Prvky uhlík C, kremík Si, germánium Ge, cín Sn a olovo Pb tvoria skupinu IVA periodickej tabuľky D.I. Mendelejev. Všeobecný elektronický vzorec pre valenčnú úroveň atómov týchto prvkov je n s 2 n p 2, prevládajúce oxidačné stavy prvkov v zlúčeninách sú +2 a +4. Elektronegativitou sú prvky C a Si klasifikované ako nekovy a Ge, Sn a Pb sú klasifikované ako amfotérne prvky, ktorých kovové vlastnosti sa zvyšujú so zvyšovaním poradového čísla. Preto sú v zlúčeninách cínu (IV) a olova (IV) kovalentné chemické väzby; pre olovo (II) a v menšej miere pre cín (II) sú známe iónové kryštály. V sérii prvkov od C do Pb stabilita oxidačného stavu +4 klesá a oxidačný stav +2 sa zvyšuje. Zlúčeniny olova (IV) sú silné oxidačné činidlá, zlúčeniny ostatných prvkov v oxidačnom stave +2 sú silné redukčné činidlá.

Jednoduché látky uhlík, kremík a germánium sú chemicky celkom inertné a nereagujú s vodou a neoxidujúcimi kyselinami. Cín a olovo tiež nereagujú s vodou, ale pôsobením neoxidujúcich kyselín prechádzajú do roztoku vo forme akvakácií cínu (II) a olova (II). Alkálie neprenášajú uhlík do roztoku, kremík sa takmer neprenáša a germánium reaguje so zásadami iba v prítomnosti oxidantov. Cín a olovo reagujú s vodou v zásaditom prostredí a premieňajú sa na hydroxo komplexy cínu (II) a olova (II). Reaktivita jednoduchých látok skupiny IVA sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou. Pri zahrievaní teda všetky reagujú s kovmi a nekovmi, ako aj s oxidačnými kyselinami (HNO 3, H 2 SO 4 (konc.) Atď.). Najmä koncentrovaná kyselina dusičná po zahriatí oxiduje uhlík na CO 2; kremík sa chemicky rozpúšťa v zmesi HNO 3 a HF a mení sa na vodíkový hexafluorokremičitan H 2. Zriedená kyselina dusičná premieňa cín na dusičnan cínatý a koncentrovaný - na hydratovaný oxid cínatý SnO 2 n H 2 O, zvolal β - kyselina cínatá. Olovo pôsobením horúcej kyseliny dusičnej tvorí dusičnan olovnatý, zatiaľ čo studená kyselina dusičná povrch tohto kovu pasivuje (vytvára sa oxidový film).

Uhlík vo forme koksu sa používa v metalurgii ako silné redukčné činidlo, ktoré vo vzduchu tvorí CO a CO 2. To umožňuje získať voľný Sn a Pb z ich oxidov - prírodných SnO 2 a PbO, získaných pražením rúd obsahujúcich sulfid olovnatý. Kremík je možné získať horčíkovo-tepelnou metódou zo SiO 2 (s nadbytkom horčíka vzniká aj kremičitan horečnatý).

Chémia uhlík- je to hlavne chémia organických zlúčenín. Z anorganických derivátov uhlíka sú charakteristické karbidy: solné (ako CaC2 alebo Al4C3), kovalentné (SiC) a podobné kovom (napríklad Fe3C a WC). Mnoho karbidov podobných soli je úplne hydrolyzovaných za uvoľnenia uhľovodíkov (metán, acetylén atď.).

Uhlík tvorí dva oxidy: CO a CO 2. Oxid uhoľnatý sa používa v pyrometalurgii ako silné redukčné činidlo (prevádza oxidy kovov na kovy). CO je tiež charakterizovaný napríklad adičnými reakciami za vzniku karbonylových komplexov. Oxid uhoľnatý je oxid, ktorý netvorí soli; je jedovatý („oxid uhoľnatý“). Oxid uhličitý je kyslý oxid, vo vodnom roztoku existuje vo forme monohydrátu CO 2 · H 2 O a slabej dvojsýtnej kyseliny uhličitej H 2 CO 3. Rozpustné soli kyseliny uhličitej - uhličitany a hydrogenuhličitany - v dôsledku hydrolýzy majú pH> 7.

Kremík tvorí niekoľko vodíkových zlúčenín (silánov), ktoré sú vysoko prchavé a reaktívne (vo vzduchu sa samovznietia). Na získanie silánov sa používa interakcia silicidov (napríklad kremičitanu horečnatého Mg2Si) s vodou alebo kyselinami.

Kremík v oxidačnom stave +4 je súčasťou SiO 2 a je veľmi početný a často veľmi zložitý v štruktúre a zložení silikátových iónov (SiO 4 4; Si 2 O 7 6–; Si 3 O 9 6–; Si 4 O 11 6–; Si 4 O 12 8– atď.), Ktorých elementárnym fragmentom je tetraedrická skupina. Oxid kremičitý je kyslý oxid; reaguje s alkáliami počas fúzie (tvorba polymetasilikátov) a v roztoku (za tvorby ortosilikátových iónov). Z roztokov silikátov alkalických kovov pôsobením kyselín alebo oxidu uhličitého sa uvoľňuje zrazenina hydrátu oxidu kremičitého SiO 2. n H 2 O, v rovnováhe, s ktorou je v roztoku v nízkej koncentrácii vždy slabá kyselina orto-kremičitá H 4 SiO 4. Vodné roztoky kremičitanov alkalických kovov majú pH> 7 v dôsledku hydrolýzy.

Cín a viesť v oxidačnom stave +2 tvoria oxidy SnO a PbO. Oxid cínatý je tepelne nestabilný a rozkladá sa na Sn02 a Sn. Oxid olovnatý (II) je naopak veľmi stabilný. Vzniká spaľovaním olova na vzduchu a vyskytuje sa prirodzene. Hydroxidy cínu (II) a olova (II) sú amfotérne.

Aquakácia cínu (II) vykazuje silné kyslé vlastnosti, a preto je stabilná iba 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.

Oxidy cínu (IV) a olova (IV) sú amfotérne s prevažne kyslými vlastnosťami. Odpovedajú na ne polyhydráty EO 2 n H 2 O, prechádzajúca do roztoku vo forme hydroxo komplexov pôsobením prebytku zásad. Oxid cínu (IV) vzniká spaľovaním cínu na vzduchu a oxid olovnatý (IV) je možné získať iba vtedy, ak sú zlúčeniny olova (II) vystavené silným oxidantom (napríklad chlórnanu vápenatému).

Kovalentný chlorid cínatý sa úplne hydrolyzuje vodou za uvoľnenia Sn02 a chlorid olovnatý sa pôsobením vody rozkladá, pričom sa uvoľňuje chlór a redukuje sa na chlorid olovnatý.

Zlúčeniny cínu (II) vykazujú redukčné vlastnosti, ktoré sú obzvlášť silné v alkalickom prostredí, a zlúčeniny olova (IV) vykazujú oxidačné vlastnosti, ktoré sú obzvlášť silné v kyslom prostredí. Bežnou zlúčeninou olova je jeho dvojitý oxid (Pb 2 II Pb IV) O 4. Táto zlúčenina sa rozkladá pôsobením kyseliny dusičnej a olovo (II) prechádza do roztoku vo forme katiónu a vyzráža sa oxid olovnatý. Olovo (IV) nachádzajúce sa v dvojitom oxide je zodpovedné za silné oxidačné vlastnosti tejto zlúčeniny.

Sulfidy germánia (IV) a cínu (IV) v dôsledku amfotericity týchto prvkov tvoria po pridaní prebytku sulfidu sodného rozpustné tiosoli, napríklad Na2GeS3 alebo Na2SnS3. Rovnaký tiosalt cínu je možné získať zo sulfidu cínatého SnS oxidáciou polysulfidom sodným. Tiosoli sa ničia pôsobením silných kyselín uvoľňovaním plynného H2S a zrazeninou GeS 2 alebo SnS 2. Sulfid olovnatý nereaguje s polysulfidmi a sulfid olovnatý nie je známy.

IVA skupina chemických prvkov periodickej tabuľky D.I. Mendeleev zahŕňa nekovy (uhlík a kremík), ako aj kovy (germánium, cín, olovo). Atómy týchto prvkov obsahujú štyri elektróny na úrovni vonkajšej energie (ns 2 np 2), z ktorých dva nie sú spárované. Atómy týchto prvkov v zlúčeninách preto môžu vykazovať valenciu II. Atómy prvkov skupiny IVA môžu prejsť do excitovaného stavu a zvýšiť počet nepárových elektrónov na 4, a preto v zlúčeninách vykazujú vyššiu valenciu rovnajúcu sa počtu skupiny IV. Uhlík v zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy od –4 do +4, vo zvyšku sú oxidačné stavy stabilizované: –4, 0, +2, +4.

V atóme uhlíka je na rozdiel od všetkých ostatných prvkov počet valenčných elektrónov rovnaký ako počet valenčných orbitálov. To je jeden z hlavných dôvodov stability väzby C -C a výnimočnej tendencie uhlíka vytvárať homochainy, ako aj existencie veľkého počtu uhlíkových zlúčenín.

Pri zmene vlastností atómov a zlúčenín v rade C - Si - Ge - Sn - Pb sa prejavuje sekundárna peridicita (tabuľka 5).

Tabuľka 5 - Charakteristika atómov prvkov skupiny IV

	6 C.	1 4 Si	3 2 Ge	50 Sn	82 Pb
Atómová hmotnosť	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
valenčné elektróny	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	4s 2 4p 2	5 s 2 5 s 2	6s 2 6p 2
Kovalentný polomer atómu, Ǻ	0,077	0,117	0,122	0,140	–
Kovový polomer atómu, Ǻ	–	0,134	0,139	0,158	0,175
Podmienený iónový polomer, E 2+, nm	–	–	0,065	0,102	0,126
Podmienený iónový polomer E 4+, nm	–	0,034	0,044	0,067	0,076
Ionizačná energia E 0 - E +, ev	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Obsah v zemskej kôre, pri. %	0,15	20,0	2∙10 –4	7∙10 – 4	1,6∙10 – 4

Sekundárna periodicita (nemonotónna zmena vlastností prvkov v skupinách) je daná povahou prieniku vonkajších elektrónov do jadra. Nemonotonicita zmeny atómových polomerov pri prechode z kremíka na germánium a z cínu na olovo je preto dôsledkom prieniku s elektrónov pod elektrónový štít 3d 10 v germániu a dvojitému štítu elektrónov 4f 14 a 5d 10 v olove , resp. Pretože penetračná sila klesá v sériách s> p> d, vnútorná periodicita v zmene vlastností sa najjasnejšie prejavuje vo vlastnostiach prvkov určených s-elektrónmi. Preto je najtypickejšie pre zlúčeniny prvkov A-skupín periodickej tabuľky, ktoré zodpovedajú najvyššiemu oxidačnému stavu prvkov.

Uhlík sa výrazne líši od ostatných p-prvkov skupiny vysokou hodnotou ionizačnej energie.

Uhlík a kremík majú polymorfné modifikácie s rôznymi štruktúrami kryštálovej mriežky. Germánium patrí do kovov, striebristo bielej farby so žltkastým odtieňom, ale má diamantovú atómovú kryštálovú mriežku so silnými kovalentnými väzbami. Cín má dve polymorfné modifikácie: kovovú modifikáciu s kovovou kryštálovou mriežkou a kovovou väzbou; nekovová modifikácia s atómovou kryštálovou mriežkou, ktorá je stabilná pri teplotách pod 13,8 C. Olovo je tmavošedý kov s kovovou kubickou kryštálovou mriežkou so stredom na tvár. Zmena štruktúry jednoduchých látok v sérii germánium - cín - olovo zodpovedá zmene ich fyzikálnych vlastností. Germánium a nekovový cín sú polovodiče, kovový cín a olovo sú vodiče. Zmena typu chemickej väzby z prevažne kovalentnej na kovovú je sprevádzaná poklesom tvrdosti jednoduchých látok. Germánium je teda dosť tvrdé, zatiaľ čo olovo sa ľahko valcuje na tenké pláty.

Zlúčeniny prvkov s vodíkom majú vzorec EN 4: CH 4 - metán, SiH 4 - silán, GeH 4 - nemecký, SnH 4 - stanán, PbH 4 - plumbán. Sú nerozpustné vo vode. Zhora nadol v sérii zlúčenín vodíka klesá ich stabilita (plumban je taký nestabilný, že jeho existenciu je možné posúdiť iba pomocou nepriamych znakov).

Zlúčeniny prvkov s kyslíkom majú všeobecné vzorce: EO a EO 2. Oxidy CO a SiO netvoria soli; GeO, SnO, PbO - amfotérne oxidy; CO 2, SiO 2 GeO 2 - kyslé, SnO 2, PbO 2 - amfotérne. So zvyšovaním oxidačného stavu sa kyslé vlastnosti oxidov zvyšujú, zásadité vlastnosti slabnú. Vlastnosti zodpovedajúcich hydroxidov sa menia podobným spôsobom.

| | | | | | | |

Skupina IVA obsahuje najdôležitejšie prvky, bez ktorých by sme neboli ani my, ani Zem, na ktorej žijeme. Tento uhlík je základom celého organického života a kremík je „panovníkom“ minerálnej ríše.

Ak sú uhlík a kremík typickými nekovmi a cín a olovo sú kovy, potom germánium zaujíma medziľahlú polohu. Niektoré učebnice ho klasifikujú ako nekovové, zatiaľ čo iné ho označujú ako kovové. Má striebristo bielu farbu a vyzerá ako kov, ale má kryštálovú mriežku podobnú diamantu a je polovodičom ako kremík.

Od uhlíka po olovo (s poklesom nekovových vlastností):

w znižuje stabilitu negatívneho oxidačného stavu (-4)

w znižuje stabilitu najvyššieho pozitívneho oxidačného stavu (+4)

w zvýšená stabilita nízkeho pozitívneho oxidačného stavu (+2)

Uhlík je hlavnou zložkou všetkých organizmov. V prírode existujú jednoduché látky tvorené uhlíkom (diamant, grafit) a zlúčeninami (oxid uhličitý, rôzne uhličitany, metán a ďalšie uhľovodíky v zložení zemného plynu a ropy). Hmotnostný podiel uhlíka v uhlí dosahuje 97%.
Atóm uhlíka v základnom stave môže pomocou výmenného mechanizmu vytvárať dve kovalentné väzby, ale také zlúčeniny sa za normálnych podmienok nevytvárajú. Atóm uhlíka, ktorý prechádza do excitovaného stavu, používa všetky štyri valenčné elektróny.
Uhlík tvorí pomerne málo alotropických modifikácií (pozri obrázok 16.2). Ide o diamant, grafit, karbyn a rôzne fullerény.

V anorganických látkach je oxidačný stav uhlíka + II a + IV. Pri týchto oxidačných stavoch uhlíka existujú dva oxidy.
Oxid uhoľnatý (II) je bezfarebný jedovatý plyn, bez zápachu. Triviálny názov je oxid uhoľnatý. Vzniká neúplným spaľovaním uhlíkatého paliva. Elektronická štruktúra jej molekuly je na strane 121. Podľa chemických vlastností CO vykazuje oxid netvoriaci soli pri zahrievaní redukčné vlastnosti (redukuje mnoho oxidov nie príliš aktívnych kovov na kov).
Oxid uhoľnatý (IV) je bezfarebný plyn bez zápachu. Triviálny názov je oxid uhličitý. Kyslý oxid. Je mierne rozpustný vo vode (fyzikálne), čiastočne s ním reaguje a vytvára kyselinu uhličitú H2CO3 (molekuly tejto látky existujú iba vo veľmi zriedených vodných roztokoch).
Kyselina uhličitá je veľmi slabá, dvojsýtna kyselina, tvorí dve série solí (uhličitany a hydrogenuhličitany). Väčšina uhličitanov je nerozpustných vo vode. Z hydrogenuhličitanov existujú ako jednotlivé látky iba hydrogenuhličitany alkalických kovov a amónne. Uhličitanový i bikarbonátový ión sú zásadité častice; preto uhličitany aj bikarbonáty vo vodných roztokoch podliehajú hydrolýze na anióne.
Z uhličitanov sú najdôležitejšie uhličitan sodný Na2CO3 (sóda, sóda, pracia sóda), hydrogenuhličitan sodný NaHCO3 (sóda bikarbóna, sóda bikarbóna), uhličitan draselný K2CO3 (potaš) a uhličitan vápenatý CaCO3 (krieda, mramor, vápenec).
Kvalitatívna reakcia na prítomnosť oxidu uhličitého v plynnej zmesi: tvorba zrazeniny uhličitanu vápenatého pri prechode testovacieho plynu vápennou vodou (nasýtený roztok hydroxidu vápenatého) a následné rozpustenie zrazeniny ďalším prechodom plynu. Ďalšie reakcie:

Ca2 + 2OH + CO2 = CaCO3 + H20;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 + 2HCO3.

Vo farmakológii a medicíne sa široko používajú rôzne zlúčeniny uhlíka - deriváty kyseliny uhličitej a karboxylových kyselín, rôzne heterocykly, polyméry a ďalšie zlúčeniny. Karbolén (aktívne uhlie) sa teda používa na absorbovanie a odstraňovanie rôznych toxínov z tela; grafit (vo forme masti) - na liečbu kožných chorôb; rádioaktívne izotopy uhlíka - na vedecký výskum (rádiokarbónová analýza).

Uhlík je základom všetkých organických látok. Každý živý organizmus je z veľkej časti tvorený uhlíkom. Uhlík je základom života. Zdrojom uhlíka pre živé organizmy je zvyčajne CO 2 z atmosféry alebo vody. V dôsledku fotosyntézy vstupuje do biologických potravinových reťazcov, v ktorých živé bytosti jedia navzájom alebo svoje ostatky a tým získavajú uhlík na stavbu vlastných tiel. Biologický uhlíkový cyklus sa končí buď oxidáciou a opätovným vstupom do atmosféry, alebo zneškodnením vo forme uhlia alebo ropy.

Analytické reakcie uhličitanového iónu CO 3 2-

Uhličitany sú soli nestabilnej, veľmi slabej kyseliny uhličitej H 2 CO 3, ktorá je vo voľnom stave nestabilná vo vodných roztokoch a rozkladá sa uvoľňovaním CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Uhličitany amónne, sodné, rubídiové a cézne sú rozpustné vo vode. Uhličitan lítny je málo rozpustný vo vode. Uhličitany ostatných kovov sú málo rozpustné vo vode. Uhľovodíky sa rozpúšťajú vo vode. Uhličitanové ióny vo vodných roztokoch sú bezfarebné a podliehajú hydrolýze. Vodné roztoky hydrogenuhličitanov alkalických kovov sa nefarbia, keď sa k nim pridá kvapka roztoku fenolftaleínu, čo umožňuje odlíšiť roztoky uhličitanu od roztokov hydrogenuhličitanu (liekopisný test).

1. Reakcia s chloridom bárnatým.

Ва 2+ + СОЗ 2 - -> ВаСО 3 (biele jemné kryštalické)

Podobné zrazeniny uhličitanov sú produkované katiónmi vápnika (CaCO 3) a stroncia (SrCO 3). Zrazenina sa rozpustí v minerálnych kyselinách a kyseline octovej. V roztoku H2S04 sa vytvorí biela zrazenina BaS04.

K zrazenine sa pomaly po kvapkách pridáva roztok HCl, kým sa zrazenina úplne nerozpustí: BaCO3 + 2 HCl -> BaCl2 + C02 + H20

2. Reakcia so síranom horečnatým (liekopis).

Mg 2+ + СОЗ 2 - -> MgCO 3 (biely)

Hydrogenuhličitan - ión HCO 3 - tvorí zrazeninu MgCO 3 so síranom horečnatým iba za varu: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Zrazenina MgCO3 sa rozpustí v kyselinách.

3. Reakcia s minerálnymi kyselinami (liekopis).

CO3 2- + 2 H30 = H2CO3 + 2H20

HCO3 - + H30 + = H2CO3 + 2H20

H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Vyvinutý plynný CO 2 sa zisťuje zakalením barytónu alebo vápennej vody v zariadení na detekciu plynov, plynových bublín (CO 2), v skúmavke - prijímači - zákalu roztoku.

4. Reakcia s uranylhexakyanoferátom (II).

2CO 3 2 - + (UО 2) 2 (hnedý) -> 2 UO 2 CO 3 (bezfarebný) + 4 -

Hnedý roztok uranylhexakyanoferátu (II) sa získa zmiešaním roztoku uranylacetátu (CH3COO) 2UO2 s roztokom hexakyanoferátu draselného (II):

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

K výslednému roztoku sa za miešania prikvapká roztok Na2C03 alebo K2CO3, kým hnedá farba nezmizne.

5. Samostatný objav uhličitanových - iónov a hydrogénuhličitanových iónov reakciami s vápenatými katiónmi a s amoniakom.

Ak sú v roztoku súčasne prítomné ióny uhličitanu a hydrogenuhličitanu, potom je možné každý z nich otvoriť oddelene.

Za týmto účelom sa najskôr do analyzovaného roztoku pridá nadbytok roztoku CaCl2. V tomto prípade sa СОz 2 - vyzrážajú vo forme CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ = CaCO 3

Ióny bikarbonátu zostávajú v roztoku ako roztoky Ca (HCO 3) 2 vo vode. Zrazenina sa oddelí od roztoku a pridá sa k nemu roztok amoniaku. HCO 2 - anióny s katiónmi amoniaku a vápnika opäť poskytujú zrazeninu CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO 3 + NH 4 +

6. Ďalšie reakcie uhličitanového iónu.

Uhličitanové ióny po reakcii s chloridom železnatým FeCl3 vytvoria hnedú zrazeninu Fe (OH) CO 3 s dusičnanom strieborným - bielu zrazeninu uhličitanu strieborného Ag 2 CO3, rozpustnú v HbTO3 a rozkladajúcu sa varom vo vode na tmavá zrazenina Ag 2 O iCO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Analytické reakcie acetát - iónového CH 3 COO "

Acetát - ión CH 3 COO - - anión slabej jednosýtnej kyseliny octovej CH 3 COOH: bezfarebný vo vodných roztokoch, podrobený hydrolýze, nemá redoxné vlastnosti; pomerne účinný ligand a tvorí stabilné acetátové komplexy s katiónmi mnohých kovov. Pri reakcii s alkoholmi v kyslom prostredí vzniká ester.

Acetáty amoniaku, zásad a väčšiny ostatných kovov sú ľahko rozpustné vo vode. Acetáty striebra CH 3 COOAg a ortuť (I) sú vo vode menej rozpustné ako acetáty iných kovov.

1. Reakcia s chloridom železnatým (liekopis).

Pri pH = 5-8 acetát - ión s Fe (III) katiónmi vytvára rozpustný tmavočervený octan (silnej čajovej farby) alebo oxyacetát železitý.

Vo vodnom roztoku sa čiastočne hydrolyzuje; okyslenie roztoku minerálnymi kyselinami potláča hydrolýzu a vedie k vymiznutiu červenej farby roztoku.

3 CH3COOH + Fe -> (CH3COO) 3 Fe + 3 H +

Pri varení sa z roztoku vyzráža červenohnedá zrazenina zásaditého octanu železitého:

(CH3COO) 3 Fe + 2 H20<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН

V závislosti od pomerov koncentrácií iónov železa (III) a acetátu sa zloženie sedimentu môže meniť a reagovať napríklad na vzorce: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH3COO), Fe30 (OH) (CH3COO) 6 alebo Fe3 (OH) 2 (CH3COO) 7.

Do reakcie zasahujú anióny CO 3 2 -, SO 3 " -, PO 4 3 -, 4, ktoré vytvárajú zrazeniny so železom (III), ako aj anióny SCN -(poskytujú červené komplexy s katiónmi Fe 3+) , jodid je ión G, oxidovaný na jód 1 2, ktorý dáva roztoku žltú farbu.

2. Reakcia s kyselinou sírovou.

Acetát - ión v silne kyslom prostredí sa mení na slabú kyselinu octovú, ktorej pary majú charakteristický octový zápach:

CH3COO- + H +<- СН 3 СООН

Do reakcie zasahujú anióny NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, ktoré v koncentrovanom prostredí H2S04 emitujú aj plynné produkty s charakteristickým zápachom.

3. Reakcia tvorby etylacetátu (liekopis).

Reakcia sa uskutočňuje v médiu kyseliny sírovej. S 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

Uvoľnený etylacetát sa zisťuje podľa charakteristického príjemného zápachu. Soli striebra katalyzujú túto reakciu, preto sa odporúča počas tejto reakcie pridať malé množstvo AgNO3.

Podobne pri reakcii s amylalkoholom С 5 НцОН vzniká aj príjemne voňajúci amylacetát СН 3 СООС 5 Н (- perla). Je cítiť charakteristický zápach etylacetátu, ktorý sa zintenzívňuje opatrným zahrievaním zmesi.

Analytické reakcie tartrát - ión POC - CH (OH) - CH (OH) - ZLOŽENIE. Tartrátový ión - anión slabej dvojsýtnej kyseliny vínnej:

NO-CH-COOH

HO-CH-COOH

Tartrát - ión je vysoko rozpustný vo vode. Vo vodných roztokoch sú tartrátové ióny bezfarebné, podliehajú hydrolýze, sú náchylné k tvorbe komplexov a poskytujú stabilné komplexy vínanu s katiónmi mnohých kovov. Kyselina vínna tvorí dva rady solí - stredné tartráty obsahujúce dva nabité vínany - COCH (OH) CH (OH) COO - ión a kyslé tartráty - hydrotartráty obsahujúce jednotlivo nabitý hydrotartrát - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - ión . Hydrogénvínan draselný (-vínny) KNS 4 H 4 O 6 prakticky nie je roztokom vo vode, ktorý sa používa na otváranie draselných katiónov. Stredne vápenatá soľ je tiež mierne rozpustná vo vode. Stredná draselná soľ K 2 C 4 H 4 O 6 je dobre rozpustná vo vode.

I. Reakcia s chloridom draselným (liekopis).

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

2. Reakcia s rezorcinolom v kyslom prostredí (liekopis).

Tartaráty po zahriatí s resorcinolom meta - C 6 H 4 (OH) 2 v koncentrovanej kyseline sírovej tvoria reakčné produkty čerešňovo červenej farby.

14) Reakcie s amoniakovým komplexom striebra. Vypadne čierna zrazenina kovového striebra.

15) Reakcia so síranom železnatým a peroxidom vodíka.

Pridanie zriedeného vodného roztoku FeS04 a H202 do roztoku obsahujúceho vínany. vedie k tvorbe nestabilného komplexu železa zvrásnenej farby. Následné spracovanie alkalickým roztokom NaOH vedie k vytvoreniu modrého komplexu.

Analytické reakcie oxalátových iónov С 2 О 4 2-

Oxalát - ión С 2 О 4 2 - - anión dvojsýtnej kyseliny šťaveľovej Н 2 С 2 О 4 strednej sily, relatívne dobre rozpustný vo vode. Oxalát - ión vo vodných roztokoch je bezfarebný, čiastočne hydrolyzovaný, silné redukčné činidlo, účinný ligand - vytvára stabilné oxalátové komplexy s katiónmi mnohých kovov. Oxaláty alkalických kovov, horčíka a amónia sa rozpúšťajú vo vode, zatiaľ čo ostatné kovy sú vo vode málo rozpustné.

1Reakcia s chloridom bárnatým Ва 2+ + С 2 О 4 2- = ВаС 2 О 4 (biely) Zrazenina sa rozpúšťa v minerálnych kyselinách a v kyseline octovej (počas varu). 2. Reakcia s chloridom vápenatým (liekopis): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (biely)

Zrazenina sa rozpúšťa v minerálnych kyselinách, ale nerozpúšťa sa v kyseline octovej.

3. Reakcia s dusičnanom strieborným.

2 Ag + + С 2 О 4 2 - -> Ag2C2O 4. |. (Tvaroh) Test rozpustnosti. Sediment je rozdelený na 3 časti:

a). Do prvej skúmavky so zrazeninou sa po kvapkách za miešania pridá roztok HNO3, kým sa zrazenina nerozpustí;

b). Koncentrovaný roztok amoniaku sa za miešania prikvapká do druhej skúmavky so zrazeninou, kým sa zrazenina nerozpustí; v). Do tretej skúmavky so sedimentom pridajte 4-5 kvapiek roztoku HC1; v skúmavke zostane biela zrazenina chloridu strieborného:

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

4. Reakcia s manganistanom draselným. Oxalátové ióny s KMn04 v kyslom prostredí sa oxidujú uvoľňovaním C02; roztok KMnO 4 je odfarbený v dôsledku redukcie mangánu (VII) na mangán (II):

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

Zriedený roztok KMnO 4. Ten je odfarbený; dochádza k uvoľňovaniu plynových bublín - CO 2.

38 Prvky skupiny VA

Všeobecné charakteristiky skupiny VA periodického systému. vo forme s x p y je elektronická konfigurácia vonkajšej energetickej hladiny prvkov skupiny VA.

Arzén a antimón majú rôzne alotropické modifikácie: molekulárne aj kovové kryštálové mriežky. Na základe porovnania stability katiónových foriem (As 3+, Sb 3+) sa však arzén označuje ako nekovy a antimón voči kovom.

oxidačné stavy stabilné pre prvky skupiny VA

Od dusíka po bizmut (s poklesom nekovových vlastností):

w znižuje stabilitu negatívneho oxidačného stavu (-3) (m. vlastnosti zlúčenín vodíka)

w znižuje stabilitu najvyššieho pozitívneho oxidačného stavu (+5)

w zvýšená stabilita nízkeho pozitívneho oxidačného stavu (+3)

Element	C.	Si	Ge	Sn	Pb
Sériové číslo	6	14	32	50	82
Atómová hmotnosť (relatívna)	12,011	28,0855	72,59	118,69	207,2
Hustota (n.u.), g / cm3	2,25	2,33	5,323	7,31	11,34
t pl, ° C	3550	1412	273	231	327,5
balík t, ° C	4827	2355	2830	2600	1749
Ionizačná energia, kJ / mol	1085,7	786,5	762,1	708,6	715,2
Elektronický vzorec	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
Elektronegativita (Polling)	2,55	1,9	2,01	1,96	2,33

Elektronické vzorce inertných plynov:

• On - 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;

Ryža. Štruktúra atómu uhlíka.

Skupina 14 (skupina IVa podľa starej klasifikácie) periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendeleeva obsahuje 5 prvkov: uhlík, kremík, germánium, cín, olovo (pozri tabuľku vyššie). Uhlík a kremík sú nekovy, germánium je látka s kovovými vlastnosťami, cín a olovo sú typické kovy.

Najbežnejším prvkom skupiny 14 (IVa) v zemskej kôre je kremík (druhý najpočetnejší prvok po kyslíku na Zemi) (27,6%hmotnosti), za ktorým nasledujú: uhlík (0,1%), olovo (0,0014%), cín (0,00022%), germánium (0,00018%).

Kremík, na rozdiel od uhlíka, sa v prírode nenachádza vo voľnej forme; možno ho nájsť iba vo viazanej forme:

• SiO 2 - oxid kremičitý, ktorý sa nachádza vo forme kremeňa (je súčasťou mnohých hornín, piesku, hliny) a jeho odrôd (achát, ametyst, skalný kryštál, jaspis atď.);
• kremičitany bohaté na kremík: mastenec, azbest;
• hlinitokremičitany: živec, sľuda, kaolín.

Germánium, cín a olovo sa v prírode tiež nenachádzajú vo voľnej forme, ale sú súčasťou niektorých minerálov:

• germánium: (Cu 3 (Fe, Ge) S 4) - germánsky minerál;
• cín: SnO 2 - kasiterit;
• olovo: PbS - galenit; PbSO 4 - uhlové miesto; PbCO 3 - cerusit.

Všetky prvky skupiny 14 (IVa) v neexcitovanom stave na úrovni vonkajšej energie majú dva nepárové p-elektróny (valencia je 2, napríklad CO). Pri prechode do excitovaného stavu (proces vyžaduje výdaj energie) jeden párovaný s-elektrón vonkajšej úrovne „skočí“ na voľný p-orbitál, čím sa vytvoria 4 „osamelé“ elektróny (jeden v podúrovni a tri v p-podúroveň), ktorá rozširuje valenčné schopnosti prvkov (valencia je 4: napríklad CO 2).

Ryža. Prechod atómu uhlíka do excitovaného stavu.

Z vyššie uvedeného dôvodu môžu prvky skupiny 14 (IVa) vykazovať oxidačné stavy: +4; +2; 0; -4.

Pretože na „skok“ elektrónu z podúrovne s na p-podpovrchu v rade z uhlíka na olovo je potrebných stále viac energie (na excitáciu atómu uhlíka je potrebných oveľa menej energie, ako na excitáciu atómu olova), uhlík vstupuje do zlúčenín, v ktorých vykazuje valenciu štyri; a olovo sú dva.

To isté možno povedať o oxidačných stavoch: v sérii od uhlíka po olovo sa prejav oxidačných stavov +4 a -4 znižuje a oxidačný stav +2 sa zvyšuje.

Pretože uhlík a kremík nie sú kovy, môžu v závislosti od zlúčeniny vykazovať pozitívne aj negatívne oxidačné stavy (v zlúčeninách s viac elektronegatívnymi prvkami darujú elektróny C a Si a získavajú sa v zlúčeninách s menej elektronegatívnymi prvkami):

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

Ge, Sn, Pb, podobne ako kovy v zlúčeninách, vždy darujú svoje elektróny:

Ge +4 Cl4, Sn +4 Br4, Pb +2 Cl2

Prvky uhlíkovej skupiny tvoria nasledujúce zlúčeniny:

• nestabilné prchavé zlúčeniny vodíka(všeobecný vzorec EH4), z ktorých iba metán CH4 je stabilná zlúčenina.
• nesoľotvorné oxidy- nižšie oxidy CO a SiO;
• kyslé oxidy- vyššie oxidy CO 2 a SiO 2 - zodpovedajú hydroxidom, ktorými sú slabé kyseliny: H 2 CO 3 (kyselina uhličitá), H 2 SiO 3 (kyselina kremičitá);
• amfotérne oxidy- GeO, SnO, PbO a GeO 2, SnO 2, PbO 2 - tieto zodpovedajú hydroxidom (IV) germánia Ge (OH) 4, stroncia Sn (OH) 4, olova Pb (OH) 4;

Kľúčové slová abstraktu: uhlík, kremík, prvky skupiny IVA, vlastnosti prvkov, diamant, grafit, karbyn, fullerén.

Prvky skupiny IV sú uhlík, kremík, germánium, cín a olovo... Pozrime sa podrobnejšie na vlastnosti uhlíka a kremíka. V tabuľke sú uvedené najdôležitejšie charakteristiky týchto prvkov.

Takmer vo všetkých svojich zlúčeninách uhlík a kremík štvormocný , ich atómy sú vo vzrušenom stave. Konfigurácia valenčnej vrstvy atómu uhlíka sa po excitácii atómu zmení:

Konfigurácia valenčnej vrstvy atómu kremíka sa mení podobným spôsobom:

Na úrovni vonkajšej energie atómov uhlíka a kremíka sú 4 nepárové elektróny. Polomer atómu kremíka je väčší; jeho valenčná vrstva je prázdna 3 d–Orbitály, to spôsobuje rozdiely v povahe väzieb, ktoré tvoria atómy kremíka.

Oxidačné stavy uhlíka sa pohybujú v rozmedzí od -4 do +4.

Charakteristickou črtou uhlíka je jeho schopnosť vytvárať reťazce: atómy uhlíka sa navzájom kombinujú a vytvárajú stabilné zlúčeniny. Podobné zlúčeniny kremíka sú nestabilné. Schopnosť uhlíka vytvárať reťazec určuje existenciu obrovského počtu Organické zlúčeniny .

TO anorganické zlúčeniny uhlík zahŕňa jeho oxidy, kyselinu uhličitú, uhličitany a uhľovodíky, karbidy. Ostatné zlúčeniny uhlíka sú organické.

Uhlíkový prvok sa vyznačuje alotropia, jeho alotropické modifikácie sú diamant, grafit, karbyn, fullerén... Teraz sú známe ďalšie alotropické modifikácie uhlíka.

Uhlie a sadze môže byť videný ako amorfný odrody grafitu.

Kremík tvorí jednoduchú látku - kryštalický kremík... Existuje amorfný kremík - biely prášok (bez nečistôt).

Vlastnosti diamantu, grafitu a kryštalického kremíka sú uvedené v tabuľke.

Dôvodom zjavných rozdielov vo fyzikálnych vlastnostiach grafitu a diamantu sú rôzne štruktúra kryštálovej mriežky ... V diamantovom kryštáli vzniká každý atóm uhlíka (okrem tých na povrchu kryštálu) štyri ekvivalentné silné väzby so susednými atómami uhlíka. Tieto väzby sú zamerané na vrcholy štvorstena (ako v molekule CH 4). V diamantovom kryštáli je teda každý atóm uhlíka obklopený štyrmi rovnakými atómami umiestnenými na vrcholoch štvorstena. Symetria a sila väzieb C - C v diamantovom kryštáli poskytujú mimoriadnu pevnosť a absenciu elektronickej vodivosti.

V. kryštálový grafit každý atóm uhlíka tvorí tri silné ekvivalentné väzby so susednými atómami uhlíka v tej istej rovine pod uhlom 120 °. V tejto rovine sa vytvára vrstva pozostávajúca z plochých šesťčlenných prstencov.

Každý atóm uhlíka má navyše jeden nepárový elektrón... Tieto elektróny tvoria spoločný elektronický systém. Spojenie medzi vrstvami sa uskutočňuje vďaka relatívne slabým medzimolekulovým silám. Vrstvy sú umiestnené voči sebe navzájom tak, že atóm uhlíka jednej vrstvy je nad stredom šesťuholníka druhej vrstvy. Dĺžka väzby C - C vo vrstve je 0,142 nm, vzdialenosť medzi vrstvami je 0,335 nm. V dôsledku toho sú väzby medzi vrstvami oveľa slabšie ako väzby medzi atómami vo vrstve. To spôsobuje vlastnosti grafitu: Je mäkký, ľahko odlupovateľný, má sivú farbu a kovový lesk, je elektricky vodivý a chemicky reaktívnejší ako diamant. Modely kryštálových mriežok z diamantu a grafitu sú znázornené na obrázku.

Je možné premeniť grafit na diamant? Tento proces sa môže uskutočňovať za ťažkých podmienok - pri tlaku asi 5 000 MPa a pri teplote 1 500 ° C až 3 000 ° C niekoľko hodín v prítomnosti katalyzátorov (Ni). Väčšina výrobkov sú malé kryštály (od 1 do niekoľko mm) a diamantový prach.

Carbin- alotropická modifikácia uhlíka, v ktorej atómy uhlíka tvoria lineárne reťazce typu:

–С≡С - С≡С - С≡С–(α-karbyn, polyín) alebo = C = C = C = C = C = C =(β-karbyn, polyén)

Vzdialenosť medzi týmito reťazcami je menšia ako medzi grafitovými vrstvami kvôli silnejšej medzimolekulárnej interakcii.

Carbyne je čierny prášok a je polovodičom. Je chemicky reaktívnejší ako grafit.

Fullerene- alotropická modifikácia uhlíka tvoreného molekulami C 60, C 70 alebo C 84. Na sférickom povrchu molekuly C 60 sú atómy uhlíka umiestnené vo vrcholoch 20 pravidelných šesťuholníkov a 12 pravidelných päťuholníkov. Všetky fullerény sú uzavreté štruktúry atómov uhlíka. Kryštály fullerénu sú látky s molekulárnou štruktúrou.

Kremík. Existuje iba jedna stabilná alotropická modifikácia kremíka, ktorej kryštalická mriežka je podobná diamantu. Kremík - pevný, žiaruvzdorný ( t° pl = 1412 ° C), veľmi krehká látka tmavošedej farby s kovovým leskom, za štandardných podmienok je to polovodič.