Alarühma iva elementide võrdlusomadused. IVA rühma elementide üldised omadused. Olulisemad süsinikuühendid

8. loeng

TEEMA : rühmaelemendid IVA.

Süsinik

Loengul uuritud küsimused:

1. IVA rühm.
2. Süsinik. Süsiniku üldised omadused.
3. Süsiniku keemilised omadused.
4. Süsiniku olulisemad ühendid.

Elementide üldised omadused IVA rühm

Põhialarühma elementide juurde IV rühmad kuuluvad C, Si, Ge, Sn, P sisse. Välise valentsitaseme elektrooniline valem nS 2 np 2 , see tähendab, et neil on 4 valentselektroni ja need on p elemendid, seega on nad peamises alarühmas IV rühm.

││││

│↓│np

Aatomi põhiolekus on kaks elektroni paaris ja kaks paarita. Süsiniku väliskestal on 2 elektroni, ränil 8 ja Ge, Sn, P c – igaüks 18 elektroni. Sellepärast Ge, Sn, P in ühendatakse germaaniumi alamrühmaks (need on täielikud elektroonilised analoogid).

Selles p-elementide alamrühmas, nagu ka teistes p-elementide alamrühmades, muutuvad elementide aatomite omadused perioodiliselt:

Tabel 9

Seega alarühmas ülalt alla aatomi raadius suureneb, mistõttu ionisatsioonienergia väheneb, seega suureneb elektronide loovutamise võime ja väheneb järsult kalduvus täiendada välist elektronkihti oktetiks, nii et C-st kuni Pb, redutseerivad omadused ja metallilised omadused suurenevad ning mittemetallilised omadused vähenevad. Süsinik ja räni on tüüpilised mittemetallid, Ge metallilised omadused on juba ilmnemas ja välimuselt näeb see välja nagu metall, kuigi tegemist on pooljuhiga. Tina puhul on metallilised omadused juba ülekaalus ja plii on tüüpiline metall.

Omades 4 valentselektroni, võivad aatomid nende ühendites näidata oksüdatsiooniastet minimaalsest (-4) maksimumini (+4) ja neid iseloomustab isegi S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 on tüüpiline C ja jaoks Si metallidega.

Suhte olemus teiste elementidega.Süsinik moodustab ainult kovalentseid sidemeid, räni moodustab samuti valdavalt kovalentseid sidemeid. Tina ja plii jaoks, eriti S.O. = +2, sideme ioonne olemus on iseloomulikum (näiteks Рв( EI 3) 2).

kovalentsus määratud aatomi valentsstruktuuriga. Süsinikuaatomil on 4 valentsorbitaali ja maksimaalne kovalentsus on 4. Teiste elementide puhul võib kovalentsus olla suurem kui neli, kuna valents on olemas d alamtasand (näiteks H2 [SiF6]).

Hübridiseerimine . Hübridisatsiooni tüüp määratakse valentsorbitaalide tüübi ja arvu järgi. Süsinik on ainult S - ja p-valentsi orbitaalid, nii et see võib olla Sp (karbiin, CO 2, CS 2), Sp 2 (grafiit, benseen, COCl 2), Sp 3 hübridisatsioon (CH 4, teemant, CCl 4 ). Räni puhul kõige iseloomulikum Sp 3 - hübridisatsioon (SiO 2, SiCl 4 ), kuid sellel on valents d -alamtase, seega on ka Sp 3 p 2 - hübridisatsioon, näiteks H2 [SiF6].

IV PSE rühm on D.I. Mendelejevi tabeli keskel. Siin on selgelt näha omaduste järsk muutus mittemetallidelt metallidele. Eraldi käsitleme süsinikku, seejärel räni, seejärel germaaniumi alarühma elemente.

Süsinik. Süsiniku üldised omadused

Süsinikusisaldus maakoores on madal (umbes 0,1 massiprotsenti). Suurem osa sellest sisaldub halvasti lahustuvates karbonaatides (CaCO 3, MgCO3 ), nafta, kivisüsi, maagaas. CO sisaldus 2 õhus on väike (0,03%), kuid selle kogumass on ligikaudu 600 miljonit tonni. Süsinik on osa kõigi elusorganismide kudedest (taime- ja loomamaailma põhikomponent). Süsinikku leidub ka vabas olekus, peamiselt grafiidi ja teemandi kujul.

Looduses tuntakse süsinikku kui kahte stabiilset isotoopi: 12C (98,892%) ja 13 C (1,108%). Kosmiliste kiirte mõjul tekib atmosfääris ka teatud kogus β-radioaktiivset isotoopi. 14 KÄTTE: . Sisu järgi 14 Taimejääkide hulgas hinnatakse nende vanust. Samuti on saadud radioaktiivseid isotoope massinumbritega 10–16.

Erinevalt F 2, N 2, O 2 süsiniku lihtsatel ainetel on polümeerne struktuur. Vastavalt valentsorbitaalide hübridisatsiooni iseloomulikele tüüpidele võivad C-aatomid ühineda kolmemõõtmelise modifikatsiooni polümeerseteks moodustisteks (teemant, sp 3 ), kahemõõtmeline või kihiline modifikatsioon (grafiit, Sp 2 ) ja lineaarne polümeer (karabiin, sp).

Süsiniku keemilised omadused

Keemiliselt on süsinik väga inertne. Kuid kuumutamisel on see võimeline suhtlema paljude metallide ja mittemetallidega, avaldades samal ajal nii oksüdeerivaid kui ka redutseerivaid omadusi.

Teemant + 2 F 2 → CF 4 , ja grafiit moodustab grafiitfluoriidi CF

(ja seejärel + F 2 → CF 4 ). Üks teemandi grafiidist eraldamise meetodeid põhineb erineval suhtumisel fluori. Süsinik ei reageeri teiste halogeenidega. Hapnikuga (O 2 ) hapnikupuudusega süsinik moodustab CO, hapniku ülejäägiga moodustab CO 2 .

2C + O2 → 2CO; C + O 2 → CO 2.

Kõrgetel temperatuuridel reageerib süsinik metallidega, moodustades metallikarbiidid:

Ca + 2C \u003d CaC 2.

Kuumutamisel reageerib vesiniku, väävli, räniga:

t o t o

C + 2 H 2 \u003d CH 4 C + 2S ↔ CS 2

C + Si = SiC.

Süsinik reageerib ka keeruliste ainetega. Kui veeaur juhitakse läbi kuumutatud kivisöe, moodustub CO ja H segu. 2 - vesigaas (temperatuuril üle 1200 C kohta):

C + HOH \u003d CO + H 2.

Seda segu kasutatakse laialdaselt gaaskütusena.

Kõrgetel temperatuuridel on süsinik võimeline redutseerima paljusid metalle nende oksiididest, mida kasutatakse laialdaselt metallurgias.

ZnO + C → Zn + CO

Olulisemad süsinikuühendid

1. metallkarbiidid.

Kuna on tavaline, et süsinik moodustab homoahelaid, ei vasta enamiku karbiidide koostis süsiniku oksüdatsiooniastmele, mis on võrdne (-4). Keemilise sideme tüübi järgi eristatakse kovalentseid, ioon-kovalentseid ja metallkarbiide. Enamasti saadakse karbiidid vastavate lihtainete või nende oksiidide tugeval kuumutamisel süsinikuga

T o t o

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

Sel juhul saadakse erineva koostisega karbiidid.

Soolataolised või ioonkovalentsed karbiidid on aktiivsete ja mõnede teiste metallide ühendid: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C . Nendes ühendites on keemiline side ioonse ja kovalentse vahepealne. Vee või lahjendatud hapete toimel need hüdrolüüsitakse ja saadakse hüdroksiidid ja vastavad süsivesinikud:

CaC2 + 2HON → Ca (OH)2 + C2H2;

Al4C3 + 12HOH → 4Al(OH)3 + 3CH4.

Metallkarbiidides hõivavad süsinikuaatomid metallide struktuurides oktaeedrilisi tühimikke (külgmised alarühmad IV - VIII rühmad). Need on väga kõvad, tulekindlad ja kuumakindlad ained, paljudel neist on metallilised omadused: kõrge elektrijuhtivus, metalliline läige. Selliste karbiidide koostis varieerub laias vahemikus. Seega on titaankarbiididel koostis TiC 0,6-1,0.

Kovalentsed karbiidid - SiC ja B 4 C. Need on polümeersed. Nendes olev keemiline side läheneb puhtalt kovalentsele sidemele, kuna boor ja räni on PSC-s süsiniku naabrid ning on sellele aatomi raadiuse ja OEO poolest lähedased. Need on väga kõvad ja keemiliselt inertsed. Metaani CH võib pidada ka kõige lihtsamaks kovalentseks karbiidiks. 4 .

1. Süsinikhalogeniidid

Süsinik moodustab halogeenidega palju ühendeid, millest lihtsaimatel on valem CH al 4 st süsiniktetrahalogeniidid. Nendes S.O. süsinik on +4, sp 3 -C-aatomi hübridiseerumine, seega molekulid C Н al 4 - tetraeedrid. CF 4 - gaas, CCl 4 - vedelik, CBr 4 ja CJ 4 - tahked ained. Ainult CF4 saadud otse F2 ja C, süsinik ei reageeri teiste halogeenidega. Süsiniktetrakloriid saadakse süsinikdisulfiidi kloorimisel:

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

Kõik CH al 4 vees lahustumatu, kuid orgaanilistes lahustites lahustuv.

t o , Kat

CH al 4 (g) + 2HON (g) \u003d CO 2 + 4HNa l (d) (hüdrolüüs toimub tugeval kuumutamisel ja katalüsaatori juuresolekul). Praktilise tähtsusega CF 4 , SS l 4 .

CF4 , aga ka näiteks teisi fluoritud süsinikuühendeid CF2Cl2 (difluorodiklorometaan) kasutatakse freoonidena - külmutusmasinate tööainetena.

CCl 4 kasutatakse orgaaniliste ainete (rasvad, õlid, vaigud) mittesüttiva lahustina, samuti tulekustutite vedelikuna.

1. Süsinikoksiid (P).

Süsinikoksiid (P) CO on värvitu lõhnatu gaas, mis lahustub vees vähe. Väga mürgine (süsinikmonooksiid): CO-ga seotud hemoglobiin kaotab oma võime ühineda O-ga 2 ja olla selle kandja.

Süsinikmonooksiid (P) saadakse:

• süsiniku 2C + O mittetäieliku oksüdatsiooniga 2 = 2CO;

• tööstuses saadakse need reaktsioonil: CO 2 + C = 2CO;
• ülekuumendatud veeauru juhtimisel üle kuuma kivisöe:

C + HOH \u003d CO + H 2 t o

• karbonüülide lagunemine Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
• laboris saadakse CO, toimides sipelghappele vett eemaldavate ainetega ( H2SO4, P2O5):

HCOOH → CO + HOH.

Kuid CO ei ole sipelghappe anhüdriid, kuna CO-s on süsinik kolmevalentne ja HCOOH-s neljavalentne. Seega on CO mittesoola moodustav oksiid.

CO lahustuvus vees on madal ja keemilist reaktsiooni ei toimu. CO molekulis, nagu molekulis N 2 - kolmikside. Valentssidemete meetodi kohaselt moodustub 2 sidet kahe paaritu p - elektroni C ja O (iga aatomi) paaristumise tõttu ning kolmas - vastavalt doonor-aktseptormehhanismile vaba 2p orbitaali tõttu. C-aatom ja 2p - hapnikuaatomi elektronpaar: C ≡ O CO kolmikside on väga tugev ja selle energia on väga suur (1066 kJ / mol) - rohkem kui N 2 . Süsinikmonooksiidi (P) puhul on iseloomulikud järgmised kolme tüüpi reaktsioonid:

1. oksüdatsioonireaktsioonid. CO on tugev redutseerija, kuid tänu molekulis olevale tugevale kolmiksidemele kulgevad CO-ga seotud redoksreaktsioonid kiiresti ainult kõrgetel temperatuuridel. Metallurgias on suur tähtsus oksiidide redutseerimisel CO abil kuumutamisel.

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

CO võib hapnikuga oksüdeerida: t o

2CO + O 2 \u003d 2CO 2.

1. CO veel üks iseloomulik keemiline omadus on kalduvusliitumisreaktsioonid, mis on tingitud süsiniku valentsküllastamatusest CO-s (nendes reaktsioonides läheb süsinik neljavalentsesse olekusse, mis on talle iseloomulikum kui süsiniku kolmevalentsus CO-s).

Seega reageerib CO klooriga, moodustades fosgeeni COC l2:

CO + Cl 2 \u003d COCl 2 (selles reaktsioonis on CO ka redutseerija). Reaktsiooni kiirendab valguse ja katalüsaatori toime. Fosgeen on pruun gaas, väga mürgine – tugev mürgine aine. Hüdrolüüsib aeglaselt COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.

Fosgeeni kasutatakse erinevate ainete sünteesil ning Esimeses maailmasõjas kasutati seda keemilise sõja vahendina.

Kuumutamisel reageerib CO väävliga, moodustades süsiniksulfoksiidi COS:

CO + S = COS (gaas).

Rõhu all kuumutamisel reageerib CO vesinikuga, moodustades metanooli

t o , lk

CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.

Metanooli süntees CO-st ja H-st 2 on üks tähtsamaid keemiatööstusi.

1. erinevalt enamikust teistest süsinikuühenditest on CO-molekulil C-aatomi juures jagamata elektronpaar. Seetõttu võib CO-molekul toimida ligand erinevates kompleksides. Eriti palju on süsinikdioksiidi metalliaatomitele lisamise saadusi, mida nimetatakse karbonüülideks. Tuntakse umbes 1000 karbonüüli, sealhulgas karbonüüle, mis sisaldavad peale CO ka teisi ligande. Karbonüülid (kompleksid) saavad:

T, p t, lk

Fe + 5CO → Ni + 4CO → .

On gaasilisi, vedelaid ja tahkeid karbonüüle, milles metalli oksüdatsiooniaste on 0. Kuumutamisel karbonüülid lagunevad ja saadakse väga kõrge puhtusastmega pulbrilisi metalle:

t o

Ni(CO)4 → Ni + 4CO.

Karbonüüle kasutatakse sünteesides ja väga puhaste metallide saamiseks. Kõik karbonüülid, nagu CO, on äärmiselt mürgised.

1. Süsinikoksiid (IV).

CO 2 molekul on lineaarse struktuuriga (O = C = O), Sp - süsinikuaatomi hübridiseerumine. Kaks σ-tüüpi sidet tekivad kahe kattumise tõttu Sp – C-aatomi hübriidorbitaalid ja kaks 2р X - kahe hapnikuaatomi orbitaalid, millel paardumata elektronid. 2p kattumisel tekib veel kaks π-tüüpi sidet y - ja 2p z - C-aatomi orbitaalid (mittehübriidsed) vastava 2p-ga y - ja 2p z - hapnikuaatomite orbitaalid.

CO 2 saamine:

- tööstusessaadakse lubjakivi röstimisel

CaCO 3 → CaO + CO 2;

Laboris saadud Kippi aparaadis vastavalt reaktsioonile

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.

CO füüsikalised omadused 2 : see on gaas, õhust raskem, lahustuvus vees on madal (0 umbes C 1 liitris vees lahustab 1,7 liitrit CO 2 ja kell 15 C lahustab 1 liitri CO 2 ), samas kui osa lahustunud CO 2 reageerib veega, moodustades süsihappe:

HOH + CO 2 ↔ H 2 CO 3 . Tasakaal nihkub vasakule (←), seega suurem osa lahustunud CO-st 2 CO 2, mitte happe kujul.

AT keemiliselt CO 2 avaldab: a) happeoksiidi omadusi ja koostoimel leeliselahustega tekivad karbonaadid ja CO liiaga 2 - süsivesinikud:

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

b) oksüdeerivad omadused, kuid oksüdeerivad omadused CO2 on väga nõrgad, kuna S.O. = +4 on süsiniku kõige iseloomulikum oksüdatsiooniaste. Samal ajal CO 2 vähendatud CO-ks või C-ks:

C + CO 2 ↔ 2CO.

C O 2 kasutatakse sooda tootmisel, tulekahjude kustutamisel, mineraalvee valmistamisel, inertse sünteesikeskkonnana.

1. Süsinikhape ja selle soolad

Süsinikhapet tuntakse ainult lahjendatud vesilahustes. Moodustatud CO interaktsioonil 2 veega. Vesilahuses on suurem osa lahustunud CO 2 hüdraatunud olekus ja ainult väike osa H kujul 2 CO 3, HCO 3 -, CO 3 2- st tasakaal saavutatakse vesilahuses:

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

Tasakaal on tugevalt nihkunud vasakule (←) ja selle asend sõltub temperatuurist, keskkonnast jne.

Süsinikhapet peetakse nõrgaks happeks (K 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). See on näiv ionisatsioonikonstant K ja tema. , on see seotud vees lahustunud CO koguhulgaga 2 , ja mitte süsihappe tegelikule kontsentratsioonile, mis pole täpselt teada. Kuid kuna molekulid H 2 CO 3 lahuses on väike, siis tõeline K ja tema. süsihapet on palju rohkem kui eespool näidatud. Nii et ilmselt K tegelik väärtus 1 ≈ 10 -4 st süsihape on keskmise tugevusega hape.

Soolad (karbonaadid) lahustuvad tavaliselt vees vähe. Karbonaadid lahustuvad hästi+, Na+, Rv+, Cs+, Tl +1, NH4+ . Bikarbonaadid lahustuvad erinevalt karbonaatidest enamasti vees.

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

Kuumutamisel lagunevad karbonaadid, moodustades metallioksiidi ja CO 2 .Mida tugevamad on katiooni moodustava elemendi metallilised omadused, seda stabiilsem on karbonaat. Niisiis, Na2CO3 sulab lagunemata; CaCO 3 laguneb 825 juures o C ja Ag 2 CO 3 laguneb 100 juures umbes C. Bikarbonaadid lagunevad kergel kuumutamisel:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

1. Karbamiid ja süsinikdisulfiid.

Karbamiid või uurea saadakse CO toimel 2 vesilahuse jaoks H 3 N 130 o C ja 1,10 7 Pa juures.

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

Karbamiid on valge kristalne aine. Seda kasutatakse lämmastikväetisena, kariloomade söötmiseks, plastide, ravimite (veronal, luminal) tootmiseks.

Süsinikdisulfiid (süsinikdisulfiid) - CS2 tavatingimustes - lenduv värvitu vedelik, mürgine. Puhas CS2 Sellel on kerge meeldiv lõhn, kuid kokkupuutel õhuga on sellel oksüdatsiooniproduktide vastik lõhn. Süsinikdisulfiid ei lahustu vees; kuumutamisel (150 umbes C) hüdrolüüsib CO-ks 2 ja H2S:

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

Süsinikdisulfiid oksüdeerub kergesti ja süttib kergel kuumutamisel õhu käes kergesti: CS 2 + 3 O 2 \u003d CO 2 + 2 SO 2.

Süsinikdisulfiid tekib väävliauru koostoimel kuuma kivisöega. Süsinikdisulfiidi kasutatakse hea lahustina orgaaniliste ainete, fosfori, väävli, joodi jaoks. Enamus CS2 Seda kasutatakse viskoossiidi saamiseks ja vahendina kahjurite vastu võitlemiseks põllumajanduses.

1. Vesiniktsüaniid, tiotsüanaat ja tsüaanhape.

Vesiniktsüaniidhape HCN (või vesiniktsüaniidhape) on lineaarse struktuuriga, koosneb kahte tüüpi tautomeerses tasakaalus olevatest molekulidest, mis on toatemperatuuril nihutatud vasakule:

H - C ≡ N ↔ H - N ≡ C

tsüaniid isotsüaniid

vesinik vesinik

HCN - See on lenduv vedelik mandlilõhnaga, üks tugevamaid mürke, seguneb veega mis tahes vahekorras. vesilahuses HCN - nõrk hape (K = 7,9 ∙ 10-10 ), mis on palju nõrgem kui süsihape.

Tööstuses HCN saadud katalüütilise reaktsiooniga:

t o , kat

CO + NH 3 → HCN + HOH.

Soolad (tsüaniidid) saadakse karbonaatide redutseerimisel süsinikuga kuumutamisel:

Na2CO3 + C + 2NH3 \u003d 2NaCN + 3H2O.

Vesiniktsüaniidi kasutatakse orgaanilises sünteesis ja NaCN ja KCN - kulla kaevandamisel, komplekstsüaniidide tootmisel jne.

Tsüaniidid on aluselised ( NaCN) ja hape (JCN ). Aluselise tsüaniidi hüdrolüüs:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).

Happelise tsüaniidi hüdrolüüsil tekib kaks hapet:

JCN + HOH = HJO + HCN.

tsüaniidid d -elemendid ei lahustu vees, kuid kompleksi moodustumise tõttu lahustuvad kergesti aluseliste tsüaniidide juuresolekul:

4KCN + Mn(CN)2 = K4.

Komplekssed tsüaniidid on väga stabiilsed.

Vesiniktiotsüanaat HSCN või HNCS on lineaarse struktuuriga ja koosneb kahte tüüpi molekulidest: H-S-C≡ NvõiH – N = C = S. Kristallilises tiotsüanaadisNaNCS, Ba(NCS) 2 metalliioon asub lämmastikuaatomi läheduses; sisseAgSCN, hg(SCN) 2 metalliioon - väävliaatomi lähedal.

Rodaniidid või tiotsüanaadid saadakse väävli toimel leelismetallide tsüaniididele (väävliga keevad lahused):

to

KCN + S = KNCS.

Veevaba vesiniktiotsüanaati saadakse plii (või elavhõbeda) tiotsüanaadi kuumutamisel voolusH2 S:

to

Rv(SCN)2 + H2 S →RvS↓ + 2HNCS.

HNCS- värvitu terava lõhnaga õline vedelik, mis kergesti laguneb. See lahustub hästi vees, vesilahusesHNCSmoodustab tugeva tiotsüanaathappe (K = 0,14). Rodaniide kasutatakse peamiselt kangaste värvimisel jaNH4 KNSkasutatakse ioonreagendinaFe3+ .

Tuntud on ka tautomeersed tsüanohapped (HOCN) ja isotsüaanhape (HNCO) happed:

.

See tasakaal toatemperatuuril nihkub vasakule.

Soolad – tsüanaadid ja isotsüanaadid saadakse tsüaniidide oksüdeerimisel: 2KCN + O2 = 2 KOCN. Tsüaanhape vesilahuses on keskmise tugevusega hape.

IVA grupp sisaldab kõige olulisemaid elemente, ilma milleta poleks ei meid ega Maad, millel me elame. See on süsinik - kogu orgaanilise elu alus ja räni - mineraalide kuningriigi "monarh".

Kui süsinik ja räni on tüüpilised mittemetallid ning tina ja plii on metallid, siis on germaaniumil vahepealne positsioon. Mõned õpikud liigitavad selle mittemetalliks, teised aga metalliks. See on hõbevalge värvusega ja näeb välja nagu metall, kuid sellel on teemanditaoline kristallvõre ja see on pooljuht, nagu räni.

Süsinikust pliiks (mittemetalliliste omaduste vähenemisega):

w negatiivse oksüdatsiooniastme stabiilsus väheneb (-4)

w kõrgeima positiivse oksüdatsiooniastme stabiilsus väheneb (+4)

w suurendab madala positiivse oksüdatsiooniastme stabiilsust (+2)

Süsinik on kõigi organismide peamine koostisosa. Looduses leidub nii süsinikust moodustunud lihtaineid (teemant, grafiit) kui ka ühendeid (süsinikdioksiid, erinevad karbonaadid, metaan ja muud süsivesinikud maagaasi ja nafta koostises). Süsiniku massiosa kivisöes ulatub 97% -ni.
Põhiolekus olev süsinikuaatom võib vahetusmehhanismi abil moodustada kaks kovalentset sidet, kuid selliseid ühendeid tavatingimustes ei teki. Süsinikuaatom, mis läheb ergastatud olekusse, kasutab kõiki nelja valentselektroni.
Süsinik moodustab üsna palju allotroopseid modifikatsioone (vt joonis 16.2). Need on teemant, grafiit, karabiin, mitmesugused fullereenid.

Anorgaanilistes ainetes on süsiniku oksüdatsiooniaste + II ja + IV. Nende süsiniku oksüdatsiooniastmetega oksiidi on kaks.
Süsinikoksiid (II) on värvitu mürgine gaas, lõhnatu. Triviaalne nimi on süsinikmonooksiid. See moodustub süsinikku sisaldava kütuse mittetäieliku põlemise käigus. Selle molekuli elektroonilise struktuuri kohta vt lk 121. Keemiliste omaduste poolest on CO mittesoola moodustav oksiid, kuumutamisel on sellel redutseerivad omadused (redutseerib paljud mitteaktiivsete metallide oksiidid metalliks).
Süsinikoksiid (IV) on värvitu ja lõhnatu gaas. Triviaalne nimi on süsinikdioksiid. Happe oksiid. See lahustub vees (füüsiliselt) vähesel määral, reageerib sellega osaliselt, moodustades süsihappe H2CO3 (selle aine molekulid esinevad ainult väga lahjendatud vesilahustes).
Süsinikhape on väga nõrk kahealuseline hape, mis moodustab kaks soolade seeriat (karbonaadid ja vesinikkarbonaadid). Enamik karbonaate on vees lahustumatud. Bikarbonaatidest eksisteerivad üksikute ainetena ainult leelismetalli- ja ammooniumvesinikkarbonaadid. Nii karbonaadi ioon kui ka vesinikkarbonaadi ioon on aluse osakesed; seetõttu läbivad nii karbonaadid kui ka vesinikkarbonaadid vesilahustes aniooni hüdrolüüsi.
Karbonaatidest on olulisemad naatriumkarbonaat Na2CO3 (sooda, sooda, pesusooda), naatriumvesinikkarbonaat NaHCO3 (sooda, sooda), kaaliumkarbonaat K2CO3 (kaalium) ja kaltsiumkarbonaat CaCO3 (kriit, marmor, lubjakivi).
Kvalitatiivne reaktsioon süsinikdioksiidi esinemisele gaasisegus: kaltsiumkarbonaadi sademe moodustumine, kui katsegaas juhitakse läbi lubjavee (kaltsiumhüdroksiidi küllastunud lahus) ja sellele järgnev sademe lahustumine koos gaasi edasise läbimisega . Toimuvad reaktsioonid:

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

Farmakoloogias ja meditsiinis kasutatakse laialdaselt erinevaid süsinikuühendeid - süsihappe ja karboksüülhapete derivaate, erinevaid heterotsükkele, polümeere ja muid ühendeid. Niisiis, karboleeni (aktiivsüsi) kasutatakse mitmesuguste toksiinide imendumiseks ja kehast eemaldamiseks; grafiit (salvide kujul) - nahahaiguste raviks; süsiniku radioaktiivsed isotoobid – teaduslikuks uurimiseks (radiosüsiniku analüüs).

Süsinik on kõigi orgaaniliste ainete alus. Iga elusorganism koosneb suures osas süsinikust. Süsinik on elu alus. Elusorganismide süsinikuallikaks on tavaliselt atmosfäärist või veest pärinev CO 2. Fotosünteesi tulemusena satub see bioloogilistesse toiduahelatesse, milles elusolendid söövad üksteist või üksteise jäänuseid ja eraldavad seeläbi süsinikku, et ehitada oma keha. Süsiniku bioloogiline tsükkel lõpeb kas oksüdeerumise ja atmosfääri tagasipöördumisega või kõrvaldamisega söe või nafta kujul.

Analüütilised reaktsioonid karbonaat - ioon CO 3 2-

Karbonaadid on ebastabiilse, väga nõrga süsihappe H 2 CO 3 soolad, mis vabas olekus vesilahustes on ebastabiilsed ja lagunevad CO 2 vabanemisega: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Ammoonium-, naatrium-, rubiidium-, tseesiumkarbonaadid lahustuvad vees. Liitiumkarbonaat lahustub vees vähe. Teised metallikarbonaadid lahustuvad vees vähe. Süsivesinikud lahustuvad vees. Karbonaat - vesilahustes olevad ioonid on värvitud, läbivad hüdrolüüsi. Leelismetallide vesinikkarbonaatide vesilahused ei määrdu, kui neile lisada tilk fenoolftaleiini lahust, mis võimaldab eristada karbonaadi lahuseid vesinikkarbonaadi lahustest (farmakopöa test).

1. Reaktsioon baariumkloriidiga.

Ba 2+ + COz 2 - -> BaCO 3 (valge peenkristalliline)

Sarnased karbonaatide sademed annavad kaltsiumkatioonid (CaCO 3) ja strontsiumi (SrCO 3). Sade lahustub mineraalhapetes ja äädikhappes. H2SO4 lahuses moodustub valge BaSO4 sade.

Sademele lisatakse aeglaselt tilkhaaval HC1 lahust, kuni sade on täielikult lahustunud: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reaktsioon magneesiumsulfaadiga (farmakopöa).

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

Bikarbonaat - HCO 3 ioon - moodustab magneesiumsulfaadiga ainult keemisel MgCO 3 sademe: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

MgCO 3 sade lahustub hapetes.

3. Reaktsioon mineraalhapetega (farmakopöa).

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

Tekkinud gaasiline CO 2 tuvastatakse baritoni või lubjavee hägususe järgi gaaside, gaasimullide (CO 2) tuvastamise seadmes, katseklaasis - vastuvõtjas - lahuse hägusus.

4. Reaktsioon uranüülheksatsüanoferraadiga (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (pruun) -> 2 UO 2 CO 3 (värvitu) + 4 -

Uranüülheksatsüanoferraadi (II) pruun lahus saadakse uranüülatsetaadi (CH 3 COO) 2 UO 2 lahuse segamisel kaaliumheksatsüanoferraadi (II) lahusega:

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

Saadud lahusele lisatakse segades tilkhaaval Na2CO3 või K2C03 lahus, kuni pruun värvus kaob.

5. Karbonaat - ioonide ja bikarbonaadi - ioonide eraldi avastamine reaktsioonide teel kaltsiumi katioonide ja ammoniaagiga.

Kui lahus sisaldab samaaegselt karbonaatioone ja vesinikkarbonaadi ioone, siis saab igaüks neist eraldi avada.

Selleks lisatakse analüüsitavale lahusele esmalt liig CaCl 2 lahust. Sel juhul sadestub CO3 2 CaCO 3 kujul:

COz 2 - + Ca 2+ \u003d CaCO 3

Bikarbonaat - ioonid jäävad lahusesse, kuna Ca (HCO 3) 2 lahused vees. Sade eraldatakse lahusest ja viimasele lisatakse ammoniaagilahus. HCO 2 - -anioonid ammoniaagi ja kaltsiumi katioonidega sadestavad uuesti CaCO 3: HCO s - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Karbonaat-iooni muud reaktsioonid.

Karbonaat - ioonid, reageerides raud(III)kloriidi FeCl 3-ga, moodustavad pruuni sademe Fe (OH) CO 3, hõbenitraadiga - hõbekarbonaadi valge sademe Ag 2 CO3, lahustub HbTO3-s ja laguneb vees keetmisel. tume sade Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Atsetaat-iooni CH 3 COO analüütilised reaktsioonid

Atsetaat - ioon CH 3 COO- - nõrga ühealuselise äädikhappe anioon CH 3 COOH: vesilahustes värvitu, läbib hüdrolüüsi, ei oma redoksomadusi; üsna tõhus ligand ja moodustab paljude metallikatioonidega stabiilseid atsetaatkomplekse. Happelises keskkonnas alkoholidega reageerides annab see estreid.

Ammoonium, leelised ja enamik teisi metalliatsetaadid lahustuvad vees hästi. Hõbedaatsetaadid CH 3 COOAg ja elavhõbe (I) lahustuvad vees vähem kui teiste metallide atsetaadid.

1. Reaktsioon raud(III)kloriidiga (farmakopöa).

pH = 5-8 juures moodustab atsetaat-ioon Fe (III) katioonidega lahustuva tumepunase (tugeva teevärvi) atsetaadi või raud(III)hüdroksüatsetaadi.

Vesilahuses on see osaliselt hüdrolüüsitud; lahuse hapestamine mineraalhapetega pärsib hüdrolüüsi ja viib lahuse punase värvuse kadumiseni.

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

Keemisel sadestub lahusest punakaspruun aluselise raudatsetaadi (III) sade:

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

Sõltuvalt raua (III) ja atsetaadi - ioonide kontsentratsioonide suhtest võib sademe koostis muutuda ja vastata näiteks valemitele: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 või Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Reaktsiooni segavad anioonid CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, mis moodustavad rauaga (III) sadet, samuti SCN- anioonid (moodustavad punaseid komplekse Fe 3+ katioonidega), jodiid - ioon G, oksüdeerub joodiks 1 2, andes lahusele kollase värvuse.

2. Reaktsioon väävelhappega.

Atsetaat - tugevalt happelises keskkonnas ioon muutub nõrgaks äädikhappeks, mille aurudel on iseloomulik äädika lõhn:

CH3COO- + H+<- СН 3 СООН

Reaktsiooni takistavad anioonid NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, mis kontsentreeritud H 2 SO4 keskkonnas eraldavad ka iseloomuliku lõhnaga gaasilisi tooteid.

3. Äädikhappe etüüleetri moodustumise reaktsioon (farmakopöa).

Reaktsioon viiakse läbi väävelhappekeskkonnas. Etanooliga:

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

Vabanenud etüülatsetaat tuvastatakse iseloomuliku meeldiva lõhnaga. Hõbedasoolad katalüüsivad seda reaktsiooni, mistõttu on soovitatav reaktsiooni käigus lisada väike kogus AgNO 3.

Samamoodi tekib amüülalkoholiga C 5 HcOH reageerimisel ka meeldiva lõhnaga amüülatsetaat CH 3 COOC 5 Ni (-pirn-) Tundub etüülatsetaadile iseloomulik lõhn, mis segu ettevaatlikul kuumutamisel suureneb.

Analüütilised reaktsioonid tartraat - ROS ioon - CH(OH) - CH(OH) - COMP. Tartraadiioon – nõrga kahealuselise viinhappe anioon:

HO-CH-COOH

HO-CH-COOH

Tartraat – ioon lahustub vees hästi. Vesilahustes on tartraadiioonid värvitud, läbivad hüdrolüüsi ja on altid komplekside moodustumisele, mis annab stabiilsed tartraadikompleksid paljude metallide katioonidega. Viinhape moodustab kaks rida sooli - keskmised tartraadid, mis sisaldavad kahelaengulist tartraati - COCH (OH) CH (OH) COO - ioon ja happelised tartraadid - hüdrotartraadid, mis sisaldavad ühe laenguga hüdrotartraati - HOOOCH (OH) CH (OH) COO – ioon. Kaaliumhüdrotartraat (-tartar-) KNS 4 H 4 O 6 on vees praktiliselt lahustumatu, mida kasutatakse kaaliumi katioonide avamiseks. Ka keskmine kaltsiumisool lahustub vees vähe. Keskmine kaaliumisool K 2 C 4 H 4 O 6 lahustub vees hästi.

I. Reaktsioon kaaliumkloriidiga (farmakopöa).

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

2. Reaktsioon resortsinooliga happelises keskkonnas (farmakopöa).

Tartraadid moodustavad kontsentreeritud väävelhappe keskkonnas koos resortsinool meta - C 6 H 4 (OH) 2-ga kuumutamisel kirsipunase reaktsiooni produktid.

14) Reaktsioonid hõbeda ammoniaagikompleksiga. Välja langeb must metallilise hõbeda sade.

15) Reaktsioon raud(II)sulfaadi ja vesinikperoksiidiga.

FeSO 4 ja H 2 O 2 lahjendatud vesilahuse lisamine tartraate sisaldavale lahusele. viib purustatud värvi ebastabiilse rauakompleksi moodustumiseni. Järgnev töötlemine NaOH leeliselahusega põhjustab kompleksi sinise värvuse.

Oksalaadiooni C 2 O 4 2- analüütilised reaktsioonid

Oksalaatioon C 2 O 4 2- - kahealuselise oblikhappe H 2 C 2 O 4 anioon keskmise tugevusega, vees suhteliselt hästi lahustuv. Oksalaadi ioon vesilahustes on värvitu, osaliselt hüdrolüüsitud, tugev redutseerija, efektiivne ligand – moodustab paljude metallide katioonidega stabiilseid oksalaatkomplekse. Leelismetallide, magneesiumi ja ammooniumi oksalaadid lahustuvad vees, teised metallid aga vees vähelahustuvad.

1 Reaktsioon baariumkloriidiga Ba 2+ + C 2 O 4 2- \u003d BaC 2 O 4 (valge) Sade lahustub mineraalhapetes ja äädikhappes (keetmisel). 2. Reaktsioon kaltsiumkloriidiga (farmakopöa): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (valge)

Sade lahustub mineraalhapetes, kuid ei lahustu äädikhappes.

3. Reaktsioon hõbenitraadiga.

2 Ag + + C 2 O 4 2 -> Ag2C2O 4 .|. (kalgendatud) Lahustuvuse test. Sete jaguneb kolmeks osaks:

a). Esimesse sademega katseklaasi lisatakse tilkhaaval HNO 3 lahus segades, kuni sade lahustub;

b). Teise katseklaasi lisatakse tilkhaaval kontsentreeritud ammoniaagilahus koos sademega segades, kuni sade lahustub; sisse). Kolmandasse katseklaasi koos settega lisage 4-5 tilka HCl lahust; katseklaasi jääb valge hõbekloriidi sade:

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

4. Reaktsioon kaaliumpermanganaadiga. Oksalaatioonid KMPO 4-ga happelises keskkonnas oksüdeeritakse CO 2 vabanemisega; KMnO 4 lahus muutub mangaani (VII) redutseerimisel mangaaniks (II) värvituks:

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

KMPO 4 lahjendatud lahus. Viimane on värvi muutnud; toimub gaasimullide eraldumine - CO 2 .

38 VA rühma elemendid

Perioodilise tabeli VA rühma üldised omadused. kujul s x p y VA rühma elementide välise energiataseme elektrooniline konfiguratsioon.

Arseenil ja antimonil on erinevad allotroopsed modifikatsioonid: nii molekulaarsete kui metalliliste kristallvõredega. Kuid katioonsete vormide (As 3+ , Sb 3+) stabiilsuse võrdluse põhjal liigitatakse arseen mittemetalliks ja antimon metalliks.

oksüdatsiooniastmed on VA rühma elementide jaoks stabiilsed

Lämmastikust vismutini (mittemetalliliste omaduste vähenemisega):

w vähendab negatiivse oksüdatsiooniastme stabiilsust (-3) (vesinikühendite m. omadused)

w kõrgeima positiivse oksüdatsiooniastme stabiilsus väheneb (+5)

w suurendab madala positiivse oksüdatsiooniastme stabiilsust (+3)

tea

• süsiniku ja räni asukoht perioodilisustabelis, esinemine looduses ja praktiline rakendus;
• süsiniku ja räni aatomi struktuur, valents, oksüdatsiooniaste;
• lihtainete - grafiit, teemant ja räni - saamise meetodid ja omadused; süsiniku uued allotroopsed vormid;
• peamised süsiniku- ja räniühendite liigid;
• germaaniumi alarühma elementide omadused;

suutma

• koostab süsiniku ja räni lihtainete saamise reaktsioonide võrrandid ning nende ainete keemilisi omadusi iseloomustavad reaktsioonid;
• võrrelda süsinikurühma elementide omadusi;
• iseloomustada praktiliselt olulisi süsiniku ja räni ühendeid;
• teostada arvutusi süsiniku ja räni osalevate reaktsioonivõrrandite järgi;

oma

Oskused süsiniku, räni ja nende ühenditega seotud reaktsioonide kulgemise ennustamiseks.

Aatomite struktuur. Levimus looduses

Perioodilisuse tabeli IVA rühm koosneb viiest paarisaatomarvuga elemendist: süsinik C, räni Si, germaanium Ge, tina Sn ja plii Pb (tabel 21.1). Looduses on kõik rühma elemendid stabiilsete isotoopide segud. Süsinikul on kaks isogooni – *|С (98,9%) ja *§С (1,1%). Lisaks leidub looduses jälgi radioaktiivsest isotoobist "|C with t t= 5730 aastat. See moodustub pidevalt kosmilise kiirguse neutronite kokkupõrkel maa atmosfääri lämmastiku tuumadega:

Tabel 21.1

IVA rühma elementide omadused

* Biogeenne element.

Süsiniku peamine isotoop on keemias ja füüsikas eriti oluline, kuna see põhineb aatommassiühikul, nimelt { /2 osa aatomi massist „ICO Jah).

Ränil on looduses kolm isotoopi; nende hulgas on levinuim ^)Si (92,23%). Germaaniumil on viis isotoopi (j^Ge - 36,5%). Tina - 10 isotoopi. See on rekord keemiliste elementide seas. Kõige tavalisem on 12 5 gSn (32,59%). Pliil on neli isotoopi: 2 SgPb (1,4%), 2 S|Pb (24,1%), 2S2βL (22,1%) ja 2S2βL (52,4%). Viimased kolm plii isotoopi on uraani ja tooriumi looduslike radioaktiivsete isotoopide lagunemise lõpp-produktid ja seetõttu on nende sisaldus maakoores kogu Maa olemasolu jooksul suurenenud.

Maakoore levimuse järgi on süsinik kümne keemilise elemendi hulgas. See esineb grafiidi, paljude kivisöe sortide, nafta, loodusliku põlevgaasi, lubjakivikihtide (CaCO e), dolomiidi (CaCO 3 -MgC0 3) ja muude karbonaatide kujul. Kuigi looduslik teemant moodustab tühise osa saadaolevast süsinikust, on see kauni ja kõvema mineraalina ülimalt väärtuslik. Kuid loomulikult seisneb süsiniku kõrgeim väärtus selles, et see on kõigi elusorganismide kehasid moodustavate bioorgaaniliste ainete struktuurne alus. Süsinikku peetakse õigustatult esimeseks paljude elu eksisteerimiseks vajalike keemiliste elementide seas.

Räni on maapõues kõige levinumalt teine ​​element. Liiv, savi ja paljud kivimid, mida näete, koosnevad ränimaraalidest. Kõik selle looduslikud ühendid, välja arvatud ränioksiidi kristalsed liigid, on sellised silikaadid, st. erinevate ränihapete soolad. Neid happeid ei ole üksikute ainetena saadud. Ortosilikaadid sisaldavad SiOj ~ ioone, metasilikaadid koosnevad polümeeriahelatest (Si0 3 ") w. Enamik silikaate on ehitatud räni- ja hapnikuaatomite karkassil, mille vahel võivad paikneda mis tahes metallide ja mõnede mittemetallide (fluori) aatomid. tuntud ränimaraalidest on kvarts Si0 2, päevakivid (ortoklass KAlSi 3 0 8), vilgukivid (muskoviit KAl 3 H 2 Si 3 0 12) Kokku on teada üle 400 räni mineraali Räniühendid on üle poole ehetest ja dekoratiivkivid.Hapnik-räni karkass põhjustab vees halvasti lahustuvaid räni mineraale.Ainult kuumadest maa-alustest allikatest võib tuhandete aastate jooksul ladestuda räniühendite vohasid ja koorikuid.Jaspis kuulub seda tüüpi kivimite hulka.

Süsiniku, räni, tina ja plii avastamisajast pole vaja rääkidagi, kuna need on lihtsate ainete või ühendite kujul tuntud juba ammustest aegadest. Germaaniumi avastas K. Winkler (Saksamaa) 1886. aastal haruldasest argirodiidist. Peagi selgus, et selliste omadustega elemendi olemasolu ennustas D. I. Mendelejev. Uue elemendi nimetamine tekitas poleemikat. Mendelejev toetas Winklerile saadetud kirjas seda nime kindlalt germaanium.

Rühma IVA elementidel on välisküljel neli valentselektroni s- ja p-alatasemed:

Aatomite elektroonilised valemid:

Põhiolekus on need elemendid kahevalentsed ja ergastatud olekus muutuvad nad neljavalentseks:

Süsinik ja räni moodustavad kahevalentses olekus väga vähe keemilisi ühendeid; peaaegu kõigis stabiilsetes ühendites on need neljavalentsed. Rühmast edasi, germaaniumi, tina ja plii puhul, kahevalentse oleku stabiilsus suureneb ja neljavalentse oleku stabiilsus väheneb. Seetõttu käituvad plii(IV) ühendid tugevate oksüdeerijatena. See muster avaldub ka VA rühmas. Oluline erinevus süsiniku ja rühma ülejäänud elementide vahel on võime moodustada keemilisi sidemeid kolmes erinevas hübridisatsiooni olekus - sp, sp2 ja sp3. Ränil on jäänud praktiliselt ainult üks hübriidolek. sp3. See ilmneb selgelt süsiniku- ja räniühendite omaduste võrdlemisel. Näiteks süsinikmonooksiid CO 2 on gaas (süsinikdioksiid) ja ränioksiid Si0 2 on tulekindel aine (kvarts). Esimene aine on gaasiline, sest kell sp- süsiniku hübridiseerumine, kõik kovalentsed sidemed on suletud CO 2 molekulis:

Molekulide vaheline tõmbejõud on nõrk ja see määrab aine oleku. Ränioksiidis ei saa nelja hübriidset 5p 3 räniorbitaali sulgeda kahel hapnikuaatomil. Räni aatom on seotud nelja hapnikuaatomiga, millest igaüks on omakorda seotud teise räni aatomiga. Selgub raamkonstruktsioon, millel on kõigi aatomite vahel sama tugev side (vt diagramm, kd 1, lk 40).

Sama hübridisatsiooniga süsiniku ja räni ühendid, nagu metaan CH 4 ja silaan SiH 4, on struktuuri ja füüsikaliste omaduste poolest sarnased. Mõlemad ained on gaasid.

IVA elementide elektronegatiivsus on madalam võrreldes VA rühma elementidega ning see on eriti märgatav 2. ja 3. perioodi elementide puhul. IVA rühma elementide metallilisus on rohkem väljendunud kui VA rühmas. Grafiidi kujul olev süsinik on juht. Räni ja germaanium on pooljuhid, tina ja plii aga tõelised metallid.

Abstraktsed märksõnad: süsinik, räni, IVA rühma elemendid, elementide omadused, teemant, grafiit, karabiin, fullereen.

IV rühma elemendid on süsinik, räni, germaanium, tina ja plii. Vaatame süsiniku ja räni omadusi lähemalt. Tabelis on toodud nende elementide olulisemad omadused.

Peaaegu kõigis nende ühendites, süsinik ja räni neljavalentne , on nende aatomid ergastatud olekus. Süsinikuaatomi valentskihi konfiguratsioon muutub, kui aatom on ergastatud:

Räni aatomi valentskihi konfiguratsioon muutub sarnaselt:

Süsiniku- ja räniaatomite välisenergiatasemel on 4 paaristamata elektroni. Räni aatomi raadius on suurem, selle valentskiht on vaba 3 d–orbitaalid, põhjustab see erinevusi räni aatomeid moodustavate sidemete olemuses.

Süsiniku oksüdatsiooniaste varieerub vahemikus –4 kuni +4.

Süsinikule on iseloomulik ahelate moodustamise võime: süsinikuaatomid on omavahel seotud ja moodustavad stabiilseid ühendeid. Sarnased räniühendid on ebastabiilsed. Süsiniku võime ahelaid moodustada määrab tohutu hulga olemasolu orgaanilised ühendid .

To anorgaanilised ühendid süsiniku hulka kuuluvad selle oksiidid, süsihape, karbonaadid ja vesinikkarbonaadid, karbiidid. Ülejäänud süsinikuühendid on orgaanilised.

Elementi süsinik iseloomustab allotroopia, on selle allotroopsed modifikatsioonid teemant, grafiit, karabiin, fullereen. Nüüd on teada ka teised süsiniku allotroopsed modifikatsioonid.

Kivisüsi ja tahma võib pidada amorfne grafiidi sordid.

Räni moodustab lihtsa aine - kristalne räni. Seal on amorfne räni - valge pulber (ilma lisanditeta).

Teemandi, grafiidi ja kristallilise räni omadused on toodud tabelis.

Grafiidi ja teemandi füüsikaliste omaduste ilmsete erinevuste põhjus on tingitud erinevatest kristallvõre struktuur . Teemantkristallides moodustub iga süsinikuaatom (välja arvatud need, mis on kristalli pinnal). neli samaväärsed tugevad sidemed naabersüsinikuaatomitega. Need sidemed on suunatud tetraeedri tippudele (nagu CH 4 molekulis). Seega on teemantkristallides iga süsinikuaatom ümbritsetud nelja samasuguse aatomiga, mis asuvad tetraeedri tippudes. C-C sidemete sümmeetria ja tugevus teemantkristallides määravad erakordse tugevuse ja elektroonilise juhtivuse puudumise.

AT grafiidi kristall iga süsinikuaatom moodustab kolm tugevat ekvivalentset sidet naabersüsinikuaatomitega samas tasapinnas 120° nurga all. Sellel tasapinnal moodustub kiht, mis koosneb lamedatest kuueliikmelistest rõngastest.

Lisaks on igal süsinikuaatomil üks paaritu elektron. Need elektronid moodustavad ühise elektroonilise süsteemi. Kihtide vaheline ühendus toimub suhteliselt nõrkade molekulidevaheliste jõudude tõttu. Kihid on paigutatud üksteise suhtes nii, et ühe kihi süsinikuaatom on teise kihi kuusnurga keskpunkti kohal. C-C sideme pikkus kihi sees on 0,142 nm, kihtide vaheline kaugus on 0,335 nm. Selle tulemusena on kihtidevahelised sidemed palju nõrgemad kui sidemed kihi aatomite vahel. See põhjustab grafiidi omadused: See on pehme, kergesti kooritav, halli värvi ja metallilise läikega, elektrit juhtiv ja keemiliselt reaktiivsem kui teemant. Teemandi ja grafiidi kristallvõrede mudelid on näidatud joonisel.

Kas grafiiti on võimalik teemantiks muuta? Sellist protsessi saab läbi viia karmides tingimustes - rõhul umbes 5000 MPa ja temperatuuril 1500 ° C kuni 3000 ° C mitu tundi katalüsaatorite (Ni) juuresolekul. Põhiosa toodetest on väikesed kristallid (1 kuni mitu mm) ja teemanditolm.

Karabiin- süsiniku allotroopne modifikatsioon, milles süsinikuaatomid moodustavad järgmist tüüpi lineaarsed ahelad:

–С≡С–С≡С≡С(α-karabiin, polüüün) või =C=C=C=C=C=C=(β-karabiin, polüeen)

Tugevama molekulidevahelise interaktsiooni tõttu on nende ahelate vaheline kaugus väiksem kui grafiidikihtide vahel.

Karbiin on must pulber, pooljuht. Keemiliselt on see aktiivsem kui grafiit.

fullereen- C 60, C 70 või C 84 molekulidest moodustunud süsiniku allotroopne modifikatsioon. C 60 molekuli sfäärilisel pinnal paiknevad süsinikuaatomid 20 korrapärase kuusnurga ja 12 korrapärase viisnurga tippudes. Kõik fullereenid on süsinikuaatomite suletud struktuurid. Fullereeni kristallid on molekulaarse struktuuriga ained.

Räni. Ränil on ainult üks stabiilne allotroopne modifikatsioon, mille kristallvõre on sarnane teemandi omaga. Räni - kõva, tulekindel ( t° pl \u003d 1412 ° C), väga habras tumehalli värvi metallilise läikega aine, standardtingimustes - pooljuht.

Elemendid süsinik C, räni Si, germaanium Ge, tina Sn ja plii Pb moodustavad D.I perioodilise tabeli IVA rühma. Mendelejev. Nende elementide aatomite valentstaseme üldine elektrooniline valem on n s 2n lk 2, elementide domineerivad oksüdatsiooniastmed ühendites +2 ja +4. Elektronegatiivsuse järgi klassifitseeritakse elemendid C ja Si mittemetallideks ning Ge, Sn ja Pb amfoteerseteks elementideks, mille metallilised omadused suurenevad seerianumbri kasvades. Seetõttu on tina(IV) ja plii(IV) ühendites keemilised sidemed kovalentsed, plii(II) ja vähemal määral tina(II) puhul on teada ioonsed kristallid. Elementide reas C-st Pb-ni väheneb +4 oksüdatsiooniastme stabiilsus ja +2 oksüdatsiooniaste suureneb. Plii(IV) ühendid on tugevad oksüdeerijad, teiste elementide ühendid oksüdatsiooniastmes +2 on tugevad redutseerijad.

Lihtsad ained süsinik, räni ja germaanium on keemiliselt üsna inertsed ning ei reageeri vee ja mitteoksüdeerivate hapetega. Tina ja plii ei reageeri ka veega, kuid mitteoksüdeerivate hapete toimel lähevad nad lahusesse tina(II)- ja plii(II)-akvakaalidena. Leelised ei vii süsinikku lahusesse, räni kandub üle raskelt ja germaanium reageerib leelistega ainult oksüdeerivate ainete juuresolekul. Tina ja plii reageerivad leeliselises keskkonnas veega, muutudes tina(II) ja plii(II) hüdroksokompleksideks. IVA rühma lihtainete reaktsioonivõime suureneb temperatuuri tõustes. Niisiis, kuumutamisel reageerivad nad kõik metallide ja mittemetallidega, samuti oksüdeerivate hapetega (HNO 3, H 2 SO 4 (konts.) jne). Eelkõige oksüdeerib kontsentreeritud lämmastikhape kuumutamisel süsiniku CO 2 -ks; räni lahustub keemiliselt HNO 3 ja HF segus, muutudes vesinikheksafluorosilikaadiks H 2 . Lahjendatud lämmastikhape muudab tina tina(II)nitraadiks ja kontsentreeritud lämmastikhappe hüdraatunud tina(IV)oksiidiks SnO 2 n H 2 O, nn β - tinahape. Plii kuuma lämmastikhappe toimel moodustab plii (II) nitraadi, külm lämmastikhape passiveerib selle metalli pinna (tekib oksiidkile).

Koksi kujul olevat süsinikku kasutatakse metallurgias tugeva redutseerijana, mis moodustab õhus CO ja CO 2. See võimaldab saada vaba Sn ja Pb nende oksiididest - looduslikest SnO 2 ja PbO, mis saadakse pliisulfiidi sisaldavate maakide röstimisel. Räni saab magneesiumi termilisel meetodil SiO 2-st (magneesiumi liiaga tekib ka Mg 2 Si silitsiid).

Keemia süsinik on peamiselt orgaaniliste ühendite keemia. Süsiniku anorgaanilistest derivaatidest on iseloomulikud karbiidid: soolataolised (nagu CaC 2 või Al 4 C 3), kovalentsed (SiC) ja metallitaolised (näiteks Fe 3 C ja WC). Paljud soolataolised karbiidid hüdrolüüsitakse täielikult süsivesinike (metaan, atsetüleen jne) vabanemisega.

Süsinik moodustab kaks oksiidi: CO ja CO 2 . Vingugaasi kasutatakse pürometallurgias tugeva redutseerijana (muudab metallioksiidid metallideks). CO-le on iseloomulikud ka liitumisreaktsioonid näiteks karbonüülkomplekside moodustumisega. Süsinikoksiid on mittesoola moodustav oksiid; see on mürgine ("süsinikmonooksiid"). Süsinikdioksiid on happeline oksiid, vesilahuses esineb see CO 2 · H 2 O monohüdraadi ja nõrga kahealuselise süsihappe H 2 CO 3 kujul. Süsihappe lahustuvad soolad - karbonaadid ja vesinikkarbonaadid - on hüdrolüüsi tõttu pH > 7.

Räni moodustab mitmeid vesinikuühendeid (silaane), mis on väga lenduvad ja reaktiivsed (isesüttivad õhu käes). Silaanide saamiseks kasutatakse silitsiidide (näiteks magneesiumsilitsiid Mg 2 Si) interaktsiooni vee või hapetega.

+4 oksüdatsiooniastmes räni on osa SiO 2-st ning väga arvukalt ja sageli väga keeruka struktuuri ja koostisega silikaatioone (SiO 4 4–; Si 2 O 7 6–; Si 3 O 9 6–; Si 4 O 11 6– ; Si 4 O 12 8– jne), mille elementaarfragment on tetraeedriline rühm. Ränidioksiid on happeline oksiid, mis reageerib leelistega sulamisel (moodustab polümetasilikaate) ja lahuses (moodustab ortosilikaatioonid). Leelismetallide silikaatide lahustest hapete või süsinikdioksiidi toimel ränidioksiidhüdraadi SiO 2 sade n H 2 O, tasakaalus, millega nõrk orto-ränihape H 4 SiO 4 on alati lahuses väikeses kontsentratsioonis. Leelismetallisilikaatide vesilahuste pH on hüdrolüüsi tõttu > 7.

Tina ja juhtima oksüdatsiooniastmes +2 moodustavad nad oksiidid SnO ja PbO. Tina(II)oksiid on termiliselt ebastabiilne ja laguneb SnO 2-ks ja Sn-ks. Plii(II)oksiid seevastu on väga stabiilne. See tekib plii põlemisel õhus ja seda leidub looduses. Tina(II)- ja plii(II)hüdroksiidid on amfoteersed.

Tina(II) vesilahusel on tugevad happelised omadused ja see on seetõttu stabiilne ainult pH juures< 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.

Tina(IV) ja plii(IV) oksiidid on amfoteersed ja ülekaalus on happelised omadused. Neile vastavad EO 2 polühüdraadid n H 2 O, mis läheb leeliste liia toimel hüdroksokomplekside kujul lahusesse. Tina(IV)oksiid tekib tina põlemisel õhus ja plii(IV)oksiidi saab ainult tugevate oksüdeerivate ainete (näiteks kaltsiumhüpokloriti) toimel plii(II)ühenditele.

Kovalentne tina(IV)kloriid hüdrolüüsitakse täielikult vee toimel SnO 2 vabanemisega ja plii(IV)kloriid laguneb vee toimel, vabastades kloori ja redutseerides plii(II)kloriidiks.

Tina(II)ühenditel on redutseerivad omadused, eriti tugevad aluselises keskkonnas, ja plii(IV)ühenditel on oksüdeerivad omadused, eriti tugevad happelises keskkonnas. Levinud pliiühend on selle topeltoksiid (Рb 2 II Рb IV)О 4 . See ühend laguneb lämmastikhappe toimel ja plii (II) läheb katioonina lahusesse ja plii (IV) oksiid sadestub. Topeltoksiidis sisalduv plii (IV) vastutab selle ühendi tugevate oksüdeerivate omaduste eest.

Germaanium(IV) ja tina(IV)sulfiidid moodustavad nende elementide amfoteerse olemuse tõttu naatriumsulfiidi liia lisamisel lahustuvaid tiosooli, näiteks Na 2 GeS 3 või Na 2 SnS 3 . Sama tina(IV)tiosalt võib saada tina(II)sulfiidist SnS selle oksüdeerimisel naatriumpolüsulfiidiga. Tiosoolad hävivad tugevate hapete toimel gaasilise H 2 S ja GeS 2 või SnS 2 ladestumisega. Plii(II)sulfiid ei reageeri polüsulfiididega ja plii(IV)sulfiid pole teada.