (P) се добива:
- со нецелосна оксидација на јаглеродот 2C + O 2 = 2СО;
- во индустријата се добива со реакција: CO 2 + C = 2СО;
- кога поминувате прегреана водена пареа над врел јаглен:
C + HON = CO + H 2 t o
- распаѓање на карбонилите Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
- Во лабораторија, CO се добива со дејство на мравја киселина со супстанции што отстрануваат вода ( H 2 SO 4, P 2 O 5):
HCOOH → CO + HOH.
Сепак, CO не е анхидрид мравја киселина, бидејќи во CO јаглеродот е тривалентен, а во HCOOH е четиривалентен. Така, CO е оксид што не формира сол.
Растворливоста на CO во вода е мала и хемиска реакцијаова не се случува. Во молекулата на CO, како и во молекулата N 2 тројна врска. Според методот на валентна врска, 2 врски се формираат поради спарување на два неспарени p - електрони C и O (на секој атом), а третата според механизмот донор-акцептор поради слободната 2p орбитала на атомот C. и 2p електронски пар на атомот на кислород: C ≡ O Тројната врска CO е многу силна и нејзината енергија е многу висока (1066 kJ/mol) повеќе отколку во N 2 . Следниве три типа на реакции се карактеристични за јаглерод моноксид (P):
- реакции на оксидација. CO е силен редукционен агенс, меѓутоа, поради силната тројна врска во молекулата, тој е оксидативен реакции на редукцијасо учество на CO се јавуваат брзо само при високи температури. Редукцијата на оксидите со користење на CO кога се загрева има големо значењево металургијата.
Fe 2 O 3 + 3CO = 3CO 2 + 2Fe.
Може да се оксидира со CO кислород:до
2CO + O 2 = 2CO 2.
- друго карактеристично хемиско својство на CO е тенденцијата дареакции на додавање, што се должи на валентната незаситеност на јаглеродот во CO (во овие реакции, јаглеродот преминува во четиривалентна состојба, што е покарактеристична за него отколку тривалентноста на јаглеродот во CO).
Така, CO реагира со хлор за да формира фосген COSл 2:
CO + Cl 2 = COCl 2 (CO е исто така редукционо средство во оваа реакција). Реакцијата се забрзува со светлина и катализатор. Фосген кафеав гас, многу отровен, силна отровна супстанција. Полека се хидролизира COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.
Фосгенот се користи во синтезата разни материии се користеше во првата светска војнакако хемиски борбен агенс.
Кога се загрева, CO реагира со сулфур за да формира јаглероден сулфоксид COS:
CO + S = COS (гас).
Кога се загрева под притисок, CO формира метанол кога реагира со водород.
врв
CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.
Синтеза на метанол од CO и H 2 еден од најважните хемиски производствени капацитети.
- за разлика од повеќето други јаглеродни соединенија, молекулата на CO има осамен електронски пар во атомот C. Затоа, молекулата на CO може да дејствувалиганд во различни комплекси. Особено бројни се производите од додавање на CO во металните атоми, кои се нарекуваат карбонили. Познати се околу 1000 карбонили, вклучително и карбонили кои содржат други лиганди покрај CO. Се добиваат карбонили (комплекси):
Т, п т, стр
Fe + 5CO → Ni + 4CO →.
Постојат гасовити, течни и цврсти карбонили, кај кои металот има оксидациона состојба од 0. Кога се загреваат, карбонилите се разградуваат и се добиваат метали во прав со многу висок степен на чистота:
до
Ni(CO) 4 → Ni + 4CO.
Карбонилите се користат во синтезата и за производство на високо чисти метали. Сите карбонили, како CO, се исклучително токсични.
- Јаглерод моноксид (IV).
Молекула CO 2 има линеарна структура (O = C = O),Сп хибридизација на јаглеродниот атом. Две врски од тип σ се јавуваат поради преклопување на двеСп хибридни орбитали на атомот C и две 2p X орбитали на два атоми на кислород кои содржат неспарени електрони. Две други врски од π тип се појавуваат кога 2p се преклопуваат y - и 2р z - орбитали на атомот C (нехибридни) со соодветните 2p y - и 2р z - орбитали на атоми на кислород.
Добивање на CO 2:
- во индустријатадобиени со согорување на варовник
CaCO 3 → CaO + CO 2;
Во лабораторијата добиени во Кип апарат со помош на реакцијата
CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.
Физички својства на CO 2 : тоа е гас, потежок од воздухот, растворливоста во вода е мала (на 0О C во 1 литар вода раствора 1,7 литри CO 2, а во 15 часот C раствора 1 литар CO 2 ), додека дел од растворените CO 2 реагира со вода за да се формира јаглеродна киселина:
HON + CO 2 ↔ H 2 CO 3 . Рамнотежата е поместена налево (←), така што најголемиот дел од растворениот CO 2 во форма на CO 2, а не киселина.
ВО хемиски CO 2 ги покажува: а) својствата на киселиот оксид и при интеракција со алкалните раствори се формираат карбонати, а со вишок на CO 2 хидрокарбонати:
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O NaOH + CO 2 → NaHCO 3.
б) оксидирачки својства, но оксидирачки својства CO2 се многу слаби, бидејќи С.О. = +4 ова е најмногу карактеристичен степенјаглерод оксидација. Во исто време, ЦО 2 се намалува на CO или C:
C + CO 2 ↔ 2СО.
C O 2 се користи во производството на сода, за гаснење пожари, готвење минерална вода, како инертен медиум во синтезата.
- Јаглеродна киселина и нејзините соли
Јаглеродната киселина е позната само во разредени водени раствори. Формирана од интеракцијата на CO 2 со вода. ВО воден растворнајголемиот дел од растворениот CO 2 во хидрирана состојба и само мал дел во форма на H 2 CO 3, подофицер 3 -, CO 3 2- , односно, рамнотежата е воспоставена во водениот раствор:
CO 2 + HON ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - ↔ 2H + + CO 3 2- .
Рамнотежата е силно поместена налево (←) и нејзината положба зависи од температурата, околината итн.
Јаглеродната киселина се смета за слаба киселина (К 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Ова е привидната константа на јонизација Ки тој. , тоа е поврзано со вкупната количина на CO растворен во вода 2 , а не до вистинската концентрација на јаглеродна киселина, која не е прецизно позната. Но, бидејќи молекулите H 2 CO 3 во раствор е мал, тогаш вистинскиот Ки тој. јаглеродната киселина е многу повеќе отколку што е наведено погоре. Значи, очигледно, вистинската вредност на К 1 ≈ 10 -4 , односно јаглеродната киселина е киселина со средна јачина.
Солите (карбонати) обично се малку растворливи во вода. Карбонатите добро се раствораат+ , Na + , R во + , Cs + , Tl +1 , NH 4 + . Хидрокарбонатите, за разлика од карбонатите, најчесто се растворливи во вода.
Хидролиза на соли: Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH (pH > 7).
Кога се загреваат, карбонатите се распаѓаат, формирајќи метален оксид и CO 2 .Колку се поизразени металните својства на елементот што го формира катјонот, толку е постабилен карбонатот. Значи, Na 2 CO 3 се топи без распаѓање; CaCO 3 се распаѓа на 825 o C и Ag 2 CO 3 се распаѓа на 100О В. Хидрокарбонатите се распаѓаат кога малку се загреваат:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.
- Уреа и јаглерод дисулфид.
Уреата или карбамидот се произведува со дејство на CO 2 до воден раствор H 3 N на 130 o C и 1∙10 7 Pa.
CO 2 + 2H 3 N = CO (NH 2 ) 2 + H 2 O.
Уреата е бела кристална супстанција. Се користи како азотно ѓубриво, за исхрана на добиток, за производство на пластика, фармацевтски производи (веронал, луминален).
Јаглерод дисулфид (јаглерод дисулфид) CS 2 во нормални услови испарлива безбојна течност, отровна. Чиста CS 2 има благ пријатен мирис, но при контакт со воздухот има одвратен мирис на неговите производи за оксидација. Јаглеродниот дисулфид не се раствора во вода; кога се загрева (150О В) се хидролизира до CO 2 и H 2 S:
CS 2 + 2HOH = CO 2 + 2H 2 S.
Јаглеродниот дисулфид лесно се оксидира и лесно се запали во воздухот со мало загревање: CS 2 + 3 O 2 = CO 2 + 2 SO 2.
Јаглеродниот дисулфид се добива со реакција на пареа на сулфур со врел јаглен. Јаглеродниот дисулфид се користи како добар растворувач за органски материи, фосфор, сулфур и јод. Најголемиот дел CS 2 Се користи за производство на вискозна свила и како средство за контрола на земјоделските штетници.
- Хидроцијални, хидротиоцијанати и цијанични киселини.
Цијановодородна киселина HCN (или цијановодородна киселина) има линеарна структура, се состои од молекули од 2 типа кои се во тавтомерна рамнотежа, кои кога собна температурасе префрли налево:
H C ≡ N ↔ H N ≡ C
цијанид изоцијанид
водород водород
HCN ова е испарлива течност со мирис на бадеми, еден од најсилните отрови, измешана со вода во кој било сооднос. Во воден раствор HCN - слаба киселина (К = 7,9 ∙ 10-10 ), односно многу послаба од јаглеродната киселина.
Во индустријата HCN добиени со каталитичка реакција:
т о , кат
CO + NH 3 → HCN + HOH.
Солите (цијаниди) се добиваат со редуцирање на карбонати со јаглерод кога се загреваат:
Na 2 CO 3 + C + 2NH 3 = 2NaCN + 3H 2 O.
Водород цијанид се користи во органската синтеза, и NaCN и KCN во ископувањето злато, за производство на сложени цијаниди итн.
Цијанидите се главните ( NaCN) и кисела (JCN ). Хидролиза на основен цијанид:
NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).
Со хидролиза на киселински цијанид се добиваат две киселини:
JCN + HOH = HJO + HCN.
Цијанид г -елементите не се раствораат во вода, но поради сложеноста лесно се раствораат во присуство на основни цијаниди:
4KCN + Mn(CN) 2 = K4.
Комплексните цијаниди се многу стабилни.
Водород тиоцијанат HSCN или HNCS има линеарна структура и се состои од два вида молекули: HSC≡ НилиХ Н = В = С. Кај кристалните тиоцијанатиNaNCS, Ба(NCS) 2 металниот јон се наоѓа во близина на атомот на азот; ВAgSCN, Хг(SCN) 2 метален јон во близина на атомот на сулфур.
Роданидите или тиоцијанати се добиваат со дејство на сулфур на цијаниди алкални метали(вари раствори со сулфур):
то
KCN + S = KNCS.
Безводен водород тиоцијанат се добива со загревање на олово (или жива) тиоцијанат во струјаХ2 С:
то
Р.В(SCN)2 +H2 S →Р.ВS↓ + 2HNCS.
HNCSбезбојна мрсна течност со лут мирис, лесно се распаѓа. Лесно растворлив во вода, во воден растворHNCSформира силна тиоцијанат киселина (К = 0,14). Роданидите главно се користат за боење ткаенини, иН.Х.4 ЦНСсе користи како реагенс за јониFe3+ .
Тавтомерен цијаноген (HOCN) и изоцијан (HNCO) киселини:
.
Оваа рамнотежа на собна температура е поместена налево.
Соли цијанати и изоцијанати се добиваат со оксидација на цијаниди: 2KCN + О2 = 2 КОЦН. Цијанската киселина во воден раствор е киселина со средна јачина.
IVA група хемиски елементи периодниот системДИ. Менделеев вклучува неметали (јаглерод и силициум), како и метали (германиум, калај, олово). Атомите на овие елементи содржат четири електрони (ns 2 np 2) на надворешното енергетско ниво, од кои два не се спарени. Затоа, атомите на овие елементи во соединенијата можат да покажат валентност II. Атомите на елементите на групата IVA можат да одат во возбудена состојба и да го зголемат бројот на неспарени електрони на 4 и, соодветно, во соединенијата да покажат повисока валентност еднаква на бројот на групата IV. Јаглеродот во соединенијата покажува оксидациони состојби од -4 до +4, за останатото оксидационите состојби се стабилизираат: -4, 0, +2, +4.
Во јаглеродниот атом, за разлика од сите други елементи, бројот на валентни електрони е еднаков на бројот на валентни орбитали. Ова е една од главните причини за стабилноста на C-C врската и исклучителната склоност на јаглеродот да формира хомосинџири, како и постоењето големо количествојаглеродни соединенија.
Секундарната периодичност се манифестира во промените во својствата на атомите и соединенијата во серијата C–Si–Ge–Sn–Pb (Табела 5).
Табела 5 - Карактеристики на атомите на елементите од групата IV
| 6 В | 1 4 Си | 3 2 Ге | 50 Сн | 82 Pb | |
| Атомска маса | 12,01115 | 28,086 | 72,59 | 118,69 | 207,19 |
| Валентни електрони | 2s 2 2p 2 | 3s 2 3p 2 | 4s 2 4p 2 | 5s 2 5p 2 | 6s 2 6p 2 |
| Ковалентен радиус на атом, Ǻ | 0,077 | 0,117 | 0,122 | 0,140 | – |
| Метален радиус на атом, Ǻ | – | 0,134 | 0,139 | 0,158 | 0,175 |
| Условен јонски радиус, E 2+, nm | – | – | 0,065 | 0,102 | 0,126 |
| Условниот радиус на јонот E 4+, nm | – | 0,034 | 0,044 | 0,067 | 0,076 |
| Енергија на јонизација E 0 – E + , ев | 11,26 | 8,15 | 7,90 | 7,34 | 7,42 |
| Содржина во земјината кора, на. % | 0,15 | 20,0 | 2∙10 –4 | 7∙10 – 4 | 1,6∙10 – 4 |
Секундарната периодичност (немонотона промена на својствата на елементите во групи) се должи на природата на пенетрацијата на надворешните електрони во јадрото. Така, немонотоничната промена на атомските радиуси за време на преминот од силициум во германиум и од калај во олово се должи на пенетрацијата на s-електрони, соодветно, под екранот на 3d 10 електрони во германиум и двојниот екран на 4f 14 и 5d 10 електрони во олово. Бидејќи продорната моќ се намалува во серијата s>p>d, внатрешната периодичност во промената на својствата најјасно се манифестира во својствата на елементите определени со s-електрони. Затоа, најтипично е за соединенија на елементи од А-групите на периодичниот систем, што одговара на највисоката оксидациска состојба на елементите.
Јаглеродот значително се разликува од другите п-елементи од групата по неговата висока енергија на јонизација.
Јаглеродот и силициумот имаат полиморфни модификации со различни структури на кристални решетки. Германиумот е метал кој има сребрено-бела боја со жолтеникава нијанса, но има атомска кристална решетка слична на дијамант со силни ковалентни врски. Калајот има две полиморфни модификации: метална модификација со метална кристална решетка и метална врска; неметална модификација со атомска кристална решетка, која е стабилна на температури под 13,8 C. Оловото е темно сив метал со метална кубна кристална решетка во центарот на лицето. Промената на структурата на едноставните супстанции во серијата германиум-калај-олово одговара на промената на нивната физички својства. Значи, германиумот и неметалниот калај се полупроводници, металниот калај и олово се проводници. Промената на типот на хемиската врска од претежно ковалентна во метална е придружена со намалување на тврдоста на едноставните материи. Така, германиумот е прилично тврд, додека оловото лесно се тркала во тенки листови.
Соединенијата на елементите со водород ја имаат формулата EN 4: CH 4 - метан, SiH 4 - силиан, GeH 4 - германиум, SnH 4 - станан, PbH 4 - водовод. Нерастворлив во вода. Од врвот до дното во серијата на водородни соединенија, нивната стабилност се намалува (водоводната плоча е толку нестабилна што неговото постоење може да се процени само со индиректни знаци).
Соединенијата на елементите со кислород имаат општи формули: EO и EO 2. Оксидите CO и SiO не формираат сол; GeO, SnO, PbO – амфотерни оксиди; CO 2 , SiO 2 GeO 2 – кисел, SnO 2 , PbO 2 – амфотеричен. Со зголемена оксидациска состојба киселински својстваоксидите се зголемуваат, ослабуваат основните својства. Слично се менуваат својствата на соодветните хидроксиди.
| | | | | | | |
16.1. Општи карактеристики на елементи од IIIA, IVA и VA групи
Б |
В |
Н |
Ал алуминиум |
Си |
П |
Га |
Германиум |
Како |
Во |
Сн |
Сб |
Тл |
Pb |
Би |
Составот на овие три групи на природниот систем на елементи е прикажан на слика 16.1. Овде се дадени и вредностите на орбиталните радиуси на атомите (во ангстроми). Токму во овие групи е најјасно видлива границата помеѓу елементите што формираат метали (орбитален радиус поголем од 1,1 ангстром) и елементите што формираат неметали (орбитален радиус помал од 1,1 ангстром). На сликата, оваа граница е прикажана со двојна линија. Не треба да заборавиме дека оваа граница е сè уште произволна: алуминиумот, галиумот, калајот, оловото и антимонот се секако амфотерни метали, но борот, германиумот и арсенот исто така покажуваат некои знаци на амфотерност.
Од атомите на елементите на овие три групи, во земјината кора најчесто се среќаваат: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) и N (w = 0,030%). Ова се оние што ќе ги сретнете во ова поглавје.
Општи валентни електронски формули на атоми на елементи од групата IIIA - ns 2 н.п. 1, група IVA - ns 2 н.п. 2, VA групи - ns 2 н.п. 3 .
Повисоки степениоксидациите се еднакви на бројот на групата. Средните се 2 помалку.
Сите едноставни материи формирани од атомите на овие елементи (со исклучок на азот) се цврсти. Многу елементи се карактеризираат со алотропија (B, C, Sn, P, As). одржлив молекуларни супстанциисамо три: азот N2, бел фосфор P4 и жолт арсен As4.
Неметалните елементи на овие три групи имаат тенденција да формираат молекуларни водородни соединенија со ковалентни врски. Покрај тоа, јаглеродот има толку многу од нив што јаглеводородите и нивните деривати ги проучува посебна наука - органска хемија. Вториот најголем број на водородни соединенија меѓу овие елементи е борот. Борохидридите (борани) се многубројни и сложени по структура, така што хемијата на борохидридите исто така стана посебна гранка на хемијата. Силиконот формира само 8 водородни соединенија (силани), азот и фосфор - по две, а остатокот - по едно водородно соединение. Молекуларни формули на наједноставните водородни соединенија и нивните имиња:
Составот на повисоките оксиди одговара на највисоката состојба на оксидација еднаква на бројот на групата. Вид на повисоки оксиди во секоја група со зголемување сериски бројпостепено се менува од кисела во амфотерична или базна.
Киселинско-базниот карактер на хидроксидите е многу разновиден. Значи, HNO 3 - силна киселина, а TlOH е алкали.
1.Направете скратени електронски формули и енергетски дијаграми на атоми на елементи од групите IIIA, IVA и VA. Наведете ги надворешните и валентни електрони.
Атомот на азот има три неспарени електрони, така метаболички механизамтој може да формира три ковалентни врски. Може да формира друга ковалентна врска со механизмот донор-акцептор, во кој азотниот атом добива позитивен формален полнеж од +1 д. Така, максималниот азот е петвалентен, но неговата максимална ковалентенција е четири. (Ова ја објаснува често сретнуваната изјава дека азотот не може да биде петвалентен)
Речиси целиот азот на Земјата се наоѓа во атмосферата на нашата планета. Значително помал дел од азот е присутен во литосферата во форма на нитрати. Азотот е дел од органските соединенија содржани во сите организми и во производите од нивното распаѓање.
Азот го формира единствениот едноставномолекуларна супстанција N 2 со дијатомска тројна врска во молекулата (сл. 16.2). Енергијата на оваа врска е 945 kJ/mol, што ги надминува вредностите на другите енергии на врската (види Табела 21). Ова ја објаснува инертноста на азотот на обични температури. Според неговите физички карактеристики, азотот е безбоен гас без мирис, познат нам од раѓање (три четвртини од земјината атмосфера се состои од азот). Азотот е малку растворлив во вода.
Азот формира два водородни соединенија: амонијак NH 3 и хидразин N 2 H 6:
Амонијак е безбоен гас со лут, задушувачки мирис. Невнимателно вдишување на концентрирана пареа на амонијак може да предизвика грчеви и задушување. Амонијакот е многу растворлив во вода, што се објаснува со формирањето на четири водородни врски со молекули на вода од секоја молекула на амонијак.
Молекулата на амонијак е основна честичка (види Додаток 14). Со прифаќање на протон, тој се претвора во амониумски јон. Реакцијата може да се случи и во воден раствор и во гасна фаза:
NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (во раствор);
NH 3 + H 3 O B = NH 4 + H 2 O (во раствор);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (во гасната фаза).
Водните раствори на амонијак се доволно алкални за да таложат нерастворливи хидроксиди, но не се доволно алкални за амфотерните хидроксиди да се растворат во нив и да формираат хидрокс комплекси. Затоа, растворот на амонијак е погодно да се користи за да се добие амфотерни хидроксиди стр-елементи: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, итн., на пример:
Pb 2 + 2NH 3 + 2H 2 O = Pb(OH) 2 + 2NH 4.
Кога се запали во воздух, амонијакот согорува за да формира азот и вода; при интеракција со кислород во присуство на катализатор (Pt), тој реверзибилно се оксидира до азот моноксид:
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (без катализатор),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (со катализатор).
Кога се загрева, амонијакот може да ги намали оксидите на не многу активни метали, на пример, бакар:
3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
Амониумовите соли во нивните својства (освен топлинската стабилност) се слични на солите на алкалните метали. како и вториот, скоро сите се растворливи во вода, но бидејќи амониумскиот јон е слаба киселина, тие се хидролизираат во катјонот. Кога се загреваат, солите на амониум се распаѓаат:
NH4Cl = NH3 + 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;
NH4NO3 = N2O + 2H2O;
NH4NO2 = N2 + 2H2O;
(NH4) 2 HPO4 = NH3 + (NH4)H2PO4;
(NH 4) H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O.
Азотот во различни состојби на оксидација формира пет оксиди: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 и N 2 O 5.
Најстабилен од нив е азот диоксид. Тоа е кафеав отровен гас со непријатен мирис. Реагира со вода:
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.
Со алкален раствор, реакцијата се јавува со формирање на нитрати и нитрити.
N 2 O и NO се оксиди кои не формираат сол.
N 2 O 3 и N 2 O 5 се кисели оксиди. Реагирајќи со вода, тие соодветно формираат раствори на азотни и азотни киселини.
Азотна оксокиселина во состојба на оксидација +III е азотна киселина HNO 2. Тоа е слаба киселина чии молекули постојат само во воден раствор. Нејзините соли се нитрити. Азот во азотна киселинаа нитритите лесно се оксидираат до оксидациона состојба +V.
За разлика од азотна киселина, азотна киселина HNO 3 е силна киселина. Структурата на нејзината молекула може да се изрази на два начина:
Азотна киселина се меша со вода во сите погледи, целосно реагирајќи со неа во разредени раствори:
HNO3 + H2O = H3O + NO3
Азотна киселина и нејзините раствори се силни оксидирачки агенси. Кога азотна киселина се разредува, нејзината оксидативна активност се намалува. Во растворите на азотна киселина од која било концентрација, оксидирачките атоми се првенствено азотни атоми, а не водород. Затоа, при оксидација на различни материи со азотна киселина, водородот се ослободува само како нуспроизвод. Во зависност од концентрацијата на киселината и редуцирачката активност на другиот реагенс, продуктите на реакцијата можат да бидат NO 2, NO, N 2 O, N 2 па дури и NH 4. Најчесто се формира мешавина од гасови, но во случај на концентрирана азотна киселина се ослободува само азот диоксид:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3FeS + 30HNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 27NO2 + 15H2O
Во случај на разредена азотна киселина, азот моноксид најчесто се ослободува:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3H 2 S + 2HNO 3 = 2NO + 4H 2 O + 3S
Во случај на многу разредена азотна киселина која реагира со силен редукционен агенс (Mg, Al, Zn), се формираат јони на амониум:
4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Оние метали кои се пасивирани со концентрирана сулфурна киселина се пасивирани и со концентрирана азотна киселина.
Солите на азотна киселина - нитрати - се термички нестабилни соединенија. Кога се загреваат тие се распаѓаат:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 ;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.
1. Напиши описни равенки за реакциите дадени во текстот на параграфот.
2. Создадете равенки за реакција кои ги карактеризираат хемиските својства на а) амонијак, б) азотна киселина, в) цинк нитрат.
Хемиски својства на амонијак и азотна киселина.
16.3. Фосфор
За разлика од азотниот атом, атомфосфорот може да формира пет ковалентни врски со механизам за размена. Традиционалното објаснување за ова се сведува на можноста за возбудување на едно од 3 с-електрони и негова транзиција во 3 г-подниво.
Елементот фосфор се формира доста алотропни модификации. Од нив, три модификации се најстабилни: бел фосфор, црвен фосфор и црн фосфор. Белиот фосфор е восочна, токсична супстанција склона кон спонтано согорување во воздух, која се состои од молекули P4. Црвениот фосфор е немолекуларна, помалку активна супстанција со темноцрвена боја со прилично сложена структура. Вообичаено, црвениот фосфор секогаш содржи мешавина од бело, така што и белиот и црвениот фосфор секогаш се складираат под слој вода. Црниот фосфор е исто така немолекуларна супстанција со сложена структура на рамка.
Молекулите на белиот фосфор се тетраедарски, атомот на фосфор во нив е тривалентен. Модел со топка и стап и структурна формуламолекули на бел фосфор:
Структурата на црвениот фосфор може да се изрази со структурната формула:
Фосфорот се добива од калциум фосфат со загревање со песок и кокс:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.
Фосфорот најмногу се карактеризира со соединенија со оксидациона состојба +V. Кога реагира со вишок на хлор, фосфорот формира пентахлорид. При согорување на која било алотропна модификација на фосфор, се формира вишок кислород. оксидфосфор (V):
4P + 5O2 = 2P2O5.
Постојат две модификации на фосфор(V) оксид: немолекуларна (со наједноставна формула P 2 O 5) и молекуларна (со молекуларна формула P 4 O 10). Фосфор оксид обично е мешавина од овие супстанции.
Овој многу хигроскопски кисел оксид, реагирајќи со вода, формира сукцесивно метафосфорни, дифосфорни и ортофосфорни киселини:
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.
Ортофосфорна киселина(обично се нарекува едноставно фосфорна) е трибазна слаба киселина (види Додаток 13). Тоа е безбојна кристална материја, многу растворлива во вода. Кога реагира со силни бази, во зависност од односот на реагенсите, формира три реда соли(ортофосфати, хидроортофосфати и дихидрогени ортофосфати - обично префиксот „орто“ е испуштен од нивните имиња):
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.
Повеќето средно фосфати (со исклучок на соли на алкални елементи освен литиум) се нерастворливи во вода. Има значително повеќе растворливи киселински фосфати.
Фосфорната киселина се добива од природен калциум фосфат со третирање со вишок сулфурна киселина. Со различен однос на калциум фосфат и сулфурна киселина, се формира мешавина од дихидроген фосфат и калциум сулфат, што се користи во земјоделствотокако минерално ѓубриво наречено „прост суперфосфат“:
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.
Повредниот „двоен суперфосфат“ се добива со реакцијата
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 3.
Главната супстанција на ова минерално ѓубриво е калциум дихидроген фосфат.
1. Состави молекуларни равенки за реакции за кои во текстот на параграфот се дадени јонски равенки.
2. Запиши ги равенките за реакциите дадени во текстот на параграфот описно.
3. Создадете равенки за реакција кои ги карактеризираат хемиските својства на а) фосфор, б) фосфор оксид (V), в) ортофосфорна киселина, г) натриум дихидроген фосфат.
Хемиски својства на фосфорна киселина.
16.4. Јаглерод
Јаглеродот е главната компонента на сите организми. Во природата, постојат и едноставни материи формирани од јаглерод (дијамант, графит) и соединенија (јаглерод диоксид, разни карбонати, метан и други јаглеводороди во природниот гас и нафта). Масен уделјаглерод во јагленидостигнува 97%.
Атомјаглеродот во основната состојба може да формира две ковалентни врски со механизам за размена, но во нормални услови такви соединенија не се формираат. Кога јаглеродниот атом влегува во возбудена состојба, ги користи сите четири валентни електрони.
Јаглеродот се формира доста алотропни модификации(види Сл. 16.2). Тоа се дијаманти, графит, карабин и разни фулерени.
Дијамантот е многу тврда, безбојна, транспарентна кристална супстанција. Дијамантските кристали се составени од јаглеродни атоми во сп 3-хибридизирана состојба, формирајќи просторна рамка.
Графитот е прилично мека кристална супстанција со сиво-црна боја. Графитните кристали се состојат од рамни слоеви во кои се наоѓаат јаглеродните атоми сп 2-хибридна состојба и формира мрежи со хексагонални ќелии.
Карбинот е безбојна супстанца со влакнеста структура, која се состои од линеарни молекули во кои атомите на јаглерод се наоѓаат во сп-хибридна состојба (=C=C=C=C= или –C C–C C–).
Фулерените се молекуларни алотропни модификации на јаглеродот со молекулите C 60, C 80 итн. Молекулите на овие супстанции се шупливи мрежести сфери.
Сите модификации на јаглеродот покажуваат намалувачки својства во поголема мера отколку оксидирачките, на пример, коксот (производ од преработка на јаглен; содржи до 98% јаглерод) се користи за намалување на железото од оксидните руди и голем број други метали од нивните оксиди :
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (на висока температура).
Повеќето јаглеродни соединенија се изучуваат по органска хемија, за што ќе научите во 10-то и 11-то одделение.
ВО неоргански материијаглерод оксидациона состојба +II и +IV. Со овие состојби на оксидација на јаглеродот, постојат две оксид.
Јаглерод моноксид (II) е безбоен, без мирис, отровен гас. Тривијалното име е јаглерод моноксид. Формирана при нецелосно согорување на гориво што содржи јаглерод. За електронската структура на неговата молекула, видете на страница 121. Според хемиските својства, CO е оксид што не создава сол; кога се загрева, покажува редуцирачки својства (не редуцира многу оксиди во метал многу добро). активни метали).
Јаглерод моноксид (IV) е безбоен гас без мирис. Тривијалното име е јаглерод диоксид. Киселински оксид. Малку растворлив во вода (физички), делумно реагира со него, формирајќи јаглен киселина H 2 CO 3 (молекулите на оваа супстанца постојат само во многу разредени водени раствори).
Јаглеродната киселина е многу слаба киселина (види Додаток 13), двобазна, формира два реда соли(карбонати и бикарбонати). Повеќето карбонати се нерастворливи во вода. Од хидрокарбонатите, само хидрокарбонати од алкални метали и амониум постојат како поединечни супстанции. И карбонатниот јон и бикарбонатниот јон се базни честички, затоа и карбонатите и бикарбонатите во водените раствори подлежат на хидролиза во анјонот.
Од карбонати највисока вредностимаат натриум карбонат Na 2 CO 3 (сода, сода пепел, сода за перење), натриум бикарбонат NaHCO 3 (сода бикарбона, сода бикарбона), калиум карбонат K 2CO 3 (поташа) и калциум карбонат CaCO 3 (креда, мермер, варовник) .
Квалитативна реакцијаза присуство на јаглерод диоксид во гасната смеса: формирање на талог од калциум карбонат при минување на испитуваниот гас низ варова вода (заситен раствор на калциум хидроксид) и последователно растворање на талогот при дополнително минување на гасот. Реакции кои се одвиваат: Елементот силикон формира еден едноставна супстанцијасо истото име. Ова е немолекуларна супстанција со структура на дијамант, на која силиконот е само малку инфериорен во цврстина. Во текот на изминатиот половина век, силиконот стана апсолутно суштински материјал за нашата цивилизација, бидејќи неговите единечни кристали се користат во речиси целата електронска опрема.
Силиконот е прилично инертна супстанција. на собна температура не реагира со практично ништо освен со флуор и водород флуорид:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Кога се загрева во форма на ситно мелен прав, согорува во кислород, формирајќи диоксид (SiO 2). Кога се спојува со алкали или кога се вари со концентрирани раствори на алкалии, формира силикати:
Si + 4NaOH = Na4SiO4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.
Силициум моноксид SiO - не формира сол оксид; лесно се оксидира до диоксид.
Силициум диоксид SiO 2 е немолекуларна супстанција со структура на рамка. Не реагира со вода. киселински оксид - кога се спојува со алкалии, формира силикати, на пример:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. Алуминиумот е следниот најзастапен елемент во литосферата на Земјата по силициумот. Сам и заедно со силициумот, формира многу минерали: фелдспат, мика, корунд Al 2 O 3 и неговите скапоцени сорти (безбоен леукосафир, рубин што содржи хром, сафир што содржи титаниум).
Едноставната супстанција алуминиум е сребрено-бел сјаен лесен метал. Чистиот алуминиум е многу мек, може да се витка во тенка фолија и да се извади жица од неа. Алуминиумот има добра електрична спроводливост. Отпорен е на атмосферски влијанија. Алуминиумските легури се прилично тврди, но можат добро да се обработат. Алуминиумот не е отровен. Сето ова овозможува користење на алуминиум во широк спектар на индустрии: во авијацијата, електричната, прехранбената индустрија и градежништвото. Алуминиумот е исто така широко користен во секојдневниот живот. Алуминиумот се произведува со електролиза на топењето на неговите соединенија.
Хемиската инертност на алуминиумот е предизвикана од присуството на густа оксидна фолија на неговата површина, која го спречува контактот на металот со реагенсот. Кога овој филм се отстранува хемиски или механички, алуминиумот станува многу активен. Така, без оксидна фолија, алуминиумот спонтано се запали и гори во воздух без дополнително загревање.
Намалувачките својства на алуминиумот се особено изразени кога се загрева. Под овие услови, тој намалува многу метали од оксидите: не само железо, титаниум, циркониум, туку дури и калциум и бариум.
Алуминиум оксид Al 2 O 3 (тривијални имиња - алумина, корунд) е немолекуларна супстанција, врската во која е слабо опишана и како јонска и ковалентна. Како и секогаш во овие случаи е така амфотеричен оксид. Се добива со калцинирање на алуминиум хидроксид, кој има и амфотерични својства.
Хидрираниот алуминиумски јон е катјонска киселина, па растворливи солиалуминиумот е доста силно хидролизиран.
Од алуминиумските соли, најчесто се користи калиум алум KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O - калиум алуминиум сулфат додекахидрат. Ова е нехигроскопна, совршено кристализирачка супстанција. Неговиот раствор се однесува како мешавина од раствори на два различни сулфати: калиум сулфат и алуминиум сулфат. Структурата на стипсата може да се изрази со формулата: (SO 4) 2.
1. Напиши описни равенки за реакциите дадени во текстот на параграфот.
2. Создадете равенки за реакција кои ги карактеризираат хемиските својства на а) алуминиум, б) алуминиум хидроксид, з) калиум стипса..
Хемиски својства на алуминиумските соли
Групата ИВА ги содржи најважните елементи, без кои не би постоеле ниту нас, ниту Земјата на која живееме. Овој јаглерод е основата на целиот органски живот, а силиконот е „монарх“ на минералното царство.
Ако јаглеродот и силициумот се типични неметали, а калајот и олово се метали, тогаш германиумот зазема средна позиција. Некои учебници го класифицираат како неметал, додека други го класифицираат како метал. Има сребрено-бела боја и метален изглед, но има кристална решетка слична на дијамант и е полупроводник како силикон.
Од јаглерод до олово (со намалени неметални својства):
w стабилноста на негативната оксидациска состојба се намалува (-4)
w стабилноста на највисоката позитивна оксидациска состојба се намалува (+4)
w се зголемува стабилноста на ниската позитивна оксидациска состојба (+2)
Јаглеродот е главната компонента на сите организми. Во природата, постојат и едноставни материи формирани од јаглерод (дијамант, графит) и соединенија (јаглерод диоксид, разни карбонати, метан и други јаглеводороди во природниот гас и нафта). Масовната фракција на јаглерод во тврдиот јаглен достигнува 97%.
Јаглеродниот атом во основната состојба може да формира две ковалентни врски со механизам за размена, но во нормални услови таквите соединенија не се формираат. Кога јаглеродниот атом влегува во возбудена состојба, ги користи сите четири валентни електрони.
Јаглеродот формира доста алотропни модификации (види Сл. 16.2). Тоа се дијаманти, графит, карабин и разни фулерени.
Кај неорганските материи, оксидационата состојба на јаглеродот е +II и +IV. Со овие оксидациски состојби на јаглеродот, постојат два оксида.
Јаглерод моноксид (II) е безбоен, без мирис, отровен гас. Тривијалното име е јаглерод моноксид. Формирана при нецелосно согорување на гориво што содржи јаглерод. Електронска структуранеговите молекули, видете на страница 121. Од хемиски својства CO е оксид што не формира сол; кога се загрева, покажува редуцирачки својства (многу оксиди на не многу активни метали редуцира во метал).
Јаглерод моноксид (IV) е безбоен гас без мирис. Тривијалното име е јаглерод диоксид. Киселински оксид. Малку е растворлив во вода (физички), делумно реагира со него, формирајќи јаглеродна киселина H2CO3 (молекулите на оваа супстанца постојат само во многу разредени водени раствори).
Јаглеродната киселина е многу слаба, двобазна киселина која формира две серии на соли (карбонати и бикарбонати). Повеќето карбонати се нерастворливи во вода. Од хидрокарбонатите, само хидрокарбонати од алкални метали и амониум постојат како поединечни супстанции. И карбонатниот јон и бикарбонатниот јон се базни честички, затоа и карбонатите и бикарбонатите во водените раствори подлежат на хидролиза во анјонот.
Од карбонатите, најважни се натриум карбонат Na2CO3 (сода, сода пепел, сода за перење), натриум бикарбонат NaHCO3 (сода бикарбона, сода бикарбона), калиум карбонат K2CO3 (поташа) и калциум карбонат CaCO3 (креда, мермер, варовник).
Квалитативна реакција на присуството на јаглерод диоксид во мешавината на гас: формирање на талог од калциум карбонат при минување на испитниот гас низ варова вода (заситен раствор на калциум хидроксид) и последователно растворање на талогот при понатамошно минување на гасот. Реакции кои се случуваат:
Ca2 + 2OH +CO2 = CaCO3 + H2O;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 +2HCO3.
Во фармакологијата и медицината, широко се користат различни јаглеродни соединенија - деривати на јаглеродна киселина и карбоксилни киселини, разни хетероцикли, полимери и други соединенија. Така, карболенот (активен јаглен) се користи за апсорпција и отстранување на разни токсини од телото; графит (во форма на масти) - за третман на кожни болести; радиоактивни изотопи на јаглерод - за научно истражување(радиојаглеродно датирање).
Јаглеродот е основа на сите органски материи. Секој жив организам главно се состои од јаглерод. Јаглеродот е основа на животот. Изворот на јаглерод за живите организми обично е CO 2 од атмосферата или водата. Како резултат на фотосинтезата, тој влегува во биолошките синџири на исхрана во кои живите суштества се јадат едни со други или остатоците едни од други и со тоа извлекуваат јаглерод за изградба. сопственото тело. Биолошкиот циклус на јаглеродот завршува или со оксидација и враќање во атмосферата, или со закопување во форма на јаглен или нафта.
Аналитички реакции на карбонат јонски CO 3 2-
Карбонатите се соли на нестабилна, многу слаба јаглеродна киселина H 2 CO 3, која во слободна состојба во водени раствори е нестабилна и се распаѓа со ослободување на CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O
Амониум, натриум, рубидиум и цезиум карбонати се растворливи во вода. Литиум карбонат е малку растворлив во вода. Карбонатите од другите метали се малку растворливи во вода. Хидрокарбонатите се раствораат во вода. Карбонатните јони во водените раствори се безбојни и подлежат на хидролиза. Водните раствори на бикарбонати од алкални метали не се обоени кога ќе им се додаде капка раствор на фенолфталеин, што овозможува да се разликуваат растворите на карбонати од растворите на бикарбонати (фармакопејски тест).
1. Реакција со бариум хлорид.
Ba 2+ + CO3 2 - -> BaCO 3 (бело ситно-кристално)
Слични карбонатни преципитати се произведуваат од катјоните на калциум (CaCO 3) и стронциум (SrCO 3). Талогот се раствора во минерални киселини и оцетна киселина. Во раствор од H 2 SO 4, се формира бел талог од BaSO 4.
Раствор од HC1 полека се додава капка во талогот додека талогот целосно не се раствори: BaCO3 + 2 HC1 -> BaCl 2 + CO 2 + H 2 O
2. Реакција со магнезиум сулфат (фармакопеја).
Mg 2+ + COZ 2 - ->MgCO 3 (бело)
Хидрокарбонат - HCO 3 јон - формира талог MgCO 3 со магнезиум сулфат само при вриење: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O
Талогот MgCO 3 се раствора во киселини.
3. Реакција со минерални киселини (фармакопеја).
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
Ослободениот гасен CO 2 се детектира со заматеност на баритон или варова вода во уред за откривање гасови, меурчиња од гас (CO 2), а во епрувета на приемникот - заматеност на растворот.
4. Реакција со уранил хексацијаноферат (II).
2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (кафеава) -> 2 UO 2 CO 3 (безбоен) + 4 -
Кафеав раствор на уранил хексацијаноферат (II) се подготвува со мешање на раствор од уранил ацетат (CH 3 COO) 2 UO 2 со раствор од калиум хексацијаноферат (II):
2(CH 3 SOO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 SOOK
Растворот од Na 2 CO 3 или K 2 CO 3 се додава по капка во добиениот раствор со мешање додека не исчезне кафената боја.
5. Одделно откривање на карбонатните и бикарбонатните јони со реакции со катјони на калциум и амонијак.
Ако во растворот се истовремено присутни карбонат - јони и бикарбонати - јони, тогаш секој од нив може да се отвори посебно.
За да го направите ова, прво додадете вишок раствор на CaCl 2 во анализираниот раствор. Во овој случај, CO3 2 се таложи во форма на CaCO 3:
CO3 2 - + Ca 2 + = CaCO 3
Бикарбонатните јони остануваат во растворот, бидејќи Ca(HCO 3) 2 раствори во вода. Талогот се одвојува од растворот и на вториот се додава раствор од амонијак. HCO 2 - анјони со амонијак и калциум катјони повторно даваат талог од CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2 + + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +
6. Други реакции на карбонат јон.
Карбонатните јони, кога реагираат со железо (III) хлорид FeCl 3, формираат кафеав талог Fe(OH)CO 3, со сребро нитрат - бел талог од сребро карбонат Ag 2 CO3, растворлив во HbTO3 и се распаѓа при вриење во вода до темен талог Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2
Аналитички реакции на ацетат јон CH 3 COO"
Ацетат - CH 3 COO- јон - слаб монобазен анјон оцетна киселина CH 3 COOH: безбоен во водени раствори, се подложува на хидролиза, нема редокс својства; Тој е прилично ефикасен лиганд и формира стабилни ацетатни комплекси со катјони од многу метали. Кога реагира со алкохоли во кисела средина, произведува естри.
Ацетатите на амониум, алкали и повеќето други метали се многу растворливи во вода. Ацетатите на среброто CH 3 COOAg и живата (I) се помалку растворливи во вода од ацетатите на другите метали.
1. Реакција со железо (III) хлорид (фармакопеја).
При pH = 5-8, ацетатниот јон со катјони Fe(III) формира растворлив темноцрвен (боја на силен чај) ацетат или железо (III) оксиацетат.
Во воден раствор делумно се хидролизира; закиселувањето на растворот со минерални киселини ја потиснува хидролизата и доведува до исчезнување на црвената боја на растворот.
3 CH3COOH + Fe --> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 H +
При вриење, од растворот се таложи црвено-кафеав талог од основен железо (III) ацетат:
(CH 3 COO) 3 Fe + 2 H 2 O<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН
Во зависност од односот на концентрациите на железо (III) и ацетатни јони, составот на седиментот може да се промени и да одговара, на пример, на формулите: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 или Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.
Реакцијата е попречена од анјоните CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, кои формираат таложење со железо (III), како и SCN- анјоните (давајќи црвени комплекси со катјони Fe 3+) , јодид - јон G, оксидира до јод 1 2, давајќи му на растворот жолта боја.
2. Реакција со сулфурна киселина.
Ацетатниот јон во силно кисела средина се трансформира во слаба оцетна киселина, чии пареи имаат карактеристичен мирис на оцет:
CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН
Реакцијата ја попречуваат анјоните NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, кои исто така ослободуваат гасовити производи со карактеристичен мирис во концентрирана средина H2SO4.
3. Реакција на формирање на оцетен етил етер (фармакопеја).
Реакцијата се изведува во средина на сулфурна киселина. Со етанол:
CH 3 COO- + H + -- CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 4 + H 2 O
Ослободениот етил ацетат се открива по неговиот карактеристичен пријатен мирис. Солите на среброто ја катализираат оваа реакција, па затоа се препорачува да се додаде мала количина AgNO 3 при спроведување на оваа реакција.
Слично, при реакција со амил алкохол C 5 HcOH се формира и амил ацетат CH 3 SOOC 5 Ni (-круша-) кој има пријатен мирис.Се чувствува карактеристичниот мирис на етил ацетат кој се засилува кога смесата нежно се загрева .
Аналитички реакции на тартарат - POC јон - CH(OH) - CH(OH) - CONST. Тартатниот јон е анјон на слаба двобазна винска киселина:
HO-CH-COOH
HO -CH-COOH
Тартатниот јон е многу растворлив во вода. Во водените раствори, тартратните јони се безбојни, подлежат на хидролиза и се склони кон формирање на комплекси, давајќи стабилни тартартни комплекси со катјони од многу метали. Винската киселина формира две серии на соли - средни тартрати кои содржат двојно наелектризиран тартарат - COCH(OH)CH(OH)COO - јон, и киселински тартрати - хидротартрати кои содржат единечно наполнет водороден тартарат - HOOOCH(OH)CH(OH) COO - јон. Калиум водород тартарат (-тартар-) KNS 4 H 4 O 6 е практично нерастворлив во вода, која се користи за отворање на калиум катјони. Просечната калциумова сол е исто така малку растворлива во вода. Просечната калиумова сол K 2 C 4 H 4 O 6 е многу растворлива во вода.
I. Реакција со калиум хлорид (фармакопеја).
C 4 H 4 O 6 2 - + K + + N + -> KNS 4 H 4 O 6 1 (бело)
2. Реакција со резорцинол во кисела средина (фармакопеја).
Тартратите, кога се загреваат со резорцинол мета - C 6 H 4 (OH) 2 во концентрирана сулфурна киселина, формираат производи од реакција на цреша-црвена боја.
14) Реакции со амонијак комплекс од сребро. Испаѓа црн талог од метално сребро.
15) Реакција со железо (II) сулфат и водород пероксид.
Додавање на разреден воден раствор на FeSO 4 и H 2 O 2 во раствор кој содржи тартрати. доведува до формирање на нестабилен железен комплекс со збрчкана боја. Подоцнежниот третман со NaOH алкален раствор доведува до сина боја на комплексот.
Аналитички реакции на оксалат јон C 2 O 4 2-
Оксалат јон C 2 O 4 2- е анјон на двобазна оксална киселина H 2 C 2 O 4 со средна јачина, релативно добро растворлив во вода. Оксалатниот јон во водени раствори е безбоен, делумно хидролизиран, силен редукционен агенс, ефективен лиганд - формира стабилни оксалатни комплекси со катјони од многу метали. Оксалатите на алкалните метали, магнезиумот и амониумот се растворливи во вода, додека другите метали се малку растворливи во вода.
1Реакција со бариум хлорид Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (бело) Талогот се раствора во минерални киселини и во оцетна киселина (при вриење). 2. Реакција со калциум хлорид (фармакопеја): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (бело)
Талогот е растворлив во минерални киселини, но нерастворлив во оцетна киселина.
3. Реакција со сребро нитрат.
2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(завиткан) Тест на растворливост. Седиментот е поделен на 3 дела:
А). Во првата епрувета со талогот, се додава раствор од HNO 3 капка по капка со мешање додека талогот не се раствори;
б). Додадете концентриран раствор на амонијак капка по капка со мешање во втората епрувета со талогот додека талогот не се раствори; V). Додадете 4-5 капки раствор на HC1 во третата епрувета со седиментот; Во епрувета останува бел талог од сребро хлорид:
Ag 2 C 2 O 4 + 2 HC1 -> 2 AC1 (бело) + H 2 C 2 O 4
4. Реакција со калиум перманганат. Оксалатните јони со KMnO 4 во кисела средина се оксидираат со ослободување на CO 2; растворот KMpO 4 се обезбојува поради редукција на манган (VII) во манган (II):
5 C 2 O 4 2 - + 2 MnO 4 " + 16 H + -> 10 CO 2 + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O
Разреден раствор на KMnO 4. Вториот станува обезцветен; се забележува ослободување на меурчиња од гас - CO 2.
38 Елементи на групата VA
Општи карактеристики на VA групата од Периодниот систем.во форма s x p y електронска конфигурацијанадворешен ниво на енергијаелементи на VA групата.
Арсенот и антимонот имаат различни алотропни модификации: и со молекуларна и со метална кристална решетка. Сепак, врз основа на споредба на стабилноста на катјонските форми (As 3+, Sb 3+), арсенот е класифициран како неметал, а антимонот е класифициран како метал.
оксидационите состојби се стабилни за елементите од VA групата
Од азот до бизмут (со намалување на неметалните својства):
w се намалува стабилноста на негативната оксидациска состојба (-3) (м. својства на водородните соединенија)
w стабилноста на највисоката позитивна оксидациска состојба се намалува (+5)
w се зголемува стабилноста на ниската позитивна оксидациска состојба (+3)
