Элементы группы IVA. Общая характеристика элементов IVA группы Элементы iva группы

IVA группа химических элементов периодической системы Д.И. Менделеева включает в себя неметаллы (углерод и кремний), а также металлы (германий, олово, свинец). Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне четыре электрона (ns 2 np 2), два из которых не спарены. Поэтому атомы этих элементов в соединениях могут проявлять валентность II. Атомы элементов IVA группы могут переходить в возбужденное состояние и увеличивать число неспаренных электронов до 4 и соответственно в соединениях проявлять высшую валентность, равную номеру группы IV. Углерод в соединениях проявляет степени окисления от –4 до +4, для остальных стабилизируются степени окисления: –4, 0, +2, +4.

В атоме углерода в отличие от всех других элементов число валентных электронов равно числу валентных орбиталей. Это одна из основных причин устойчивости связи С–С и исключительной склонности углерода к образованию гомоцепей, а также существования большого количества соединений углерода.

В изменении свойств атомов и соединений в ряду C–Si–Ge–Sn–Pb проявляется вторичная перидичность (таблица 5).

Таблица 5 – Характеристики атомов элементов IV группы

Вторичная периодичность (немонотонное изменение свойств элементов в группах) обусловлена характером проникновения внешних электронов к ядру. Так, немонотонность изменения атомных радиусов при переходе от кремния к германию и от олова к свинцу обусловлена проникновением s-электронов соответственно под экран 3d 10 -электронов у германия и двойной экран 4f 14 - и 5d 10 -электронов у свинца. Поскольку проникающая способность уменьшается в ряду s>p>d, внутренняя периодичность в изменении свойств наиболее отчетливо проявляется в свойствах элементов, определяемых s-электронами. Поэтому она наиболее типична для соединений элементов А-групп периодической системы, отвечающих высшей степени окисления элементов.

Углерод существенно отличается от других р-элементов группы высоким значением энергии ионизации.

Углерод и кремний имеют полиморфные модификации с разным строением кристаллических решеток. Германий относится к металлам, серебристо-белого цвета с желтоватым оттенком, но имеет алмазоподобную атомную кристаллическую решетку с прочными ковалентными связями. Олово имеет две полиморфные модификации: металлическую модификацию с металлической кристаллической решеткой и металлической связью; неметаллическую модификацию с атомной кристаллической решеткой, которая устойчива при температуре ниже 13,8 С. Свинец – темно-серый металл с металлической гранецентрированной кубической кристаллической решеткой. Изменение структуры простых веществ в ряду германий–олово–свинец соответствует изменению их физических свойств. Так германий и неметаллическое олово – полупроводники, металлическое олово и свинец проводники. Изменение типа химической связи от преимущественно ковалентной к металлической сопровождается понижением твердости простых веществ. Так, германий довольно тверд, свинец же легко прокатывается в тонкие листы.

Соединения элементов с водородом имеют формулу ЭН 4: СН 4 – метан, SiH 4 – силан, GeH 4 – герман, SnH 4 – станнан, PbH 4 – плюмбан. В воде нерастворимы. Сверху вниз в ряду водородных соединений уменьшается их устойчивость (плюмбан настолько неустойчив, что о его существовании можно судить только по косвенным признакам).

Соединения элементы с кислородом имеют общие формулы: ЭO и ЭO 2 . Оксиды CO и SiO являются несолеобразующими; GeO, SnO, PbO – амфотерные оксиды; CO 2 , SiO 2 GeO 2 – кислотные, SnO 2 , PbO 2 – амфотерные. С повышением степени окисления кислотные свойства оксидов возрастают, основные свойства ослабевают. Аналогично изменяются и свойства соответствующих гидроксидов.

знать

• положение углерода и кремния в таблице Менделеева, нахождение в природе и практическое применение;
• строение атомов, валентность, степени окисления углерода и кремния;
• способы получения и свойства простых веществ - графита, алмаза и кремния; новые аллотропные формы углерода;
• основные типы соединений углерода и кремния;
• особенности элементов подгруппы германия;

уметь

• составлять уравнения реакций получения простых веществ углерода и кремния и реакций, характеризующих химические свойства этих веществ;
• проводить сопоставление свойств элементов в группе углерода;
• характеризовать практически важные соединения углерода и кремния;
• проводить расчеты по уравнениям реакций, в которых участвуют углерод и кремний;

владеть

Навыками прогнозирования протекания реакций с участием углерода, кремния и их соединений.

Строение атомов. Распространенность в природе

Группа IVA таблицы Менделеева состоит из пяти элементов с четными атомными номерами: углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец РЬ (табл. 21.1). В природе все элементы группы представляют собой смеси устойчивых изотопов. У углерода два изогона - *|С (98,9%) и *§С (1,1%). Кроме того, в природе имеются следы радиоактивного изотопа "|С с т т = 5730 лет. Он постоянно образуется при столкновениях нейтронов космического излучения с ядрами азота в земной атмосфере:

Таблица 21.1

Характеристика элементов группы IVA

* Биогенный элемент.

Главный изотоп углерода имеет особое значение в химии и физике, так как на его основе принята атомная единица массы, а именно { /2 часть массы атома ‘ICO Да).

У кремния в природе три изотопа; среди них наиболее распространен ^}Si (92,23%). Германий имеет пять изотопов (j^Ge - 36,5%). Олово - 10 изотопов. Это рекорд среди химических элементов. Наиболее распространен 12 5 gSn (32,59%). У свинца четыре изотопа: 2 §^РЬ (1,4%), 2 §|РЬ (24,1%), 2 82?Ь (22,1%) и 2 82?Ь (52,4%). Три последних изотопа свинца являются конечными продуктами распада природных радиоактивных изотопов урана и тория, и поэтому их содержание в земной коре повышалось на протяжении всего времени существования Земли.

По распространенности в земной коре углерод входит в первую десятку химических элементов. Он встречается в виде графита, многих разновидностей угля, в составе нефти, природного горючего газа, пластов известняка (СаСО э), доломита (СаС0 3 -MgC0 3) и других карбонатов. Природный алмаз хотя составляет ничтожную часть имеющегося углерода, но чрезвычайно ценен как красивый и самый твердый минерал. Но, конечно, высочайшая ценность углерода состоит в том, что он является структурной основой биоорганических веществ, образующих тела всех живых организмов. Углерод справедливо считать первым среди многих химических элементов, необходимых для существования жизни.

Кремний - второй по распространенности элемент земной коры. Песок, глина и многие попадающиеся на глаза камни состоят из минералов кремния. За исключением кристаллических разновидностей оксида кремния, все его природные соединения представляют собой силикаты , т.е. соли разнообразных кремниевых кислот. Сами эти кислоты как индивидуальные вещества не получены. Ортосиликаты содержат ионы SiOj~, метасиликаты состоят из полимерных цепочек (Si0 3 ") w . Большинство силикатов построено на каркасе из атомов кремния и кислорода, между которыми могут быть расположены атомы любых металлов и некоторых неметаллов (фтор). К широко известным минералам кремния относятся кварц Si0 2 , полевые шпаты (ортоклаз KAlSi 3 0 8), слюды (мусковит KAl 3 H 2 Si 3 0 12). Всего же известно более 400 минералов кремния. Соединениями кремния являются более половины ювелирных и поделочных камней. Кислороднокремниевый каркас обусловливает малую растворимость минералов кремния в воде. Лишь из горячих подземных источников на протяжении тысяч лет могут откладываться наросты и корки соединений кремния. К горным породам такого типа относится яшма.

О времени открытия углерода, кремния, олова и свинца говорить не приходится, так как в виде простых веществ или соединений они известны с древних времен. Германий открыт К. Винклером (Германия) в 1886 г. в редком минерале аргиродите. Вскоре выяснилось, что существование элемента с такими свойствами было предсказано Д. И. Менделеевым. Наименование нового элемента вызвало полемику. Менделеев в письме к Винклеру решительно поддержал название германий.

Элементы группы IVA имеют четыре валентных электрона на внешних s- и р-подуровнях:

Электронные формулы атомов:

В основном состоянии эти элементы двухвалентны, а в возбужденном состоянии становятся четырехвалентными:

Углерод и кремний образуют очень мало химических соединений в двухвалентном состоянии; почти во всех устойчивых соединениях они четырехвалентны. Далее по группе вниз у германия, олова и свинца повышается устойчивость двухвалентного состояния и уменьшается устойчивость четырехвалентного. Поэтому соединения свинца(1У) ведут себя как сильные окислители. Эта закономерность проявляется и в группе VA. Важным отличием углерода от остальных элементов группы является способность образовывать химические связи в трех разных состояниях гибридизации - sp, sp 2 и sp 3 . У кремния практически остается только одно гибридное состояние sp 3 . Это наглядно проявляется при сравнении свойств соединений углерода и кремния. Например, оксид углерода С0 2 представляет собой газ (углекислый газ), а оксид кремния Si0 2 - тугоплавкое вещество (кварц). Первое вещество газообразно потому, что при sp -гибридизации углерода все ковалентные связи замыкаются в молекуле С0 2:

Притяжение между молекулами слабое, и этим обусловлено состояние вещества. В оксиде кремния четыре гибридные 5р 3 -орбитали кремния не могут замкнуться на двух атомах кислорода. Атом кремния соединяется с четырьмя атомами кислорода, каждый из которых в свою очередь соединяется с другим атомом кремния. Получается каркасная структура с одинаковой прочностью связей между всеми атомами (см. схему, т. 1, с. 40).

Соединения углерода и кремния с одинаковой гибридизацией, например метан СН 4 и силан SiH 4 , похожи по структуре и физическим свойствам. Оба вещества - газы.

Электроотрицательность элементов IVA по сравнению с элементами группы VA понижена, причем это особенно заметно у элементов 2-го и 3-го периодов. Металличность элементов в группе IVA выражена сильнее, чем в группе VA. Углерод в виде графита является проводником. Кремний и германий - полупроводники, а олово и свинец - настоящие металлы.

16.1. Общая характеристика элементов IIIA, IVA и VA групп

Состав этих трех групп естественной системы элементов показан на рисунке 16.1. Здесь же приведены значения орбитальных радиусов атомов (в ангстремах). Именно в этих группах наиболее четко прослеживается граница между элементами, образующими металлы (орбитальный радиус больше 1,1 ангстрема), и элементами, образующими неметаллы (орбитальный радиус меньше 1,1 ангстрема). На рисунке эта граница показана двойной линией. Не следует забывать, что граница эта все же условна: алюминий, галлий, олово, свинец и сурьма безусловно амфотерные металлы, но и бор, германий, мышьяк проявляют некоторые признаки амфотерности.
Из атомов элементов этих трех групп в земной коре чаще всего встречаются следующие: Si (w = 25,8 %), Al (w = 7,57 %), P (w = 0,090 %), C (w = 0,087 %) и N (w = 0,030 %). Именно с ними вы и познакомитесь в этой главе.
Общие валентные электронные формулы атомов элементов IIIA группы – ns 2 np 1 , IVA группы – ns 2 np 2 , VA группы – ns 2 np 3 . Высшие степени окисления равны номеру группы. Промежуточные на 2 меньше.
Все простые вещества, образуемые атомами этих элементов (за исключением азота) – твердые. Для многих элементов характерна аллотропия (B, C, Sn, P, As). Устойчивых молекулярных веществ всего три: азот N 2 , белый фосфор P 4 и желтый мышьяк As 4 .

Элементы-неметаллы этих трех групп склонны образовывать молекулярные водородные соединения с ковалентными связями. Причем у углерода их так много, что углеводороды и их производные изучает отдельная наука – органическая химия. Второй по количеству водородных соединений среди этих элементов – бор. Бороводороды (бораны) весьма многочисленны и сложны по строению, поэтому химия бороводородов также выделилась в отдельный раздел химии. Кремний образует всего 8 водородных соединений (силанов), азот и фосфор – по два, остальные – по одному водородному соединению. Молекулярные формулы простейших водородных соединений и их названия:

Состав высших оксидов соответствует высшей степени окисления, равной номеру группы. Тип высших оксидов в каждой из групп с увеличением порядкового номера постепенно меняется от кислотного к амфотерному или основному.

Кислотно-основный характер гидроксидов весьма разнообразен. Так, HNO 3 – сильная кислота, а TlOH – щелочь.

1.Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов IIIA, IVA и VA групп. Укажите внешние и валентные электроны.

У атома азота есть три неспаренных электрона, поэтому по обменному механизму он может образовать три ковалентных связи. Еще одну ковалентную связь он может образовать по донорно-акцепторному механизму, при этом атом азота приобретает положительный формальный заряд +1 е . Таким образом, максимально азот пятивалентен, но его максимальная ковалентность равна четырем.(Именно этим объясняется часто свтречающееся утверждение о том, что азот не может быть пятивалентным)
Почти весь земной азот находится в атмосфере нашей планеты. Существенно меньшая часть азота присутствует в литосфере в виде нитратов. Азот входит в состав органических соединений, содержащихся во всех организмах и в продуктах их разложения.
Азот образует единственное простое молекулярное вещество N 2 с тройной связью двухатомной в молекуле (рис. 16.2). Энергия этой связи равна 945 кДж/моль, что превышает значения других энергий связи (см. таблицу 21). Этим объясняется инертность азота при обычных температурах. По физическим характеристикам азот – бесцветный газ без запаха, хорошо знакомый нам с рождения (земная атмосфера на три четверти состоит из азота). В воде азот малорастворим.

Азот образует два водородных соединения : аммиак NH 3 и гидразин N 2 H 6:

Аммиак – бесцветный газ с резким удушающим запахом. Неосторожное вдыхание концентрированных паров аммиака может привести к спазму и удушью. Аммиак очень хорошо растворим в воде, что объясняется образованием каждой молекулой аммиака четырех водородных связей с молекулами воды.

Молекула аммиака – частица-основание (см. приложение 14). Принимая протон она превращается в ион аммония. Реакция может протекать как в водном растворе, так и в газовой фазе:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (в растворе);
NH 3 + H 3 O B = NH 4 + H 2 O (в растворе);
NH 3г + HCl г = NH 4 Cl кр (в газовой фазе).

Водные растворы аммиака достаточно щелочные для осаждения нерастворимых гидроксидов, но недостаточно щелочные для того, чтобы амфотерные гидроксиды растворялись в них с образованием гидроксокомплексов. Поэтому раствор аммиака удобно использовать для получения амфотерных гидроксидов p -элементов: Al(OH) 3 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 и т. п., например:

Pb 2 + 2NH 3 + 2H 2 O = Pb(OH) 2 + 2NH 4 .

При поджигании на воздухе аммиак сгорает, образуя азот и воду; при взаимодействии с кислородом в присутствии катализатора (Pt) обратимо окисляется до монооксида азота:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (с катализатором).

При нагревании аммиак может восстанавливать оксиды не очень активных металлов, например, меди:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Соли аммония по своим свойствам (кроме термической устойчивости) похожи на соли щелочных металлов. как и последние, почти все они растворимы в воде, но, так как ион аммония является слабой кислотой, гидролизованы по катиону. При нагревании соли аммония разлагаются:

NH 4 Cl = NH 3 + HCl ;
(NH 4) 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 + NH 3 ;
(NH 4) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O ;
NH 4 HS = NH 3 + H 2 S ;
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O ;
NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O ;
(NH 4) 2 HPO 4 = NH 3 + (NH 4)H 2 PO 4 ;
(NH 4)H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O .

Азот в различных степенях окисления образует с кислородом пять оксидов : N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 и N 2 O 5 .
Наиболее устойчив из них диоксид азота. Это бурый ядовитый газ с неприятным запахом. Реагирует с водой:

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 .

С раствором щелочи реакция идет с образованием нитрата и нитрита.
N 2 O и NO – несолеобразующие оксиды.
N 2 O 3 и N 2 O 5 – кислотные оксиды. Реагируя с водой, они соответственно образуют растворы азотистой и азотной кислот.

Оксокислота азота в степени окисления +III – азотистая кислота HNO 2 . Это слабая кислота, молекулы которой существуют только в водном растворе. Ее соли – нитриты. Азот в азотистой кислоте и нитритах легко окисляется до степени окисления +V.

В отличие от азотистой, азотная кислота HNO 3 – сильная кислота. Строение ее молекулы может быть выражено двумя способами:

С водой азотная кислота смешивается во всех отношениях, в разбавленных растворах нацело с ней реагируя:

HNO 3 + H 2 O = H 3 O + NO 3

Азотная кислота и ее растворы – сильные окислители. При разбавлении азотной кислоты ее окислительная активность снижается. В растворах азотной кислоты любой концентрации атомами окислителями являются прежде всего атомы азота, а не водорода. Поэтому при окислении азотной кислотой различных веществ водород если и выделяется, то только как побочный продукт. В зависимости от концентрации кислоты и восстановительной активности другого реагента, продуктами реакции могут быть NO 2 , NO, N 2 O, N 2 и даже NH 4 . Чаще всего образуется смесь газов, но в случае концентрированной азотной кислоты выделяется только диоксид азота:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 ­ + 2H 2 O
3FeS + 30HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + Fe(NO 3) 3 + 27NO 2 + 15H 2 O

В случае разбавленной азотной кислоты чаще всего выделяется монооксид азота:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3H 2 S + 2HNO 3 = 2NO + 4H 2 O + 3S

В случае очень разбавленной азотной кислоты, реагирующей с сильным восстановителем (Mg, Al, Zn), образуются ионы аммония:

4Mg + 10HNO 3 = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Те металлы, которые пассивируются концентрированной серной кислотой, пассивируются и концентрированной азотной кислотой.
Соли азотной кислоты – нитраты – термически неустойчивые соединения. При нагревании они разлагаются:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 ;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2 ;
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

1.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.
2.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) аммиака, б) азотной кислоты, в) нитрата цинка.
Химические свойства аммиака и азотной кислоты.

В отличие от атома азота, атом фосфора может образовывать пять ковалентных связей по обменному механизму. Традиционное объяснение этого сводится к возможности возбуждения одного из 3s -электронов и переход его на 3d -подуровень.
Элемент фосфор образует довольно много аллотропных модификаций . Из них наиболее устойчивы три модификации: белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор. Белый фосфор – воскообразное ядовитое склонное к самовозгоранию на воздухе вещество, состоящее из молекул P 4 . Красный фосфор – немолекулярное менее активное вещество темно-красного цвета с довольно сложным строением. Обычно красный фосфор всегда содержит примесь белого, поэтому и белый, и красный фосфор всегда хранят под слоем воды. Черный фосфор – также немолекулярное вещество со сложным каркасным строением.
Молекулы белого фосфора тетраэдрические, атом фосфора в них трехвалентен. Шаростержневая модель и структурная формула молекулы белого фосфора:

Строение красного фосфора может быть выражено структурной формулой:

Получают фосфор из фосфата кальция при нагревании с песком и коксом:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

Для фосфора наиболее характерны соединения со степенью окисления +V. При взаимодействии с избытком хлора фосфор образует пентахлорид. При сгорании любой аллотропной модификации фосфора в избытке кислорода образуется оксид фосфора(V):

4Р + 5O 2 = 2P 2 O 5 .

Существует две модификации оксида фосфора(V): немолекулярная (с простейшей формулой P 2 O 5) и молекулярная (с молекулярной формулой P 4 O 10). Обычно оксид фосфора представляет собой смесь этих веществ.

Этот очень гигроскопичный кислотный оксид, реагируя с водой, образует последовательно метафосфорную, дифосфорную и ортофосфорную кислоты:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 , 2HPO 3 + H 2 O = H 4 P 2 O 7 , H 4 P 2 O 7 + H 2 O = 2H 3 PO 4 .

Ортофосфорная кислота (обычно ее называют просто фосфорной) – трехосновная слабая кислота (см. приложение 13). Это бесцветное кристаллическое вещество, очень хорошо растворимое в воде. При реакции с сильными основаниями в зависимости от соотношения реагентов образует три ряда солей (ортофосфаты, гидроортофосфаты и дигидроортофосфаты – обычно в их названиях приставку "орто" опускают):

H 3 PO 4 + OH = H 2 PO 4 + H 2 O,
H 3 PO 4 + 2OH = HPO 4 2 + 2H 2 O,
H 3 PO 4 + 3OH = PO 4 3 + 3H 2 O.

Большинство средних фосфатов (исключение – соли щелочных элементов кроме лития) нерастворимы в воде. Растворимых кислых фосфатов существенно больше.
Фосфорную кислоту получают из природного фосфата кальция, обрабатывая его избытком серной кислоты. При другом соотношении фосфата кальция и серной кислоты образуется смесь дигидрофосфата и сульфата кальция, используемая в сельском хозяйстве в качестве минерального удобрения под названием "простой суперфосфат":
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4 .

Более ценный "двойной суперфосфат" получают по реакции

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 3 .

Основным веществом этого минерального удобрения является дигидрофосфат кальция.

1.Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения.
2.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.
3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) фосфора, б) оксида фосфора(V), в) ортофосфорной кислоты, г) дигидрофосфата натрия.
Химические свойства фосфорной кислоты.

Углерод – основная составная часть всех организмов. В природе встречаются как простые вещества, образованные углеродом (алмаз, графит), так и соединения (углекислый газ, различные карбонаты, метан и другие углеводороды в составе природного газа и нефти). Массовая доля углерода в каменных углях доходит до 97 %.
Атом углерода в основном состоянии может образовать две ковалентных связи по обменному механизму, но в обычных условиях такие соединения не образуются. Атом углерода, переходя в возбужденное состояние, использует все четыре валентных электрона.
Углерод образует довольно много аллотропных модификаций (см. рис. 16.2). Это алмаз, графит, карбин, различные фуллерены.

Алмаз – очень твердое бесцветное прозрачное кристаллическое вещество. Кристаллы алмаза состоят из атомов углерода в sp 3 -гибридизованном состоянии, образующих пространственный каркас.
Графит – довольно мягкое кристаллическое вещество серо-черного цвета. Кристаллы графита состоят из плоских слоев, в которых атомы углерода находятся в sp 2 -гибридном состоянии и образуют сетки с шестигранными ячейками.
Карбин – бесцветное вещество волокнистого строения, состоящее из линейных молекул, в которых атомы углерода находятся в sp -гибридном состоянии (=С=С=С=С= или –С С–С С–).
Фуллерены – молекулярные аллотропные модификации углерода с молекулами C 60 , C 80 и др. Молекулы этих веществ представляют собой полые сетчатые сферы.
Все модификации углерода проявляют восстановительные свойства в большей степени, чем окислительные, например, кокс (продукт переработки каменного угля; содержит до 98 % углерода) используется для восстановления железа из оксидных руд и ряда других металлов из их оксидов:

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (при высокой температуре).

Большую часть соединений углерода изучает органическая химия, с которой вы познакомитесь в 10-м и 11-м классах.
В неорганических веществах степень окисления углерода +II и +IV. С такими степенями окисления углерода существуют два оксида .
Оксид углерода(II) – бесцветный ядовитый газ, без запаха. Тривиальное название – угарный газ. Образуется при неполном сгорании углеродсодержащего горючего. Электронное строение его молекулы см. на стр. 121. По химическим свойствам CO несолеобразующий оксид, при нагревании проявляет восстановительные свойства (восстанавливает до металла многие оксиды не очень активных металлов).
Оксид углерода(IV) – бесцветный газ без запаха. Тривиальное название – углекислый газ. Кислотный оксид. В воде малорастворим (физически), частично реагирует с ней, образуя угольную кислоту H 2 CO 3 (молекулы этого вещества существуют только в очень разбавленных водных растворах).
Угольная кислота – кислота очень слабая (см. приложение 13), двухосновная, образует два ряда солей (карбонаты и гидрокарбонаты). Большинство карбонатов нерастворимо в воде. Из гидрокарбонатов как индивидуальные вещества существуют только гидрокарбонаты щелочных металлов и аммония. И карбонат-ион, и гидрокарбонат-ион – частицы основания, поэтому и карбонаты, и гидрокарбонаты в водных растворах подвергаются гидролизу по аниону.
Из карбонатов наибольшее значение имеют карбонат натрия Na 2 CO 3 (сода, кальцинированная сода, стиральная сода), гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (питьевая сода, пищевая сода), карбонат калия K 2 CO 3 (поташ) и карбонат кальция CaCO 3 (мел, мрамор, известняк).
Качественная реакция на присутствие в газовой смеси углекислого газа: образование осадка карбоната кальция при пропускании исследуемого газа через известковую воду (насыщенный раствор гидроксида кальция) и последующее растворение осадка при дальнейшем пропускании газа. Протекающие реакции: Элемент кремний образует одно простое вещество с тем же названием. Это немолекулярное вещество со структурой алмаза, которому кремний лишь немного уступает по твердости. За последние полвека кремний стал абсолютно необходимым материалом для нашей цивилизации, так как его монокристаллы используются практически во всей электронной аппаратуре.
Кремний – довольно инертное вещество. при комнатной температуре он практически ни с чем кроме фтора и фтороводорода не реагирует:
Si + 2F 2 = SiF 4 ;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2 .
При нагревании в виде тонко измельченного порошка сгорает в кислороде, образуя диоксид (SiO 2). При сплавлении со щелочью или при кипячении с концентрированными растворами щелочей образует силикаты:

Si + 4NaOH = Na 4 SiO 4 + 2H 2 ;
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .

Монооксид кремния SiO – несолеобразующий оксид ; легко окисляется до диоксида.
Диоксид кремния SiO 2 – немолекулярное вещество каркасного строения. С водой не реагирует. кислотный оксид – при сплавлении со щелочами образует силикаты, например:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O . Алюминий – следующий по распространенности в литосфере Земли элемент после кремния. Самостоятельно и вместе с кремнием он образует множество минералов: полевые шпаты, слюды, корунд Al 2 O 3 и его драгоценные разновидности (бесцветный лейкосапфир, содержащий примеси хрома рубин, содержащий примеси титана сапфир).
Простое вещество алюминий – серебристо-белый блестящий легкий металл. Чистый алюминий очень мягкий, его можно прокатывать в тонкую фольгу, вытягивать из него проволоку. У алюминия хорошая электропроводность. Он стоек к атмосферным воздействиям. Сплавы алюминия достаточно твердые, но хорошо обрабатываются. Алюминий не ядовит. Все это позволяет использовать алюминий в самых разнообразных отраслях промышленности: в авиационной, электротехнической, пищевой промышленности, в строительстве. Широко используется алюминий и в быту. Получают алюминий путем электролиза расплава его соединений.
Химическая инертность алюминия вызвана наличием на его поверхности плотной оксидной пленки, препятствующей контакту металла с реагентом. При удалении этой пленки химическим или механическим путем алюминий становится весьма активным. Так, лишенный оксидной пленки, алюминий самовоспламеняется и сгорает на воздухе без дополнительного нагревания.
Восстановительные свойства алюминия особенно хорошо проявляются при нагревании. В этих условиях он восстанавливает из оксидов многие металлы: не только железо, титан, цирконий, но даже кальций и барий.
Оксид алюминия Al 2 O 3 (тривиальные названия – глинозем, корунд) – немолекулярное вещество, связь в котором плохо описывается и как ионная, и как ковалентная. Как всегда в этих случаях это амфотерный оксид. Получают его при прокаливании гидроксида алюминия, который также обладает амфотерными свойствами.
Гидратированный ион алюминия – катионная кислота, поэтому растворимые соли алюминия довольно сильно гидролизованы.
Из солей алюминия наиболее употребмы алюмокалиевые квасцы KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O – додекагидрат сульфата калия-алюминия. Это негигроскопичное прекрасно кристаллизующееся вещество. Его раствор ведет себя как смесь растворов двух разных сульфатов: сульфата калия и сульфата алюминия. Строение квасцов может быть выражено формулой: (SO 4) 2 .

1.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.
2.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) алюминия, б) гидроксида алюминия, и) алюмокалиевых квасцов..
Химические свойства солей алюминия

Элементы углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и сви­нец Рb составляют IVA-группу Периодической системы Д.И. Мен­делеева. Общая электронная формула валентного уровня атомов этих элементов – ns 2 np 2 , преобладающие степени окисления эле­ментов в соединениях +2 и +4. По электроотрицательности эле­менты С и Si относят к неметаллам, a Ge, Sn и Рb – к амфотерным элементам, металлические свойства которых возрастают по мере увеличения порядкового номера. Поэтому в соединениях олова(IV) и свинца(IV) химические связи ковалентны, для свинца(II) и в меньшей степени для олова(II) известны ионные кристаллы. В ряду элементов от С к Рb устойчивость степени окисления +4 уменьшается, а степени окисления +2 –растет. Соединения свинца(IV) – сильные окислители, соединения ос­тальных элементов в степени окисления +2 – сильные восста­новители.

Простые вещества углерод, кремний и германий химически до­вольно инертны и не реагируют с водой и кислотами-неокислителями. Олово и свинец также не реагируют с водой, но под действи­ем кислот-неокислителей переходят в раствор в виде аквакатионов олова(II) и свинца(II). Щелочами углерод в раствор не переводит­ся, кремний переводится с трудом, а германий реагирует со щелочами только в присутствии окислителей. Олово и свинец реагируют с водой в щелочной среде, переходя в гидроксокомплексы олова(II) и свинца(II). Реакционная способность простых веществ IVA-груп-пы усиливается при повышении температуры. Так, при нагревании все они реагируют с металлами и неметаллами, а также с кислота­ми-окислителями (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц.) и др.). В частности, концентрированная азотная кислота при нагревании окисляет углерод до СО 2 ; кремний химически ра­створяется в смеси HNO 3 и HF, превраща­ясь в гексафторосиликат водорода H 2 . Разбавленная азотная кислота переводит олово в нитрат олова(II), а концентрированная – в гидратированный оксид олова(IV) SnO 2 · n Н 2 О, называемый β -оловянной кислотой. Свинец под действи­ем горячей азотной кислоты образует нитрат свинца(II), в то время как холодная азотная кислота пассивирует поверхность этого ме­талла (образуется оксидная пленка).

Углерод в виде кокса применяют в металлургии как сильный восстановитель, образующий на воздухе СО и СО 2 . Это позволяет получить свободные Sn и Рb из их оксидов – природного SnO 2 и РbО, получаемого обжигом руд, содержащих сульфид свинца. Крем­ний можно получить магнийтермическим методом из SiO 2 (при избытке магния образуется также силицид Mg 2 Si).

Химия углерода – это главным образом химия органических соединений. Из неорганических производных углерода характер­ны карбиды: солеобразные (такие, как СаС 2 или Al 4 C 3), ковалентные (SiC) и металлоподобные (например, Fe 3 С и WC). Многие со­леобразные карбиды полностью гидролизуются с выделением уг­леводородов (метана, ацетилена и др.).

Углерод образует два оксида: СО и СО 2 . Монооксид углерода используется в пирометаллургии как сильный восстановитель (пе­реводит оксиды металлов в металлы). Для СО характерны также реакции присоединения с образованием карбонильных комплексов, например . Монооксид углерода – несолеобразующий оксид; он ядовит («угарный газ»). Диоксид углерода – кислотный оксид, в водном растворе существует в виде моногидрата СО 2 · Н 2 О и слабой двухосновной угольной кислоты Н 2 СО 3 . Растворимые соли угольной кислоты – карбонаты и гидрокарбонаты – вслед­ствие гидролиза имеют рН > 7.

Кремний образует несколько водородных соединений (силанов), которые отличаются высокой летучестью и реакционной способно­стью (самовоспламеняются на воздухе). Для получения силанов используют взаимодействие силицидов (напри­мер, силицида магния Mg 2 Si) с водой или кислотами.

Кремний в степени окисления +4 входит в состав SiO 2 и весь­ма многочисленных и часто очень сложных по строению и составу силикатных ионов (SiO 4 4– ; Si 2 O 7 6– ; Si 3 O 9 6– ; Si 4 O 11 6– ; Si 4 O 12 8– и др.), элементарным фрагментом которых является тетраэдрическая группа . Диоксид кремния – кислотный оксид, он реагирует со щелочами при сплавлении (образуя полиметаси-ликаты) и в растворе (с образованием ортосиликат-ионов). Из ра­створов силикатов щелочных металлов при действии кислот или диоксида углерода выделяется осадок гидрата диоксида кремния SiO 2 · n Н 2 О, в равновесии с которым в растворе в небольшой кон­центрации всегда находится слабая орто-кремниевая кислота H 4 SiO 4 . Водные растворы силикатов щелочных металлов вслед­ствие гидролиза имеют рН > 7.

Олово и свинец в степени окисления +2 образуют оксиды SnO и РbО. Оксид олова(II) термически неустойчив и разлагается на SnO 2 и Sn. Оксид свинца(II), наоборот, очень устойчив. Он образуется при сгорании свинца на воздухе и встречается в природе. Гидроксиды олова(II) и свинца(II) амфотерны.

Аквакатион олова(II) проявляет сильные кислотные свойства и поэтому устойчив только при рН < 1 в среде хлорной или азотной кислот, анионы которых не обладают заметной склонностью вхо­дить в состав комплексов олова(II) в качестве лигандов. При раз­бавлении таких растворов выпадают осадки основных солей раз­личного состава. Галогениды олова(II) – ковалентные соединения, поэтому при растворении в воде, например, SnCl 2 протекает внача­ле гидратация с образованием , а затем гидролиз до выпадения осадка вещества условного состава SnCl(OH). При наличии избытка хлороводородной кислоты, SnCl 2 нахо­дится в растворе в виде комплекса – . Большинство солей свинца(II) (например, иодид, хлорид, сульфат, хромат, карбонат, сульфид) малорастворимы в воде.

Оксиды олова(IV) и свинца(IV) амфотерны с преобладанием кислотных свойств. Им отвечают полигидраты ЭО 2 · n Н 2 О, пере­ходящие в раствор в виде гидроксокомплексов под действием из­бытка щелочей. Оксид олова(IV) образуется при сгорании олова на воздухе, а оксид свинца(IV) можно получить только при дей­ствии на соединения свинца(II) сильных окислителей (например, гипохлорита кальция).

Ковалентный хлорид олова(IV) полностью гидролизуется водой с выделением SnO 2 , а хлорид свинца(IV) под действием воды рас­падается, выделяя хлор и восстанавливаясь до хлорида свинца(II).

Соединения олова(II) проявляют восстановительные свойства, особенно сильные в щелочной среде, а соединения свинца(IV) – окислительные свойства, особенно сильные в кислой среде. Рас­пространенным соединением свинца является его двойной оксид (Рb 2 II Рb IV)О 4 . Это соединение под действием азотной кислоты рас­падается, причем свинец(II) переходит в раствор в виде катиона, а оксид свинца(IV) выпадает в осадок. Находящийся в двойном ок­сиде свинец(IV) обусловливает сильные окислительные свойства этого соединения.

Сульфиды германия(IV) и олова(IV) в силу амфотерности этих элементов при добавлении избытка сульфида натрия образуют ра­створимые тиосоли, например, Na 2 GeS 3 или Na 2 SnS 3 . Такая же тиосоль олова(IV) может быть получена из сульфида олова(II) SnS при его окислении полисульфидом нат-рия. Тиосоли разрушаются под действием сильных кислот с выделением газообразного H 2 S и осадка GeS 2 или SnS 2 . Сульфид свинца(II) не реагирует с полисуль­фидами, а сульфид свинца(IV) неизвестен.

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 - 3d 10 4s 2 4p 6 ;
• Xe - 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%).

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

• SiO 2 - 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: (Cu 3 (Fe, Ge)S 4) - минерал германит;
• олово: SnO 2 - касситерит;
• свинец: PbS - галенит; PbSO 4 - англезит; PbCO 3 - 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, CO 2).

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):

C +2 O, C +4 O 2 , Si +4 Cl 4 C -4 H 4 , Mg 2 Si -4

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

Ge +4 Cl 4 , Sn +4 Br 4 , Pb +2 Cl 2

Элементы группы углерода образуют следующие соединения:

• неустойчивые летучие водородные соединения (общая формула ЭH 4), из которых только метан CH 4 является устойчивым соединением.
• несолеобразующие оксиды - низшие оксиды CO и SiO;
• кислотные оксиды - высшие оксиды CO 2 и SiO 2 - им соответствуют гидроксиды, являющиеся слабыми кислотами: H 2 CO 3 (угольная кислота), H 2 SiO 3 (кремниевая кислота);
• амфотерные оксиды - GeO, SnO, PbO и GeO 2 , SnO 2 , PbO 2 - последним соответствуют гидроксиды (IV) германия Ge(OH) 4 , стронция Sn(OH) 4 , свинца Pb(OH) 4 ;