Елементитевъглерод C, силиций Si, германий Ge, калай Sn и олово Pb съставляват група IVA от Периодичната система на D.I. Менделеев. Общата електронна формула за нивото на валентност на атомите на тези елементи е n с 2 п стр 2, преобладаващите степени на окисляване на елементите в съединенията са +2 и +4. Чрез електроотрицателност елементите C и Si са класифицирани като неметали, а Ge, Sn и Pb са класифицирани като амфотерни елементи, чиито метални свойства се увеличават с увеличаването на серийния номер. Следователно, в съединенията на калай (IV) и олово (IV) химическите връзки са ковалентни; за олово (II) и в по -малка степен за калай (II) са известни йонни кристали. В поредицата от елементи от C до Pb стабилността на степента на окисление +4 намалява, а степента на окисление +2 се увеличава. Съединенията на олово (IV) са силни окислители, съединенията на други елементи в степен на окисление +2 са силни редуциращи агенти.

Прости веществавъглерод, силиций и германий са химически доста инертни и не реагират с вода и неокисляващи киселини. Калай и олово също не реагират с вода, но под действието на неокисляващи киселини преминават в разтвор под формата на калаени (II) и оловни (II) водни разтвори. Алкалите не пренасят въглерод в разтвор, силицийът почти не се пренася, а германийът реагира с основи само в присъствието на окислители. Калай и олово реагират с вода в алкална среда, превръщайки се в калаени (II) и оловни (II) хидроксо комплекси. Реактивността на прости вещества от IVA-групата се увеличава с повишаване на температурата. Така че, при нагряване, всички те реагират с метали и неметали, както и с окисляващи киселини (HNO 3, H 2 SO 4 (конц.) И т.н.). По -специално, концентрираната азотна киселина при нагряване окислява въглерода до CO 2; силицийът се разтваря химически в смес от HNO 3 и HF, превръщайки се в водороден хексафлуоросиликат H 2. Разредената азотна киселина превръща калай в калаен (II) нитрат, а концентрираният - в хидратиран калаен (IV) оксид SnO 2 н H 2 O, наречен β - калинова киселина. Оловото под действието на гореща азотна киселина образува оловен (II) нитрат, докато студената азотна киселина пасивира повърхността на този метал (образува се оксиден филм).

Въглеродът под формата на кокс се използва в металургията като силен редуциращ агент, който образува CO и CO 2 във въздуха. Това дава възможност да се получат свободни Sn и Pb от техните оксиди - естествени SnO 2 и PbO, получени чрез изпичане на руди, съдържащи оловен сулфид. Силицийът може да бъде получен по магнезиево-термичен метод от SiO 2 (с излишък от магнезий се образува и силицид Mg 2 Si).

Химия въглерод- това е главно химията на органичните съединения. От неорганичните въглеродни производни са характерни карбидите: солеподобни (като CaC 2 или Al 4 C 3), ковалентни (SiC) и металоподобни (например Fe 3 C и WC). Много подобни на соли карбиди са напълно хидролизирани с отделянето на въглеводороди (метан, ацетилен и др.).

Въглеродът образува два оксида: CO и CO 2. Въглеродният окис се използва в пирометалургията като силен редуктор (превръща металните оксиди в метали). CO също се характеризира с реакции на присъединяване с образуване на карбонилни комплекси, например. Въглеродният оксид е несолеобразуващ оксид; той е отровен („въглероден окис“). Въглеродният диоксид е кисел оксид, във воден разтвор съществува под формата на монохидрат CO 2 · H 2 O и слаба двуосновна въглеродна киселина H 2 CO 3. Разтворимите соли на въглена киселина - карбонати и бикарбонати - поради хидролиза имат рН> 7.

Силицийобразува няколко водородни съединения (силани), които са силно летливи и реактивни (спонтанно се запалват във въздуха). За получаване на силани се използва взаимодействието на силициди (например магнезиев силицид Mg 2 Si) с вода или киселини.

Силицийът в състояние на окисление +4 е част от SiO 2 и е многобройна и често много сложна по структура и състав на силикатни йони (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.), Чийто елементарен фрагмент е тетраедричната група. Силициевият диоксид е киселинен оксид; той реагира с основи по време на синтез (образувайки полиметасиликати) и в разтвор (с образуването на ортосиликатни йони). От разтвори на силикати на алкални метали под действието на киселини или въглероден диоксид се отделя утайка от хидрат на силициев диоксид SiO 2. н H 2 O, в равновесие, с което винаги има слаба орто-силициева киселина H 4 SiO 4 в разтвор в ниска концентрация. Водните разтвори на силикати на алкални метали имат рН> 7 поради хидролиза.

Калайи водяв състояние на окисление +2 образуват оксиди SnO и PbO. Калаеният (II) оксид е термично нестабилен и се разлага на SnO 2 и Sn. Оловен (II) оксид, от друга страна, е много стабилен. Образува се при изгаряне на олово във въздуха и се среща естествено. Калай (II) и оловен (II) хидроксиди са амфотерни.

Аквавацията на калай (II) проявява силни киселинни свойства и следователно е стабилна само 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.

Оловите (IV) и оловните (IV) оксиди са амфотерни с предимно кисели свойства. Отговарят им полихидрати ЕО 2 н H 2 O, преминаващ в разтвор под формата на хидроксокомплекси под действието на излишък от алкали. Калаеният (IV) оксид се образува чрез изгаряне на калай във въздуха, а оловен (IV) оксид може да се получи само когато съединенията на олово (II) са изложени на силни окислители (например калциев хипохлорит).

Ковалентният калаен (IV) хлорид се хидролизира изцяло от водата с отделянето на SnO 2, а оловен (IV) хлорид се разлага под действието на вода, освобождавайки хлор и редуцирайки до оловен (II) хлорид.

Калаените (II) съединения проявяват редуциращи свойства, които са особено силни в алкална среда, а оловните (IV) проявяват окислителни свойства, които са особено силни в кисела среда. Често срещано оловно съединение е неговият двоен оксид (Pb 2 II Pb IV) O 4. Това съединение се разлага под действието на азотна киселина и олово (II) преминава в разтвор под формата на катион, а оловен (IV) оксид се утаява. Оловото (IV), открито в двойния оксид, е отговорно за силните окислителни свойства на това съединение.

Сулфидите на германий (IV) и калай (IV), поради амфотерността на тези елементи, когато се добави излишък от натриев сулфид, образуват разтворими тиосоли, например Na 2 GeS 3 или Na 2 SnS 3. Същата калаена (IV) тиосол може да се получи от калаен (II) сулфид SnS чрез окисляване с натриев полисулфид. Тиосолите се разрушават под действието на силни киселини с отделяне на газообразен H 2 S и утайка от GeS 2 или SnS 2. Оловен (II) сулфид не реагира с полисулфиди, а оловен (IV) сулфид е неизвестен.

IVA група химични елементи от периодичната таблица D.I. Менделеев включва неметали (въглерод и силиций), както и метали (германий, калай, олово). Атомите на тези елементи съдържат четири електрона на външно енергийно ниво (ns 2 np 2), два от които не са сдвоени. Следователно, атомите на тези елементи в съединенията могат да проявяват валентност II. Атомите на елементите от група IVA могат да преминат в възбудено състояние и да увеличат броя на несдвоените електрони до 4 и съответно в съединенията да показват по -висока валентност, равна на броя на група IV. Въглеродът в съединенията проявява окислителни състояния от –4 до +4, за останалите състоянията на окисляване се стабилизират: –4, 0, +2, +4.

Във въглеродния атом, за разлика от всички други елементи, броят на валентните електрони е равен на броя на валентните орбитали. Това е една от основните причини за стабилността на връзката С - С и изключителната склонност на въглерода да образува хомо вериги, както и наличието на голям брой въглеродни съединения.

В промяната на свойствата на атомите и съединенията от серията C - Si - Ge - Sn - Pb се проявява вторична перидичност (Таблица 5).

Таблица 5 - Характеристики на атомите на елементите от група IV

	6 С	1 4 Si	3 2 Ge	50 Sn	82 Pb
Атомна маса	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
Валентни електрони	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	4s 2 4p 2	5s 2 5p 2	6s 2 6p 2
Ковалентен радиус на атома, Ǻ	0,077	0,117	0,122	0,140	–
Метален радиус на атом, Ǻ	–	0,134	0,139	0,158	0,175
Условен радиус на йони, E 2+, nm	–	–	0,065	0,102	0,126
Условен йон радиус E 4+, nm	–	0,034	0,044	0,067	0,076
Йонизационна енергия E 0 - E +, ев	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Съдържание в земната кора, при. %	0,15	20,0	2∙10 –4	7∙10 – 4	1,6∙10 – 4

Вторичната периодичност (немонотонна промяна в свойствата на елементите в групи) се дължи на естеството на проникването на външни електрони в ядрото. По този начин немонотонността на промяната на атомните радиуси при преминаване от силиций към германий и от калай към олово се дължи на проникването на s електрони под 3d 10 електронния щит в германия и двойния щит от 4f 14 и 5d 10 електрона в олово , съответно. Тъй като проникващата сила намалява в реда s> p> d, вътрешната периодичност в промяната на свойствата се проявява най-ясно в свойствата на елементите, определени от s-електроните. Следователно той е най-типичен за съединения на елементите на А-групите на периодичната система, съответстващи на най-високото ниво на окисление на елементите.

Въглеродът се различава значително от другите р-елементи на групата с високата си стойност на йонизационна енергия.

Въглеродът и силицийът имат полиморфни модификации с различни кристални решетъчни структури. Германийът принадлежи към метали, сребристобял на цвят с жълтеникав оттенък, но има атомна кристална решетка, подобна на диамант със силни ковалентни връзки. Калайът има две полиморфни модификации: метална модификация с метална кристална решетка и метална връзка; неметална модификация с атомна кристална решетка, която е стабилна при температури под 13,8 С. Оловото е тъмно сив метал с метална лицево центрирана кубична кристална решетка. Промяна в структурата на простите вещества в серията германий - калай - олово съответства на промяна в техните физични свойства. Така че германий и неметален калай са полупроводници, метален калай и олово са проводници. Промяната в типа химическа връзка от предимно ковалентна към метална е придружена от намаляване на твърдостта на простите вещества. И така, германийът е доста твърд, докато оловото лесно се навива на тънки листове.

Съединенията на елементи с водород имат формулата EN 4: CH 4 - метан, SiH 4 - силан, GeH 4 - немски, SnH 4 - станан, PbH 4 - плумбан. Те са неразтворими във вода. Отгоре надолу, в поредицата от водородни съединения, тяхната стабилност намалява (отвесът е толкова нестабилен, че за неговото съществуване може да се съди само по косвени признаци).

Съединенията на елементи с кислород имат общите формули: ЕО и ЕО 2. Оксидите CO и SiO не образуват сол; GeO, SnO, PbO - амфотерни оксиди; CO 2, SiO 2 GeO 2 - киселинен, SnO 2, PbO 2 - амфотерен. С увеличаване на степента на окисляване киселинните свойства на оксидите се увеличават, основните свойства отслабват. Свойствата на съответните хидроксиди се променят по подобен начин.

| | | | | | | |

IVA групата съдържа най -важните елементи, без които няма да има нито ние, нито Земята, на която живеем. Този въглерод е основата на целия органичен живот, а силицийът е „монархът“ на минералното царство.

Ако въглеродът и силицийът са типични неметали, а калайът и оловото са метали, тогава германийът заема междинно място. Някои учебници го класифицират като неметален, докато други го наричат ​​метал. Той е сребристо бял на цвят и прилича на метал, но има кристална решетка, подобна на диамант и е полупроводник, подобно на силиций.

От въглерод до олово (с намаляване на неметалните свойства):

w намалява стабилността на отрицателното окислително състояние (-4)

w намалява стабилността на най -високото положително окислително състояние (+4)

w повишена стабилност на ниско положително окислително състояние (+2)

Въглеродът е основната съставка на всички организми. В природата има както прости вещества, образувани от въглерод (диамант, графит), така и съединения (въглероден диоксид, различни карбонати, метан и други въглеводороди в състава на природен газ и нефт). Масовата част на въглерода във въглищата достига 97%.
Въглеродният атом в основно състояние може да образува две ковалентни връзки чрез обменния механизъм, но такива съединения не се образуват при нормални условия. Въглеродният атом, преминавайки в възбудено състояние, използва и четирите валентни електрона.
Въглеродът образува доста алотропни модификации (виж Фигура 16.2). Това са диамант, графит, карбин и различни фулерени.

В неорганичните вещества степента на окисляване на въглерода е + II и + IV. При тези степени на окисляване на въглерода има два оксида.
Въглеродният оксид (II) е безцветен отровен газ, без мирис. Тривиалното име е въглероден оксид. Образува се при непълно изгаряне на въглеродно гориво. За електронната структура на нейната молекула вижте страница 121. Според химичните свойства на CO, несолеобразуващ оксид, когато се нагрява, проявява редуциращи свойства (намалява много оксиди на не много активни метали до метал).
Въглеродният оксид (IV) е безцветен газ без мирис. Тривиалното име е въглероден диоксид. Киселинен оксид. Той е слабо разтворим във вода (физически), частично реагира с него, образувайки въглеродна киселина H2CO3 (молекулите на това вещество съществуват само в много разредени водни разтвори).
Въглеродната киселина е много слаба, двуосновна киселина, образува две серии соли (карбонати и бикарбонати). Повечето карбонати са неразтворими във вода. От бикарбонатите съществуват само алкални метали и амониеви бикарбонати като отделни вещества. Както карбонатният йон, така и бикарбонатният йон са базови частици; следователно и карбонатите, и бикарбонатите във водни разтвори се подлагат на хидролиза в аниона.
От карбонатите най -важни са натриевият карбонат Na2CO3 (сода, калцинирана сода, сода за измиване), натриев бикарбонат NaHCO3 (сода за хляб, сода бикарбонат), калиев карбонат K2CO3 (поташ) и калциев карбонат CaCO3 (креда, мрамор, варовик).
Качествена реакция към наличието на въглероден диоксид в газовата смес: образуването на утайка от калциев карбонат, когато изпитваният газ преминава през варова вода (наситен разтвор на калциев хидроксид) и последващото разтваряне на утайката с по -нататъшно преминаване на газ. Продължаващи реакции:

Ca2 + 2OH + CO2 = CaCO3 + H2O;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 + 2HCO3.

Във фармакологията и медицината широко се използват различни въглеродни съединения - производни на въглена киселина и карбоксилни киселини, различни хетероцикли, полимери и други съединения. Така карболенът (активен въглен) се използва за абсорбиране и отстраняване на различни токсини от тялото; графит (под формата на мехлеми) - за лечение на кожни заболявания; радиоактивни изотопи на въглерода - за научни изследвания (радиовъглероден анализ).

Въглеродът е основата на всички органични вещества. Всеки жив организъм се състои главно от въглерод. Въглеродът е основата на живота. Източникът на въглерод за живите организми обикновено е CO 2 от атмосферата или водата. В резултат на фотосинтезата той навлиза в биологични хранителни вериги, в които живите същества се ядат един друг или останките на другия и по този начин извличат въглерод за изграждане на собствените си тела. Биологичният въглероден цикъл завършва или с окисляване и повторно навлизане в атмосферата, или с изхвърляне под формата на въглища или нефт.

Аналитични реакции на карбонатен йон CO 3 2-

Карбонатите са соли на нестабилна, много слаба въглеродна киселина H 2 CO 3, която е нестабилна в свободно състояние във водни разтвори и се разлага с отделянето на CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Карбонатите на амоний, натрий, рубидий, цезий са разтворими във вода. Литиевият карбонат е слабо разтворим във вода. Карбонатите на други метали са слабо разтворими във вода. Хидрокарбонатите се разтварят във вода. Карбонатните йони във водни разтвори са безцветни и претърпяват хидролиза. Водните разтвори на бикарбонати на алкални метали не се оцветяват, когато към тях се добави капка разтвор на фенолфталеин, което прави възможно разграничаването на карбонатни разтвори от разтвори на бикарбонат (фармакопейно изпитване).

1. Реакция с бариев хлорид.

Ва 2+ + СОЗ 2 - -> ВаСО 3 (бял фин кристал)

Подобни утайки от карбонати се произвеждат от катиони на калций (CaCO 3) и стронций (SrCO 3). Утайката се разтваря в минерални киселини и оцетна киселина. В разтвора на H 2 SO 4 се образува бяла утайка от BaSO 4.

Бавно на капки се прибавя разтвор на НС1, докато утайката се разтвори напълно: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Реакция с магнезиев сулфат (фармакопейна).

Mg 2+ + СОЗ 2 - -> MgCO 3 (бял)

Бикарбонат - йон HCO 3 - образува утайка от MgCO 3 с магнезиев сулфат само при кипене: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Утайката MgCO 3 се разтваря в киселини.

3. Реакция с минерални киселини (фармакопейна).

CO 3 2- + 2 H 3 O = H 2 CO 3 + 2H 2 O

HCO 3 - + H 3 O + = H 2 CO 3 + 2H 2 O

H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Отделянето на газообразен CO 2 се открива чрез мътността на баритон или варова вода в устройството за откриване на газове, газови мехурчета (CO 2), в епруветката - приемника - мътността на разтвора.

4. Реакция с уранил хексацианоферат (II).

2CO 3 2 - + (UО 2) 2 (кафяв) -> 2 UO 2 CO 3 (безцветен) + 4 -

Кафяв разтвор на уранил хексацианоферат (II) се получава чрез смесване на разтвор на уранил ацетат (CH3COO) 2 UO2 с разтвор на калиев хексацианоферат (II):

2 (CH 3 COO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 COOK

Към получения разтвор се прибавя на капки разтвор на Na 2 CO 3 или K 2 CO 3 при разбъркване, докато кафявият цвят изчезне.

5. Отделно откриване на карбонат -йони и бикарбонатни йони чрез реакции с калциеви катиони и амоняк.

Ако карбонатни йони и бикарбонатни йони присъстват едновременно в разтвора, тогава всеки от тях може да се отвори отделно.

За да направите това, първо, към анализирания разтвор се добавя излишък от разтвор на CaCl 2. В този случай СОz 2 - се утаяват под формата на CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ = CaCO 3

Бикарбонатните йони остават в разтвор, като разтвори на Ca (HCO 3) 2 във вода. Утайката се отделя от разтвора и към последния се добавя разтвор на амоняк. HCO 2 - -аниони с амонячни и калциеви катиони отново дават утайка от CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO 3 + NH 4 +

6. Други реакции на карбонат -йон.

Карбонатните йони при реакция с железен (III) хлорид FeCl 3 образуват кафява утайка Fe (OH) CO 3, със сребърен нитрат - бяла утайка от сребърен карбонат Ag 2 CO 3, разтворима в HbTO3 и разлагаща се при кипене във вода до тъмна утайка Ag 2 O iCO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Аналитични реакции на ацетат - йон CH 3 COO "

Ацетат - йон CH 3 COO - - анион от слаба едноосновна оцетна киселина CH 3 COOH: безцветен във водни разтвори, подложен на хидролиза, няма редокс свойства; доста ефективен лиганд и образува стабилни ацетатни комплекси с катиони на много метали. При взаимодействие с алкохоли в кисела среда тя дава естери.

Ацетатите на амоний, алкали и повечето други метали са лесно разтворими във вода. Сребърните ацетати CH 3 COOAg и живак (I) са по -слабо разтворими във вода от ацетатите на други метали.

1. Реакция с железен (III) хлорид (фармакопей).

При рН = 5-8 ацетат - йон с Fe (III) катиони образува разтворим тъмночервен (силен чай цвят) ацетат или железен (III) оксиацетат.

Във воден разтвор се частично хидролизира; подкисляването на разтвора с минерални киселини потиска хидролизата и води до изчезване на червения цвят на разтвора.

3 CH3COOH + Fe -> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 H +

При кипене от разтвора се утаява червено-кафява утайка от основен железен (III) ацетат:

(CH 3 COO) 3 Fe + 2 H 2 O<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН

В зависимост от съотношението на концентрациите на желязо (III) и ацетатни йони, съставът на утайката може да се променя и да реагира например на формулите: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 или Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

В реакцията се намесват анионите CO 3 2 -, SO 3 " -, PO 4 3 -, 4, които образуват утайки с желязо (III), както и SCN -аниони (давайки червени комплекси с Fe 3+ катиони) , йодидът е йонът G, окислен до йод 1 2, което придава на разтвора жълт цвят.

2. Реакция със сярна киселина.

Ацетат - йон в силно кисела среда се превръща в слаба оцетна киселина, парите на която имат характерен мирис на оцет:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Реакцията се пречи на анионите NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, които също отделят газообразни продукти с характерен мирис в концентрирана среда на H 2 SO 4.

3. Реакция на образуване на етилацетат (фармакопейна).

Реакцията се провежда в среда със сярна киселина. С етанол:

CH 3 COO- + H + - CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 4 + H 2 O

Освободеният етилацетат се открива по характерната му приятна миризма. Сребърните соли катализират тази реакция, затова се препоръчва да се добави малко количество AgNO 3 по време на тази реакция.

По подобен начин при взаимодействие с амилов алкохол С 5 НцОН се образува и приятно ухаещ амилацетат СН 3 СООС 5 Н (- перла) .Характерна миризма на етилацетат, която се усилва при внимателно загряване на сместа.

Аналитични реакции на тартарат - йон POC - CH (OH) - CH (OH) - СЪСТАВ. Тартаратен йон - анионът на слаба двуосновна винена киселина:

NO-CH-COOH

HO-CH-COOH

Тартарат - йонът е силно разтворим във вода. Във водни разтвори тартаратните йони са безцветни, претърпяват хидролиза, са склонни към комплексообразуване, давайки стабилни тартаратни комплекси с катиони на много метали. Винената киселина образува два реда соли - средни тартарти, съдържащи два заредени тартарата - COCH (OH) CH (OH) COO - йон, и кисели тартарти - хидротартарти, съдържащи еднократно зареден хидротартат - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - йон . Калиев хидроген тартарат (-тартар) KNS 4 H 4 O 6 практически не е разтвор във вода, който се използва за отваряне на калиеви катиони. Средната калциева сол също е слабо разтворима във вода. Средната калиева сол K 2 C 4 H 4 O 6 е лесно разтворима във вода.

I. Реакция с калиев хлорид (фармакопейна).

С 4 Н 4 О 6 2 - + К + + Н + -> KNS 4 Н 4 О 6 1 (бял)

2. Реакция с резорцин в кисела среда (фармакопейна).

Тартаратите при нагряване с резорцинол мета - С 6 Н 4 (ОН) 2 в концентрирана сярна киселина образуват продукти на реакцията с вишневочервен цвят.

14) Реакции с амонячния комплекс от сребро. Изпада черна утайка от метално сребро.

15) Реакция с железен (II) сулфат и водороден пероксид.

Добавянето на разреден воден разтвор на FeSO 4 и H 2 O 2 към разтвор, съдържащ тартарати. води до образуването на нестабилен железен комплекс с набразден цвят. Последващото третиране с алкален разтвор на NaOH води до образуване на син комплекс.

Аналитични реакции на оксалатен йон С 2 О 4 2-

Оксалат - йон С 2 О 4 2 - - анион от двуосновна оксалова киселина Н 2 С 2 О 4 със средна сила, сравнително добре разтворим във вода. Оксалатният йон във водни разтвори е безцветен, частично хидролизиран, силен редуциращ агент, ефективен лиганд - образува стабилни оксалатни комплекси с катиони на много метали. Оксалатите на алкални метали, магнезий и амоний се разтварят във вода, докато други метали са слабо разтворими във вода.

1Реакция с бариев хлорид Ва 2+ + С 2 О 4 2- = ВаС 2 О 4 (бяла) Утайката се разтваря в минерални киселини и в оцетна киселина (по време на кипене). 2. Реакция с калциев хлорид (фармакопей): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (бял)

Утайката се разтваря в минерални киселини, но не се разтваря в оцетна киселина.

3. Реакция със сребърен нитрат.

2 Ag + + С 2 О 4 2 - -> Ag2C2O 4. |. (Извара) Тест за разтворимост. Утайката е разделена на 3 части:

а). В първата епруветка с утайката се добавя на капки при разбъркване разтвор на HNO 3, докато утайката се разтвори;

б). Концентриран разтвор на амоняк се добавя на капки към втората епруветка с утайката при разбъркване, докато утайката се разтвори; v). Добавете 4-5 капки HC1 разтвор в третата епруветка със седимент; в епруветката остава бяла утайка от сребърен хлорид:

Ag 2 C 2 O 4 + 2 HC1 -> 2 AC1 (бял) + H 2 C 2 O 4

4. Реакция с калиев перманганат. Оксалатните йони с KMnO4 в кисела среда се окисляват с отделянето на CO 2; разтворът KMnO 4 е обезцветен поради редукцията на манган (VII) до манган (II):

5 C 2 O 4 2 - + 2 MnO 4 " + 16 H + -> 10 CO 2 + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O

Разреден разтвор на KMnO4. Последното е обезцветено; се наблюдава отделяне на газови мехурчета - CO 2.

38 Елементи на група VA

Обща характеристика на VA групата на Периодичната система.под формата на s x p y е електронната конфигурация на външното енергийно ниво на елементите група VA.

Арсенът и антимонът имат различни алотропни модификации: както с молекулярни, така и с метални кристални решетки. Въпреки това, въз основа на сравнение на стабилността на катионните форми (As 3+, Sb 3+), арсенът се нарича неметали, а антимонът-метали.

окислителни състояния, стабилни за елементите на групата VA

От азот до бисмут (с намаляване на неметалните свойства):

w намалява стабилността на отрицателното състояние на окисляване (-3) (м. свойства на водородни съединения)

w намалява стабилността на най -високото положително окислително състояние (+5)

w повишена стабилност на ниско положително окислително състояние (+3)

Елемент	° С	Si	Ge	Sn	Pb
Сериен номер	6	14	32	50	82
Атомна маса (относителна)	12,011	28,0855	72,59	118,69	207,2
Плътност (n.u.), g / cm 3	2,25	2,33	5,323	7,31	11,34
t pl, ° С	3550	1412	273	231	327,5
бала t, ° C	4827	2355	2830	2600	1749
Йонизационна енергия, kJ / mol	1085,7	786,5	762,1	708,6	715,2
Електронна формула	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	3d 10 4s 2 4p 2	4d 10 5s 2 5p 2	4f 14 5d 10 6s 2 6p 2
Електроотрицателност (анкетиране)	2,55	1,9	2,01	1,96	2,33

Електронни формули на инертни газове:

• Той - 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;

Ориз. Структурата на въглеродния атом.

Група 14 (група IVa по старата класификация) на периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Менделеев включва 5 елемента: въглерод, силиций, германий, калай, олово (виж таблицата по -горе). Въглеродът и силицийът са неметали, германийът е вещество с метални свойства, калай и олово са типични метали.

Най -често срещаният елемент от група 14 (IVa) в земната кора е силицийът (вторият най -разпространен елемент след кислорода на Земята) (27,6%по маса), следван от: въглерод (0,1%), олово (0,0014%), калай (0,00022%), германий (0,00018%).

Силицийът, за разлика от въглерода, не се среща в свободна форма в природата; може да се намери само в свързана форма:

• SiO 2 - силициев диоксид, открит под формата на кварц (включен в много скали, пясък, глина) и неговите разновидности (ахат, аметист, скален кристал, яспис и др.);
• силикати, богати на силиций: талк, азбест;
• алумосиликати: фелдшпат, слюда, каолин.

Германий, калай и олово също не се срещат в свободна форма в природата, но са част от някои минерали:

• германий: (Cu 3 (Fe, Ge) S 4) - минералът германит;
• калай: SnO 2 - каситерит;
• олово: PbS - галена; PbSO 4 - англезит; PbCO 3 - церусит.

Всички елементи от групата 14 (IVa) в невъзбудено състояние на външно енергийно ниво имат два несдвоени р-електрона (валентността е 2, например CO). При преминаване в възбудено състояние (процесът изисква консумация на енергия), един сдвоен s-електрон на външното ниво "скача" към свободна р-орбитала, като по този начин образува 4 "самотни" електрона (един на s-подниво и три при p-подниво), което разширява валентните възможности на елементите (валентността е 4: например CO 2).

Ориз. Преход на въглероден атом в възбудено състояние.

По горната причина елементите от група 14 (IVa) могат да проявят окислителни състояния: +4; +2; 0; -4.

Тъй като се изисква все повече и повече енергия за „прескачане“ на електрона от s-поднивото към p-поднивото в реда от въглерод към олово (за възбуждане на въглероден атом е необходима много по-малко енергия, отколкото за възбуждане на оловен атом), въглеродът влиза съединения, в които проявява валентност четири; а оловото е две.

Същото може да се каже и за степента на окисляване: в сериите от въглерод до олово проявлението на окислителните състояния +4 и -4 намалява, докато степента на окисление +2 се увеличава.

Тъй като въглеродът и силицийът са неметали, те могат да проявят както положителни, така и отрицателни окислителни състояния, в зависимост от съединението (в съединения с повече електроотрицателни елементи, С и Si даряват електрони и се получават в съединения с по-малко електроотрицателни елементи):

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

Ge, Sn, Pb, подобно на металите в съединенията, винаги даряват своите електрони:

Ge +4 Cl 4, Sn +4 Br 4, Pb +2 Cl2

Елементите на въглеродната група образуват следните съединения:

• нестабилна летливи водородни съединения(обща формула EH4), от които само метан CH4 е стабилно съединение.
• несолеобразуващи оксиди- ниски оксиди CO и SiO;
• киселинни оксиди- по -високи оксиди CO 2 и SiO 2 - те съответстват на хидроксиди, които са слаби киселини: H 2 CO 3 (въглеродна киселина), H 2 SiO 3 (силициева киселина);
• амфотерни оксиди- GeO, SnO, PbO и GeO 2, SnO 2, PbO 2 - последните съответстват на хидроксиди (IV) на германий Ge (OH) 4, стронций Sn (OH) 4, олово Pb (OH) 4;

Ключови думи на резюмето: въглерод, силиций, елементи от IVA-група, свойства на елементите, диамант, графит, карбин, фулерен.

Елементи от група IV са въглерод, силиций, германий, калай и олово... Нека разгледаме по -отблизо свойствата на въглерода и силиция. Таблицата изброява най -важните характеристики на тези елементи.

В почти всички негови съединения, въглерод и силиций четиривалентен , техните атоми са в възбудено състояние. Конфигурацията на валентния слой на въглероден атом се променя при възбуждане на атома:

Конфигурацията на валентния слой на силициев атом се променя по подобен начин:

На външното енергийно ниво на въглеродни и силициеви атоми има 4 несдвоени електрона. Радиусът на силициевия атом е по -голям и на валентния му слой има свободни места. 3 д- Орбитали, това причинява разлики в природата на връзките, които образуват силициеви атоми.

Степента на окисляване на въглерода варира в диапазона от –4 до +4.

Характерна особеност на въглерода е способността му да образува вериги: въглеродните атоми се комбинират помежду си и образуват стабилни съединения. Подобни силициеви съединения са нестабилни. Способността на въглерода да образува верига определя наличието на огромен брой органични съединения .

ДА СЕ неорганични съединения въглеродът включва неговите оксиди, въглена киселина, карбонати и бикарбонати, карбиди. Останалите въглеродни съединения са органични.

Въглеродният елемент се характеризира с алотропия, неговите алотропни модификации са диамант, графит, карбин, фулерен... Сега са известни и други алотропни модификации на въглерода.

Въглищаи саждиможе да се разглежда като аморфниразновидности на графит.

Силицийът образува просто вещество - кристален силиций... Има аморфен силиций - бял прах (без примеси).

Свойствата на диаманта, графита и кристалния силиций са дадени в таблицата.

Причината за очевидните разлики във физическите свойства на графита и диаманта се дължи на различни кристална решетъчна структура ... В диамантен кристал всеки въглероден атом (с изключение на тези на повърхността на кристала) се образува четириеквивалентни силни връзки със съседни въглеродни атоми. Тези връзки са насочени към върховете на тетраедъра (както в молекулата СН 4). Така в диамантен кристал всеки въглероден атом е заобиколен от четири еднакви атома, разположени във върховете на тетраедър. Симетрията и здравината на C - C връзките в диамантен кристал осигуряват изключителна здравина и липса на електронна проводимост.

V кристален графит всеки въглероден атом образува три силни еквивалентни връзки със съседни въглеродни атоми в същата равнина под ъгъл 120 °. В тази равнина се образува слой, състоящ се от плоски шестчленни пръстени.

Освен това всеки въглероден атом има един недвоен електрон... Тези електрони образуват обща електронна система. Връзката между слоевете се осъществява поради относително слаби междумолекулни сили. Слоевете са разположени един спрямо друг по такъв начин, че въглеродният атом на единия слой е над центъра на шестоъгълника на другия слой. Дължината на C - C връзката вътре в слоя е 0,142 nm, разстоянието между слоевете е 0,335 nm. В резултат на това връзките между слоевете са много по -слаби от връзките между атомите в слоя. Това причинява графитни свойства: той е мек, лесен за ексфолиране, има сив цвят и метален блясък, е електропроводим и химически по -реактивен от диаманта. Моделите на кристалните решетки от диамант и графит са показани на фигурата.

Възможно ли е графитът да се превърне в диамант? Този процес може да се извърши при тежки условия - при налягане от около 5000 МРа и при температура от 1500 ° С до 3000 ° С в продължение на няколко часа в присъствието на катализатори (Ni). По -голямата част от продуктите са малки кристали (от 1 до няколко мм) и диамантен прах.

Carbin- алотропна модификация на въглерода, при която въглеродните атоми образуват линейни вериги от типа:

–С≡С - С≡С - С≡С–(α-карбин, полиин) или = C = C = C = C = C = C =(β-карбин, полиен)

Разстоянието между тези вериги е по -малко, отколкото между графитните слоеве поради по -силното междумолекулно взаимодействие.

Карбин е черен прах и е полупроводник. Той е химически по -реактивен от графита.

Фулерен- алотропна модификация на въглерод, образуван от молекули С 60, С 70 или С 84. На сферичната повърхност на молекулата С 60 въглеродните атоми са разположени във върховете на 20 правилни шестоъгълника и 12 правилни петоъгълника. Всички фулерени са затворени структури от въглеродни атоми. Кристалите на фулерен са вещества с молекулна структура.

Силиций.Има само една стабилна алотропна модификация на силиция, чиято кристална решетка е подобна на тази на диаманта. Силиций - твърд, огнеупорен ( T° pl = 1412 ° C), много крехко вещество с тъмно сив цвят с метален блясък, при стандартни условия е полупроводник.