Allgemeine Merkmale der Gruppe IVA des Periodensystems. Elemente der Gruppe IVA Allgemeine Eigenschaften der Elemente der Gruppen IIIA, IVA und VA

Die IVA-Gruppe enthält die wichtigsten Elemente, ohne die es weder uns noch die Erde, auf der wir leben, gäbe. Dieser Kohlenstoff ist die Grundlage allen organischen Lebens und Silizium ist der „Monarch“ des Mineralreichs.

Wenn Kohlenstoff und Silizium typische Nichtmetalle sind und Zinn und Blei Metalle sind, dann nimmt Germanium eine Zwischenstellung ein. Einige Lehrbücher klassifizieren es als Nichtmetall, während andere es als Metall klassifizieren. Es hat eine silbrig-weiße Farbe und ein metallisches Aussehen, verfügt aber über ein diamantartiges Kristallgitter und ist ein Halbleiter wie Silizium.

Von Kohlenstoff zu Blei (mit abnehmenden nichtmetallischen Eigenschaften):

w die Stabilität der negativen Oxidationsstufe nimmt ab (-4)

w die Stabilität der höchsten positiven Oxidationsstufe nimmt ab (+4)

w die Stabilität der niedrigen positiven Oxidationsstufe steigt (+2)

Kohlenstoff ist der Hauptbestandteil aller Organismen. In der Natur gibt es sowohl einfache Stoffe aus Kohlenstoff (Diamant, Graphit) als auch Verbindungen (Kohlendioxid, verschiedene Carbonate, Methan und andere Kohlenwasserstoffe in Erdgas und Öl). Der Massenanteil an Kohlenstoff in Steinkohlen erreicht 97 %.
Ein Kohlenstoffatom im Grundzustand kann durch einen Austauschmechanismus zwei kovalente Bindungen eingehen, unter normalen Bedingungen entstehen solche Verbindungen jedoch nicht. Wenn ein Kohlenstoffatom in einen angeregten Zustand übergeht, nutzt es alle vier Valenzelektronen.
Kohlenstoff bildet eine ganze Reihe allotroper Modifikationen (siehe Abb. 16.2). Dies sind Diamant, Graphit, Karabiner und verschiedene Fullerene.

In anorganischen Stoffen beträgt die Oxidationsstufe von Kohlenstoff +II und +IV. Bei diesen Oxidationsstufen des Kohlenstoffs gibt es zwei Oxide.
Kohlenmonoxid (II) ist ein farbloses, geruchloses und giftiges Gas. Der Trivialname ist Kohlenmonoxid. Entsteht bei unvollständiger Verbrennung von kohlenstoffhaltigem Kraftstoff. Die elektronische Struktur seines Moleküls finden Sie auf Seite 121. Den chemischen Eigenschaften nach ist CO ein nicht salzbildendes Oxid; beim Erhitzen zeigt es reduzierende Eigenschaften (reduziert viele Oxide wenig aktiver Metalle zu Metall).
Kohlenmonoxid (IV) ist ein farb- und geruchloses Gas. Der Trivialname ist Kohlendioxid. Saures Oxid. Es ist in Wasser (physikalisch) schwer löslich, reagiert teilweise damit und bildet Kohlensäure H2CO3 (Moleküle dieser Substanz kommen nur in sehr verdünnten wässrigen Lösungen vor).
Kohlensäure ist eine sehr schwache zweibasige Säure, die zwei Salzreihen (Carbonate und Bicarbonate) bildet. Die meisten Carbonate sind in Wasser unlöslich. Von den Hydrogencarbonaten kommen als Einzelstoffe nur Alkalimetall- und Ammoniumhydrogencarbonate vor. Sowohl Carbonationen als auch Bicarbonationen sind Grundpartikel, daher unterliegen sowohl Carbonate als auch Bicarbonate in wässrigen Lösungen einer Hydrolyse am Anion.
Von den Carbonaten sind die wichtigsten Natriumcarbonat Na2CO3 (Soda, Soda, Waschsoda), Natriumbicarbonat NaHCO3 (Backpulver, Natron), Kaliumcarbonat K2CO3 (Kali) und Calciumcarbonat CaCO3 (Kreide, Marmor, Kalkstein).
Qualitative Reaktion auf das Vorhandensein von Kohlendioxid in einem Gasgemisch: Bildung eines Calciumcarbonat-Niederschlags beim Durchleiten des Testgases durch Kalkwasser (eine gesättigte Lösung von Calciumhydroxid) und anschließende Auflösung des Niederschlags beim weiteren Durchleiten des Gases. Stattfindende Reaktionen:

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

In der Pharmakologie und Medizin werden häufig verschiedene Kohlenstoffverbindungen verwendet – Derivate von Kohlensäure und Carbonsäuren, verschiedene Heterozyklen, Polymere und andere Verbindungen. So wird Carbolen (Aktivkohle) zur Aufnahme und Entfernung verschiedener Giftstoffe aus dem Körper verwendet; Graphit (in Form von Salben) – zur Behandlung von Hautkrankheiten; radioaktive Kohlenstoffisotope – für wissenschaftliche Forschung (Radiokarbondatierung).

Kohlenstoff ist die Basis aller organischen Stoffe. Jeder lebende Organismus besteht größtenteils aus Kohlenstoff. Kohlenstoff ist die Grundlage des Lebens. Die Kohlenstoffquelle für lebende Organismen ist normalerweise CO 2 aus der Atmosphäre oder Wasser. Durch die Photosynthese gelangt es in biologische Nahrungsketten, in denen Lebewesen sich gegenseitig oder deren Überreste fressen und so Kohlenstoff für den Aufbau ihres eigenen Körpers gewinnen. Der biologische Kohlenstoffkreislauf endet entweder durch Oxidation und Rückführung in die Atmosphäre oder durch die Verlagerung in Form von Kohle oder Öl.

Analytische Reaktionen des Carbonationen CO 3 2-

Carbonate sind Salze der instabilen, sehr schwachen Kohlensäure H 2 CO 3, die im freien Zustand in wässrigen Lösungen instabil ist und sich unter Freisetzung von CO 2 zersetzt: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Ammonium-, Natrium-, Rubidium- und Cäsiumcarbonate sind wasserlöslich. Lithiumcarbonat ist in Wasser schwer löslich. Carbonate anderer Metalle sind in Wasser schwer löslich. Hydrokarbonate lösen sich in Wasser. Carbonationen in wässrigen Lösungen sind farblos und unterliegen einer Hydrolyse. Wässrige Lösungen von Alkalimetallbicarbonaten verfärben sich nicht, wenn ihnen ein Tropfen Phenolphthaleinlösung zugesetzt wird, was die Unterscheidung von Lösungen von Carbonaten von Lösungen von Bicarbonaten ermöglicht (Arzneibuchtest).

1.Reaktion mit Bariumchlorid.

Ba 2+ + CO3 2 - -> BaCO 3 (weiß feinkristallin)

Ähnliche Carbonatniederschläge werden durch Calcium- (CaCO 3) und Strontium- (SrCO 3) Kationen erzeugt. Der Niederschlag löst sich in Mineralsäuren und Essigsäure. In einer Lösung von H 2 SO 4 bildet sich ein weißer Niederschlag von BaSO 4.

Dem Niederschlag wird langsam und tropfenweise eine Lösung von HC1 zugesetzt, bis sich der Niederschlag vollständig aufgelöst hat: BaCO3 + 2 HC1 -> BaCl 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reaktion mit Magnesiumsulfat (Arzneibuch).

Mg 2+ + COZ 2 - ->MgCO 3 (weiß)

Hydrokarbonat - HCO 3-Ion - bildet mit Magnesiumsulfat nur beim Sieden einen Niederschlag MgCO 3: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Der MgCO 3 -Niederschlag löst sich in Säuren.

3. Reaktion mit Mineralsäuren (Arzneibuch).

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

Das freigesetzte gasförmige CO 2 wird durch die Trübung von Bariton- oder Kalkwasser in einem Gerät zum Nachweis von Gasen, Gasblasen (CO 2) und im Vorlageröhrchen durch die Trübung der Lösung nachgewiesen.

4. Reaktion mit Uranylhexacyanoferrat (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (braun) -> 2 UO 2 CO 3 (farblos) + 4 -

Eine braune Lösung von Uranylhexacyanoferrat (II) wird durch Mischen einer Lösung von Uranylacetat (CH 3 COO) 2 UO 2 mit einer Lösung von Kaliumhexacyanoferrat (II) hergestellt:

2(CH 3 SOO) 2 GO 2 + re 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 SOOK

Zu der resultierenden Lösung wird unter Rühren eine Lösung von Na 2 CO 3 oder K 2 CO 3 zugetropft, bis die braune Farbe verschwindet.

5. Getrennte Entdeckung von Carbonationen und Bicarbonationen durch Reaktionen mit Calciumkationen und Ammoniak.

Wenn Carbonationen und Bicarbonationen gleichzeitig in der Lösung vorhanden sind, kann jedes davon separat geöffnet werden.

Dazu wird der analysierten Lösung zunächst ein Überschuss an CaCl 2 -Lösung zugesetzt. In diesem Fall wird CO3 2 in Form von CaCO 3 ausgefällt:

CO3 2 - + Ca 2+ = CaCO 3

Bicarbonat-Ionen bleiben in Lösung, da Ca(HCO 3) 2 in Wasser gelöst ist. Der Niederschlag wird von der Lösung abgetrennt und dieser mit einer Ammoniaklösung versetzt. HCO 2 - Anionen mit Ammoniak- und Calciumkationen ergeben wiederum einen Niederschlag von CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Andere Reaktionen von Carbonationen.

Carbonationen bilden bei der Reaktion mit Eisen(III)-chlorid FeCl 3 einen braunen Niederschlag Fe(OH)CO 3, mit Silbernitrat einen weißen Niederschlag aus Silbercarbonat Ag 2 CO3, der in HbTO3 löslich ist und sich beim Kochen in Wasser zu a zersetzt dunkler Niederschlag Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Analytische Reaktionen des Acetat-Ions CH 3 COO“

Acetat - Ion CH 3 COO- - Anion der schwachen einbasigen Essigsäure CH 3 COOH: farblos in wässrigen Lösungen, unterliegt einer Hydrolyse, hat keine Redoxeigenschaften; Es ist ein ziemlich wirksamer Ligand und bildet mit Kationen vieler Metalle stabile Acetatkomplexe. Bei der Reaktion mit Alkoholen im sauren Milieu entstehen Ester.

Acetate von Ammonium, Alkali und den meisten anderen Metallen sind in Wasser gut löslich. Acetate von Silber CH 3 COOAg und Quecksilber (I) sind in Wasser weniger löslich als Acetate anderer Metalle.

1. Reaktion mit Eisen(III)-chlorid (Arzneibuch).

Bei pH = 5–8 bilden Acetationen mit Fe(III)-Kationen lösliches dunkelrotes (die Farbe von starkem Tee) Acetat oder Eisen(III)-oxyacetat.

In wässriger Lösung ist es teilweise hydrolysiert; Das Ansäuern der Lösung mit Mineralsäuren unterdrückt die Hydrolyse und führt zum Verschwinden der roten Farbe der Lösung.

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

Beim Kochen fällt aus der Lösung ein rotbrauner Niederschlag aus basischem Eisen(III)-acetat aus:

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

Abhängig vom Verhältnis der Konzentrationen von Eisen(III) und Acetationen kann sich die Zusammensetzung des Sediments ändern und beispielsweise den Formeln entsprechen: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH)(CH 3 COO) 6 oder Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Die Reaktion wird durch die Anionen CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, die mit Eisen (III) einen Niederschlag bilden, sowie durch die SCN- Anionen (die rote Komplexe mit Fe 3+-Kationen ergeben) behindert. , Jodid - Ion G, oxidiert zu Jod 1 2 und verleiht der Lösung eine gelbe Farbe.

2. Reaktion mit Schwefelsäure.

Acetat-Ionen wandeln sich in einer stark sauren Umgebung in schwache Essigsäure um, deren Dämpfe einen charakteristischen Essiggeruch haben:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Die Reaktion wird durch die Anionen NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 - behindert, die in einer konzentrierten H 2 SO4-Umgebung ebenfalls gasförmige Produkte mit einem charakteristischen Geruch freisetzen.

3. Reaktion zur Bildung von Essigsäureethylether (Arzneibuch).

Die Reaktion wird in einer Schwefelsäureumgebung durchgeführt. Mit Ethanol:

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

Das freigesetzte Ethylacetat erkennt man an seinem charakteristischen angenehmen Geruch. Silbersalze katalysieren diese Reaktion, daher wird empfohlen, bei der Durchführung dieser Reaktion eine kleine Menge AgNO 3 zuzugeben.

Ebenso entsteht bei der Reaktion mit Amylalkohol C 5 HcOH auch Amylacetat CH 3 SOOC 5 Ni (-birne-), das einen angenehmen Geruch aufweist. Man spürt den charakteristischen Geruch von Ethylacetat, der sich bei leichtem Erhitzen der Mischung verstärkt .

Analytische Reaktionen von Tartrat - POC-Ion - CH(OH) - CH(OH) - CONST. Tartrat-Ion ist ein Anion schwacher zweibasiger Weinsäure:

HO-CH-COOH

HO-CH-COOH

Tartrat-Ionen sind in Wasser gut löslich. In wässrigen Lösungen sind Tartrat-Ionen farblos, unterliegen einer Hydrolyse und neigen zur Komplexbildung, wodurch stabile Tartratkomplexe mit Kationen vieler Metalle entstehen. Weinsäure bildet zwei Serien von Salzen – mittelschwere Tartrate, die ein doppelt geladenes Tartrat enthalten – das COCH(OH)CH(OH)COO –-Ion, und saure Tartrate – Hydrotartrate, die ein einfach geladenes Wasserstofftartrat enthalten – das HOOOCH(OH)CH(OH)-Ion. COO - Ion. Kaliumhydrogentartrat (-Tartar-) KNS 4 H 4 O 6 ist in Wasser, das zum Öffnen von Kaliumkationen verwendet wird, praktisch unlöslich. Das durchschnittliche Calciumsalz ist auch in Wasser schwer löslich. Das durchschnittliche Kaliumsalz K 2 C 4 H 4 O 6 ist in Wasser gut löslich.

I. Reaktion mit Kaliumchlorid (Arzneibuch).

C 4 H 4 O 6 2 - + K + + N + -> KNS 4 H 4 O 6 1 (weiß)

2. Reaktion mit Resorcin im sauren Milieu (Arzneibuch).

Tartrate bilden beim Erhitzen mit Resorcin meta-C 6 H 4 (OH) 2 in konzentrierter Schwefelsäure kirschrote Reaktionsprodukte.

14) Reaktionen mit Ammoniakkomplex von Silber. Es fällt ein schwarzer Niederschlag aus metallischem Silber aus.

15) Reaktion mit Eisen(II)sulfat und Wasserstoffperoxid.

Zugabe einer verdünnten wässrigen Lösung von FeSO 4 und H 2 O 2 zu einer Lösung, die Tartrate enthält. führt zur Bildung eines instabilen Eisenkomplexes mit faltiger Farbe. Die anschließende Behandlung mit NaOH-Alkalilösung führt zur blauen Farbe des Komplexes.

Analytische Reaktionen des Oxalationen C 2 O 4 2-

Oxalation C 2 O 4 2- ist ein Anion der zweibasigen Oxalsäure H 2 C 2 O 4 mittlerer Stärke, relativ gut wasserlöslich. Oxalation in wässrigen Lösungen ist farblos, teilweise hydrolysiert, ein starkes Reduktionsmittel, ein wirksamer Ligand – es bildet stabile Oxalatkomplexe mit Kationen vieler Metalle. Oxalate von Alkalimetallen, Magnesium und Ammonium sind in Wasser löslich, während andere Metalle in Wasser schwer löslich sind.

1Reaktion mit Bariumchlorid Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (weiß) Der Niederschlag löst sich in Mineralsäuren und in Essigsäure (bei Siedetemperatur). 2. Reaktion mit Calciumchlorid (Arzneibuch): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (weiß)

Der Niederschlag ist in Mineralsäuren löslich, in Essigsäure jedoch unlöslich.

3. Reaktion mit Silbernitrat.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(geronnen) Löslichkeitstest. Das Sediment ist in 3 Teile unterteilt:

A). In das erste Reagenzglas mit dem Niederschlag tropfenweise unter Rühren eine Lösung von HNO 3 geben, bis sich der Niederschlag auflöst;

B). Eine konzentrierte Ammoniaklösung unter Rühren tropfenweise in das zweite Reagenzglas mit dem Niederschlag geben, bis sich der Niederschlag auflöst; V). Geben Sie 4-5 Tropfen HC1-Lösung in das dritte Reagenzglas mit dem Sediment; Im Reagenzglas bleibt ein weißer Niederschlag von Silberchlorid zurück:

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

4.Reaktion mit Kaliumpermanganat. Oxalationen mit KMnO 4 werden in saurer Umgebung unter Freisetzung von CO 2 oxidiert; Durch die Reduktion von Mangan (VII) zu Mangan (II) verfärbt sich die KMpO 4 -Lösung:

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

Verdünnte Lösung von KMnO 4. Letzteres verfärbt sich; es wird die Freisetzung von Gasblasen – CO 2 – beobachtet.

38 VA-Gruppenelemente

Allgemeine Merkmale der VA-Gruppe des Periodensystems. in der Form s x p y die elektronische Konfiguration des externen Energieniveaus von Elementen der VA-Gruppe.

Arsen und Antimon haben unterschiedliche allotrope Modifikationen: sowohl mit einem Molekül- als auch mit einem Metallkristallgitter. Basierend auf einem Vergleich der Stabilität kationischer Formen (As 3+, Sb 3+) wird Arsen jedoch als Nichtmetall und Antimon als Metall eingestuft.

Stabile Oxidationsstufen für Elemente der VA-Gruppe

Von Stickstoff zu Wismut (mit einer Abnahme der nichtmetallischen Eigenschaften):

w die Stabilität der negativen Oxidationsstufe (-3) nimmt ab (m. Eigenschaften von Wasserstoffverbindungen)

w die Stabilität der höchsten positiven Oxidationsstufe nimmt ab (+5)

w die Stabilität der niedrigen positiven Oxidationsstufe steigt (+3)

wissen

• Stellung von Kohlenstoff und Silizium im Periodensystem, Vorkommen in der Natur und praktische Anwendung;
• Atomstruktur, Wertigkeit, Oxidationsstufen von Kohlenstoff und Silizium;
• Herstellungsmethoden und Eigenschaften einfacher Stoffe - Graphit, Diamant und Silizium; neue allotrope Formen von Kohlenstoff;
• Hauptarten von Kohlenstoff- und Siliziumverbindungen;
• Merkmale von Elementen der Germanium-Untergruppe;

in der Lage sein

• Reaktionsgleichungen für die Herstellung einfacher Stoffe Kohlenstoff und Silizium sowie Reaktionen aufstellen, die die chemischen Eigenschaften dieser Stoffe charakterisieren;
• Vergleichen Sie die Eigenschaften von Elementen in der Kohlenstoffgruppe;
• charakterisieren praktisch wichtige Verbindungen von Kohlenstoff und Silizium;
• Berechnungen anhand von Reaktionsgleichungen durchführen, an denen Kohlenstoff und Silizium beteiligt sind;

eigen

Fähigkeiten zur Vorhersage des Verlaufs von Reaktionen, an denen Kohlenstoff, Silizium und ihre Verbindungen beteiligt sind.

Die Struktur der Atome. Vorkommen in der Natur

Die Gruppe IVA des Periodensystems besteht aus fünf Elementen mit geraden Ordnungszahlen: Kohlenstoff C, Silizium Si, Germanium Ge, Zinn Sn und Blei Pb (Tabelle 21.1). In der Natur sind alle Elemente der Gruppe Gemische stabiler Isotope. Kohlenstoff hat zwei Isogone – *|C (98,9 %) und *§C (1,1 %). Darüber hinaus gibt es in der Natur Spuren des radioaktiven Isotops „|С с“. t t= 5730 Jahre. Es entsteht ständig bei Kollisionen von Neutronen aus kosmischer Strahlung mit Stickstoffkernen in der Erdatmosphäre:

Tabelle 21.1

Eigenschaften von Elementen der Gruppe IVA

* Biogenes Element.

Das Hauptisotop des Kohlenstoffs ist in der Chemie und Physik von besonderer Bedeutung, da es auf der atomaren Masseneinheit basiert, nämlich { /2 Teil der Masse eines Atoms „ICO Ja).

Silizium hat in der Natur drei Isotope; Unter ihnen ist ^)Si (92,23 %) am häufigsten. Germanium hat fünf Isotope (j^Ge – 36,5 %). Zinn – 10 Isotope. Dies ist ein Rekord unter den chemischen Elementen. Am häufigsten ist 12 5 gSn (32,59 %). Blei hat vier Isotope: 2 §^Pb (1,4 %), 2 §|Pb (24,1 %), 2 82?b (22,1 %) und 2 82?b (52,4 %). Die letzten drei Bleiisotope sind die Endprodukte des Zerfalls natürlicher radioaktiver Isotope von Uran und Thorium, und daher hat ihr Gehalt in der Erdkruste im Laufe der Existenz der Erde zugenommen.

Gemessen an der Häufigkeit in der Erdkruste gehört Kohlenstoff zu den zehn wichtigsten chemischen Elementen. Es kommt in Form von Graphit, vielen Kohlesorten, als Bestandteil von Öl, natürlichem brennbarem Gas, Kalksteinformationen (CaCO e), Dolomit (CaC0 3 -MgC0 3) und anderen Carbonaten vor. Obwohl natürlicher Diamant einen unbedeutenden Teil des verfügbaren Kohlenstoffs ausmacht, ist er als schönes und härtestes Mineral äußerst wertvoll. Aber der höchste Wert von Kohlenstoff liegt natürlich darin, dass er die strukturelle Grundlage bioorganischer Substanzen ist, die den Körper aller lebenden Organismen bilden. Kohlenstoff gilt zu Recht als das erste von vielen chemischen Elementen, die für die Existenz von Leben notwendig sind.

Silizium ist das zweithäufigste Element in der Erdkruste. Sand, Ton und viele Steine, die Sie sehen, bestehen aus Siliziummineralien. Mit Ausnahme der kristallinen Sorten von Siliziumoxid sind alle seine natürlichen Verbindungen vorhanden Silikate, d.h. Salze verschiedener Kieselsäuren. Diese Säuren selbst wurden nicht als Einzelstoffe gewonnen. Orthosilikate enthalten SiOj~-Ionen, Metasilikate bestehen aus Polymerketten (Si0 3") w. Die meisten Silikate sind auf einem Gerüst aus Silizium- und Sauerstoffatomen aufgebaut, zwischen denen sich Atome beliebiger Metalle und einiger Nichtmetalle (Fluor) befinden können. Nun ja Zu den bekannten Siliziummineralien zählen Quarz Si0 2, Feldspäte (Orthoklas KAlSi 3 0 8), Glimmer (Muskovit KAl 3 H 2 Si 3 0 12). Insgesamt sind mehr als 400 Siliziummineralien bekannt. Mehr als die Hälfte der Schmuck- und Ziermineralien Steine ​​sind Siliziumverbindungen. Das Sauerstoff-Silizium-Gerüst führt dazu, dass Siliziummineralien im Wasser nur schwer löslich sind. Nur aus heißen unterirdischen Quellen über Jahrtausende hinweg können Wucherungen und Krusten von Siliziumverbindungen abgelagert werden. Zu diesen Gesteinen gehört auch Jaspis.

Über den Zeitpunkt der Entdeckung von Kohlenstoff, Silizium, Zinn und Blei muss nicht gesprochen werden, da sie seit der Antike in Form einfacher Stoffe oder Verbindungen bekannt sind. Germanium wurde 1886 von K. Winkler (Deutschland) im seltenen Mineral Argyrodit entdeckt. Es wurde schnell klar, dass die Existenz eines Elements mit solchen Eigenschaften von D. I. Mendeleev vorhergesagt wurde. Der Name des neuen Elements sorgte für Kontroversen. Mendeleev unterstützte den Namen in einem Brief an Winkler nachdrücklich Germanium.

Elemente der Gruppe IVA haben an ihrer äußersten Stelle vier Valenzelektronen S- und p-Unterebenen:

Elektronische Formeln von Atomen:

Im Grundzustand sind diese Elemente zweiwertig, im angeregten Zustand werden sie vierwertig:

Kohlenstoff und Silizium bilden im zweiwertigen Zustand nur sehr wenige chemische Verbindungen; in fast allen stabilen Verbindungen sind sie vierwertig. Weiter unten in der Gruppe nimmt die Stabilität des zweiwertigen Zustands für Germanium, Zinn und Blei zu und die Stabilität des vierwertigen Zustands ab. Daher verhalten sich Blei(1U)-Verbindungen als starke Oxidationsmittel. Dieses Muster zeigt sich auch in der VA-Gruppe. Ein wichtiger Unterschied zwischen Kohlenstoff und anderen Elementen der Gruppe ist die Fähigkeit, chemische Bindungen in drei verschiedenen Hybridisierungszuständen zu bilden – sp, sp 2 Und sp3. Silizium hat praktisch nur noch einen Hybridzustand sp3. Dies wird deutlich, wenn man die Eigenschaften von Kohlenstoff- und Siliziumverbindungen vergleicht. Beispielsweise ist Kohlenmonoxid C0 2 ein Gas (Kohlendioxid) und Siliziumoxid Si0 2 ist eine feuerfeste Substanz (Quarz). Der erste Stoff ist gasförmig, weil wann sp-Kohlenstoffhybridisierung, alle kovalenten Bindungen werden im C0 2-Molekül geschlossen:

Die Anziehung zwischen Molekülen ist schwach und bestimmt den Zustand der Substanz. In Siliziumoxid können vier hybride 5p3-Orbitale des Siliziums nicht an zwei Sauerstoffatomen geschlossen werden. Ein Siliziumatom verbindet sich mit vier Sauerstoffatomen, die wiederum jeweils mit einem anderen Siliziumatom eine Bindung eingehen. Das Ergebnis ist eine Gerüststruktur mit gleich starken Bindungen zwischen allen Atomen (siehe Diagramm, Bd. 1, S. 40).

Kohlenstoff- und Siliziumverbindungen mit gleicher Hybridisierung, beispielsweise Methan CH 4 und Silan SiH 4, sind in Struktur und physikalischen Eigenschaften ähnlich. Beide Stoffe sind Gase.

Die Elektronegativität von IVA-Elementen ist im Vergleich zu Elementen der VA-Gruppe verringert, was sich insbesondere bei Elementen der 2. und 3. Periode bemerkbar macht. Die Metallizität der Elemente in der IVA-Gruppe ist ausgeprägter als in der VA-Gruppe. Kohlenstoff ist in Form von Graphit ein Leiter. Silizium und Germanium sind Halbleiter, während Zinn und Blei echte Metalle sind.

16.1. Allgemeine Eigenschaften von Elementen der Gruppen IIIA, IVA und VA

B Bor 0,776	C Kohlenstoff 0,620	N Stickstoff 0,521
Al-Aluminium 1,312	Si Silizium 1,068	P Phosphor 0,919
Ga Gallium 1,254	Ge Germanium 1,090	Als Arsen 1,001
In Indium 1,382	Sn Zinn 1,240	Sb Antimon 1,193
Tl Thallium 1,319	Pb Führen 1,215	Bi Wismut 1,295

Die Zusammensetzung dieser drei Gruppen des natürlichen Elementsystems ist in Abbildung 16.1 dargestellt. Hier werden auch die Werte der Umlaufradien von Atomen (in Angström) angegeben. In diesen Gruppen ist die Grenze zwischen Elementen, die Metalle bilden (Orbitalradius größer als 1,1 Angström) und Elementen, die Nichtmetalle bilden (Orbitalradius kleiner als 1,1 Angström), am deutlichsten sichtbar. In der Abbildung ist dieser Rand durch eine Doppellinie dargestellt. Wir sollten nicht vergessen, dass diese Grenze immer noch willkürlich ist: Aluminium, Gallium, Zinn, Blei und Antimon sind sicherlich amphotere Metalle, aber auch Bor, Germanium und Arsen zeigen einige Anzeichen von Amphoterizität.
Von den Atomen der Elemente dieser drei Gruppen kommen die folgenden am häufigsten in der Erdkruste vor: Si (w = 25,8 %), Al (w = 7,57 %), P (w = 0,090 %), C (w = 0,087 %) und N (w = 0,030 %). Dies sind diejenigen, denen Sie in diesem Kapitel begegnen werden.
Allgemeine Valenzelektronenformeln von Atomen von Elementen der Gruppe IIIA – ns 2 n.p. 1, IVA-Gruppe – ns 2 n.p. 2, VA-Gruppen – ns 2 n.p. 3. Die höchsten Oxidationsstufen entsprechen der Gruppennummer. Mittlere sind 2 weniger.
Alle einfachen Stoffe, die aus den Atomen dieser Elemente bestehen (mit Ausnahme von Stickstoff), sind fest. Viele Elemente zeichnen sich durch Allotropie aus (B, C, Sn, P, As). Es gibt nur drei stabile molekulare Substanzen: Stickstoff N2, weißer Phosphor P4 und gelbes Arsen As4.

Die nichtmetallischen Elemente dieser drei Gruppen neigen dazu, molekulare Wasserstoffverbindungen mit kovalenten Bindungen zu bilden. Darüber hinaus hat Kohlenstoff so viele davon, dass Kohlenwasserstoffe und ihre Derivate von einer eigenen Wissenschaft untersucht werden – der organischen Chemie. Die zweitgrößte Wasserstoffverbindung unter diesen Elementen ist Bor. Borhydride (Borane) sind sehr zahlreich und komplex aufgebaut, daher hat sich auch die Chemie der Borhydride zu einem eigenen Zweig der Chemie entwickelt. Silizium bildet nur 8 Wasserstoffverbindungen (Silane), Stickstoff und Phosphor jeweils zwei, der Rest jeweils eine Wasserstoffverbindung. Summenformeln der einfachsten Wasserstoffverbindungen und ihre Namen:

Die Zusammensetzung höherer Oxide entspricht der höchsten Oxidationsstufe, die der Gruppennummer entspricht. Die Art der höheren Oxide in jeder Gruppe ändert sich mit zunehmender Ordnungszahl allmählich von sauer zu amphoter oder basisch.

Der Säure-Base-Charakter von Hydroxiden ist sehr vielfältig. HNO 3 ist also eine starke Säure und TlOH ist ein Alkali.

1. Erstellen Sie abgekürzte elektronische Formeln und Energiediagramme von Atomen von Elementen der Gruppen IIIA, IVA und VA. Geben Sie die Außen- und Valenzelektronen an.

Das Stickstoffatom verfügt über drei ungepaarte Elektronen und kann daher durch den Austauschmechanismus drei kovalente Bindungen bilden. Durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus kann es eine weitere kovalente Bindung eingehen, bei der das Stickstoffatom eine positive Formalladung von +1 erhält e. Somit ist der maximale Stickstoff fünfwertig, aber seine maximale Kovalenz beträgt vier. (Dies erklärt die häufig anzutreffende Aussage, dass Stickstoff nicht fünfwertig sein kann.)
Fast der gesamte Stickstoff der Erde befindet sich in der Atmosphäre unseres Planeten. Ein deutlich geringerer Anteil des Stickstoffs liegt in der Lithosphäre in Form von Nitraten vor. Stickstoff ist Bestandteil organischer Verbindungen, die in allen Organismen und in deren Zersetzungsprodukten enthalten sind.
Stickstoff bildet den einzigen einfach molekular Substanz N 2 mit einer zweiatomigen Dreifachbindung im Molekül (Abb. 16.2). Die Energie dieser Bindung beträgt 945 kJ/mol und übertrifft damit die Werte anderer Bindungsenergien (siehe Tabelle 21). Dies erklärt die Trägheit von Stickstoff bei normalen Temperaturen. Aufgrund seiner physikalischen Eigenschaften ist Stickstoff ein farb- und geruchloses Gas, das uns von Geburt an vertraut ist (drei Viertel der Erdatmosphäre bestehen aus Stickstoff). Stickstoff ist in Wasser schwer löslich.

Stickstoff bildet zwei Wasserstoffverbindungen: Ammoniak NH 3 und Hydrazin N 2 H 6:

Ammoniak ist ein farbloses Gas mit einem stechenden, erstickenden Geruch. Unachtsames Einatmen von konzentriertem Ammoniakdampf kann zu Krämpfen und Erstickungsgefahr führen. Ammoniak ist in Wasser sehr gut löslich, was durch die Bildung von vier Wasserstoffbrückenbindungen mit Wassermolekülen durch jedes Ammoniakmolekül erklärt wird.

Das Ammoniakmolekül ist ein Grundpartikel (siehe Anhang 14). Durch die Aufnahme eines Protons wird es zu einem Ammoniumion. Die Reaktion kann sowohl in wässriger Lösung als auch in der Gasphase ablaufen:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (in Lösung);
NH 3 + H 3 O B = NH 4 + H 2 O (in Lösung);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (in der Gasphase).

Wässrige Ammoniaklösungen sind alkalisch genug, um unlösliche Hydroxide auszufällen, aber nicht alkalisch genug, um amphotere Hydroxide darin aufzulösen und Hydroxokomplexe zu bilden. Daher eignet sich Ammoniaklösung gut zur Herstellung amphoterer Hydroxide P-Elemente: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2 usw., zum Beispiel:

Pb 2 + 2NH 3 + 2H 2 O = Pb(OH) 2 + 2NH 4.

Wenn Ammoniak an der Luft entzündet wird, verbrennt es zu Stickstoff und Wasser; Bei der Wechselwirkung mit Sauerstoff in Gegenwart eines Katalysators (Pt) wird es reversibel zu Stickstoffmonoxid oxidiert:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (ohne Katalysator),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (mit Katalysator).

Beim Erhitzen kann Ammoniak Oxide nicht sehr aktiver Metalle, beispielsweise Kupfer, reduzieren:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Ammoniumsalze ähneln in ihren Eigenschaften (mit Ausnahme der thermischen Stabilität) den Alkalimetallsalzen. Wie letztere sind sie fast alle in Wasser löslich, aber da das Ammoniumion eine schwache Säure ist, werden sie am Kation hydrolysiert. Beim Erhitzen zersetzen sich Ammoniumsalze:

NH 4 Cl = NH 3 + HCl;
(NH 4) 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 + NH 3;
(NH 4) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O;
NH 4 HS = NH 3 + H 2 S;
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O;
NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O;
(NH 4) 2 HPO 4 = NH 3 + (NH 4)H 2 PO 4;
(NH 4)H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O.

Stickstoff in verschiedenen Oxidationsstufen bildet fünf Oxide: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 und N 2 O 5.
Das stabilste davon ist Stickstoffdioxid. Es ist ein braunes, giftiges Gas mit unangenehmem Geruch. Reagiert mit Wasser:

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.

Bei einer alkalischen Lösung erfolgt die Reaktion unter Bildung von Nitrat und Nitrit.
N 2 O und NO sind nicht salzbildende Oxide.
N 2 O 3 und N 2 O 5 sind saure Oxide. Bei der Reaktion mit Wasser bilden sie Lösungen salpetriger bzw. Salpetersäure.

Stickstoffoxosäure in der Oxidationsstufe +III ist salpetrige Säure HNO 2. Es handelt sich um eine schwache Säure, deren Moleküle nur in wässriger Lösung existieren. Seine Salze sind Nitrite. Stickstoff in salpetriger Säure und Nitriten wird leicht zur Oxidationsstufe +V oxidiert.

Im Gegensatz zu salpetriger Säure ist Salpetersäure HNO 3 eine starke Säure. Die Struktur seines Moleküls kann auf zwei Arten ausgedrückt werden:

Salpetersäure vermischt sich in jeder Hinsicht mit Wasser und reagiert in verdünnten Lösungen vollständig damit:

HNO3 + H2O = H3O + NO3

Salpetersäure und ihre Lösungen sind starke Oxidationsmittel. Wenn Salpetersäure verdünnt wird, nimmt ihre oxidative Aktivität ab. In Salpetersäurelösungen jeglicher Konzentration sind die oxidierenden Atome hauptsächlich Stickstoffatome und nicht Wasserstoff. Daher entsteht bei der Oxidation verschiedener Stoffe mit Salpetersäure Wasserstoff nur als Nebenprodukt. Abhängig von der Konzentration der Säure und der reduzierenden Aktivität des anderen Reagens können die Reaktionsprodukte NO 2, NO, N 2 O, N 2 und sogar NH 4 sein. Am häufigsten entsteht ein Gasgemisch, bei konzentrierter Salpetersäure wird jedoch nur Stickstoffdioxid freigesetzt:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3FeS + 30HNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 27NO2 + 15H2O

Bei verdünnter Salpetersäure wird am häufigsten Stickstoffmonoxid freigesetzt:

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

Bei der Reaktion stark verdünnter Salpetersäure mit einem starken Reduktionsmittel (Mg, Al, Zn) entstehen Ammoniumionen:

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

Die Metalle, die durch konzentrierte Schwefelsäure passiviert werden, werden auch durch konzentrierte Salpetersäure passiviert.
Salze der Salpetersäure – Nitrate – sind thermisch instabile Verbindungen. Beim Erhitzen zersetzen sie sich:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 ;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.

1. Schreiben Sie beschreibende Gleichungen für die im Text des Absatzes angegebenen Reaktionen.
2. Erstellen Sie Reaktionsgleichungen, die die chemischen Eigenschaften von a) Ammoniak, b) Salpetersäure, c) Zinknitrat charakterisieren.
Chemische Eigenschaften von Ammoniak und Salpetersäure.

16.3. Phosphor

Im Gegensatz zum Stickstoffatom Atom Phosphor kann durch einen Austauschmechanismus fünf kovalente Bindungen bilden. Die traditionelle Erklärung hierfür läuft auf die Möglichkeit der Erregung von einem von drei Faktoren hinaus S-Elektronen und ihr Übergang zu 3 D-Unterebene.
Das Element Phosphor bildet ziemlich viel allotrope Modifikationen. Von diesen sind drei Modifikationen die stabilsten: weißer Phosphor, roter Phosphor und schwarzer Phosphor. Weißer Phosphor ist eine wachsartige, giftige Substanz, die in der Luft zur Selbstentzündung neigt und aus P4-Molekülen besteht. Roter Phosphor ist eine nichtmolekulare, weniger aktive Substanz von dunkelroter Farbe mit einer ziemlich komplexen Struktur. Typischerweise enthält roter Phosphor immer eine Beimischung von weißem, sodass sowohl weißer als auch roter Phosphor immer unter einer Wasserschicht gelagert werden. Schwarzer Phosphor ist ebenfalls ein nichtmolekularer Stoff mit einer komplexen Gerüststruktur.
Die Moleküle des weißen Phosphors sind tetraedrisch, das Phosphoratom in ihnen ist dreiwertig. Kugel-Stab-Modell und Strukturformel des weißen Phosphormoleküls:

Die Struktur von rotem Phosphor kann durch die Strukturformel ausgedrückt werden:

Phosphor wird aus Calciumphosphat durch Erhitzen mit Sand und Koks gewonnen:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

Phosphor zeichnet sich am stärksten durch Verbindungen mit der Oxidationsstufe +V aus. Bei der Reaktion mit überschüssigem Chlor bildet Phosphor Pentachlorid. Bei der Verbrennung jeder allotropen Phosphormodifikation entsteht überschüssiger Sauerstoff Oxid Phosphor(V):

4P + 5O2 = 2P2O5.

Es gibt zwei Modifikationen von Phosphor(V)oxid: nichtmolekular (mit der einfachsten Formel P 2 O 5) und molekular (mit der Summenformel P 4 O 10). Phosphoroxid ist meist eine Mischung dieser Stoffe.

Dieses sehr hygroskopische saure Oxid bildet bei der Reaktion mit Wasser nacheinander Metaphosphorsäure, Diphosphorsäure und Orthophosphorsäure:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3, 2HPO 3 + H 2 O = H 4 P 2 O 7, H 4 P 2 O 7 + H 2 O = 2H 3 PO 4.

Orthophosphorsäure Säure(normalerweise einfach Phosphorsäure genannt) ist eine dreibasische schwache Säure (siehe Anhang 13). Es ist eine farblose kristalline Substanz, die in Wasser sehr gut löslich ist. Bei der Reaktion mit starken Basen bildet es je nach Verhältnis der Reagenzien drei Reihen Salze(Orthophosphate, Hydroorthophosphate und Dihydrogenorthophosphate – normalerweise wird das Präfix „ortho“ in ihren Namen weggelassen):

H 3 PO 4 + OH = H 2 PO 4 + H 2 O,
H 3 PO 4 + 2OH = HPO 4 2 + 2H 2 O,
H 3 PO 4 + 3OH = PO 4 3 + 3H 2 O.

Die meisten mittleren Phosphate (mit Ausnahme der Salze anderer alkalischer Elemente als Lithium) sind in Wasser unlöslich. Es gibt deutlich mehr lösliche saure Phosphate.
Phosphorsäure wird aus natürlichem Calciumphosphat durch Behandlung mit überschüssiger Schwefelsäure gewonnen. Bei einem anderen Verhältnis von Calciumphosphat und Schwefelsäure entsteht eine Mischung aus Dihydrogenphosphat und Calciumsulfat, die in der Landwirtschaft als Mineraldünger namens „einfaches Superphosphat“ verwendet wird:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4.

Durch die Reaktion entsteht das wertvollere „Doppelsuperphosphat“.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 3.

Der Hauptbestandteil dieses Mineraldüngers ist Calciumdihydrogenphosphat.

1. Stellen Sie Molekülgleichungen für Reaktionen auf, für die im Text des Absatzes Ionengleichungen angegeben sind.
2. Schreiben Sie die Gleichungen für die im Text des Absatzes angegebenen Reaktionen beschreibend auf.
3. Erstellen Sie Reaktionsgleichungen, die die chemischen Eigenschaften von a) Phosphor, b) Phosphoroxid (V), c) Orthophosphorsäure, d) Natriumdihydrogenphosphat charakterisieren.
Chemische Eigenschaften von Phosphorsäure.

16.4. Kohlenstoff

Kohlenstoff ist der Hauptbestandteil aller Organismen. In der Natur gibt es sowohl einfache Stoffe aus Kohlenstoff (Diamant, Graphit) als auch Verbindungen (Kohlendioxid, verschiedene Carbonate, Methan und andere Kohlenwasserstoffe in Erdgas und Öl). Der Massenanteil an Kohlenstoff in Steinkohlen erreicht 97 %.
Atom Kohlenstoff im Grundzustand kann durch einen Austauschmechanismus zwei kovalente Bindungen eingehen, unter normalen Bedingungen werden solche Verbindungen jedoch nicht gebildet. Wenn ein Kohlenstoffatom in einen angeregten Zustand übergeht, nutzt es alle vier Valenzelektronen.
Kohlenstoff bildet ziemlich viel allotrope Modifikationen(siehe Abb. 16.2). Dies sind Diamant, Graphit, Karabiner und verschiedene Fullerene.

Diamant ist eine sehr harte, farblose, transparente kristalline Substanz. Diamantkristalle bestehen aus Kohlenstoffatomen sp 3-hybridisierter Zustand, der ein räumliches Gerüst bildet.
Graphit ist eine eher weiche kristalline Substanz von grauschwarzer Farbe. Graphitkristalle bestehen aus flachen Schichten, in denen sich Kohlenstoffatome befinden sp 2-Hybridzustand und bilden Netzwerke mit hexagonalen Zellen.
Carbin ist eine farblose Substanz mit einer faserigen Struktur, die aus linearen Molekülen besteht, in denen sich Kohlenstoffatome befinden sp-Hybridzustand (=C=C=C=C= oder –C C–C C–).
Fullerene sind molekulare allotrope Modifikationen von Kohlenstoff mit den Molekülen C 60, C 80 usw. Die Moleküle dieser Stoffe sind hohle Netzkugeln.
Alle Kohlenstoffmodifikationen weisen in stärkerem Maße reduzierende Eigenschaften auf als oxidierende. Beispielsweise wird Koks (ein Produkt der Kohleverarbeitung; enthält bis zu 98 % Kohlenstoff) zur Reduktion von Eisen aus Oxiderzen und einer Reihe anderer Metalle aus deren Oxiden verwendet :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (bei hoher Temperatur).

Die meisten Kohlenstoffverbindungen werden in der organischen Chemie studiert, die Sie in der 10. und 11. Klasse kennenlernen.
In anorganischen Stoffen beträgt die Oxidationsstufe von Kohlenstoff +II und +IV. Bei diesen Oxidationsstufen von Kohlenstoff gibt es zwei Oxid.
Kohlenmonoxid (II) ist ein farbloses, geruchloses und giftiges Gas. Der Trivialname ist Kohlenmonoxid. Entsteht bei unvollständiger Verbrennung von kohlenstoffhaltigem Kraftstoff. Die elektronische Struktur seines Moleküls finden Sie auf Seite 121. Den chemischen Eigenschaften nach ist CO ein nicht salzbildendes Oxid; beim Erhitzen zeigt es reduzierende Eigenschaften (reduziert viele Oxide wenig aktiver Metalle zu Metall).
Kohlenmonoxid (IV) ist ein farb- und geruchloses Gas. Der Trivialname ist Kohlendioxid. Saures Oxid. Es ist in Wasser (physikalisch) schwer löslich, reagiert teilweise damit und bildet Kohle Säure H 2 CO 3 (Moleküle dieser Substanz kommen nur in sehr verdünnten wässrigen Lösungen vor).
Kohlensäure ist eine sehr schwache Säure (siehe Anhang 13), zweibasig, bildet zwei Reihen Salze(Karbonate und Bikarbonate). Die meisten Carbonate sind in Wasser unlöslich. Von den Hydrogencarbonaten kommen als Einzelstoffe nur Alkalimetall- und Ammoniumhydrogencarbonate vor. Sowohl Carbonationen als auch Bicarbonationen sind Grundpartikel, daher unterliegen sowohl Carbonate als auch Bicarbonate in wässrigen Lösungen einer Hydrolyse am Anion.
Von den Carbonaten sind die wichtigsten Natriumcarbonat Na 2 CO 3 (Soda, Soda, Waschsoda), Natriumbicarbonat NaHCO 3 (Backpulver, Natron), Kaliumcarbonat K 2 CO 3 (Kali) und Calciumcarbonat CaCO 3 (Kreide, Marmor, Kalkstein).
Qualitative Reaktion für das Vorhandensein von Kohlendioxid im Gasgemisch: die Bildung eines Calciumcarbonat-Niederschlags beim Durchleiten des Prüfgases durch Kalkwasser (eine gesättigte Lösung von Calciumhydroxid) und die anschließende Auflösung des Niederschlags beim weiteren Durchleiten des Gases. Ablaufende Reaktionen: Das Element Silizium bildet eine einfache Substanz mit dem gleichen Namen. Dabei handelt es sich um einen nichtmolekularen Stoff mit der Struktur von Diamant, dem Silizium in der Härte nur geringfügig unterlegen ist. Im letzten halben Jahrhundert hat sich Silizium zu einem absolut unverzichtbaren Material für unsere Zivilisation entwickelt, da seine Einkristalle in fast allen elektronischen Geräten verwendet werden.
Silizium ist eine ziemlich inerte Substanz. Bei Raumtemperatur reagiert es praktisch mit nichts außer Fluor und Fluorwasserstoff:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Beim Erhitzen in Form eines fein gemahlenen Pulvers verbrennt es in Sauerstoff und bildet Dioxid (SiO 2). Beim Schmelzen mit Alkali oder beim Kochen mit konzentrierten Alkalilösungen bildet es Silikate:

Si + 4NaOH = Na 4 SiO 4 + 2H 2;
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.

Siliziummonoxid SiO – nicht salzbildend Oxid; oxidiert leicht zu Dioxid.
Siliziumdioxid SiO 2 ist ein nichtmolekularer Stoff mit Gerüststruktur. Reagiert nicht mit Wasser. Säureoxid – wenn es mit Alkalien verschmolzen wird, bildet es Silikate, zum Beispiel:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. Aluminium ist nach Silizium das am zweithäufigsten vorkommende Element in der Lithosphäre der Erde. Allein und zusammen mit Silizium bildet es viele Mineralien: Feldspäte, Glimmer, Korund Al 2 O 3 und seine Edelsorten (farbloser Leukosaphir, chromhaltiger Rubin, titanhaltiger Saphir).
Der einfache Stoff Aluminium ist ein silberweiß glänzendes Leichtmetall. Reinaluminium ist sehr weich, es lässt sich zu dünner Folie rollen und daraus Draht ziehen. Aluminium hat eine gute elektrische Leitfähigkeit. Es ist beständig gegen atmosphärische Einflüsse. Aluminiumlegierungen sind recht hart, lassen sich aber gut verarbeiten. Aluminium ist nicht giftig. All dies ermöglicht den Einsatz von Aluminium in den unterschiedlichsten Branchen: in der Luftfahrt, der Elektroindustrie, der Lebensmittelindustrie und im Baugewerbe. Aluminium wird auch im Alltag häufig verwendet. Aluminium wird durch Elektrolyse der Schmelze seiner Verbindungen hergestellt.
Die chemische Trägheit von Aluminium wird durch das Vorhandensein eines dichten Oxidfilms auf seiner Oberfläche verursacht, der den Kontakt des Metalls mit dem Reagenz verhindert. Wenn dieser Film chemisch oder mechanisch entfernt wird, wird Aluminium sehr aktiv. Da Aluminium keinen Oxidfilm aufweist, entzündet es sich spontan und verbrennt an der Luft ohne zusätzliche Erwärmung.
Die reduzierenden Eigenschaften von Aluminium sind beim Erhitzen besonders ausgeprägt. Unter diesen Bedingungen reduziert es viele Metalle aus Oxiden: nicht nur Eisen, Titan, Zirkonium, sondern sogar Kalzium und Barium.
Aluminiumoxid Al 2 O 3 (Trivialnamen - Aluminiumoxid, Korund) ist eine nichtmolekulare Substanz, deren Bindung nur unzureichend als ionisch und kovalent beschrieben wird. Wie immer in diesen Fällen handelt es sich um ein amphoteres Oxid. Es wird durch Kalzinierung von Aluminiumhydroxid gewonnen, das ebenfalls amphotere Eigenschaften besitzt.
Das hydratisierte Aluminiumion ist eine kationische Säure, daher sind lösliche Aluminiumsalze recht stark hydrolysiert.
Von den Aluminiumsalzen wird am häufigsten Kaliumalaun KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O – Kaliumaluminiumsulfat-Dodecahydrat – verwendet. Es ist eine nicht hygroskopische, perfekt kristallisierende Substanz. Seine Lösung verhält sich wie eine Mischung aus Lösungen zweier verschiedener Sulfate: Kaliumsulfat und Aluminiumsulfat. Die Struktur von Alaun kann durch die Formel ausgedrückt werden: (SO 4) 2.

1. Schreiben Sie beschreibende Gleichungen für die im Text des Absatzes angegebenen Reaktionen.
2. Erstellen Sie Reaktionsgleichungen, die die chemischen Eigenschaften von a) Aluminium, b) Aluminiumhydroxid, i) Kaliumalaun charakterisieren.
Chemische Eigenschaften von Aluminiumsalzen

Schlüsselwörter der Zusammenfassung: Kohlenstoff, Silizium, Elemente der IVA-Gruppe, Eigenschaften der Elemente, Diamant, Graphit, Karabiner, Fulleren.

Elemente der Gruppe IV sind Kohlenstoff, Silizium, Germanium, Zinn und Blei. Schauen wir uns die Eigenschaften von Kohlenstoff und Silizium genauer an. Die Tabelle zeigt die wichtigsten Eigenschaften dieser Elemente.

In fast allen ihren Verbindungen sind Kohlenstoff und Silizium enthalten vierwertig , ihre Atome befinden sich in einem angeregten Zustand. Die Konfiguration der Valenzschicht eines Kohlenstoffatoms ändert sich, wenn das Atom angeregt wird:

Die Konfiguration der Valenzschicht des Siliziumatoms ändert sich ähnlich:

Das äußere Energieniveau der Kohlenstoff- und Siliziumatome enthält 4 ungepaarte Elektronen. Der Radius des Siliziumatoms ist größer, es gibt freie Stellen auf seiner Valenzschicht. 3 D-Orbitale führt dies zu Unterschieden in der Art der Bindungen, die Siliziumatome bilden.

Die Oxidationsstufen von Kohlenstoff variieren im Bereich von –4 bis +4.

Ein charakteristisches Merkmal von Kohlenstoff ist seine Fähigkeit zur Kettenbildung: Kohlenstoffatome verbinden sich miteinander und bilden stabile Verbindungen. Ähnliche Siliziumverbindungen sind instabil. Die Fähigkeit von Kohlenstoff, Ketten zu bilden, bestimmt die Existenz einer großen Zahl davon organische Verbindungen .

ZU Anorganische Verbindungen Kohlenstoff umfasst seine Oxide, Kohlensäure, Carbonate und Bicarbonate sowie Carbide. Die übrigen Kohlenstoffverbindungen sind organisch.

Das Kohlenstoffelement zeichnet sich aus durch Allotropie, seine allotropen Modifikationen sind Diamant, Graphit, Carbin, Fulleren. Mittlerweile sind auch andere allotrope Modifikationen von Kohlenstoff bekannt.

Kohle Und Ruß kann gesehen werden als amorph Sorten von Graphit.

Silizium bildet eine einfache Substanz - kristallines Silizium. Es gibt amorphes Silizium – ein weißes Pulver (ohne Verunreinigungen).

Die Eigenschaften von Diamant, Graphit und kristallinem Silizium sind in der Tabelle aufgeführt.

Der Grund für die offensichtlichen Unterschiede in den physikalischen Eigenschaften von Graphit und Diamant liegt in den unterschiedlichen Eigenschaften Struktur des Kristallgitters . In einem Diamantkristall bildet sich jedes Kohlenstoffatom (mit Ausnahme derjenigen auf der Oberfläche des Kristalls). vier gleich starke Bindungen mit benachbarten Kohlenstoffatomen. Diese Bindungen sind auf die Ecken des Tetraeders gerichtet (wie im CH 4 -Molekül). So ist in einem Diamantkristall jedes Kohlenstoffatom von vier gleichen Atomen umgeben, die sich an den Spitzen des Tetraeders befinden. Die Symmetrie und Stärke der CC-Bindungen in einem Diamantkristall bestimmen seine außergewöhnliche Festigkeit und das Fehlen elektronischer Leitfähigkeit.

IN Graphitkristall Jedes Kohlenstoffatom bildet drei starke, äquivalente Bindungen mit benachbarten Kohlenstoffatomen in derselben Ebene in einem Winkel von 120°. In dieser Ebene bildet sich eine Schicht aus flachen Sechsringen.

Darüber hinaus hat jedes Kohlenstoffatom ein ungepaartes Elektron. Diese Elektronen bilden ein gemeinsames Elektronensystem. Die Verbindung zwischen den Schichten erfolgt durch relativ schwache intermolekulare Kräfte. Die Schichten sind so zueinander positioniert, dass sich das Kohlenstoffatom der einen Schicht über der Mitte des Sechsecks der anderen Schicht befindet. Die CC-Bindungslänge innerhalb der Schicht beträgt 0,142 nm, der Abstand zwischen den Schichten beträgt 0,335 nm. Infolgedessen sind die Bindungen zwischen Schichten viel schwächer als die Bindungen zwischen Atomen innerhalb der Schicht. Das bestimmt Eigenschaften von Graphit: Es ist weich, lässt sich leicht abblättern, hat eine graue Farbe und einen metallischen Glanz, ist elektrisch leitfähig und chemisch reaktiver als Diamant. In der Abbildung sind Modelle von Kristallgittern aus Diamant und Graphit dargestellt.

Ist es möglich, Graphit in Diamant umzuwandeln? Dieser Prozess kann unter harschen Bedingungen durchgeführt werden – bei einem Druck von etwa 5000 MPa und bei Temperaturen von 1500 °C bis 3000 °C über mehrere Stunden in Gegenwart von Katalysatoren (Ni). Der Großteil der Produkte besteht aus kleinen Kristallen (von 1 bis mehreren mm) und Diamantstaub.

Karabiner– allotrope Modifikation von Kohlenstoff, bei der Kohlenstoffatome lineare Ketten des Typs bilden:

–С≡С–С≡С–С≡С–(α-Carbin, Polyin) oder =C=C=C=C=C=C=(β-Carbin, Polyen)

Der Abstand zwischen diesen Ketten ist aufgrund stärkerer intermolekularer Wechselwirkungen kleiner als zwischen Graphitschichten.

Carbin ist ein schwarzes Pulver und ein Halbleiter. Chemisch gesehen ist es aktiver als Graphit.

Fulleren– allotrope Modifikation von Kohlenstoff, der durch die Moleküle C60, C70 oder C84 gebildet wird. Auf der sphärischen Oberfläche des C60-Moleküls befinden sich Kohlenstoffatome an den Ecken von 20 regelmäßigen Sechsecken und 12 regelmäßigen Fünfecken. Alle Fullerene sind geschlossene Strukturen aus Kohlenstoffatomen. Fullerenkristalle sind Stoffe mit molekularer Struktur.

Silizium. Es gibt nur eine stabile allotrope Modifikation von Silizium, deren Kristallgitter dem von Diamant ähnelt. Silizium ist hart, feuerfest ( T° pl = 1412 °C), eine sehr zerbrechliche Substanz von dunkelgrauer Farbe mit metallischem Glanz, unter Standardbedingungen ein Halbleiter.

Element	C	Si	Ge	Sn	Pb
Ordnungsnummer	6	14	32	50	82
Atommasse (relativ)	12,011	28,0855	72,59	118,69	207,2
Dichte (n.s.), g/cm 3	2,25	2,33	5,323	7,31	11,34
t pl, °C	3550	1412	273	231	327,5
t kip, °C	4827	2355	2830	2600	1749
Ionisierungsenergie, kJ/mol	1085,7	786,5	762,1	708,6	715,2
Elektronische Formel	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
Elektronegativität (nach Pauling)	2,55	1,9	2,01	1,96	2,33

Elektronische Formeln von Edelgasen:

• Er - 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 ;

Reis. Struktur des Kohlenstoffatoms.

Gruppe 14 (Gruppe IVa gemäß der alten Klassifikation) des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendelejew umfasst 5 Elemente: Kohlenstoff, Silizium, Germanium, Zinn, Blei (siehe Tabelle oben). Kohlenstoff und Silizium sind Nichtmetalle, Germanium ist ein Stoff mit metallischen Eigenschaften, Zinn und Blei sind typische Metalle.

Das häufigste Element der Gruppe 14(IVa) in der Erdkruste ist Silizium (das zweithäufigste Element auf der Erde nach Sauerstoff) (27,6 Massen-%), gefolgt von: Kohlenstoff (0,1 %), Blei (0,0014 %) und Zinn ( 0,00022 %), Germanium (0,00018 %).

Im Gegensatz zu Kohlenstoff kommt Silizium in der Natur nicht in freier Form vor, sondern nur in gebundener Form:

• SiO 2 – Kieselsäure, kommt in Form von Quarz (Bestandteil vieler Gesteine, Sand, Ton) und seinen Varianten (Achat, Amethyst, Bergkristall, Jaspis usw.) vor;
• Siliziumreiche Silikate: Talk, Asbest;
• Alumosilikate: Feldspat, Glimmer, Kaolin.

Auch Germanium, Zinn und Blei kommen in der Natur nicht in freier Form vor, sondern sind Bestandteil einiger Mineralien:

• Germanium: (Cu 3 (Fe, Ge)S 4) – Germanitmineral;
• Zinn: SnO 2 – Kassiterit;
• Blei: PbS – Bleiglanz; PbSO 4 – Winkelsit; PbCO 3 – Cerussit.

Alle Elemente der 14(IVa)-Gruppe in einem nicht angeregten Zustand auf dem äußeren Energieniveau haben zwei ungepaarte p-Elektronen (Wertigkeit 2, zum Beispiel CO). Beim Übergang in einen angeregten Zustand (der Prozess erfordert Energie) „springt“ ein gepaartes s-Elektron der äußeren Ebene auf ein freies p-Orbital und bildet so vier „einsame“ Elektronen (eines auf der s-Unterebene und drei auf der p-Unterebene) , was die Valenzfähigkeiten von Elementen erweitert (Valenz ist 4: zum Beispiel CO 2).

Reis. Übergang eines Kohlenstoffatoms in einen angeregten Zustand.

Aus dem oben genannten Grund können Elemente der Gruppe 14(IVa) Oxidationsstufen aufweisen: +4; +2; 0; -4.

Da der „Sprung“ eines Elektrons vom s-Unterniveau zum p-Unterniveau in der Reihe von Kohlenstoff zu Blei immer mehr Energie erfordert (für die Anregung eines Kohlenstoffatoms ist viel weniger Energie erforderlich als für die Anregung eines Bleiatoms), Kohlenstoff „williger“ geht in Verbindungen ein, in denen die Wertigkeit vier ist; und Blei - zwei.

Das Gleiche gilt für die Oxidationsstufen: In der Reihe von Kohlenstoff bis Blei nimmt die Ausprägung der Oxidationsstufen +4 und -4 ab und die Oxidationsstufe +2 nimmt zu.

Da Kohlenstoff und Silizium keine Metalle sind, können sie je nach Verbindung entweder eine positive oder eine negative Oxidationsstufe aufweisen (in Verbindungen mit elektronegativeren Elementen geben C und Si Elektronen ab und gewinnen in Verbindungen mit weniger elektronegativen Elementen Elektronen hinzu):

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

Ge, Sn, Pb geben als Metalle in Verbindungen immer ihre Elektronen ab:

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

Die Elemente der Kohlenstoffgruppe bilden folgende Verbindungen:

• instabil flüchtige Wasserstoffverbindungen(allgemeine Formel EH 4), von der nur Methan CH 4 eine stabile Verbindung ist.
• nicht salzbildende Oxide- niedere Oxide CO und SiO;
• Säureoxide- höhere Oxide CO 2 und SiO 2 – sie entsprechen Hydroxiden, die schwache Säuren sind: H 2 CO 3 (Kohlensäure), H 2 SiO 3 (Kieselsäure);
• amphotere Oxide- GeO, SnO, PbO und GeO 2, SnO 2, PbO 2 – letztere entsprechen Hydroxiden (IV) von Germanium Ge(OH) 4, Strontium Sn(OH) 4, Blei Pb(OH) 4;