Элементы группы IVA

IV группа главная подгруппа периодической таблицы Менделеева (углерод, кремний)

К элементам главной подгруппы IV группы относятся

Углерод С

Кремний Si

Германий Ge

Олово Sn

Свинец Pb

Общая характеристика элементов 4 группы главной подгруппы

От С к Pb (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:

  • атомного радиуса,
  • металлических, основных, восстановительных свойств,

Уменьшается

  • электроотрицательность,
  • энергия ионизация,
  • сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 4 электрона на внешнем слое ns 2 np 2 :

С 2s 2 2p 2

Si – 3s 2 3p 2

Ge – 4s 2 4p 2

Sn 5s 2 5p 2

Pb 6s 2 6p 2

Углерод и кремний

Нахождение в природе углерода и кремния

Углерод в природе распространен и в виде простых веществ (алмаз, графит), и в виде сложных соединений (органические вещества — нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).

Кремний — второй по распространенности элемент на Земле после кислорода. Чаще всего в природе кремний встречается в виде соединений на основе SiO2 (речной и кварцевый песок, кварц и кварциты, кремень, полевые шпаты), силикатов и алюмосиликатов.

Углерод

Химические свойства углерода

Качественные реакции

  • Обнаружить карбонат-ионы CO3 2- — можно при помощи взаимодействия солей-карбонатов с сильными кислотами. При этом выделяется углекислый газ — газ без цвета и запаха, не поддерживающий горение:
  • Качественная реакция на углекислый газ CO2 – помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:

При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок CaCO3 растворяется:

  • Углекислый газ СО2не поддерживает горение.
  • Угарный газ CO горит голубым пламенем.

Взаимодействие углерода с простыми веществами

С кислородом

Горит в недостатке кислорода с образованием угарного газа:

в избытке кислорода – с образованием углекислого газа:

С галогенами (F, Cl, Br, I)

Углерод реагирует со фтором при нагревании до 900ºС с образованием фторида углерода (IV):

Раскаленный углерод реагирует с другими галогенами:

С водородом

При нагревании в присутствии катализатора (Ni) углерод взаимодействует с водородом с образованием метана:

С серой

При сильном нагревании углерод взаимодействует с серой с образованием сероуглерода:

С азотом

С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

С углеродом

При нагревании около 2000 о С кремний вступает в реакцию с углеродом с образованием карбида кремния (карборунда):

С фосфором

Не взаимодействует

С металлами

В реакциях с активными металлами углерод выступает в качестве окислителя, образуя карбиды:

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

При пропускании водяных паров через раскаленный уголь образуется оксид углерода (II) и водород:

С кислотами

Углерод как восстановитель взаимодействует с кислотами-окислителями:

С концентрированной азотной кислотой

C концентрированной серной кислотой:

С солями

В расплавах KNO3 и NaNO3 измельченный уголь интенсивно сгорает:

С оксидами

Углерод взаимодействует с многими основными и амфотерными оксидами, с образованием металла и угарного газа:

C + 2ZnO → 2Zn + CO

Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.

При взаимодействии углерода с оксидами активных металлов образуются карбиды:

3С + СаО → СаС2 + СО

Кремний

Способы получения кремния

В промышленности основным сырьем для получения кремния служит кремнезем (диоксид кремния):

  • Восстановление SiO2 углеродом в электропечах при температуре 1800ºС:

SiO2 + 2C → Si + 2CO

Таким способом получают технический кремний.

  • Особо чистый кремний из технического продукта получают следующим образом:

В лаборатории кремний можно получить:

  • при прокаливании смеси металлического магния с мелко измельченным кремнеземом:

SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO

  • восстановление кремния из его оксида алюминием:

Химические свойства кремния

Качественные реакции

Качественная реакция на силикат-ионы SiO3 2- — взаимодействие солей-силикатов с сильными кислотами.

При этом выделяется белый гелеобразный осадок:

Взаимодействие кремния с простыми веществами

С кислородом

Взаимодействует с кислородом при температуре более 400°С с образованием диоксида кремния:

С галогенами (F, Cl, Br, I)

При обычных условиях кремний реагирует только со фтором с образованием фторида кремния (IV):

С остальными галогенами реакция идет при нагревании до 300-500ºС:

С водородом

Не взаимодействует

С серой

При температуре выше 600°С кремний взаимодействует с серой с образованием сульфида кремния:

С азотом

С азотом кремний реагирует в очень жестких условиях:

С углеродом

При нагревании около 2000 о С кремний вступает в реакцию с углеродом с образованием карбида кремния (карборунда):

С фосфором

Не взаимодействует

С металлами

В реакциях с активными металлами кремний выступает в качестве окислителя, образуя силициды:

Взаимодействие кремния со сложными веществами

С водой

Непосредственно с водой не взаимодействует, однако аморфный кремний реагирует с перегретым водяным паром при температуре 400-500°С:

С кислотами

  • Кремний не взаимодействует с водными растворами кислот.
  • Аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образованием гексафторкремниевой кислоты:
  • При обработке кремния безводным HF комплекс не образуется:
  • Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот (травление кремния кислотами):

С водными растворами щелочей

В водных растворах щелочей при нагревании выше 60ºС кремний растворяется с образованием солей силикатов (травление щелочами):

С оксидами

При восстановлении SiO2 кремнием при температурах свыше 1200 ºC образуется оксид кремния (II) — SiO.

Элементы группы IVA

Описание: Общая характеристика углерода. Химические свойства углерода. Важнейшие соединения углерода. Предвнешняя электронная оболочка углерода имеет 2 электрона кремния – 8 а Ge Sn Pв – по 18 электронов.

Читайте также:
Элементы группы VIIА

Дата добавления: 2014-07-08

Размер файла: 20.94 KB

Работу скачали: 26 чел.

Поделитесь работой в социальных сетях

Если эта работа Вам не подошла внизу страницы есть список похожих работ. Так же Вы можете воспользоваться кнопкой поиск

ТЕМА : Элементы группы IVA .

Вопросы, изучаемые на лекции:

  1. Общая характеристика элементов IVA группы.
  2. Углерод. Общая характеристика углерода.
  3. Химические свойства углерода.
  4. Важнейшие соединения углерода.

Общая характеристика элементов IVA группы

К элементам главной подгруппы IV группы относятся C , Si , Ge , Sn , P в. Электронная формула внешнего валентного уровня nS 2 np 2 , то есть имеют 4 валентных электрона и это р – элементы, поэтому находятся в главной подгруппе IV группы.

В основном состоянии атома два электрона спарены, а два – неспарены. Предвнешняя электронная оболочка углерода имеет 2 электрона, кремния – 8, а Ge , Sn , P в – по 18 электронов. Поэтому Ge , Sn , P в объединены в подгруппу германия (это – полные электронные аналоги).

В этой подгруппе р – элементов, как и в остальных подгруппах р–элементов, свойства атомов элементов изменяются периодически:

радиус атома, нм

Металлический радиус атома, нм

Условный радиус иона, нм

Таким образом, сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, поэтому энергия ионизации уменьшается, поэтому способность отдавать электроны увеличивается, а тенденция к дополнению внешней электронной оболочки до октета резко уменьшается, поэтому от С к Рв увеличиваются восстановительные свойства и металлические свойства, а неметаллические свойства уменьшаются. Углерод и кремний – типичные неметаллы, у Ge уже появляются металлические свойства и по внешнему виду он похож на металл, хотя и является полупроводником. У олова уже металлические свойства преобладают, а свинец – типичный металл.

Имея 4 валентных электрона, атомы в своих соединениях могут проявлять степени окисления от минимальной (-4) до максимальной (+4), причём для них характерны чётные С.О.: -4, 0, +2, +4; С.О. = -4 характерна для С и Si с металлами.

Характер связи с другими элементами. Углерод образует только ковалентные связи, кремний тоже преимущественно образует ковалентные связи. Для олова и свинца, особенно в С.О. = +2, более характерен ионный характер связи (например, Рв( NO 3 ) 2 ).

Ковалентность определяется валентной структурой атома. У атома углерода 4 валентные орбитали и максимальная ковалентность равна 4. У остальных элементов ковалентность может быть больше четырех, так как есть валентный d -подуровень (например, H 2 [ SiF 6 ]).

Гибридизация . Тип гибридизации определяется типом и числом валентных орбиталей. У углерода есть лишь S – и р-валентные орбитали, поэтому может быть Sp (карбин, СО 2 , CS 2 ), Sp 2 (графит, бензол, COCl 2 ), Sp 3 -гибридизация ( CH 4 , алмаз, CCl 4 ). Для кремния самая характерная Sp 3 – гибридизация ( SiO 2 , SiCl 4 ), но у него есть валентный d -подуровень, поэтому есть также Sp 3 d 2 -гибридизация, например, H 2 [ SiF 6 ].

IV группа ПСЭ – это середина таблицы Д.И.Менделеева. Здесь ярко прослеживается резкое изменение свойств от неметаллов к металлам. Отдельно рассмотрим углерод, затем – кремний, затем элементы подгруппы германия.

Углерод. Общая характеристика углерода

Содержание углерода в земной коре мало (примерно, 0,1% масс). Большая часть его содержится в составе труднорастворимых карбонатов (СаСО 3 , MgCO 3 ), нефти, угля, природного газа. Содержание СО 2 в воздухе невелико (0,03%), но его общая масса примерно 600 млн. тонн. Углерод входит в состав тканей всех живых организмов (главная составная часть растительного и животного мира). Встречается углерод и в свободном состоянии в основном в виде графита и алмаза.

В природе углерод известен в виде двух стабильных изотопов: 12 С (98,892%) и 13 С (1,108%). Под действием космических лучей в атмосфере образуется также некоторое количество β–радиоактивного изотопа 14 С: . По содержанию 14 С в растительных остатках судят об их возрасте. Получены также радиоактивные изотопы с массовыми числами от 10 до 16.

В отличие от F 2 , N 2 , O 2 простые вещества углерода имеют полимерное строение. В соответствии с характерными типами гибридизации валентных орбиталей атомы С могут объединяться в полимерные образования трехмерной модификации (алмаз, Sp 3 ), двумерной или слоистой модификации (графит, Sp 2 ) и линейный полимер (карбин, Sp ).

Химические свойства углерода

В химическом отношении углерод очень инертен. Но при нагревании способен взаимодействовать со многими металлами и неметаллами, проявляя при этом как окислительные, так и восстановительные свойства.

Алмаз + 2 F 2 → CF 4 , а графит образует фторид графита CF

(а далее + F 2 → CF 4 ). На различном отношении к фтору основан один из способов отделения алмаза от графита. С другими галогенами углерод не реагирует. С кислородом (О 2 ) углерод при недостатке кислорода образует СО, при избытке кислорода образует СО 2 .

2С + О 2 → 2СО; С + О 2 → СО 2 .

При высоких температурах углерод реагирует с металлами, образуя карбиды металлов:

При нагревании реагирует с водородом, серой, кремнием:

С + 2 Н 2 = СН 4 С + 2S ↔ CS 2

Углерод реагирует и со сложными веществами. Если через нагретый уголь пропускать водяной пар, то образуется смесь СО и Н 2 – водяной газ (при температуре более 1200 о С):

Читайте также:
Тренировочные задания. Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

С + НОН = СО↑ + Н 2 ↑.

Эта смесь широко используется в качестве газообразного топлива.

При высоких температурах углерод способен восстанавливать многие металлы из их оксидов, что широко используется в металлургии.

Важнейшие соединения углерода

  1. Карбиды металлов .

Так как для углерода характерно образовывать гомоцепи, состав большинства карбидов не отвечает степени окисления углерода, равной (-4). По типу химической связи выделяются ковалентные, ионно – ковалентные и металлические карбиды. В большинстве случаев карбиды получают сильным нагреванием соответствующих простых веществ или их оксидов с углеродом

V 2 O 5 + 7C → 2VC + 5CO; Са + 2 С → СаС 2 .

При этом получаются разные по составу карбиды.

Солеподобные или ионно – ковалентные карбиды – это соединения активных и некоторых других металлов: Ве 2 С, СаС 2 , Al 4 C 3 , Mn 3 C . В этих соединениях химическая связь промежуточная между ионной и ковалентной. При действии воды или разбавленных кислот они гидролизуются и получаются гидроксиды и соответствующие углеводороды:

СаС 2 + 2НОН → Са(ОН) 2 + С 2 Н 2 ;

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

В металлических карбидах атомы углерода занимают октаэдрические пустоты в структурах металлов (побочных подгрупп IV – VIII групп). Это – очень твердые, тугоплавкие и жаропрочные вещества, проявляют многие из них металлические свойства: высокую электропроводность, металлический блеск. Состав таких карбидов меняется в широких пределах. Так, карбиды титана имеют состав TiC 0,6 – 1,0 .

Ковалентные карбиды – SiC и В 4 С. Они полимерны. Химическая связь в них приближается к чисто ковалентной, так как бор и кремний – соседи углерода в ПСЭ и близки к нему по радиусу атома и ОЭО. Они очень тверды и химически инертны. В качестве простейшего ковалентного карбида можно рассматривать также метан СН 4 .

  1. Галогениды углерода

Углерод образует много соединений с галогенами, простейшие из них имеют формулу C Н al 4 , то есть тетрагалиды углерода. В них С.О. углерода равна +4, Sp 3 -гибридизация атома С, поэтому молекулы C Н al 4 – тетраэдры. CF 4 – газ, CCl 4 – жидкость, CBr 4 и CJ 4 – твердые вещества. Только CF 4 получается непосредственно из F 2 и С, с другими галогенами углерод не реагирует. Тетрахлорид углерода получается при хлорировании сероуглерода:

CS 2 + 3Cl 2 = CCl 4 + S 2 Cl 2 .

Все C Н al 4 не растворяются в воде, но растворяются в органических растворителях.

C Н al 4 (г) + 2НОН (г) = СО 2 + 4ННа l (г) (гидролиз происходит при сильном нагревании и в присутствии катализатора). Практическое значение имеют CF 4 , СС l 4 .

CF 4 , как и другие фторсодержащие соединения углерода, например CF 2 Cl 2 (дифтордихлорметан) используют в качестве фреонов – рабочих веществ холодильных машин.

CCl 4 применяется как негорючий растворитель органических веществ (жиры, масла, смолы), а также жидкость для огнетушителей.

  1. Оксид углерода (П).

Оксид углерода (П) СО – это бесцветный, малорастворимый в воде газ, без запаха. Очень ядовит (угарный газ): гемоглобин крови, связанный с СО, утрачивает способность соединяться с О 2 и быть его переносчиком.

Оксид углерода (П) получают:

  • при неполном окислении углерода 2С + О 2 = 2СО;
  • в промышленности получают по реакции: СО 2 + С = 2СО;
  • при пропускании перегретого водяного пара над раскаленным углем:

С + НОН = СО + Н 2 t o

  • разложением карбонилов Fe ( CO ) 5 → Fe + 5 CO ;
  • в лаборатории СО получают, действуя на муравьиную кислоту водоотнимающими веществами ( H 2 SO 4 , P 2 O 5 ):

Однако СО – это не ангидрид муравьиной кислоты, так как в СО углерод трёхвалентен, а в НСООН он четырёхвалентен. Таким образом, СО – несолеобразующий оксид.

Растворимость СО в воде мала и химической реакции при этом не происходит. В молекуле СО, как и в молекуле N 2 – тройная связь. По методу валентных связей 2 связи образованы за счет спаривания двух неспаренных р – электронов С и О (каждого атома), а третья – по донорно-акцепторному механизму за счет свободной 2р – орбитали атома С и 2р – электронной пары атома кислорода: С ≡ О. Тройная связь СО очень прочная и энергия её очень большая (1066 кДж/моль) – больше, чем в N 2 . Для оксида углерода (П) характерны следующие три типа реакций:

  1. реакции окисления . СО – сильный восстановитель, однако ввиду прочной тройной связи в молекуле окислительно – восстановительные реакции с участием СО протекают быстро лишь при высокой температуре. Восстановление оксидов с помощью СО при нагревании имеет большое значение в металлургии.

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

Может окислиться СО кислородом: t o

2СО + О 2 = 2СО 2 .

  1. другое характерное химическое свойство СО – склонность к реакциям присоединения , что обусловлено валентной ненасыщенностью углерода в СО (в этих реакциях углерод переходит в четырёхвалентное состояние, которое для него более характерно, чем трёхвалентность углерода в СО).

Так, СО реагирует с хлором с образованием фосгена СОС l 2 :

СО + Cl 2 = COCl 2 (в этой реакции СО также является восстановителем). Реакцию ускоряет действие света и катализатор. Фосген – бурый газ, очень ядовит – сильное отравляющее вещество. Медленно гидролизуется COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3 .

Фосген применяется в синтезе различных веществ и применялся в первую мировую войну в качестве боевого отравляющего вещества.

При нагревании СО реагирует с серой с образованием сульфооксида углерода COS :

CO + S = COS ( газ ).

При нагревании под давлением СО образует при взаимодействии с водородом метанол

Читайте также:
Введение в органическую химию

СО + 2Н 2 ↔ СН 3 ОН.

Синтез метанола из СО и Н 2 – одно из важнейших химических производств.

  1. в отличие от большинства других соединений углерода в молекуле СО есть неподеленная электронная пара у атома С. Поэтому молекула СО может выступать лигандом в различных комплексах. Особенно многочисленны продукты присоединения СО к атомам металлов, которые называются карбонилами. Известно около 1000 карбонилов, включая сюда карбонилы, содержащие кроме СО другие лиганды. Карбонилы (комплексы) получают:

Fe + 5CO → [Fe(CO) 5 ] Ni + 4CO → [Ni(CO) 4 ].

Есть газообразные, жидкие и твердые карбонилы, в них металл имеет степень окисления равную 0. При нагревании карбонилы разлагаются и получаются порошкообразные металлы очень высокой степени чистоты:

Ni(CO) 4 → Ni + 4CO.

Карбонилы используются в синтезах и для получения особо чистых металлов. Все карбонилы, как и СО, чрезвычайно токсичны.

  1. Оксид углерода ( IV ).

Молекула СО 2 имеет линейную структуру (О = С = О), Sp – гибридизация атома углерода. Две связи σ – типа возникают за счет перекрывания двух Sp – гибридных орбиталей атома С и двух 2р Х – орбиталей двух атомов кислорода, на которых неспаренные электроны. Две другие связи π – типа возникают при перекрывании 2р у – и 2р z – орбиталей атома С (негибридных) с соответствующими 2р у – и 2р z – орбиталями атомов кислорода.

– в промышленности получают обжигом известняка

СаСО 3 → СаО + СО 2 ;

– в лаборатории получают в аппарате Киппа по реакции

СаСО 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.

Физические свойства СО 2 : это газ, тяжелее воздуха, растворимость в воде невелика (при 0 о С в 1 л воды растворяется 1,7 л СО 2 , а при 15 о С растворяется 1 л СО 2 ), при этом некоторая часть растворенного СО 2 взаимодействует с водой с образованием угольной кислоты:

НОН + СО 2 ↔ Н 2 СО 3 . Равновесие смещено влево (←), поэтому большая часть растворенного СО 2 в виде СО 2 , а не кислоты.

В химическом отношении СО 2 проявляет: а) свойства кислотного оксида и при взаимодействии с растворами щелочей образуются карбонаты, а при избытке СО 2 – гидрокарбонаты:

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

б) окислительные свойства, но окислительные свойства CO 2 очень слабы, так как С.О. = +4 – это самая характерная степень окисления углерода. При этом СО 2 восстанавливается до СО или С:

C О 2 используется в производстве соды, для тушения пожаров, приготовления минеральной воды, как инертная среда в синтезах.

  1. Угольная кислота и её соли

Угольная кислота известна лишь в разбавленных водных растворах. Образуется при взаимодействии СО 2 с водой. В водном растворе большая часть растворенного СО 2 в гидратированном состоянии и только малая часть в виде Н 2 СО 3 , НСО 3 – , СО 3 2- , то есть устанавливается равновесие в водном растворе:

СО 2 + НОН ↔ Н 2 СО 3 ↔ Н + + НСО 3 – ↔ 2Н + + СО 3 2- .

Равновесие сильно сдвинуто влево (←) и его положение зависит от температуры, среды и др.

Угольная кислота считается слабой кислотой (К 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Это – кажущаяся константа ионизации К ион. , она отнесена к общему количеству растворенного в воде СО 2 , а не к истинной концентрации угольной кислоты, которая точно неизвестна. Но так как молекул Н 2 СО 3 в растворе мало, то истинная К ион. угольной кислоты намного больше указанной выше. Так, по-видимому, истинное значение К 1 ≈ 10 -4 , то есть угольная кислота – кислота средней силы.

Соли (карбонаты) обычно мало растворимы в воде. Хорошо растворяются карбонаты К + , Na + , R в + , Cs + , Tl +1 , NH 4 + . Гидрокарбонаты в отличие от карбонатов в большинстве своем растворяются в воде.

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

При нагревании карбонаты разлагаются, образуя оксид металла и СО 2 .Чем сильнее выражены металлические свойства элемента, образующего катион, тем более устойчив карбонат. Так, Na 2 CO 3 плавится без разложения; СаСО 3 разлагается при 825 о С, а Ag 2 CO 3 разлагается при 100 о С. Гидрокарбонаты разлагаются при слабом нагревании:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

  1. Мочевина и сероуглерод .

Мочевина или карбамид получается действием СО 2 на водный раствор H 3 N при 130 о С и 1∙10 7 Па.

СО 2 + 2H 3 N = CO(NH 2 ) 2 + H 2 O.

Мочевина – это белое кристаллическое вещество. Применяется как азотное удобрение, для подкормки скота, для получения пластических масс, фармацевтических препаратов (веронал, люминал).

Сероуглерод (дисульфид углерода) – CS 2 в обычных условиях – летучая бесцветная жидкость, ядовит. Чистый CS 2 имеет слабый приятный запах, но при контакте с воздухом – отвратительный запах продуктов его окисления. В воде сероуглерод не растворяется, при нагревании (150 о С) гидролизуется на СО 2 и H 2 S :

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

Сероуглерод легко окисляется и легко воспламеняется на воздухе при небольшом нагревании: CS 2 + 3 O 2 = CO 2 + 2 SO 2 .

Получают сероуглерод взаимодействием паров серы с раскаленным углем. Сероуглерод используется как хороший растворитель органических веществ, фосфора, серы, йода. Основная масса CS 2 применяется для получения вискозного шёлка и в качестве средства для борьбы с вредителями сельского хозяйства.

  1. Синильная, роданистоводородная и циановая кислоты .
Читайте также:
Водород

Синильная кислота HCN (или цианистоводородная кислота) имеет линейную структуру, состоит из молекул 2 видов, находящихся в таутомерном равновесии, которое при комнатной температуре смещено влево:

Н – С ≡ N ↔ H – N ≡ C

HCN – это летучая жидкость с запахом миндаля, один из сильнейших ядов, смешивается с водой в любых соотношениях. В водном растворе HCN – слабая кислота (К = 7,9 ∙ 10 -10 ), то есть намного слабее, чем угольная кислота.

В промышленности HCN получают по каталитической реакции:

СО + NH 3 → HCN + HOH.

Соли (цианиды) получают восстановлением углеродом карбонатов при нагревании:

Na 2 CO 3 + C + 2NH 3 = 2NaCN + 3H 2 O.

Цианид водорода применяется в органическом синтезе, а NaCN и KCN – при добыче золота, для получения комплексных цианидов и др.

Цианиды есть основные ( NaCN ) и кислотные ( JCN ). Гидролиз основного цианида:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH > 7).

При гидролизе кислотного цианида образуются две кислоты:

JCN + HOH = HJO + HCN.

Цианиды d -элементов в воде не растворяются, но за счет комплексообразования легко растворяются в присутствии основных цианидов:

4KCN + Mn(CN) 2 = K 4 [Mn(CN) 6 ].

Комплексные цианиды очень устойчивы.

Роданид водорода HSCN или HNCS имеет линейную структуру и состоит из молекул двух видов: H – S – C ≡ N или H – N = C = S . В кристаллических роданидах NaNCS , Ba ( NCS ) 2 ион металла находится около атома азота; в AgSCN , Hg ( SCN ) 2 ион металла – около атома серы.

Роданиды или тиоцианаты получают при действии серы на цианиды щелочных металлов (кипячение растворов с серой):

Безводный роданид водорода получают при нагревании роданида свинца (или ртути) в токе H 2 S :

Рв (SCN) 2 + H 2 S → Рв S↓ + 2HNCS.

HNCS – бесцветная маслянистая жидкость с резким запахом, легко разлагается. Хорошо растворяется в воде, в водном растворе HNCS образует сильную роданистоводородную кислоту (К = 0,14). Роданиды в основном применяются при крашении тканей, а NH 4 CNS применяют как реактив на ионы Fe 3+ .

Известны также таутомерные циановая ( HOCN ) и изоциановая ( HNCO ) кислоты:

Это равновесие при комнатной температуре смещено влево.

Соли – цианаты и изоцианаты получаются окислением цианидов: 2 KCN + O 2 = 2 KOCN . Циановая кислота в водном растворе является кислотой средней силы.

Неорганическая химия: неметаллы 14 (IVА) группы и их соединения

Углерод и его свойства

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра + 6. Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа.

Химические свойства: электронная конфигурация: (1s^22s^22p^2) . На электронной оболочке атома – 6 электронов; на внешнем валентном уровне – 4 электрона. Наиболее характерные степени окисления: +4, +2 – в неорганических соединениях, –4, –2 – в органических. Углерод в любом гибридном состоянии способен использовать все свои валентные электроны и орбитали. У 4-валентного углерода нет неподеленных электронных пар и нет свободных орбиталей – углерод химически относительно устойчив. Характерно несколько типов гибридизации: (sp,sp^2,sp^3) . При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает. Углерод – хороший восстановитель, но соединяясь с металлами и образуя карбиды, он выступает окислителем.

При взаимодействии с серой образует сероуглерод: (C+2S_2=CS_2) .

При температуре электрической дуги углерод соединяется с азотом, образуя ядовитый газ дициан: (2C+N_2=C_2N_2) .

В соединении с водородом дициан образует синильную кислоту – НСN. С галогенами углерод реагирует в зависимости от их химической активности, образуя галогениды. На холоде реагирует со фтором: (C+2F_2=CF_2) .

При 2000°C в электропечи углерод соединяется с кремнием, образуя карборунд:

Нахождение в природе: свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – (CaCO_3) , доломита – (MgCO_3 cdot CaCO_3) ; гидрокарбонатов – (Mg(HCO_3)_2) и (Ca(HCO_3)_2) , (CO_2) входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Аллотропные модификации углерода

Углерод образует 5 аллотропных модификаций: кубический алмаз, гексагональный алмаз, графит и две формы карбина. Гексагональный алмаз найден в метеоритах (минерал лонсдейлит) и получен искусственно при очень высоком давлении и длительном нагревании.

Алмаз – самый твердый из всех природных веществ – используют для резки стекла и для бурения горных пород. Алмаз – прозрачное, бесцветное, кристаллическое вещество, обладающее высокой светопреломляемостью. Алмазы образуют отдельные кристаллы, образующие кубическую гранецентрированную решетку – одна половина атомов в кристалле расположена в вершинах и центрах граней одного куба, а другая – в вершинах и центрах граней другого куба, смещенного относительно первого в направлении его пространственной диагонали. (sp^3)гибридизация. Атомы образует трехмерную тетраэдрическую сетку, где они связаны ковалентными связями.

Из простых веществ алмаз имеет максимальное число атомов, расположенных плотно друг к другу, отчего он прочный и твердый. Прочность связей в углеродных тетраэдрах (?-связи) обуславливает высокую химическую устойчивость алмаза. На него действует лишь (F_2) и (O_2) при 800°C.

При сильном нагревании без доступа воздуха алмаз переходит в графит. Графит – кристаллы темно-серого цвета, со слабым металлическим блеском, маслянистый на ощупь. (sp^3) – гибридизация. Каждый атом образует по 3 ковалентных ?-связи с соседними атомами под углом 120° – образуется плоская сетка, состоящая из правильных шестиугольников, в вершинах которых находятся атомы С. Образовавшиеся слои С идут параллельно друг другу. Связи между ними слабые, их обеспечивают электроны, не участвующие в гибридизации орбиталей. Последние образуют ?-связи. Связь атомов С в разных слоях носит частично металлический характер – обобществление электронов всеми атомами.

Читайте также:
Тренировочные задания. Реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Графит обладает относительно высокой электро – и теплопроводностью, стоек к нагреванию. Из графита изготавливают карандаши.

Карбин получен синтетически ? и ?-формы (поликумулен) каталитическим окислением ацетилена. Это твердые, черные вещества со стеклянным блеском. При нагревании без доступа воздуха переходят в графит.

Уголь – аморфный углерод – неупорядоченная структура графита – получается при нагревании углеродосодержащих соединений.

В природе имеется большие залежи угля.

Уголь имеет несколько сортов:

2) костяной уголь;

Оксиды углерода. угольная кислота

Углерод с кислородом образует оксиды: (CO,

C_6O_9) и др. Оксид углерода (II) – СО. Физические свойства: угарный газ, без цвета и запаха, ядовит, в воде почти не растворим, растворим в органических растворителях, t кипения = –192°C, t плавления = –205°C. Химические свойства: несолеобразующий оксид. В обычных условиях малоактивен, при нагревании проявляет восстановительные свойства:

1) с кислородом: (2C+2O+O_2=2C+4O_2) ;

2) восстанавливает металлы из руд: (C+2O+CuO=Cu+C+4O_2) ;

3) с хлором (на свету): (CO+Cl_2=COCl_2) (фосген);

4) с водородом: (CO+H_2=CH_3OH) (метанол);

5) с серой: СО + S = СОS (сульфоксид углерода);

6) реагирует с расплавами щелочей: CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия);

7) с переходными металлами образует карбонилы: (Ni+4CO=Ni(CO)_4,

СО легко соединяется с гемоглобином – Hb крови, образуя карбоксигемоглобин, препятствуя переносу (O_2) от легких к тканям: Hb + CO = HbCO.

При вдохе воздуха карбогемоглобин распадается на исходные продукты: (HbCO cdot Hb+CO) .

Получение:

1) в лаборатории – термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии (H_2SO_4) (конц.):

2) в промышленности (в газогенераторах):

Оксид углерода (IV) (CO_2) . Физические свойства: углекислый газ, без цвета и запаха, малорастворим в воде, тяжелее воздуха, t плавления = –78,5°C, твердый (CO_2 ) – сухой лед, не поддерживает горение.

Получение:

1) в промышленности (обжиг известняка): (CaCO_3 cdot CO_2) ;

2) действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты: (CaCO_3) (мрамор) (+2HCl=CaCl_2+H_2O+CO_2;

Химические свойства: кислотный оксид, реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты.

При повышенной температуре проявляет окислительные свойства: (C+4O_2+2Mg=2Mg+2O+CO) .

Качественная реакция – помутнение известковой воды: (Ca(OH)_2+CO_2=CaCO_3) (белый осадок) (+H_2O) .

Угольная кислота – слабая, существует в водном растворе: (CO_2+H_2O=H_2CO_3) .

Соли: средние – карбонаты ((CO_3^<2->)) , кислые – бикарбонаты, гидрокарбонаты ((HCO_3-)) .

Качественная реакция – «вскипание» при действии сильной кислоты: (Na_2CO_3+2HCl=2NaCl+H_2O+CO_2;

Кремний и его свойства

Кремний (Si) – стоит в 3 периоде, IV группе главной подгруппы периодической системы. Физические свойства: кремний существует в двух модификациях: аморфной и кристаллической. Аморфный кремний – порошок бурого цвета, плотностью (2,33

г/см^3) , растворяется в расплавах металлов. Кристаллический кремний – это кристаллы темно-серого цвета, обладающие стальным блеском, твердый и хрупкий, плотностью (2,4

г/см^3) . Кремний состоит из трех изотопов: Si (28), Si (29), Si (30).

Химические свойства: электронная конфигурация: (1s^22s^22p^63s^23p^2) . Кремний – неметалл. На внешнем энергетическом уровне кремний имеет 4 электрона, что обуславливает его степени окисления: +4, -4, –2. Валентность – 2, 4. Аморфный кремний обладает большей реакционной способностью, чем кристаллический. При обычных условиях он взаимодействует со фтором: (Si+2F_2=SiF_4) . При 1000°C Si реагирует с неметаллами: с (Cl_2) , (N_2) , (C) , (S) .

Из кислот кремний взаимодействует только со смесью азотной и плавиковой кислот.

По отношению к металлам ведет себя по-разному: в расплавленных Zn, Al, Sn, Pb он хорошо растворяется, но не реагирует с ними; с другими расплавами металлов – с Mg, Cu, Fe кремний взаимодействует с образованием силицидов: (Si+2Mg=Mg_2Si) . Кремний горит в кислороде: (Si+O_2=SiO_2) (песок).

Диоксид кремния или кремнезем – стойкое соединение Si, широко распространен в природе. Реагирует со сплавлением его с щелочами, основными оксидами, образуя соли кремниевой кислоты – силикаты. Получение: в промышленности кремний в чистом виде получают восстановлением диоксида кремния коксом в электропечах: (SiO_2+2C=Si+2CO uparrow) .

В лаборатории кремний получают прокаливанием с магнием или алюминием белого песка:

Кремний образует кислоты: (H_2SiO_3) – мета-кремниевая кислота; (H_2Si_2O_5) – двуметакремниевая кислота.

Нахождение в природе: минерал кварц – (SiO_2) . Кристаллы кварца имеют форму шестигранной призмы, бесцветные и прозрачные, называются горным хрусталем. Аметист – горный хрусталь, окрашенный примесями в лиловый цвет; дымчатый топаз окрашен в буроватый цвет; агат и яшма – кристаллические разновидности кварца. Аморфный кремнезем менее распространен и существует в виде минерала опала – (SiO_2 cdot nH_2O) . Диатомит, трепел или кизельгур (инфузорная земля) – землистые формы аморфного кремния.

Соли кремниевой кислоты

Общая формула кремниевых кислот – (nSiO_2mH_2O) . В природе находятся в основном в виде солей, в свободной форме выделены немногие, например, (HSiO) (ортокремниевая) и (H_2SiO_3) (кремниевая или метакремниевая).

Получение кремниевой кислоты:

1) взаимодействие силикатов щелочных металлов с кислотами: (Na_2SiO_3+2HCl=H_2SiO_3+2NaCL) ;

2) кремневая кислота является термически неустойчивой: (H_2SiO_3=H_2O+SiO_2) .

H2SiO3 образует пересыщенные растворы, в которых в результате полимеризации образует коллоиды. Используя стабилизаторы, можно получить стойкие коллоиды (золи). Их используют в производстве. Без стабилизаторов из раствора кремниевой кислоты образуется гель, осушив который можно получить силикагель (используют как адсорбент).

Силикаты – соли кремниевой кислоты. Силикаты распространены в природе, земная кора состоит в большинстве из кремнезема и силикатов (полевые шпаты, слюда, глина, тальк и др.). Гранит, базальт и другие горные породы имеют в своем составе силикаты. Изумруд, топаз, аквамарин – кристаллы силикатов. Растворимы только силикаты натрия и калия, остальные – нерастворимы. Силикаты имеют сложный химический состав:

Каолин (Al_2O_3) ; (2SiO_2) ; (2H_2O) или (H_4Al_2SiO_9) .

Асбест (CaO) ; (3MgO) ; (4SiO_2) или (CaMgSi_4O_<12>) .

Получение: сплавление оксида кремния со щелочами или карбонатами:

Растворимое стекло – силикаты натрия и калия. Жидкое стекло – водные растворы силикатов калия и натрия. Его используют для изготовления кислотоупорного цемента и бетона, керосинонепроницаемых штукатурок, огнезащитных красок. Алюмосиликаты – силикаты, содержащие алюминий (полевой шпат, слюда). Полевые шпаты состоят помимо оксидов кремния и алюминия из оксидов калия, натрия, кальция – (K_2O cdot Al_2O_3 cdot 6SiO_2) – ортоклаз.

Слюды имеют в своем составе, кроме кремния и алюминия, еще водород, натрий или калий, реже – кальций, магний, железо.

Граниты и гнейсы (горные породы) – состоят из кварца, полевого шпата и слюды. Горные породы и минералы, находясь на поверхности Земли, вступают во взаимодействие с водой и воздухом, что вызывает их изменение и разрушение. Этот процесс называется выветриванием.

Применение: силикатные породы (гранит) используют как строительный материал, силикаты – в качестве сырья при производстве цемента, стекла, керамики, наполнителей; слюду и асбест – как электро – и термоизоляцию.

Определите массу вступившего в реакцию углерода, если при взаимодействии углерода с концентрированной серной кислотой выделилось 134,4 л газов (н. у.).

Из оксида углерода (II) объемом 20 л можно получить оксид углерода (IV) объемом

Не является аллотропной модификацией углерода

Из оксида кремния (IV) количеством вещества 0,5 моль можно получить 10%-ный раствор силиката натрия массой

При взаимодействии аморфного кремния с концентрированным раствором гидроксида натрия выделилось 5,6 л газа (при н. у.). Количество вещества кремния

В схеме превращений (Si xrightarrow [+H_2O]<+NaOH>А+Бuparrow xrightarrow <+HCl>В downarrow xrightarrow С+Д) молекулярная масса вещества В равна

Углекислый газ образуется в реакции кислорода с

При обжиге 100 г известняка получилось 33 г оксида углерода (IV). Найдите содержание карбоната кальция в этом образце известняка.

К керамическим изделиям не относится

Схема реакции, в результате которой образуется кремниевая кислота

Электронная конфигурация строения атома кремния

Карбонат натрия можно получить при взаимодействии

Объем углекислого газа (н. у.), выделившего при горении 0,1 м 3 метана

Формулы соединений (a, b, d) и условие протекания реакции (с) по схеме (C xrightarrow CO_2 xrightarrow CaCO_3 xrightarrow CaO xrightarrow CaC_2)

Сумма всех коэффициентов в полном ионном уравнении взаимодействия силиката калия и ортофосфорной кислоты равна

Реактивы, необходимые для осуществления превращений (CO_2 → H_2CO_3 → K_2CO_3 → CO_2)

В цепочке превращений

(Ca → X_1 → X_2 → X_3 ) вещества (X_1, X_2) и (X_3) соответственно

Химический элемент ((Э)) в схеме превращений (Э ^underrightarrowrightarrow ЭOH → Э_2CO_3)

Оксид кремния (IV) образует в природе

При взаимодействии 100 г известняка, содержащего 25% примесей, с необходимым количеством раствора соляной кислоты выделится

Общая характеристика неметаллов IVА–VIIА групп

Содержание:

Общая характеристика неметаллов IVА–VIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Определение

К неметаллам (нМ) относятся те элементы Периодической системы, которые характеризуются способностью захватывать электроны до заполнения наружного энергетического слоя.

НМ (кроме H2) в менделеевской таблице находятся в правом верхнем углу системы, в главных подгруппах. При этом образуется как бы треугольник с вершиной, занимаемой фтором, и диагональю от кремния до астата.

Характерные особенности неметаллов

  1. Малый радиус атомов нМ относительно атомов металлов.
  2. Наличие большого числа электронов (от 4-х до 8-и) на последнем наружном энергоуровне. Их количество там растёт с возрастанием заряда атомного ядра.
  3. Значительный показатель электроотрицательности. Он меняется от двух до четырёх. С перемещением в таблице вверх и вправо у атомов увеличивается стремление к захвату электронов у других элементов. В основном атомы неметаллов по строению внешней электронной оболочки являются p – элементами.
  4. В реакциях нМ проявляют свойства окислителей. Самые сильные из них F, O2, Cl. У Si, C, P, As, Te преобладают окисляющие свойства. N, S, I в равной степени показывают и окисляющие и восстанавливающие качества.
  5. В нормальных условиях (н.у.) неметаллы являются газами (O2, N, Cl, F), жидкостями (Br) и могут быть в твердом состоянии (S, P, I).
  6. Окраска нМ разнообразна: у S – жёлтая, у Br – тёмно-бурая, у фосфорных модификаций может быть белая или красная. O2 и N – бесцветны.
  7. Естественно, неметаллы не проявляют металлических свойств: ковкость, пластичность, электропроводность.

Характеристика неметаллов группы IVА:

  1. Свойства углерода (C):
    • месторасположение: 2-й период, главная подгруппа IV группы. Порядковый номер 6;
    • обладает 2-мя энергетическими уровнями с 4-мя электронами на верхней орбите;
    • возможны валентности II (CO, CH2) и IV (CH4, CO2);
    • степени окисления (С.О.) от -4 до +4;
    • может взаимодействовать с F, O2 с получением окислов. Соединяясь с металлами, образует карбиды.

  2. Свойства кремния (Si):
    • располагается: 3-й период, главная подгруппа IV группы. Порядковый номер 14;
    • обладает 3-мя энергоуровнями с 4-мя электронами на верхней орбите;
    • возможны валентности II (SiO) и IV (SiO2);
    • С.О. -4, 0, +4;
    • взаимодействует с F, при повышенных температурах – с N, B, O2. Соединяясь с металлами, образует силициды. Реагирует с кислотной смесью HF и HNO3. Растворим в щелочах, при этом получаются силикаты и выделяется H2

Характеристика неметаллов группы VА:

  1. Свойства азота (N):
    • место расположения: 2-й период, главная подгруппа V группы. Порядковый номер 7;
    • обладает 2-мя энергетическими уровнями с 5-ю электронами на верхней орбите;
    • возможны валентности I, II, III, IV;
    • С.О. от -3 до +5;
    • при обычной t 0 не вступает в хим. взаимодействия. Может реагировать с металлами при высокой t 0 до получения нитридов, также и с H2 с образованием аммиака. Азот способен с O2 образовывать окислы в электрическом разряде. Инертен к S, P, C и другим нМ.

  2. Свойства фосфора (P):
    • располагается: 3-й период, главная подгруппа V группы. Порядковый номер 15;
    • обладает 3-мя энергоуровнями с 5 электронами на верхней орбите;
    • возможны валентности III, V;
    • С.О. -3, 0, +3, +5;
    • способен к реакциям почти со всеми нМ. При повышенной t 0 реагирует с металлами с образованием фосфидов. При повышении температуры вступает в реакцию со щелочами. К воде инертен.

  3. Свойства мышьяка (As):
    • располагается: 4-й период, главная подгруппа V группы. Порядковый номер 33;
    • обладает 4-мя энергоуровнями с 5 электронами на верхней орбите;
    • возможны валентности III, V;
    • С.О. -3,0, +3, +5;
    • при н.у. вступает в хим. реакции с окислителями. При высокой t 0 вступает в реакцию с галогенами. При повышении t 0 порошкообразный мышьяк загорается от действия кислорода – получается оксид As2O3. На металлы и H2 действует как окислитель.

Характеристика неметаллов группы VIА (халькогенов):

Термин халькоген (по гречески – рождающий медь) обозначает, что в природе эти элементы находятся часто в виде соединений меди.

  1. Свойства кислорода (O):
    • месторасположение: 2-й период, главная подгруппа VI группы. Порядковый номер 8;
    • обладает 2-мя энергетическими уровнями с 6-ю электронами на верхней орбите;
    • возможны валентности II;
    • С.О. -2, 0;
    • взаимодействует со всеми хим. элементами, кроме благородных газов.

  2. Свойства серы(S):
    • располагается: 3-й период, главная подгруппа VI группы. Порядковый номер 16;
    • обладает 3-мя энергетическими уровнями с 6 электронами на внешней орбите;
    • возможны валентности II, IV, VI;
    • С.О. -2, 0, +4, +6;
    • исключая золото, с металлами проявляет окисляющие свойства с образованием сульфидов. В среде O2 она горит синим пламенем до образования окислов. При t 0 реагирует со многими неметаллами. С химическими соединениями действует как восстановитель. Инертна к благородным газам.

  3. Свойства селена (Se):
    • располагается: 4-й период, главная подгруппа VI группы. Порядковый номер 34;
    • обладает 4-мя энергоуровнями с 6-ю электронами на верхней орбите;
    • возможны валентности II, IV, VI;
    • С.О. -2, 0, +2, +4, +6;
    • при н.у. устойчив к кислороду, к кислотам (разбавленным). Растворим в HNO3 (конц.) и щелочных растворах. При повышении t 0 способен к взаимодействию со многими элементами.

  4. Свойства теллура (Te):
    • место расположения: 5-й период, главная подгруппа VI группы. Порядковый номер 52;
    • обладает 5-ю энергоуровнями с 6-ю электронами на верхней орбите;
    • возможны валентности II, IV, VI;
    • С.О.-2, 0, +2, +4, +6;
    • способен к реакциям с большинством металлов и галогенами. Растворяется в кислотах (кроме HCl разб.), щелочах. При нагреве реагирует с H2 и H2O. Легко образует окислы с O2. Обладает полупроводниковыми качествами.

Характеристика неметаллов группы VIIА (галогенов):

  1. Свойства фтора (F):
    • располагается: 2-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 9;
    • обладает 2-мя энергетическими уровнями с 7-ю электронами на верхней орбите;
    • возможна валентность I;
    • С.О. -1, 0;
    • кроме Ar, He и Ne действует на все элементы.

  2. Свойства хлора (Cl):
    • месторасположение: 3-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 17;
    • обладает 3-мя энергетическими уровнями с 7-ю электронами на верхней орбите;
    • возможна валентность I, III, V, VII;
    • С.О. -1, 0, +1, +3, +5, +7;
    • действует на все металлы (на некоторые при нагреве и во влажной среде). Реагирует со многими неметаллами в обычных условиях, кроме N, C, O2 и благородных газов. С водородом образует очень важное вещество – хлористый водород HCl.

  3. Свойства брома (Br):
    • располагается: 4-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 35;
    • обладает 4-мя энергоуровнями с 7- ю электронами на верхней орбите;
    • возможна валентность I, III, V, VII;
    • С.О. -1, 0, +1, +3, +5, +7;
    • реагирует с неметаллами при н.у., кроме N, C, O2 и благородных газов. Взаимодействует с большинством металлов, а также со щелочами.

  4. Свойства иода (I):
    • располагается: 5-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 53;
    • обладает 5-ю энергетическими уровнями с 7-ю электронами на верхней орбите;
    • возможна валентность I, III, V, VII;
    • С.О. -1, 0, +1, +3, +5, +7;
    • образует иодиды с металлами с выделением тепловой энергии (HgI2), при нагреве с водородом получают сильный восстановитель – иодистый водород. С водой взаимодействует слабо.

  5. Свойства астата (At):
    • располагается: 6-й период, главная подгруппа VII группы. Порядковый номер 85;
    • обладает 6-ю энергетическими уровнями с 7-ю электронами на верхней орбите;
    • возможна валентность I, V;
    • С.О. -1, 0, +1, +5;
    • является радиоактивным элементом, по свойствам астат схож с йодом.

Заключение

Из 118 известных хим. элементов неметаллических всего 14, но каких! Из них O2 и Si составляют 76% всей твёрдой оболочки планеты. 98,5% массового объёма растений – неметаллы. Почти столько же их в массе человеческого тела. Воздух состоит из N, O2, CO2. Углерод (С), кислород (O), азот (N), сера (S), фосфор (P) являются органогенами. Они образуют основу жизни на Земле – живую клетку с белками, жирами, углеводами, нуклеиновыми кислотами.

Элементы группы IVA

Ключевые слова конспекта: углерод, кремний, элементы IVA-группы, свойства элементов, алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Элементы IV группы – это углерод, кремний, германий, олово и свинец. Более подробно рассмотрим свойства углерода и кремния. В таблице приведены важнейшие характеристики этих элементов.

Почти во всех своих соединениях, углерод и кремний четырёхвалентны, их атомы находятся в возбуждённом состоянии. Конфигурация валентного слоя атома углерода при возбуждении атома меняется:

Аналогично меняется конфигурация валентного слоя атома кремния:

На внешнем энергетическом уровне атомов углерода и кремния находится 4 неспаренных электрона. Радиус атома кремния больше, на его валентном слое имеются вакантные 3d–орбитали, это обусловливает отличия в характере связей, которые образуют атомы кремния.

Степени окисления углерода меняются в интервале от –4 до +4.

Характерной особенностью углерода является его способность образовывать цепи: атомы углерода соединяются друг с другом и образуют устойчивые соединения. Аналогичные соединения кремния неустойчивы. Способность углерода к цепеобразованию обусловливает существование огромного числа органических соединений.

К неорганическим соединениям углерода относятся его оксиды, угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, карбиды. Остальные соединения углерода являются органическими.

Для углерода–элемента характерна аллотропия, его аллотропными модификациями являются алмаз, графит, карбин, фуллерен. Сейчас известны и другие аллотропные модификации углерода.

Уголь и сажу можно рассматривать как аморфные разновидности графита.

Кремний образует простое вещество – кристаллический кремний. Существует аморфный кремний – порошок белого цвета (без примесей).

Свойства алмаза, графита и кристаллического кремния приведены в таблице.

Причина явных отличий в физических свойствах графита и алмаза обусловлена различным строением кристаллической решётки. В кристалле алмаза каждый атом углерода (исключая те, которые находятся на поверхности кристалла) образует четыре равноценные прочные связи с соседними атомами углерода. Эти связи направлены к вершинам тетраэдра (как в молекуле СН4). Таким образом, в кристалле алмаза каждый атом углерода окружён четырьмя такими же атомами, располагающимися в вершинах тетраэдра. Симметричность и прочность С–С-связей в кристалле алмаза обусловливают исключительную прочность и отсутствие электронной проводимости.

В кристалле графита каждый атом углерода образует три прочные равноценные связи с соседними атомами углерода в одной плоскости под углом 120°. В этой плоскости образуется слой, состоящий из плоских шестичленных колец.

Кроме того, каждый атом углерода имеет один неспаренный электрон. Эти электроны образуют общую электронную систему. Связь между слоями осуществляется за счёт относительно слабых межмолекулярных сил. Слои расположены один относительно другого таким образом, что атом углерода одного слоя находится над центром шестиугольника другого слоя. Длина связи С–С внутри слоя составляет 0,142 нм, расстояние между слоями – 0,335 нм. В результате связи между слоями гораздо менее прочны, чем связи между атомами внутри слоя. Это обусловливает свойства графита: он мягок, легко расслаивается, имеет серый цвет и металлический блеск, электропроводен и химически более активен, чем алмаз. Модели кристаллических решёток алмаза и графита изображены на рисунке.

Возможно ли превратить графит в алмаз? Такой процесс осуществим в жёстких условиях – при давлении примерно 5000 МПа и при температуре от 1500 °С до 3000 °С в течение нескольких часов в присутствии катализаторов (Ni). Основную массу продукции составляют небольшие кристаллы (от 1 до нескольких мм) и алмазная пыль.

Карбин – аллотропная модификация углерода, в которой атомы углерода образуют линейные цепи типа:

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

Расстояние между этими цепями меньше, чем между слоями графита, за счёт более сильного межмолекулярного взаимодействия.

Карбин представляет собой чёрный порошок, является полупроводником. Химически он более активен, чем графит.

Фуллерен – аллотропная модификация углерода, образованная молекулами С60, С70 или С84. На сферической поверхности молекулы С60 атомы углерода располагаются в вершинах 20 правильных шестиугольников и 12 правильных пятиугольников. Все фуллерены представляют собой замкнутые структуры из атомов углерода. Кристаллы фуллерена относятся к веществам с молекулярным строением.

Кремний. Существует только одна устойчивая аллотропная модификация кремния, кристаллическая решётка которой подобна решётке алмаза. Кремний – твёрдое, тугоплавкое (t°пл = 1412 °С), очень хрупкое вещество тёмно-серого цвета с металлическим блеском, при стандартных условиях – полупроводник.

Конспект урока по химии «Углерод и кремний. Элементы IVA-группы». Выберите дальнейшее действие:

  • Вернуться к Списку конспектов по химии
  • Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
  • Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии

Ещё конспекты по теме «Углерод и кремний«:

Атомы элементов 14(IVa) группы

Элемент C Si Ge Sn Pb
Порядковый номер 6 14 32 50 82
Атомная масса (относительная) 12,011 28,0855 72,59 118,69 207,2
Плотность (н.у.), г/см 3 2,25 2,33 5,323 7,31 11,34
tпл, °C 3550 1412 273 231 327,5
tкип, °C 4827 2355 2830 2600 1749
Энергия ионизации, кДж/моль 1085,7 786,5 762,1 708,6 715,2
Электронная формула [He]2s 2 2p 2 [Ne]3s 2 3p 2 [Ar]3d 10 4s 2 4p 2 [Kr]4d 10 5s 2 5p 2 [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 2
Электроотрицательность (по Поллингу) 2,55 1,9 2,01 1,96 2,33

Электронные формулы инертных газов:

  • He – 1s 2 ;
  • Ne – 1s 2 2s 2 2p 6 ;
  • Ar – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
  • Kr – [Ar]3d 10 4s 2 4p 6 ;
  • Xe – [Kr]4d 10 5s 2 5p 6 ;


Рис. Строение атома углерода.

В 14 группу (IVa группу по старой классификации) периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева входят 5 элементов: углерод, кремний, германий, олово, свинец (см. таблицу выше). Углерод и кремний – неметаллы, германий является веществом, проявляющим металлические свойства, олово и свинец – типичные металлы.

Самым распространенным в земной коре элементом 14(IVa) группы является кремний (второй после кислорода элемент по распространенности на Земле) (27,6% по массе), далее идут: углерод (0,1%), свинец (0,0014%), олово (0,00022%), германий (0,00018%).

Однако, по важности, ни один из элементов не может составить “конкуренцию” углероду, который составляет основу жизни на Земле, образуя колоссальное количество органических соединений (см. Органическая химия). В качестве неорганики углерод встречается, как в свободном состоянии (алмаз, графит, фуллерен), так и в соединениях (карбонаты, углеводороды), а также входит в углекислый газ (массовая доля в земной атмосфере 0,012%). Подробнее см. Углерод и его соединения.

Кремний, в отличие от углерода, в свободном виде в природе не встречается, его можно найти только в связанном виде:

  • SiO2 – кремнезём, встречается в виде кварца (входит в состав многих горных пород, песка, глины) и его разновидностей (агат, аметист, горный хрусталь, яшма и пр.);
  • богаты кремнием силикаты: тальк, асбест;
  • алюмосиликаты: полевой шпат, слюда, каолин.

Германий, олово и свинец также в свободном виде в природе не встречаются, а входят в состав некоторых минералов:

  • германий: (Cu3(Fe, Ge)S4) – минерал германит;
  • олово: SnO2 – касситерит;
  • свинец: PbS – галенит; PbSO4 – англезит; PbCO3 – церуссит.

Все элементы 14(IVa) группы в невозбужденном состоянии на внешнем энергетическом уровне имеют два неспаренных p-электрона (валентность равняется 2, например, CO). При переходе в возбужденное состояние (процесс требует энергетических затрат) один спаренный s-электрон внешнего уровня “перескакивает” на свободную p-орбиталь, образуя, таким образом, 4 “одиноких” электрона (один на s-подуровне и три на p-подуровне), что расширяет валентные возможности элементов (валентность равняется 4: например, CO2).


Рис. Переход атома углерода в возбужденное состояние.

По вышеуказанной причине элементы 14(IVa) группы могут проявлять степени окисления: +4; +2; 0; -4.

Поскольку для “перескока” электрона с s-подуровня на p-подуровень в ряду от углерода к свинцу требуется все больше и больше энергии (для возбуждения атома углерода требуется гораздо меньше энергии, чем для возбуждения атома свинца), то углерод “охотнее” вступает в соединения, в которых проявляет валентность четыре; а свинец – два.

То же самое можно сказать и о степенях окисления: в ряду от углерода к свинцу проявление степеней окисления +4 и -4 уменьшается, а степень окисления +2 возрастает.

Поскольку углерод и кремний являются неметаллами, они могут проявлять, как положительную, так и отрицательную степень окисления, в зависимости от соединения (в соединениях с более электроотрицателными элементами C и Si отдают электроны, и получают в соединениях с менее электроотрицательными элементами):

Ge, Sn, Pb, как металлы в соединениях всегда отдают свои электроны:

Элементы группы углерода образуют следующие соединения:

  • неустойчивые летучие водородные соединения (общая формула ЭH4), из которых только метан CH4 является устойчивым соединением.
  • несолеобразующие оксиды – низшие оксиды CO и SiO;
  • кислотные оксиды – высшие оксиды CO2 и SiO2 – им соответствуют гидроксиды, являющиеся слабыми кислотами: H2CO3 (угольная кислота), H2SiO3 (кремниевая кислота);
  • амфотерные оксиды – GeO, SnO, PbO и GeO2, SnO2, PbO2 – последним соответствуют гидроксиды (IV) германия Ge(OH)4, стронция Sn(OH)4, свинца Pb(OH)4;

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию :) Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

1.2.4 Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева и особенностями строения их атомов

Видеоурок: Свойства неметаллов

Лекция: Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева и особенностями строения их атомов

Общая характеристика неметаллов

Неметаллов (нМ) в Периодической системе 22. В основном располагаются в правом верхнем углу таблицы:

Выделим их из Периодической таблицы:

Рассмотрим общие характерные черты нМ:

  • Небольшой радиус атома,
  • Большое количество электронов не внешнем энергетическом уровне (от 4 до 8, искл.: Н – 1е, Не – 2е, В – 3е). Чем выше заряд ядра, тем больше электронов содержится на последнем слое.
  • Высокая электроотрицательность, близка к 3-4. Чем выше и правее находится нМ, тем выше способность его атома притягивать к себе электроны других атомов.
  • В химических реакциях, больше проявляют себя как окислители. Сильные окислители F, O, Cl, а H, В, C, Si, P, As, Te больше окислители, чем восстановители. Окислительно-восстановительными свойствами обладают N, S, I.
  • Среди нМ есть газообразные (H2, O2, N2, Cl2, F2), жидкие (Br2) и твердые вещества (к примеру, S8, P4, I2).
  • Могут иметь разнообразную окраску: хлор желто–зеленого цвета, бром красно-бурый, фосфор бывает белым и красным, сера жёлтого цвета. Так же неметаллы могут быть и бесцветные: кислород, азот, водород.
  • У нМ отсутствуют такие свойства, как ковкость, пластичность. Они не способны проводить электрический ток, тепло.

Теперь рассмотрим характеристику элементов IVA – VIIA групп.

Характеристика неметаллов IVA группы

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 2 (2 неспаренных электрона)

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 1 2p 3 (4 неспаренных электрона)

Типы гибридизации *

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

* Гибридизация – смешение орбиталей разных форм и образование одинаковых (подробнее о гибридизации вы узнаете из следующего урока)

** Химические элементы VIIА группы

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 3

в возбужденном состоянии быть не может, так как на энергетическом уровне нет d-подуровня

Типы гибридизации

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 4p 3 4d 1

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 4

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1 (IV валентность); 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (VI валентность)

Типы гибридизации

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 4d 1

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 4

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 1 5p 5

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 3

в возбужденном состоянии, как и в основном 1s 2 2s 2 2p 3

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

в возбужденном состоянии:

первом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 1

втором: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 2

третьем: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3

Типы гибридизации

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5

в возбужденном состоянии:

первом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 4d 1

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5

в возбужденном состоянии:

первом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 4d 1 5s 1 5p 6

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 5

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: