Wykład 8
TEMAT : Elementy grupowe IVA.
Węgiel
Zagadnienia poruszane na wykładzie:
- Grupy IVA.
- Węgiel. ogólna charakterystyka węgiel.
- Właściwości chemiczne węgla.
- Najważniejsze związki węgla.
Ogólna charakterystyka elementów Grupy IVA
Do elementów głównej podgrupy IV grupy obejmują C, Si, Ge, Sn, P V. Elektroniczny wzór zewnętrznego poziomu wartościowości nS 2 np 2 , czyli mają 4 elektrony walencyjne i są to pierwiastki p, dlatego znajdują się w głównej podgrupie Grupa IV.
││││
│↓│np
W stanie podstawowym atomu dwa elektrony są sparowane, a dwa niesparowane. Najbardziej zewnętrzna powłoka elektronowa węgla ma 2 elektrony, krzem ma 8, a Ge, Sn, P ma 18 elektronów. Dlatego Ge, Sn, P są łączone w podgrupę germanu (są to kompletne analogi elektroniczne).
W tej podgrupie p pierwiastków, podobnie jak w innych podgrupach p pierwiastków, właściwości atomów pierwiastków zmieniają się okresowo:
Tabela 9
|
Element |
kowalencyjny promień atomowy, nm |
Metaliczny promień atomu, nm |
Warunkowy promień jonów, nm |
Energia jonizacja E mi o → mi + , e.v. |
Względny elektroujemność |
|
|
E 2+ |
E 4+ |
|||||
|
0,077 |
11,26 |
|||||
|
0,117 |
0,134 |
0,034 |
8,15 |
|||
|
0,122 |
0,139 |
0,065 |
0,044 |
7,90 |
||
|
0,140 |
0,158 |
0,102 |
0,067 |
7,34 |
||
|
Szpilka |
0,175 |
0,126 |
0,076 |
7,42 |
||
Zatem od góry do dołu w podgrupie promień atomu rośnie, więc energia jonizacji maleje, więc wzrasta zdolność do oddawania elektronów i tendencja do uzupełniania zewnętrznego powłoka elektronowa do oktetu gwałtownie maleje, dlatego od C do Pb właściwości redukujące rosną i właściwości metaliczne, a właściwości niemetaliczne maleją. Węgiel i krzem są typowymi niemetalami, Ge właściwości metaliczne już się pojawiają i wygląd jest podobny do metalu, chociaż jest półprzewodnikiem. Cyna ma już przeważające właściwości metaliczne, podczas gdy ołów jest typowym metalem.
Posiadając 4 elektrony walencyjne, atomy w swoich związkach mogą wykazywać stopnie utlenienia od minimalnego (-4) do maksymalnego (+4) i charakteryzują się nawet S.O.: -4, 0, +2, +4; WIĘC. = -4 jest typowe dla C i Si z metalami.
Charakter połączenia z innymi elementami.Węgiel tworzy tylko wiązania kowalencyjne, krzem również tworzy głównie wiązania kowalencyjne. Do cyny i ołowiu, szczególnie w S.O. = +2, jonowy charakter wiązania jest bardziej typowy (na przykład Рв( NIE 3 ) 2 ).
Kowalencja zależy od struktury walencyjnej atomu. Atom węgla ma 4 orbitale walencyjne, a maksymalna kowalencja wynosi 4. W przypadku innych pierwiastków kowalencja może być większa niż cztery, ponieważ istnieje wartościowość D -podpoziom (np. H2 [SiF6]).
Hybrydyzacja . Rodzaj hybrydyzacji zależy od rodzaju i liczby orbitali walencyjnych. Tylko węgiel ma S - i orbitale p-walencyjne, więc może Sp (karabinek, CO 2, CS 2), Sp 2 (grafit, benzen, COCl 2), Sp 3 -hybrydyzacja (CH 4, diament, CCl 4 ). Najbardziej charakterystyczny dla krzemu Hybrydyzacja Sp 3 (SiO 2, SiCl 4 ), ale ma wartościowość D -podpoziom, więc też istnieje Sp 3 d 2 -hybrydyzacja, np. H2 [SiF6].
IV Grupa PSE jest środkiem tabeli D.I. Mendelejewa. Wyraźnie widać tu wyraźną zmianę właściwości z niemetali na metale. Rozważmy osobno węgiel, potem krzem, a następnie pierwiastki podgrupy germanu.
Węgiel. Ogólna charakterystyka węgla
Zawartość węgla w skorupa Ziemska mały (około 0,1% masy). Większość z nich zawarta jest w składzie trudno rozpuszczalnych węglanów (CaCO 3, MgCO3 ), ropa naftowa, węgiel, gaz ziemny. Zawartość RM 2 w powietrzu jest niewielka (0,03%), ale jego całkowita masa wynosi około 600 milionów ton. Węgiel jest częścią tkanek wszystkich żywych organizmów (głównych część flora i fauna). Węgiel występuje także w stanie wolnym, głównie w postaci grafitu i diamentu.
W naturze węgiel występuje w postaci dwóch stabilnych izotopów: 12°C (98,892%) i 13 C (1,108%). Pod wpływem promieni kosmicznych w atmosferze powstaje także pewna ilość izotopu promieniotwórczego β 14 Z: . Według treści 14 C w szczątkach roślin służy do oceny ich wieku. Otrzymano także izotopy promieniotwórcze o liczbach masowych od 10 do 16.
W przeciwieństwie do F 2, N 2, O 2 proste substancje węgiel ma strukturę polimerową. Zgodnie z charakterystycznymi typami hybrydyzacji orbitali walencyjnych, atomy C mogą łączyć się w formacje polimerowe o trójwymiarowej modyfikacji (diament, Sp 3 ), modyfikację dwuwymiarową lub warstwową (grafit, Sp2 ) i polimer liniowy (karbin, Sp.).
Właściwości chemiczne węgla
Chemicznie węgiel jest bardzo obojętny. Ale po podgrzaniu może oddziaływać z wieloma metalami i niemetalami, wykazując zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.
Diament + 2 F 2 → CF 4 , a grafit tworzy fluorek grafitu CF
(a następnie + F 2 → CF 4 ). Jedna z metod oddzielania diamentu od grafitu opiera się na odmiennym podejściu do fluoru. Węgiel nie reaguje z innymi halogenami. Z tlenem (O 2 ) węgiel tworzy CO przy braku tlenu, a przy nadmiarze tlenu tworzy CO 2 .
2C + O 2 → 2СО; C + O 2 → CO 2.
W wysokich temperaturach węgiel reaguje z metalami, tworząc węgliki metali:
Ca + 2C = CaC2.
Po podgrzaniu reaguje z wodorem, siarką, krzemem:
do o
C + 2 H. 2 = CH 4 C + 2S ↔ CS 2
C + Si = SiC.
Węgiel reaguje z substancje złożone. Jeśli para wodna przejdzie przez rozgrzany węgiel, powstaje mieszanina CO i H. 2 gaz wodny (w temperaturach powyżej 1200 o C):
C + HON = CO + H2.
Mieszanka ta jest szeroko stosowana jako paliwo gazowe.
W wysokich temperaturach węgiel ma zdolność redukcji wielu metali z ich tlenków, co jest szeroko stosowane w metalurgii.
ZnO + C → Zn + CO
Najważniejsze związki węgla
- Węgliki metali.
Ponieważ węgiel ma tendencję do tworzenia homołańcuchów, skład większości węglików nie odpowiada stopniowi utlenienia węgla równym (-4). Typ wiązanie chemiczne Wyróżnia się węgliki kowalencyjne, jonowe i węgliki metali. W większości przypadków węgliki otrzymuje się przez silne ogrzewanie odpowiednich prostych substancji lub ich tlenków węglem
do o
V 2 O 5 + 7C → 2VC + 5CO; Ca + 2 C → CaC 2.
W tym przypadku otrzymuje się węgliki o różnym składzie.
Węgliki kowalencyjne solone lub jonowe są to związki metali aktywnych i niektórych innych: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C . W tych związkach wiązanie chemiczne jest pośrednie między jonowym i kowalencyjnym. Pod wpływem wody lub rozcieńczonych kwasów hydrolizują i wytwarzają wodorotlenki i odpowiednie węglowodory:
CaC2 + 2HON → Ca(OH)2 + C2H2;
Al 4C 3 + 12HOH → 4Al(OH) 3 + 3CH 4.
W węglikach metali atomy węgla zajmują oktaedryczne puste przestrzenie w strukturach metalowych (podgrupy boczne IV VIII grupy). Są to substancje bardzo twarde, ogniotrwałe i żaroodporne, wiele z nich wykazuje właściwości metaliczne: wysoką przewodność elektryczną, metaliczny połysk. Skład takich węglików jest bardzo zróżnicowany. Zatem węgliki tytanu mają skład TiC 0,6 1,0 .
Węgliki kowalencyjne SiC i B4 C. Są polimerowe. Wiązanie chemiczne w nich zbliża się do czysto kowalencyjnego, ponieważ bor i krzem są sąsiadami węgla w PSE i są mu bliskie pod względem promienia atomowego i OEO. Są bardzo twarde i obojętne chemicznie. Metan CH można również uznać za najprostszy węglik kowalencyjny 4 .
- Halogenki węgla
Węgiel tworzy wiele związków z halogenami, z których najprostsze mają wzór CH al 4 , czyli tetrahalogenki węgla. W nich S.O. węgiel wynosi +4, Sp 3 -hybrydyzacja atomu C, a więc cząsteczek C H al 4 czworościany. Gaz CF 4, ciecz CCl 4, CBr 4 i CJ 4 ciała stałe. Tylko CF 4 otrzymane bezpośrednio od F 2 i C, węgiel nie reaguje z innymi halogenami. Czterochlorek węgla otrzymuje się przez chlorowanie dwusiarczku węgla:
CS 2 + 3Cl 2 = CCl 4 + S 2 Cl 2.
Wszystkie CH al 4 są nierozpuszczalne w wodzie, ale rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych.
do Kat
C H al 4 (g) + 2НН (g) = CO 2 + 4ННа l (d) (hydroliza zachodzi w wysokiej temperaturze i w obecności katalizatora). Mają znaczenie praktyczne CF 4, СС l 4.
CF 4 , jak na przykład inne związki fluorowanego węgla CF2Cl2 (difluorodichlorometan) są stosowane jako freony i substancje robocze w maszynach chłodniczych.
CCl 4 stosowany jako niepalny rozpuszczalnik materia organiczna(tłuszcze, oleje, żywice), a także płyn do gaśnic.
- Tlenek węgla (P).
Tlenek węgla (C) CO to bezbarwny, bezwonny, słabo rozpuszczalny w wodzie gaz. Bardzo trujący (tlenek węgla): hemoglobina we krwi związana z CO traci zdolność łączenia się z O 2 i być jego nosicielem.
Tlenek węgla (P) otrzymuje się:
- z niepełnym utlenianiem węgla 2C + O 2 = 2СО;
- w przemyśle otrzymuje się go w reakcji: CO 2 + C = 2СО;
- podczas przepuszczania przegrzanej pary wodnej nad gorącym węglem:
C + HON = CO + H2t o
- rozkład karbonylków Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
- W laboratorium CO otrzymuje się działając na kwas mrówkowy substancjami usuwającymi wodę ( H 2 SO 4, P 2 O 5):
HCOOH → CO + HOH.
Jednakże CO nie jest bezwodnikiem kwas mrówkowy, ponieważ w CO węgiel jest trójwartościowy, a w HCOOH jest czterowartościowy. Zatem CO jest tlenkiem nie tworzącym soli.
Rozpuszczalność CO w wodzie jest niska i Reakcja chemiczna to się nie zdarza. W cząsteczce CO, jak w cząsteczce N 2 wiązanie potrójne. Zgodnie z metodą wiązań walencyjnych powstają 2 wiązania w wyniku sparowania dwóch niesparowanych p - elektronów C i O (każdego atomu), a trzecie zgodnie z mechanizmem donor-akceptor w wyniku wolnego orbitalu 2p atomu C oraz para elektronów 2p atomu tlenu: C ≡ O Wiązanie potrójne CO jest bardzo silne, a jego energia jest bardzo wysoka (1066 kJ/mol) większa niż w N 2 . Następujące trzy typy reakcji są charakterystyczne dla tlenku węgla (P):
- reakcje utleniania. CO jest silnym czynnikiem redukującym, jednak ze względu na silne wiązanie potrójne w cząsteczce ma działanie utleniające reakcje redukcji z udziałem CO zachodzą szybko dopiero w wysokich temperaturach. Redukcja tlenków przy użyciu CO po podgrzaniu bardzo ważne w metalurgii.
Fe2O3 + 3CO = 3CO2 + 2Fe.
Można utlenić tlenem CO: Do
2CO + O2 = 2CO2.
- inną charakterystyczną właściwością chemiczną CO jest tendencja doreakcje addycji, co wynika z nienasycenia wartościowości węgla w CO (w tych reakcjach węgiel przechodzi w stan czterowartościowy, który jest dla niego bardziej charakterystyczny niż trójwartościowość węgla w CO).
Zatem CO reaguje z chlorem, tworząc fosgen COS l 2 :
CO + Cl2 = COCl2 (CO jest również czynnikiem redukującym w tej reakcji). Reakcję przyspiesza się za pomocą światła i katalizatora. Fosgen brązowy gaz, bardzo trujący, silnie trująca substancja. Powoli hydrolizuje COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.
Fosgen jest stosowany w syntezie różne substancje i został użyty w pierwszym wojna światowa jako chemiczny środek bojowy.
Po podgrzaniu CO reaguje z siarką, tworząc sulfotlenek węgla SAŁATA:
CO + S = COS (gaz).
Po podgrzaniu pod ciśnieniem CO w reakcji z wodorem tworzy metanol.
szczyt
CO + 2H 2 ↔ CH 3OH.
Synteza metanolu z CO i H 2 jeden z najważniejszych zakładów produkcji chemicznej.
- w przeciwieństwie do większości innych związków węgla, cząsteczka CO ma samotną parę elektronów przy atomie C. Dlatego cząsteczka CO może działać ligand w różnych kompleksach. Szczególnie liczne są produkty przyłączania CO do atomów metali, zwane karbonylkami. Znanych jest około 1000 karbonylków, w tym karbonylki zawierające oprócz CO inne ligandy. Karbonyle (kompleksy) otrzymuje się:
T, pkt., s
Fe + 5CO → Ni + 4CO → .
Istnieją karbonylki gazowe, ciekłe i stałe, w których metal ma stopień utlenienia 0. Po podgrzaniu karbonylki rozkładają się i otrzymuje się sproszkowane metale o bardzo wysokim stopniu czystości:
Do
Ni(CO) 4 → Ni + 4CO.
Karbonyle są wykorzystywane w syntezach i do produkcji metali o wysokiej czystości. Wszystkie karbonyle, takie jak CO, są niezwykle toksyczne.
- Tlenek węgla (IV).
Cząsteczka CO2 ma strukturę liniową (O = C = O), Sp hybrydyzacja atomu węgla. Dwa wiązania typu σ powstają w wyniku nakładania się dwóch Sp orbitale hybrydowe atomu C i dwa 2p X orbitale dwóch atomów tlenu zawierających niesparowane elektrony. Dwa inne wiązania typu π powstają, gdy 2p zachodzą na siebie y - i 2р z - orbitale atomu C (niehybrydowe) z odpowiednim 2p y - i 2р z - orbitale atomów tlenu.
Pozyskiwanie CO2:
- w przemyśleotrzymywany przez wypalanie wapienia
CaCO 3 → CaO + CO 2;
W laboratorium otrzymany w aparacie Kippa w wyniku reakcji
CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.
Właściwości fizyczne CO 2 : jest to gaz cięższy od powietrza, rozpuszczalność w wodzie jest niska (w temperaturze 0 O C w 1 litrze wody rozpuszcza 1,7 litra CO 2 i o 15.00 C rozpuszcza 1 litr CO 2 ), podczas gdy część rozpuszczonego CO 2 reaguje z wodą tworząc kwas węglowy:
HON + CO 2 ↔ H 2 CO 3 . Równowaga jest przesunięta w lewo (←), więc większość rozpuszczonego CO 2 w postaci CO 2, a nie kwasu.
W chemicznie CO2 wykazuje: a) właściwości tlenku kwasowego i przy oddziaływaniu z roztworami alkalicznymi tworzą się węglany, a przy nadmiarze CO 2 węglowodory:
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O NaOH + CO 2 → NaHCO 3 .
b) właściwości utleniające, ale właściwości utleniające CO2 są bardzo słabe, ponieważ S.O. = +4 to najwięcej stopień charakterystyczny utlenianie węgla. W tym samym czasie CO 2 jest redukowany do CO lub C:
C + CO 2 ↔ 2СО.
CO 2 stosowany przy produkcji sody, do gaszenia pożarów, gotowania woda mineralna jako ośrodek obojętny w syntezach.
- Kwas węglowy i jego sole
Kwas węglowy jest znany tylko w rozcieńczonych roztworach wodnych. Powstał w wyniku oddziaływania CO 2 z wodą. W roztwór wodny większość rozpuszczonego CO 2 w stanie uwodnionym i tylko w niewielkiej części w postaci H 2 CO 3, NCO 3 -, CO 3 2- , to znaczy w roztworze wodnym ustala się równowaga:
CO 2 + HON ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - ↔ 2H + + CO 3 2- .
Równowaga jest silnie przesunięta w lewo (←), a jej położenie zależy od temperatury, otoczenia itp.
Kwas węglowy jest uważany za słaby kwas (K 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Jest to pozorna stała jonizacji K i on. , jest to związane z całkowitą ilością CO rozpuszczonego w wodzie 2 , a nie do prawdziwego stężenia kwasu węglowego, które nie jest dokładnie znane. Ale ponieważ cząsteczki H 2CO3 w rozwiązaniu jest małe, to prawdziwe K i on. kwasu węglowego jest znacznie więcej niż wskazano powyżej. Najwyraźniej więc prawdziwa wartość K 1 ≈ 10 -4 , czyli kwas węglowy jest kwasem o średniej mocy.
Sole (węglany) są zazwyczaj słabo rozpuszczalne w wodzie. Węglany dobrze się rozpuszczają+ , Na + , R w + , Cs + , Tl +1 , NH 4 + . Węglowodany, w przeciwieństwie do węglanów, są w większości rozpuszczalne w wodzie.
Hydroliza soli: Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH (pH > 7).
Po podgrzaniu węglany rozkładają się, tworząc tlenek metalu i CO 2 Im wyraźniejsze są właściwości metaliczne pierwiastka tworzącego kation, tym węglan jest trwalszy. Więc, Na2CO3 topi się bez rozkładu; CaCO 3 rozkłada się w 825 o C i Ag 2 CO 3 rozkłada się w temperaturze 100 O C. Węglowodany rozkładają się po lekkim podgrzaniu:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.
- Mocznik i dwusiarczek węgla.
Mocznik lub karbamid powstaje w wyniku działania CO 2 do wodnego roztworu H 3 N w 130 o C i 1∙10 7 Pa.
CO 2 + 2H 3 N = CO(NH 2 ) 2 + H 2 O.
Mocznik jest biały substancja krystaliczna. Stosowany jako nawóz azotowy, do karmienia zwierząt gospodarskich, do produkcji tworzyw sztucznych, środków farmaceutycznych (weronal, luminal).
Dwusiarczek węgla (dwusiarczek węgla) CS2 w normalnych warunkach lotna, bezbarwna ciecz, trująca. Czysty CS2 ma lekki przyjemny zapach, ale w kontakcie z powietrzem wydziela się obrzydliwy zapach produktów jego utleniania. Dwusiarczek węgla nie rozpuszcza się w wodzie; po podgrzaniu (150 O C) hydrolizuje do CO 2 i H2S:
CS2 + 2HOH = CO2 + 2H2S.
Dwusiarczek węgla łatwo utlenia się i łatwo zapala w powietrzu przy lekkim podgrzaniu: CS 2 + 3 O 2 = CO 2 + 2 SO 2.
Dwusiarczek węgla otrzymuje się w reakcji par siarki z gorącym węglem. Dwusiarczek węgla stosowany jest jako dobry rozpuszczalnik substancji organicznych, fosforu, siarki i jodu. Większość CS2 Wykorzystuje się go do produkcji jedwabiu wiskozowego oraz jako środek do zwalczania szkodników rolniczych.
- Kwasy cyjanowodorowy, hydrotiocyjanianowy i cyjanowy.
Kwas cyjanowodorowy HCN (lub kwas cyjanowodorowy) ma strukturę liniową, składa się z cząsteczek 2 typów znajdujących się w równowadze tautomerycznej, które gdy temperatura pokojowa przesunięty w lewo:
H. do ≡ N ↔ H. N ≡ C
cyjanek, izocyjanek
wodór wodór
HCN to lotna ciecz o zapachu migdałów, jedna z najsilniejszych trucizn, zmieszana z wodą w dowolnych proporcjach. W roztworze wodnym HCN - słaby kwas (K = 7,9 ∙ 10-10 ), czyli znacznie słabszy od kwasu węglowego.
W przemyśle HCN otrzymany w reakcji katalitycznej:
do, kat
CO + NH3 → HCN + HOH.
Sole (cyjanki) otrzymuje się poprzez redukcję węglanów węglem po podgrzaniu:
Na2CO3 + C + 2NH3 = 2NaCN + 3H2O.
Cyjanowodór jest stosowany w syntezie organicznej i NaCN i KCN w wydobyciu złota, do produkcji cyjanków złożonych itp.
Najważniejsze są cyjanki ( NaCN) i kwaśnym (JCN ). Hydroliza zasadowego cyjanku:
NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).
W wyniku hydrolizy cyjanku kwasowego powstają dwa kwasy:
JCN + HOH = HJO + HCN.
Cyjanek D -pierwiastki nie rozpuszczają się w wodzie, ale ze względu na kompleksowanie łatwo rozpuszczają się w obecności zasadowych cyjanków:
4KCN + Mn(CN)2 = K4.
Złożone cyjanki są bardzo stabilne.
Tiocyjanian wodoru HSCN lub HNCS ma strukturę liniową i składa się z dwóch rodzajów cząsteczek: HSC≡ NLubH N = C = S. W krystalicznych tiocyjanianachNaNCS, Ba(NCS) 2 jon metalu znajduje się w pobliżu atomu azotu; VAgSCN, Hg(SCN) 2 jon metalu w pobliżu atomu siarki.
Rodanidy lub tiocyjaniany otrzymuje się w wyniku działania siarki na cyjanki metale alkaliczne(wrzące roztwory z siarką):
To
KCN + S = KNCS.
Bezwodny wodorotiocyjanian otrzymuje się przez ogrzewanie tiocyjanianu ołowiu (lub rtęci) w strumieniu prąduH2 S:
To
Rv(SCN)2 +H2 S →RvS↓ + 2HNCS.
HNCSbezbarwna oleista ciecz o ostrym zapachu, łatwo się rozkłada. Łatwo rozpuszczalny w wodzie, w roztworze wodnymHNCStworzy mocny kwas tiocyjanianowy (K = 0,14). Rodanidy stosuje się głównie do barwienia tkanin iN.H.4 OUNstosowany jako odczynnik dla jonówFe3+ .
Cyjan tautomeryczny (HOCN) i izocyjankowy (HNCO) kwasy:
.
Ta równowaga w temperaturze pokojowej jest przesunięta w lewo.
Sole cyjaniany i izocyjaniany otrzymuje się przez utlenianie cyjanków: 2KCN + O2 = 2 KOCN. Kwas cyjanowy w roztworze wodnym jest kwasem o średniej mocy.
grupa IWA pierwiastki chemiczne układ okresowy DI. Mendelejew obejmuje niemetale (węgiel i krzem), a także metale (german, cynę, ołów). Atomy tych pierwiastków zawierają cztery elektrony (ns 2 np 2) na zewnętrznym poziomie energii, z czego dwa są niesparowane. Dlatego atomy tych pierwiastków w związkach mogą wykazywać wartościowość II. Atomy pierwiastków z grupy IVA mogą przejść w stan wzbudzony i zwiększyć liczbę niesparowanych elektronów do 4, a zatem w związkach wykazują wyższą wartościowość równą liczbie grupy IV. Węgiel w związkach wykazuje stopnie utlenienia od –4 do +4, w pozostałych stanach utlenienia są ustabilizowane: –4, 0, +2, +4.
W atomie węgla, w przeciwieństwie do wszystkich innych pierwiastków, liczba elektronów walencyjnych jest równa liczbie orbitali walencyjnych. Jest to jedna z głównych przyczyn stabilności wiązania C–C i wyjątkowej skłonności węgla do tworzenia homołańcuchów, a także istnienia duża ilość związki węgla.
Okresowość wtórna objawia się zmianami właściwości atomów i związków szeregu C–Si–Ge–Sn–Pb (tab. 5).
Tabela 5 - Charakterystyka atomów pierwiastków grupy IV
| 6 C | 1 4 Si | 3 2 Ge | 50 sn | 82 str | |
| Masa atomowa | 12,01115 | 28,086 | 72,59 | 118,69 | 207,19 |
| elektrony walencyjne | 2s 2 2p 2 | 3s 2 3p 2 | 4s 2 4p 2 | 5s 2 5p 2 | 6s 2 6p 2 |
| Kowalencyjny promień atomu, Ǻ | 0,077 | 0,117 | 0,122 | 0,140 | – |
| Metaliczny promień atomu, Ǻ | – | 0,134 | 0,139 | 0,158 | 0,175 |
| Warunkowy promień jonu, E 2+, nm | – | – | 0,065 | 0,102 | 0,126 |
| Promień warunkowy jonu E 4+, nm | – | 0,034 | 0,044 | 0,067 | 0,076 |
| Energia jonizacji E 0 – E + , ew | 11,26 | 8,15 | 7,90 | 7,34 | 7,42 |
| Zawartość skorupy ziemskiej, o godz. % | 0,15 | 20,0 | 2∙10 –4 | 7∙10 – 4 | 1,6∙10 – 4 |
Okresowość wtórna (niemonotoniczna zmiana właściwości pierwiastków w grupach) wynika z natury przenikania elektronów zewnętrznych do jądra. Zatem niemonotoniczna zmiana promieni atomowych podczas przejścia od krzemu do germanu i od cyny do ołowiu wynika z penetracji odpowiednio s-elektronów pod ekranem 3d 10 elektronów w germanie i podwójnym ekranem 4f 14 i 5d 10 elektronów w ołowiu. Ponieważ w szeregu s>p>d siła penetracji maleje, wewnętrzna okresowość zmiany właściwości najwyraźniej objawia się we właściwościach pierwiastków wyznaczanych przez s-elektrony. Dlatego jest najbardziej charakterystyczny dla związków pierwiastków z grup A układu okresowego, odpowiadających najwyższemu stopniowi utlenienia pierwiastków.
Węgiel różni się znacznie od innych pierwiastków p tej grupy wysoką energią jonizacji.
Węgiel i krzem mają modyfikacje polimorficzne o różnych strukturach sieci krystalicznych. German to metal o srebrzystobiałej barwie z żółtawym odcieniem, ale posiadający diamentową sieć krystaliczną z silnymi wiązaniami kowalencyjnymi. Cyna ma dwie modyfikacje polimorficzne: modyfikację metalu z metalową siecią krystaliczną i wiązanie metaliczne; niemetaliczna modyfikacja z atomową siecią krystaliczną, która jest stabilna w temperaturach poniżej 13,8 C. Ołów to ciemnoszary metal z metaliczną sześcienną siecią krystaliczną skupioną na powierzchni. Zmiana struktury prostych substancji z szeregu german-cyna-ołów odpowiada zmianie ich właściwości fizyczne. Zatem german i niemetaliczna cyna są półprzewodnikami, metaliczna cyna i ołów są przewodnikami. Zmianie rodzaju wiązania chemicznego z przeważnie kowalencyjnego na metaliczne towarzyszy spadek twardości prostych substancji. Zatem german jest dość twardy, podczas gdy ołów można łatwo zwinąć w cienkie arkusze.
Związki pierwiastków z wodorem mają wzór EN 4: CH 4 - metan, SiH 4 - silan, GeH 4 - german, SnH 4 - cynan, PbH 4 - ołowian. Nierozpuszczalne w wodzie. Od góry do dołu w szeregu związków wodorowych zmniejsza się ich stabilność (wodor jest tak niestabilny, że jego istnienie można ocenić jedynie na podstawie znaków pośrednich).
Związki pierwiastków z tlenem mają ogólne wzory: EO i EO 2. Tlenki CO i SiO nie tworzą soli; GeO, SnO, PbO – tlenki amfoteryczne; CO 2 , SiO 2 GeO 2 – kwasowy, SnO 2 , PbO 2 – amfoteryczny. Wraz ze wzrostem stopnia utlenienia właściwości kwasowe tlenki wzrastają, podstawowe właściwości słabną. Właściwości odpowiednich wodorotlenków zmieniają się podobnie.
| | | | | | | |
16.1. Ogólna charakterystyka pierwiastków z grup IIIA, IVA i VA
B |
C |
N |
Al aluminium |
Si |
P |
Ga |
Ge german |
Jak |
W |
sen |
Sb |
Tł |
Pb |
Bi |
Skład tych trzech grup naturalnego układu pierwiastków pokazano na rysunku 16.1. Podawane są tutaj również wartości promieni orbitalnych atomów (w angstremach). To właśnie w tych grupach najlepiej widoczna jest granica pomiędzy pierwiastkami tworzącymi metale (promień orbity większy niż 1,1 angstremów) a pierwiastkami tworzącymi niemetale (promień orbity mniejszy niż 1,1 angstremów). Na rysunku granica ta jest zaznaczona podwójną linią. Nie powinniśmy zapominać, że ta granica jest nadal arbitralna: glin, gal, cyna, ołów i antymon są z pewnością metalami amfoterycznymi, ale bor, german i arsen również wykazują pewne oznaki amfoteryczności.
Spośród atomów pierwiastków tych trzech grup w skorupie ziemskiej najczęściej spotykane są: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) i N (w = 0,030%). To właśnie ich spotkasz w tym rozdziale.
Ogólne wzory elektroniczne wartościowości atomów pierwiastków z grupy IIIA - ns 2 n.p. 1, grupa IVA – ns 2 n.p. 2, grupy VA – ns 2 n.p. 3 .
Wyższe stopnie utlenienia są równe numerowi grupy. Średnie są o 2 mniej.
Wszystkie proste substancje utworzone przez atomy tych pierwiastków (z wyjątkiem azotu) są stałe. Wiele pierwiastków charakteryzuje się alotropią (B, C, Sn, P, As). Zrównoważony substancje molekularne tylko trzy: azot N2, biały fosfor P4 i żółty arsen As4.
Pierwiastki niemetaliczne z tych trzech grup mają tendencję do tworzenia molekularnych związków wodoru z wiązaniami kowalencyjnymi. Co więcej, węgiel ma ich tak wiele, że węglowodory i ich pochodne są badane przez odrębną naukę - Chemia organiczna. Drugą co do wielkości liczbą związków wodorowych wśród tych pierwiastków jest bor. Borowodorki (borany) są bardzo liczne i mają złożoną strukturę, dlatego chemia borowodorków stała się również odrębną gałęzią chemii. Krzem tworzy tylko 8 związków wodoru (silanów), azot i fosfor - po dwa, reszta - po jednym związku wodoru. Wzory cząsteczkowe najprostszych związków wodorowych i ich nazwy:
Skład wyższych tlenków odpowiada najwyższemu stopniowi utlenienia równemu liczbie grupowej. Rodzaj wyższych tlenków w każdej grupie wraz ze wzrostem numer seryjny stopniowo zmienia się z kwaśnego na amfoteryczny lub zasadowy.
Kwasowo-zasadowy charakter wodorotlenków jest bardzo zróżnicowany. Zatem HNO 3 - mocny kwas, a T1OH oznacza zasadę.
1.Tworzyć skrócone wzory elektroniczne i diagramy energetyczne atomów pierwiastków z grup IIIA, IVA i VA. Wskaż elektrony zewnętrzne i walencyjne.
Atom azotu ma trzy niesparowane elektrony, tzw mechanizm metaboliczny może utworzyć trójkę wiązania kowalencyjne. Może utworzyć kolejne wiązanie kowalencyjne poprzez mechanizm donor-akceptor, w którym atom azotu uzyskuje dodatni ładunek formalny +1 mi. Zatem maksymalny azot jest pięciowartościowy, ale jego maksymalna kowalencja wynosi 4. (To wyjaśnia często spotykane stwierdzenie, że azot nie może być pięciowartościowy).
Prawie cały ziemski azot znajduje się w atmosferze naszej planety. Znacznie mniejsza część azotu występuje w litosferze w postaci azotanów. Azot wchodzi w skład związków organicznych zawartych we wszystkich organizmach oraz w produktach ich rozkładu.
Azot tworzy jedyny prosty molekularny substancja N 2 z dwuatomowym potrójnym wiązaniem w cząsteczce (ryc. 16.2). Energia tego wiązania wynosi 945 kJ/mol, co przekracza wartości energii innych wiązań (patrz tabela 21). To wyjaśnia obojętność azotu w zwykłych temperaturach. Ze względu na swoje właściwości fizyczne azot jest bezbarwnym, bezwonnym gazem, znanym nam od urodzenia (trzy czwarte atmosfery ziemskiej składa się z azotu). Azot jest słabo rozpuszczalny w wodzie.
Azot tworzy dwa związki wodoru: amoniak NH 3 i hydrazyna N 2 H 6:
Amoniak to bezbarwny gaz o ostrym, duszącym zapachu. Nieostrożne wdychanie stężonych oparów amoniaku może spowodować skurcze i uduszenie. Amoniak jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, co tłumaczy się utworzeniem czterech wiązań wodorowych z cząsteczkami wody przez każdą cząsteczkę amoniaku.
Cząsteczka amoniaku jest cząstką zasadową (patrz dodatek 14). Przyjmując proton, zamienia się w jon amonowy. Reakcja może zachodzić zarówno w roztworze wodnym, jak i w fazie gazowej:
NH3 + H2O NH4 + OH (w roztworze);
NH3 + H3O B = NH4 + H2O (w roztworze);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (w fazie gazowej).
Wodne roztwory amoniaku są wystarczająco zasadowe, aby wytrącić nierozpuszczalne wodorotlenki, ale nie na tyle zasadowe, aby wodorotlenki amfoteryczne mogły się w nich rozpuścić i utworzyć kompleksy hydroksylowe. Dlatego roztwór amoniaku jest wygodny w użyciu do uzyskania wodorotlenki amfoteryczne P-pierwiastki: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, itp., na przykład:
Pb 2 + 2NH 3 + 2H 2 O = Pb(OH) 2 + 2NH 4.
Zapalony w powietrzu amoniak spala się, tworząc azot i wodę; podczas interakcji z tlenem w obecności katalizatora (Pt) ulega on odwracalnemu utlenieniu do podtlenku azotu:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (bez katalizatora),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (z katalizatorem).
Po podgrzaniu amoniak może redukować tlenki niezbyt aktywnych metali, na przykład miedzi:
3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
Sole amonowe pod względem właściwości (z wyjątkiem stabilności termicznej) są podobne do soli metali alkalicznych. podobnie jak ten ostatni, prawie wszystkie są rozpuszczalne w wodzie, ale ponieważ jon amonowy jest słabym kwasem, ulegają hydrolizie na kationie. Po podgrzaniu sole amonowe rozkładają się:
NH4Cl = NH3 + HCl;
(NH4)2SO4 = NH4HSO4 + NH3;
(NH 4) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O;
NH4HS = NH3 + H2S;
NH4NO3 = N2O + 2H2O;
NH4NO2 = N2 + 2H2O;
(NH 4) 2HPO 4 = NH 3 + (NH 4)H 2PO 4;
(NH 4)H 2PO 4 = NH 4PO 3 + H 2 O.
Azot na różnych stopniach utlenienia tworzy pięć tlenki: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 i N 2 O 5.
Najbardziej stabilnym z nich jest dwutlenek azotu. Jest to brązowy, trujący gaz o nieprzyjemnym zapachu. Reaguje z wodą:
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.
W roztworze alkalicznym reakcja zachodzi z utworzeniem azotanów i azotynów.
N 2 O i NO to tlenki nietworzące soli.
N 2 O 3 i N 2 O 5 to tlenki kwasowe. W reakcji z wodą tworzą roztwory kwasu azotawego i azotowego.
Kwas azotowy na stopniu utlenienia +III to kwas azotawy HNO 2. Jest to słaby kwas, którego cząsteczki występują tylko w roztworze wodnym. Jego sole to azotyny. Azot w kwas azotowy a azotyny łatwo utleniają się do stopnia utlenienia +V.
W przeciwieństwie do kwasu azotawego, kwas azotowy HNO 3 jest mocnym kwasem. Strukturę jego cząsteczki można wyrazić na dwa sposoby:
Kwas azotowy miesza się z wodą pod każdym względem, całkowicie reagując z nią w rozcieńczonych roztworach:
HNO3 + H2O = H3O + NO3
Kwas azotowy i jego roztwory są silnymi utleniaczami. Po rozcieńczeniu kwasu azotowego jego aktywność utleniająca maleje. W roztworach kwasu azotowego o dowolnym stężeniu atomami utleniającymi są przede wszystkim atomy azotu, a nie wodór. Dlatego podczas utleniania różnych substancji kwasem azotowym wodór uwalnia się jedynie jako produkt uboczny. W zależności od stężenia kwasu i aktywności redukującej drugiego odczynnika, produktami reakcji mogą być NO 2, NO, N 2 O, N 2, a nawet NH 4. Najczęściej tworzy się mieszanina gazów, jednak w przypadku stężonego kwasu azotowego wydziela się jedynie dwutlenek azotu:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3FeS + 30HNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 27NO2 + 15H2O
W przypadku rozcieńczonego kwasu azotowego najczęściej wydziela się podtlenek azotu:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3H 2 S + 2HNO 3 = 2NO + 4H 2O + 3S
W przypadku reakcji bardzo rozcieńczonego kwasu azotowego z silnym środkiem redukującym (Mg, Al, Zn) powstają jony amonowe:
4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Metale pasywowane stężonym kwasem siarkowym są również pasywowane stężonym kwasem azotowym.
Sole kwasu azotowego – azotany – są związkami nietrwałymi termicznie. Po podgrzaniu rozkładają się:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 ;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.
1. Napisz równania opisowe reakcji podanych w tekście akapitu.
2. Tworzyć równania reakcji charakteryzujące właściwości chemiczne a) amoniaku, b) kwasu azotowego, c) azotanu cynku.
Właściwości chemiczne amoniaku i kwasu azotowego.
16.3. Fosfor
W odróżnieniu od atomu azotu atom fosfor może tworzyć pięć wiązań kowalencyjnych w wyniku mechanizmu wymiany. Tradycyjne wyjaśnienie sprowadza się do możliwości wzbudzenia jednego z 3 S-elektrony i ich przejście do 3 D-podpoziom.
Pierwiastek fosfor tworzy się całkiem sporo modyfikacje alotropowe. Spośród nich trzy modyfikacje są najbardziej stabilne: fosfor biały, fosfor czerwony i fosfor czarny. Fosfor biały jest woskową, toksyczną substancją podatną na samozapalenie w powietrzu, składającą się z cząsteczek P4. Fosfor czerwony jest niemolekularną, mniej aktywną substancją o ciemnoczerwonej barwie i dość złożonej strukturze. Zwykle fosfor czerwony zawsze zawiera domieszkę bieli, więc zarówno fosfor biały, jak i czerwony są zawsze przechowywane pod warstwą wody. Fosfor czarny jest również substancją niemolekularną o złożonej strukturze szkieletowej.
Cząsteczki białego fosforu są czworościenne, atom fosforu w nich jest trójwartościowy. Model z kulką i kijem oraz formuła strukturalna cząsteczki białego fosforu:
Strukturę czerwonego fosforu można wyrazić wzorem strukturalnym:
Fosfor otrzymuje się z fosforanu wapnia poprzez ogrzewanie piaskiem i koksem:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.
Fosfor najlepiej charakteryzują związki o stopniu utlenienia +V. W reakcji z nadmiarem chloru fosfor tworzy pięciochlorek. Podczas spalania jakiejkolwiek alotropowej modyfikacji fosforu powstaje nadmiar tlenu tlenek fosfor(V):
4P + 5O2 = 2P2O5.
Istnieją dwie modyfikacje tlenku fosforu(V): niemolekularna (o najprostszym wzorze P 2 O 5) i molekularna (o wzorze cząsteczkowym P 4 O 10). Tlenek fosforu jest zwykle mieszaniną tych substancji.
Ten bardzo higroskopijny kwaśny tlenek, reagując z wodą, tworzy kolejno kwasy metafosforowy, difosforowy i ortofosforowy:
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.
Ortofosforowy kwas(zwykle nazywany po prostu fosforowym) jest trójzasadowym słabym kwasem (patrz dodatek 13). Jest to bezbarwna, krystaliczna substancja, bardzo dobrze rozpuszczalna w wodzie. Podczas reakcji z mocnymi zasadami, w zależności od stosunku odczynników, tworzy trzy rzędy sole(ortofosforany, wodoroortofosforany i diwodoroortofosforany - zwykle w ich nazwach pomija się przedrostek „orto”):
H 3 PO 4 + OH = H 2 PO 4 + H 2 O,
H3PO4 + 2OH = HPO42 + 2H2O,
H 3PO 4 + 3OH = PO 4 3 + 3H 2 O.
Większość średnich fosforanów (z wyjątkiem soli pierwiastków alkalicznych innych niż lit) jest nierozpuszczalna w wodzie. Jest znacznie więcej rozpuszczalnych kwaśnych fosforanów.
Kwas fosforowy otrzymuje się z naturalnego fosforanu wapnia poprzez traktowanie go nadmiarem kwasu siarkowego. Przy różnym stosunku fosforanu wapnia i kwasu siarkowego powstaje mieszanina diwodorofosforanu i siarczanu wapnia, stosowana w rolnictwo jako nawóz mineralny zwany „superfosfatem prostym”:
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.
W wyniku reakcji otrzymuje się bardziej wartościowy „podwójny superfosfat”.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 3.
Główną substancją tego nawozu mineralnego jest diwodorofosforan wapnia.
1. Ułóż równania molekularne reakcji, dla których w tekście akapitu podano równania jonowe.
2. Zapisz opisowo równania reakcji podanych w tekście akapitu.
3. Tworzyć równania reakcji charakteryzujące właściwości chemiczne a) fosforu, b) tlenku fosforu (V), c) kwasu ortofosforowego, d) diwodorofosforanu sodu.
Właściwości chemiczne kwasu fosforowego.
16.4. Węgiel
Węgiel jest głównym składnikiem wszystkich organizmów. W przyrodzie występują zarówno proste substancje utworzone przez węgiel (diament, grafit), jak i związki (dwutlenek węgla, różne węglany, metan i inne węglowodory w gazie ziemnym i ropie). Ułamek masowy węgiel w węgle osiąga 97%.
Atom węgiel w stanie podstawowym może tworzyć dwa wiązania kowalencyjne na drodze mechanizmu wymiany, ale w normalnych warunkach takie związki nie powstają. Kiedy atom węgla wchodzi w stan wzbudzony, wykorzystuje wszystkie cztery elektrony walencyjne.
Węgiel tworzy się całkiem sporo modyfikacje alotropowe(patrz rys. 16.2). Są to diament, grafit, karabinek i różne fulereny.
Diament jest bardzo twardą, bezbarwną, przezroczystą substancją krystaliczną. Kryształy diamentu zbudowane są z atomów węgla sp Stan 3-hybrydyzowany, tworzący strukturę przestrzenną.
Grafit jest raczej miękką, krystaliczną substancją o szaro-czarnym kolorze. Kryształy grafitu składają się z płaskich warstw, w których znajdują się atomy węgla sp Sieci w stanie 2-hybrydowym i formie z komórkami sześciokątnymi.
Karbyn to bezbarwna substancja o włóknistej strukturze, składająca się z liniowych cząsteczek, w których znajdują się atomy węgla sp-stan hybrydowy (=C=C=C=C= lub –C C–C C–).
Fulereny to molekularne alotropowe modyfikacje węgla z cząsteczkami C 60, C 80 itd. Cząsteczki tych substancji to wydrążone kulki z siatki.
Wszystkie modyfikacje węgla wykazują właściwości redukujące w większym stopniu niż utleniające, np. koks (produkt przerobu węgla; zawiera do 98% węgla) służy do redukcji żelaza z rud tlenkowych i szeregu innych metali z ich tlenków :
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (w wysokiej temperaturze).
Większość związków węgla bada się na chemii organicznej, o czym dowiesz się w 10. i 11. klasie.
W substancje nieorganiczne stopień utlenienia węgla +II i +IV. W przypadku tych stopni utlenienia węgla są dwa tlenek.
Tlenek węgla (II) to bezbarwny, bezwonny i trujący gaz. Banalna nazwa to tlenek węgla. Powstaje podczas niecałkowitego spalania paliwa zawierającego węgiel. Budowa elektronowa cząsteczki znajduje się na stronie 121. Ze względu na właściwości chemiczne CO jest tlenkiem nie tworzącym soli, po podgrzaniu wykazuje właściwości redukujące (nie redukuje zbyt dobrze wielu tlenków do metalu). metale aktywne).
Tlenek węgla (IV) to bezbarwny i bezwonny gaz. Banalna nazwa to dwutlenek węgla. Tlenek kwasowy. Słabo rozpuszczalny w wodzie (fizycznie), częściowo z nią reaguje tworząc węgiel kwas H 2 CO 3 (cząsteczki tej substancji występują tylko w bardzo rozcieńczonych roztworach wodnych).
Kwas węglowy jest bardzo słabym kwasem (patrz dodatek 13), dwuzasadowy, tworzy dwa rzędy sole(węglany i wodorowęglany). Większość węglanów jest nierozpuszczalna w wodzie. Spośród węglowodorów jako odrębne substancje występują wyłącznie wodorowęglany metali alkalicznych i amonu. Zarówno jon węglanowy, jak i jon wodorowęglanowy są cząstkami zasadowymi, dlatego zarówno węglany, jak i wodorowęglany w roztworach wodnych ulegają hydrolizie na anionie.
Z węglanów najwyższa wartość zawierają węglan sodu Na 2 CO 3 (soda, soda kalcynowana, soda oczyszczona), wodorowęglan sodu NaHCO 3 (soda oczyszczona, soda oczyszczona), węglan potasu K 2 CO 3 (potaż) i węglan wapnia CaCO 3 (kreda, marmur, wapień) .
Reakcja jakościowa na obecność dwutlenku węgla w mieszaninie gazów: utworzenie się osadu węglanu wapnia podczas przepuszczania gazu testowego przez wodę wapienną (nasycony roztwór wodorotlenku wapnia) i późniejsze rozpuszczenie osadu podczas dalszego przepuszczania gazu. Zachodzące reakcje: Tworzy się pierwiastek krzem prosta substancja o tej samej nazwie. Jest to substancja niemolekularna o strukturze diamentu, w stosunku do której krzem ma tylko nieznacznie gorszą twardość. W ciągu ostatniego półwiecza krzem stał się materiałem absolutnie niezbędnym dla naszej cywilizacji, ponieważ jego monokryształy są stosowane w prawie każdym sprzęcie elektronicznym.
Krzem jest substancją dość obojętną. w temperaturze pokojowej nie reaguje praktycznie z niczym z wyjątkiem fluoru i fluorowodoru:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Po podgrzaniu w postaci drobno zmielonego proszku spala się w tlenie, tworząc dwutlenek (SiO 2). Po stopieniu z alkaliami lub po ugotowaniu ze stężonymi roztworami zasad tworzy krzemiany:
Si + 4NaOH = Na4SiO4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.
Tlenek krzemu SiO – nie tworzy soli tlenek; łatwo utlenia się do dwutlenku.
Dwutlenek krzemu SiO 2 jest substancją niemolekularną o strukturze szkieletowej. Nie reaguje z wodą. tlenek kwasowy – po połączeniu z zasadami tworzy krzemiany, np.:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O. Aluminium jest drugim po krzemie najliczniejszym pierwiastkiem w litosferze Ziemi. Samodzielnie i razem z krzemem tworzy wiele minerałów: skalenie, miki, korund Al 2 O 3 i jego cenne odmiany (bezbarwny leukozafir, rubin zawierający chrom, szafir zawierający tytan).
Prosta substancja aluminium to srebrzystobiały błyszczący metal lekki. Czyste aluminium jest bardzo miękkie, można je zwinąć w cienką folię i wyciągnąć z niej drut. Aluminium ma dobrą przewodność elektryczną. Jest odporny na wpływy atmosferyczne. Stopy aluminium są dość twarde, ale można je dobrze przetwarzać. Aluminium nie jest trujące. Wszystko to pozwala na zastosowanie aluminium w bardzo różnorodnych gałęziach przemysłu: w lotnictwie, elektrotechnice, przemyśle spożywczym i budownictwie. Aluminium jest również szeroko stosowane w życiu codziennym. Aluminium wytwarza się w procesie elektrolizy stopu jego związków.
Obojętność chemiczna aluminium wynika z obecności na jego powierzchni gęstej warstwy tlenku, która uniemożliwia kontakt metalu z odczynnikiem. Kiedy ten film zostanie usunięty chemicznie lub mechanicznie, aluminium staje się bardzo aktywne. Zatem pozbawione warstwy tlenku aluminium samozapala się i spala w powietrzu bez dodatkowego ogrzewania.
Właściwości redukujące aluminium są szczególnie widoczne po podgrzaniu. W tych warunkach redukuje z tlenków wiele metali: nie tylko żelazo, tytan, cyrkon, ale nawet wapń i bar.
Tlenek glinu Al 2 O 3 (trywialne nazwy - tlenek glinu, korund) jest substancją niecząsteczkową, w której wiązanie jest słabo opisane zarówno jako jonowe, jak i kowalencyjne. Jak zawsze w takich przypadkach tlenek amfoteryczny. Otrzymuje się go przez kalcynację wodorotlenku glinu, który ma również właściwości amfoteryczne.
Uwodniony jon glinu jest kwasem kationowym, tzw rozpuszczalne sole aluminium ulega dość silnej hydrolizie.
Spośród soli glinu najczęściej stosowany jest ałun potasowy KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O – dodekahydrat siarczanu potasowo-glinowy. Jest to substancja niehigroskopijna, doskonale krystalizująca. Jego roztwór zachowuje się jak mieszanina roztworów dwóch różnych siarczanów: siarczanu potasu i siarczanu glinu. Strukturę ałunu można wyrazić wzorem: (SO 4) 2.
1.Ułóż równania opisowe reakcji podanych w tekście akapitu.
2. Tworzyć równania reakcji charakteryzujące właściwości chemiczne a) glinu, b) wodorotlenku glinu, i) glinu potasowego.
Właściwości chemiczne soli glinu
Grupa IVA zawiera najważniejsze pierwiastki, bez których nie byłoby ani nas, ani Ziemi, na której żyjemy. Węgiel ten jest podstawą wszelkiego życia organicznego, a krzem jest „monarchą” królestwa minerałów.
Jeśli węgiel i krzem są typowymi niemetalami, a cyna i ołów są metalami, wówczas german zajmuje pozycję pośrednią. Niektóre podręczniki klasyfikują go jako niemetal, inne jako metal. Ma srebrzystobiały kolor i metaliczny wygląd, ale ma diamentową sieć krystaliczną i jest półprzewodnikiem podobnym do krzemu.
Od węgla do ołowiu (ze malejącymi właściwościami niemetalicznymi):
w zmniejsza się stabilność ujemnego stopnia utlenienia (-4)
w zmniejsza się stabilność najwyższego dodatniego stopnia utlenienia (+4)
w wzrasta stabilność niskiego dodatniego stopnia utlenienia (+2)
Węgiel jest głównym składnikiem wszystkich organizmów. W przyrodzie występują zarówno proste substancje utworzone przez węgiel (diament, grafit), jak i związki (dwutlenek węgla, różne węglany, metan i inne węglowodory w gazie ziemnym i ropie). Udział masowy węgla w węglach kamiennych sięga 97%.
Atom węgla w stanie podstawowym może tworzyć dwa wiązania kowalencyjne na drodze mechanizmu wymiany, ale w normalnych warunkach takie związki nie powstają. Kiedy atom węgla wchodzi w stan wzbudzony, wykorzystuje wszystkie cztery elektrony walencyjne.
Węgiel powoduje wiele modyfikacji alotropowych (patrz ryc. 16.2). Są to diament, grafit, karabinek i różne fulereny.
W substancjach nieorganicznych stopień utlenienia węgla wynosi +II i +IV. Na tych stopniach utlenienia węgla występują dwa tlenki.
Tlenek węgla (II) to bezbarwny, bezwonny i trujący gaz. Banalna nazwa to tlenek węgla. Powstaje podczas niecałkowitego spalania paliwa zawierającego węgiel. Struktura elektronowa jego cząsteczki, patrz strona 121. By właściwości chemiczne CO jest tlenkiem nie tworzącym soli, który po podgrzaniu wykazuje właściwości redukujące (redukuje do metalu wiele tlenków metali mało aktywnych).
Tlenek węgla (IV) to bezbarwny i bezwonny gaz. Banalna nazwa to dwutlenek węgla. Tlenek kwasowy. Jest słabo rozpuszczalna w wodzie (fizycznie), częściowo z nią reaguje tworząc kwas węglowy H2CO3 (cząsteczki tej substancji występują jedynie w bardzo rozcieńczonych roztworach wodnych).
Kwas węglowy jest bardzo słabym kwasem dwuzasadowym, który tworzy dwie serie soli (węglany i wodorowęglany). Większość węglanów jest nierozpuszczalna w wodzie. Spośród węglowodorów jako odrębne substancje występują wyłącznie wodorowęglany metali alkalicznych i amonu. Zarówno jon węglanowy, jak i jon wodorowęglanowy są cząstkami zasadowymi, dlatego zarówno węglany, jak i wodorowęglany w roztworach wodnych ulegają hydrolizie na anionie.
Spośród węglanów najważniejsze to węglan sodu Na2CO3 (soda, soda kalcynowana, soda oczyszczona), wodorowęglan sodu NaHCO3 (soda oczyszczona, soda oczyszczona), węglan potasu K2CO3 (potaż) i węglan wapnia CaCO3 (kreda, marmur, wapień).
Jakościowa reakcja na obecność dwutlenku węgla w mieszaninie gazów: utworzenie się osadu węglanu wapnia podczas przepuszczania gazu testowego przez wodę wapienną (nasycony roztwór wodorotlenku wapnia) i późniejsze rozpuszczenie osadu podczas dalszego przepuszczania gazu. Zachodzące reakcje:
Ca2 + 2OH + CO2 = CaCO3 + H2O;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 +2HCO3.
W farmakologii i medycynie szeroko stosowane są różne związki węgla - pochodne kwasu węglowego i kwasy karboksylowe, różne heterocykle, polimery i inne związki. Zatem karbolen (węgiel aktywny) służy do wchłaniania i usuwania różnych toksyn z organizmu; grafit (w postaci maści) - do leczenia chorób skóry; radioaktywne izotopy węgla - dla badania naukowe(datowanie radiowęglowe).
Węgiel jest podstawą wszystkich substancji organicznych. Każdy żywy organizm składa się głównie z węgla. Węgiel jest podstawą życia. Źródłem węgla dla organizmów żywych jest zazwyczaj CO 2 z atmosfery lub woda. W wyniku fotosyntezy wchodzi do biologicznych łańcuchów pokarmowych, w których organizmy żywe zjadają się nawzajem lub pozostałości po sobie, pobierając w ten sposób węgiel do budowy własne ciało. Cykl biologiczny węgla kończy się albo przez utlenienie i powrót do atmosfery, albo przez zakopanie w postaci węgla lub ropy.
Reakcje analityczne jonu węglanowego CO 3 2-
Węglany to sole niestabilnego, bardzo słabego kwasu węglowego H 2 CO 3, który w stanie wolnym w roztworach wodnych jest niestabilny i rozkłada się wraz z uwolnieniem CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O
Węglany amonu, sodu, rubidu i cezu są rozpuszczalne w wodzie. Węglan litu jest słabo rozpuszczalny w wodzie. Węglany innych metali są słabo rozpuszczalne w wodzie. Węglowodany rozpuszczają się w wodzie. Jony węglanowe w roztworach wodnych są bezbarwne i ulegają hydrolizie. Wodne roztwory wodorowęglanów metali alkalicznych nie zabarwiają się po dodaniu kropli roztworu fenoloftaleiny, co pozwala na odróżnienie roztworów węglanów od roztworów wodorowęglanów (test farmakopealny).
1.Reakcja z chlorkiem baru.
Ba 2+ + CO3 2 - -> BaCO 3 (biały drobnokrystaliczny)
Podobne osady węglanowe powstają w wyniku działania kationów wapnia (CaCO 3) i strontu (SrCO 3). Osad rozpuszcza się w kwasach mineralnych i kwasie octowym. W roztworze H2SO4 tworzy się biały osad BaSO4.
Do osadu powoli wkrapla się roztwór H1, aż do całkowitego rozpuszczenia osadu: BaCO3 + 2 HC1 -> BaCl2 + CO2 + H2O
2. Reakcja z siarczanem magnezu (farmakopea).
Mg 2+ + COZ 2 - ->MgCO 3 (biały)
Wodorowęglan - jon HCO 3 - tworzy osad MgCO 3 z siarczanem magnezu tylko podczas wrzenia: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O
Osad MgCO 3 rozpuszcza się w kwasach.
3. Reakcja z kwasami mineralnymi (farmakopealna).
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
Uwolniony gazowy CO 2 wykrywa się poprzez zmętnienie barytonu lub wody wapiennej w urządzeniu do wykrywania gazów, pęcherzyków gazu (CO 2), a w probówce odbiorczej - zmętnienie roztworu.
4.Reakcja z heksacyjanożelazianem (II) uranylu.
2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (brązowy) -> 2 UO 2 CO 3 (bezbarwny) + 4 -
Brązowy roztwór heksacyjanożelazianu (II) uranylu przygotowuje się przez zmieszanie roztworu octanu uranylu (CH 3COO) 2 UO 2 z roztworem heksacyjanożelazianu (II) potasu:
2(CH 3 SOO) 2 PRZEJDŹ 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 SOOK
Do powstałego roztworu wkrapla się roztwór Na2CO3 lub K2CO3, mieszając, aż do zniknięcia brązowego koloru.
5. Odrębne odkrywanie jonów węglanowych i wodorowęglanowych na drodze reakcji z kationami wapnia i amoniakiem.
Jeżeli w roztworze obecne są jednocześnie jony węglanowe i jony wodorowęglanowe, wówczas każdy z nich można otworzyć osobno.
W tym celu do analizowanego roztworu należy najpierw dodać nadmiar roztworu CaCl2. W tym przypadku CO3 2 wytrąca się w postaci CaCO 3:
CO3 2 - + Ca 2+ = CaCO 3
Jony wodorowęglanowe pozostają w roztworze, ponieważ Ca(HCO 3) 2 rozwiązuje się w wodzie. Osad oddziela się od roztworu i do niego dodaje się roztwór amoniaku. HCO 2 - aniony z kationami amoniaku i wapnia ponownie dają osad CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +
6. Inne reakcje jonu węglanowego.
Jony węglanowe reagując z chlorkiem żelaza (III) FeCl 3 tworzą brązowy osad Fe(OH)CO 3, z azotanem srebra - biały osad węglanu srebra Ag 2 CO3, rozpuszczalny w HbTO3 i rozkładający się podczas gotowania w wodzie do ciemny osad Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2
Reakcje analityczne jonu octanowego CH 3 COO”
Octan - jon CH 3 COO- - słaby anion jednozasadowy kwas octowy CH 3 COOH: w roztworach wodnych bezbarwny, ulega hydrolizie, nie ma właściwości redoks; Jest dość skutecznym ligandem i tworzy stabilne kompleksy octanowe z kationami wielu metali. Reagując z alkoholami w środowisku kwaśnym tworzy estry.
Octany amonu, metali alkalicznych i większości innych metali są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Octany srebra CH 3 COOAg i rtęci (I) są słabiej rozpuszczalne w wodzie niż octany innych metali.
1. Reakcja z chlorkiem żelaza (III) (farmakopea).
Przy pH = 5-8 jon octanowy z kationami Fe(III) tworzy rozpuszczalny ciemnoczerwony (kolor mocnej herbaty) octan lub oksyoctan żelaza(III).
W roztworze wodnym ulega częściowej hydrolizie; zakwaszenie roztworu kwasami mineralnymi hamuje hydrolizę i prowadzi do zaniku czerwonej barwy roztworu.
3CH3COOH + Fe --> (CH3COO) 3Fe + 3H+
Podczas wrzenia z roztworu wytrąca się czerwonobrązowy osad zasadowego octanu żelaza (III):
(CH 3 COO) 3 Fe + 2 H 2 O<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН
W zależności od stosunku stężeń żelaza (III) i jonów octanowych skład osadu może się zmieniać i odpowiadać np. wzorom: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 lub Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.
Reakcję utrudniają aniony CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, które tworzą wytrącanie z żelazem (III), a także aniony SCN- (tworząc czerwone kompleksy z kationami Fe 3+) , jodek - jon G, utlenia się do jodu 1 2, nadając roztworowi żółty kolor.
2. Reakcja z kwasem siarkowym.
Jon octanowy w środowisku silnie kwaśnym przekształca się w słaby kwas octowy, którego opary mają charakterystyczny zapach octu:
CH3COO- + H +<- СН 3 СООН
Reakcję utrudniają aniony NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, które również w stężonym środowisku H 2 SO4 uwalniają produkty gazowe o charakterystycznym zapachu.
3. Reakcja tworzenia eteru octowego (farmakopealna).
Reakcję prowadzi się w środowisku kwasu siarkowego. Z etanolem:
CH 3 COO- + H + -- CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 4 + H 2 O
Uwolniony octan etylu można rozpoznać po charakterystycznym przyjemnym zapachu. Sole srebra katalizują tę reakcję, dlatego podczas przeprowadzania tej reakcji zaleca się dodanie niewielkiej ilości AgNO 3.
Podobnie podczas reakcji z alkoholem amylowym C 5 HcOH powstaje również octan amylu CH 3 SOOC 5 Ni (-gruszka-), który ma przyjemny zapach.Wyczuwalny jest charakterystyczny zapach octanu etylu, który nasila się po delikatnym podgrzaniu mieszaniny .
Reakcje analityczne winianu - jon POC - CH(OH) - CH(OH) - CONST. Jon winianowy jest anionem słabego dwuzasadowego kwasu winowego:
HO-CH-COOH
HO-CH-COOH
Jon winianowy jest dobrze rozpuszczalny w wodzie. W roztworach wodnych jony winianowe są bezbarwne, ulegają hydrolizie i mają skłonność do tworzenia kompleksów, dając trwałe kompleksy winianowe z kationami wielu metali. Kwas winowy tworzy dwie serie soli - winiany średnie zawierające podwójnie naładowany winian - jon COCH(OH)CH(OH)COO - oraz winiany kwaśne - wodorowiniany zawierające pojedynczo naładowany wodorowinian - HOOOCH(OH)CH(OH) COO - jon. Wodorowinian (-winian-) potasu KNS 4 H 4 O 6 jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, która służy do otwierania kationów potasu. Przeciętna sól wapnia jest również słabo rozpuszczalna w wodzie. Przeciętna sól potasowa K 2 C 4 H 4 O 6 jest dobrze rozpuszczalna w wodzie.
I. Reakcja z chlorkiem potasu (farmakopea).
C 4 H 4 O 6 2 - + K + + N + -> KNS 4 H 4 O 6 1 (biały)
2. Reakcja z rezorcyną w środowisku kwaśnym (farmakopealna).
Winiany po podgrzaniu z rezorcyną meta - C 6 H 4 (OH) 2 w stężonym kwasie siarkowym tworzą wiśniowo-czerwone produkty reakcji.
14) Reakcje z kompleksem amoniaku srebra. Wytrąca się czarny osad metalicznego srebra.
15) Reakcja z siarczanem żelaza (II) i nadtlenkiem wodoru.
Dodanie rozcieńczonego wodnego roztworu FeSO4 i H2O2 do roztworu zawierającego winiany. prowadzi do powstania niestabilnego kompleksu żelaza o pomarszczonej barwie. Późniejsza obróbka alkalicznym roztworem NaOH prowadzi do niebieskiego zabarwienia kompleksu.
Reakcje analityczne jonu szczawianowego C 2 O 4 2-
Jon szczawianowy C 2 O 4 2- to anion dwuzasadowego kwasu szczawiowego H 2 C 2 O 4 o średniej mocy, stosunkowo dobrze rozpuszczalny w wodzie. Jon szczawianowy w roztworach wodnych jest bezbarwny, częściowo zhydrolizowany, jest silnym środkiem redukującym, skutecznym ligandem - tworzy trwałe kompleksy szczawianowe z kationami wielu metali. Szczawiany metali alkalicznych, magnezu i amonu są rozpuszczalne w wodzie, podczas gdy inne metale są słabo rozpuszczalne w wodzie.
1Reakcja z chlorkiem baru Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (biały) Osad rozpuszcza się w kwasach mineralnych i kwasie octowym (podczas wrzenia). 2. Reakcja z chlorkiem wapnia (farmakopealna): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (biały)
Osad jest rozpuszczalny w kwasach mineralnych, ale nierozpuszczalny w kwasie octowym.
3. Reakcja z azotanem srebra.
2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(zsiadły) Test rozpuszczalności. Osad dzieli się na 3 części:
A). Do pierwszej probówki z osadem dodawać kropla po kropli roztwór HNO 3, mieszając, aż do rozpuszczenia osadu;
B). Do drugiej probówki z osadem dodawać kropla po kropli stężony roztwór amoniaku, mieszając, aż do rozpuszczenia osadu; V). Do trzeciej probówki z osadem dodać 4-5 kropli roztworu H1; W probówce pozostaje biały osad chlorku srebra:
Ag 2 C 2 O 4 + 2 HC1 -> 2 AC1 (biały) + H 2 C 2 O 4
4.Reakcja z nadmanganianem potasu. Jony szczawianowe z KMnO 4 w środowisku kwaśnym utleniają się z uwolnieniem CO 2; roztwór KMpO 4 ulega odbarwieniu na skutek redukcji manganu (VII) do manganu (II):
5 C 2 O 4 2 - + 2 MnO 4 " + 16 H + -> 10 CO 2 + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O
Rozcieńczony roztwór KMnO 4. Ten ostatni ulega odbarwieniu; obserwuje się uwalnianie pęcherzyków gazu – CO 2.
38 Elementy Grupy VA
Ogólna charakterystyka grupy VA układu okresowego. w postaci s x p y elektroniczna Konfiguracja zewnętrzny poziom energii elementy grupy VA.
Arsen i antymon mają różne modyfikacje alotropowe: zarówno z molekularną, jak i metalową siecią krystaliczną. Jednakże na podstawie porównania stabilności form kationowych (As 3+, Sb 3+) arsen jest klasyfikowany jako niemetal, a antymon jako metal.
stany utlenienia stabilne dla pierwiastków z grupy VA
Od azotu do bizmutu (ze spadkiem właściwości niemetalicznych):
w zmniejsza się stabilność ujemnego stopnia utlenienia (-3) (m. właściwości związków wodorowych)
w zmniejsza się stabilność najwyższego dodatniego stopnia utlenienia (+5)
w wzrasta stabilność niskiego dodatniego stopnia utlenienia (+3)
