Елементивуглець С, кремній Si, германій Ge, олово Sn та свинець Рb складають IVA-групу Періодичної системиД.І. Менделєєва. Загальна електронна формула валентного рівня атомів цих елементів – n s 2 n p 2 , що переважають ступеня окиснення елементів у з'єднаннях +2 та +4. По електронегативності елементи З і Si відносять до неметалів, a Ge, Sn і Рb – до амфотерним елементам, металеві властивості яких зростають із збільшенням порядкового номера. Тому в сполуках олова(IV) та свинцю(IV) хімічні зв'язки ковалентні, для свинцю(II) та меншою мірою для олова(II) відомі іонні кристали. У ряді елементів від С до Рb стійкість ступеня окиснення +4 зменшується, а ступеня окиснення +2 зростає. Сполуки свинцю (IV) – сильні окислювачі, з'єднання інших елементів у ступені окислення +2 – сильні відновники.

Прості речовинивуглець, кремній та германій хімічно досить інертні і не реагують з водою та кислотами-неокислювачами. Олово та свинець також не реагують з водою, але під дією кислот-неокислювачів переходять у розчин у вигляді аквакатіонів олова(II) та свинцю(II). Лугами вуглець у розчин не перекладається, кремній переводиться важко, а германій реагує зі лугами лише у присутності окислювачів. Олово і свинець реагують з водою в лужному середовищі, переходячи в гідроксокомплекси олова(II) та свинцю(II). Реакційна здатність простих речовин IVA-групи посилюється при підвищенні температури. Так, при нагріванні вони всі реагують з металами і неметалами, а також з кислотами-окислювачами (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц.) та ін.). Зокрема, концентрована азотна кислота при нагріванні окислює вуглець до 2 ; кремній хімічно розчиняється в суміші HNO 3 і HF, перетворюючись на гексафторосилікат водню H 2 . Розведена азотна кислота переводить олово до нітрату олова(II), а концентрована – до гідратованого оксиду олова(IV) SnO 2 · nН 2 Про, званий β -олов'яною кислотою. Свинець під дією гарячої азотної кислотиутворює нітрат свинцю (II), тоді як холодна азотна кислота пасивує поверхню цього металу (утворюється оксидна плівка).

Вуглець у вигляді коксу застосовують у металургії як сильний відновник, що утворює на повітрі СО та СО 2 . Це дозволяє отримати вільні Sn і Рb їх оксидів – природного SnO 2 і РbО, одержуваного випалом руд, що містять сульфід свинцю. Кремній можна отримати магнійтермічним методом SiO 2 (при надлишку магнію утворюється також силіцид Mg 2 Si).

Хімія вуглецю- Це головним чином хімія органічних сполук. З неорганічних похідних вуглецю характерні карбіди: солеподібні (такі як СаС 2 або Al 4 C 3), ковалентні (SiC) і металоподібні (наприклад, Fe 3 С і WC). Багато солеподібних карбідів повністю гідролізуються з виділенням вуглеводнів (метану, ацетилену та ін.).

Вуглець утворює два оксиди: СО та СО 2 . Монооксид вуглецю використовується в пірометалургії як сильний відновник (переводить оксиди металів у метали). Для СО характерні також реакції приєднання з утворенням карбонільних комплексів, наприклад. Монооксид вуглецю – несолетворний оксид; він отруйний (« чадний газ»). Діоксид вуглецю – кислотний оксид, у водному розчині існує у вигляді моногідрату СО 2 · Н 2 Про та слабкої двоосновної вугільної кислоти Н 2 СО 3 . Розчинні солі вугільної кислоти – карбонати та гідрокарбонати – внаслідок гідролізу мають рН > 7.

Кремнійутворює кілька водневих сполук (силанів), які відрізняються високою летючістю та реакційною здатністю (самозаймаються на повітрі). Для отримання силанів використовують взаємодію силіцидів (наприклад, силіциду магнію Mg 2 Si) з водою або кислотами.

Кремній у ступені окислення +4 входить до складу SiO 2 і дуже численних і часто дуже складних за будовою та складом силікатних іонів (SiO 4 4– ; Si 2 O 7 6– ; Si 3 O 9 6– ; Si 4 O 11 6– ;Si 4 O 12 8- та ін), елементарним фрагментом яких є тетраедрична група . Діоксид кремнію – кислотний оксид, він реагує зі лугами при сплавленні (утворюючи поліметаси-лікати) та у розчині (з утворенням ортосилікат-іонів). З розчинів силікатів лужних металів при дії кислот або діоксиду вуглецю виділяється осад гідрату діоксиду кремнію SiO 2 · nН 2 Про, у рівновазі з яким у розчині у невеликій концентрації завжди знаходиться слабка орто-кремнієва кислота H 4 SiO 4 . Водні розчини силікатів лужних металів унаслідок гідролізу мають рН >7.

Оловоі свинецьу ступені окислення +2 утворюють оксиди SnO та РbО. Оксид олова(II) термічно нестійкий і розкладається на SnO2 та Sn. Оксид свинцю (II), навпаки, дуже стійкий. Він утворюється при згорянні свинцю на повітрі та зустрічається у природі. Гідроксиди олова(II) та свинцю(II) амфотерни.

Аквакатіон олова (II) виявляє сильні кислотні властивості і тому стійкий лише за 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.

Оксиди олова(IV) та свинцю(IV) амфотерни з переважанням кислотних властивостей. Їм відповідають полігідрати ЕО 2 · nН 2 Про переходять у розчин у вигляді гідроксокомплексів під дією надлишку лугів. Оксид олова(IV) утворюється при згорянні олова на повітрі, а оксид свинцю(IV) можна отримати тільки при дії на сполуки свинцю(II) сильних окисників (наприклад, гіпохлориту кальцію).

Ковалентний хлорид олова(IV) повністю гідролізується водою з виділенням SnO 2 , а хлорид свинцю(IV) під дією води розпадається, виділяючи хлор та відновлюючись до хлориду свинцю(II).

Сполуки олова(II) виявляють відновлювальні властивості, особливо сильні у лужному середовищі, а сполуки свинцю(IV) – окисні властивостіособливо сильні в кислому середовищі. Поширеним з'єднанням свинцю є його подвійний оксид (Рb 2 II Рb IV)О 4 . Ця сполука під дією азотної кислоти розпадається, причому свинець(II) перетворюється на розчин як катіону, а оксид свинцю(IV) випадає осад. Свинець (IV), що знаходиться в подвійному оксиді, зумовлює сильні окисні властивості цієї сполуки.

Сульфіди германію(IV) та олова(IV) в силу амфотерності цих елементів при додаванні надлишку сульфіду натрію утворюють розчинні тіосолі, наприклад, Na 2 GeS 3 або Na 2 SnS 3 . Така ж тіосоль олова(IV) може бути отримана з сульфіду олова(II) SnS при його окисленні полісульфідом натрію. Тіосолі руйнуються під дією сильних кислот з виділенням газоподібного H 2 S і осаду GeS 2 або SnS 2 . Сульфід свинцю (II) не реагує з полісульфідами, а сульфід свинцю (IV) невідомий.

IVA група хімічних елементів періодичної системи Д.І. Менделєєва включає неметали (вуглець і кремній), а також метали (германій, олово, свинець). Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні чотири електрони (ns 2 np 2), два з яких не спарені. Тому атоми цих елементів у сполуках можуть виявляти валентність ІІ. Атоми елементів IVA групи можуть переходити в збуджений стан і збільшувати число неспарених електронів до 4 і відповідно в сполуках виявляти високу валентність, що дорівнює номеру групи IV. Вуглець у сполуках виявляє ступеня окиснення від -4 до +4, для інших стабілізуються ступеня окиснення: -4, 0, +2, +4.

В атомі вуглецю на відміну від інших елементів число валентних електронів дорівнює числу валентних орбіталей. Це одна з основних причин стійкості зв'язку С-С та виняткової схильності вуглецю до утворення гомоцепів, а також існування великої кількості сполук вуглецю.

У зміні властивостей атомів та сполук у ряді C–Si–Ge–Sn–Pb проявляється вторинна перидичність (таблиця 5).

Таблиця 5 - Характеристики атомів елементів IV групи

	6 C	1 4 Si	3 2 Ge	50 Sn	82 Pb
Атомна маса	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
Валентні електрони	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	4s 2 4p 2	5s 2 5p 2	6s 2 6p 2
Ковалентний радіус атома, Ǻ	0,077	0,117	0,122	0,140	–
Металевий радіус атома, Ǻ	–	0,134	0,139	0,158	0,175
Умовний радіус іона, Е 2+ , нм	–	–	0,065	0,102	0,126
Умовний радіус іона Е 4+ , ​​нм	–	0,034	0,044	0,067	0,076
Енергія іонізації Е0 – Е+, ев	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Зміст у земної кори, Ат. %	0,15	20,0	2∙10 –4	7∙10 – 4	1,6∙10 – 4

Вторинна періодичність (немонотонна зміна властивостей елементів групи) обумовлена ​​характером проникнення зовнішніх електронів до ядра. Так, немонотонність зміни атомних радіусів при переході від кремнію до германію та від олова до свинцю обумовлена ​​проникненням s-електронів відповідно під екран 3d 10 -електронів у германію та подвійний екран 4f 14 - та 5d 10 -електронів у свинцю. Оскільки проникаюча здатність зменшується у ряді s>p>d, внутрішня періодичність у зміні властивостей найвиразніше проявляється у властивостях елементів, що визначаються s-електронами. Тому вона найбільш типова для з'єднань елементів А-груп періодичної системи, що відповідають вищого ступеняокиснення елементів.

Вуглець суттєво відрізняється від інших р-елементів групи високим значенняменергії іонізації.

Вуглець і кремній мають поліморфні модифікації з різною будовоюкристалічних ґрат. Німеччина відноситься до металів, сріблясто-білого кольору з жовтуватим відтінком, але має алмазоподібні атомні кристалічні ґрати з міцними ковалентними зв'язками. Олово має дві поліморфні модифікації: металеву модифікацію з металевими кристалічними ґратами та металевим зв'язком; неметаличну модифікацію з атомними кристалічними гратами, які стійкі при температурі нижче 13,8 С. Свинець – темно-сірий метал з металевими гранецентрованими кубічними кристалічними гратами. Зміна структури простих речовин у ряді германій-олово-свинець відповідає зміні їх фізичних властивостей. Так германій та неметалеве олово – напівпровідники, металеве олово та свинець провідники. Зміна типу хімічного зв'язкувід переважно ковалентної до металевої супроводжується пониженням твердості простих речовин. Так, германій досить твердий, свинець легко прокочується в тонкі листи.

Сполуки елементів з воднем мають формулу ЕН 4: СН 4 – метан, SiH 4 – силан, GeH 4 – герман, SnH 4 – станнан, PbH 4 – плюмбан. У воді нерозчинні. Зверху вниз у ряді водневих сполук зменшується їхня стійкість (плюмбан настільки нестійкий, що про його існування можна судити лише за непрямими ознаками).

З'єднання елементи з киснем мають загальні формули: ЕO та ЕO 2 . Оксиди CO та SiO є несолетворними; GeO, SnO, PbO – амфотерні оксиди; CO 2 , SiO 2 GeO 2 - кислотні, SnO 2, PbO 2 - амфотерні. З підвищенням ступеня окиснення кислотні властивості оксидів зростають, основні властивості слабшають. Аналогічно змінюються та властивості відповідних гідроксидів.

| | | | | | | |

В IVA групі знаходяться важливі елементибез яких не було б ні нас, ні Землі, на якій ми живемо. Це вуглець – основа всього органічного життя, і кремній – «монарх» царства мінералів.

Якщо вуглець і кремній типові неметали, а олово і свинець метали, то германій займає проміжне положення. Одні підручники відносять його до неметалів, інші – до металів. Він сріблясто-білого кольору і зовні схожий на метал, але має алмазоподібні кристалічні ґрати і є напівпровідником, як і кремній.

Від вуглецю до свинцю (зі зменшенням неметалічних властивостей):

w зменшується стійкість негативного ступеня окиснення (-4)

w зменшується стійкість вищого позитивного ступеня окиснення (+4)

w збільшується стійкість низького позитивного ступеня окиснення (+2)

Вуглець – основна складова частинавсіх організмів. У природі зустрічаються як прості речовини, утворені вуглецем (алмаз, графіт), і сполуки (вуглекислий газ, різні карбонати, метан та інші вуглеводні у складі газу і нафти). Масова частка вуглецю в кам'яного вугіллясягає 97 %.
Атом вуглецю в основному стані може утворити дві ковалентного зв'язкуза обмінним механізмом, але у звичайних умовах такі сполуки не утворюються. Атом вуглецю, переходячи у збуджений стан, використовує всі чотири валентні електрони.
Вуглець утворює чимало алотропних модифікацій (див. рис. 16.2). Це алмаз, графіт, карбін, різні фулерени.

В не органічних речовинах ступінь окиснення вуглецю +II та +IV. З такими ступенями окиснення вуглецю існують два оксиди.
Оксид вуглецю (II) - безбарвний отруйний газ, без запаху. Тривіальна назва – чадний газ. Утворюється при неповному згоранні углеродсодержащего пального. Електронна будова його молекули див. на стор. 121. хімічним властивостям CO несолетворний оксид, при нагріванні виявляє відновлювальні властивості (відновлює до металу багато оксидів не дуже активних металів).
Оксид вуглецю (IV) – безбарвний газ без запаху. Тривіальна назва – вуглекислий газ. Кислотний оксид. У воді малорозчинний (фізично), частково реагує з нею, утворюючи вугільну кислоту H2CO3 (молекули цієї речовини існують лише у дуже розбавлених водних розчинах).
Вугільна кислота – кислота дуже слабка, двоосновна, утворює два ряди солей (карбонати та гідрокарбонати). Більшість карбонатів нерозчинні у воді. З гідрокарбонатів як індивідуальні речовини існують лише гідрокарбонати лужних металів та амонію. І карбонат-іон, і гідрокарбонат-іон - частинки основи, тому і карбонати, і гідрокарбонати у водних розчинах піддаються гідролізу аніону.
З карбонатів найбільше значеннямають карбонат натрію Na2CO3 (сода, кальцинована сода, пральна сода), гідрокарбонат натрію NaHCO3 (питна сода, харчова сода), карбонат калію K2CO3 (поташ) та карбонат кальцію CaCO3 (крейда, мармур, вапняк).
Якісна реакціяна присутність у газовій суміші Вуглекислий газ: утворення осаду карбонату кальцію при пропусканні досліджуваного газу через вапняну воду (насичений розчин гідроксиду кальцію) та подальше розчинення осаду при подальшому пропусканні газу. Реакції, що протікають:

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

У фармакології та медицині широко використовуються різні сполуки вуглецю - похідні вугільної кислоти та карбонових кислот, різні гетероцикли, полімери та інші сполуки. Так, карболен (активоване вугілля), застосовується для абсорбції та виведення з організму різних токсинів; графіт (у вигляді мазей) – для лікування шкірних захворювань; радіоактивні ізотопивуглецю - для наукових досліджень(Радіовуглецевий аналіз).

Вуглець є основою всіх органічних речовин. Будь-який живий організм полягає значною мірою з вуглецю. Вуглець – основа життя. Джерелом вуглецю для живих організмів зазвичай є СО 2 з атмосфери чи води. В результаті фотосинтезу він потрапляє у біологічні харчові ланцюги, у яких живі істоти поїдають один одного або залишки один одного і тим самим видобувають вуглець для будівництва власного тіла. Біологічний цикл вуглецю закінчується або окисленням та поверненням в атмосферу, або похованням у вигляді вугілля чи нафти.

Аналітичні реакції карбонат - іона СО 3 2-

Карбонати - солі нестабільної, дуже слабкої вугільної кислоти Н 2 СО 3 , яка у вільному стані у водних розчинах нестійка і розкладається з виділенням СО 2: Н 2 СО 3 - СО 2 + Н 2 О

Карбонати амонію, натрію, рубідії, цезію розчиняються у воді. Карбонат літію у воді мало розчинний. Карбонати інших металів мало розчиняються у воді. Гідрокарбонати розчиняються у воді. Карбонат – іони у водних розчинах безбарвні, піддаються гідролізу. Водні розчини гідрокарбонатів лужних металів не фарбуються при додаванні до них краплі розчину фенолфталеїну, що дозволяє відрізнити розчини карбонатів від розчинів гідрокарбонатів (фармакопейний тест).

1.Реакція з хлоридом барію.

2+ + СОз 2 - -> СОЗ 3 (білий дрібнокристалічний)

Аналогічні опади карбонатів дають катіони кальцію (СаСО 3) та стронцію (SrCO 3). Осад розчиняється в мінеральних кислотах та в оцтовій кислоті. У розчині H 2 SO 4 утворюється білий осад BaSO 4.

До осаду повільно, по краплях додають розчин НС1 до повного розчинення осаду: ВаСОз + 2 НС1 -> ВаС1 2 + СО 2 + Н 2 О

2.Реакція із сульфатом магнію (фармакопейна).

Mg 2+ + СОз 2 - -> MgCO 3 (білий)

Гідрокарбонат - іон НСО 3 - утворює з сульфатом магнію осад MgCO 3 тільки при кип'ятінні: Mg 2+ + 2 НСОз -> MgCO 3 + СО 2 + Н 2 О

Осад MgCO 3 розчиняється у кислотах.

3. Реакція із мінеральними кислотами (фармакопейна).

СО 3 2- + 2 Н 3 О = Н 2 СО 3 + 2Н 2 О

НСО 3 - + Н 3 О + = Н 2 СО 3 + 2Н 2 О

Н 2 СО 3 - СО 2 + Н 2 О

Виділяється газоподібний 2 виявляють по помутнінню баритонової або вапняної води в приладі для виявлення газів, бульбашок газу (СО 2), в пробірці - приймачі - помутніння розчину.

4.Реакція з гексаціаноферратом (II) уранила.

2СО 3 2 - + (UО 2) 2 (коричневі) -> 2 UO 2 CO 3 (безбарвний) + 4 -

Коричневий розчин гексаціаноферату (II) уранила отримують, змішуючи розчин ацетату ураніла (CH 3 COO) 2 UO 2 з розчином гексаціаноферату (II) калію:

2(СН 3 СОО) 2 ГО 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 СН 3 СООК

До отриманого розчину додають по краплях розчин Na 2 CO 3 або К 2 3 при перемішуванні до зникнення коричневого забарвлення.

5.Роздільне відкриття карбонат - іонів та гідрокарбонат - іонів реакціями з катіонами кальцію та з аміаком.

Якщо в розчині одночасно присутні карбонат – іони та гідрокарбонат – іони, то кожен з них можна відкрити окремо.

Для цього спочатку до аналізованого розчину додають надлишок розчину СаС12. При цьому СОз 2 - осаджуються у вигляді САСО 3:

СОз 2 - + Са 2+ = СаСО 3

Гідрокарбонат - іони залишаються у розчині, так як Са(НСО 3) 2 розчинами у воді. Осад відокремлюють від розчину і до останнього додають розчин аміаку. НСО 2 - аніони з аміаком і катіонами кальцію дають знову осад СаСО 3: НСО з - + Са 2+ + NH 3 -> СаСОз + NH 4 +

6. Інші реакції карбонат – іона.

Карбонат - іони при реакції з хлоридом заліза (III) FeCl 3 утворюють бурий осад Fe(OH)CO 3 з нітратом срібла - білий осад карбонату срібла Ag 2 CO3, розчинний в НЪТОз і розкладається при кип'ятінні у воді до темного осаду Ag 2 O іСО 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + СО 2

Аналітичні реакції ацетат - іона CH 3 COO

Ацетат - іон СН 3 СОО- - аніон слабкої одноосновної оцтової кислоти СН 3 СООН: у водних розчинах безбарвний, піддається гідролізу, не має окисно-відновних властивостей; Досить ефективний ліганд і утворює стійкі ацетатні комплекси з катіонами багатьох металів. При реакціях зі спиртами у кислому середовищі дає складні ефіри.

Ацетати амонію, лужних та більшості інших металів добре розчиняються у воді. Ацетати срібла CH 3 COOAg та ртуті (I) менше ацетатів інших металів розчиняються у воді.

1.Реакція з хлоридом заліза (III) (фармакопійна).

При рН = 5-8 ацетат - іон з катіонами Fe(III) утворює розчинний темно-червоний (колір міцного.чаю) ацетат або оксиацетат заліза (III).

У водяному розчині він частково гідролізується; підкислення розчину мінеральними кислотами пригнічує гідроліз і призводить до зникнення червоного забарвлення розчину.

3 СНзСООН + Fe --> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 Н +

При кип'ятінні з розчину випадає червоно-бурий осад основного ацетату заліза (III):

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

В залежності від співвідношень концентрацій заліза (III) і ацетат - іонів склад осаду може змінюватися і відповідати, наприклад, формулам: Fe ОН (СН 3 СОО) 2 , Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 О (ОН)(СН 3 СОО) 6 або Fe 3 (OH) 2 (СН 3 СОО) 7 .

Проведенню реакції заважають аніони СО 3 2 -, SO 3 "-, РО 4 3 -, 4 , що утворюють опади із залізом (III), а також аніони SCN- (що дають червоні комплекси з катіонами Fe 3+), іодид - іон Г, окислюється до йоду 1 2 надає розчину жовте забарвлення.

2.Реакція із сірчаною кислотою.

Ацетат - іон у сильно кислому середовищі перетворюється на слабку оцтову кислоту, пари якої мають характерний запах оцту:

СН 3 СОО- + Н +<- СН 3 СООН

Проведенню реакції заважають аніони NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, що також виділяють у середовищі концентрованої H 2 SO4 газоподібні продукти з характерним запахом.

3.Реакція утворення оцтовоетилового ефіру (фармакопейна).

Реакцію проводять у сірчанокислому середовищі. З етанолом:

СН 3 СОО- + Н + -- СН 3 СООН СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН = СН 3 СООС 2 Н 4 + Н 2 О

Етилацетат, що виділяється, виявляють за характерним приємним запахом. Солі срібла каталізують цю реакцію, тому при її проведенні рекомендується додавати невелику кількість AgNO3.

Аналогічно при реакції з аміловим спиртом С 5 НцОН утворюється також амілацетат, що володіє приємним запахом СН 3 СООС 5 Ні (-грушева-) Відчувається характерний запах етилацетату, що посилюється при обережному нагріванні суміші.

Аналітичні реакції тартрат - іона РОС-СН(ОН) - СН(ОН) - СОСТ. Тартрат-іон - аніон слабкої двоосновної винної кислоти:

НО-СН-СООН

АЛЕ-СН-СООН

Тартрат – іон добре розчинний у воді. У водних розчинах тартрат - іони безбарвні, піддаються гідролізу, схильні до комплексоутворення, даючи стійкі тартратні комплекси з катіонами багатьох металів. Винна кислота утворює два ряди солей - середні тартрати, що містять двох зарядний тартрат - іон СОСН(ОН)СН(ОН)СОО - , і кислі тартрати - гідротартрати, що містять однозарядний гідротартрат - іон НОООСН(ОН)СН(ОН)СОО - . Гідротартрат калію (-винний камінь-) КНС 4 Н 4 Про 6 практично не розчиняється у воді, що використовується для відкриття катіонів калію. Середня кальцієва сіль також мало розчинна у воді. Середня калієва сіль До 2 С 4 Н 4 Про 6 добре розчиняється у воді.

I. Реакція із хлоридом калію (фармакопейна).

З 4 Н 4 О 6 2 - + К + + Н + -> КНС 4 Н 4 О 6 1 (білий)

2. Реакція з резорцином у кислому середовищі (фармакопійна).

Тартрати при нагріванні з резорцином мета - З 6 Н 4 (ОН) 2 серед концентрованої сірчаної кислоти утворюють продукти реакції вишнево - червоного кольору.

14) Реакції з аміачним комплексом срібла. Випадає чорний осад металевого срібла.

15) Реакція з сульфатом заліза (II) та пероксидом водню.

Додавання розведеного водного розчину FeSO 4 і Н 2 Про 2 до розчину, що містить тартрати. призводить до утворення нестійкого комплексу заліза жатого кольору. Наступна обробка розчином лугу NaOH призводить до кяншування комплексу блакитного кольору.

Аналітичні реакції оксалат-іона С 2 Про 4 2-

Оксалат-іон С 2 Про 4 2 - - аніон двоосновної щавлевої кислоти Н 2 С 2 Про 4 середньої сили, порівняно добре розчинної у воді. Оксалат-іон у водних розчинах безбарвний, частково гідролізується, сильний відновник, ефективний ліганд-утворює стійкі оксалатні комплекси з катіонами багатьох металів. Оксалати лужних металів, магнію та амонію розчиняються у воді, а інших металів мало розчиняються у воді.

1Реакція з хлоридом барію 2+ + С 2 О 4 2- = ВаС 2 О 4 (білий) Осад розчиняється в мінеральних кислотах і в оцтовій кислоті (при кип'ятінні). 2. Реакція з хлоридом кальцію (фармакопейна): Са 2+ + С 2 Про 4 2 - = СаС 2 Про 4 (білий)

Осад розчиняється в мінеральних кислотах, але не розчиняється в оцтовій кислоті.

3. Реакція із нітратом срібла.

2 Ag + + З 2 Про 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(творожистий) Проба на розчинність. Осад ділять на 3 частини:

а). У першу пробірку з осадом додають краплями при перемішуванні розчин HNO 3 до розчинення осаду;

б). У другу пробірку з осадом додають краплями при перемішуванні концентрований розчин аміаку до розчинення осаду; в). У третю пробірку з осадом додають 4-5 крапель розчину НС1; в пробірці залишається білий осад хлориду срібла:

Ag 2 C 2 O 4 + 2 НС1 -> 2 АС1 (білий) + Н 2 З 2 О 4

4.Реакція з перманганатом калію. Оксалат іони з КМпО 4 в кислому середовищі окислюються з виділенням 2 ; розчин КМпО 4 при цьому знебарвлюється внаслідок відновлення марганцю (VII) до марганцю (II):

5 З 2 О 4 2 - + 2 МпО 4 " + 16 Н + -> 10 СО 2 + 2 Мп 2+ + 8 Н 2 О

Розведений розчин КМПО 4 . Останній знебарвлюється; спостерігається виділення бульбашок газу - СО 2 .

38 Елементи групи VA

Загальна характеристика VA групи періодичної системи.як s x p y електронна конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня елементів VA групи.

Миш'як і сурма мають різні алотропні модифікації: як з молекулярними, так і з металевими кристалічними ґратами. Однак на підставі порівняння стійкості катіонних форм (As 3+, Sb 3+) миш'як відносять до неметал, а сурму до металів.

ступеня окиснення стійкі для елементів VA групи

Від азоту до вісмуту (із зменшенням неметалевих властивостей):

w зменшується стійкість негативного ступеня окиснення (-3) (м. властивості водневих сполук)

w зменшується стійкість вищого позитивного ступеня окиснення (+5)

w збільшується стійкість низького позитивного ступеня окиснення (+3)

Елемент	C	Si	Ge	Sn	Pb
Порядковий номер	6	14	32	50	82
Атомна маса (відносна)	12,011	28,0855	72,59	118,69	207,2
Щільність (н.у.), г/см 3	2,25	2,33	5,323	7,31	11,34
t пл, °C	3550	1412	273	231	327,5
t кіп, °C	4827	2355	2830	2600	1749
Енергія іонізації, кДж/моль	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
Електронегативність (за Поллінгом)	2,55	1,9	2,01	1,96	2,33

Електронні формули інертних газів:

• He-1s 2;
• Ne-1s 2 2s 2 2p 6;
• Ar - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
• Kr-3d 10 4s 2 4p 6;
• Xe - 4d 10 5s 2 5p 6 ;

Рис. Будова атома вуглецю.

У 14 групу (IVa групу за старою класифікацією) періодичної таблиці хімічних елементів Д. І. Менделєєва входять 5 елементів: вуглець, кремній, германій, олово, свинець (див. таблицю вище). Вуглець і кремній – неметали, германій є речовиною, що виявляє металеві властивості, олово та свинець – типові метали.

Найпоширенішим у земній корі елементом 14(IVa) групи є кремній (другий після кисню елемент за поширеністю Землі) (27,6% за масою), далі йдуть: вуглець (0,1%), свинець (0,0014%) , олово (0,00022%), германій (0,00018%).

Кремній, на відміну від вуглецю, у вільному вигляді у природі не зустрічається, його можна знайти лише у зв'язаному вигляді:

• SiO 2 - кремнезем, зустрічається у вигляді кварцу (входить до складу багатьох гірських порід, піску, глини) та його різновидів (агат, аметист, гірський кришталь, яшма та ін.);
• багаті кремнієм силікати: тальк, азбест;
• алюмосилікати: польовий шпат, слюда, каолін.

Німеччини, олово і свинець також у вільному вигляді в природі не зустрічаються, а входять до складу деяких мінералів:

• германій: (Cu 3 (Fe, Ge) S 4) - мінерал германіт;
• олово: SnO 2 – каситерит;
• свинець: PbS – галеніт; PbSO 4 – англезит; PbCO 3 – церуссит.

Усі елементи 14(IVa) групи у незбудженому стані на зовнішньому енергетичному рівні мають два неспарених p-електрона(валентність дорівнює 2, наприклад CO). При переході в збуджений стан (процес вимагає енергетичних витрат) один спарений s-електрон зовнішнього рівня "перескакує" на вільну p-орбіталь, утворюючи, таким чином, 4 "одинокі" електрони (один на s-підрівні і три на p-підрівні) , що розширює валентні можливостіелементів (валентність дорівнює 4: наприклад, CO2).

Рис. Перехід атома вуглецю у збуджений стан.

З вищевказаної причини елементи 14(IVa) групи можуть виявляти ступеня окиснення: +4; +2; 0; -4.

Оскільки для "перескоку" електрона з s-підрівню на p-підрівень у ряду від вуглецю до свинцю потрібно все більше і більше енергії (для збудження атома вуглецю потрібно набагато менше енергії, ніж для збудження атома свинцю), то вуглець "охочіше" вступає в з'єднання, у яких виявляє валентність чотири; а свинець – два.

Те саме можна сказати і про ступені окислення: у ряді від вуглецю до свинцю прояв ступенів окислення +4 і -4 зменшується, а ступінь окислення +2 зростає.

Оскільки вуглець і кремній є неметалами, вони можуть виявляти, як позитивний, так і негативний ступінь окислення, залежно від з'єднання (у з'єднаннях з більш електронегативними елементами C і Si віддають електрони, і отримують у з'єднаннях з менш електронегативними елементами):

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

Ge, Sn, Pb, як метали у з'єднаннях завжди віддають свої електрони:

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

Елементи групи вуглецю утворюють такі сполуки:

• нестійкі леткі водневі сполуки (загальна формулаЕH 4), з яких тільки метан СН 4 є стійкою сполукою.
• несолетворні оксиди- нижчі оксиди CO та SiO;
• кислотні оксиди- вищі оксиди CO 2 і SiO 2 - їм відповідають гідроксиди, що є слабкими кислотами: H 2 CO 3 (вугільна кислота), H 2 SiO 3 (кремнієва кислота);
• амфотерні оксиди- GeO, SnO, PbO і GeO 2 , SnO 2 , PbO 2 - останнім відповідають гідроксиди (IV) германію Ge(OH) 4 , стронцію Sn(OH) 4 , свинцю Pb(OH) 4 ;

Ключові слова конспекту: вуглець, кремній, елементи IVA-групи, властивості елементів, алмаз, графіт, карбін, фулерен.

Елементи IV групи – це вуглець, кремній, германій, олово та свинець. Докладніше розглянемо властивості вуглецю та кремнію. У таблиці наведено найважливіші показники цих елементів.

Майже у всіх своїх сполуках, вуглець та кремній чотиривалентні , їх атоми перебувають у збудженому стані Конфігурація валентного шару атома вуглецю при збудженні атома змінюється:

Аналогічно змінюється конфігурація валентного шару атома кремнію:

На зовнішньому енергетичному рівні атомів вуглецю та кремнію знаходиться 4 неспарені електрони. Радіус атома кремнію більший, на його валентному шарі є вакантні. 3 d-орбіталі, це обумовлює відмінності в характері зв'язків, які утворюють атоми кремнію.

Ступені окиснення вуглецю змінюються в інтервалі від -4 до +4.

Характерною особливістю вуглецю є його здатність утворювати ланцюги: атоми вуглецю з'єднуються один з одним і утворюють стійкі з'єднання. Аналогічні сполуки кремнію нестійкі. Здатність вуглецю до цепеобразованию обумовлює існування великої кількості органічних сполук .

До неорганічних сполук вуглецю відносяться його оксиди, вугільна кислота, карбонати та гідрокарбонати, карбіди. Інші сполуки вуглецю є органічними.

Для вуглецю-елементу характерна алотропія, його алотропними модифікаціями є алмаз, графіт, карбін, фулерен. Наразі відомі й інші алотропні модифікації вуглецю.

Вугілляі саджуможна розглядати як аморфнірізновиди графіту.

Кремній утворює просту речовину. кристалічний кремній. Існує аморфний кремній – порошок білого кольору (без домішок).

Властивості алмазу, графіту та кристалічного кремнію наведені у таблиці.

Причина явних відмінностей у фізичні властивостіграфіту та алмазу обумовлена ​​різним будовою кристалічної решітки . У кристалі алмазу кожен атом вуглецю (за винятком тих, що знаходяться на поверхні кристала) утворює чотирирівноцінні міцні зв'язки із сусідніми атомами вуглецю. Ці зв'язки спрямовані до вершин тетраедра (як у молекулі СН 4). Таким чином, у кристалі алмазу кожен атом вуглецю оточений чотирма такими ж атомами, що знаходяться у вершинах тетраедра. Симетричність і міцність С-З-зв'язків у кристалі алмазу зумовлюють виняткову міцність та відсутність електронної провідності.

В кристалі графіту кожен атом вуглецю утворює три міцні рівноцінні зв'язки із сусідніми атомами вуглецю в одній площині під кутом 120°. У цій площині утворюється шар, що складається із плоских шестичленних кілець.

Крім того, кожен атом вуглецю має один неспарений електрон. Ці електрони утворюють загальну електронну систему. Зв'язок між шарами здійснюється рахунок щодо слабких міжмолекулярних сил. Шари розташовані щодо одного таким чином, що атом вуглецю одного шару знаходиться над центром шестикутника іншого шару. Довжина зв'язку С–С усередині шару становить 0,142 нм, відстань між шарами – 0,335 нм. Внаслідок зв'язку між шарами набагато менш міцні, ніж зв'язки між атомами всередині шару. Це зумовлює властивості графіту: він м'який, легко розшаровується, має сірий колір та металевий блиск, електропровідний та хімічно активніший, ніж алмаз. Моделі кристалічних ґрат алмазу та графіту зображені на малюнку.

Чи можливо перетворити графіт на алмаз? Такий процес здійсненний у жорстких умовах – при тиску приблизно 5000 МПа та при температурі від 1500 °С до 3000 °С протягом кількох годин у присутності каталізаторів (Ni). Основну масу продукції складають невеликі кристали (від 1 до декількох мм) та алмазний пил.

Карбін- Алотропна модифікація вуглецю, в якій атоми вуглецю утворюють лінійні ланцюги типу:

-С≡С-С≡С-С≡С-(α-карбін, поліін) або =С=С=С=С=С=С=(β-карбін, полієн)

Відстань між цими ланцюгами менше, ніж між шарами графіту, рахунок сильнішого міжмолекулярного взаємодії.

Карбін є чорним порошком, є напівпровідником. Хімічно він активніший, ніж графіт.

Фуллерен- Алотропна модифікація вуглецю, утворена молекулами З 60 , З 70 або З 84 . На сферичній поверхні молекули 60 атоми вуглецю розташовуються у вершинах 20 правильних шестикутників і 12 правильних п'ятикутників. Усі фулерени є замкненими структурами з атомів вуглецю. Кристали фулерену відносяться до речовин з молекулярною будовою.

Кремній.Існує тільки одна стійка алотропна модифікація кремнію, кристалічна решітка якої подібна до ґрат алмазу. Кремній – тверде, тугоплавке ( t° пл = 1412 °С), дуже крихка речовина темно-сірого кольору з металевим блиском, за стандартних умов – напівпровідник.