Элементы 4-а группы

Строение электронной оболочки: … ns²np².

УГЛЕРОД и его соединения

Встречается в почве (карбонаты), в воздухе (углекислый газ), основа живой и растительной жизни.

Физические свойства

Аллотропен: а) алмаз (sp³ – гибридизация, тетраэдр) – самый твердый, не проводит электрический ток;

б) графит (sp² – гибридизация, гексагональное строение) – легко расслаивается, проводит электрический ток;

в) карбин (sp – гибридизация, линейное строение) – полупроводник;

г) угли (рентгеноаморфны) – кокс, древесный и костяной уголь, сажа.

Химические свойства углерода и его соединений.

1)Реакции с простыми веществами:

С + О₂ = СО (СО₂)

С + Н₂ = СН₄

С + 2CI₂ = СCI₄

2)Реакции со сложными веществами (при повышенной при t^o):

а) С + Н₂О = СО + H₂ ,

б) С + СО₂ = 2СО,

в) С + FeO = Fe + CO,

г) С + H₂SO_4(конц.) ® H₂СO₃ (или СO₂ ) + SO₂

С + HNO_3(конц.) ® H₂СO₃ (или СO₂ ) + NO (или NO₂ )

Степень окисления +2

СО – закись углерода, «угарный газ» - бесцветный ядовитый газ, без запаха.

Получение оксида углерода (П):

а) СО₂ + С = 2СО (неполное выгорание каменного угля),

б)разложение муравьиной кислоты в присутствие H₂SO_4(конц.):

НСООН ® СО + H₂О

Химические свойства оксида углерода (П):

1)Сильный восстановитель:

а)восстанавливает металлы из оксидов: Fe₃O₄ + 4CO = 3Fe + 4СO₂ ,

б)СО + СI₂ = СOCI₂ – фосген (ядовит),

в)2СО + СО₂ = 2СО₂ .

2)Участвует в органическом синтезе, например СО + 2Н₂ ® СН₃ОН.

3)Ядовит, т.к. при неполном сгорании угля может быть «угар»: соединяется с гемоглобином крови, составляя конкуренцию кислороду, и в виде карбоксигемоглобина по артериальному руслу движется ко всем клеткам организма.

Степень окисления +4

1) СО₂ – угольный ангидрид, «углекислый газ» - бесцветный тяжелый газ, не поддерживает горения. Твердый оксид (t^o_пл. = -56,5^оС) называют часто «сухой лед», т.к. при его таяние нет следов влаги.

Получение углекислого газа:

а)в лаборатории: СаСО₃ + 2НСI = СаСI₂ + Н₂СО₃ (СО₂ + H₂О),

б)в промышленности термическим разложением известняка:

СаСО₃ ® СаО + СО₂

2) Н₂СО₃ – слабая, неустойчивая угольная кислота:

К₁ = 4,5 ^. 10 ^-7 ; К₂ = 4,7 ^. 10 ^-11

3) Соли угольной кислоты (карбонаты и гидрокарбонаты):

а)кислые соли растворимы лучше средних,

б)соли хорошо гидролизуются: СО₃^2- + НОН «НСО₃^-+ ОН^- ,

в)при прокаливании соли разлагаются:

MgСО₃ ® MgО + СО₂ ,

2NaНСО₃ ® Na₂СО₃ + СО₂ + H₂О,

4) CS₂ – сероуглерод, летучая ядовитая бесцветная жидкость, растворитель:

CS₂ + 3О₂ = СО₂ + 2SО₂

CS₂ + 2 H₂О = СО₂ + 2 H₂S

5) Н₂CS₃ – тиоугольная кислота (слабая), маслянистая жидкость, разлагается водой: Н₂CS₃ + H₂О = Н₂CО₃ + H₂S

6) Cульфидокарбонаты (тиокарбонаты) – похожи на карбонаты;

а)их можно получить: К₂S + CS₂ = К₂CS₃

б)подобно карбонатам, тиокарбонаты разлагаются кислотами:

К₂CS₃ + 2НСI = Н₂CS₃ + 2КСI

Азотсодержащие соединения углерода.

1) (CN)₂ –дициан NºC-CºN – ядовитый газ, получают при термическом разложении цианидов: Hg(CN)₂ ® Hg + (CN)₂

Похож на галоген: а) Н₂ + (CN)₂ = 2HCN (синильная кислота) – яд;

б)диспропорционирует (CN)₂ + 2NaOH = 2NaCN + 2NaCNO.

2) HCN –синильная кислота и ее соли цианиды (ядовиты, смертельная доза 0,05г); кислота слабая, дает средние и комплексные соли:

а) 3KCN_(яд) + Fe(CN)₃ ® K₃[Fe(CN)₆]_{(не ядовита)},

б) 2KCN + О₂ = 2KCNO (цианат K-O-CºN),

в) NaCN + S = NaCNS (тиоцианат Na-S-CºN).

3) Тиоцианаты (роданиды) – соли сильной тиоциановой (родановой) кислоты НCNS; хорошо растворимы, легко образуют комплексы:

3KCNS + Fe(CNS)₃ ® K₃[Fe(CNS)₆].

4)CO(NH₂) - мочевина (карбамид).

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

₆С, ₁₄Si, ₃₂Ge, ₅₀Sn, ₈₂Pb. Для них характерна аллотропия и поэтому нельзя однозначно говорить о физических свойствах какого-либо элемента. По подгруппе сверху вниз закономерно возрастают металлические свойства и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях:

C	Si	Ge	Sn	Pb
неметалл	неметалл	амфотерный металл	Амфотерный металл	металл
-4, +2, +4	-4, +2, +4	+2, +4	+2, +4	+2, +4

Химические свойства

1. С простыми веществами дают бинарные соединения, которые по-разному взаимодействуют с водой:

С + О₂ = СО₂; СО₂ + H₂O Û Н₂СО₃;

Si + 2F₂ = SiF₄; ;

Ge + 2Cl₂ = GeCl₄; .

(GeO₂ × H₂O)

2. С кислотами взаимодействуют по-разному, в зависимости от преобладания неметаллической или металлической природы:

а) С + 2Н₂SO_{4 конц.} = CO₂^­ + 2SO₂^­ + 2H₂O;

б) Sn + 4HNO_{3 конц.} = H₂SnO₃ + 4NO₂^­ + H₂O;

в) Pb + 2HCl = PbCl₂ + H₂^­.

3. Реакции со щелочами также идут по-разному:

а) ;

б) ();

в) ().

4. Соли этих элементов гидролизуются, причём характер гидролиза закономерно меняется по подгруппе соответствующих элементов:

а) SnCl₄ + 3H₂O = H₂SnO_3¯ + 4HCl;

(SnO₂ × H₂O)

б) SnCl₂ + H₂O Û SnOHCl + HCl;

в) Pb(NO₃)₂ + H₂O Û PbOHNO₃ + HNO₃.

5. У оксидов и гидроксидов этих элементов в зависимости от степени окисления соответственно меняются кислотные и основные свойства:

а) С⁺⁴ и Si⁺⁴ образуют слабые неустойчивые кислоты;

б) Для соединений элементов подгруппы германия со с.о. (+2) по ряду можно установить следующую закономерность: они амфотерны, основные свойства растут с увеличением порядкового номера. То же самое можно сказать и о гидроксидах.

в) У соединений элементов подгруппы германия со степенью окисления (+4) по ряду: сохраняется амфотерность, причем кислотные свойства растут с уменьшением порядкового номера элемента. Образуют соли: мета – (германаты, станнаты, плюмбаты) Ме₂ЭО₃ и орто - Ме₄ЭО₄.

6. Элементы образуют комплексные соединения, проявляя значения к.ч. = 4 (для Э⁺²) и к.ч. = 6 (для Э⁺⁴):

SiF₄ + 2NaF ® Na₂[SiF₆];

Sn(OH)₄ + 2NaOH ® Na₂[Sn(OH)₆];

PbJ₂ + 2KJ ® K₂[PbJ₄].

7. В окислительно-восстановительных реакциях элементы и их соединения проявляют двойственность:

а) Э⁰ – прежде всего восстановитель:

С + 2Cl₂ = CCl₄;

Sn + O₂ = SnO₂.

б) Э⁺² – восстановители:

CO + Cl₂ = COCl₂;

SnCl₂ + 2FeCl₃ = SnCl₄ + 2FeCl₂,

в-ль

но могут быть и окислителями:

PbCI₂ + Mg = Pb + MgCI ₂

в) Э⁺⁴ – окислители (особенно активно Pb⁺⁴ ® Pb⁺²):

PbO₂ + H₂O₂ = Pb(OH)₂ + O₂^­.

Дата добавления: 2015-05-26