Элементы VА группы

ЭЛЕМЕНТОВ VА, IVА ГРУПП

2.Элементы IVА группы.

1. К элементам 5A группы относят N и Si и сходные с ними по строению: As, Sb, Bi. Элементы имеют пять электронов в наружном слое и в целом характеризуются как неМе. Но способность к присоединению электронов выражена у них значительно слабее, чем у элементов 6 и 7 групп. Наивысшая положительная степень окисления элементов равна +5, отрицательная равна -3. Элементы эти именьшую электроотрицательность, следовательно связь их с водородом менее полярна, поэтому водородные соединения не отщепляют в водном растворе ионы водорода, и таким образом, не обладают кислотными свойствами. При движении по группе сверху вниз наблюдается увеличение металлических свойств, которые довольно заметно проявляются уже у As, Sb, а у Bi они преобладают над неметаллическими.

Азот. Большая часть азота в природе находится в свободном состоянии (воздухе – 78 % об.), в связанном состоянии в большом количестве находится только натриевая селитра – NaNO₃, небол. количеств солей азотной кислоты, в виде сложных органических соединений в виде белковых соединений в каждом живом организме.

Чистый азот можно получить пропуская аммиак над CuO:

3CuO + 2NH₃ → N₂ + 3Cu + H₂O

или разложением нитрита аммония:

NH₄NO₂ → N₂ + H₂O

Азот – бесцветный газ, без запаха, мало растворимый в воде. В химическом отношении азот обладает большой инертностью. При обычной температуре не вступает в химические реакции. При температуре легко соединяется с некоторыми металлами (литий, кальций, титан). При очень высоких температурах соединяется с кислородом и водородом.

Азот – от греч. «азоос» - безжизненный.

Молекула азота - N₂.

а) Аммиак - NH₃ – бцв. газ с характерным запахом. В лаборатории его получают:

NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2H₂O + 2NH₃ (при нагревании)

гашеная

известь

Аммиак полученный имеет пары воды, поэтому для его осушения его пропускают через смесь извести и гидрооксида натрия.

Аммиак легче воздуха. При -33,5°С превращается в бцв. жидкость, температура затвердевания = -77,8 °С. Аммиак хранят в стальных баллонах при 6-7 атм.

Аммиак хорошо растворим в воде. Раствор аммиака – нашатырный спирт. Аммиак химически довольно активный и обладает только восстановительными свойствами.

В кислороде аммиак горит бледным, зеленоватым пламенем:

4NH₃ + О₂ → 6H₂O + N₂

Кислотными свойствами аммиак не обладает в отличие от водородных соединений элементов 6,7 групп.

Соединения азота и металлов называются нитриды:

3Mg + N₂ → Mg₃N₂

Mg₃N₂ + 6H₂O → Mg(OH)₂ + 2NH₃

2Na + 2NH₃ → 2NaNH₂ + H₂ (амид используется в синтезе индиго – краситель), далее:

NaNH₂ + H₂O →NaOH + NH₃

Раствор аммиака в воде обладает щелочной реакцией:

NH₃ +H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^- ↔ NH₄OH

NH₄OH – слабое основание. Таким образом раствор одновременно содержит NH₃, H₂O, NH₄⁺, OH^-, NH₄OH

б) соли аммония образуются при выпаривании нейтрализованных растворов аммиака, а также при взаимодействии аммиака (г) и безводных кислот:

NH₃ + HCl → NH₄Cl (белый налет)

Эти соли по свойствам похожи на соли щелочных металлов, особенно на соли калия, т.к. ионв калия и аммония по радиусу практически совпадают. Соли легко распадаются на ионы в воде. Отношение солей к щелочам:

NH₄⁺ + OH^- ↔ NH₃ + H₂O

При нагревании раствора аммиак улетучивается. Т.о. обнаружить присутствие любой аммониевой соли в растворе можно обнаружить, нагревая раствор со щелочью (реакция на ион аммония – запах, окрашивание влажной лакмусовой бумажки).

в) гидразин N₂H₄ – бцв жидкость.

г) азотистоводородная кислота NH₃ может быть получена действием азотной кислоты на водный раствор гидразина, это бцв жидкость с резким запахом. Кислота слабая, в воде диссоциирует на ион водорода и ион N₃⁺ (соли – азиды0, как и сама кислота взрывчаты.

д) оксиды азота: N₂O (закись), NO (оксид), NO₂ (диоксид), N₂O₄ (четырехоксид), N₂O₃ (азотистый ангидрид), N₂O₅ (азотный ангидрид).

N₂O – используют в смеси с кислородом для наркоза прилегких операциях. Большое количество известно как «веселящий газ».

NO – образуется в атмосфере при газовых разрядах; в лаборатории:

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + H₂O

NO₂ – ядовитый бурый газ, обладающий запахом. При 20,7°С сжижается (красноватая жидкость).

2. К ним относят углерод, кремний, германий, олово, свинец. Атомы имеют 4 электрона на последнем энергетическом уровне и довольно легко присоединяют 4 атома водорода. С увеличением атомного радиуса неметаллические свойства элементов будут ослабевать, легкость же отдачи электронов – увеличиваться. Так у германия резко проявляются металлические свойства, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, углерод, кремний – неметаллы, германий, олово, свинец – металлы. Положительная и отрицательная валентность элементов группы равна 4. У углерода и кремния возможна степень окисления +2, но такие соединения немногочисленны и мало устойчивы.

1) УГЛЕРОД. В природе встречается в свободном состоянии и виде многочисленных соединений. В свободном виде – графит, алмаз. А также – уголь – простое соединение, полученное искусственным путем. Ископаемый уголь содержит до 99% углерода. Углерод входит в состав нефти, солей угольной кислоты (известняк, мел). В воздухе постоянно присутствует диоксид углерода. Растительные и животные организмы состоят из веществ, образованных главным образом из углерода. Известно более миллиона соединений углерода.Аллотроные модификации рассмотрены ранее.

Химические свойства. При обыкновенной температуре углерод инертен и может вступать в реакции только с очень сильными окислителями. При нагревании его активность увеличивается, и он уже легко вступает в реакции с кислородом (СО, СО₂, С₃О₂, С₁₂О₉).

При очень высоких температурах взаимодействует с водородом, серой, кремнием, бором и многими металлами. Наиболее активной аллотропной модификацией является – аморфный уголь. При взаимодействии с металлами и неметаллами получаются карбиды. Получают их при накаливании с углем или самих металлов, или оксидов. Карбиды – твердые вещества с высокой температурой плавления.

Практическое значение имеет СаС₂: СаО + 3С → СаС₂ + СО

СаС₂ – в чистом виде бесцветный и прозрачный, технический – твердые непрозрачные куски темно-серого цвета. Их него при взаимодействии с водой получают ацетилен, используют также для производства удобрения – цианамида кальция.

Диоксид углерода СО ₂: образуется при окислении органических веществ, выделяется из трещин земли в вулканичеких трещинах и из воды минеральных источников.

В лаборатории получают:

на мрамор СаСО₃ + 2НСl → CaCl₂ + H₂O + СО₂

В промышленности: выжигают известь СаСО₃ → СаО + СО₂

СО₂ – бцв. газ, в 1,5 раза тяжелее воздуха (ее можно переливать из одного сосуда в другой как жидкость). Растворим во воде. Используют для получения: соды, при синтезе мочевины, получении солей угольной кислоты, для газирования напитков. При 60 атм – это жидкость, которую хранят в стальных баллонах. При быстром выливании из баллона из-за быстрого испарения превращается в твердое вещество – «сухой лед», который используется для охлаждения скоропортящихся продуктов, при производстве и хранении мороженого. Раствор СО₂ в воде – угольная кислота Н₂СО₃. Но молекул Н₂СО₃ в растворе очень мало, так как не более 1% СО₂ превращается в кислоту.

Угольная кислота. Существует только в водном растворе. При нагревании диоксид улетучивается и со временем остается только чистая вода. Угольная кислота очень слабая, диссоциирует в две стадии. Образует соли – карбонаты, гидрокарбонаты. Соли могут быть получены:

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

NaHCO₃ + NaOH → Na₂CO₃ + H₂O

BaCl₂ + Na₂CO₃ → BaCO₃↓ + NaCl

Со слабыми основаниями угольная кислота дает только основные соли (Cu₂(OH)₂CO₃ - малахит). При действии кислот (даже слабой уксусной кислоты) соли угольной кислоты разлагаются с выделением диоксида углерода.

При нагревании соли разлагаются:

MgCO₃ → MgO + CO₂

2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

Гидрокарбонаты калия, натрия и аммония растворяются в воде, карбонаты других металлов в воде не растворимы.

Оксид углерода СО – бесцветный газ, без запаха, ядовитый. В воде мало растворим, и в химические взаимодействия с ней не вступает. Образуется при горении угля и углеродсодержащих соединений при недостатке кислорода и при высоких температурах, также СО₂ + раскаленный уголь = СО.

СО + О₂ → 2CO₂ – горит голубым пламенем. Реакция очень экзотермическая, поэтому оксид углерода часто используют в качестве газообразного топлива.

Дата добавления: 2014-01-05