Сравнителна характеристика на елементите от подгрупа iva. Обща характеристика на елементите от IVA група. Най-важните въглеродни съединения

Лекция 8

ТЕМА : Групови елементи IVA.

въглерод

Въпроси, изучавани на лекцията:

1. IVA група.
2. въглерод. Обща характеристика на въглерода.
3. Химични свойства на въглерода.
4. Най-важните съединения на въглерода.

Обща характеристика на елементите IVA група

Към елементите на главната подгрупа IV групи принадлежат C, Si, Ge, Sn, P в. Електронна формула на външното валентно ниво nS 2 np 2 , тоест имат 4 валентни електрона и това са p елементи, следователно са в главната подгрупа IV група.

││││

│↓│np

В основното състояние на атом два електрона са сдвоени и два са несдвоени. Външната обвивка на въглерода има 2 електрона, силицият има 8 и Ge, Sn, P има 18 електрона. Ето защо Ge, Sn, P c се комбинират в германиева подгрупа (това са пълни електронни аналози).

В тази подгрупа от p елементи, както и в други подгрупи от p елементи, свойствата на атомите на елементите се променят периодично:

Таблица 9

По този начин, отгоре надолу в подгрупата, радиусът на атома се увеличава, така че йонизационната енергия намалява, така че способността да се даряват електрони се увеличава и тенденцията за завършване на външната електронна обвивка до октет рязко намалява, така че от С до Pb, редуциращите свойства и металните свойства се увеличават, а неметалните свойства намаляват. Въглеродът и силицийът са типични неметали, Ge вече се появяват метални свойства и на външен вид прилича на метал, въпреки че е полупроводник. При калая вече преобладават металните свойства, а оловото е типичен метал.

Притежавайки 4 валентни електрона, атомите в техните съединения могат да проявяват степен на окисление от минималната (-4) до максималната (+4) и се характеризират с дори S.O.: -4, 0, +2, +4; ТАКА. = -4 е типично за C иСи с метали.

Естеството на връзката с други елементи.Въглеродът образува само ковалентни връзки, силицийът също образува предимно ковалентни връзки. За калай и олово, особено в S.O. = +2, йонният характер на връзката е по-характерен (например Рв(НЕ 3 ) 2 ).

ковалентност определя се от валентната структура на атома. Въглеродният атом има 4 валентни орбитали и максималната ковалентност е 4. За други елементи ковалентността може да бъде по-голяма от четири, тъй като има валентностд подниво (напр. H2 [SiF6]).

Хибридизация . Видът на хибридизацията се определя от вида и броя на валентните орбитали. Въглеродът има самоС - и p-валентни орбитали, така че може да бъде Sp (карабин, CO 2 , CS 2 ), Sp 2 (графит, бензен, COCl 2 ), Sp 3 хибридизация (CH 4 , диамант, CCl 4 ). За силиция, най-характерното Sp 3 хибридизация (SiO 2, SiCl 4 ), но има валентностд -подниво, така че също има Sp 3 d 2 - хибридизация, напр. H2 [SiF6].

IV групата PSE е средата на таблицата на Д. И. Менделеев. Тук ясно се вижда рязка промяна в свойствата от неметали към метали. Нека отделно разгледаме въглерода, след това силиция, след това елементите от германиевата подгрупа.

въглерод. Обща характеристика на въглерода

Съдържанието на въглерод в земната кора е ниско (около 0,1% от масата). По-голямата част от него се съдържа в състава на трудноразтворимите карбонати (CaCO 3, MgCO3 ), петрол, въглища, природен газ. съдържание на CO 2 във въздуха е малък (0,03%), но общата му маса е приблизително 600 милиона тона. Въглеродът е част от тъканите на всички живи организми (основният компонент на растителния и животински свят). Въглеродът се намира и в свободно състояние, главно под формата на графит и диамант.

В природата въглеродът е известен като два стабилни изотопа: 12 С (98,892%) и 13 C (1,108%). Под действието на космическите лъчи в атмосферата се образува и известно количество βрадиоактивен изотоп 14 ОТ: . По съдържание 14 По растителни остатъци се преценява възрастта им. Получени са и радиоактивни изотопи с масови числа от 10 до 16.

За разлика от F 2, N 2, O 2 простите вещества на въглерода имат полимерна структура. В съответствие с характерните видове хибридизация на валентните орбитали, С атомите могат да се комбинират в полимерни образувания с триизмерна модификация (диамант, sp 3 ), двуизмерна или слоеста модификация (графит, Sp 2 ) и линеен полимер (карабин, sp).

Химични свойства на въглерода

Химически въглеродът е много инертен. Но когато се нагрява, той е в състояние да взаимодейства с много метали и неметали, като същевременно проявява както окислителни, така и редуциращи свойства.

Диамант + 2 F 2 → CF 4 , а графитът образува графитен флуорид CF

(и след това + F 2 → CF 4 ). Един от методите за отделяне на диаманта от графита се основава на различно отношение към флуора. Въглеродът не реагира с други халогени. С кислород (О 2 ) въглеродът с липса на кислород образува CO, с излишък на кислород образува CO 2 .

2C + O 2 → 2CO; C + O 2 → CO 2.

При високи температури въглеродът реагира с метали, за да образува метални карбиди:

Ca + 2C \u003d CaC 2.

При нагряване реагира с водород, сяра, силиций:

тото

C + 2 H 2 \u003d CH 4 C + 2S ↔ CS 2

C + Si = SiC.

Въглеродът също реагира със сложни вещества. Когато водната пара преминава през нагорещени въглища, се образува смес от CO и H. 2 воден газ (при температури над 1200относно C):

C + HOH \u003d CO + H 2.

Тази смес се използва широко като газообразно гориво.

При високи температури въглеродът е в състояние да редуцира много метали от техните оксиди, което се използва широко в металургията.

ZnO + C → Zn + CO

Най-важните въглеродни съединения

1. метални карбиди.

Тъй като е обичайно въглеродът да образува хомовериги, съставът на повечето карбиди не съответства на степента на окисление на въглерода, равна на (-4). Според вида на химичната връзка се разграничават ковалентни, йонно-ковалентни и метални карбиди. В повечето случаи карбидите се получават чрез силно нагряване на съответните прости вещества или техните оксиди с въглерод

Тото

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

В този случай се получават карбиди с различен състав.

Солеподобни или йонни ковалентни карбиди това са съединения на активни и някои други метали: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C . В тези съединения химичната връзка е междинна между йонна и ковалентна. Под действието на вода или разредени киселини те се хидролизират и се получават хидроксиди и съответните въглеводороди:

CaC 2 + 2HON → Ca (OH) 2 + C 2 H 2;

Al 4 C 3 + 12HOH → 4Al(OH) 3 + 3CH 4 .

В металните карбиди въглеродните атоми заемат октаедрични кухини в структурите на металите (странични подгрупи IV VIII групи). Това са много твърди, огнеупорни и топлоустойчиви вещества, много от тях проявяват метални свойства: висока електропроводимост, метален блясък. Съставът на такива карбиди варира в широк диапазон. По този начин титановите карбиди имат състава TiC 0,6 1,0 .

Ковалентни карбиди SiC и B 4 В. Те са полимерни. Химическата връзка в тях се доближава до чисто ковалентна, тъй като борът и силицийът са съседи на въглерода в PSE и са близки до него по отношение на радиуса на атома и OEO. Те са много твърди и химически инертни. Метанът CH може също да се счита за най-простият ковалентен карбид. 4 .

1. Въглеродни халогениди

Въглеродът образува много съединения с халогени, най-простите от които имат формула C H al 4 , т.е. въглеродни тетрахалогениди. В тях С.О. въглеродът е +4, sp 3 -хибридизация на С атома, така че молекулите C Н al 4 тетраедра. CF 4 газ, CCl 4 течност, CBr 4 и CJ 4 твърди вещества. само CF4 получен директно от F2 и С, въглеродът не реагира с други халогени. Тетрахлоридът се получава чрез хлориране на въглероден дисулфид:

CS 2 + 3Cl 2 \u003d CCl 4 + S 2 Cl 2.

Всички C H al 4 неразтворим във вода, но разтворим в органични разтворители.

т о , Кат

C H al 4 (g) + 2HON (g) \u003d CO 2 + 4HNa l (d) (хидролизата протича при силно нагряване и в присъствието на катализатор). От практическо значение CF 4 , SS l 4 .

CF4 , както и други флуорирани въглеродни съединения, например CF2Cl2 (дифлуородихлорометан) се използват като фреони работни вещества на хладилни машини.

CCl 4 използва се като незапалим разтворител на органични вещества (мазнини, масла, смоли), както и течност за пожарогасители.

1. Въглероден окис (P).

Въглеродният окис (P) CO е безцветен газ без мирис, слабо разтворим във вода. Много токсичен (въглероден окис): кръвният хемоглобин, свързан с CO, губи способността си да се свързва с O 2 и да бъде негов носител.

Въглеродният окис (P) се получава:

• с непълно окисление на въглерод 2C + O 2 = 2CO;

• в промишлеността те се получават чрез реакцията: CO 2 + С = 2СО;
• при преминаване на прегрята водна пара през горещи въглища:

C + HOH \u003d CO + H 2 t o

• разлагане на карбонили Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
• в лабораторията CO се получава чрез въздействие върху мравчена киселина с вещества, които премахват водата ( H 2 SO 4, P 2 O 5):

HCOOH → CO + HOH.

CO обаче не е мравчен анхидрид, тъй като в CO въглеродът е тривалентен, а в HCOOH е четиривалентен. По този начин CO е оксид, който не образува сол.

Разтворимостта на CO във вода е ниска и не възниква химична реакция. В молекулата на CO, както и в молекулата N 2 тройна връзка. Според метода на валентните връзки 2 връзки се образуват поради сдвояването на два несдвоени р-електрона C и O (на всеки атом), а третата според донорно-акцепторния механизъм поради свободната 2p орбитала на C атом и 2p електронна двойка на кислородния атом: C ≡ O Тройната връзка CO е много силна и нейната енергия е много голяма (1066 kJ / mol) повече, отколкото в N 2 . За въглеродния окис (P) са характерни следните три вида реакции:

1. окислителни реакции. CO е силен редуциращ агент, но поради силната тройна връзка в молекулата, редокс реакциите, включващи CO, протичат бързо само при високи температури. Редукцията на оксиди с помощта на CO по време на нагряване е от голямо значение в металургията.

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

CO може да се окисли от кислород:да се

2CO + O 2 \u003d 2CO 2.

1. друго характерно химично свойство на CO е склонността къмреакции на присъединяване, което се дължи на валентната ненаситеност на въглерода в CO (при тези реакции въглеродът преминава в четиривалентно състояние, което е по-характерно за него от тривалентността на въглерода в CO).

И така, CO реагира с хлор, за да образува фосген COC l2:

CO + Cl 2 \u003d COCl 2 (в тази реакция CO също е редуциращ агент). Реакцията се ускорява от действието на светлина и катализатор. Фосген кафяв газ, силно отровно силно токсично вещество. Бавно хидролизира COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.

Фосгенът се използва при синтеза на различни вещества и е бил използван през Първата световна война като бойно химическо вещество.

При нагряване CO реагира със сярата, за да образува въглероден сулфоксид COS:

CO + S = COS (газ).

При нагряване под налягане CO реагира с водород, за да образува метанол

Горна част

CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.

Синтез на метанол от CO и H 2 едно от най-важните химически производства.

1. за разлика от повечето други въглеродни съединения, молекулата на СО има неподелена електронна двойка при атома С. Следователно молекулата на СО може да действалиганд в различни комплекси. Особено многобройни са продуктите от присъединяване на CO към метални атоми, които се наричат ​​карбонили. Известни са около 1000 карбонила, включително карбонили, съдържащи други лиганди освен CO. Карбонили (комплекси) получават:

T, p t, p

Fe + 5CO → Ni + 4CO → .

Има газообразни, течни и твърди карбонили, в които металът има степен на окисление 0. При нагряване карбонилите се разлагат и се получават прахообразни метали с много висока степен на чистота:

да се

Ni(CO) 4 → Ni + 4CO.

Карбонилите се използват в синтези и за получаване на високочисти метали. Всички карбонили, като CO, са изключително токсични.

1. Въглероден окис (IV).

CO 2 молекула има линейна структура (O = C = O), sp хибридизация на въглеродния атом. Две връзки от типа σ възникват поради припокриването на две sp хибридни орбитали на С атома и две 2рх орбитали на два кислородни атома с несдвоени електрони. Две други връзки от тип π възникват при припокриване на 2p y - и 2p z - орбитали на С атом (нехибридни) със съответните 2p y - и 2p z - орбитали на кислородни атоми.

Получаване на CO 2:

- в индустриятаполучен чрез печене на варовик

CaCO 3 → CaO + CO 2;

В лабораторията получени в апарата на Кип съгласно реакцията

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.

Физични свойства на CO 2 : това е газ, по-тежък от въздуха, разтворимост във вода е ниска (при 0относно C в 1 литър вода се разтварят 1,7 литра CO 2, а в 15 ч C разтваря 1 литър CO 2 ), докато част от разтворения CO 2 реагира с вода, за да образува въглеродна киселина:

HOH + CO 2 ↔ H 2 CO 3 . Равновесието е изместено наляво (←), така че по-голямата част от разтворения CO 2 под формата на CO 2, а не киселина.

AT химически CO 2 проявява: а) свойствата на киселинен оксид и при взаимодействие с алкални разтвори се образуват карбонати и с излишък на CO 2 бикарбонати:

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

б) окислителни свойства, но окислителни свойства CO2 са много слаби, тъй като S.O. = +4 това е най-характерната степен на окисление на въглерода. В същото време CO 2 намален до CO или C:

C + CO 2 ↔ 2CO.

CO 2 използва се в производството на сода, за гасене на пожари, приготвяне на минерална вода, като инертна среда в синтези.

1. Въглена киселина и нейните соли

Въглеродната киселина е известна само в разредени водни разтвори. Образува се от взаимодействието на CO 2 с вода. Във воден разтвор по-голямата част от разтворения CO 2 в хидратирано състояние и само малка част под формата на Н 2 CO 3, HCO 3 -, CO 3 2- , тоест във воден разтвор се установява равновесие:

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

Равновесието е силно изместено наляво (←) и положението му зависи от температурата, околната среда и др.

Въглеродната киселина се счита за слаба киселина (K 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Това е привидната йонизационна константа Kи той. , то е свързано с общото количество CO, разтворено във вода 2 , а не до истинската концентрация на въглена киселина, която не е точно известна. Но тъй като молекулите H 2 CO 3 в разтвора е малък, тогава истинското Kи той. въглеродна киселина е много повече от посоченото по-горе. Така че, очевидно, истинската стойност на К 1 ≈ 10 -4 , тоест въглена киселина със средна сила.

Солите (карбонатите) обикновено са слабо разтворими във вода. Карбонатите се разтварят добре+ , Na + , R в + , Cs + , Tl +1 , NH 4 + . Бикарбонатите, за разлика от карбонатите, са предимно разтворими във вода.

Хидролиза на соли: Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH (pH> 7).

При нагряване карбонатите се разлагат, образувайки метален оксид и CO 2 Колкото по-силни са металните свойства на елемента, образуващ катиона, толкова по-стабилен е карбонатът. Така, Na2CO3 топи се без разлагане; CaCO 3 разлага се при 825 o C и Ag 2 CO 3 разлага се при 100относно C. Бикарбонатите се разлагат при леко нагряване:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

1. Урея и въглероден дисулфид.

Карбамидът или карбамидът се получава чрез действието на CO 2 за воден разтвор H 3 N при 130 o C и 1∙10 7 Pa.

CO 2 + 2H 3 N \u003d CO (NH 2) 2 + H 2 O.

Уреята е бяло кристално вещество. Използва се като азотен тор, за хранене на добитък, за производство на пластмаси, фармацевтични продукти (веронал, луминал).

Въглероден дисулфид (въглероден дисулфид) CS2 при нормални условия летлива безцветна течност, отровна. Чисто CS2 има лека приятна миризма, но при контакт с въздуха се усеща отвратителна миризма на продуктите на окисляването му. Въглеродният дисулфид не се разтваря във вода; при нагряване (150относно В) хидролизира до CO 2 и H 2 S:

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

Въглеродният дисулфид лесно се окислява и лесно се запалва във въздуха при леко нагряване: CS 2 + 3 O 2 \u003d CO 2 + 2 SO 2.

Въглеродният дисулфид се получава при взаимодействието на серни пари с горещи въглища. Въглеродният дисулфид се използва като добър разтворител за органични вещества, фосфор, сяра, йод. По-голямата част CS2 Използва се за получаване на вискозна коприна и като средство за борба с вредителите в селското стопанство.

1. Циановодородна, тиоцианатна и цианова киселина.

Циановодородна киселина HCN (или циановодородна киселина) има линейна структура, състои се от 2 вида молекули в тавтомерно равновесие, което се измества наляво при стайна температура:

H C ≡ N ↔ H N ≡ C

цианид изоцианид

водород водород

HCN това е летлива течност с мирис на бадеми, една от най-силните отрови, смесва се с вода във всякакви съотношения. във воден разтвор HCN - слаба киселина (K = 7,9 ∙ 10-10 ), който е много по-слаб от въглената киселина.

В индустрията HCN получено чрез каталитична реакция:

т о , кат

CO + NH 3 → HCN + HOH.

Соли (цианиди) се получават чрез редукция на карбонати с въглерод при нагряване:

Na 2 CO 3 + C + 2NH 3 \u003d 2NaCN + 3H 2 O.

Циановодородът се използва в органичния синтез и NaCN и KCN в златодобива, за получаване на сложни цианиди и др.

Цианидите са основни ( NaCN) и киселина (JCN ). Хидролиза на основен цианид:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).

Хидролизата на киселинен цианид произвежда две киселини:

JCN + HOH = HJO + HCN.

цианиди d -елементите не се разтварят във вода, но поради комплексообразуването лесно се разтварят в присъствието на основни цианиди:

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

Комплексните цианиди са много стабилни.

Хидроген тиоцианат HSCN или HNCS има линейна структура и се състои от два вида молекули: HSC ≡ нилиз – н = ° С = С. В кристален тиоцианатNaNCS, Ба(NCS) 2 металният йон се намира близо до азотния атом; вAgSCN, hg(SCN) 2 метален йон близо до серен атом.

Роданидите или тиоцианатите се получават чрез действието на сярата върху цианидите на алкални метали (кипящи разтвори със сяра):

Tо

KCN + S = KNCS.

Безводният водороден тиоцианат се получава чрез нагряване на оловен (или живачен) тиоцианат в токз2 С:

Tо

Rv(SCN)2 + З2 S →RvS↓ + 2HNCS.

HNCSбезцветна мазна течност с остра миризма, лесно разлагаща се. Разтваря се добре във вода, във воден разтворHNCSобразува силна тиоцианова киселина (К = 0,14). Роданидите се използват главно при боядисване на тъкани иNH4 ЦНСизползван като йонен реагентFe3+ .

Известни са също тавтомерни цианови (HOCN) и изоциан (HNCO) киселини:

.

Това равновесие при стайна температура е изместено наляво.

Солите цианати и изоцианати се получават чрез окисление на цианиди: 2KCN + О2 = 2 KOCN. Циановата киселина във воден разтвор е киселина със средна сила.

Групата IVA съдържа най-важните елементи, без които нямаше да съществува нито нас, нито Земята, на която живеем. Това е въглеродът - основата на целия органичен живот, и силицийът - "монархът" на минералното царство.

Ако въглеродът и силицийът са типични неметали, а калайът и оловото са метали, тогава германият заема междинна позиция. Някои учебници го класифицират като неметал, докато други го класифицират като метал. Той е сребристобял на цвят и прилича на метал, но има кристална решетка, подобна на диамант, и е полупроводник, подобно на силиция.

От въглерод към олово (с намаляване на неметалните свойства):

w стабилността на отрицателното окислително състояние намалява (-4)

w стабилността на най-високото положително състояние на окисление намалява (+4)

w повишава стабилността на ниско положително състояние на окисление (+2)

Въглеродът е основната съставка на всички организми. В природата има както прости вещества, образувани от въглерод (диамант, графит), така и съединения (въглероден диоксид, различни карбонати, метан и други въглеводороди в състава на природен газ и нефт). Масовата част на въглерода в каменните въглища достига 97%.
Въглеродният атом в основно състояние може да образува две ковалентни връзки чрез обменния механизъм, но такива съединения не се образуват при нормални условия. Въглеродният атом, преминавайки във възбудено състояние, използва и четирите валентни електрона.
Въглеродът образува доста алотропни модификации (виж фиг. 16.2). Това са диамант, графит, карабин, различни фулерени.

В неорганичните вещества степента на окисление на въглерода е + II и + IV. Има два оксида с тези степени на окисление на въглерода.
Въглеродният окис (II) е безцветен токсичен газ без мирис. Тривиалното име е въглероден окис. Образува се при непълно изгаряне на въглеродсъдържащо гориво. Вижте електронната структура на неговата молекула на стр. 121. Според химичните свойства на CO, необразуващ соли оксид, при нагряване той проявява редуциращи свойства (редуцира много оксиди на не много активни метали до метал).
Въглеродният окис (IV) е безцветен газ без мирис. Тривиалното име е въглероден диоксид. Киселинен оксид. Той е слабо разтворим във вода (физически), частично реагира с него, образувайки въглена киселина H2CO3 (молекулите на това вещество съществуват само в много разредени водни разтвори).
Въглеродната киселина е много слаба двуосновна киселина, която образува две серии соли (карбонати и бикарбонати). Повечето карбонати са неразтворими във вода. От бикарбонатите само бикарбонатите на алкални метали и амониеви бикарбонати съществуват като отделни вещества. Както карбонатният йон, така и бикарбонатният йон са частици от основата; следователно и карбонатите, и бикарбонатите във водни разтвори претърпяват анионна хидролиза.
От карбонатите най-важни са натриевият карбонат Na2CO3 (сода, калцинирана сода, сода за пране), натриевият бикарбонат NaHCO3 (сода бикарбонат, сода за хляб), калиевият карбонат K2CO3 (поташ) и калциевият карбонат CaCO3 (креда, мрамор, варовик).
Качествена реакция на наличието на въглероден диоксид в газовата смес: образуването на утайка от калциев карбонат, когато изпитваният газ преминава през варова вода (наситен разтвор на калциев хидроксид) и последващото разтваряне на утайката с по-нататъшно преминаване на газа . Протичащи реакции:

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

Във фармакологията и медицината се използват широко различни въглеродни съединения - производни на въглеродна киселина и карбоксилни киселини, различни хетероцикли, полимери и други съединения. И така, карболен (активен въглен) се използва за абсорбиране и отстраняване на различни токсини от тялото; графит (под формата на мехлеми) - за лечение на кожни заболявания; радиоактивни изотопи на въглерода - за научни изследвания (радиовъглероден анализ).

Въглеродът е в основата на всички органични вещества. Всеки жив организъм е съставен предимно от въглерод. Въглеродът е основата на живота. Източникът на въглерод за живите организми обикновено е CO 2 от атмосферата или водата. В резултат на фотосинтезата той навлиза в биологични хранителни вериги, в които живите същества се хранят взаимно или с останките си и по този начин извличат въглерод, за да изградят собственото си тяло. Биологичният цикъл на въглерода завършва или с окисление и връщане в атмосферата, или с изхвърляне под формата на въглища или нефт.

Аналитични реакции карбонат - йон CO 3 2-

Карбонатите са соли на нестабилна, много слаба въглена киселина H 2 CO 3, която в свободно състояние във водни разтвори е нестабилна и се разлага с отделяне на CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Амониеви, натриеви, рубидиеви, цезиеви карбонати са разтворими във вода. Литиевият карбонат е слабо разтворим във вода. Други метални карбонати са слабо разтворими във вода. Въглеводородите се разтварят във вода. Карбонат - йоните във водни разтвори са безцветни, подлагат се на хидролиза. Водните разтвори на бикарбонати на алкални метали не се оцветяват, когато към тях се добави капка разтвор на фенолфталеин, което прави възможно разграничаването на карбонатните разтвори от бикарбонатните разтвори (фармакопеен тест).

1. Реакция с бариев хлорид.

Ba 2+ + COz 2 - -> BaCO 3 (бял фин кристален)

Подобни утайки от карбонати дават калциеви катиони (CaCO 3) и стронций (SrCO 3). Утайката е разтворима в минерални киселини и в оцетна киселина. В разтвор на H 2 SO 4 се образува бяла утайка BaSO 4.

Разтвор на НС1 се добавя бавно на капки към утайката, докато утайката се разтвори напълно: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Реакция с магнезиев сулфат (фармакопея).

Mg 2+ + CO3 2 - -> MgCO 3 (бял)

Бикарбонат - HCO 3 йон - образува утайка от MgCO 3 с магнезиев сулфат само при кипене: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Утайката от MgCO 3 се разтваря в киселини.

3. Взаимодействие с минерални киселини (фармакопея).

CO 3 2- + 2 H 3 O \u003d H 2 CO 3 + 2H 2 O

HCO3 - + H3O + = H2CO3 + 2H2O

H 2 CO 3 -- CO 2 + H 2 O

Отделеният газообразен CO 2 се открива чрез помътняване на баритонова или варовита вода в устройство за откриване на газове, газови мехурчета (CO 2), в епруветка - приемник - помътняване на разтвора.

4. Реакция с уранил хексацианоферат (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (кафяв) -> 2 UO 2 CO 3 (безцветен) + 4 -

Кафяв разтвор на уранил хексацианоферат (II) се получава чрез смесване на разтвор на уранил ацетат (CH 3 COO) 2 UO 2 с разтвор на калиев хексацианоферат (II):

2(CH 3 COO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 COOK

Към получения разтвор се добавя на капки разтвор на Na 2 CO 3 или K 2 CO 3 при разбъркване до изчезване на кафявия цвят.

5. Отделно откриване на карбонатни йони и бикарбонатни йони чрез реакции с калциеви катиони и амоняк.

Ако разтворът съдържа едновременно карбонатни йони и бикарбонатни йони, тогава всеки от тях може да се отвори поотделно.

За да направите това, първо към анализирания разтвор се добавя излишък от разтвор на CaCl2. В този случай CO3 2 - се утаява под формата на CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ \u003d CaCO 3

Бикарбонат - йони остават в разтвор, тъй като Ca (HCO 3) 2 разтвори във вода. Утайката се отделя от разтвора и към последния се добавя разтвор на амоняк. HCO 2 - -аниони с амоняк и калциеви катиони отново утаяват CaCO 3: HCO s - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Други реакции на карбонат - йон.

Карбонат - йони, когато реагират с железен (III) хлорид FeCl 3, образуват кафява утайка Fe (OH) CO 3, със сребърен нитрат - бяла утайка от сребърен карбонат Ag 2 CO3, разтворим в HbTO3 и се разлага при кипене във вода до тъмна утайка Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Аналитични реакции на ацетат - йон CH 3 COO "

Ацетат - йон CH 3 COO- - анион на слаба едноосновна оцетна киселина CH 3 COOH: безцветен във водни разтвори, претърпява хидролиза, няма редокс свойства; доста ефективен лиганд и образува стабилни ацетатни комплекси с много метални катиони. При взаимодействие с алкохоли в кисела среда дава естери.

Амониеви, алкални и повечето други метални ацетати са силно разтворими във вода. Сребърните ацетати CH 3 COOAg и живакът (I) са по-малко разтворими във вода от ацетатите на други метали.

1. Реакция с железен (III) хлорид (фармакопея).

При pH = 5-8 ацетатният йон с Fe (III) катиони образува разтворим тъмночервен (с цвят на силен чай) ацетат или железен (III) хидроксиацетат.

Във воден разтвор той е частично хидролизиран; подкисляването на разтвора с минерални киселини инхибира хидролизата и води до изчезване на червения цвят на разтвора.

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

При кипене от разтвора се утаява червено-кафява утайка от основен железен ацетат (III):

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

В зависимост от съотношението на концентрациите на железни (III) и ацетатни йони, съставът на утайката може да се промени и да съответства например на формулите: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 или Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Реакцията се намесва от аниони CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, които образуват утайки с желязо (III), както и SCN- аниони (даващи червени комплекси с Fe 3+ катиони), йодид - йон G, окисляващ се до йод 1 2, придавайки на разтвора жълт цвят.

2. Реакция със сярна киселина.

Ацетат - йон в силно кисела среда се превръща в слаба оцетна киселина, чиито пари имат характерна миризма на оцет:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Реакцията се възпрепятства от аниони NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, които също отделят газообразни продукти с характерна миризма в концентрирана среда H 2 SO4.

3. Реакцията на образуване на оцетен етилов етер (фармакопея).

Реакцията се провежда в среда на сярна киселина. С етанол:

CH 3 COO- + H + -- CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH \u003d CH 3 COOS 2 H 4 + H 2 O

Отделеният етилацетат се открива по характерна приятна миризма. Сребърните соли катализират тази реакция, така че се препоръчва добавянето на малко количество AgNO 3 по време на реакцията.

По същия начин, когато реагира с амилов алкохол C 5 HcOH, се образува и приятно миришещ амилацетат CH 3 COOC 5 Ni (-круша-) Усеща се характерна миризма на етилацетат, която се увеличава при внимателно нагряване на сместа.

Аналитични реакции тартарат - ROS йон - CH(OH) - CH(OH) - COMP. Тартарен йон - анион на слаба двуосновна винена киселина:

HO-CH-COOH

HO-CH-COOH

Тартарат - йон е силно разтворим във вода. Във водни разтвори тартаратните йони са безцветни, претърпяват хидролиза и са склонни към образуване на комплекси, давайки стабилни тартаратни комплекси с катиони на много метали. Винената киселина образува два реда соли - средни тартарати, съдържащи двузаряден тартарат - COCH (OH) CH (OH) COO - йон, и киселинни тартарати - хидротартарати, съдържащи еднократно зареден хидротартарат - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - йон. Калиевият хидротартарат (-тартар-) KNS 4 H 4 O 6 е практически неразтворим във вода, която се използва за отваряне на калиеви катиони. Средната калциева сол също е слабо разтворима във вода. Средната калиева сол K 2 C 4 H 4 O 6 е силно разтворима във вода.

I. Реакция с калиев хлорид (фармакопея).

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

2. Реакция с резорцин в кисела среда (фармакопея).

Тартаратите, когато се нагряват с резорцин мета - C 6 H 4 (OH) 2 в среда от концентрирана сярна киселина, образуват черешово червени реакционни продукти.

14) Реакции с амонячен комплекс на среброто. Изпада черна утайка от метално сребро.

15) Реакция с железен (II) сулфат и водороден пероксид.

Добавяне на разреден воден разтвор на FeSO 4 и H 2 O 2 към разтвор, съдържащ тартарати. води до образуването на нестабилен железен комплекс с натрошен цвят. Последващото третиране с алкален разтвор на NaOH води до синьо оцветяване на комплекса.

Аналитични реакции на оксалатния йон C 2 O 4 2-

Оксалатен йон C 2 O 4 2- - анион на двуосновна оксалова киселина H 2 C 2 O 4 със средна сила, сравнително добре разтворим във вода. Оксалатният йон във водни разтвори е безцветен, частично хидролизиран, силен редуциращ агент, ефективен лиганд - образува стабилни оксалатни комплекси с катиони на много метали. Оксалатите на алкалните метали, магнезия и амония са разтворими във вода, докато другите метали са слабо разтворими във вода.

1 Реакция с бариев хлорид Ba 2+ + C 2 O 4 2- \u003d BaC 2 O 4 (бял) Утайката се разтваря в минерални киселини и в оцетна киселина (при кипене). 2. Реакция с калциев хлорид (фармакопея): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (бял)

Утайката е разтворима в минерални киселини, но неразтворима в оцетна киселина.

3. Реакция със сребърен нитрат.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|. (подсирено) Тест за разтворимост. Утайката е разделена на 3 части:

а). Добавете разтвор на HNO 3 на капки към първата епруветка с утайката, като разбърквате, докато утайката се разтвори;

б). Добавете концентриран разтвор на амоняк на капки към втората епруветка с утайка при разбъркване, докато утайката се разтвори; в). Добавете 4-5 капки разтвор на HCl към третата епруветка с утайка; в епруветката остава бяла утайка от сребърен хлорид:

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

4. Реакция с калиев перманганат. Оксалатните йони с KMPO 4 в кисела среда се окисляват с освобождаване на CO 2; разтворът на KMnO 4 става безцветен поради редукция на манган (VII) до манган (II):

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

Разреден разтвор на KMPO 4 . Последният е обезцветен; има отделяне на газови мехурчета – CO 2 .

38 Елементи на групата VA

Обща характеристика на VA групата на периодичната система.във формата s x p y електронната конфигурация на външното енергийно ниво на елементите от групата VA.

Арсенът и антимонът имат различни алотропни модификации: както с молекулна, така и с метална кристална решетка. Въпреки това, въз основа на сравнение на стабилността на катионните форми (As 3+, Sb 3+), арсенът се класифицира като неметал, а антимонът като метал.

стабилни степени на окисление за елементи от групата VA

От азот до бисмут (с намаляване на неметалните свойства):

w намалява стабилността на отрицателното окислително състояние (-3) (м. свойства на водородните съединения)

w стабилността на най-високото положително състояние на окисление намалява (+5)

w повишава стабилността на ниско положително състояние на окисление (+3)

зная

• място на въглерода и силиция в периодичната система, присъствие в природата и практическо приложение;
• атомен строеж, валентност, степени на окисление на въглерода и силиция;
• методи за получаване и свойства на прости вещества - графит, диамант и силиций; нови алотропни форми на въглерода;
• основни видове въглеродни и силициеви съединения;
• характеристики на елементите от германиевата подгрупа;

да бъде в състояние да

• съставят уравнения за реакциите за получаване на прости вещества от въглерод и силиций и реакции, характеризиращи химичните свойства на тези вещества;
• сравняват свойствата на елементи от въглеродната група;
• характеризира практически важните съединения на въглерода и силиция;
• извършват изчисления според уравненията на реакциите, в които участват въглерод и силиций;

собствен

Умения за прогнозиране на протичането на реакции, включващи въглерод, силиций и техните съединения.

Структурата на атомите. Разпространение в природата

Група IVA на периодичната таблица се състои от пет елемента с четни атомни номера: въглерод С, силиций Si, германий Ge, калай Sn и олово Pb (Таблица 21.1). В природата всички елементи от групата са смеси от стабилни изотопи. Въглеродът има два изогона - *|С (98,9%) и *§С (1,1%). Освен това в природата има следи от радиоактивния изотоп "|C с t t= 5730 години. Постоянно се образува при сблъсъци на неутрони от космическа радиация с азотни ядра в земната атмосфера:

Таблица 21.1

Характеристика на елементите от IVA група

* Биогенен елемент.

Основният изотоп на въглерода е от особено значение в химията и физиката, тъй като се основава на единицата за атомна маса, а именно { /2 част от масата на атома „ICO Да).

Силицият има три изотопа в природата; сред тях най-разпространен е ^)Si (92,23%). Германий има пет изотопа (j^Ge - 36,5%). Калай - 10 изотопа. Това е рекорд сред химичните елементи. Най-разпространен е 12 5 gSn (32,59%). Оловото има четири изотопа: 2 SgPb (1,4%), 2 S|Pb (24,1%), 2S2βL (22,1%) и 2S2βL (52,4%). Последните три изотопа на оловото са крайните продукти на разпадането на естествените радиоактивни изотопи на урана и тория, поради което съдържанието им в земната кора се е увеличило през цялото съществуване на Земята.

По отношение на разпространението в земната кора въглеродът е сред първите десет химични елемента. Среща се под формата на графит, много разновидности на въглища, като част от нефт, природен горим газ, варовикови слоеве (CaCO e), доломит (CaCO 3 -MgC0 3) и други карбонати. Въпреки че естественият диамант съставлява незначителна част от наличния въглерод, той е изключително ценен като красив и най-твърд минерал. Но, разбира се, най-голямата стойност на въглерода се крие във факта, че той е структурната основа на биоорганичните вещества, които образуват телата на всички живи организми. Въглеродът с право се счита за първият сред много химични елементи, необходими за съществуването на живота.

Силицият е вторият най-разпространен елемент в земната кора. Пясъкът, глината и много скали, които виждате, са съставени от силициеви минерали. С изключение на кристалните разновидности на силициевия оксид, всичките му естествени съединения са такива силикати, т.е. соли на различни силициеви киселини. Самите тези киселини не са получени като отделни вещества. Ортосиликатите съдържат SiOj ~ йони, метасиликатите се състоят от полимерни вериги (Si0 3 ") w. Повечето силикати са изградени върху рамка от силициеви и кислородни атоми, между които могат да бъдат разположени атоми на всякакви метали и някои неметали (флуор). Широко известните силициеви минерали включват кварц Si0 2, фелдшпати (ортоклаз KAlSi 3 0 8), слюда (мусковит KAl 3 H 2 Si 3 0 12). Общо са известни повече от 400 силициеви минерала. Силициевите съединения са повече от половината от бижутата и декоративни камъни.Кислородно-силициевата рамка причинява ниска разтворимост на силициевите минерали във вода.Само от горещи подземни извори, в продължение на хиляди години, могат да се отлагат израстъци и кори от силициеви съединения.Ясписът принадлежи към скалите от този тип.

Няма нужда да говорим за времето на откриване на въглерод, силиций, калай и олово, тъй като те са били известни под формата на прости вещества или съединения от древни времена. Германий е открит от К. Винклер (Германия) през 1886 г. в редкия минерал аргиродит. Скоро стана ясно, че съществуването на елемент с такива свойства е предсказано от Д. И. Менделеев. Наименуването на новия елемент предизвика противоречия. Менделеев в писмо до Винклер силно подкрепя името германий.

Елементите от група IVA имат четири валентни електрона отвън с-и p-поднива:

Електронни формули на атомите:

В основно състояние тези елементи са двувалентни, а във възбудено състояние те стават четиривалентни:

Въглеродът и силицийът образуват много малко химически съединения в двувалентно състояние; в почти всички стабилни съединения те са четиривалентни. По-нататък в групата, за германий, калай и олово, стабилността на двувалентното състояние се увеличава, а стабилността на четиривалентното състояние намалява. Следователно оловните (IV) съединения се държат като силни окислители. Този модел се проявява и в групата VA. Важна разлика между въглерода и останалите елементи от групата е способността за образуване на химични връзки в три различни състояния на хибридизация - sp, sp2и sp3.Силиконът практически има само едно хибридно състояние. sp3.Това ясно се проявява при сравняване на свойствата на въглеродните и силициевите съединения. Например въглеродният оксид CO 2 е газ (въглероден диоксид), а силициевият оксид Si0 2 е огнеупорно вещество (кварц). Първото вещество е газообразно, защото при sp-хибридизация на въглерод, всички ковалентни връзки са затворени в молекулата на CO 2:

Привличането между молекулите е слабо и това определя състоянието на материята. В силициевия оксид четири хибридни 5p 3 силициеви орбитали не могат да бъдат затворени върху два кислородни атома. Силициев атом е свързан с четири кислородни атома, всеки от които на свой ред е свързан с друг силициев атом. Получава се рамкова структура с еднаква сила на връзките между всички атоми (виж диаграмата, том 1, стр. 40).

Съединения на въглерод и силиций с еднаква хибридизация, като метан CH4 и силан SiH4, са сходни по структура и физични свойства. И двете вещества са газове.

Електроотрицателността на елементите IVA е по-ниска в сравнение с елементите на групата VA и това е особено забележимо в елементите от 2-ри и 3-ти периоди. Металичността на елементите в групата IVA е по-изразена, отколкото в групата VA. Въглеродът под формата на графит е проводник. Силицият и германият са полупроводници, докато калайът и оловото са истински метали.

Ключови думи за резюмето: въглерод, силиций, елементи от групата IVA, свойства на елементите, диамант, графит, карбин, фулерен.

Елементите от IV група са въглерод, силиций, германий, калай и олово. Нека разгледаме по-отблизо свойствата на въглерода и силиция. Таблицата показва най-важните характеристики на тези елементи.

В почти всички техни съединения, въглерод и силиций четиривалентен , техните атоми са във възбудено състояние. Конфигурацията на валентния слой на въглеродния атом се променя, когато атомът е възбуден:

Конфигурацията на валентния слой на силициевия атом се променя по подобен начин:

Външното енергийно ниво на въглеродните и силициевите атоми има 4 несдвоени електрона. Радиусът на силициевия атом е по-голям, валентният му слой е празен 3 д–орбитали, това причинява разлики в природата на връзките, които образуват силициевите атоми.

Степените на окисление на въглерода варират в диапазона от –4 до +4.

Характерна особеност на въглерода е способността му да образува вериги: въглеродните атоми са свързани един с друг и образуват стабилни съединения. Подобни силициеви съединения са нестабилни. Способността на въглерода да образува верига определя съществуването на огромен брой органични съединения .

Да се неорганични съединения въглеродът включва неговите оксиди, въглеродна киселина, карбонати и бикарбонати, карбиди. Останалите въглеродни съединения са органични.

Елементът въглерод се характеризира с алотропия, неговите алотропни модификации са диамант, графит, карабин, фулерен. Вече са известни и други алотропни модификации на въглерода.

Въглищаи саждиможе да се разглежда като аморфенразновидности на графит.

Силицият образува просто вещество - кристален силиций. Има аморфен силиций - бял прах (без примеси).

Свойствата на диаманта, графита и кристалния силиций са дадени в таблицата.

Причината за очевидните разлики във физичните свойства на графита и диаманта се дължи на различни структурата на кристалната решетка . В диамантен кристал се образува всеки въглероден атом (с изключение на тези на повърхността на кристала). четириеквивалентни силни връзки със съседни въглеродни атоми. Тези връзки са насочени към върховете на тетраедъра (както в молекулата CH 4). Така в диамантен кристал всеки въглероден атом е заобиколен от четири същите атома, разположени във върховете на тетраедър. Симетрията и силата на C–C връзките в диамантен кристал определят изключителната здравина и липсата на електронна проводимост.

AT графитен кристал всеки въглероден атом образува три силни еквивалентни връзки със съседни въглеродни атоми в същата равнина под ъгъл от 120°. В тази равнина се образува слой, състоящ се от плоски шестчленни пръстени.

Освен това всеки въглероден атом има един несдвоен електрон. Тези електрони образуват обща електронна система. Връзката между слоевете се осъществява благодарение на относително слаби междумолекулни сили. Слоевете са подредени един спрямо друг по такъв начин, че въглеродният атом на единия слой е над центъра на шестоъгълника на другия слой. Дължината на C–C връзката вътре в слоя е 0,142 nm, разстоянието между слоевете е 0,335 nm. В резултат на това връзките между слоевете са много по-слаби от връзките между атомите в слоя. Това причинява графитни свойства: Той е мек, лесен за ексфолиране, има сив цвят и метален блясък, е електропроводим и химически по-реактивен от диаманта. На фигурата са показани модели на кристални решетки от диамант и графит.

Възможно ли е графитът да се превърне в диамант? Такъв процес може да се проведе при тежки условия - при налягане от приблизително 5000 MPa и при температури от 1500°C до 3000°C за няколко часа в присъствието на катализатори (Ni). По-голямата част от продуктите са малки кристали (от 1 до няколко mm) и диамантен прах.

Карабина- алотропна модификация на въглерода, при която въглеродните атоми образуват линейни вериги от типа:

–С≡С–С≡С–С≡С–(α-карбин, полиин) или =C=C=C=C=C=C=(β-карбин, полиен)

Разстоянието между тези вериги е по-малко, отколкото между графитните слоеве поради по-силното междумолекулно взаимодействие.

Carbin е черен прах, е полупроводник. Химически той е по-активен от графита.

фулерен- алотропна модификация на въглерод, образуван от молекули C 60, C 70 или C 84. На сферичната повърхност на молекулата C 60 въглеродните атоми са разположени във върховете на 20 правилни шестоъгълника и 12 правилни петоъгълника. Всички фулерени са затворени структури от въглеродни атоми. Фулереновите кристали са вещества с молекулярна структура.

Силиций.Има само една стабилна алотропна модификация на силиций, чиято кристална решетка е подобна на тази на диаманта. Силиций - твърд, огнеупорен ( T° pl \u003d 1412 ° C), много крехко вещество с тъмносив цвят с метален блясък, при стандартни условия - полупроводник.

Елементивъглерод C, силиций Si, германий Ge, калай Sn и олово Pb съставляват групата IVA на периодичната таблица на D.I. Менделеев. Общата електронна формула на валентното ниво на атомите на тези елементи е n с 2n стр 2, преобладаващите степени на окисление на елементите в +2 и +4 съединения. По електроотрицателност елементите C и Si се класифицират като неметали, а Ge, Sn и Pb се класифицират като амфотерни елементи, чиито метални свойства се увеличават с увеличаване на серийния номер. Следователно в съединенията на калай (IV) и олово (IV) химичните връзки са ковалентни, за олово (II) и в по-малка степен за калай (II) са известни йонни кристали. В поредицата от елементи от C до Pb стабилността на степента на окисление +4 намалява, а степента на окисление +2 се увеличава. Съединенията на оловото (IV) са силни окислители, съединенията на други елементи в степен на окисление +2 са силни редуциращи агенти.

Прости веществавъглерод, силиций и германий са химически по-скоро инертни и не реагират с вода и неокисляващи киселини. Калайът и оловото също не реагират с вода, но под действието на неокисляващи киселини преминават в разтвор под формата на калаени (II) и олово (II) аквакатии. Алкалите не пренасят въглерод в разтвор, силицийът се прехвърля трудно, а германият реагира с алкали само в присъствието на окислители. Калайът и оловото реагират с вода в алкална среда, превръщайки се в хидроксокомплекси на калай(II) и олово(II). Реактивността на простите вещества от групата IVA се увеличава с повишаване на температурата. Така че при нагряване всички те реагират с метали и неметали, както и с окислителни киселини (HNO 3, H 2 SO 4 (конц.) и др.). По-специално, концентрираната азотна киселина, когато се нагрява, окислява въглерода до CO 2 ; силицийът се разтваря химически в смес от HNO 3 и HF, превръщайки се във водороден хексафлуоросиликат H 2 . Разредената азотна киселина превръща калая в калаен (II) нитрат, а концентрираната азотна киселина в хидратиран калаен (IV) оксид SnO 2 н H 2 O, наречена β - калаена киселина. Оловото под действието на гореща азотна киселина образува оловен (II) нитрат, докато студената азотна киселина пасивира повърхността на този метал (образува се оксиден филм).

Въглеродът под формата на кокс се използва в металургията като силен редуциращ агент, който образува CO и CO 2 във въздуха. Това дава възможност да се получат свободни Sn и Pb от техните оксиди - естествени SnO 2 и PbO, получени чрез печене на руди, съдържащи оловен сулфид. Силицият може да се получи чрез магнезиев термичен метод от SiO 2 (с излишък на магнезий се образува и Mg 2 Si силицид).

Химия въглероде главно химията на органичните съединения. От неорганичните производни на въглерода са характерни карбидите: солеви (като CaC 2 или Al 4 C 3), ковалентни (SiC) и металоподобни (например Fe 3 C и WC). Много солеподобни карбиди са напълно хидролизирани с освобождаване на въглеводороди (метан, ацетилен и др.).

Въглеродът образува два оксида: CO и CO 2 . Въглеродният окис се използва в пирометалургията като силен редуциращ агент (превръща металните оксиди в метали). CO се характеризира също така с реакции на присъединяване с образуване на карбонилни комплекси, например. Въглеродният оксид е несолеобразуващ оксид; той е отровен ("въглероден окис"). Въглеродният диоксид е киселинен оксид, във воден разтвор съществува под формата на CO 2 · H 2 O монохидрат и слаба двуосновна въглеродна киселина H 2 CO 3. Разтворимите соли на въглената киселина - карбонати и бикарбонати - поради хидролиза имат рН > 7.

Силицийобразува няколко водородни съединения (силани), които са силно летливи и реактивни (самозапалват се във въздуха). За получаване на силани се използва взаимодействието на силициди (например магнезиев силицид Mg 2 Si) с вода или киселини.

Силицият в степен на окисление +4 е част от SiO 2 и многобройни и често много сложни по структура и състав силикатни йони (SiO 4 4–; Si 2 O 7 6–; Si 3 O 9 6–; Si 4 O 11 6–; Si 4 O 12 8– и др.), чийто елементарен фрагмент е тетраедрична група. Силициевият диоксид е киселинен оксид; той реагира с основи по време на топене (образувайки полиметасиликати) и в разтвор (образувайки ортосиликатни йони). От разтвори на силикати на алкални метали, под действието на киселини или въглероден диоксид, се образува утайка от силициев диоксид хидрат SiO 2 н H 2 O, в равновесие с която слаба орто-силициева киселина H 4 SiO 4 винаги е в разтвор в малка концентрация. Водните разтвори на силикатите на алкални метали имат pH > 7 поради хидролиза.

Калайи водяв степен на окисление +2 образуват оксидите SnO и PbO. Калай(II) оксидът е термично нестабилен и се разлага на SnO 2 и Sn. Оловен (II) оксид, от друга страна, е много стабилен. Образува се при изгарянето на олово във въздуха и се среща в природата. Калай(II) и олово(II) хидроксиди са амфотерни.

Калай (II) водна среда проявява силни киселинни свойства и следователно е стабилен само при pH< 1 в среде хлорной или азотной кислот, анионы которых не обладают заметной склонностью вхо­дить в состав комплексов олова(II) в качестве лигандов. При раз­бавлении таких растворов выпадают осадки основных солей раз­личного состава. Галогениды олова(II) – ковалентные соединения, поэтому при растворении в воде, например, SnCl 2 протекает внача­ле гидратация с образованием , а затем гидролиз до выпадения осадка вещества условного состава SnCl(OH). При наличии избытка хлороводородной кислоты, SnCl 2 нахо­дится в растворе в виде комплекса – . Большинство солей свинца(II) (например, иодид, хлорид, сульфат, хромат, карбонат, сульфид) малорастворимы в воде.

Калаените (IV) и оловните (IV) оксиди са амфотерни с преобладаващи киселинни свойства. На тях отговарят EO 2 полихидрати н H 2 O, преминавайки в разтвор под формата на хидроксо комплекси под действието на излишък от алкали. Калай (IV) оксид се образува по време на изгарянето на калай във въздуха, а оловен (IV) оксид може да се получи само чрез действието на силни окислители (например калциев хипохлорит) върху оловни (II) съединения.

Ковалентният калаен (IV) хлорид се хидролизира напълно от вода с отделяне на SnO 2, а оловен (IV) хлорид се разлага под действието на водата, освобождавайки хлор и се редуцира до оловен (II) хлорид.

Съединенията на калай (II) проявяват редуциращи свойства, особено силни в алкална среда, а съединенията на оловото (IV) проявяват окислителни свойства, особено силни в кисела среда. Често срещано съединение на оловото е неговият двоен оксид (Рb 2 II Рb IV)О 4 . Това съединение се разлага под действието на азотна киселина и оловото (II) преминава в разтвор под формата на катион, а оловният (IV) оксид се утаява. Оловото (IV), присъстващо в двойния оксид, е отговорно за силните окислителни свойства на това съединение.

Германиеви (IV) и калаени (IV) сулфиди, поради амфотерния характер на тези елементи, когато се добави излишък от натриев сулфид, образуват разтворими тиосали, например Na 2 GeS 3 или Na 2 SnS 3 . Същата калаена (IV) тиосол може да се получи от калаен (II) сулфид SnS чрез окисляването му с натриев полисулфид. Тиосолите се разрушават под действието на силни киселини с отделяне на газообразен H 2 S и отлагане на GeS 2 или SnS 2 . Оловен (II) сулфид не реагира с полисулфиди, а оловен (IV) сулфид не е известен.