Свойства элементов подгруппы углерода

Мышьяк - сильный яд для животных и микроорганизмов, а соединение его с кислородом приводит к образованию мышьяковистого водорода. Мышьяковистый водород - газ, обладающий неприятным чесночным запахом и сильнейшей токсичностью.

Растворитель Вода является растворителем для многих веществ. Она используется для очистки как самого человека, так и различных объектов человеческой деятельности. Вода используется как растворитель в промышленности.

Биологическая роль. Вода играет уникальную роль как вещество, определяющее возможность существования и саму жизнь всех существ на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором происходят основные биохимические процессы живых организмов. Уникальность воды состоит в том, что она достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические вещества, обеспечивая высокую скорость протекания химических реакций и в то же время — достаточную сложность образующихся комплексных соединений. Благодаря водородной связи, вода остаётся жидкой в широком диапазоне температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время.

1. Сероводород, получение, свойства. Сероводородная кислота. 1-я и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты.

Сероводород – бесцветный и очень токсичный газ с запахом тухлых яиц.

При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция с очень малым выходом сероводорода. Обычно в лаборатории его получают действием разбавленных кислот на сульфиды:

FеS + 2НСl = FеСl₂ + Н₂S↑.

Другой способ получения сероводорода заключается в добавлении холодной воды к сульфиду алюминия:

Аl₂S_3(тв) + 6Н₂O_(ж.) = 2Аl(ОН)₃↓ + ЗН₂S↑.

Сероводород, полученный таким способом, оказывается чище.

Сероводород – ковалентное соединение. Его молекулы имеют изогнутую структуру, подобную структуре воды. Однако, в отличие от воды, молекулы сероводорода не образуют между собой водородных связей. Дело в том, что атом серы менее электроотрицателен, чем атом кислорода, и имеет больший размер. Поэтому сера имеет гораздо меньшую плотность заряда, чем кислород. Из-за отсутствия водородных связей сероводород имеет более низкую температуру кипения, чем вода. Отсутствие водородных связей в сероводороде объясняет также его плохую растворимость в воде. Одинобъем воды растворяет 3 объема сероводорода.

Сероводород – типичный восстановитель. В кислороде он сгорает, легко окисляется галогенами:

Н₂S + Вr₂ = S↓ + 2НВr.

Раствор сероводорода в воде – это очень слабая кислота, которая диссоциирует ступенчато(K_1, K₂ константы диссоциации₎:

H₂S H⁺ + HS^- (K₁ = 6∙10^-8),

HS^- H⁺ + S^2- (K₂ = 1∙10^-14).

Сероводородная кислота так же, как и сероводород, - типичный восстановитель и окисляется не только сильными окислителями, например хлором:

Н₂S + 4Сl₂ + 4Н₂О = Н₂SО₄ + 8НСl,

но и более слабыми, например сернистой кислотой Н₂SО₃ и SО₂:

2Н₂S + Н₂SО₃ = 3S↓ + ЗН₂О

или ионами трехвалентного железа:

2FеСl₃ + Н₂S = 2FеСl₂ + S↓ + 2НСl.

Сероводородная кислота может реагировать с основаниями, основными оксидами или солями, образуя два ряда солей: средние - сульфиды, кислые - гидросульфиды. Большинство из них (за исключением сульфидов аммония, а также щелочных и щелочноземельных металлов) плохо растворимо в воде. Например, при пропускании сероводорода через раствор, содержащий ионы свинца Рb²⁺,образуется черный осадок сульфида свинца:

Рb²⁺ + Н₂S = PbS↓ + 2Н⁺.

Эта реакция используется для обнаружения сероводорода сульфид-ионов.

Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, подвергаются гидролизу.

Помимо сульфидов известны и полисульфиды; наиболее хорошо изучены дисульфиды щелочных металлов и аммония, легко образующиеся при нагревании серы с растворами сульфидов, на­пример:

К₂S + S = К₂S₂.

1. Серная кислота. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли серной кислоты. Применение

Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту (маслянистая жидкость)

SО₃+ Н₂О = Н₂SО₄

SО₃ очень хорошо растворяется в 100%ной серной кислоте. Раствор SO₃ в такой кислоте называется олеумом.

Серная кислота – сильная двухосновная кислота. В воде она диссоциирует ступенчато, образуя гидросульфат- и сульфат-ионы:

Н₂SO₄ Н⁺ + НSO₄^- (К₁ = 1∙10⁺³),

НSO₄^- Н⁺ + SО₄^2- (К₂=1,1∙10^-2).

Серная кислота принимает участие во всех реакциях, характерных для кислот.

Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду активности до водорода, за счет ионов Н⁺, например:

Zn + Н₂SО_4(разб) = ZnSO₄ + Н₂↑,

в реакциях с основаниями, щелочами и оксидами образует сульфаты либо гидросульфаты.

Отметим, что из всех сульфатов наименьшей растворимостью обладает сульфат бария - именно поэтому его образование в виде белого осадка используют как качественную реакцию на сульфат-ион:

Ва²⁺ + SO₄^2- = ВаSО₄↓.

При прокаливании твердые сульфаты ведут себя по-разному. Так, сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения.Сульфаты металлов средней активности образуют соответствую­щие оксиды:

ZnSО₄ = ZnО + SО₃↑.

Сульфат железа (II) разлагается по механизму внутримолеку­лярного окисления-восстановления:

4FeSО₄ = 2Fе₂О₃ + 4SО₂↑ + О₂↑.

Наконец, сульфаты наиболее тяжелых металлов разлагаются до металла:

Ag₂SO₄ = 2Ag↓ + SО₂↑ + О₂↑,

НgSО₄ = Нg + SО₂↑ + О₂↑.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с различными металлами, как правило, происходит ее восстановле­ние до SО₂, например:

Zn + 2Н₂SО_4(конц) = ZnSО₄ + SO₂↑ + 2Н₂О.

Концентрированная серная кислота окисляет медь, серебро, углерод, фосфор:

2Аg + 2Н₂SО₄ = Аg₂SО₄ + SО₂↑ + 2Н₂О, (3)

2Р + 5Н₂SО₄ = 2Н₃РО₄ + 5SО₂↑ + 2Н₂О. (4)

Концентрированная серная кислота очень бурно реагирует водой с выделением большого количества теплоты. По этой причине следует всегда,разбавляя серную кислоту, наливать ее в воду, а не наоборот. Концентрированная кислота гигроскопична, т.е. способна поглощать влагу из воздуха.Поэтому ее используют для осушения газов, не реагирующих с ней, пропуская их через серную кислоту. Сродство серной кислоты к воде настолько ве­лико, что она может служить дегидратирующим агентом; под действием концентрированной серной кислоты углеводы, напри­мер сахароза,обугливаются:

	H2SO4 (конц)
C12H22O11(тв)	→	12С(тв)
	- 11H2O

Бумага также обугливается под действием такой кислоты, что обусловлено действием кислоты на целлюлозные волокна; этанол при нагревании с серной кислотой превращается в этилен:

	H2SO4 (конц)
C2H5OH(ж)	→	CH2 = CH2
	- H2O

Применение серной кислоты используют

- для производства удобрений

- при производстве синтетических моющих средств, пластмасс, фтороводорода и других реактивов

- применяется также в производстве тканей и лекарственных препаратов.

1. Соединение серы в степени окисления +4. Роль в окислительно-восстановительных процессах (примеры). Применение.

Оксид серы (IV) SО₂ (бесцветный газ с резким запахом) образуется при сгорании серы на воздухе, но может быть также получен при сгорании Н₂S или при взаимодействии меди, а также большинства других металлов, с концентрированной серной кислотой:

Сu + 2Н₂SО_4(конц) = CuSО₄ + SO₂↑ + 2Н₂О.

Диоксид серы получают также при обжиге сульфидных минералов, например, сульфида цинка или дисульфида железа (называемого также пиритомили железным колчеданом):

2ZnS + ЗО₂ = 2ZnО + 2SО₂↑,

4FеS₂ + 11О₂ = 2Fе₂О₃ + 8SО₂↑.

Оксид серы (IV) - ангидрид сернистой кислоты Н₂SО₃, поэтому при растворении SО₂ в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 °С) частично происходит реакция с водой и образуется слабая сернистая кислота:

SO₂ + Н₂О Н₂SО₃,

которая малоустойчива, легко распадается вновь на SО₂ и Н₂О. В водном растворе существуют следующие равновесия:

			K1		K2
Н2О + SO2		Н2SО3		Н^+ + НSО3^-		2Н^+ + SO3^2-

Константа диссоциации Н₂SО₃ по первой ступени равна К₁ = 1,6∙10 ^-2, по второй - К₂ = 6,3^.10^-8. Кислота дает два ряда солей: средние - сульфиты, и кислые - гидросульфиты.

Химические реакции, характерные для SО₂, сернистой кислоты и ее солей, можно разделить на три группы:

1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:

Са(ОН)₂ + SО₂ = СаSО₃ + Н₂О.

2. Реакции с повышением степени окисления серы от +4 до +6, например:

Na₂SО₃ + Сl₂ + Н₂О = Nа₂SО₄ + 2НСl.

3. Реакции, протекающие с понижением степени окисления серы, например, уже отмеченное выше взаимодействие SО₂ c Н₂S.

4. Реакции самоокисления-самовосстановления серы возможны и при ее взаимодействии с сульфитами. Так, при кипячении раствора Nа₂SО₃ с мелкоизмельченной серой образуется тиосульфат (иногда называют гипосульфит) натрия:

Nа₂SО₃ + S = Nа₂S₂О₃,

содержащий тиосульфат-ион - производное от не выделенной в свободном виде тиосерной кислоты. Тиосульфат натрия содержит два атома серы в различных степенях окисления и проявляет восстановительные свойства.

Таким образом, SО₂, сернистая кислота и ее соли могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Общая характеристика подгруппы азота.

Подгруппа азота – пятая группа, главная подгруппа периодической системы Д.И. Менделеева. В нее входят элементы: азот (N); фосфор (P); мышьяк (As); сурьма (Sb); висмут (Bi). Общая электронная формула элементов подгруппы азота: ns2np3 – на внешнем энергетическом уровне эти элементы содержат пять валентных электронов, на что указывает номер группы – два электрона на s-подуровне и три не-спаренных электрона на р-подуровне. Это р-эле-менты. У каждого последующего нижестоящего атома нарастает энергетический уровень (N – 2 s2 2p3; P – 3 s2 3p3; As – 4 s2 4p3; Sb – 5 s2 5p3; Bi – 6 s2 6p3), в связи с чем увеличивается радиус атома, уменьшается энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства – усиливаются металлические.

Характерны следующие степени окисления: N – +1, +2, +3, +4, +5, 0, -1, -3, -5; P – от +1 до +5 (кроме +2), 0, -2, -3; все остальные: +3, +5, -3. Характерные валентности: 3, 4, 5.

Азот пятивалентным быть не может – максимальная его валентность равна четырем, т. к. наивысшая валентность равна числу возможных квантовых ячеек на внешнем уровне – у азота их четыре (одна s– и три р-орбитали), следовательно, число ковалентных связей тоже четыре.

Итак, азот в невозбужденном состоянии имеет валентность три, а в возбужденном (при переходе электронов с s-подуровня) – четыре.

У фосфора и всех последующих элементов подгруппы имеется d-подуровень, куда могут переходить электроны с s– и р-подуровней, и в возбужденном состоянии они имеют валентность пять.

Водородные соединения элементов соответствуют формуле: RН3: NН3 – аммиак; РН3 – фосфин; AsН3 – арсин; SbН – стибин; BiН – висмутин. Все соединения – газы, химическая стойкость каждого последующего ослабевает, что связано с ростом порядкового номера элементов, ослабевания неметаллических свойств и усиления металлических.

Кислородные соединения подгруппы азота отвечают составу: R2О3, R2О5, которые соответствуют кислотам типа: НRО2; НRО3; Н3RO4 – ортокислоты (азот ортокислоты не образует).

Характер оксидов элементов в направлении сверху вниз закономерно изменяется: N2О3, Р2О3 обладают кислотными свойствами; As2О3, Sb2О3 имеют амфотерные свойства; Bi2О3 – основные свойства. R2О5 образуют только кислотные оксиды и соответствуют кислотам: НRО3, Н3RO4 (кроме азота). Сила кислот НRО3 сверху вниз убывает.

Резкие изменения наблюдаются и у простых веществ элементов подгруппы азота: азот, фосфор, мышьяк – неметаллы; сурьма и висмут – металлы.

1. Аммиак. Получение, химические свойства. Применение.

В обычных условиях аммиак - бесцветный газ, легче воздуха, с резким запахом и едким вкусом. При -33,4°C он превращается в жидкость, которая затвердевает при -77,7°C. Аммиак очень хорошо растворим в воде, спирте, бензоле.

Используется аммиак в основном для производства азотной кислоты и азотных удобрений.

В промышленности аммиак получают непосредственным синтезом из азота и водорода в присутствии катализатора при высокой температуре и давлении:

N2 + 3H2 = 2NH3

Аммиак химически очень активен, особенно в реакциях окисления и присоединения. Молекула аммиака имеет пирамидальную форму, с основанием пирамиды из атомов водорода и атомом азота в вершине. Молекула NH3 поляризована - общие электронные пары сдвинуты к атому азота. Еще у атома азота есть неподеленная пара электронов, способных взаимодействовать по донорно-акцепторному механизму с ионами или молекулами, имеющими вакантные орбитали. Молекула аммиака присоединяет протон, образуя ион аммония, причем все четыре связи азота с водородом равноценны.

Аммиак - сильный восстановитель. Например, он взаимодействует с кислородом, образуя азот и воду:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

В присутствии катализатора аммиак окисляется до оксида азота (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

При нагревании с хлором и пероксидом водорода образуются молекулы свободного азота:

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl

2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O

Водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию, так как при растворении аммиака в воде образуется гидроксид аммония NH4OH, который диссоциирует:

NH4OH " NH+ + ОН-

Гидроксид аммония неустойчив и распадается на аммиак и воду:

NH4OH = NH3 + H2O

При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются соли аммония:

NH3 + HCl = NH4Cl

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

Соли аммония хорошо растворимы в воде. Они очень похожи на соответствующие соли щелочных металлов, особенно на соли калия. Поэтому ион аммония - аналог ионов щелочных металлов.

Применение аммиака и его солей основано на специфических свойствах. Аммиак служит сырьём для производства азотосодержащих веществ, а также в составе солей широко применяется в качестве минеральных удобрений. Водный раствор аммиака можно купить в аптеках под названием нашатырный спирт.

1. Азотная кислота. Химические свойства. Взаимодействие с металлами. Нитраты. Обнаружение.

Азотная кислота HNO₃ в чистом виде - бесцветная жид­кость с резким удушливым запахом. В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде.

Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО₂ и за cчет этого приобретает светло-бурый цвет:

4НNО₃ = 4NО₂ + 2Н₂О + О₂.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот и для нее характерны все реакции, в которые вступают кисло­ты, - с основаниями, основными оксидами и т.д.

Специфическим же свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Сущность окисле­ния различных веществ азотной кислотой заключается в том, что ион NО₃, имеющий в своем составе азот в степени окисления +5, в зависимости от условий (концентрации кислоты, природы вос­становителя, температуры) может принимать от одного до восьми электронов. Восстановление анионаNО₃^- в связи с этим может протекать до различных веществ:

NO₃^- + 2H⁺ + 1e → NO₂ + H₂O, (1)

NO₃^- + 4H⁺ + 3e → NO + 2H₂O, (2)

2NO₃^- + 10H⁺ + 8e → N₂O + 5H₂O, (3)

2NO₃^- + 12H⁺ + 10e → N₂ + 6H₂O, (4)

NO₃^- + 10H⁺ + 8e → NH₄⁺ + 3H₂O. (5)

При прочих равных условиях образование тех или иных про­дуктов восстановления азотной кислоты зависит от концентра­ции. Азотная кислота обладает окислительной способностью при любой концентрации, при этом, однако, чем концентрированнее НNО₃, тем менее глубоко она восстанавливается.

С одним и тем же восстановителем, например цинком, кисло­та, если она концентрированная, будет обязательно реагировать по схеме (1) с выделением NО₂; если НNО₃ разбавленная, то она может взаимодействовать с Zn по любой схеме (2)-(5), в зависимости от степени разбавления.

Азотная кислота взаимодействует со всеми металлами, за ис­ключением Аu, Рt, W. Концентрированная НNО₃ не взаимодей­ствует при обычных условиях также с Fе, Аl и Сr, которые она пассивирует, однако при очень сильном нагревании НNО₃ вза­имодействует и с этими металлами.

Большинство неметаллов и сложных веществ восстанавли­вают HNO₃, как правило, до NO (реже до NО₂):

ЗР + НNО₃ + 2Н₂О = 3Н₃РО₄ + NО,

S + 2НNО₃ = Н₂SО₄ + 2NО,

3C + 4НNО₃ = 3СО₂ + 4NО + 2Н₂О,

ZnS + 8НNО_3(конц) = ZnSО₄ + 8NО₂ + 4Н₂O,

6НCl + 2НNO_3(конц) = 3Сl₂ + 2NО + 4Н₂О. (6).

С помощью концентрированной НNО₃ можно растворить даже золото. Для этого нужно взять смесь из одного объема концентрированной НNО₃ и трех объемов концентрированной соляной кислоты (такую смесь называют царской водкой):

Аu + НNО₃ + 4НСl = Н[АuСl₄] + NO + 2Н₂О.

Действие царской водки объясняется тем, что концентриро­ванная НNО₃ окисляет НСl по реакции (6) до свободного хлора, который в момент выделения является очень сильным окислителем. Поэтому при растворении металлов в царской водке получаются не соли азотной кислоты, а соответствующие хлори­ды.

1. Азотистая кислота и ее соли. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Применение.

Азотистая кислота НNО₂ принадлежит к слабым кислотам (К = 6^.10^-4 при 25 °С), неустойчива и известна лишь в разбавлен­ных растворах,в которых осуществляется равновесие

2НNО₂ NО + NО₂ + Н₂О.

Нитриты в отличие от самой кислоты устойчивы даже при нагревании. Исключением является кристаллический нитрит аммония, который при нагревании разлагается на свободный азот и воду.

1. Биологическая роль азота и фосфора. Применение.

Азот по содержанию в организме человека (3,1%) от–носится к макроэлементам. Если учитывать только мас–су сухого вещества организма (без воды), то в клетках содержание азота составляет 8—10%. Этот элемент – составная часть аминокислот, белков, витаминов, гормо–нов. Азот образует полярные связи с атомами водорода и углерода в биомолекулах. Во многих бионеорганиче–ских комплексах (металлоферментах) атомы азота по донорно-акцепторному механизму связывают неорга–ническую и органическую части молекулы.

Вместе с кислородом и углеродом азот образует жиз–ненно важные соединения – аминокислоты, содержа–щие одновременно аминогруппу с основными свойст–вами и карбоксильную группу (—СООН) с кислотными свойствами. Аминогруппа выполняет очень важную функцию и в молекулах нуклеиновых кислот. Огромно физиологическое значение азотсодержащих биолиган-дов – порфиринов, например гемоглобина.

В биосфере происходит круговорот азота. Азотный цикл имеет жизненно важное значение для сельского хозяйства.

Необходимо отметить еще одно важное в биологиче–ском плане свойство азота – его растворимость в воде почти такая же, как у кислорода. Присутствие избытка азота в крови может быть причиной развития кессон–ной болезни. При быстром подъеме водолазов проис–ходит резкое падение давления, соответственно пада–ет растворимость азота в крови (закон Генри), и пузырьки элементного азота, выходящие из крови, закупоривают мелкие сосуды, что может привести к параличу и смерти.

По содержанию в организме человека (0,95%) фосфор относится к макроэлементам. Фосфор – элемент-органоген и играет исключительно важную роль в обме–не веществ. В форме фосфата фосфор представ–ляет собой необходимый компонент внутриклеточной АТФ. Он входит в состав белков (0,5—0,6%), нуклеиновых кислот, нуклеотидов и других биологически активных соединений. Фосфор является основой скелета живот–ных и человека (кальций ортофосфат, гидроксилапа-тит), зубов (гидроксилапатит, фторапатит).

Многие реакции биосинтеза осуществляются благода–ря переносу фосфатных групп от высокоэнергетического акцептора к низкоэнергетическому. Фосфатная буфер–ная система является одной из основных буферных сис-тем крови. Живые организмы не могут обходиться без фосфора. Значение фосфора состоит и в том, что сахара и жирные кислоты не могут быть использованы клетками в качестве источников энергии без предвари–тельного фосфорилирования.

Обмен фосфора в организме тесно связан с обменом кальция. Это подтверждается уменьшением количества неорганического фосфора при увеличении содержания кальция в крови (антагонизм).

Суточная потребность человека в фосфоре составляет 1,3 г. Фосфор настолько распространен в пищевых про–дуктах, что случаи его явной недостаточности (фосфат–ный голод) практически неизвестны. Однако далеко не весь фосфор, содержащийся в пищевых продуктах, мо–жет всасываться, поскольку его всасывание зависит от многих факторов: рН, соотношения между содержанием кальция и фосфора в пище, наличия в пище жирных кис–лот, но в первую очередь – от содержания витамина D.

Целый ряд соединений фосфора используют в качест–ве лекарственных препаратов.

Следует отметить, что фосфорорганические соедине–ния, содержащие связь С—Р, являются сильными нер–вно-паралитическими ядами, входят в состав боевых отравляющих веществ

1. Мышьяк и его соединения. Обнаружение. Влияние на живой организм. Применение.

Мышья́к — химический элемент с атомным номером 33 в периодической системе, обозначается символом As. Представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета.

Название мышьяка в русском языке связывают с употреблением его соединений для истребления мышей и крыс. Так русские химики называют элемент, ядовитые соединения которого задолго до его получения в чистом виде были известны древней Греции, Китаю и другим странам. За сильную, безотказную ядовитость для человека мышьяковистых соединений греки называли мышьяк "мужественным", "сильным". От такого значения греческих слов произошли латинское название и химический символ мышьяка - арсеникум (сильный).

Мышьяковистые соединения широко используются в стекольном, фарфоровом и фаянсовом производствах, при выделке кож и мехов. В сельском хозяйстве соединения мышьяка используются для борьбы с многочисленными вредителями сельскохозяйственных культур.

1. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Влияние на живой организм. Применение.

В подгруппу углерода входят углерод, кремний, германий, олово и свинец. Это р-элементы IV группы периодической системы Д.И. Менделеева.Их атомы на внешнем уровне содержат по четыре электрона ns²np², чем объясняется сходство их химических свойств.

Электронное строение внешних уровней атомов первых двух элементов подгруппы можно представить так

В невозбужденном состоянии их атомы имеют по 2 неспаренных электрона. Поскольку атомы всей подгруппы имеют на внешнем уровнесвободные орбитали, то при переходе в возбужденное состояние распа­ривают электроны s-подуровней (показано пунктирными стрелками).

В соединениях элементы подгруппы углерода проявляют степень окисления +4 и -4, а также +2, причем последняя с увеличением заряда ядра становится более характерной. Для углерода, кремния и германия наиболее типична степень окисления +4, для свинца +2.Степень окисления -4 в последовательности C – Pb становится все менее характерной.

Свойства	С	Si	Ge	Sn	Pb
1. Порядковый номер
2. Валентные электроны	2s^22p^2	3s^23р^2	4s^24р^2	5s^25р^2	6s^26р^2
3. Энергия ионизации атома, эВ	11,3	8,2	7,9	7,3	7,4
4. Относительная электроотрицательность	2,50	1,74	2,02	1,72	1,55
5. Степень окисления в соединениях	+4, +2, -4	+4, +2, -4	+4, -4	+4, +2, -4	+4, +2, -4
6. Радиус атома, нм	0,077	0,134	0,139	0,158	0,175

Элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей формулы RO₂ и RO, а водородные соединения - формулы RН₄.Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны,причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основные - у гидратов свин­ца.От углерода к свинцу уменьшается прочность водородных соединений RН₄: СН₄ - прочное вещество, а PbH₄ в свободном виде не выделено.В подгруппе с ростом порядкового номера уменьшается энергия ионизации атома и увеличивается атомный радиус, т. е.неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.

Химические свойства углерода и кремния. Графит и кремний — типичные восстановители. При нагревании с избытком воздуха графит(именно этот аллотроп наибо­лее доступен) и кремний образуют диоксиды:

С + О₂ = СО₂,

Si + О₂ = SiO₂,

при недостатке кислорода можно получить монооксиды CO или SiO:

2С + О₂ = 2СО,

2Si + O₂ = 2SiO,

которые образуются также при нагревании простых веществ с их диоксидами:

С + СО₂ = 2СО,

Si + SiO₂ = 2SiO.

Уже при обычной температуре углерод и кремний реагируют со фтором, образуя тетрафториды СF₄ и SiF₄, при нагревании — с хлором, давая СCl₄и SiCl₄. При более сильном нагревании углерод и кремний реагируют с серой и азотом:

4С + S₈ = 4СS₂,

2С + N₂ = С₂N₂,

4Si + S₈ = 4SiS₂

и даже между собой, образуя карборунд — вещество, по твердости близкое к алмазу:

Si + С = SiC.

Обычные кислоты на углерод и кремний не действуют, тогда как концентрированные Н₂SО₄ и НNО₃ окисляют углерод:

С + 2Н₂SО₄ = СО₂↑+ 2SО₂↑ + 2Н₂О,

3С + 4НNO₃ = 3СО₂↑ + 4NO↑ +2Н₂О.

Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4НNО₃ + 12НF = 3SiF₄↑ + 4NO↑ +8Н₂О.

Кроме того, кремний растворяется в водных растворах щелочей:

Si + 2NaОН + Н₂О = Na₂SiO₃ + Н₂↑.

Графит часто используют для восстановления малоактивных металлов из их оксидов:

СuО + С = Сu + СО↑.

При нагревании же с оксидами активных металлов углерод и кремний диспропорционируют, образуя карбиды

СаО + 3С = СаС₂ + СО↑,

2Аl₂О₃ + 9С = Аl₄С₃ + 6СО↑

или силициды

2МgО + 3Si = Мg₂Si + 2SiO.

Активные металлы — более сильные восстановители, чем углерод или кремний, поэтому последние при непосредственном взаимодействии с ними выступают в качестве окислителей

Са + 2С = СаС₂,

2Mg + Si = Мg₂Si.

1. Кислородсодержащие соединения углерода. Цианиды.

Оксид углерода (II)

Оксид получают неполным окислением простых веществ или по реакциям: С + СО₂ = 2СО. Не реагирует при обычных условиях ни с кислотами, ни со щелочами

Оксид углерода (II) – ядовитый газ без цвета и запаха, горит голубоватым пламенем, легче воздуха, температура кипения 81,63 К, температура плавления 68,03 К, плохо растворим в воде (2,3 объема СО на 100 объемов H₂O при 293 К).

Оксид СО принято считать несолеобразующим, однако при пропускании его в расплав щелочи при высоком давлении непо­средственно образуется соль в результате протекания окисли­тельно-восстановительной реакции:

СО + КОН = НСООК.

Отсюда формально можно считать СО ангидридом муравьи­ной кислоты, что подтверждается обезвоживанием муравьиной кислоты:

(*)

Следует, однако, обратить внимание, что в рассмотренных вы­ше реакциях меняется степень окисления углерода +4 в муравьи­ной кислоте и в ее соли и +2 - в оксиде углерода (II) и эти реак­ции являются фактически окислительно-восстановительными. В то время как в реакциях соединения, характерных для "классических" солеобразующих оксидов, степень окисления элементов никогда не меняется, например:

СаО + СО₂ = СаСО₃.

Формальная степень окисления углерода +2 не отражает строение молекулы СО, в которой помимо двойной связи, обра­зованной обобществлением электронов С и О, имеется дополнительная, образованная по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленнойпары электронов кислорода (изображена стрелкой):

В связи с этим молекула СО очень прочна и способна вступать в реакции окисления-восстановления только при высоких темпера­турах. При обычных условиях СО не взаимодействует с водой, щелочами или кислотами.

На воздухе СО горит голубоватым пламенем:

2СО + O₂ = 2СO₂.

При нагревании он восстанавливает металлы из их оксидов:

FеО + СО = Fе + СО₂↑.

В присутствии катализатора или под действием облучения СО окисляется хлором, образуя ядовитый газ фосген:

СО + Сl₂ = СОСl₂.

При взаимодействии с парами воды идет обратимая реакция с образованием СО₂ и водорода:

СО + Н₂О СО₂ + Н₂,

при нагревании с водородом при повышенном давлении образу­ется метиловый спирт:

СО + 2Н₂ СН₃ОН.

Со многими металлами СО образует летучие карбонилы:

Ni + 4СО = Ni(СО)₄.

В природе оксид углерода (II) практически не встречается. В лаборатории его обычно получают обезвоживанием муравьиной кислоты по реакции (*).

Оксид углерода (II) может быть также получен при восста­новлении оксида углерода (IV) углеродом или металлами:

Дата добавления: 2015-04-24