Общая характеристика p элементов 4 группы. Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы

На рис. 15.4 показано расположение в периодической таблице пяти элементов IV группы. Подобно элементам III группы, они принадлежат, к числу p-элементов. Атомы всех элементов IV группы имеют однотипную электронную конфигурацию внешней оболочки: . В табл. 15.4 указаны конкретная электронная конфигурация атомов и некоторые свойства элементов IV группы. Эти и другие физические и химические свойства элементов IV группы связаны с их строением, а именно: углерод (в форме алмаза), кремний и германий имеют каркасную кристаллическую алмазоподобную структуру (см. разд. 3.2); олово и свинец имеют металлическую структуру (гранецентрированную кубическую, см. также разд. 3.2).

Рис. 15.4. Положение элементов IV группы в периодической системе.

При перемещении вниз по группе происходит возрастание атомного радиуса элементов и ослабление связи между атомами. Из-за последовательно усиливающейся делокализации электронов внешних атомных оболочек в этом же направлении пррисходит и возрастание электропроводности элементов IV группы. Их свойства

Таблица 15.4. Электронные конфигурации и физические свойства элементов IV группы

постепенно изменяются от неметаллических к металлическим: углерод - неметаллический элемент и в форме алмаза является изолятором (диэлектриком); кремний и германий - полупроводники; олово и свинец - металлы и хорошие проводники.

Из-за возрастания размера атомов при переходе от элементов верхней части группы к элементам ее нижней части происходит последовательное ослабление связи между атомами и, соответственно этому, уменьшение температуры плавления и температуры кипения, а также твердости элементов.

Аллотропия

Кремний, германий и свинец существуют каждый лишь в одной структурной форме. Однако углерод и олово существуют в нескольких структурных формах. Различные структурные формы одного элемента называются аллотропами (см. разд. 3.2).

Углерод имеет два аллотропа: алмаз и графит. Их структура описана в разд. 3.2. Аллотропия углерода - пример монотропии, для которой характерны следующие особенности: 1) аллотропы могут существовать в определенном интервале температур и давлений (например, как алмаз, так и графит существуют при комнатной температуре и атмосферном давлении); 2) не существует температуры перехода, при которой один аллотроп превращается в другой; 3) один аллотроп более устойчив, чем другой. Например, графит обладает большей устойчивостью, чем алмаз. Менее устойчивые формы называются метастабилъными. Следовательно, алмаз представляет собой метастабильный аллотроп (или монотроп) углерода.

Углерод может еще существовать в других формах, к которым относятся древесный уголь, кокс и газовая сажа. Все они являются неочищенными формами углерода. Иногда их называют аморфными формами, а раньше считали, что они представляют собой третью аллотропную форму углерода. Термин аморфный означает бесформенный. В настоящее время установлено, что «аморфный» углерод-это не что иное, как микрокристаллический графит.

Олово существует в трех аллотропных формах. Они называются: серое олово (а-олово), белое олово (Р-олово) и ромбическое олово (у-олово). Аллотропия такого типа, как у олова, называется энантиотропией. Она характеризуется следующими особенностями: 1) превращение одного аллотропа в другой происходит при определенной температуре, называемой температурой перехода; например

Структура влмаза Металлическая (полупроводник) структура 2) каждый аллотроп устойчив только в определенном интервале температур.

Реакционная способность элементов IV группы

Реакционная способность элементов IV группы в целом возрастает при перемещении к нижней части группы, от углерода к свинцу. В электрохимическом ряду напряжений только олово и свинец расположены выше водорода (см. разд. 10.3). Свинец очень медленно реагирует с разбавленными кислотами, высвобождая водород. Реакция между оловом и разбавленными кислотами протекает с умеренной скоростью.

Углерод окисляется орячими концентрированными кислотами, например концентрированной азотной кислотой и концентрированной серной кислотой.

Тема: Общая характеристика элементов IV- А группы.

Свойства.

Цель : Рассмотреть общую характеристику элементов IV- А группы на примере углерода и кремния; физические и химические свойства этих элементов, дать понятия «абсорбция».

Образовательные : научить учащихся самостоятельно добывать знания путём рационального использования различных источников информации (учебники, научно-популярная литература) и применять полученные знания; устанавливать причинно - следственные связи между строением, свойствами и использованием веществ на основе изученных теорий, обобщить и систематизировать знания учащихся об углероде и кремнии их соединениях, значении этих веществ в природе и в жизни человека;

Развивающие : развивать познавательный интерес школьников, умение выделять главное, сравнивать, обобщать, логически излагать мысли;

воспитывать здоровьесберегающее поведение на уроках.

Оборудование : компьютер, презентация, учебник, таблица « Периодическая система химических элементов»

Ход урока:

1.Организационный момент.

2.Проверка домашнего задания.

3.Актуализация опорных знаний

(фронтальная беседа).

Назовите элементы, входящие в IV группу.

Назовите элементы побочной подгруппы IV группы.

4.Изучение нового материала.

Положение в Периодической системе химических элементов, строение атома C, Si

Учитель . Ребята, давайте посмотрим на Периодическую систему химических элементов и определим, какие элементы входят I V-А подгруппу?

Ответ учащегося.

В главную подгруппу I V-А гр. Входят элементы: C , Si , Ge , Sn , Pb -

C ,Si ,Ge – неметаллы- Sn ,Pb – металлы

Учитель . Что общего в строении атомов этих элементов?

( работа учащихся у доски )

1. Углерод

6 C)2)4

…2 s 22 p 2

2. Кремний

14 Si)2)8)4

…3 s 23 p 2

Ответ учащегося . Имеют одинаковое строение атома (на последнем уровне 4е). ns 2 np 2 и проявляют валентность II , IV

Учитель. Как изменяются свойства элементов с увеличением Аг?

Ответ учащегося . С увеличением Аг возрастают металлические свойства, а неметаллические уменьшаются.

Учитель . Какие высшие оксиды образуют элементы 1V-А группы?

Ответ учащегося . Образуют высшие оксиды типа – RO 2 ( работа учащегося у доски ) CO 2, SiO 2 Ge O 2 SnO 2 Pb O 2

Учитель. Какие летучие водородные соединения образуют эти элементы?

Ответ учащегося. Летучие водородные соединения типа- RH 4 ( CH 4 , SiH 4 )

Учитель. Углерод образует 2 аллотропных видоизменений: графит, алмаз

Таблица «Строение кристаллических решеток алмаза и графита»

Аллотропия углерода

Графит

алмаз

физические свойства

темно-серое, проводит электрический ток и тепло

Прозрачное кристаллическое твердое вещество с характерным блеском.

t =1420плавления; не проводит электрический ток и тепло

Работа в группах с учебником. Обмен информацией. Запись в тетради.

Группа №1 Группа №2

нахождение в природе

мел CaCO 3 мрамор алмаз

Графит

Малахит CuCO 3

Нефть

27% земной коры - песок SiO 2

химические свойства

C +2H 2 → CH 4

C + O 2 →CO 2

3 C + 4 AL →AL 4 C 3

Ca +2C → CaC 2

2 AL 2 O 3 +3C →4AL + 3CO 2

Si +O 2 → Si O 2

Si +2CL 2 →SiCL 4

Si +2Br 2 → SiBr 4

2Mg + Si → Mg 2 Si

Применение

наконечники буров, стеклорезы, шлифовочный порошок, драгоценные камни, медицинаочистка спирта от сивушных масел

очистка сахара на рафинадных заводах от веществ, придающих ему желтый цвет

на основе адсорбционных свойств древесного угля русский химик Николай Дмитриевич Зелинский разработал фильтрующий противогаз

(демонстрация строения фильтрующей коробки противогаза).

Полупроводник (солнечные батареи)

Сталь

Строительный песок

Адсорбция- – способность поглощать газы и растворенные вещества поверхностью твёрдого тела жидкости (из-за пористого строения тела).

Проблемный вопрос: Адсорбция – это физический или химический процесс?

Демонстрационный опыт «Адсорбция». ОПЫТ: К раствору синего лакмуса добавить размельчённый активированный уголь. Отфильтровать полученную смесь. Фильтрат совершенно прозрачный.

ОТВЕТ : физический, т.к. при этом не изменяется состав вещества

5Систематизация и обобщение знаний

Осуществите превращения. Напишите соответствующие уравнения реакции.

CH 4 ← C → CO → CO 2 → H 2 CO 3

CaC 2

Рефлексия

Как вы считаете, достиг ли наш урок поставленной цели?

Что бы вы хотели выполнить еще раз, а что сделали по-другому?

Получили ли вы положительные эмоции от сегодняшнего урока?

6. Д/з

§ 4.1. Общая характеристика элементов подгруппы углерода

К химическим элементам главной подгруппы IV группы относятся углерод C, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Pb. В ряду C - Si - Ge - Sn - Pb из-за различной химической природы элементов их разбивают на две подгруппы: углерод и кремний составляют подгруппу углерода , германий, олово, свинец - подгруппу германия .

Электронные конфигурации внешнего слоя атомов элементов ns 2 np 2 , в соединениях они могут проявлять степени окисления от –4 до +4. Как и в главной подгруппе V группы, наблюдается изменение химических свойств элементов: углерод и кремний проявляют свойства типичных неметаллов, для германия характерны переходные свойства, а олово и свинец - типичные металлы. С увеличением атомного номера в подгруппе уменьшается электроотрицательность элементов. Для углерода и кремния характерны ковалентные соединения, для олова и свинца - ионные.

Некоторые свойства элементов главной подгруппы IV группы представлены в табл. 4.1.

Таблица 4.1

Свойства элементов
подгруппы углерода и простых веществ

Атомный номер	Название, символ	Радиус атома, нм	Потенциал ионизации, эВ	ЭО	Степе ни окисления	r , г/см 3	t пл , o C	t кип , o C
	Углерод C	0,077	11,3	2,55	–4, 0, +2, +4	3,52 алмаз 2,27 графит	3730 алмаз	4830 (алмаз)
	Кремний Si	0,117	8,2	1,90	–4, 0, +2, +4	2,33	1410	2680
	Германий Ge	0,122	7,9	2,01	–4, 0, +2, +4	5,33	937	2830
	Олово Sn	0,142	7,3	1,96	–4, 0, +2, +4	7,29	232	2270
	Свинец Pb	0,154	7,4	2,33	0, +2, +4	11,3	327	1730

Данные табл. 4.1 подтверждают, что в ряду C - Si - Ge - Sn - Pb наблюдается монотонное изменение свойств от неметаллических к металлическим. Это проявляется в уменьшении устойчивости соединений элементов в высшей степени окисления +4 и возрастании стабильности соединений элементов в низкой степени окисления +2. Для C, Si и Ge не характерно образование свободных катионов, Sn и Pb легко образуют катионы Sn 2+ и Pb 2+ .

Об усилении металлических свойств свидетельствует изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов элементов в степени окисления +4 при переходе от углерода к свинцу:

CO 2	SiO 2	GeO 2	SnO 2 PbO 2
кислотные свойства	слабо выраженные кислотные свойства	амфотерные свойства	амфотерные свойства с преобладанием основных

Кислотные свойства соответствующих гидроксидов изменяются аналогично.

В ряду от углерода до свинца усиливается устойчивость оксидов элементов в степени окисления +2.

Углерод существует в природе в виде двух устойчивых изотопов: 12 C (98,9%) и 13 C (1,1%).

Большое значение имеет b -радиоактивный изотоп углерода 14 C. В основе радиоуглеродного метода определения возраста углеродсодержащих пород лежит вычисление соотношения долей стабильных и радиоактивного изотопов углерода.

Углерод занимает 11-е место по распространенности на Земле. Он встречается в атмосфере в виде CO 2 , из него образованы многие минералы и горные породы, например мел, известняк, мрамор (химическая формула которых CaCO 3), доломит (MgCO 3 · CaCO 3), малахит (CuCO 3 · Cu(OH) 2). Углерод входит в состав белков, нуклеиновых кислот, углеводов - веществ, без которых невозможна жизнь.

Почти во всех соединениях (кроме CO и SiO) углерод и кремний четырехвалентны. Атомы углерода во многих соединениях образуют цепи –C–C–. Для соединений кремния также характерна полимерная структура, но в отличие от атомов углерода атомы кремния образуют разветвленные цепи, соединяясь не друг с другом, а через кислород –Si–O–Si–.

Углерод образует несколько простых веществ: алмаз, графит, карбин, фуллерен и аморфный углерод.

АЛМАЗ представляет собой бесцветные прозрачные, сильно преломляющие свет кристаллы плотностью 3,52 г/см 3 . Строение внешнего энергетического уровня атома углерода в невозбужденном состоянии описывает электронная конфигурация 2s 2 2p 2 . При образовании химических связей в атоме углерода распариваются электроны, находящиеся на s -подуровне, и он приобретает конфигурацию 2s 1 2p 3 . Орбитали четырех неспаренных электронов подвергаются sp 3 -гибридизации, приводящей к образованию четырех равноценных гибридных орбиталей, угол между которыми равен тетраэдрическому. Атомы, находящиеся в sp 3 -гибридном состоянии, и образуют структуру алмаза. Алмаз - высокопрочное вещество, имеющее уникальную твердость и отличную преломляющую способность, что важно для создания абразивных материалов, режущих инструментов и ювелирных украшений.

ГРАФИТ - это серая непрозрачная жирная на ощупь масса плотностью 2,27 г/см 3 . В графите атомы углерода находятся в sp 2 -гибридном состоянии, что обусловливает слоистую структуру графита, состоящую из плоских шестиугольников. Расстояния между атомами углерода, находящимися в разных слоях, превосходят расстояния между атомами внутри слоя. Слоистой структурой графита объясняются его электро- и теплопроводность, а также способность оставлять след на твердой поверхности. Для превращения алмаза в графит необходимо нагревание до 1800–1850 ° С без доступа воздуха. Обратный процесс идет при температуре 3000 ° С и давлении 10 6 –10 7 кПа.

Графит широко применяют в качестве электродного материала в электрохимии; он входит в состав смазок, используется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах.

КАРБИН представляет собой кристаллический порошок черного цвета плотностью 1,9 г/см 3 . Для его получения используют реакцию дегидрирования ацетилена при 1000 ° С, в результате которой из n молекул C 2 H 2 получается полимер с линейной структурой –C º C–C º C–C º C–. В этой модификации атомы углерода находятся в sp -гибридном состоянии.

ФУЛЛЕРЕНЫ были обнаружены в продуктах конденсации паров графита. Молекула фуллерена C 60 представляет соединенные между собой пяти и шестичленные циклы, содержащие углерод в sp 2 и sp 3 – гибридном состоянии. Кроме C 60 делены фуллерены состава C 70 и C 76 .

АМОРФНЫЙ УГЛЕРОД - самая распространенная аллотропная модификация углерода. Чаще всего его получают при разложении различных органических веществ. Иногда эту форму называют древесным или активированным углем.

КРЕМНИЙ - самый распространенный после кислорода элемент в земной коре (27,6% по массе). Он имеет три стабильных изотопа: 28 Si (92,27%), 29 Si (4,68%) и 30 Si (3,05%). В природе кремний находится в виде кремнезема - оксида кремния(IV) SiO 2 (иногда его называют кварц или песок ), силикатов и алюмосиликатов , например слюды KAl 3 (OH,F) 2 , асбеста (Mg,Fe) 6 (OH) 6 , талька Mg 3 (OH) 2 . В зависимости от размеров частиц и содержания примесей в SiO 2 при его восстановлении можно получить различные модификации кремния.

Аморфный кремний представляет собой бурый порошок, кристаллический - светло-серые твердые хрупкие кристаллы металлического вида. В кристаллической решетке каждый атом кремния находится в состоянии sp 3 -гибридизации и окружен четырьмя другими атомами, с которыми он связан ковалентной связью - кристаллический кремний подобен алмазу.

Кремний широко используется в микроэлектронике в качестве полупроводникового материала для микросхем и в металлургии для получения чистых металлов.

§ 4.2. Химические свойства углерода и кремния

1. В реакциях с простыми веществами, образованными более электроотрицательными элементами (кислород, галогены, азот, сера), углерод и кремний проявляют свойства восстановителей . При нагревании графита и кремния с избытком кислорода образуются высшие оксиды, а при недостатке кислорода - монооксиды CO и SiO:

Э + O 2 = ЭO 2 (избыток кислорода);

2Э + O 2 = 2ЭO (недостаток кислорода).

Со фтором углерод и кремний реагируют при обычных условиях с образованием тетрафторидов CF 4 и SiF 4 , для получения тетрахлоридов CCl 4 и SiCl 4 необходимо нагревание реагирующих веществ. Сера и азот вступают в реакции с углеродом и кремнием только при сильном нагревании:

C + 2S CS 2 ;

2C + N 2 C 2 N 2 ;

Si + 2S SiS 2 .

При нагревании смеси кварцевого песка и кокса при температуре около 2000 ° С образуется карбид кремния, или карборунд - тугоплавкое вещество, по твердости близкое к алмазу:

SiO 2 + 3C = SiC + 2CO.

Углерод часто используют для восстановления малоактивных металлов из их оксидов и для перевода сульфатов металлов в сульфиды:

CuO + C Cu + CO ,

BaSO 4 + 4C BaS + 4CO.

2. Реакции с кислотами . К действию обычных кислот углерод и кремний устойчивы. Углерод окисляется концентрированными серной и азотной кислотами:

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;

3C + 4HNO 3 = 3CO 2 + 4NO + 2H 2 O.

Кремний в концентрированных серной и азотной кислотах пассивируется и растворяется в смесях концентрированных азотной и плавиковой кислот и: концентрированных азотной и соляной кислот

3Si + 4HNO 3 + 18HF = 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8H 2 O.

В этой реакции азотная кислота играет роль окислителя, а плавиковая или соляная - комплексообразователя.

3. Реакции со щелочами . Кремний растворяется в водных растворах щелочей с выделением водорода:

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

4. Взаимодействие с водой . В обычных условиях кремний с водой не взаимодействует, но при высокой температуре он реагирует с водяным паром:

Si + = H 2 SiO 3 + 2H 2 .

5. Окислительные свойства углерода и кремния проявляются в реакциях с активными металлами, при этом образуются карбиды и силициды :

Ca + 2C = CaC 2 ;

2Mg + Si = Mg 2 Si.

6. Углерод и кремний способны диспропорционировать при нагревании с оксидами активных металлов, образуя оксиды, карбиды и силициды:

CaO + 3C = CaC 2 + CO ;

2Al 2 O 3 + 9C = Al 4 C 3 + 6CO ;

2MgO + 3Si = Mg 2 Si + 2SiO.

§ 4.3. Кислородные соединения углерода и кремния

ОКСИД УГЛЕРОДА(II) CO, или угарный газ, при обычных условиях - газ без цвета и запаха, t пл = –205 ° C, t кип = = –191,5 ° C. Он сильно ядовит, горит голубоватым пламенем, легче воздуха, плохо растворим в воде (2,3 объема CO на 100 объемов H 2 O при 293 К).

Угарный газ образуется при сжигании углерода в недостатке кислорода, кроме того, CO можно получать при взаимодействии раскаленного угля с водяным паром или с диоксидом углерода:

C + H 2 O CO + H 2 ;

CO 2 + C 2CO.

Получение. В лаборатории CO получают обезвоживанием муравьиной или щавелевой кислот в присутствии серной кислоты как водоотнимающего средства:

HCOOH CO + H 2 O;

H 2 C 2 O 4 CO + CO 2 + H 2 O.

Химические свойства. 1. При пропускании оксида углерода(II) в расплав щелочи при высоком давлении образуется соль муравьиной кислоты:

CO + KOH = HCOOK.

Эта реакция, а также лабораторный способ получения CO обезвоживанием муравьиной кислоты позволяют формально считать, что CO - ангидрид муравьиной кислоты. Однако это утверждение именно формально, поскольку обратный процесс получения муравьиной кислоты при гидратации монооксида углерода осуществить нельзя.

Степень окисления углерода в монооксиде углерода - +2 - не соответствует строению молекулы CO, в которой помимо двух связей, образованных при спаривании электронов углерода и кислорода, имеется еще одна, образованная по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной пары электронов кислорода (изображена стрелкой):

Наличие тройной связи объясняет прочность молекулы CO и ее низкую реакционную способность при обычной температуре. В обычных условиях монооксид углерода не взаимодействует с водой, щелочами и кислотами.

2. При повышенной температуре CO взаимодействует с кислородом и оксидами металлов:

2CO + O 2 = 2CO 2 ;

FeO + CO = Fe + CO 2 .

3. При пропускании смеси угарного газа с хлором через слой активированного угля можно получить отравляющее вещество - ядовитый газ фосген , вызывающий паралич дыхательных путей:

CO + Cl 2 = COCl 2 .

4. При нагревании монооксида углерода с водородом при повышенном давлении образуется метиловый спирт:

CO + 2H 2 → С H 3 OH.

Карбонилы. Оксид углерода(II) взаимодействует со многими переходными металлами с образованием летучих соединений - карбонилов :

Ni + 4CO = Ni(CO) 4 .

В молекуле CO у атома углерода имеется неподеленная электронная пара, которая обусловливает донорные свойства этой молекулы. Ковалентная связь Ni – C в молекуле карбонила никеля образуется по донорно-акцепторному механизму, причем электронная плотность смещается от атома углерода к атому никеля. Увеличение отрицательного заряда на атоме металла компенсируется участием его d -электронов в образовании связи, поэтому степень окисления металла в карбониле равна нулю.

Карбонилы металлов растворимы в неполярных растворителях, летучи. Их используют для получения чистых металлов, поскольку при нагревании они разлагаются на металл и оксид углерода(II). Для определения состава карбонилов используют так называемое правило 18 электронов: суммарное число валентных электронов металла и электронов, предоставляемых молекулами CO (по 2 от каждой), должно быть равно 18. Металлы с нечетным атомным номером не могут образовать таким путем 18-электронную оболочку, поэтому для них характерны полимерные (в основном димерные) карбонилы, например 2 . В димерных карбонилах возникает связь металл - металл, и молекулы CO осуществляют мостиковую связь.

Оксид углерода СО является хорошим восстановителем солей серебра из из аммиачных растворов его солей:

2OH + CO = 2Ag↓ + (NH 4) 2 CO 3 + 2 NH 3

ОКСИД КРЕМНИЯ(II) SiO получают совместным испарением в вакууме смеси SiO 2 и Si при температуре 1100–1300 ° С. Для восстановления оксида SiO 2 в монооксид SiO можно также применять водород или углерод, процессы при этом необходимо вести при температуре 1000 ° С.

SiO 2 + H 2 = SiO + H 2 O;

SiO 2 + C = SiO + CO.

Оксид кремния(II) представляет собой коричневый порошок, который на воздухе быстро окисляется в диоксид. В щелочах и плавиковой кислоте SiO легко растворяется.

Это соединение используют в основном как пигмент для масляных красок и полирующее вещество.

ОКСИД УГЛЕРОДА(IV) (диоксид углерода, углекислый газ, угольный ангидрид) CO 2 - газ без цвета и запаха, не поддерживающий дыхания и горения, тяжелее воздуха, t пл = –57 ° C при давлении 5 атм, растворим в воде (88 объемов CO 2 в 100 объемах H 2 O при 20 ° С). При обычном давлении твердый диоксид углерода переходит в газообразное состояние, минуя жидкое (сублимируется ). При обычной температуре под давлением 60 атм газ превращается в жидкость. Молекула CO 2 линейная, с двумя двойными связями:

O=C=O

В промышленности для получения оксида углерода(IV) используют высокотемпературное разложение мрамора:

CaCO 3 CaO + CO 2 .

В лаборатории для получения больших количеств диоксида углерода на мрамор действуют соляной кислотой:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 .

Для обнаружения выделяющегося CO 2 его пропускают через известковую воду, при этом выпадает белый осадок карбоната кальция:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ + H 2 O.

Необходимо помнить, что в атмосфере CO 2 зажженый магний не гаснет, а продолжает гореть:

2Mg + CO 2 = 2MgO + C

УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА H 2 CO 3 в незначительных количествах образуется при растворении углекислого газа в воде, при этом в растворе существуют следующие равновесия:

H 2 O + CO 2 ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + ↔ 2H + + .

При 25 ° С K 1 = 4 × 10 –7 , K 2 = 5 × 10 –11 . Угольная кислота - очень слабая и неустойчива в свободном виде. Она имеет следующее строение:

Как двухосновная кислота она образует средние соли ¾ карбонаты и кислые ¾ гидрокарбонаты . При действии на соли угольной кислоты сильных кислот выделяется углекислый газ, что используют как качественную реакцию на эти соли:

NaHCO 3 + HCl = NaCl + CO 2 + H 2 O;

BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + CO 2 + H 2 O.

Из всех карбонатов в воде растворимы только карбонаты щелочных металлов (Li 2 CO 3 растворим хуже всех) и аммония. Гидрокарбонаты большинства металлов хорошо растворимы в воде.

Под действием избытка оксида углерода(IV) нерастворимые в воде карбонаты превращаются в растворимые гидрокарбонаты:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 .

При нагревании гидрокарбонаты распадаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

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

Все карбонаты, кроме термически устойчивых карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и диоксид углерода:

CaCO 3 CaO + CO 2 .

Кроме средних и кислых карбонатов, известны основные карбонаты. Они образуются при действии на соли малоактивных металлов средними карбонатами:

2CuSO 4 + 3Na 2 CO 3 + 2H 2 O =
= Cu(OH) 2 ·CuCO 3 + 2NaHCO 3 + 2Na 2 SO 4 .

Основной карбонат меди Cu(OH) 2 ·CuCO 3 известен в природе под названием «малахит».

Из солей угольной кислоты наибольшее практическое значение имеют сода Na 2 CO 3 и ее различные кристаллогидраты: Na 2 CO 3 × 10H 2 O (кристаллическая сода), Na 2 CO 3 × 7H 2 O и Na 2 CO 3 × H 2 O, а также поташ K 2 CO 3 , мел, известняк и мрамор, имеющие состав CaCO 3 .

ОКСИД КРЕМНИЯ(IV) , или кремнезем , SiO 2 ¾ твердое, очень тугоплавкое вещество (температура плавления более 1700 ° С), встречается в природе в виде минералов кварца , кристобалита и тридимита .

При обычной температуре устойчивой модификацией является кварц, с ростом температуры наблюдаются полиморфные превращения:

кварц тридимит кристобалит расплав.

Строение. Во всех своих модификациях диоксид кремния всегда полимерен (SiO 2) n и построен из тетраэдров , образующих очень прочную атомную решетку. Каждый атом кремния в кристаллах (SiO 2) n окружен четырьмя атомами кислорода, которые являются мостиковыми и связывают под разными углами тетраэдры . В результате образуется трехмерная кристаллическая решетка, в которой взаимное расположение тетраэдров в пространстве определяет ту или иную модификацию кремнезема.

Кварц встречается в природе в виде хорошо сформированных бесцветных кристаллов, называемых горным хрусталем . Существуют и окрашенные разновидности кварца: розовый кварц, фиолетовый (аметист ), темно-коричневый (дымчатый топаз ), зеленый (хризопраз ). Мелкокристаллическая модификация кварца с примесями других веществ называется халцедоном . Разновидностями халцедона являются агат, яшма и др. Горный хрусталь и окрашенные разновидности кварца используют как драгоценные и полудрагоценные камни.

Кварц широко применяют в различных областях науки, техники и микроэлектроники, и часто для нужд последней выращивают искусственные кристаллы с определенными параметрами кристаллической решетки.

Некоторые кристаллы кварца способны вращать плоскость поляризации света, причем могут быть как право-, так и левовращающими. Те и другие кристаллы отличаются друг от друга как предмет от своего зеркального изображения. Такие кристаллы являются оптическими изомерами .

Тридимит в небольших количествах встречается в вулканических породах. Известен тридимит и метеоритного происхождения. Кристобалит , как и тридимит, иногда встречается в виде мелких кристаллов, включенных в лаву. Тридимит и кристобалит обладают более рыхлой структурой, нежели кварц. Так, плотность кристобалита, тридимита и кварца равна соответственно 2,32; 2,26 и 2,65 г/см 3 .

При медленном охлаждении расплава кремнезема образуется аморфное кварцевое стекло. Кремнезем в виде стекла встречается и в природе. Плотность аморфного стекла равна 2,20 г/см 3 - ниже, чем у всех кристаллических модификаций. При температуре выше 1000 ° С кварцевое стекло «расстекловывается» и переходит в кристобалит, поэтому в кварцевой лабораторной посуде можно проводить эксперименты только при температурах ниже 1000 ° С.

Химические свойства. 1. Все формы SiO 2 в воде практически нерастворимы, при обычных условиях на них действуют лишь растворы щелочей, фтор, газообразный фтороводород и плавиковая кислота :

SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O;

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O;

SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O.

Последнюю реакцию используют при травлении стекла.

2. Диоксид кремния - типичный кислотный оксид , поэтому при сплавлении он реагирует с основными оксидами, щелочами и карбонатами с образованием силикатов:

SiO 2 + CaO = CaSiO 3 ;

SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O ;

SiO 2 + Na 2 CO 3 = Na 2 SiO 3 + CO 2 .

Приведенные выше реакции диоксида кремния с оксидами и солями лежат в основе промышленного получения различных стекол , а также цемента .

Стекла. Обычное стекло, имеющее состав Na 2 O × CaO × 6SiO 2 , получают сплавлением смеси соды, песка и известняка при температуре около 1400 ° С до полного удаления газов:

Na 2 CO 3 + CaCO 3 + 6SiO 2 = Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 .

При добавлении оксидов бария, свинца и бора получают специальные сорта стекол, например огнеупорные, небьющиеся. Для получения цветных стекол используют различные оксиды переходных металлов, например добавка оксида кобальта(III) Co 2 O 3 дает синий цвет, оксида хрома(III) Cr 2 O 3 ¾ зеленый, диоксида марганца MnO 2 ¾ розовый.

Цементы. Силикаты широко используют для производства цемента - вяжущего материала, который при смешивании с водой затвердевает. Можно выделить два типа цементов по принципу их схватывания ¾ обычный цемент и портланд цемент . Процесс схватывания обычного цемента происходит вследствие образования карбоната кальция при взаимодействии углекислого газа воздуха и силиката кальция:

CaSiO 3 + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 ¯ + H 2 SiO 3 ¯ .

Схватывание портланд цемента происходит в результате гидролиза силикатов с последующим образованием нерастворимых кристаллогидратов:

Ca 3 SiO 5 + H 2 O = Ca 2 SiO 4 + Ca(OH) 2 ;

Ca 2 SiO 4 + 4H 2 O = Ca 2 SiO 4 × 4H 2 O ¯ .

Кремниевые кислоты получают действием минеральных кислот на растворы силикатов или гидролизом галогенидов и сульфидов кремния, поскольку прямое взаимодействие кремнезема с водой невозможно.

Состав кремниевых кислот можно выразить общей формулой x SiO 2 × y H 2 O, где x и y ¾ целые числа. При x = 1, y = 1: получаем SiO 2 × H 2 O т. е. H 2 SiO 3 ¾ метакремниевую кислоту ; при x = 1, y = 2 - SiO 2 × 2H 2 O, т. е. H 4 SiO 4 ¾ орто кремниевую кислоту; при x = 2, y = 1 - 2SiO 2 × H 2 O, т. е. H 2 Si 2 O 5 ¾ двуметакремниевую кислоту .

Если y > 2, то кислоты относят к поликремниевым .

Силикаты - соли метакремниевой, или просто кремниевой кислоты H 2 SiO 3 . Из них в воде растворимы только силикаты натрия и калия, называемые жидким стеклом. Жидкое стекло используют для укрепления грунтов, для изготовления силикатного клея и огнеупорных тканей. Остальные силикаты ¾ тугоплавкие, нерастворимые в воде вещества. При нагревании кремниевая кислота разлагается:

H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O.

При хранении на воздухе растворы силикатов мутнеют из-за вытеснения кремниевой кислоты углекислым газом, содержащимся в воздухе: кремниевая кислота слабее угольной; константа диссоциации H 2 SiO 3 по первой ступени равна 2,2 × 10 –10 .

Реакция силикатов с углекислым газом является качественной для обнаружения силикат-ионов:

Na 2 SiO 3 + CO 2 + H 2 O = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ¯ .

Водные растворы растворимых силикатов имеют сильнощелочную реакцию среды вследствие гидролиза:

K 2 SiO 3 + H 2 O 2KOH + H 2 SiO 3 ¯ .

§ 4 .4. Карбиды и силициды

Соединения углерода и кремния с менее электроотрицательными элементами (чаще всего с металлами) называют карбидами и силицидами . Кроме реакций, уравнения которых приведены выше (см. § 13.2), для получения силицидов используют сплавление гидридов металлов с кремнием:

2CaH 2 + Si = Ca 2 Si + 2H 2 ;

восстановление металлов из их оксидов кремнием или углеродом в присутствии оксида кремния:

2CaO + 3Si = 2CaSi + SiO 2 ;

CaO + SiO 2 + 3C = CaSi + 3CO;

взаимодействие металлов с SiCl 4 в атмосфере водорода:

Ba + SiCl 4 + 2H 2 = BaSi + 4HCl.

Все эти реакции протекают при высокой температуре и иногда при повышенном давлении.

Среди ионных карбидов выделяют так называемые метаниды и ацетилениды. Метаниды можно рассматривать как производные метана, содержащие углерод в степени окисления –4: Be 2 C, Al 4 C 3 . Они интенсивно разлагаются водой с выделением метана:

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 ¯ + 3CH 4 .

Ацетилениды - производные ацетилена, в них степень окисления углерода равна –1: Li 2 C 2 , Ag 2 C 2 , Cu 2 C 2 , CaC 2 , Al 2 (C 2) 3 , Fe 2 (C 2) 3 . Ацетилениды серебра и меди(I) получают при пропускании ацетилена через аммиачный раствор оксида серебра или хлорида меди(I). Ацетилениды - сильно взрывчатые вещества и интенсивно разлагаются водой и кислотами с выделением ацетилена:

CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 ;

CuC 2 + 2HCl = CuCl 2 + C 2 H 2 .

§ 4.5. Водородные соединения элементов четвертой группы

Рассмотрим лишь водородные соединения кремния (силаны), германия (германы), олова (станнаны) и свинца (плюмбаны), поскольку химия водородных соединений углерода будет изложена а органической химии.

Получение. При взаимодействии силицидов активных металлов (Mg, Ca, Li) с водой и кислотами выделяется простейшее водородное соединение кремния - моносилан SiH 4 , которое чаще всего называют просто силан :

Ca 2 Si + 4HCl = 2CaCl 2 + SiH 4 .

Наиболее общим способом получения водородсодержащих соединений элементов четвертой группы является взаимодействие тетрахлоридов элементов с тетрагидроалюминатом лития:

GeCl 4 + Li [ AlH 4 ] = GeH 4 + LiCl + AlCl 3

Строение и свойства. Кремневодороды по своему строению подобны углеводородам. Молекула силана имеет форму правильного тетраэдра с атомом кремния в центре. Силан - бесцветный газ, имеющий запах плесени, самопроизвольно воспламеняющийся на воздухе, t пл = –185 ° C, t кип = –112 ° C. Силан сильно ядовит.

В отличие от метана силан взаимодействует с растворами щелочей:

SiH 4 + 2KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 4H 2 .

Вода также гидролизует силан, но значительно медленнее:

SiH 4 + 2H 2 O = SiO 2 + 4H 2 .

При нагревании выше 400 ° С силан распадается на кремний и водород, это свойство используют для получения чистого кремния:

SiH 4 = Si + 2H 2 .

Как и углеводороды, силаны образуют гомологический ряд Si n H 2n +2 . В индивидуальном виде выделены силаны до n = 14 включительно. Подобно алканам, силаны бесцветны, первые члены гомологического ряда при обычных условиях газообразны, следующие ¾ жидкости. Химическая активность силанов гораздо выше, чем углеводородов. Это связано с меньшим по сравнению с углеродом сродством кремния к водороду и очень большим сродством кремния к кислороду, а также с меньшей прочностью связи Si – Si по сравнению со связью С – С. Малой прочностью связи Si – Si обусловлена и ограниченность гомологического ряда силанов.

Силан, Герман и станнан являются сильными восстановителями:

SiH 4 + 2AgCl = SiH 3 Cl + HCl + 2Ag

§ 4 .6. Соединения кремния с галогенами

Соединения кремния с галогенами можно рассматривать как производные силанов, в которых атомы водорода полностью или частично замещены на галоген. Тетрагалогениды кремния получают непосредственно из простых веществ. Реакция кремния со фтором происходит уже при обычной температуре, с хлором, бромом и иодом - при нагревании. При пропускании тока SiF 4 через воду образуется кремнефтористоводородная кислота H 2 SiF 6:

3SiF 4 + 2H 2 O = SiO 2 + 2H 2 SiF 6 .

Безводная кремнефтористоводородная кислота не выделена. Водный раствор ее представляет собой одну из самых сильных неорганических кислот. Разбавленные растворы используют как дезинфицирующее средство в пищевой промышленности. Растворимые соли кремнефтористоводородной кислоты применяют для пропитки стен зданий, построенных из кальцийсодержащих строительных материалов:

2CaCO 3 + MgSiF 6 = SiO 2 + 2CaF 2 + MgF 2 + 2CO 2 .

В результате реакции образуется мелкодисперсный порошок SiO 2 , который закрывает все поры, придает стенам водонепроницаемость и стойкость.

§ 4.7. Некоторые особенности элементов подгруппы германия

Германий содержится во многих минералах, но в очень небольших количествах, поэтому его называют рассеянным элементом . Важнейшие минералы германия: германит Cu 2 S × CuS × GeS 2 , аргиродит Ag 8 GeS 6 , реньерит Cu 3 (Fe, Ge)S 4 .

Основные минералы олова - касситерит SnO 2 (оловянный камень ), свинца - галенит PbS (свинцовый блеск ). Свинец как конечный продукт радиоактивного распада урана содержится в урановых минералах.

В ряду Ge - Sn - Pb увеличивается активность веществ по отношению к кислороду. В обычных условиях Ge и Sn устойчивы на воздухе, в то время как свинец окисляется до оксида PbO.

Олово и свинец реагируют с разбавленными соляной и серной кислотами с выделением водорода, а германий не реагирует с кислотами-неокислителями.

Германий окисляется концентрированными азотной, серной и плавиковой кислотами:

Ge + 4H 2 SO 4 Ge(SO 4) 2 + 2SO 2 + 4H 2 O;

Ge + 6HF = H 2 GeF 6 + 2H 2 ;

Ge + 4HNO 3 = GeO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O.

Германий растворяется в «царской водке»:

3Ge + 4HNO 3 + 12HCl = 3GeCl 4 + 4NO + 8H 2 O

и в растворах щелочей в присутствии окислителей:

Ge + 2NaOH + 2H 2 O 2 = Na 2 .

При взаимодействии олова с концентрированной азотной кислотой образуется оловянная кислота H 2 SnO 3:

Sn + 4HNO 3 = H 2 SnO 3 + 4NO 2 + H 2 O.

В разбавленной HNO 3 олово ведет себя как металл, образуя нитрат олова(II):

3Sn + 8HNO 3 = 3Sn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Свинец в реакциях с азотной кислотой любой концентрации выступает как металл и образует нитрат свинца(II) Pb(NO 3) 2 .

Среди соединений подгруппы германия в степени окисления (IV) для оксида свинца характерны окислительные свойства, он способен окислить воду до кислорода, ион Mn +2 до MnO 4 - :

2MnSO 4 + 5PbO 2 + H 2 SO 4 = 5PbSO 4 ↓ + 2HMnO 4 + 2H 2 O.

В ряду соединений Ge (II) – Sn (II) – Pb (II) ослабевают восстановительные свойства, самыми сильными восстановителями являются прозводные германия и олова:

Na + 2Bi(NO 3) 3 9NaOH = 2Bi↓+ 3 Na 2 ]Sn(OH) 6 ] + 6NaNO 3

В IV А группу входят: С,Si,Ge,Sn,Pb. Это р-элементы. Их атомы на внешнем уровне содержат по 4 -2s 2 2p 2 . В невозбужденном состоянии их атомы имеют по 2 неспаренных . В соединениях элементы проявляют СО +4 и -4, а также +2. Для С,Si,Ge типична +4, для Pb +2. Эти элементы образуют оксиды общей формулой RO 2 и RO, а водородные-RH 4 . Гидраты высших оксидов С и Si обладают кислотными св-ми, а остальных – амфотерными. От С к Pb уменьшается прочность водородных соединений. С ростом порядкового № уменьшается энергия ионизации атома и ув-ся атомный радиус, те неМе св-ва ослабевают, а Ме усиливаются.

При температуре ниже 13,2 C происходит увеличение удельного объёма чистого олова и металл образует новую модификацию, обладающую полупроводниковыми свойствами, -серое олово, кристаллической решётке которого атомы располагаются менее плотно. Одна модификация переходит в другую тем быстрее, чем ниже температура окружающей среды. При −33 C скорость превращений становится максимальной. Олово трескается и превращается в порошок. Причём соприкосновение серого олова и белого приводит к «заражению» последнего. Совокупность этих явлений называется «оловянной чумой».

Химические свойстваSi: Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель:

1) С кислородом Si 0 +O 2 →Si +4 O 2

2) С фтором (без нагревания)Si 0 +2F 2 →SiF 4

3) С углеродомSi 0 + C→Si +4 C(SiC – карборунд)

5) С кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот: 3Si+4HNO 3 +18HF→3H 2 +4NO+8H 2 O

6) Со щелочами (при нагревании):Si 0 +2NaOH+H 2 O→Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2

Как окислитель:

7) С металлами (образуются силициды):Si + 2Mg→Mg 2 Si -4

Химические свойства С: Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

Восстановительные свойства

1)с кислородом: C 0 + O 2 →CO 2 углекислый газ

при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:

2C 0 +O 2 →2C +2 O угарный газ

2) со фтором: С+2F 2 →CF 4

3) с водяным паром: C 0 +H 2 O→С +2 O +H 2 водяной газ

4) с оксидами металлов: C 0 +2CuO→2Cu + C +4 O 2

5) с кислотами – окислителями:C 0 +2H 2 SO 4(конц.) →С +4 O 2 +2SO 2 +2H 2 O

С 0 +4HNO 3 (конц.)→С +4 O 2 +4NO 2 +2H 2 O

Окислительные свойства

6) с некоторыми металлами образует карбиды: 4Al+3C→Al 4 C 3

Ca+2C→CaC 2 -4

7)с водородом: C 0 +2H 2 →CH 4

Углерод относится к макроэлементам. Входит в состав все тканей и клеток в форме белков, жиров, углеводов, витаминов, гормонов. Кремний оносится к микроэлементам. Он содержится в печени, надпочечниках, волосах, хрусталике, в коже, хрящах. Германий относится к микроэлементам. Соединения германия усиливают кроветворение в костном мозге. Олово относится к микроэлементам. В мед применяется для изготовления пломб. Олова фторид как ср-во против кариеса. Свинец в мед применяется как вяжущее средство.

Общая хар-ка элементов V А группы. Химические св-ва. Окислительно-восстановительные и кислотно-основные св-ва азота, фосфора, мышьяка. Биологическая роль N,F,As. Химические основы применения в мед и фарм аммиака, оксида азота (1), нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, Sb и Bi.

Подгруппу азота составляют элементы: N,F,Sb,As,Bi. Это р-элементы. На внешнем энергетическом уровне имеют по 5 ns 2 np 3 . Поэтому высшая СО +5, низшая -3, хар-на и +3. В возбужденном состоянии у всех элементов валентность равна 3, в возбужденном состоянии, кроме азота, 5. С водородом образуют соединения типа RH 3 . В этих соединения связи элементов с водородом более прочные, поэтому водородные соединения в водных р-рах не образуют ионов водорода. С кислородом эти элементы образуют оксиды общей формулой R 2 О 3 и R 2 О 5 . Кислотные св-ва оксидов ум-ся с ростом порядкового № и убывают неМе св-ва, а Ме усил-ся.

В хим соединениях азот м.б. и окислителем и восстановителем .

Как окисл-ль: с водородом и Ме: N 2 +3H 2 ↔2NH 3 N 2 +3Ca=Ca 3 N 2

Как восст-ль: с килородом и фтором: N 2 +О 2 ↔2NO N 2 +3F 2 =2NF 3

В хим соединениях фосфор м.б. и окислителем и восст-ем:

Как окисл-ль: с Ме с образованием фосфидов: 2Р+3Са=Са 3 Р 2

Как восст-ль: с О 2 , S, галогенами; при этом в зависимости от условий могут образовываться соединения фосфора (3) и(5). При медленном окислении: 4Р+3О 2 =2Р 2 О 3 ; при сгорании: 4Р+5О 2 =2Р 2 О 5

2Р+5Cl 2(изб) =2РCl 5 2Р+3Cl 2(недост) =2РCl 3

2Р+5S (изб) =Р 2 S 5 2Р+3S (недост) =Р 2 S 3

С йодом образует только PI 3 .

Азот-составная часть аминок-т, белко, витаминов, гормонов.

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4) 3 ·Ca(OH) 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D.Мышьяк в малых дозах канцерогенен, его использование в качестве лекарства, улучшающего кровь.Сурьма и висмут относятся к микроэлементам. Постоянно присутствуют в живых организмах, физиологическая и биохимическая роль не выяснена.

Общая хар-ка элементов VI А группы. Кислород. Химическая активность молекулярного кислорода. Классификация кислородных соединений и их общие свойства. Биологическая роль кислорода. Химические основы применения озона и кислорода, а также соединений кислорода в мед и фармации.

В главной подгруппе 6 группы находятся элементы: О,S,Se,Te,Po. Эти элементы имеют общее название «халькогены». Первые 4 из них имеют неМе хар-ер.Халькогены при обычных условиях образуют простые в-ва: О 2 -безцв. газ, S-тв кристалл в-во желтого цвета, Se,Te,Po-тв в-ва с метал блеском. В подгруппе сверху вниз с увеличением заряда ядра закономерно изменяются св-ва элементов: уменьшается их неМе хар-ер и усил-ся Ме св-ва. На внешнем электронном слое содержат 6 (ns 2 np 4). Имеются 2 неспаренных поэтому хар-на валентность 2.

Кислород-элемент с порядковым № 8, относительной атомной массой 16. Находится во втором периоде, в главной подгруппе 6 группы. В большинстве своих соединений имеет СО -2. В пероксидах водорода и Ме -1. +2 проявляет в единственном соединении с F (тк ЭО фтора>ЭО кислорода).

Химические св-ва кислорода:

Сильный окислитель, взаим-ет, практически, со всеми элементами, образуя оксиды соСО −2: 4Li + O 2 → 2Li 2 O2Sr + O 2 → 2SrO

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной СО:2NO + O 2 → 2NO 2

Окисляет многие орг соединений:CH 3 CH 2 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O

Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.

Кислород образует пероксиды со СО −1.2Na + O 2 → Na 2 O 2

Некоторые оксиды поглощают кислород:2BaO + O 2 → 2BaO 2

K, Rb и Cs реагируют с О 2 с обр надпероксидов:K + O 2 → KO 2

Фториды кислорода: Дифторид кислорода, OF 2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O 2 F 2 , нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 C.Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O 3 F 2 , О 4 F 2 , О 5 F 2 и О 6 F 2 .

В медицине кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т.д.

При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15 O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Сера. Общая характеристика. Физические и химические свойства. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений серы. Химические основы применения соединений S её соединения в мед и фарм.

Сера-элемент, находящийся в главной подгруппе 6 группы, в з периоде.Порядковый №16,заряд атома=+16.Отн-ная атомная m=32.

Физические свойства : Известны 3 аллотропные модификации серы: ромбическая,моноклиничекая, пластичекая. Наиболее устойчивая ромбическая S 8 . Именно в таком виде она встречается в природе. Ромбическая сера- тв кристалл в-во, желтого цвета, не раств-ся в воде. Хорошо раст-ся в сероуглероде СS 2 и некоторых др орг р-лях.

Химические свойства : Сера- типичный активный неМе. Реагирует с простыми и сложными в-вами. В хим р-ях может быть окисл-ем (S 2-) и восст-ем (S 2+ ,S 4+ ,S 6+).

1.С простыми в-вами:

Какокислитель (сМе, C,Р,Н):2Na+S=Na 2 S

C+2S=CS 2 2Р+3S=P 2 S 3 H 2 +S↔H 2 S

Каквосстановитель (сО 2 ,Сl,F): S+O 2 =SO 2

2S+Cl 2 =S 2 Cl 2 S+3F 2 =SF 6

2.Со сложными в-вами:

Как восстановитель (с кислотами-оксислителями: HNO 3 ,H 2 SO 4):S+6HNO 3 (конц.) =H 2 SO 4 +6NO 2 +2H 2 O

S+2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O

Проявляя свойства и окислителя и восстановителя, вступает в р-ции дипропорционирования ср-рами щелочей при t: 3S+6KOH=K 2 SO 3 +2K 2 S+3H 2 O Sº+2 →S -2 Sº-4 →S +4

Сероводород Н 2 S : безцветный газ с неприятным запахом, ядовит.

В воде Н 2 S мало растворим, водный р-р H 2 S является очень сл- к-той:H 2 S→HS − +H +

Реагирует с основаниями:

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O (обычная соль, при избытке NaOH)

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O (кислая соль, при отношении 1:1)

Н 2 S- сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

2H 2 S + ЗО 2 = 2Н 2 О + 2SO 2

при недостатке кислорода:

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O (промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в р-ах обр0ся свободная S или SO 4 2- , например:

3H 2 S + 4HClO 3 = 3H 2 SO 4 + 4HCl

2H 2 S + SO 2 = 2Н 2 О + 3S H 2 S + I 2 = 2HI + S

Сера входит в состав белков, аминокислот, гормонов, витаминов. Содержится в каротине волос, костях, нервной ткани.

Галогены

Галогены-химические элементы главной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены - энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F − , Сl − , Вr − , I − уменьшается. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I , астат At.

Фтор-зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и реакционоспособен.

Хлор- зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).

Бром- красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.

Йод- фиолетово-чёрные кристаллы. как пушинка возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.

Астат- очень радиоактивен, поэтому о нём мало известно.

Физические свойства галогенов :энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно.От хлора к йоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с ув. атомного радиуса.

Химические свойства галогенов :Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор - самый активный из галогенов, реагирует со всеми Ме без исключения, выделяя большое количество теплоты:

2Аl + 3F 2 = 2АlF 3 + 2989 кДж,

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H 2 , S, С, Si, Р): Н 2 + F 2 = 2НF

при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами: Хе + F 2 = ХеF 2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: 3F 2 + ЗН 2 О = F 2 О + 4НF + Н 2 О 2 .

Свободный хлор реагирует со всеми простыми в-вами, за исключением О 2 , N и благородных газов: Н 2 + Сl 2 = 2НСl(г)

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами:

СН 3 -СН 3 + Сl 2 → СН 3 -СН 2 Сl + НСl

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:Сl 2 + 2НВr = 2НСl + Вr 2 ,

Обратимо реагирует с водой:Сl 2 + Н 2 О = НСl + НСlO - 25 кДж.

Строение электронной оболочки: …ns 2 np 2 .

УГЛЕРОД и его соединения

Встречается в почве (карбонаты), в воздухе (углекислый газ), основа живой и растительной жизни.

Физические свойства

Аллотропен: а)алмаз (sp 3 – гибридизация, тетраэдр) – самый твердый, не проводит электрический ток;

б)графит (sp 2 – гибридизация, гексагональное строение) – легко расслаивается, проводит электрический ток;

в)карбин (sp – гибридизация, линейное строение) – полупроводник;

г)угли (рентгеноаморфны) – кокс, древесный и костяной уголь, сажа.

Химические свойства углерода и его соединений.

1)Реакции с простыми веществами:

С + О 2 = СО (СО 2)

С + Н 2 = СН 4

С + 2CI 2 = СCI 4

2)Реакции со сложными веществами (при повышенной при t o):

а) С + Н 2 О = СО + H 2 ,

б) С + СО 2 = 2СО,

в) С + FeO = Fe + CO,

г) С + H 2 SO 4(конц.) ® H 2 СO 3 (или СO 2) + SO 2

С + HNO 3(конц.) ® H 2 СO 3 (или СO 2) + NO (или NO 2)

Степень окисления +2

СО – закись углерода, «угарный газ» - бесцветный ядовитый газ, без запаха.

Получение оксида углерода (П):

а) СО 2 + С = 2СО (неполное выгорание каменного угля),

б)разложение муравьиной кислоты в присутствие H 2 SO 4(конц.) :

НСООН ® СО + H 2 О

Химические свойства оксида углерода (П):

1)Сильный восстановитель:

а)восстанавливает металлы из оксидов: Fe 3 O 4 + 4CO = 3Fe + 4СO 2 ,

б)СО + СI 2 = СOCI 2 – фосген (ядовит),

в)2СО + СО 2 = 2СО 2 .

2)Участвует в органическом синтезе, например СО + 2Н 2 ® СН 3 ОН.

3)Ядовит, т.к. при неполном сгорании угля может быть «угар»: соединяется с гемоглобином крови, составляя конкуренцию кислороду, и в виде карбоксигемоглобина по артериальному руслу движется ко всем клеткам организма.

Степень окисления +4

1)СО 2 – угольный ангидрид, «углекислый газ» - бесцветный тяжелый газ, не поддерживает горения. Твердый оксид (t o пл. = -56,5 о С) называют часто «сухой лед», т.к. при его таяние нет следов влаги.

Получение углекислого газа:

а)в лаборатории: СаСО 3 + 2НСI = СаСI 2 + Н 2 СО 3 (СО 2 + H 2 О),

б)в промышленности термическим разложением известняка:

СаСО 3 ® СаО + СО 2

2)Н 2 СО 3 – слабая, неустойчивая угольная кислота:

К 1 = 4,5 . 10 -7 ; К 2 = 4,7 . 10 -11

3)Соли угольной кислоты (карбонаты и гидрокарбонаты):

а)кислые соли растворимы лучше средних,

б)соли хорошо гидролизуются: СО 3 2- + НОН « НСО 3 - + ОН - ,

в)при прокаливании соли разлагаются:

MgСО 3 ® MgО + СО 2 ,

2NaНСО 3 ® Na 2 СО 3 + СО 2 + H 2 О,

4)CS 2 – сероуглерод, летучая ядовитая бесцветная жидкость, растворитель:

CS 2 + 3О 2 = СО 2 + 2SО 2

CS 2 + 2 H 2 О = СО 2 + 2 H 2 S

5) Н 2 CS 3 – тиоугольная кислота (слабая), маслянистая жидкость, разлагается водой: Н 2 CS 3 + H 2 О = Н 2 CО 3 + H 2 S

6) Cульфидокарбонаты (тиокарбонаты) – похожи на карбонаты;

а)их можно получить: К 2 S + CS 2 = К 2 CS 3

б)подобно карбонатам, тиокарбонаты разлагаются кислотами:

К 2 CS 3 + 2НСI = Н 2 CS 3 + 2КСI

1) (CN) 2 –дициан NºC-CºN – ядовитый газ, получают при термическом разложении цианидов: Hg(CN) 2 ® Hg + (CN) 2

Похож на галоген: а) Н 2 + (CN) 2 = 2HCN (синильная кислота) – яд;

б)диспропорционирует (CN) 2 + 2NaOH = 2NaCN + 2NaCNO.

2)HCN –синильная кислота и ее соли цианиды (ядовиты, смертельная доза 0,05г); кислота слабая, дает средние и комплексные соли:

а) 3KCN (яд) + Fe(CN) 3 ® K 3 (не ядовита) ,

б) 2KCN + О 2 = 2KCNO (цианат K-O-CºN),

в) NaCN + S = NaCNS (тиоцианат Na-S-CºN).

3)Тиоцианаты (роданиды) – соли сильной тиоциановой (родановой) кислоты НCNS; хорошо растворимы, легко образуют комплексы:

3KCNS + Fe(CNS) 3 ® K 3 .

4)CO(NH 2) - мочевина (карбамид).

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

6 С, 14 Si, 32 Ge, 50 Sn, 82 Pb. Для них характерна аллотропия и поэтому нельзя однозначно говорить о физических свойствах какого-либо элемента. По подгруппе сверху вниз закономерно возрастают металлические свойства и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях:

Химические свойства

1. С простыми веществами дают бинарные соединения, которые по-разному взаимодействуют с водой:

С + О 2 = СО 2 ; СО 2 + H 2 O Û Н 2 СО 3 ;

Si + 2F 2 = SiF 4 ; ;

Ge + 2Cl 2 = GeCl 4 ; .

(GeO 2 × H 2 O)

2. С кислотами взаимодействуют по-разному, в зависимости от преобладания неметаллической или металлической природы:

а) С + 2Н 2 SO 4 конц. = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;

б) Sn + 4HNO 3 конц. = H 2 SnO 3 + 4NO 2 + H 2 O;

в) Pb + 2HCl = PbCl 2 + H 2 .

3. Реакции со щелочами также идут по-разному:

4. Соли этих элементов гидролизуются, причём характер гидролиза закономерно меняется по подгруппе соответствующих элементов:

а) SnCl 4 + 3H 2 O = H 2 SnO 3 ¯ + 4HCl;

(SnO 2 × H 2 O)

б) SnCl 2 + H 2 O Û SnOHCl + HCl;

в) Pb(NO 3) 2 + H 2 O Û PbOHNO 3 + HNO 3 .

5. У оксидов и гидроксидов этих элементов в зависимости от степени окисления соответственно меняются кислотные и основные свойства:

а) С +4 и Si +4 образуют слабые неустойчивые кислоты;

б) Для соединений элементов подгруппы германия со с.о. (+2) по ряду можно установить следующую закономерность: они амфотерны, основные свойства растут с увеличением порядкового номера. То же самое можно сказать и о гидроксидах.

в) У соединений элементов подгруппы германия со степенью окисления (+4) по ряду: сохраняется амфотерность, причем кислотные свойства растут с уменьшением порядкового номера элемента. Образуют соли: мета – (германаты, станнаты, плюмбаты) Ме 2 ЭО 3 и орто - Ме 4 ЭО 4 .