Uporedne karakteristike elemenata podgrupe iva. Opće karakteristike elemenata IVA grupe. Najvažnija jedinjenja ugljenika

Predavanje 8

TEMA : Grupni elementi IVA.

Karbon

Pitanja koja se proučavaju na predavanju:

1. IVA grupa.
2. Karbon. Opće karakteristike ugljika.
3. Hemijska svojstva ugljika.
4. Najvažnija jedinjenja ugljenika.

Opće karakteristike elemenata IVA grupa

Na elemente glavne podgrupe IV grupe pripadaju C, Si, Ge, Sn, P in. Elektronska formula vanjskog valentnog nivoa nS 2 np 2 , odnosno imaju 4 valentna elektrona i to su p elementi, stoga su u glavnoj podgrupi IV grupa.

││││

│↓│np

U osnovnom stanju atoma, dva elektrona su uparena, a dva su nesparena. Vanjski omotač ugljika ima 2 elektrona, silicijum ima 8 i Ge, Sn, P c – po 18 elektrona. Zbog toga Ge, Sn, P in se kombinuju u germanijumsku podgrupu (ovo su potpuni elektronski analozi).

U ovoj podgrupi p-elemenata, kao iu drugim podgrupama p-elemenata, svojstva atoma elemenata se periodično mijenjaju:

Tabela 9

Dakle, od vrha do dna u podgrupi se radijus atoma povećava, pa se energija ionizacije smanjuje, pa se povećava sposobnost doniranja elektrona, a tendencija kompletiranja vanjske elektronske ljuske do okteta naglo opada, pa od C do Pb, redukciona svojstva i metalna svojstva se povećavaju, a nemetalna svojstva smanjuju. Ugljik i silicijum su tipični nemetali, Ge metalna svojstva se već pojavljuju i po izgledu liči na metal, iako je poluvodič. Kod kalaja, metalna svojstva već prevladavaju, a olovo je tipičan metal.

Imajući 4 valentna elektrona, atomi u svojim jedinjenjima mogu pokazivati ​​oksidaciona stanja od minimalnog (-4) do maksimalnog (+4), a karakteriše ih čak i S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 je tipično za C i Si sa metalima.

Priroda odnosa sa drugim elementima.Ugljik formira samo kovalentne veze, silicijum takođe pretežno formira kovalentne veze. Za kalaj i olovo, posebno u S.O. = +2, ionska priroda veze je karakterističnija (na primjer, Rv( NE 3 ) 2 ).

kovalentnost određen valentnom strukturom atoma. Atom ugljika ima 4 valentne orbitale, a maksimalna kovalentnost je 4. Za ostale elemente kovalentnost može biti veća od četiri, jer postoji valentnost d podnivo (npr. H 2 [SiF 6 ]).

Hibridizacija . Tip hibridizacije je određen tipom i brojem valentnih orbitala. Karbon ima samo S - i p-valentne orbitale, tako da može biti Sp (karbin, CO 2 , CS 2 ), Sp 2 (grafit, benzen, COCl 2 ), Sp 3 hibridizacija (CH 4 , dijamant, CCl 4 ). Za silicijum, najkarakterističnije Sp 3 - hibridizacija (SiO 2, SiCl 4 ), ali ima valenciju d -podnivo, tako da postoji Sp 3 d 2 - hibridizacija, npr. H 2 [SiF 6 ].

IV PSE grupa je sredina tabele D. I. Mendeljejeva. Ovdje se jasno vidi nagla promjena svojstava od nemetala do metala. Zasebno ćemo razmotriti ugljenik, zatim silicijum, zatim elemente podgrupe germanijuma.

Karbon. Opće karakteristike ugljika

Sadržaj ugljika u zemljinoj kori je nizak (oko 0,1% mase). Najviše se nalazi u sastavu teško rastvorljivih karbonata (CaCO 3 , MgCO 3 ), nafta, ugalj, prirodni gas. CO sadržaj 2 u vazduhu je mala (0,03%), ali njena ukupna masa iznosi oko 600 miliona tona. Ugljik je dio tkiva svih živih organizama (glavna komponenta biljnog i životinjskog svijeta). Ugljik se također nalazi u slobodnom stanju, uglavnom u obliku grafita i dijamanta.

U prirodi je ugljenik poznat kao dva stabilna izotopa: 12 C (98,892%) i 13 C (1,108%). Pod uticajem kosmičkih zraka u atmosferi se formira i određena količina β-radioaktivnog izotopa 14 OD: . Po sadržaju 14 U biljnim ostacima se procjenjuje njihova starost. Dobijeni su i radioaktivni izotopi sa masenim brojevima od 10 do 16.

Za razliku od F 2, N 2, O 2 jednostavne tvari ugljika imaju polimernu strukturu. U skladu sa karakterističnim tipovima hibridizacije valentnih orbitala, C atomi se mogu kombinovati u polimerne formacije trodimenzionalne modifikacije (dijamant, sp 3 ), dvodimenzionalna ili slojevita modifikacija (grafit, Sp 2 ) i linearni polimer (karabin, sp).

Hemijska svojstva ugljika

Hemijski, ugljenik je veoma inertan. Ali kada se zagrije, može stupiti u interakciju s mnogim metalima i nemetalima, dok pokazuje i oksidirajuća i redukcijska svojstva.

Dijamant + 2 F 2 → CF 4 , a grafit formira grafit fluorid CF

(a zatim + F 2 → CF 4 ). Jedna od metoda odvajanja dijamanta od grafita zasniva se na drugačijem odnosu prema fluoru. Ugljik ne reagira s drugim halogenima. Sa kiseonikom (O 2 ) ugljik s nedostatkom kisika stvara CO, s viškom kisika formira CO 2 .

2C + O 2 → 2CO; C + O 2 → CO 2.

Na visokim temperaturama, ugljik reaguje s metalima i formira metalne karbide:

Ca + 2C \u003d CaC 2.

Kada se zagrije, reagira sa vodonikom, sumporom, silicijumom:

t o t o

C + 2 H 2 \u003d CH 4 C + 2S ↔ CS 2

C + Si = SiC.

Ugljik također reagira sa složenim tvarima. Kada vodena para prođe kroz zagrijani ugalj, nastaje mješavina CO i H. 2 - vodeni gas (na temperaturi većoj od 1200 o C):

C + HOH \u003d CO + H 2.

Ova mješavina se široko koristi kao plinovito gorivo.

Na visokim temperaturama, ugljenik je u stanju da redukuje mnoge metale iz njihovih oksida, što se široko koristi u metalurgiji.

ZnO + C → Zn + CO

Najvažnija jedinjenja ugljenika

1. metalni karbidi.

Budući da je uobičajeno da ugljik formira homolance, sastav većine karbida ne odgovara oksidacijskom stanju ugljika jednakom (-4). Prema vrsti hemijske veze razlikuju se kovalentni, jonsko-kovalentni i metalni karbidi. U većini slučajeva, karbidi se dobivaju jakim zagrijavanjem odgovarajućih jednostavnih tvari ili njihovih oksida s ugljikom

T o t o

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

U ovom slučaju se dobijaju karbidi različitog sastava.

Slani ili ionsko-kovalentni karbidi su spojevi aktivnih i nekih drugih metala: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C . U ovim jedinjenjima, hemijska veza je srednja između jonske i kovalentne. Pod dejstvom vode ili razrijeđenih kiselina hidroliziraju se i dobijaju se hidroksidi i odgovarajući ugljikovodici:

CaC 2 + 2HON → Ca (OH) 2 + C 2 H 2;

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

U metalnim karbidima, atomi ugljika zauzimaju oktaedarske praznine u strukturama metala (bočne podgrupe IV - VIII grupe). To su vrlo tvrde, vatrostalne i toplotno otporne tvari, mnoge od njih pokazuju metalna svojstva: visoku električnu provodljivost, metalni sjaj. Sastav takvih karbida varira u širokom rasponu. Dakle, titanijum karbidi imaju sastav TiC 0,6 - 1,0 .

Kovalentni karbidi - SiC i B 4 C. Oni su polimerni. Hemijska veza u njima približava se čisto kovalentnoj vezi, budući da su bor i silicijum susjedi ugljika u PSC-u i blizu su mu u smislu radijusa atoma i OEO. Veoma su čvrste i hemijski inertne. Metan CH se takođe može smatrati najjednostavnijim kovalentnim karbidom. 4 .

1. Ugljični halogenidi

Ugljik stvara mnoge spojeve s halogenima, od kojih najjednostavniji imaju formulu C H al 4 , tj. tetrahalogenidi ugljenika. U njima S.O. ugljenik je +4, sp 3 -hibridizacija C atoma, dakle molekula C N al 4 - tetraedri. CF 4 - gas, CCl 4 - tečnost, CBr 4 i CJ 4 - čvrste materije. Samo CF4 dobijeno direktno od F2 i C, ugljenik ne reaguje sa drugim halogenima. Tetrahlorid ugljenika se dobija hlorisanjem ugljičnog disulfida:

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

Sve C H al 4 nerastvorljiv u vodi, ali rastvorljiv u organskim rastvaračima.

t o , Kat

C H al 4 (g) + 2HON (g) \u003d CO 2 + 4HNa l (d) (hidroliza se javlja uz jako zagrijavanje i u prisustvu katalizatora). Od praktične važnosti CF 4 , SS l 4 .

CF4 , kao i druga fluorovana ugljična jedinjenja, na primjer CF2Cl2 (difluorodihlorometan) se koristi kao freoni - radne materije rashladnih mašina.

CCl 4 koristi se kao nezapaljivi rastvarač za organske materije (masti, ulja, smole), kao i tečnost za aparate za gašenje požara.

1. Ugljen monoksid (P).

Ugljen monoksid (P) CO je bezbojni gas bez mirisa, slabo rastvorljiv u vodi. Vrlo toksično (ugljični monoksid): hemoglobin u krvi povezan s CO gubi sposobnost spajanja s O 2 i biti njegov nosilac.

Ugljen monoksid (P) se dobija:

• sa nepotpunom oksidacijom ugljika 2C + O 2 = 2CO;

• u industriji se dobijaju reakcijom: CO 2 + C = 2CO;
• pri prolasku pregrijane vodene pare preko vrućeg uglja:

C + HOH \u003d CO + H 2 t o

• razlaganje karbonila Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
• u laboratoriji se CO dobiva djelovanjem na mravlju kiselinu sa tvarima koje uklanjaju vodu ( H 2 SO 4, P 2 O 5):

HCOOH → CO + HOH.

Međutim, CO nije anhidrid mravlje kiseline, jer je u CO ugljik trovalentan, a u HCOOH četverovalentan. Dakle, CO je oksid koji ne stvara soli.

Rastvorljivost CO u vodi je niska i ne dolazi do kemijske reakcije. U molekulu CO, kao u molekulu N 2 - trostruka veza. Prema metodi valentnih veza, 2 veze nastaju zbog uparivanja dva nesparena p - elektrona C i O (svakog atoma), a treća - prema donor-akceptorskom mehanizmu zbog slobodne 2p - orbitale C atom i 2p - elektronski par atoma kiseonika: C ≡ O Trostruka veza CO je veoma jaka i njena energija je veoma velika (1066 kJ/mol) - više nego u N 2 . Za ugljični monoksid (P) karakteristične su sljedeće tri vrste reakcija:

1. oksidacijske reakcije. CO je jak redukcijski agens, međutim, zbog jake trostruke veze u molekuli, redoks reakcije koje uključuju CO teku brzo samo na visokim temperaturama. Redukcija oksida uz pomoć CO tokom zagrijavanja je od velikog značaja u metalurgiji.

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

CO se može oksidirati kisikom: t o

2CO + O 2 \u003d 2CO 2.

1. još jedno karakteristično hemijsko svojstvo CO je sklonost kareakcije adicije, što je zbog valentne nezasićenosti ugljika u CO (u ovim reakcijama ugljik prelazi u tetravalentno stanje, koje je za njega karakterističnije od trovalentnosti ugljika u CO).

Dakle, CO reaguje sa hlorom da formira fosgen COC l2 :

CO + Cl 2 \u003d COCl 2 (u ovoj reakciji, CO je takođe redukciono sredstvo). Reakcija se ubrzava djelovanjem svjetlosti i katalizatora. Fozgen je smeđi gas, veoma otrovan - jaka toksična supstanca. Polako hidrolizuje COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.

Fozgen se koristi u sintezi raznih supstanci i korišten je u Prvom svjetskom ratu kao hemijsko ratno sredstvo.

Kada se zagrije, CO reagira sa sumporom i formira ugljični sulfoksid COS :

CO + S = COS (gas).

Kada se zagreje pod pritiskom, CO reaguje sa vodonikom da nastane metanol

t o , str

CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.

Sinteza metanola iz CO i H 2 je jedna od najvažnijih hemijskih industrija.

1. za razliku od većine drugih ugljikovih spojeva, molekula CO ima nepodijeljeni elektronski par na atomu C. Stoga molekula CO može djelovati ligand u raznim kompleksima. Posebno su brojni proizvodi dodavanja CO atomima metala, koji se nazivaju karbonili. Poznato je oko 1000 karbonila, uključujući karbonile koji sadrže druge ligande osim CO. Karbonili (kompleksi) dobijaju:

T, p t, str

Fe + 5CO → Ni + 4CO → .

Postoje gasoviti, tečni i čvrsti karbonili, kod kojih metal ima oksidaciono stanje 0. Kada se zagrevaju, karbonili se raspadaju i dobijaju se metali u prahu veoma visokog stepena čistoće:

t o

Ni(CO) 4 → Ni + 4CO.

Karbonili se koriste u sintezama i za dobijanje visoko čistih metala. Svi karbonili, poput CO, su izuzetno toksični.

1. Ugljen monoksid (IV).

CO 2 molekula ima linearnu strukturu (O = C = O), Sp - hibridizacija atoma ugljika. Dvije veze σ-tipa nastaju zbog preklapanja dvije Sp – hibridne orbitale C atoma i dvije 2r X - orbitale dva atoma kiseonika, na kojima su nespareni elektroni. Dvije druge veze π-tipa nastaju kada se preklapaju 2p y - i 2p z - orbitale C atoma (nehibridne) sa odgovarajućim 2p y - i 2p z - orbitale atoma kiseonika.

Dobivanje CO 2:

- u industrijidobijen pečenjem krečnjaka

CaCO 3 → CaO + CO 2;

U laboratoriji dobijen u Kipp aparatu prema reakciji

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.

Fizička svojstva CO 2 : gas je, teži od vazduha, rastvorljivost u vodi je niska (na 0 o C u 1 litru vode rastvara 1,7 litara CO 2, au 15 sati C rastvara 1 litar CO 2 ), dok dio otopljenog CO 2 reaguje s vodom i stvara ugljičnu kiselinu:

HOH + CO 2 ↔ H 2 CO 3 . Ravnoteža je pomjerena ulijevo (←), tako da većina otopljenog CO 2 u obliku CO 2 a ne kiseline.

AT hemijski CO 2 pokazuje: a) svojstva kiselog oksida i pri interakciji sa alkalnim rastvorima nastaju karbonati, a sa viškom CO 2 - ugljovodonici:

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

b) oksidirajuća svojstva, ali oksidirajuća svojstva CO2 su veoma slabi, pošto S.O. = +4 je najkarakterističnije stanje oksidacije ugljika. Istovremeno, CO 2 reduciran na CO ili C:

C + CO 2 ↔ 2CO.

C O 2 koristi se u proizvodnji sode, za gašenje požara, za pripremu mineralne vode, kao inertni medij u sintezama.

1. Ugljena kiselina i njene soli

Ugljena kiselina je poznata samo u razrijeđenim vodenim otopinama. Nastaje interakcijom CO 2 sa vodom. U vodenom rastvoru većina rastvorenog CO 2 u hidratiziranom stanju i samo mali dio u obliku H 2 CO 3, HCO 3 -, CO 3 2- , odnosno uspostavlja se ravnoteža u vodenom rastvoru:

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

Ravnoteža je snažno pomjerena ulijevo (←) i njen položaj zavisi od temperature, okoline itd.

Ugljena kiselina se smatra slabom kiselinom (K 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Ovo je prividna konstanta ionizacije K i on. , odnosi se na ukupnu količinu CO rastvorenog u vodi 2 , a ne na pravu koncentraciju ugljične kiseline, koja nije točno poznata. Ali pošto su molekuli H 2 CO 3 u rješenju je mala, tada je pravi K i on. ugljične kiseline je mnogo više nego što je gore navedeno. Dakle, očigledno je prava vrijednost K 1 ≈ 10 -4 , odnosno ugljična kiselina je kiselina srednje jačine.

Soli (karbonati) su obično slabo rastvorljive u vodi. Karbonati se dobro otapaju+ , Na + , R v + , Cs + , Tl +1 , NH 4 + . Bikarbonati su, za razliku od karbonata, uglavnom rastvorljivi u vodi.

Hidroliza soli: Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH (pH> 7).

Kada se zagrijavaju, karbonati se razgrađuju, stvarajući metalni oksid i CO 2 .Što su jača metalna svojstva elementa koji formira kation, to je karbonat stabilniji. dakle, Na2CO3 topi se bez raspadanja; CaCO 3 raspada se na 825 o C i Ag 2 CO 3 raspada se na 100 o C. Bikarbonati se raspadaju pri laganom zagrijavanju:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

1. Urea i ugljični disulfid.

Urea ili urea se dobija djelovanjem CO 2 za vodeni rastvor H 3 N na 130 o C i 1∙10 7 Pa.

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

Urea je bijela kristalna supstanca. Koristi se kao azotno đubrivo, za ishranu stoke, za proizvodnju plastike, farmaceutskih proizvoda (veronal, luminal).

Ugljen-disulfid (ugljen-disulfid) - CS2 u normalnim uslovima - isparljiva bezbojna tečnost, otrovna. Čisto CS2 Blagog je prijatnog mirisa, ali u kontaktu sa vazduhom ima odvratan miris svojih produkata oksidacije. Ugljični disulfid se ne otapa u vodi; kada se zagrije (150 o C) hidrolizuje u CO 2 i H 2 S :

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

Ugljični disulfid se lako oksidira i lako se zapali na zraku uz lagano zagrijavanje: CS 2 + 3 O 2 \u003d CO 2 + 2 SO 2.

Ugljični disulfid nastaje interakcijom pare sumpora sa vrućim ugljem. Ugljični disulfid se koristi kao dobar rastvarač za organske tvari, fosfor, sumpor, jod. Veliki deo CS2 Koristi se za dobijanje viskozne svile i kao sredstvo za suzbijanje štetočina u poljoprivredi.

1. Cijanovodonična, tiocijanatna i cijanova kiselina.

Cijanovodonična kiselina HCN (ili cijanovodonična kiselina) ima linearnu strukturu, sastoji se od 2 vrste molekula u tautomernoj ravnoteži, koja je pomaknuta ulijevo na sobnoj temperaturi:

H - C ≡ N ↔ H - N ≡ C

cijanid izocijanid

vodonik vodonik

HCN - Ovo je isparljiva tečnost sa mirisom badema, jedan od najjačih otrova, meša se sa vodom u bilo kom odnosu. u vodenom rastvoru HCN - slaba kiselina (K = 7,9 ∙ 10-10 ), koja je mnogo slabija od ugljene kiseline.

U industriji HCN dobiveno katalitičkom reakcijom:

t o , kat

CO + NH 3 → HCN + HOH.

Soli (cijanidi) se dobijaju redukcijom karbonata ugljikom kada se zagrijavaju:

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

Vodonik cijanid se koristi u organskoj sintezi, i NaCN i KCN - u vađenju zlata, za proizvodnju složenih cijanida itd.

Cijanidi su bazični ( NaCN) i kiselina (JCN ). Hidroliza bazičnog cijanida:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).

Hidrolizom kiselog cijanida nastaju dvije kiseline:

JCN + HOH = HJO + HCN.

cijanidi d -elementi se ne rastvaraju u vodi, ali se zbog formiranja kompleksa lako rastvaraju u prisustvu bazičnih cijanida:

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

Kompleksni cijanidi su veoma stabilni.

Vodonik tiocijanat HSCN ili HNCS ima linearnu strukturu i sastoji se od dvije vrste molekula: H-S-C≡ NiliH – N = C = S. U kristalnom tiocijanatuNaNCS, Ba(NCS) 2 metalni jon se nalazi blizu atoma azota; inAgSCN, hg(SCN) 2 metalni jon - blizu atoma sumpora.

Rodanidi ili tiocijanati se dobijaju djelovanjem sumpora na cijanide alkalnih metala (ključale otopine sa sumporom):

to

KCN + S = KNCS.

Bezvodni vodonik tiocijanat se dobija zagrijavanjem olovnog (ili živinog) tiocijanata u strujiH2 S:

to

Rv(SCN)2 + H2 S →RvS↓ + 2HNCS.

HNCS- bezbojna uljasta tečnost oštrog mirisa, lako se razgrađuje. Dobro se rastvara u vodi, u vodenom rastvoruHNCSformira jaku tiocijanatnu kiselinu (K = 0,14). Rodanidi se uglavnom koriste u bojanju tkanina iNH4 CNSkoristi se kao jonski reagensFe3+ .

Poznate su i tautomerne cijanoične (HOCN) i izocijanski (HNCO) kiseline:

.

Ova ravnoteža na sobnoj temperaturi je pomjerena ulijevo.

Soli - cijanati i izocijanati se dobijaju oksidacijom cijanida: 2KCN + O2 = 2 KOCN. Cijanska kiselina u vodenom rastvoru je kiselina srednje jačine.

IVA grupa sadrži najvažnije elemente bez kojih ne bi bilo ni nas ni Zemlje na kojoj živimo. Ovo je ugljik - osnova cijelog organskog života, i silicijum - "monarh" mineralnog kraljevstva.

Ako su ugljik i silicijum tipični nemetali, a kalaj i olovo metali, onda germanij zauzima srednju poziciju. Neki udžbenici ga klasifikuju kao nemetal, dok ga drugi klasifikuju kao metal. Srebrno je bijele boje i izgleda kao metal, ali ima kristalnu rešetku nalik dijamantu i poluvodič je poput silicija.

Od ugljika do olova (sa opadajućim nemetalnim svojstvima):

w smanjuje se stabilnost negativnog oksidacionog stanja (-4)

w smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacionog stanja (+4)

w povećava stabilnost niskog pozitivnog oksidacionog stanja (+2)

Ugljik je glavni sastojak svih organizama. U prirodi postoje i jednostavne tvari koje formira ugljik (dijamant, grafit) i spojevi (ugljični dioksid, razni karbonati, metan i drugi ugljikovodici u sastavu prirodnog plina i nafte). Maseni udio ugljenika u kamenom uglju dostiže 97%.
Atom ugljenika u osnovnom stanju može da formira dve kovalentne veze mehanizmom razmene, ali takva jedinjenja se ne formiraju u normalnim uslovima. Atom ugljika, prelazeći u pobuđeno stanje, koristi sva četiri valentna elektrona.
Ugljik formira dosta alotropskih modifikacija (vidi sliku 16.2). To su dijamant, grafit, karabin, razni fulerini.

U neorganskim tvarima oksidacijsko stanje ugljika je + II i + IV. Postoje dva oksida s ovim oksidacijskim stanjima ugljika.
Ugljen monoksid (II) je bezbojni otrovni gas, bez mirisa. Trivijalno ime je ugljen monoksid. Nastaje prilikom nepotpunog sagorijevanja goriva koje sadrži ugljik. Za elektronsku strukturu njegovog molekula, vidi stranicu 121. U pogledu hemijskih svojstava, CO je oksid koji ne stvara so, kada se zagreva, pokazuje redukciona svojstva (smanjuje mnoge okside ne baš aktivnih metala u metal).
Ugljen monoksid(IV) je gas bez boje i mirisa. Trivijalno ime je ugljični dioksid. Kiseli oksid. Slabo je rastvorljiv u vodi (fizički), delimično reaguje sa njom, formirajući ugljenu kiselinu H2CO3 (molekuli ove supstance postoje samo u veoma razblaženim vodenim rastvorima).
Ugljena kiselina je vrlo slaba dvobazna kiselina koja formira dvije serije soli (karbonate i bikarbonate). Većina karbonata je nerastvorljiva u vodi. Od bikarbonata, kao pojedinačne supstance postoje samo alkalni metalni i amonijum bikarbonati. I karbonatni ion i bikarbonatni ion su čestice baze, stoga i karbonati i bikarbonati u vodenim otopinama podliježu anionskoj hidrolizi.
Od karbonata najvažniji su natrijum karbonat Na2CO3 (soda, soda soda, soda za pranje), natrijum bikarbonat NaHCO3 (soda bikarbona, soda bikarbona), kalijum karbonat K2CO3 (pepelika) i kalcijum karbonat CaCO3 (kreda, mermer, krečnjak).
Kvalitativna reakcija na prisustvo ugljičnog dioksida u mješavini plina: stvaranje taloga kalcijevog karbonata kada se ispitni plin propušta kroz krečnu vodu (zasićeni rastvor kalcijum hidroksida) i naknadno otapanje taloga uz daljnje propuštanje plina . Reakcije koje se dešavaju:

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

U farmakologiji i medicini široko se koriste različiti spojevi ugljika - derivati ​​ugljične kiseline i karboksilnih kiselina, različiti heterocikli, polimeri i drugi spojevi. Dakle, karbolen (aktivni ugljen) se koristi za apsorpciju i uklanjanje raznih toksina iz tijela; grafit (u obliku masti) - za liječenje kožnih bolesti; radioaktivni izotopi ugljika - za naučna istraživanja (radiokarbonska analiza).

Ugljik je osnova svih organskih tvari. Svaki živi organizam se sastoji uglavnom od ugljika. Ugljik je osnova života. Izvor ugljika za žive organizme obično je CO 2 iz atmosfere ili vode. Kao rezultat fotosinteze, ulazi u biološke lance ishrane u kojima živa bića jedu jedno drugo ili ostatke jedni drugih i na taj način izvlače ugljik za izgradnju vlastitog tijela. Biološki ciklus ugljika završava se ili oksidacijom i povratkom u atmosferu, ili odlaganjem u obliku uglja ili nafte.

Analitičke reakcije karbonat - jon CO 3 2-

Karbonati su soli nestabilne, vrlo slabe ugljične kiseline H 2 CO 3, koja je u slobodnom stanju u vodenim rastvorima nestabilna i raspada se oslobađanjem CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Amonijum, natrijum, rubidijum, cezijum karbonati su rastvorljivi u vodi. Litijum karbonat je slabo rastvorljiv u vodi. Ostali metalni karbonati su slabo rastvorljivi u vodi. Ugljovodonici se rastvaraju u vodi. Karbonat - joni u vodenim rastvorima su bezbojni, podležu hidrolizi. Vodene otopine bikarbonata alkalnih metala ne boje se kada im se doda kap otopine fenolftaleina, što omogućava razlikovanje otopina karbonata od otopina bikarbonata (farmakopejski test).

1. Reakcija sa barijum hloridom.

Ba 2+ + COz 2 - -> BaCO 3 (bijeli fini kristalni)

Slični precipitati karbonata daju katione kalcijuma (CaCO 3) i stroncijuma (SrCO 3). Talog je rastvorljiv u mineralnim kiselinama i u sirćetnoj kiselini. U rastvoru H 2 SO 4 nastaje beli talog BaSO 4.

U talog se polako kap po kap dodaje otopina HC1 dok se talog potpuno ne otopi: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reakcija sa magnezijum sulfatom (farmakopeja).

Mg 2+ + CO3 2 - -> MgCO 3 (bijeli)

Bikarbonat - HCO 3 jon - stvara talog MgCO 3 sa magnezijum sulfatom samo pri ključanju: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Precipitat MgCO 3 se rastvara u kiselinama.

3. Reakcija sa mineralnim kiselinama (farmakopeja).

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

HCO 3 - + H 3 O + = H 2 CO 3 + 2H 2 O

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

Izdvojeni gasoviti CO 2 se detektuje zamućenjem baritona ili krečne vode u uređaju za detekciju gasova, mehurića gasa (CO 2), u epruveti - prijemniku - zamućenosti rastvora.

4. Reakcija sa uranil heksacijanoferatom (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (smeđa) -> 2 UO 2 CO 3 (bezbojno) + 4 -

Smeđi rastvor uranil heksacijanoferata (II) se dobija mešanjem rastvora uranil acetata (CH 3 COO) 2 UO 2 sa rastvorom kalijum heksacijanoferata (II):

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

Dobijenom rastvoru se doda kap po kap rastvor Na 2 CO 3 ili K 2 CO 3 uz mešanje dok smeđa boja ne nestane.

5. Odvojeno otkrivanje karbonatnih jona i bikarbonatnih iona reakcijama sa kationima kalcijuma i amonijakom.

Ako otopina istovremeno sadrži karbonat - ione i bikarbonat - ione, onda se svaki od njih može otvoriti zasebno.

Da biste to učinili, prvo se u analiziranu otopinu dodaje višak otopine CaCl 2. U ovom slučaju, CO3 2 - se taloži u obliku CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ \u003d CaCO 3

Bikarbonatni joni ostaju u rastvoru, budući da su rastvori Ca (HCO 3) 2 u vodi. Talog se odvaja od rastvora i u njega se dodaje rastvor amonijaka. HCO 2 - -anjoni sa amonijakom i kationima kalcijuma ponovo talože CaCO 3: HCO s - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Ostale reakcije karbonat - jona.

Karbonat - joni pri reakciji sa gvožđem (III) hloridom FeCl 3 formiraju smeđi talog Fe (OH) CO 3, sa srebrnim nitratom - beli talog srebrovog karbonata Ag 2 CO3, rastvorljiv u HbTO3 i raspada se pri ključanju u vodi do tamne boje precipitat Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Analitičke reakcije acetat - jona CH 3 COO"

Acetat - jon CH 3 COO- - anjon slabe jednobazne sirćetne kiseline CH 3 COOH: bezbojan u vodenim rastvorima, podvrgava se hidrolizi, nema redoks svojstva; prilično efikasan ligand i formira stabilne acetatne komplekse sa mnogo metalnih katjona. Kada reaguje sa alkoholima u kiseloj sredini, daje estre.

Amonijum, alkalni i većina drugih metalnih acetata su visoko rastvorljivi u vodi. Srebrni acetati CH 3 COOAg i živa (I) su manje rastvorljivi u vodi od acetata drugih metala.

1. Reakcija sa željeznim (III) hloridom (farmakopeja).

Pri pH = 5-8, acetat - jon sa Fe (III) kationima formira rastvorljivi tamnocrveni (jaka boja čaja) acetat ili gvožđe (III) hidroksiacetat.

U vodenom rastvoru, delimično je hidrolizovan; zakiseljavanje rastvora mineralnim kiselinama inhibira hidrolizu i dovodi do nestanka crvene boje rastvora.

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

Prilikom ključanja iz otopine se taloži crveno-smeđi talog bazičnog željeznog acetata (III):

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

U zavisnosti od odnosa koncentracija gvožđa (III) i acetatnih jona, sastav taloga se može promeniti i odgovarati, na primer, formulama: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 ili Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Reakciju ometaju anjoni CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, koji sa gvožđem (III) formiraju precipitate, kao i SCN- anioni (dajući crvene komplekse sa Fe 3+ kationima), jodid - jon G, oksidira u jod 1 2, dajući rastvoru žutu boju.

2. Reakcija sa sumpornom kiselinom.

Acetat - ion u jako kiseloj sredini pretvara se u slabu octenu kiselinu, čije pare imaju karakterističan miris octa:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Reakciju ometaju anjoni NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, koji također emituju plinovite produkte karakterističnog mirisa u koncentrovanom mediju H 2 SO4.

3. Reakcija stvaranja octenog etil etra (farmakopeja).

Reakcija se izvodi u mediju sumporne kiseline. sa etanolom:

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

Oslobođeni etil acetat detektuje se karakterističnim prijatnim mirisom. Srebrne soli katalizuju ovu reakciju, pa se preporučuje dodavanje male količine AgNO 3 tokom reakcije.

Slično, pri reakciji sa amil alkoholom C 5 HcOH nastaje i amil acetat CH 3 COOC 5 Ni (-kruška-) ugodnog mirisa.Osjeća se karakterističan miris etil acetata koji se pojačava pažljivim zagrijavanjem smjese.

Analitičke reakcije tartrat - ROS ion - CH(OH) - CH(OH) - COMP. Tartratni jon - anion slabe dvobazne vinske kiseline:

HO-CH-COOH

HO-CH-COOH

Tartarat - jon je visoko rastvorljiv u vodi. U vodenim rastvorima, tartratni joni su bezbojni, podležu hidrolizi i skloni su formiranju kompleksa, dajući stabilne tartratne komplekse sa katjonima mnogih metala. Vinska kiselina formira dva niza soli - srednji tartrati koji sadrže tartarat sa dva naboja - COCH (OH) CH (OH) COO - ion, i kiseli tartrati - hidrotartrati koji sadrže jednostruko nabijeni hidrotartrat - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - ion. Kalijum hidrotartrat (-tartar-) KNS 4 H 4 O 6 je praktično nerastvorljiv u vodi, koja se koristi za otvaranje kalijevih katjona. Prosječna kalcijeva sol je također slabo rastvorljiva u vodi. Prosječna kalijumova so K 2 C 4 H 4 O 6 je visoko rastvorljiva u vodi.

I. Reakcija sa kalijum hloridom (farmakopeja).

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

2. Reakcija sa resorcinolom u kiseloj sredini (farmakopeja).

Tartrati, kada se zagrevaju sa resorcinolom meta - C 6 H 4 (OH) 2 u medijumu koncentrovane sumporne kiseline, formiraju produkte reakcije trešnje crvene boje.

14) Reakcije sa amonijačnim kompleksom srebra. Ispada crni talog metalnog srebra.

15) Reakcija sa gvožđe (II) sulfatom i vodonik peroksidom.

Dodavanje razblaženog vodenog rastvora FeSO 4 i H 2 O 2 u rastvor koji sadrži tartrate. dovodi do stvaranja nestabilnog kompleksa gvožđa smrvljene boje. Naknadno tretiranje alkalnom otopinom NaOH dovodi do plave boje kompleksa.

Analitičke reakcije oksalatnog jona C 2 O 4 2-

Oksalatni jon C 2 O 4 2- - anjon dvobazne oksalne kiseline H 2 C 2 O 4 srednje jačine, relativno dobro rastvorljiv u vodi. Oksalatni jon u vodenim rastvorima je bezbojan, delimično hidrolizovan, jak redukcioni agens, efikasan ligand - formira stabilne oksalatne komplekse sa katjonima mnogih metala. Oksalati alkalnih metala, magnezijuma i amonijuma su rastvorljivi u vodi, dok su ostali metali slabo rastvorljivi u vodi.

1 Reakcija sa barijum hloridom Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (bijeli) Talog se otapa u mineralnim kiselinama i sirćetnoj kiselini (pri ključanju). 2. Reakcija sa kalcijum hloridom (farmakopeja): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (bijeli)

Talog je rastvorljiv u mineralnim kiselinama, ali nerastvorljiv u sirćetnoj kiselini.

3. Reakcija sa srebrnim nitratom.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(usirena) Test rastvorljivosti. Sediment je podeljen na 3 dela:

a). U prvu epruvetu sa talogom dodati rastvor HNO 3 kap po kap uz mešanje dok se talog ne rastvori;

b). U drugu epruvetu kap po kap dodati koncentrovani rastvor amonijaka uz talog uz mešanje dok se talog ne rastvori; in). U treću epruvetu sa sedimentom dodati 4-5 kapi rastvora HCl; bijeli talog srebrnog hlorida ostaje u epruveti:

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

4. Reakcija sa kalijum permanganatom. Oksalatni joni sa KMPO 4 u kiseloj sredini oksidiraju se oslobađanjem CO 2; otopina KMnO 4 postaje bezbojna zbog redukcije mangana (VII) u mangan (II):

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

Razrijeđen rastvor KMPO 4 . Potonji je bezbojan; dolazi do oslobađanja mjehurića plina - CO 2 .

38 Elementi VA grupe

Opće karakteristike VA grupe periodnog sistema. u obliku s x p y elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa elemenata VA grupe.

Arsen i antimon imaju različite alotropske modifikacije: i sa molekularnom i sa metalnom kristalnom rešetkom. Međutim, na osnovu poređenja stabilnosti kationskih oblika (As 3+, Sb 3+), arsen je klasifikovan kao nemetal, a antimon kao metal.

oksidaciona stanja stabilna za elemente VA grupe

Od dušika do bizmuta (sa opadajućim nemetalnim svojstvima):

w smanjuje stabilnost negativnog oksidacionog stanja (-3) (m. svojstva jedinjenja vodika)

w smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacionog stanja (+5)

w povećava stabilnost niskog pozitivnog oksidacionog stanja (+3)

znam

• položaj ugljika i silicijuma u periodnom sistemu, prisutnost u prirodi i praktična primjena;
• struktura atoma, valencija, oksidaciona stanja ugljika i silicija;
• metode dobijanja i svojstva jednostavnih supstanci - grafita, dijamanta i silicijuma; novi alotropni oblici ugljika;
• glavne vrste spojeva ugljika i silicija;
• karakteristike elemenata podgrupe germanijuma;

biti u mogućnosti

• sastaviti jednadžbe za reakcije dobijanja jednostavnih supstanci ugljika i silicija i reakcije koje karakterišu hemijska svojstva ovih supstanci;
• uporediti svojstva elemenata u grupi ugljika;
• karakteriziraju praktično važna jedinjenja ugljika i silicija;
• izvršiti proračune prema jednadžbama reakcija u kojima učestvuju ugljik i silicijum;

vlastiti

Vještine za predviđanje tijeka reakcija koje uključuju ugljik, silicijum i njihove spojeve.

Struktura atoma. Prevalencija u prirodi

Grupu IVA periodnog sistema čini pet elemenata sa parnim atomskim brojevima: ugljenik C, silicijum Si, germanijum Ge, kalaj Sn i olovo Pb (tabela 21.1). U prirodi su svi elementi grupe mješavine stabilnih izotopa. Ugljenik ima dva izogona - *|S (98,9%) i *§S (1,1%). Osim toga, u prirodi postoje tragovi radioaktivnog izotopa "|C sa t t= 5730 godina. Stalno nastaje prilikom sudara neutrona kosmičkog zračenja sa jezgrima dušika u Zemljinoj atmosferi:

Tabela 21.1

Karakteristike elemenata IVA grupe

* Biogeni element.

Glavni izotop ugljika je od posebnog značaja u hemiji i fizici, jer se zasniva na jedinici atomske mase, tj. { /2 dio mase atoma 'ICO Da).

Silicijum ima tri izotopa u prirodi; među njima je najčešći ^)Si (92,23%). Germanijum ima pet izotopa (j^Ge - 36,5%). Kalaj - 10 izotopa. Ovo je rekord među hemijskim elementima. Najčešći je 12 5 gSn (32,59%). Olovo ima četiri izotopa: 2 SgPb (1,4%), 2 S|Pb (24,1%), 2S2βL (22,1%) i 2S2βL (52,4%). Posljednja tri izotopa olova su krajnji produkti raspada prirodnih radioaktivnih izotopa uranijuma i torijuma, te se stoga njihov sadržaj u zemljinoj kori povećavao tijekom cijelog postojanja Zemlje.

U smislu rasprostranjenosti u zemljinoj kori, ugljenik je među prvih deset hemijskih elemenata. Javlja se u obliku grafita, mnogih vrsta uglja, kao dio nafte, prirodnog zapaljivog plina, slojeva krečnjaka (CaCO e), dolomita (CaCO 3 -MgC0 3) i drugih karbonata. Iako prirodni dijamant čini beznačajan dio raspoloživog ugljika, izuzetno je vrijedan kao lijep i najtvrđi mineral. Ali, naravno, najveća vrijednost ugljika leži u činjenici da je on strukturna osnova bioorganskih tvari koje čine tijela svih živih organizama. Ugljik se s pravom smatra prvim među mnogim kemijskim elementima neophodnim za postojanje života.

Silicijum je drugi najzastupljeniji element u zemljinoj kori. Pijesak, glina i mnoge stijene koje vidite sastoje se od minerala silikona. Sa izuzetkom kristalnih varijanti silicijum oksida, svi njegovi prirodni spojevi su silikati, tj. soli raznih silicijumskih kiselina. Ove kiseline same po sebi nisu dobijene kao pojedinačne supstance. Ortosilikati sadrže SiOj ~ ione, metasilikati se sastoje od polimernih lanaca (Si0 3") w. Većina silikata je izgrađena na okviru od atoma silicija i kiseonika, između kojih se mogu nalaziti atomi bilo kojeg metala i nekih nemetala (fluor). poznati minerali silicijuma uključuju kvarc Si0 2, feldspate (ortoklaz KAlSi 3 0 8), liskune (moskovit KAl 3 H 2 Si 3 0 12) Ukupno je poznato više od 400 minerala silicijuma. Jedinjenja silicijuma čine više od polovine nakita i ukrasno kamenje Kiseonično-silicijumski okvir uzrokuje slabu rastvorljivost silicijumskih minerala u vodi. Samo iz toplih podzemnih izvora, tokom hiljada godina, mogu se taložiti izrasline i kore silicijumskih jedinjenja. Jaspis spada u stene ovog tipa.

O vremenu otkrića ugljika, silicija, kalaja i olova ne treba govoriti, jer su oni u obliku jednostavnih tvari ili spojeva poznati od davnina. Germanij je otkrio K. Winkler (Njemačka) 1886. godine u rijetkom mineralu argiroditu. Ubrzo je postalo jasno da je postojanje elementa sa takvim svojstvima predvidio D. I. Mendeljejev. Imenovanje novog elementa izazvalo je kontroverzu. Mendeljejev je u pismu Winkleru snažno podržao to ime germanijum.

Elementi grupe IVA imaju četiri valentna elektrona na vanjskoj strani s- i p-podnivoi:

Elektronske formule atoma:

U osnovnom stanju ovi elementi su dvovalentni, au pobuđenom postaju četverovalentni:

Ugljik i silicijum formiraju vrlo malo hemijskih jedinjenja u dvovalentnom stanju; u skoro svim stabilnim jedinjenjima su četvorovalentni. Niže u grupi, za germanij, kalaj i olovo, stabilnost dvovalentnog stanja raste, a stabilnost četverovalentnog opada. Stoga se spojevi olova(IV) ponašaju kao jaki oksidanti. Ovaj obrazac se takođe manifestuje u VA grupi. Važna razlika između ugljika i ostalih elemenata grupe je sposobnost formiranja hemijskih veza u tri različita stanja hibridizacije - sp, sp2 i sp3. Silicijum ima praktično samo jedno hibridno stanje. sp3. To se jasno očituje kada se uporede svojstva jedinjenja ugljika i silicija. Na primjer, ugljični monoksid CO 2 je plin (ugljični dioksid), a silicijum oksid Si0 2 je vatrostalna tvar (kvarc). Prva supstanca je gasovita jer na sp-hibridizacija ugljika, sve kovalentne veze su zatvorene u molekulu CO2:

Privlačenje između molekula je slabo i to određuje stanje materije. U silicijum oksidu, četiri hibridne 5p 3 silicijumske orbitale ne mogu biti zatvorene na dva atoma kiseonika. Atom silicijuma je vezan za četiri atoma kiseonika, od kojih je svaki zauzvrat vezan za drugi atom silicija. Ispada okvirna struktura sa istom snagom veza između svih atoma (vidi dijagram, tom 1, str. 40).

Jedinjenja ugljika i silicija sa istom hibridizacijom, kao što su metan CH 4 i silan SiH 4 , slični su po strukturi i fizičkim svojstvima. Obe supstance su gasovi.

Elektronegativnost IVA elemenata je manja u odnosu na elemente VA grupe, a to je posebno uočljivo kod elemenata 2. i 3. perioda. Metalnost elemenata u IVA grupi je izraženija nego u VA grupi. Ugljik u obliku grafita je provodnik. Silicijum i germanijum su poluprovodnici, dok su kalaj i olovo pravi metali.

Apstraktne ključne reči: ugljenik, silicijum, elementi IVA grupe, svojstva elemenata, dijamant, grafit, karabin, fuleren.

Elementi IV grupe su ugljenik, silicijum, germanijum, kalaj i olovo. Pogledajmo pobliže svojstva ugljika i silicija. U tabeli su prikazane najvažnije karakteristike ovih elemenata.

U skoro svim njihovim jedinjenjima, ugljenik i silicijum četvorovalentan , njihovi atomi su u pobuđenom stanju. Konfiguracija valentnog sloja atoma ugljika mijenja se kada je atom pobuđen:

Konfiguracija valentnog sloja atoma silicija mijenja se na sličan način:

Vanjski energetski nivo atoma ugljika i silicija ima 4 nesparena elektrona. Radijus atoma silicijuma je veći; njegov valentni sloj je prazan 3 d– orbitale, to uzrokuje razlike u prirodi veza koje formiraju atome silicija.

Oksidacijska stanja ugljika variraju u rasponu od –4 do +4.

Karakteristična karakteristika ugljika je njegova sposobnost da formira lance: atomi ugljika su međusobno povezani i formiraju stabilna jedinjenja. Slična jedinjenja silicijuma su nestabilna. Sposobnost ugljenika da formira lanac određuje postojanje ogromnog broja organska jedinjenja .

To neorganska jedinjenja ugljik uključuje njegove okside, ugljičnu kiselinu, karbonate i bikarbonate, karbide. Preostala jedinjenja ugljenika su organska.

Element ugljenik karakteriše alotropija, njegove alotropske modifikacije su dijamant, grafit, karabin, fuleren. Druge alotropske modifikacije ugljika su sada poznate.

Ugalj i čađ može se smatrati kao amorfan sorte grafita.

Silicijum formira jednostavnu supstancu - kristalni silicijum. Postoji amorfni silicijum - bijeli prah (bez nečistoća).

Svojstva dijamanta, grafita i kristalnog silicijuma data su u tabeli.

Razlog za očigledne razlike u fizičkim svojstvima grafita i dijamanta su različiti struktura kristalne rešetke . U kristalu dijamanta, svaki atom ugljika (osim onih na površini kristala) se formira četiri ekvivalentne jake veze sa susjednim atomima ugljika. Ove veze su usmjerene na vrhove tetraedra (kao u CH 4 molekulu). Dakle, u kristalu dijamanta, svaki atom ugljika je okružen sa četiri ista atoma smještena na vrhovima tetraedra. Simetrija i čvrstoća C–C veza u dijamantskom kristalu određuju izuzetnu snagu i odsustvo elektronske provodljivosti.

AT kristal grafita svaki atom ugljika formira tri jake ekvivalentne veze sa susjednim atomima ugljika u istoj ravni pod uglom od 120°. U ovoj ravni se formira sloj koji se sastoji od ravnih šesteročlanih prstenova.

Osim toga, svaki atom ugljika ima jedan nespareni elektron. Ovi elektroni formiraju zajednički elektronski sistem. Veza između slojeva se ostvaruje zbog relativno slabih međumolekularnih sila. Slojevi su raspoređeni jedan u odnosu na drugi na takav način da je atom ugljika jednog sloja iznad centra šesterokuta drugog sloja. Dužina C–C veze unutar sloja je 0,142 nm, a razmak između slojeva je 0,335 nm. Kao rezultat toga, veze između slojeva su mnogo slabije od veza između atoma unutar sloja. Ovo uzrokuje svojstva grafita: Mekan je, lako se piling, ima sivu boju i metalni sjaj, električno je provodljiv i hemijski reaktivniji od dijamanta. Na slici su prikazani modeli kristalnih rešetki dijamanta i grafita.

Da li je moguće pretvoriti grafit u dijamant? Takav proces se može izvoditi u teškim uslovima - pri pritisku od približno 5000 MPa i na temperaturama od 1500°C do 3000°C nekoliko sati u prisustvu katalizatora (Ni). Najveći dio proizvoda su mali kristali (od 1 do nekoliko mm) i dijamantska prašina.

Karabin- alotropska modifikacija ugljika, u kojoj atomi ugljika formiraju linearne lance tipa:

–S≡S–S≡S–S≡S–(α-karbin, poliin) ili =C=C=C=C=C=C=(β-kabin, polien)

Razmak između ovih lanaca je manji nego između slojeva grafita zbog jače međumolekularne interakcije.

Karbin je crni prah, poluvodič. Hemijski je aktivniji od grafita.

fuleren- alotropska modifikacija ugljika formiranog od molekula C 60, C 70 ili C 84. Na sfernoj površini molekule C 60 atomi ugljika nalaze se na vrhovima 20 pravilnih šesterokuta i 12 pravilnih peterokuta. Svi fulereni su zatvorene strukture atoma ugljika. Kristali fulerena su tvari molekularne strukture.

Silicijum. Postoji samo jedna stabilna alotropska modifikacija silicijuma, čija je kristalna rešetka slična onoj u dijamanta. Silicijum - tvrdi, vatrostalni ( t° pl \u003d 1412 ° C), vrlo krhka tvar tamno sive boje s metalnim sjajem, u standardnim uvjetima - poluvodič.

Elementi ugljenik C, silicijum Si, germanijum Ge, kalaj Sn i olovo Pb čine IVA grupu periodnog sistema D.I. Mendeljejev. Opšta elektronska formula valentnog nivoa atoma ovih elemenata je n s 2n str 2, dominantna oksidaciona stanja elemenata u jedinjenjima +2 i +4. Prema elektronegativnosti, elementi C i Si su klasifikovani kao nemetali, a Ge, Sn i Pb su klasifikovani kao amfoterni elementi, čija se metalna svojstva povećavaju sa povećanjem serijskog broja. Stoga su u jedinjenjima kositra(IV) i olova(IV) hemijske veze kovalentne, za olovo(II) i, u manjoj mjeri, za kalaj(II), poznati su jonski kristali. U nizu elemenata od C do Pb stabilnost oksidacionog stanja +4 se smanjuje, a +2 povećava. Jedinjenja olova(IV) su jaki oksidanti, jedinjenja ostalih elemenata u +2 oksidacionom stanju su jaki redukcioni agensi.

Jednostavne supstance ugljen, silicijum i germanijum su hemijski prilično inertni i ne reaguju sa vodom i neoksidirajućim kiselinama. Kalaj i olovo također ne reagiraju s vodom, ali pod djelovanjem neoksidirajućih kiselina prelaze u otopinu u obliku kalaja(II) i olova(II). Alkalije ne prenose ugljenik u rastvor, silicijum se teško prenosi, a germanijum reaguje sa alkalijama samo u prisustvu oksidacionih sredstava. Kalaj i olovo reaguju sa vodom u alkalnom mediju, pretvarajući se u hidrokso komplekse kalaja(II) i olova(II). Reaktivnost jednostavnih supstanci IVA grupe raste s porastom temperature. Dakle, kada se zagriju, svi oni reagiraju s metalima i nemetalima, kao i sa oksidirajućim kiselinama (HNO 3, H 2 SO 4 (konc.) itd.). Koncentrovana dušična kiselina, kada se zagrije, oksidira ugljik u CO 2 ; silicijum se hemijski rastvara u mešavini HNO 3 i HF, pretvarajući se u vodonik heksafluorosilikat H 2 . Razrijeđena dušična kiselina pretvara kalaj u kalaj(II) nitrat, a koncentrirana dušična kiselina u hidratizirani kalaj(IV) oksid SnO 2 n H 2 O, zv β - kositra kiselina. Olovo pod dejstvom vruće azotne kiseline formira olovo (II) nitrat, dok hladna azotna kiselina pasivira površinu ovog metala (formira se oksidni film).

Ugljik u obliku koksa koristi se u metalurgiji kao jako redukciono sredstvo koje stvara CO i CO 2 u zraku. Ovo omogućava dobijanje slobodnog Sn i Pb iz njihovih oksida - prirodnih SnO 2 i PbO, dobijenih prženjem ruda koje sadrže olovo sulfid. Silicijum se može dobiti termičkom metodom magnezijuma iz SiO 2 (sa viškom magnezijuma nastaje i Mg 2 Si silicid).

hemija ugljenik je uglavnom hemija organskih jedinjenja. Od neorganskih derivata ugljika karakteristični su karbidi: slani (kao što su CaC 2 ili Al 4 C 3), kovalentni (SiC) i metali slični (npr. Fe 3 C i WC). Mnogi karbidi slični solima potpuno su hidrolizirani oslobađanjem ugljikovodika (metan, acetilen, itd.).

Ugljik formira dva oksida: CO i CO 2 . Ugljenmonoksid se koristi u pirometalurgiji kao jako redukciono sredstvo (konvertuje metalne okside u metale). CO također karakteriziraju reakcije adicije sa stvaranjem karbonilnih kompleksa, na primjer. Ugljični monoksid je oksid koji ne stvara soli; otrovan je ("ugljen-monoksid"). Ugljen dioksid je kiseli oksid, u vodenom rastvoru postoji u obliku CO 2 · H 2 O monohidrata i slabe dvobazne ugljene kiseline H 2 CO 3. Rastvorljive soli ugljične kiseline - karbonati i bikarbonati - zbog hidrolize imaju pH > 7.

Silicijum formira nekoliko vodikovih spojeva (silana), koji su vrlo isparljivi i reaktivni (samozapaljivi na zraku). Za dobivanje silana koristi se interakcija silicida (na primjer, magnezijev silicid Mg 2 Si) s vodom ili kiselinama.

Silicijum u oksidacionom stanju +4 je uključen u SiO 2 i veoma je brojan i često veoma složen po strukturi i sastavu silikatnih jona (SiO 4 4–; Si 2 O 7 6–; Si 3 O 9 6–; Si 4 O 11 6– ; Si 4 O 12 8– itd.), čiji je elementarni fragment tetraedarska grupa. Silicijum dioksid je kiseli oksid; reaguje sa alkalijama tokom fuzije (formirajući polimetasilikate) i u rastvoru (formirajući ortosilikatne jone). Iz otopina silikata alkalnih metala, pod djelovanjem kiselina ili ugljičnog dioksida, nastaje precipitat silicijum dioksid hidrata SiO 2 n H 2 O, u ravnoteži sa kojom je slaba orto-silicijumska kiselina H 4 SiO 4 uvek u rastvoru u maloj koncentraciji. Vodene otopine silikata alkalnih metala imaju pH > 7 zbog hidrolize.

Tin i olovo u oksidacionom stanju +2 formiraju okside SnO i PbO. Kalitar(II) oksid je termički nestabilan i razlaže se na SnO 2 i Sn. Olovo(II) oksid je, s druge strane, vrlo stabilan. Nastaje sagorevanjem olova u vazduhu i nalazi se u prirodi. Kalaj(II) i olovo(II) hidroksidi su amfoterni.

Tin(II) aquacation pokazuje jaka kisela svojstva i stoga je stabilan samo pri 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.

Oksidi kositra(IV) i olova(IV) su amfoterni sa dominantnim kiselim svojstvima. Na njih odgovaraju EO 2 polihidrati n H 2 O, prelazeći u rastvor u obliku hidrokso kompleksa pod dejstvom viška alkalija. Kalijum(IV) oksid nastaje prilikom sagorevanja kalaja na vazduhu, a olovo(IV) oksid se može dobiti samo dejstvom jakih oksidacionih sredstava (na primer, kalcijum hipohlorita) na jedinjenja olova(II).

Kovalentni kalaj(IV) hlorid se potpuno hidrolizira vodom uz oslobađanje SnO 2, a olovo(IV) hlorid se pod dejstvom vode razlaže, oslobađajući hlor i redukuje se u olovo(II) hlorid.

Jedinjenja kalaja(II) pokazuju redukciona svojstva, posebno jaka u alkalnoj sredini, a jedinjenja olova(IV) pokazuju svojstva oksidacije, posebno jaka u kiseloj sredini. Uobičajeno jedinjenje olova je njegov dvostruki oksid (Rb 2 II Rb IV)O 4 . Ovo jedinjenje se raspada pod dejstvom azotne kiseline, a olovo (II) prelazi u rastvor u obliku kationa, a olovo (IV) oksid precipitira. Olovo(IV) prisutno u dvostrukom oksidu odgovorno je za jaka oksidaciona svojstva ovog spoja.

Germanijum(IV) i kalaj(IV) sulfidi, zbog amfoterne prirode ovih elemenata, kada se doda višak natrijum sulfida, formiraju rastvorljive tiosoli, na primer, Na 2 GeS 3 ili Na 2 SnS 3 . Ista kalaj(IV) tiosalt se može dobiti iz kalaj(II) sulfida SnS njegovom oksidacijom sa natrijum polisulfidom. Tiosoli se uništavaju pod dejstvom jakih kiselina uz oslobađanje gasovitog H 2 S i taloženje GeS 2 ili SnS 2 . Olovo(II) sulfid ne reaguje sa polisulfidima, a olovo(IV) sulfid je nepoznat.