Elementi del gruppo IVA. Caratteristiche generali degli elementi del gruppo IVA Elementi del gruppo IVA

Gruppo IVA degli elementi chimici della tavola periodica D.I. Mendeleev include non metalli (carbonio e silicio), nonché metalli (germanio, stagno, piombo). Gli atomi di questi elementi contengono quattro elettroni (ns 2 np 2) al livello energetico esterno, due dei quali non accoppiati. Pertanto, gli atomi di questi elementi nei composti possono mostrare valenza II. Gli atomi degli elementi del gruppo IVA possono entrare in uno stato eccitato e aumentare il numero di elettroni spaiati fino a 4 e, di conseguenza, nei composti mostrano una valenza maggiore pari al numero del gruppo IV. Il carbonio nei composti presenta stati di ossidazione da –4 a +4, per il resto gli stati di ossidazione sono stabilizzati: –4, 0, +2, +4.

In un atomo di carbonio, a differenza di tutti gli altri elementi, il numero di elettroni di valenza è uguale al numero di orbitali di valenza. Questo è uno dei motivi principali della stabilità del legame C–C e dell'eccezionale propensione del carbonio a formare omocatene, nonché dell'esistenza di un gran numero di composti del carbonio.

La periodicità secondaria si manifesta nei cambiamenti nelle proprietà degli atomi e dei composti nella serie C–Si–Ge–Sn–Pb (Tabella 5).

Tabella 5 - Caratteristiche degli atomi degli elementi del gruppo IV

La periodicità secondaria (cambiamento non monotono nelle proprietà degli elementi in gruppi) è dovuta alla natura della penetrazione degli elettroni esterni nel nucleo. Pertanto, la variazione non monotona dei raggi atomici durante la transizione dal silicio al germanio e dallo stagno al piombo è dovuta alla penetrazione degli elettroni s, rispettivamente, sotto lo schermo degli elettroni 3d 10 nel germanio e il doppio schermo di 4f 14 e 5d 10 elettroni nel piombo. Poiché il potere di penetrazione diminuisce nella serie s>p>d, la periodicità interna nel cambiamento delle proprietà si manifesta più chiaramente nelle proprietà degli elementi determinati dagli elettroni s. Pertanto, è più tipico per i composti di elementi dei gruppi A della tavola periodica, corrispondenti al più alto stato di ossidazione degli elementi.

Il carbonio differisce significativamente dagli altri elementi p del gruppo per la sua elevata energia di ionizzazione.

Il carbonio e il silicio presentano modifiche polimorfiche con diverse strutture di reticoli cristallini. Il germanio è un metallo di colore bianco-argenteo con una sfumatura giallastra, ma ha un reticolo cristallino atomico simile al diamante con forti legami covalenti. Lo stagno ha due polimorfi: una modifica del metallo con un reticolo cristallino metallico e un legame metallico; una modifica non metallica con un reticolo cristallino atomico, che è stabile a temperature inferiori a 13,8 C. Il piombo è un metallo grigio scuro con un reticolo cristallino cubico metallico a facce centrate. Un cambiamento nella struttura delle sostanze semplici della serie germanio-stagno-piombo corrisponde a un cambiamento nelle loro proprietà fisiche. Quindi il germanio e lo stagno non metallico sono semiconduttori, lo stagno metallico e il piombo sono conduttori. Un cambiamento nel tipo di legame chimico da prevalentemente covalente a metallico è accompagnato da una diminuzione della durezza delle sostanze semplici. Pertanto, il germanio è piuttosto duro, mentre il piombo si arrotola facilmente in fogli sottili.

I composti di elementi con idrogeno hanno la formula EN 4: CH 4 - metano, SiH 4 - silano, GeH 4 - germanio, SnH 4 - stannano, PbH 4 - plumbane. Insolubile in acqua. Dall'alto verso il basso nella serie dei composti dell'idrogeno, la loro stabilità diminuisce (il plumbane è così instabile che la sua esistenza può essere giudicata solo da segni indiretti).

I composti di elementi con ossigeno hanno formule generali: EO ed EO 2. Gli ossidi CO e SiO non formano sali; GeO, SnO, PbO – ossidi anfoteri; CO 2 , SiO 2 GeO 2 – acido, SnO 2 , PbO 2 – anfotero. All’aumentare del grado di ossidazione aumentano le proprietà acide degli ossidi, mentre le proprietà basiche si indeboliscono. Le proprietà degli idrossidi corrispondenti cambiano in modo simile.

Sapere

• posizione del carbonio e del silicio nella tavola periodica, presenza in natura e applicazione pratica;
• struttura atomica, valenza, stati di ossidazione del carbonio e del silicio;
• metodi di produzione e proprietà di sostanze semplici: grafite, diamante e silicio; nuove forme allotropiche del carbonio;
• principali tipologie di composti del carbonio e del silicio;
• caratteristiche degli elementi del sottogruppo del germanio;

essere in grado di

• elaborare equazioni di reazione per la produzione di sostanze semplici carbonio e silicio e reazioni che caratterizzano le proprietà chimiche di queste sostanze;
• confrontare le proprietà degli elementi nel gruppo del carbonio;
• caratterizzare composti praticamente importanti di carbonio e silicio;
• eseguire calcoli utilizzando equazioni di reazione in cui sono coinvolti carbonio e silicio;

Proprio

Capacità di prevedere il corso delle reazioni che coinvolgono il carbonio, il silicio e i loro composti.

La struttura degli atomi. Prevalenza in natura

Il gruppo IVA della tavola periodica è composto da cinque elementi con numeri atomici pari: carbonio C, silicio Si, germanio Ge, stagno Sn e piombo Pb (Tabella 21.1). In natura tutti gli elementi del gruppo sono miscele di isotopi stabili. Il carbonio ha due isogoni: *|C (98,9%) e *§C (1,1%). Inoltre in natura sono presenti tracce dell'isotopo radioattivo "|С с t t= 5730 anni. Si forma costantemente durante le collisioni di neutroni provenienti dalla radiazione cosmica con nuclei di azoto nell'atmosfera terrestre:

Tabella 21.1

Caratteristiche degli elementi del gruppo IVA

*Elemento biogenico.

L'isotopo principale del carbonio è di particolare importanza in chimica e fisica, poiché si basa sull'unità di massa atomica, vale a dire { /2 parte della massa di un atomo 'ICO Sì).

Il silicio ha tre isotopi in natura; Tra questi, il più comune è ^)Si (92,23%). Il germanio ha cinque isotopi (j^Ge - 36,5%). Stagno - 10 isotopi. Questo è un record tra gli elementi chimici. Il più comune è 12,5 gSn (32,59%). Il piombo ha quattro isotopi: 2 §^Pb (1,4%), 2 §|Pb (24,1%), 2 82?b (22,1%) e 2 82?b (52,4%). Gli ultimi tre isotopi del piombo sono i prodotti finali del decadimento degli isotopi radioattivi naturali dell'uranio e del torio, e quindi il loro contenuto nella crosta terrestre è aumentato durante l'esistenza della Terra.

In termini di abbondanza nella crosta terrestre, il carbonio è uno dei primi dieci elementi chimici. Si trova sotto forma di grafite, molte varietà di carbone, come parte di petrolio, gas combustibile naturale, formazioni calcaree (CaCO e), dolomite (CaC0 3 -MgC0 3) e altri carbonati. Il diamante naturale, sebbene costituisca una parte insignificante del carbonio disponibile, è estremamente prezioso come minerale bello e duro. Ma, naturalmente, il valore più alto del carbonio risiede nel fatto che è la base strutturale delle sostanze bioorganiche che formano i corpi di tutti gli organismi viventi. Il carbonio è giustamente considerato il primo tra molti elementi chimici necessari per l'esistenza della vita.

Il silicio è il secondo elemento più abbondante nella crosta terrestre. La sabbia, l'argilla e molte rocce che vedi sono costituite da minerali di silicio. Ad eccezione delle varietà cristalline di ossido di silicio, tutti i suoi composti naturali lo sono silicati, cioè. sali di vari acidi silicici. Questi acidi stessi non sono stati ottenuti come sostanze individuali. Gli ortosilicati contengono ioni SiOj~, i metasilicati sono costituiti da catene polimeriche (Si0 3 ") w. La maggior parte dei silicati sono costruiti su una struttura di atomi di silicio e ossigeno, tra i quali possono essere posizionati atomi di qualsiasi metallo e alcuni non metalli (fluoro). Bene. I minerali di silicio noti includono quarzo Si0 2, feldspati (ortoclasio KAlSi 3 0 8), mica (muscovite KAl 3 H 2 Si 3 0 12). In totale, sono noti più di 400 minerali di silicio. Più della metà dei gioielli e delle pietre ornamentali sono composti di silicio; la struttura ossigeno-silicio causa una bassa solubilità dei minerali di silicio nell'acqua Solo da sorgenti calde sotterranee nel corso di migliaia di anni si possono verificare depositi di composti di silicio.

Non è necessario parlare dell'epoca della scoperta del carbonio, del silicio, dello stagno e del piombo, poiché sono conosciuti fin dall'antichità sotto forma di sostanze o composti semplici. Il germanio fu scoperto da K. Winkler (Germania) nel 1886 nel raro minerale argirodito. Divenne presto chiaro che l'esistenza di un elemento con tali proprietà era stata prevista da D.I. Il nome del nuovo elemento ha causato polemiche. Mendeleev, in una lettera a Winkler, sostenne fortemente il nome germanio.

Gli elementi del gruppo IVA hanno quattro elettroni di valenza nella parte più esterna S- e sottolivelli p:

Formule elettroniche degli atomi:

Nello stato fondamentale questi elementi sono bivalenti e nello stato eccitato diventano tetravalenti:

Il carbonio e il silicio formano pochissimi composti chimici allo stato bivalente; in quasi tutti i composti stabili sono tetravalenti. Più in basso nel gruppo, la stabilità dello stato bivalente aumenta per germanio, stagno e piombo e diminuisce la stabilità dello stato tetravalente. Pertanto, i composti di piombo (1U) si comportano come forti agenti ossidanti. Questo modello è evidente anche nel gruppo VA. Una differenza importante tra il carbonio e gli altri elementi del gruppo è la capacità di formare legami chimici in tre diversi stati di ibridazione: sp, sp 2 E sp3. Al silicio è rimasto praticamente un solo stato ibrido sp3. Ciò è chiaramente evidente quando si confrontano le proprietà dei composti del carbonio e del silicio. Ad esempio, il monossido di carbonio C0 2 è un gas (anidride carbonica) e l'ossido di silicio Si0 2 è una sostanza refrattaria (quarzo). La prima sostanza è gassosa perché quando sp- ibridazione del carbonio, tutti i legami covalenti sono chiusi nella molecola di C0 2:

L'attrazione tra le molecole è debole e questo determina lo stato della sostanza. Nell'ossido di silicio, quattro orbitali ibridi 5p 3 di silicio non possono essere chiusi su due atomi di ossigeno. Un atomo di silicio si lega a quattro atomi di ossigeno, ciascuno dei quali a sua volta si lega a un altro atomo di silicio. Il risultato è una struttura a telaio con la stessa forza di legami tra tutti gli atomi (vedi diagramma, vol. 1, p. 40).

I composti di carbonio e silicio con la stessa ibridazione, ad esempio metano CH 4 e silano SiH 4, sono simili nella struttura e nelle proprietà fisiche. Entrambe le sostanze sono gas.

L'elettronegatività degli elementi IVA è ridotta rispetto agli elementi del gruppo VA, e ciò è particolarmente evidente negli elementi del 2o e 3o periodo. La metallicità degli elementi nel gruppo IVA è più pronunciata che nel gruppo VA. Il carbonio, sotto forma di grafite, è un conduttore. Il silicio e il germanio sono semiconduttori, mentre lo stagno e il piombo sono veri metalli.

16.1. Caratteristiche generali degli elementi dei gruppi IIIA, IVA e VA

La composizione di questi tre gruppi del sistema naturale di elementi è mostrata nella Figura 16.1. Qui vengono forniti anche i valori dei raggi orbitali degli atomi (in angstrom). È in questi gruppi che il confine tra elementi che formano metalli (raggio orbitale maggiore di 1,1 angstrom) ed elementi che formano non metalli (raggio orbitale inferiore a 1,1 angstrom) è più chiaramente visibile. Nella figura questo confine è rappresentato da una doppia linea. Non dimentichiamo che questo confine è ancora arbitrario: alluminio, gallio, stagno, piombo e antimonio sono certamente metalli anfoteri, ma anche boro, germanio e arsenico mostrano qualche segno di anfotericità.
Degli atomi degli elementi di questi tre gruppi, i seguenti si trovano più spesso nella crosta terrestre: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) e N (w = 0,030%). Questi sono quelli che incontrerai in questo capitolo.
Formule elettroniche di valenza generale degli atomi degli elementi del gruppo IIIA – ns 2 n.p. 1, gruppo IVA – ns 2 n.p. 2, gruppi VA – ns 2 n.p. 3. Gli stati di ossidazione più elevati sono pari al numero del gruppo. Quelli intermedi sono 2 in meno.
Tutte le sostanze semplici formate dagli atomi di questi elementi (ad eccezione dell'azoto) sono solide. Molti elementi sono caratterizzati da allotropia (B, C, Sn, P, As). Esistono solo tre sostanze molecolari stabili: azoto N2, fosforo bianco P4 e arsenico giallo As4.

Gli elementi non metallici di questi tre gruppi tendono a formare composti di idrogeno molecolare con legami covalenti. Inoltre, il carbonio ne ha così tanti che gli idrocarburi e i loro derivati ​​sono studiati da una scienza separata: la chimica organica. Il secondo maggior numero di composti dell'idrogeno tra questi elementi è il boro. I boroidruri (borani) sono molto numerosi e di struttura complessa, quindi anche la chimica dei boroidruri è diventata un ramo separato della chimica. Il silicio forma solo 8 composti di idrogeno (silani), azoto e fosforo - due ciascuno e il resto - un composto di idrogeno ciascuno. Formule molecolari dei composti dell'idrogeno più semplici e loro nomi:

La composizione degli ossidi superiori corrisponde allo stato di ossidazione più elevato pari al numero del gruppo. Il tipo di ossidi superiori in ciascun gruppo cambia gradualmente con l'aumentare del numero atomico da acido ad anfotero o basico.

Il carattere acido-base degli idrossidi è molto vario. Quindi, HNO 3 è un acido forte e TlOH è un alcali.

1.Creare formule elettroniche abbreviate e diagrammi energetici degli atomi degli elementi dei gruppi IIIA, IVA e VA. Indicare gli elettroni esterni e di valenza.

L'atomo di azoto ha tre elettroni spaiati, quindi mediante il meccanismo di scambio può formare tre legami covalenti. Può formare un altro legame covalente mediante il meccanismo donatore-accettore, in cui l'atomo di azoto acquisisce una carica formale positiva di +1 e. Pertanto, l'azoto massimo è pentavalente, ma la sua covalenza massima è quattro (questo spiega l'affermazione spesso incontrata secondo cui l'azoto non può essere pentavalente).
Quasi tutto l'azoto terrestre si trova nell'atmosfera del nostro pianeta. Una quota significativamente minore di azoto è presente nella litosfera sotto forma di nitrati. L'azoto fa parte dei composti organici contenuti in tutti gli organismi e nei prodotti della loro decomposizione.
L'azoto costituisce l'unico semplice molecolare sostanza N 2 con un triplo legame biatomico nella molecola (Fig. 16.2). L'energia di questo legame è 945 kJ/mol, che supera i valori di altre energie di legame (vedi Tabella 21). Questo spiega l'inerzia dell'azoto a temperature ordinarie. Secondo le sue caratteristiche fisiche, l'azoto è un gas incolore e inodore, a noi familiare fin dalla nascita (tre quarti dell'atmosfera terrestre sono costituiti da azoto). L'azoto è leggermente solubile in acqua.

L'azoto ne forma due composti dell'idrogeno: ammoniaca NH 3 e idrazina N 2 H 6:

L'ammoniaca è un gas incolore dall'odore pungente e soffocante. L'inalazione imprudente di vapori di ammoniaca concentrati può causare spasmi e soffocamento. L'ammoniaca è molto solubile in acqua, il che si spiega con la formazione di quattro legami idrogeno con le molecole d'acqua da parte di ciascuna molecola di ammoniaca.

La molecola di ammoniaca è una particella base (vedi Appendice 14). Accettando un protone, si trasforma in uno ione ammonio. La reazione può avvenire sia in soluzione acquosa che in fase gassosa:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (in soluzione);
NH 3 + H 3 O B = NH 4 + H 2 O (in soluzione);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (in fase gassosa).

Le soluzioni acquose di ammoniaca sono sufficientemente alcaline da far precipitare idrossidi insolubili, ma non abbastanza alcaline da consentire agli idrossidi anfoteri di dissolversi in esse per formare complessi idrossilici. Pertanto, la soluzione di ammoniaca è conveniente da utilizzare per la preparazione di idrossidi anfoteri P-elementi: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, ecc., ad esempio:

Pb2 + 2NH3 + 2H2O = Pb(OH)2 + 2NH4.

Quando viene accesa nell'aria, l'ammoniaca brucia formando azoto e acqua; quando interagisce con l'ossigeno in presenza di un catalizzatore (Pt), viene ossidato reversibilmente a monossido di azoto:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (senza catalizzatore),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (con catalizzatore).

Se riscaldata, l'ammoniaca può ridurre gli ossidi di metalli poco attivi, ad esempio il rame:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

I sali di ammonio nelle loro proprietà (ad eccezione della stabilità termica) sono simili ai sali di metalli alcalini. come questi ultimi, quasi tutti sono solubili in acqua, ma, poiché lo ione ammonio è un acido debole, vengono idrolizzati a livello del catione. Quando riscaldati, i sali di ammonio si decompongono:

NH4CI = NH3 + HCl;
(NH4)2SO4 = NH4HSO4 + NH3;
(NH4) 2CO3 = 2NH3 + CO2 + H2O;
NH4HS = NH3 + H2S;
NH4NO3 = N2O + 2H2O;
NH4NO2 = N2 + 2H2O;
(NH4)2HPO4 = NH3 + (NH4)H2PO4;
(NH4)H2PO4 = NH4PO3 + H2O.

L'azoto nei vari stati di ossidazione ne forma cinque ossidi: N2O, NO, N2O3, NO2 e N2O5.
Il più stabile di questi è il biossido di azoto. È un gas velenoso marrone con un odore sgradevole. Reagisce con l'acqua:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3.

Con una soluzione alcalina la reazione avviene con la formazione di nitrato e nitrito.
N 2 O e NO sono ossidi che non formano sali.
N 2 O 3 e N 2 O 5 sono ossidi acidi. Reagendo con l'acqua, formano rispettivamente soluzioni di acido nitroso e nitrico.

L'ossoacido di azoto nello stato di ossidazione +III è l'acido nitroso HNO 2. È un acido debole le cui molecole esistono solo in soluzione acquosa. I suoi sali sono nitriti. L'azoto nell'acido nitroso e nei nitriti viene facilmente ossidato allo stato di ossidazione +V.

A differenza dell'acido nitroso, l'acido nitrico HNO 3 è un acido forte. La struttura della sua molecola può essere espressa in due modi:

L'acido nitrico si miscela a tutti gli effetti con l'acqua, reagendo completamente con essa in soluzioni diluite:

HNO3 + H2O = H3O + NO3

L'acido nitrico e le sue soluzioni sono forti agenti ossidanti. Quando l'acido nitrico viene diluito, la sua attività ossidativa diminuisce. Nelle soluzioni di acido nitrico di qualsiasi concentrazione, gli atomi ossidanti sono principalmente atomi di azoto, non idrogeno. Pertanto, durante l'ossidazione di varie sostanze con acido nitrico, l'idrogeno viene rilasciato solo come sottoprodotto. A seconda della concentrazione dell'acido e dell'attività riducente dell'altro reagente, i prodotti della reazione possono essere NO 2, NO, N 2 O, N 2 e anche NH 4. Molto spesso si forma una miscela di gas, ma nel caso dell'acido nitrico concentrato viene rilasciato solo biossido di azoto:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3FeS + 30HNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 27NO2 + 15H2O

Nel caso dell'acido nitrico diluito, molto spesso viene rilasciato monossido di azoto:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3H2S + 2HNO3 = 2NO + 4H2O + 3S

Nel caso di acido nitrico molto diluito che reagisce con un forte agente riducente (Mg, Al, Zn), si formano ioni ammonio:

4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Quei metalli che sono passivati ​​dall'acido solforico concentrato sono anche passivati ​​dall'acido nitrico concentrato.
I sali dell'acido nitrico - i nitrati - sono composti termicamente instabili. Quando riscaldati si decompongono:
2KNO3 = 2KNO2 + O2 ;
2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2 + O2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.

1. Scrivi equazioni descrittive per le reazioni fornite nel testo del paragrafo.
2. Creare equazioni di reazione che caratterizzano le proprietà chimiche di a) ammoniaca, b) acido nitrico, c) nitrato di zinco.
Proprietà chimiche dell'ammoniaca e dell'acido nitrico.

A differenza dell’atomo di azoto, atomo il fosforo può formare cinque legami covalenti mediante un meccanismo di scambio. La spiegazione tradizionale di ciò si riduce alla possibilità di eccitazione di uno dei 3 S-elettroni e la sua transizione a 3 D-sottolivello.
L'elemento fosforo si forma parecchio modifiche allotropiche. Di queste, tre modifiche sono le più stabili: fosforo bianco, fosforo rosso e fosforo nero. Il fosforo bianco è una sostanza cerosa e tossica incline alla combustione spontanea nell'aria, costituita da molecole P4. Il fosforo rosso è una sostanza non molecolare, meno attiva, di colore rosso scuro con una struttura piuttosto complessa. In genere, il fosforo rosso contiene sempre una miscela di bianco, quindi sia il fosforo bianco che quello rosso vengono sempre immagazzinati sotto uno strato d'acqua. Anche il fosforo nero è una sostanza non molecolare con una struttura quadro complessa.
Le molecole di fosforo bianco sono tetraedriche, l'atomo di fosforo in esse contenuto è trivalente. Modello ball-and-stick e formula strutturale della molecola di fosforo bianco:

La struttura del fosforo rosso può essere espressa dalla formula strutturale:

Il fosforo si ottiene dal fosfato di calcio mediante riscaldamento con sabbia e coke:

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 2P + 5CO.

Il fosforo è maggiormente caratterizzato da composti con lo stato di ossidazione +V. Quando reagisce con il cloro in eccesso, il fosforo forma pentacloruro. Durante la combustione di qualsiasi modifica allotropica del fosforo si forma ossigeno in eccesso ossido fosforo(V):

4P + 5O2 = 2P2O5.

Esistono due modifiche dell'ossido di fosforo (V): non molecolare (con la formula più semplice P 2 O 5) e molecolare (con la formula molecolare P 4 O 10). L'ossido di fosforo è solitamente una miscela di queste sostanze.

Questo ossido acido molto igroscopico, reagendo con l'acqua, forma successivamente acidi metafosforici, difosforici e ortofosforici:

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.

Ortofosforico acido(solitamente chiamato semplicemente fosforico) è un acido debole tribasico (vedi Appendice 13). È una sostanza cristallina incolore, molto solubile in acqua. Quando reagisce con basi forti, a seconda del rapporto dei reagenti, forma tre file sali(ortofosfati, idroortofosfati e diidrogeno ortofosfati - solitamente il prefisso “ortho” viene omesso dai loro nomi):

H3PO4 + OH = H2PO4 + H2O,
H3PO4 + 2OH = HPO42 + 2H2O,
H3PO4 + 3OH = PO43 + 3H2O.

La maggior parte dei fosfati medi (ad eccezione dei sali di elementi alcalini diversi dal litio) sono insolubili in acqua. Ci sono significativamente più fosfati acidi solubili.
L'acido fosforico si ottiene dal fosfato di calcio naturale trattandolo con acido solforico in eccesso. Con un diverso rapporto tra fosfato di calcio e acido solforico si forma una miscela di fosfato monobasico e solfato di calcio, utilizzata in agricoltura come fertilizzante minerale denominata “superfosfato semplice”:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4 ;
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4.

Dalla reazione si ottiene il più pregiato "doppio perfosfato".

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4) 3.

La sostanza principale di questo fertilizzante minerale è il fosfato monobasico di calcio.

1. Comporre equazioni molecolari per reazioni per le quali le equazioni ioniche sono fornite nel testo del paragrafo.
2. Annotare in modo descrittivo le equazioni per le reazioni fornite nel testo del paragrafo.
3. Creare equazioni di reazione che caratterizzano le proprietà chimiche di a) fosforo, b) ossido di fosforo (V), c) acido ortofosforico, d) sodio diidrogeno fosfato.
Proprietà chimiche dell'acido fosforico.

Il carbonio è il componente principale di tutti gli organismi. In natura esistono sia sostanze semplici formate da carbonio (diamante, grafite) che composti (anidride carbonica, carbonati vari, metano e altri idrocarburi nel gas naturale e nel petrolio). La frazione di massa del carbonio nei carboni duri raggiunge il 97%.
Atomo il carbonio nello stato fondamentale può formare due legami covalenti mediante un meccanismo di scambio, ma in condizioni normali tali composti non si formano. Quando un atomo di carbonio entra in uno stato eccitato, utilizza tutti e quattro gli elettroni di valenza.
Il carbonio si forma parecchio modifiche allotropiche(vedi Fig. 16.2). Questi sono diamante, grafite, carbina, vari fullereni.

Il diamante è una sostanza cristallina molto dura, incolore e trasparente. I cristalli di diamante sono costituiti da atomi di carbonio sp Stato 3-ibridato, che forma una struttura spaziale.
La grafite è una sostanza cristallina piuttosto morbida di colore grigio-nero. I cristalli di grafite sono costituiti da strati piatti in cui si trovano gli atomi di carbonio sp Stato 2-ibrido e forma reti con celle esagonali.
La carbina è una sostanza incolore con struttura fibrosa, costituita da molecole lineari in cui gli atomi di carbonio si trovano in sp-stato ibrido (=С=С=С=С= o –С С–С С–).
I fullereni sono modifiche allotropiche molecolari del carbonio con molecole C 60, C 80, ecc. Le molecole di queste sostanze sono sfere a maglia cava.
Tutte le modifiche del carbonio mostrano proprietà riducenti in misura maggiore rispetto a quelle ossidanti, ad esempio il coke (un prodotto della lavorazione del carbone; contiene fino al 98% di carbonio) viene utilizzato per ridurre il ferro dai minerali di ossido e una serie di altri metalli dai loro ossidi :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (ad alta temperatura).

La maggior parte dei composti del carbonio vengono studiati in chimica organica, che imparerai nelle classi 10 e 11.
Nelle sostanze inorganiche lo stato di ossidazione del carbonio è +II e +IV. Con questi stati di ossidazione del carbonio, ce ne sono due ossido.
Il monossido di carbonio (II) è un gas incolore, inodore e velenoso. Il nome banale è monossido di carbonio. Formato durante la combustione incompleta di carburante contenente carbonio. Per la struttura elettronica della sua molecola, vedere pagina 121. Secondo le proprietà chimiche, la CO è un ossido che non forma sali; quando riscaldato presenta proprietà riducenti (riduce a metallo molti ossidi di metalli poco attivi);
Il monossido di carbonio (IV) è un gas incolore e inodore. Il nome banale è anidride carbonica. Ossido acido. Leggermente solubile in acqua (fisicamente), reagisce parzialmente con essa, formando carbone acido H 2 CO 3 (le molecole di questa sostanza esistono solo in soluzioni acquose molto diluite).
L'acido carbonico è un acido molto debole (vedi Appendice 13), dibasico, forma due file sali(carbonati e bicarbonati). La maggior parte dei carbonati sono insolubili in acqua. Degli idrocarbonati esistono come sostanze singole solo gli idrocarbonati di metalli alcalini e di ammonio. Sia lo ione carbonato che lo ione bicarbonato sono particelle di base, quindi sia i carbonati che i bicarbonati in soluzioni acquose subiscono idrolisi nell'anione.
Tra i carbonati, i più importanti sono il carbonato di sodio Na 2 CO 3 (soda, carbonato di sodio, bicarbonato di sodio), bicarbonato di sodio NaHCO 3 (bicarbonato di sodio, bicarbonato di sodio), carbonato di potassio K 2 CO 3 (potassa) e carbonato di calcio CaCO 3 (gesso, marmo, pietra calcarea).
Reazione qualitativa per la presenza di anidride carbonica nella miscela di gas: la formazione di un precipitato di carbonato di calcio durante il passaggio del gas di prova attraverso acqua di calce (una soluzione satura di idrossido di calcio) e la successiva dissoluzione del precipitato durante l'ulteriore passaggio del gas. Reazioni che avvengono: L'elemento silicio ne forma una sostanza semplice con lo stesso nome. Questa è una sostanza non molecolare con la struttura del diamante, alla quale il silicio ha solo una durezza leggermente inferiore. Nell'ultimo mezzo secolo, il silicio è diventato un materiale assolutamente essenziale per la nostra civiltà, poiché i suoi singoli cristalli sono utilizzati in quasi tutte le apparecchiature elettroniche.
Il silicio è una sostanza abbastanza inerte. a temperatura ambiente non reagisce praticamente con nulla tranne il fluoro e l'acido fluoridrico:
Si+2F2 = SiF4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Quando riscaldato sotto forma di polvere finemente macinata, brucia in ossigeno formando biossido (SiO 2). Quando fuso con alcali o bollito con soluzioni concentrate di alcali, forma silicati:

Si+4NaOH = Na4SiO4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2.

Monossido di silicio SiO – non forma sale ossido; si ossida facilmente a biossido.
Il biossido di silicio SiO 2 è una sostanza non molecolare con una struttura a quadro. Non reagisce con l'acqua. ossido acido – se fuso con alcali, forma silicati, ad esempio:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O. L'alluminio è il secondo elemento più abbondante nella litosfera terrestre dopo il silicio. Da solo e insieme al silicio forma molti minerali: feldspati, miche, corindone Al 2 O 3 e le sue varietà preziose (leucosaffiro incolore, rubino contenente cromo, zaffiro contenente titanio).
La sostanza semplice alluminio è un metallo leggero lucido bianco-argenteo. L'alluminio puro è molto morbido, può essere arrotolato in un foglio sottile e da esso è possibile estrarre il filo. L'alluminio ha una buona conduttività elettrica. È resistente agli influssi atmosferici. Le leghe di alluminio sono piuttosto dure, ma possono essere lavorate bene. L'alluminio non è velenoso. Tutto ciò consente l'utilizzo dell'alluminio in un'ampia varietà di settori: nell'aviazione, nell'industria elettrica, nell'industria alimentare e nell'edilizia. L’alluminio è ampiamente utilizzato anche nella vita di tutti i giorni. L'alluminio è prodotto mediante elettrolisi della fusione dei suoi composti.
L'inerzia chimica dell'alluminio è causata dalla presenza sulla sua superficie di una densa pellicola di ossido, che impedisce il contatto del metallo con il reagente. Quando questa pellicola viene rimossa chimicamente o meccanicamente, l'alluminio diventa molto attivo. Pertanto, privo di una pellicola di ossido, l'alluminio si accende e brucia spontaneamente nell'aria senza ulteriore riscaldamento.
Le proprietà riducenti dell'alluminio sono particolarmente pronunciate quando riscaldato. In queste condizioni riduce dagli ossidi molti metalli: non solo ferro, titanio, zirconio, ma anche calcio e bario.
L'ossido di alluminio Al 2 O 3 (nomi banali - allumina, corindone) è una sostanza non molecolare, il cui legame è scarsamente descritto sia come ionico che covalente. Come sempre in questi casi si tratta di un ossido anfotero. Si ottiene per calcinazione dell'idrossido di alluminio, che ha anche proprietà anfotere.
Lo ione alluminio idratato è un acido cationico, quindi i sali di alluminio solubili sono piuttosto altamente idrolizzati.
Tra i sali di alluminio, il più comunemente usato è l'allume di potassio KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O - solfato di alluminio e potassio dodecaidrato. È una sostanza non igroscopica, perfettamente cristallizzante. La sua soluzione si comporta come una miscela di soluzioni di due diversi solfati: solfato di potassio e solfato di alluminio. La struttura dell'allume può essere espressa dalla formula: (SO 4) 2.

1. Scrivi equazioni descrittive per le reazioni fornite nel testo del paragrafo.
2. Creare equazioni di reazione che caratterizzano le proprietà chimiche di a) alluminio, b) idrossido di alluminio, i) allume di potassio.
Proprietà chimiche dei sali di alluminio

Elementi carbonio C, silicio Si, germanio Ge, stagno Sn e piombo Pb costituiscono il gruppo IVA della tavola periodica di D.I. Mendeleev. La formula elettronica generale per il livello di valenza degli atomi di questi elementi è n S 2 n P 2, gli stati di ossidazione predominanti degli elementi nei composti sono +2 e +4. In base alla loro elettronegatività, gli elementi C e Si sono classificati come non metalli, mentre Ge, Sn e Pb sono classificati come elementi anfoteri, le cui proprietà metalliche aumentano all'aumentare del numero atomico. Pertanto, nei composti di stagno(IV) e piombo(IV) i legami chimici sono covalenti, i cristalli ionici sono noti per il piombo(II) e in misura minore per lo stagno(II); Nella serie di elementi da C a Pb, la stabilità dello stato di ossidazione +4 diminuisce e lo stato di ossidazione +2 aumenta. I composti di piombo (IV) sono forti agenti ossidanti, mentre i composti di altri elementi nello stato di ossidazione +2 sono forti agenti riducenti.

Sostanze semplici Il carbonio, il silicio e il germanio sono chimicamente abbastanza inerti e non reagiscono con l'acqua e gli acidi non ossidanti. Anche lo stagno e il piombo non reagiscono con l'acqua, ma sotto l'influenza di acidi non ossidanti entrano in soluzione sotto forma di aquacationi di stagno(II) e piombo(II). Gli alcali non trasferiscono il carbonio in soluzione, il silicio è difficile da trasferire e il germanio reagisce con gli alcali solo in presenza di agenti ossidanti. Lo stagno e il piombo reagiscono con l'acqua in un mezzo alcalino, trasformandosi in complessi idrossilati di stagno(II) e piombo(II). La reattività delle sostanze semplici del gruppo IVA aumenta con l'aumentare della temperatura. Quindi, quando riscaldati, reagiscono tutti con metalli e non metalli, nonché con acidi ossidanti (HNO 3, H 2 SO 4 (conc.), ecc.). In particolare, l'acido nitrico concentrato, quando riscaldato, ossida il carbonio a CO 2; il silicio si dissolve chimicamente in una miscela di HNO 3 e HF, trasformandosi in esafluorosilicato di idrogeno H 2. L'acido nitrico diluito converte lo stagno in nitrato di stagno (II) e l'acido concentrato lo converte in ossido di stagno (IV) idrato SnO 2 N H2O, chiamato β -acido tinico. Il piombo sotto l'influenza dell'acido nitrico caldo forma nitrato di piombo (II), mentre l'acido nitrico freddo passiva la superficie di questo metallo (si forma una pellicola di ossido).

Il carbonio sotto forma di coke viene utilizzato in metallurgia come forte agente riducente, formando CO e CO 2 nell'aria. Ciò consente di ottenere Sn e Pb liberi dai loro ossidi: SnO 2 e PbO naturali, ottenuti dalla tostatura di minerali contenenti solfuro di piombo. Il silicio può essere ottenuto con il metodo termico al magnesio da SiO 2 (con un eccesso di magnesio si forma anche il siliciuro Mg 2 Si).

Chimica carbonio- Questa è principalmente la chimica dei composti organici. I carburi sono tipici dei derivati ​​inorganici del carbonio: simili ai sali (come CaC 2 o Al 4 C 3), covalenti (SiC) e simili ai metalli (ad esempio Fe 3 C e WC). Molti carburi salini vengono completamente idrolizzati con rilascio di idrocarburi (metano, acetilene, ecc.).

Il carbonio forma due ossidi: CO e CO 2 . Il monossido di carbonio viene utilizzato nella pirometallurgia come forte agente riducente (converte gli ossidi metallici in metalli). La CO è caratterizzata anche da reazioni di addizione con formazione, ad esempio, di complessi carbonilici. Il monossido di carbonio è un ossido che non forma sale; è velenoso (“monossido di carbonio”). L'anidride carbonica è un ossido acido; in soluzione acquosa esiste sotto forma di CO 2 · H 2 O monoidrato e acido carbonico dibasico debole H 2 CO 3. I sali solubili dell'acido carbonico - carbonati e bicarbonati - a causa dell'idrolisi hanno un pH > 7.

Silicio forma diversi composti di idrogeno (silani), che sono altamente volatili e reattivi (si accendono spontaneamente nell'aria). Per ottenere silani, viene utilizzata l'interazione dei siliciuri (ad esempio, siliciuro di magnesio Mg 2 Si) con acqua o acidi.

Il silicio nello stato di ossidazione +4 fa parte di SiO 2 e ioni silicato molto numerosi e spesso molto complessi nella struttura e nella composizione (SiO 4 4–; Si 2 O 7 6–; Si 3 O 9 6–; Si 4 O 11 6 – ; Si 4 O 12 8– e altri), il cui frammento elementare è un gruppo tetraedrico. Il biossido di silicio è un ossido acido; reagisce con gli alcali durante la fusione (formando polimetasilicati) e in soluzione (formando ioni ortosilicati). Dalle soluzioni di silicati di metalli alcalini sotto l'azione di acidi o anidride carbonica, viene rilasciato un precipitato di biossido di silicio idrato SiO 2 N H 2 O, in equilibrio con il quale l'acido ortosilicico debole H 4 SiO 4 si trova sempre in soluzione in piccola concentrazione. Le soluzioni acquose di silicati di metalli alcalini dovute all'idrolisi hanno un pH > 7.

Stagno E Guida nello stato di ossidazione +2 formano gli ossidi SnO e PbO. L'ossido di stagno(II) è termicamente instabile e si decompone in SnO 2 e Sn. L'ossido di piombo(II), al contrario, è molto stabile. Si forma quando il piombo brucia nell'aria e si verifica naturalmente. Gli idrossidi di stagno(II) e di piombo(II) sono anfoteri.

L'acquacazione dello stagno (II) presenta forti proprietà acide ed è quindi stabile solo a pH< 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.

Gli ossidi di stagno (IV) e piombo (IV) sono anfoteri con una predominanza di proprietà acide. Corrispondono ai poliidrati EO 2 · N H 2 O, passando in soluzione sotto forma di complessi idrossilici sotto l'influenza di alcali in eccesso. L'ossido di stagno (IV) si forma dalla combustione dello stagno nell'aria e l'ossido di piombo (IV) può essere ottenuto solo mediante l'azione di forti agenti ossidanti (ad esempio ipoclorito di calcio) sui composti di piombo (II).

Il cloruro di stagno covalente (IV) viene completamente idrolizzato dall'acqua, rilasciando SnO 2 , e il cloruro di piombo (IV) si decompone sotto l'influenza dell'acqua, rilasciando cloro e riducendosi a cloruro di piombo (II).

I composti di stagno (II) mostrano proprietà riducenti, particolarmente forti in un ambiente alcalino, mentre i composti di piombo (IV) mostrano proprietà ossidanti, particolarmente forti in un ambiente acido. Un composto di piombo comune è il suo doppio ossido (Pb 2 II Pb IV) O 4. Questo composto si decompone sotto l'influenza dell'acido nitrico e il piombo (II) entra in soluzione sotto forma di catione e l'ossido di piombo (IV) precipita. Il piombo (IV) presente nel doppio ossido determina le forti proprietà ossidanti di questo composto.

A causa della natura anfotera di questi elementi, i solfuri di germanio(IV) e stagno(IV) formano tiosali solubili, ad esempio Na 2 GeS 3 o Na 2 SnS 3 , quando si aggiunge solfuro di sodio in eccesso. Lo stesso tiosalt di stagno(IV) può essere ottenuto dal solfuro di stagno(II) SnS mediante sua ossidazione con polisolfuro di sodio. I tiosali vengono distrutti sotto l'azione di acidi forti, rilasciando H 2 S gassoso e un precipitato di GeS 2 o SnS 2. Il solfuro di piombo (II) non reagisce con i polisolfuri e il solfuro di piombo (IV) è sconosciuto.

Formule elettroniche dei gas nobili:

• Lui - 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 ;

Riso. Struttura dell'atomo di carbonio.

Il gruppo 14 (gruppo IVa secondo la vecchia classificazione) della tavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev comprende 5 elementi: carbonio, silicio, germanio, stagno, piombo (vedi tabella sopra). Il carbonio e il silicio non sono metalli, il germanio è una sostanza che presenta proprietà metalliche, lo stagno e il piombo sono metalli tipici.

L’elemento del gruppo 14(IVa) più comune nella crosta terrestre è il silicio (il secondo elemento più abbondante sulla Terra dopo l’ossigeno) (27,6% in massa), seguito da: carbonio (0,1%), piombo (0,0014%), stagno ( 0,00022%), germanio (0,00018%).

Il silicio, a differenza del carbonio, non si trova in natura in forma libera ma solo in forma legata:

• SiO 2 - silice, presente sotto forma di quarzo (parte di molte rocce, sabbia, argilla) e sue varietà (agata, ametista, cristallo di rocca, diaspro, ecc.);
• silicati ricchi di silicio: talco, amianto;
• alluminosilicati: feldspato, mica, caolino.

Anche il germanio, lo stagno e il piombo non si trovano in forma libera in natura, ma fanno parte di alcuni minerali:

• germanio: (Cu 3 (Fe, Ge)S 4) - minerale germanite;
• stagno: SnO 2 - cassiterite;
• piombo: PbS - galena; PbSO4 - angolosito; PbCO3 - cerussite.

Tutti gli elementi del gruppo 14(IVa) in uno stato non eccitato a livello energetico esterno hanno due elettroni p spaiati (valenza 2, ad esempio, CO). Quando si passa a uno stato eccitato (il processo richiede energia), un elettrone s accoppiato del livello esterno “salta” su un orbitale p libero, formando così 4 elettroni “solitari” (uno al sottolivello s e tre al livello inferiore). p-sottolivello), che espande le capacità di valenza degli elementi (la valenza è 4: ad esempio, CO 2).

Riso. Transizione di un atomo di carbonio ad uno stato eccitato.

Per questo motivo gli elementi del gruppo 14(IVa) possono presentare stati di ossidazione: +4; +2; 0; -4.

Poiché il “salto” di un elettrone dal sottolivello s al sottolivello p nella serie dal carbonio al piombo richiede sempre più energia (è necessaria molta meno energia per eccitare un atomo di carbonio che per eccitare un atomo di piombo), il carbonio “più volentieri” entra nei composti in cui la valenza è quattro; e condurre - due.

Lo stesso si può dire degli stati di ossidazione: nella serie dal carbonio al piombo, la manifestazione degli stati di ossidazione +4 e -4 diminuisce e lo stato di ossidazione +2 aumenta.

Poiché il carbonio e il silicio non sono metalli, possono presentare uno stato di ossidazione positivo o negativo, a seconda del composto (nei composti con più elementi elettronegativi, C e Si cedono elettroni e guadagnano in composti con meno elementi elettronegativi):

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

Ge, Sn, Pb, come i metalli nei composti, cedono sempre i loro elettroni:

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

Gli elementi del gruppo del carbonio formano i seguenti composti:

• instabile composti volatili dell'idrogeno(formula generale EH 4), di cui solo il metano CH 4 è un composto stabile.
• ossidi non salini- ossidi inferiori CO e SiO;
• ossidi acidi- ossidi superiori CO 2 e SiO 2 - corrispondono agli idrossidi, che sono acidi deboli: H 2 CO 3 (acido carbonico), H 2 SiO 3 (acido silicico);
• ossidi anfoteri- GeO, SnO, PbO e GeO 2, SnO 2, PbO 2 - questi ultimi corrispondono agli idrossidi (IV) di germanio Ge(OH) 4, stronzio Sn(OH) 4, piombo Pb(OH) 4;