Elementi ugljik C, silicij Si, germanij Ge, kositar Sn i olovo Pb čine IVA grupu u periodnom sustavu D.I. Mendeljejev. Opšta elektronska formula za nivo valencije atoma ovih elemenata je n s 2 n str 2, dominantna oksidaciona stanja elemenata u spojevima su +2 i +4. Elektronegativnošću, elementi C i Si su klasificirani kao nemetali, a Ge, Sn i Pb klasificirani su kao amfoterni elementi čija se metalna svojstva povećavaju s povećanjem serijskog broja. Stoga su u spojevima kositra (IV) i olova (IV) kemijske veze kovalentne; za olovo (II) i, u manjoj mjeri, za kositar (II), poznati su ionski kristali. U nizu elemenata od C do Pb, stabilnost oksidacionog stanja +4 opada, a +2 oksidaciono stanje raste. Jedinjenja olova (IV) jaki su oksidanti, jedinjenja drugih elemenata u oksidacionom stanju +2 jaka su redukciona sredstva.

Jednostavne tvari ugljik, silicij i germanij kemijski su prilično inertni i ne reagiraju s vodom i neoksidirajućim kiselinama. Kositar i olovo također ne reagiraju s vodom, ali pod djelovanjem neoksidirajućih kiselina prelaze u otopinu u obliku akvacija kalaja (II) i olova (II). Lužine ne prenose ugljik u otopinu, silicij se slabo prenosi, a germanij reagira s lužinama samo u prisutnosti oksidanata. Kositar i olovo reagiraju s vodom u alkalnom mediju, pretvarajući se u komplekse kalaja (II) i olova (II). Reaktivnost jednostavnih tvari IVA-skupine raste s porastom temperature. Dakle, svi zagrijani reagiraju s metalima i nemetalima, kao i s oksidirajućim kiselinama (HNO 3, H 2 SO 4 (konc.), Itd.). Posebno, koncentrirana dušična kiselina, kada se zagrije, oksidira ugljik u CO 2; silicij se kemijski otapa u smjesi HNO 3 i HF, pretvarajući se u vodikov heksafluorosilikat H 2. Razrijeđena azotna kiselina pretvara kalaj u kositar (II) nitrat, a koncentrirana jedna - u hidratizirani kalaj (IV) oksid SnO 2 n H 2 O, tzv β - kositrena kiselina. Olovo pod djelovanjem vruće dušične kiseline stvara olovni (II) nitrat, dok hladna dušična kiselina pasivira površinu ovog metala (stvara se oksidni film).

Ugljik u obliku koksa koristi se u metalurgiji kao jako redukcijsko sredstvo koje u zraku stvara CO i CO 2. To omogućava dobijanje slobodnog Sn i Pb iz njihovih oksida - prirodnih SnO 2 i PbO, dobivenih prženjem ruda koje sadrže olovni sulfid. Silikon se može dobiti magnezij-termalnom metodom iz SiO 2 (s viškom magnezija nastaje i silicij Mg 2 Si).

Hemija ugljenik- to je uglavnom hemija organskih spojeva. Od anorganskih derivata ugljika karakteristični su karbidi: soli (poput CaC 2 ili Al 4 C 3), kovalentni (SiC) i metalni (na primjer, Fe 3 C i WC). Mnogi karbidi nalik soli potpuno su hidrolizirani oslobađanjem ugljikovodika (metan, acetilen itd.).

Ugljik stvara dva oksida: CO i CO 2. Ugljikov monoksid se koristi u pirometalurgiji kao jako redukcijsko sredstvo (pretvara okside metala u metale). CO također karakteriziraju reakcije dodavanja s stvaranjem karbonilnih kompleksa, na primjer. Ugljični monoksid je oksid koji ne stvara sol; otrovan je ("ugljični monoksid"). Ugljični dioksid je kiseli oksid, u vodenoj otopini postoji u obliku monohidrata CO 2 · H 2 O i slabe dvobazne ugljične kiseline H 2 CO 3. Topljive soli ugljične kiseline - karbonati i bikarbonati - zbog hidrolize imaju pH> 7.

Silicij tvori nekoliko vodikovih spojeva (silani), koji su vrlo hlapljivi i reaktivni (samozapaljivi u zraku). Za dobivanje silana koristi se interakcija silicida (na primjer, magnezijevog silicijida Mg 2 Si) s vodom ili kiselinama.

Silicij u oksidacionom stanju +4 dio je SiO 2 i vrlo je velik i često vrlo složen po strukturi i sastavu silikatnih iona (SiO 4 4–; Si 2 O 7 6–; Si 3 O 9 6–; Si 4 O 11 6–; Si 4 O 12 8– itd.), Čiji je elementarni fragment tetraedarska grupa. Silicij dioksid je kiseli oksid; reagira s lužinama tijekom fuzije (stvarajući polimetasilikate) i u otopini (s stvaranjem ortosilikatnih iona). Iz otopina silikata alkalnih metala pod djelovanjem kiselina ili ugljičnog dioksida oslobađa se talog hidrata silicijevog dioksida SiO 2. n H 2 O, u ravnoteži s kojom uvijek postoji slaba orto-silicijeva kiselina H 4 SiO 4 u otopini u niskoj koncentraciji. Vodene otopine silikata alkalnih metala imaju pH> 7 zbog hidrolize.

Tin i olovo u oksidacionom stanju +2 formiraju okside SnO i PbO. Kositar (II) oksid je termički nestabilan i razlaže se na SnO 2 i Sn. Olovni (II) oksid je, s druge strane, vrlo stabilan. Nastaje pri sagorijevanju olova u zraku i javlja se prirodno. Limeni (II) i olovni (II) hidroksidi su amfoterni.

Akvacijacija kositrom (II) pokazuje jaka kisela svojstva i stoga je stabilna samo pri 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.

Kositar (IV) i olovo (IV) oksidi su amfoterni sa pretežno kiselim svojstvima. Na njih odgovara polihidrati EO 2 n H 2 O, prelazeći u otopinu u obliku hidrokso kompleksa pod djelovanjem viška lužina. Kositar (IV) oksid nastaje izgaranjem kalaja u zraku, a olovni (IV) oksid može se dobiti samo ako su spojevi olova (II) izloženi jakim oksidansima (na primjer, kalcijevom hipokloritu).

Kovalentni kositar (IV) klorid potpuno se hidrolizira vodom uz oslobađanje SnO 2, a olovni (IV) klorid se pod djelovanjem vode razgrađuje, oslobađajući klor i reducirajući do olovnog (II) klorida.

Spojevi kositra (II) pokazuju redukcijska svojstva, koja su posebno jaka u alkalnom mediju, a olovna (IV) oksidaciona svojstva, koja su posebno jaka u kiselom mediju. Uobičajeno jedinjenje olova je njegov dvostruki oksid (Pb 2 II Pb IV) O 4. Ovaj spoj se raspada pod djelovanjem dušične kiseline, a olovo (II) odlazi u otopinu u obliku kationa, a olovni (IV) oksid se taloži. Olovo (IV) pronađeno u dvostrukom oksidu odgovorno je za snažna oksidaciona svojstva ovog spoja.

Sulfidi germanija (IV) i kositra (IV), zbog amfoternosti ovih elemenata, kada se doda višak natrijevog sulfida, tvore topljive tiosalice, na primjer, Na 2 GeS 3 ili Na 2 SnS 3. Ista kositrova (IV) tiosol može se dobiti iz kositra (II) sulfida SnS oksidacijom s natrijevim polisulfidom. Tiosoli se uništavaju pod djelovanjem jakih kiselina oslobađanjem plinovitog H 2 S i taloga GeS 2 ili SnS 2. Olovni (II) sulfid ne reaguje sa polisulfidima, a olovni (IV) sulfid je nepoznat.

IVA grupa hemijskih elemenata periodnog sistema D.I. Mendeljejev uključuje nemetale (ugljik i silicij), kao i metale (germanij, kositar, olovo). Atomi ovih elemenata sadrže četiri elektrona na vanjskom nivou energije (ns 2 np 2), od kojih dva nisu uparena. Stoga atomi ovih elemenata u spojevima mogu pokazivati ​​valenciju II. Atomi elemenata grupe IVA mogu prijeći u uzbuđeno stanje i povećati broj nesparenih elektrona na 4, pa prema tome u spojevima pokazuju veću valenciju jednaku broju grupe IV. Ugljik u spojevima pokazuje oksidacijska stanja od –4 do +4, u ostatku se oksidacijska stanja stabiliziraju: –4, 0, +2, +4.

U atomu ugljika, za razliku od svih drugih elemenata, broj valentnih elektrona jednak je broju valentnih orbitala. Ovo je jedan od glavnih razloga stabilnosti C - C veze i izuzetne sklonosti ugljika da formira homolančeve, kao i postojanja velikog broja ugljikovih spojeva.

U promjeni svojstava atoma i spojeva u nizu C - Si - Ge - Sn - Pb očituje se sekundarna perididnost (tablica 5).

Tablica 5 - Karakteristike atoma elemenata IV grupe

	6 C	1 4 Si	3 2 Ge	50 Sn	82 Pb
Atomska masa	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
Valentni elektroni	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	4s 2 4p 2	5s 2 5p 2	6s 2 6p 2
Kovalentni polumjer atoma, Ǻ	0,077	0,117	0,122	0,140	–
Metalni radijus atoma, Ǻ	–	0,134	0,139	0,158	0,175
Uslovni radijus iona, E 2+, nm	–	–	0,065	0,102	0,126
Uslovni radijus iona E 4+, nm	–	0,034	0,044	0,067	0,076
Energija jonizacije E 0 - E +, ev	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Sadržaj u zemljinoj kori, na. %	0,15	20,0	2∙10 –4	7∙10 – 4	1,6∙10 – 4

Sekundarna periodičnost (nemonotona promjena svojstava elemenata u grupama) je posljedica prirode prodiranja vanjskih elektrona u jezgru. Stoga je nemonotoničnost promjene atomskih radijusa pri kretanju od silicija do germanija i od kositra do olova posljedica prodora s elektrona ispod 3d 10 elektronskog štita u germaniju i dvostrukog štita od 4f 14 i 5d 10 elektrona u olovu , respektivno. Budući da se prodorna moć smanjuje u nizu s> p> d, unutrašnja periodičnost u promjeni svojstava najjasnije se očituje u svojstvima elemenata određenim s-elektronima. Stoga je najtipičnije za spojeve elemenata A-grupa periodnog sustava koji odgovaraju najvećem oksidacionom stanju elemenata.

Ugljik se značajno razlikuje od ostalih p-elemenata grupe po visokoj vrijednosti energije ionizacije.

Ugljik i silicij imaju polimorfne modifikacije s različitim strukturama kristalne rešetke. Germanij pripada metalima, srebrnobijele boje sa žućkastom nijansom, ali ima atomsku kristalnu rešetku sličnu dijamantu sa jakim kovalentnim vezama. Kositar ima dvije polimorfne modifikacije: metalnu modifikaciju s metalnom kristalnom rešetkom i metalnom vezom; nemetalna modifikacija sa atomskom kristalnom rešetkom, koja je stabilna na temperaturama ispod 13,8 C. Olovo je tamno sivi metal sa metalnom kubnom kristalnom rešetkom usredsređenom na lice. Promjena strukture jednostavnih tvari u nizu germanij - kositar - olovo odgovara promjeni njihovih fizičkih svojstava. Dakle, germanij i nemetalni lim su poluvodiči, metalni lim i olovo su vodiči. Promjenu vrste hemijske veze iz pretežno kovalentne u metalnu prati smanjenje tvrdoće jednostavnih tvari. Dakle, germanij je prilično tvrd, dok se olovo lako valja u tanke limove.

Spojevi elemenata s vodikom imaju formulu EN 4: CH 4 - metan, SiH 4 - silan, GeH 4 - njemački, SnH 4 - stanan, PbH 4 - plumban. Nerastvorljivi su u vodi. Odozgo prema dolje, u nizu vodikovih spojeva njihova stabilnost opada (plumban je toliko nestabilan da se o njegovom postojanju može suditi samo posrednim znakovima).

Spojevi elemenata s kisikom imaju opće formule: EO i EO 2. Oksidi CO i SiO ne stvaraju sol; GeO, SnO, PbO - amfoterni oksidi; CO 2, SiO 2 GeO 2 - kiselo, SnO 2, PbO 2 - amfoterno. S povećanjem oksidacijskog stanja, kisela svojstva oksida rastu, osnovna svojstva slabe. Svojstva odgovarajućih hidroksida slično se mijenjaju.

| | | | | | | |

IVA grupa sadrži najvažnije elemente, bez kojih ne bismo bili ni mi, ni Zemlja na kojoj živimo. Ovaj ugljik je osnova cijelog organskog života, a silicij je "monarh" mineralnog kraljevstva.

Ako su ugljik i silicij tipični nemetali, a kositar i olovo metali, tada germanij zauzima srednji položaj. Neki udžbenici ga klasificiraju kao nemetalni, dok ga drugi nazivaju metalnim. Srebrno je bijele boje i izgleda kao metal, ali ima kristalnu rešetku nalik dijamantu i poluvodič je, poput silicija.

Od ugljika do olova (uz smanjenje nemetalnih svojstava):

w smanjuje stabilnost negativnog oksidacijskog stanja (-4)

w smanjuje stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacijskog stanja (+4)

w povećana stabilnost nisko pozitivnog oksidacijskog stanja (+2)

Ugljik je glavni sastojak svih organizama. U prirodi postoje i jednostavne tvari koje tvore ugljik (dijamant, grafit) i spojevi (ugljični dioksid, različiti karbonati, metan i drugi ugljikovodici u sastavu prirodnog plina i nafte). Maseni udio ugljika u uglju doseže 97%.
Atom ugljika u osnovnom stanju može formirati dvije kovalentne veze mehanizmom izmjene, ali takva jedinjenja ne nastaju u normalnim uslovima. Atom ugljika, prelazeći u pobuđeno stanje, koristi sva četiri valentna elektrona.
Ugljik tvori dosta alotropnih modifikacija (vidi sliku 16.2). To su dijamant, grafit, karbin i različiti fulereni.

U anorganskim tvarima, oksidacijsko stanje ugljika je + II i + IV. Uz ova oksidacijska stanja ugljika, postoje dva oksida.
Ugljični monoksid (II) je bezbojni otrovni plin, bez mirisa. Trivijalno ime je ugljikov monoksid. Nastaje nepotpunim sagorijevanjem ugljikovog goriva. Za elektronsku strukturu svoje molekule, vidi stranicu 121. Prema kemijskim svojstvima CO, oksid koji ne stvara sol, pri zagrijavanju, pokazuje redukcijska svojstva (smanjuje mnoge okside neaktivnih metala u metal).
Ugljikov monoksid (IV) je plin bez boje i mirisa. Trivijalno ime je ugljični dioksid. Kiseli oksid. Malo je topljiv u vodi (fizički), djelomično reagira s njim, tvoreći ugljičnu kiselinu H2CO3 (molekuli ove tvari postoje samo u vrlo razrijeđenim vodenim otopinama).
Ugljična kiselina je vrlo slaba, dvobazna kiselina, tvori dvije serije soli (karbonate i bikarbonate). Većina karbonata je netopiva u vodi. Od bikarbonata, samo alkalni metali i amonijevi bikarbonati postoje kao pojedinačne tvari. I karbonatni ion i bikarbonatni ion su osnovne čestice, pa se i karbonati i bikarbonati u vodenim otopinama podvrgavaju hidrolizi na anionu.
Od karbonata, najvažniji su natrijum karbonat Na2CO3 (soda, soda pepeo, soda za pranje), natrijum bikarbonat NaHCO3 (soda bikarbona, soda bikarbona), kalijum karbonat K2CO3 (kalijum) i kalcijum karbonat CaCO3 (kreda, mermer, krečnjak).
Kvalitativna reakcija na prisutnost ugljičnog dioksida u plinskoj smjesi: stvaranje taloga kalcijevog karbonata pri prolasku ispitivanog plina kroz vapnenačku vodu (zasićena otopina kalcijevog hidroksida) i naknadno otapanje taloga uz daljnje propuštanje plina. Reakcije u toku:

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

U farmakologiji i medicini naširoko se koriste različiti ugljikovi spojevi - derivati ​​ugljične kiseline i karboksilne kiseline, različiti heterocikli, polimeri i drugi spojevi. Tako se karbolen (aktivni ugljen) koristi za apsorpciju i uklanjanje različitih toksina iz tijela; grafit (u obliku masti) - za liječenje kožnih bolesti; radioaktivni izotopi ugljika - za naučna istraživanja (radiokarbonska analiza).

Ugljik je osnova svih organskih tvari. Svaki živi organizam sastoji se uglavnom od ugljika. Ugljenik je osnova života. Izvor ugljika za žive organizme obično je CO 2 iz atmosfere ili vode. Kao rezultat fotosinteze, ulazi u biološke prehrambene lance, u kojima živa bića jedu jedno drugo ili ostatke jedni drugih i na taj način izvlače ugljik za izgradnju vlastitog tijela. Biološki ciklus ugljika završava oksidacijom i ponovnim ulaskom u atmosferu ili odlaganjem u obliku ugljena ili ulja.

Analitičke reakcije karbonatnih iona CO 3 2-

Karbonati su soli nestabilne, vrlo slabe ugljične kiseline H 2 CO 3, koja je nestabilna u slobodnom stanju u vodenim otopinama i razgrađuje se oslobađanjem CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Karbonati amonijaka, natrijuma, rubidijuma, cezijuma su topljivi u vodi. Litijum karbonat je slabo rastvorljiv u vodi. Karbonati drugih metala slabo su topljivi u vodi. Ugljikovodici se otapaju u vodi. Karbonatni ioni u vodenim rastvorima su bezbojni i podvrgavaju se hidrolizi. Vodene otopine bikarbonata alkalnih metala ne mrlje se kad im se doda kap otopine fenolftaleina, što omogućava razlikovanje otopina karbonata od otopina bikarbonata (farmakopejski test).

1. Reakcija s barij kloridom.

Va 2+ + SOZ 2 - -> VASO 3 (bijeli fini kristal)

Slični talozi karbonata nastaju kationima kalcija (CaCO 3) i stroncija (SrCO 3). Talog se rastvara u mineralnim kiselinama i sirćetnoj kiselini. U otopini H 2 SO 4 nastaje bijeli talog BaSO 4.

Otopina HC1 polako se ukapava u talog dok se talog potpuno ne otopi: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reakcija sa magnezijum sulfatom (farmakopejska).

Mg 2+ + SOZ 2 - -> MgCO 3 (bijelo)

Bikarbonat - ion HCO 3 - stvara talog MgCO 3 s magnezijevim sulfatom samo pri vrenju: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Talog MgCO 3 se rastvara u kiselinama.

3. Reakcija sa mineralnim kiselinama (farmakopejska).

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

Izlučeni plinoviti CO 2 detektira se zamućenošću baritona ili vapnenačke vode u uređaju za detekciju plinova, mjehurića plina (CO 2), u epruveti - prijemniku - zamućenosti otopine.

4. Reakcija sa uranil heksacijanoferatom (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (smeđa) -> 2 UO 2 CO 3 (bezbojno) + 4 -

Smeđa otopina uranil heksacijanoferata (II) dobiva se miješanjem otopine uranil acetata (CH 3 COO) 2 UO 2 s otopinom kalijevog heksacijanoferata (II):

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

Dobijenom rastvoru se ukapavanjem dodaje rastvor Na 2 CO 3 ili K 2 CO 3 uz mešanje dok smeđa boja ne nestane.

5. Odvojeno otkriće karbonatnih iona i bikarbonatnih iona reakcijama s kationima kalcija i amonijakom.

Ako su karbonatni ioni i bikarbonatni ioni istovremeno prisutni u otopini, tada se svaki od njih može otvoriti zasebno.

Da bi se to učinilo, prvo se analiziranoj otopini dodaje višak otopine CaCl 2. U tom se slučaju SOz 2 - taloži u obliku CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ = CaCO 3

Bikarbonatni ioni ostaju u otopini, kao otopine Ca (HCO 3) 2 u vodi. Talog se odvoji od rastvora i u njega se doda rastvor amonijaka. HCO 2 - -anioni sa kationima amonijaka i kalcijuma ponovo daju talog CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO 3 + NH 4 +

6. Ostale reakcije karbonat -jona.

Karbonatni ioni, nakon reakcije sa željeznim (III) kloridom FeCl 3, formiraju smeđi talog Fe (OH) CO 3, sa srebrnim nitratom - bijeli talog srebrnog karbonata Ag 2 CO3, topiv u HbTO3 i raspadajući se u vodi u vodu tamni talog Ag 2 O iCO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Analitičke reakcije acetat - ion CH 3 COO "

Acetat - jon CH 3 COO - - anion slabe monobazne sirćetne kiseline CH 3 COOH: bezbojan u vodenim rastvorima, podložan hidrolizi, nema redoks svojstva; prilično učinkovit ligand i tvori stabilne acetatne komplekse s kationima mnogih metala. U reakciji s alkoholima u kiselom mediju daje estere.

Acetati amonijaka, lužine i većine drugih metala lako su topljivi u vodi. Srebrni acetati CH 3 COOAg i živa (I) manje su topljivi u vodi od acetata drugih metala.

1. Reakcija sa gvožđem (III) hloridom (farmakopejska).

Pri pH = 5-8 acetat - ion sa Fe (III) kationima formira rastvorljivi tamnocrveni (jake boje čaja) acetat ili željezo (III) oksiacetat.

U vodenoj otopini djelomično se hidrolizira; zakiseljavanje otopine mineralnim kiselinama potiskuje hidrolizu i dovodi do nestajanja crvene boje otopine.

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

Prilikom ključanja, iz otopine se taloži crveno-smeđi talog bazičnog željeznog (III) acetata:

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

Ovisno o omjerima koncentracija iona željeza (III) i acetata, sastav taloga se može promijeniti i reagirati, na primjer, na formule: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 ili Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

U reakciju ometaju anioni CO 3 2 -, SO 3 " -, PO 4 3 -, 4, koji stvaraju taloge sa gvožđem (III), kao i SCN -anioni (dajući crvene komplekse sa Fe 3+ kationima) , jodid je ion G, oksidiran u jod 1 2, koji daje otopini žutu boju.

2. Reakcija sa sumpornom kiselinom.

Acetat - ion u jako kiselom mediju pretvara se u slabu octenu kiselinu, čije pare imaju karakterističan miris octa:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

U reakciju ometaju anioni NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, koji takođe emituju gasovite produkte karakterističnog mirisa u koncentrovanoj sredini H 2 SO4.

3. Reakcija stvaranja etil acetata (farmakopejska).

Reakcija se odvija u mediju sumporne kiseline. Sa etanolom:

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

Otpušteni etil acetat detektira se po karakterističnom ugodnom mirisu. Soli srebra kataliziraju ovu reakciju, pa se preporučuje dodavanje male količine AgNO 3 tijekom ove reakcije.

Slično, pri reakciji s amil alkoholom S 5 NcON, također nastaje amil acetat ugodnog mirisa SN 3 SOS 5 N (-peran-), koji se osjeća karakterističnim mirisom etil acetata, koji se pojačava pažljivim zagrijavanjem smjese.

Analitičke reakcije tartrata - iona POC - CH (OH) - CH (OH) - SASTAV. Tartratni ion - anion slabe dvobazne vinske kiseline:

NO-CH-COOH

HO-CH-COOH

Tartarat - jon je visoko rastvorljiv u vodi. U vodenim otopinama tartratni ioni su bezbojni, podvrgnuti hidrolizi, skloni su kompleksaciji, dajući stabilne komplekse tartrata s kationima mnogih metala. Vinska kiselina tvori dva reda soli - srednji tartrati koji sadrže dva nabijena tartarata - COCH (OH) CH (OH) COO - ion, i kiseli tartrati - hidrotartrati koji sadrže jednonapunjeni hidrotartrat - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - ion . Kalijev hidrogentartrat (-tartar) KNS 4 H 4 O 6 praktički nije otopina u vodi koja se koristi za otvaranje kationa kalija. Srednje kalcijumova so je takođe slabo topljiva u vodi. Srednje kalijumova so K 2 C 4 H 4 O 6 je lako rastvorljiva u vodi.

I. Reakcija sa kalijum hloridom (farmakopejska).

S 4 N 4 O 6 2 - + K + + N + -> KNS 4 N 4 O 6 1 (bijelo)

2. Reakcija sa resorcinolom u kiseloj sredini (farmakopejska).

Tartarati pri zagrijavanju s resorcinol meta - C 6 H 4 (OH) 2 u koncentriranoj sumpornoj kiselini tvore produkte reakcije boje trešnje.

14) Reakcije sa amonijačnim kompleksom srebra. Ispadne crni talog metalnog srebra.

15) Reakcija sa gvožđe (II) sulfatom i vodonik peroksidom.

Dodavanje razblažene vodene otopine FeSO 4 i H 2 O 2 u otopinu koja sadrži tartarate. dovodi do stvaranja nestabilnog kompleksa željeza naborane boje. Naknadno tretiranje alkalnom otopinom NaOH dovodi do stvaranja plavog kompleksa.

Analitičke reakcije oksalatnog iona S 2 O 4 2-

Oksalat - ion S 2 O 4 2 - - anion dvobazne oksalne kiseline N 2 S 2 O 4 srednje jačine, relativno dobro rastvorljiv u vodi. Oksalatni ion u vodenim rastvorima je bezbojan, djelomično hidroliziran, snažan redukcijski agens, učinkovit ligand - stvara stabilne oksalatne komplekse s kationima mnogih metala. Oksalati alkalnih metala, magnezijuma i amonijuma otapaju se u vodi, dok su drugi metali slabo topljivi u vodi.

1Reakcija sa barijum hloridom Va 2+ + S 2 O 4 2- = Vas 2 O 4 (bela) Talog se rastvara u mineralnim kiselinama i u sirćetnoj kiselini (tokom ključanja). 2. Reakcija sa kalcijum hloridom (farmakopejska): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (belo)

Talog se otapa u mineralnim kiselinama, ali se ne otapa u octenoj kiselini.

3. Reakcija sa srebrnim nitratom.

2 Ag + + S 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4. |. (Sirena) Test na rastvorljivost. Talog je podijeljen na 3 dijela:

a). U prvu epruvetu s talogom dodavati kap po kap uz miješanje otopinu HNO 3 dok se talog ne otopi;

b). Koncentrirani rastvor amonijaka dodaje se kap po kap u drugu epruvetu sa talogom uz miješanje dok se talog ne otopi; v). Dodajte 4-5 kapi otopine HC1 u treću epruvetu sa sedimentom; u epruveti ostaje bijeli talog srebrnog klorida:

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

4. Reakcija sa kalijum permanganatom. Oksalatni ioni sa KMnO 4 u kiselom mediju oksidiraju se oslobađanjem CO 2; rastvor KMnO 4 je obezbojen zbog redukcije mangana (VII) u mangan (II):

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

Razrijeđena otopina KMnO 4. Potonji je obezbojen; uočava se oslobađanje mjehurića plina - CO 2.

38 Elementi grupe VA

Opšte karakteristike VA grupe Periodnog sistema. u obliku s x p y je elektronička konfiguracija vanjskog energetskog nivoa elemenata grupe VA.

Arsen i antimon imaju različite alotropske modifikacije: s molekularnim i metalnim kristalnim rešetkama. Međutim, na osnovu poređenja stabilnosti katjonskih oblika (As 3+, Sb 3+), arsen se naziva nemetali, a antimon metalima.

Stanja oksidacije stabilna za elemente VA grupe

Od dušika do bizmuta (sa smanjenjem nemetalnih svojstava):

w smanjuje stabilnost negativnog oksidacijskog stanja (-3) (m. svojstva vodikovih spojeva)

w smanjuje stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacijskog stanja (+5)

w povećana stabilnost nisko pozitivnog oksidacijskog stanja (+3)

Element	C	Si	Ge	Sn	Pb
Serijski broj	6	14	32	50	82
Atomska masa (relativna)	12,011	28,0855	72,59	118,69	207,2
Gustoća (n.u.), g / cm 3	2,25	2,33	5,323	7,31	11,34
t pl, ° C	3550	1412	273	231	327,5
bala t, ° C	4827	2355	2830	2600	1749
Energija jonizacije, kJ / mol	1085,7	786,5	762,1	708,6	715,2
Elektronska formula	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
Elektronegativnost (glasanje)	2,55	1,9	2,01	1,96	2,33

Elektronske formule inertnih gasova:

• 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;

Pirinač. Struktura atoma ugljika.

Grupa 14 (grupa IVa prema staroj klasifikaciji) periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva uključuje 5 elemenata: ugljenik, silicijum, germanijum, kalaj, olovo (vidi gornju tabelu). Ugljik i silicij nisu metali, germanij je tvar s metalnim svojstvima, kositar i olovo su tipični metali.

Najčešći element grupe 14 (IVa) u zemljinoj kori je silicij (drugi po zastupljenosti element nakon kisika na Zemlji) (27,6%po masi), a slijede ga: ugljik (0,1%), olovo (0,0014%), kositar (0,00022%), germanij (0,00018%).

Silicij, za razliku od ugljika, u prirodi se ne nalazi u slobodnom obliku, može se naći samo u vezanom obliku:

• SiO 2 - silicijum dioksid, koji se nalazi u obliku kvarca (uključen u mnoge stijene, pijesak, glinu) i njegove sorte (ahat, ametist, kameni kristal, jaspis itd.);
• silikati bogati silicijumom: talk, azbest;
• aluminosilikati: feldspar, tinjac, kaolin.

Germanij, kositar i olovo također se u prirodi ne nalaze u slobodnom obliku, ali su dio nekih minerala:

• germanijum: (Cu 3 (Fe, Ge) S 4) - mineral germanit;
• kositar: SnO 2 - kasiterit;
• olovo: PbS - galena; PbSO 4 - anglesite; PbCO 3 - cerusit.

Svi elementi grupe 14 (IVa) u neuzbuđenom stanju na vanjskom nivou energije imaju dva nesparena p-elektrona (valencija je 2, na primjer, CO). Nakon prelaska u uzbuđeno stanje (proces zahtijeva potrošnju energije), jedan upareni s-elektron vanjskog nivoa "skoči" na slobodnu p-orbitu, formirajući tako 4 "usamljena" elektrona (jedan na s-podnivou i tri na p-podnivo), koji proširuje valentne sposobnosti elemenata (valencija je 4: na primjer, CO 2).

Pirinač. Prijelaz atoma ugljika u uzbuđeno stanje.

Iz gore navedenog razloga, elementi grupe 14 (IVa) mogu pokazivati ​​oksidacijska stanja: +4; +2; 0; -4.

Budući da je potrebno sve više energije za "skok" elektrona sa s-podnivoa na p-podnivo u nizu od ugljika do olova (mnogo je manje energije potrebno za pobuđivanje atoma ugljika nego za olovo) ulazi u spojeve u kojima ima valenciju četiri; a olovo dva.

Isto se može reći i za oksidacijska stanja: u nizu od ugljika do olova, manifestacija oksidacijskih stanja +4 i -4 opada, dok se oksidacijsko stanje +2 povećava.

Budući da ugljik i silicij nisu metali, oni mogu pokazivati ​​i pozitivna i negativna oksidacijska stanja, ovisno o spoju (u spojevima s više elektronegativnih elemenata, C i Si doniraju elektrone, a dobivaju se u spojevima s manje elektronegativnih elemenata):

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

Ge, Sn, Pb, poput metala u spojevima, uvijek doniraju svoje elektrone:

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

Elementi ugljikove grupe tvore sljedeće spojeve:

• nestabilno hlapljivi vodikovi spojevi(opća formula EH 4), od kojih je samo metan CH 4 stabilan spoj.
• oksidi koji ne stvaraju sol- niži oksidi CO i SiO;
• kiseli oksidi- viši oksidi CO 2 i SiO 2 - odgovaraju hidroksidima, koji su slabe kiseline: H 2 CO 3 (ugljična kiselina), H 2 SiO 3 (silicijeva kiselina);
• amfoterni oksidi- GeO, SnO, PbO i GeO 2, SnO 2, PbO 2 - potonji odgovaraju hidroksidima (IV) germanija Ge (OH) 4, stroncijumu Sn (OH) 4, olovu Pb (OH) 4;

Ključne riječi sažetka: ugljik, silicij, elementi IVA-grupe, svojstva elemenata, dijamant, grafit, karbin, fuleren.

Elementi IV grupe su ugljik, silicij, germanij, kositar i olovo... Pogledajmo pobliže svojstva ugljika i silicija. U tablici su navedene najvažnije karakteristike ovih elemenata.

U gotovo svim svojim spojevima, ugljiku i silicijumu četverovalentan , njihovi atomi su u pobuđenom stanju. Konfiguracija valentnog sloja atoma ugljika mijenja se pobudom atoma:

Konfiguracija valentnog sloja atoma silicija mijenja se na sličan način:

Na vanjskom nivou energije atoma ugljika i silicija postoje 4 nesparena elektrona. Polumjer atoma silicija je veći; njegov valentni sloj sadrži prazno 3 d–Orbitale, to uzrokuje razlike u prirodi veza koje tvore atome silicija.

Stanja oksidacije ugljika variraju u rasponu od –4 do +4.

Karakteristična značajka ugljika je njegova sposobnost stvaranja lanaca: atomi ugljika međusobno se spajaju i tvore stabilna jedinjenja. Slična jedinjenja silicija su nestabilna. Sposobnost ugljika da formira lanac određuje postojanje ogromnog broja organska jedinjenja .

TO neorganska jedinjenja ugljik uključuje svoje okside, ugljičnu kiselinu, karbonate i hidrokarbonate, karbide. Ostatak ugljikovih spojeva je organski.

Element ugljika karakterizira alotropija, njegove alotropne modifikacije su dijamant, grafit, karbin, fuleren... Druge alotropne modifikacije ugljika su sada poznate.

Ugalj i čađ može se posmatrati kao amorfna sorte grafita.

Silicij tvori jednostavnu tvar - kristalni silicijum... Postoji amorfni silicijum - beli prah (bez nečistoća).

Svojstva dijamanta, grafita i kristalnog silicija data su u tablici.

Razlog za očite razlike u fizičkim svojstvima grafita i dijamanta su različiti struktura kristalne rešetke ... U dijamantskom kristalu se formira svaki atom ugljika (isključujući one na površini kristala) četiri ekvivalentne jake veze sa susjednim atomima ugljika. Ove veze su usmjerene prema vrhovima tetraedra (kao u molekulu CH 4). Tako je u kristalima dijamanta svaki atom ugljika okružen s četiri ista atoma smještena na vrhovima tetraedra. Simetrija i čvrstoća C - C veza u dijamantskom kristalu pružaju izuzetnu čvrstoću i odsutnost elektronske vodljivosti.

V kristalni grafit svaki atom ugljika tvori tri jake ekvivalentne veze sa susjednim atomima ugljika u istoj ravnini pod kutom od 120 °. U ovoj ravni formira se sloj koji se sastoji od ravnih šestočlanih prstenova.

Osim toga, svaki atom ugljika ima jedan nespareni elektron... Ovi elektroni tvore zajednički elektronički sistem. Veza između slojeva ostvaruje se zbog relativno slabih međumolekulskih sila. Slojevi su međusobno smješteni na takav način da je atom ugljika jednog sloja iznad središta šesterokuta drugog sloja. Dužina veze C - C unutar sloja je 0,142 nm, a udaljenost između slojeva 0,335 nm. Kao rezultat toga, veze između slojeva su mnogo slabije od veza između atoma unutar sloja. To uzrokuje svojstva grafita: Mekan je, lako se ljušti, ima sivu boju i metalni sjaj, električno je provodljiv i kemijski reaktivniji od dijamanta. Modeli kristalnih rešetki dijamanta i grafita prikazani su na slici.

Je li moguće pretvoriti grafit u dijamant? Ovaj proces se može izvesti pod teškim uslovima - pod pritiskom od oko 5000 MPa i na temperaturi od 1500 ° C do 3000 ° C nekoliko sati u prisustvu katalizatora (Ni). Najveći dio proizvoda čine mali kristali (od 1 do nekoliko mm) i dijamantska prašina.

Carbin- alotropna modifikacija ugljika, u kojoj atomi ugljika tvore linearne lance tipa:

–SJS - S≡S - S≡S–(α-karbin, polin) ili = C = C = C = C = C = C =(β-karbin, polielen)

Udaljenost između ovih lanaca je manja nego između slojeva grafita zbog jače međumolekulske interakcije.

Carbyne je crni prah i poluvodič. Hemijski je reaktivniji od grafita.

Fuleren- alotropna modifikacija ugljika koju tvore molekuli C 60, C 70 ili C 84. Na sfernoj površini molekula C 60, atomi ugljika nalaze se na vrhovima 20 pravilnih šesterokuta i 12 pravilnih peterokuta. Svi su fulereni zatvorene strukture atoma ugljika. Kristali fulerena su tvari s molekularnom strukturom.

Silicij. Postoji samo jedna stabilna alotropna modifikacija silicija, čija je kristalna rešetka slična dijamantnoj. Silicij - čvrst, vatrostalni ( t° pl = 1412 ° C), vrlo krhka tvar tamnosive boje s metalnim sjajem, u standardnim uvjetima poluprovodnik.