Γενικά χαρακτηριστικά της ομάδας IVA του Περιοδικού Πίνακα. Στοιχεία της ομάδας IVA Γενικά χαρακτηριστικά των στοιχείων των ομάδων IIIA, IVA και VA

Η ομάδα IVA περιέχει τα πιο σημαντικά στοιχεία, χωρίς τα οποία δεν θα υπήρχε ούτε εμείς ούτε η Γη στην οποία ζούμε. Αυτός ο άνθρακας είναι η βάση όλης της οργανικής ζωής και το πυρίτιο είναι ο «μονάρχης» του ορυκτού βασιλείου.

Εάν ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι τυπικά αμέταλλα και ο κασσίτερος και ο μόλυβδος είναι μέταλλα, τότε το γερμάνιο καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση. Μερικά σχολικά βιβλία το κατατάσσουν ως μη μέταλλο, ενώ άλλα ως μέταλλο. Έχει ασημί-λευκό χρώμα και έχει μεταλλική εμφάνιση, αλλά έχει κρυσταλλικό πλέγμα σαν διαμάντι και είναι ημιαγωγός σαν το πυρίτιο.

Από τον άνθρακα στον μόλυβδο (με φθίνουσες μη μεταλλικές ιδιότητες):

w η σταθερότητα της αρνητικής κατάστασης οξείδωσης μειώνεται (-4)

w η σταθερότητα της υψηλότερης θετικής κατάστασης οξείδωσης μειώνεται (+4)

w η σταθερότητα της χαμηλής θετικής κατάστασης οξείδωσης αυξάνεται (+2)

Ο άνθρακας είναι το κύριο συστατικό όλων των οργανισμών. Στη φύση, υπάρχουν τόσο απλές ουσίες που σχηματίζονται από άνθρακα (διαμάντι, γραφίτης) όσο και ενώσεις (διοξείδιο του άνθρακα, διάφορα ανθρακικά άλατα, μεθάνιο και άλλοι υδρογονάνθρακες στο φυσικό αέριο και το πετρέλαιο). Το κλάσμα μάζας του άνθρακα στους λιθάνθρακες φτάνει το 97%.
Ένα άτομο άνθρακα στη θεμελιώδη κατάσταση μπορεί να σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς μέσω ενός μηχανισμού ανταλλαγής, αλλά υπό κανονικές συνθήκες τέτοιες ενώσεις δεν σχηματίζονται. Όταν ένα άτομο άνθρακα εισέρχεται σε διεγερμένη κατάσταση, χρησιμοποιεί και τα τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους.
Ο άνθρακας σχηματίζει πολλές αλλοτροπικές τροποποιήσεις (βλ. Εικ. 16.2). Αυτά είναι το διαμάντι, ο γραφίτης, η καραμπίνα και διάφορα φουλερένια.

Στις ανόργανες ουσίες, η κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα είναι +II και +IV. Με αυτές τις καταστάσεις οξείδωσης του άνθρακα, υπάρχουν δύο οξείδια.
Το μονοξείδιο του άνθρακα (II) είναι ένα άχρωμο, άοσμο, δηλητηριώδες αέριο. Το ασήμαντο όνομα είναι μονοξείδιο του άνθρακα. Σχηματίζεται κατά την ατελή καύση καυσίμου που περιέχει άνθρακα. Για την ηλεκτρονική δομή του μορίου του, βλέπε σελίδα 121. Σύμφωνα με τις χημικές ιδιότητες, το CO είναι ένα οξείδιο που δεν σχηματίζει άλατα· όταν θερμαίνεται, παρουσιάζει αναγωγικές ιδιότητες (μειώνει πολλά οξείδια όχι πολύ ενεργών μετάλλων σε μέταλλο).
Το μονοξείδιο του άνθρακα (IV) είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο. Το ασήμαντο όνομα είναι διοξείδιο του άνθρακα. Όξινο οξείδιο. Είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό (φυσικά), αντιδρά μερικώς με αυτό, σχηματίζοντας ανθρακικό οξύ H2CO3 (μόρια αυτής της ουσίας υπάρχουν μόνο σε πολύ αραιά υδατικά διαλύματα).
Το ανθρακικό οξύ είναι ένα πολύ ασθενές, διβασικό οξύ που σχηματίζει δύο σειρές αλάτων (ανθρακικά και διττανθρακικά). Τα περισσότερα ανθρακικά είναι αδιάλυτα στο νερό. Από τα υδρογονανθρακικά, μόνο υδρογονανθρακικά αλκαλιμέταλλα και αμμώνιο υπάρχουν ως μεμονωμένες ουσίες. Τόσο το ανθρακικό όσο και το διττανθρακικό ιόν είναι σωματίδια βάσης, επομένως τόσο τα ανθρακικά όσο και τα διττανθρακικά σε υδατικά διαλύματα υφίστανται υδρόλυση στο ανιόν.
Από τα ανθρακικά, τα πιο σημαντικά είναι το ανθρακικό νάτριο Na2CO3 (σόδα, ανθρακικό νάτριο, σόδα πλυσίματος), το διττανθρακικό νάτριο NaHCO3 (μαγειρική σόδα, μαγειρική σόδα), το ανθρακικό κάλιο K2CO3 (ποτάσα) και το ανθρακικό ασβέστιο CaCO3 (κιμωλία, μάρμαρο, ασβεστόλιθος).
Ποιοτική αντίδραση στην παρουσία διοξειδίου του άνθρακα σε ένα μείγμα αερίων: σχηματισμός ιζήματος ανθρακικού ασβεστίου κατά τη διέλευση του αέριου δοκιμής μέσω ασβεστόνερου (κορεσμένο διάλυμα υδροξειδίου του ασβεστίου) και η επακόλουθη διάλυση του ιζήματος κατά την περαιτέρω διέλευση του αερίου. Αντιδράσεις που λαμβάνουν χώρα:

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

Στη φαρμακολογία και την ιατρική, χρησιμοποιούνται ευρέως διάφορες ενώσεις άνθρακα - παράγωγα ανθρακικού οξέος και καρβοξυλικών οξέων, διάφοροι ετερόκυκλοι, πολυμερή και άλλες ενώσεις. Έτσι, το καρβολένιο (ενεργός άνθρακας) χρησιμοποιείται για την απορρόφηση και την απομάκρυνση διαφόρων τοξινών από το σώμα. γραφίτης (με τη μορφή αλοιφών) - για τη θεραπεία δερματικών παθήσεων. ισότοπα ραδιενεργού άνθρακα - για επιστημονική έρευνα (χρονομέτρηση με ραδιενεργό άνθρακα).

Ο άνθρακας είναι η βάση όλων των οργανικών ουσιών. Κάθε ζωντανός οργανισμός αποτελείται σε μεγάλο βαθμό από άνθρακα. Ο άνθρακας είναι η βάση της ζωής. Η πηγή άνθρακα για τους ζωντανούς οργανισμούς είναι συνήθως CO 2 από την ατμόσφαιρα ή το νερό. Μέσω της φωτοσύνθεσης, εισέρχεται σε βιολογικές τροφικές αλυσίδες στις οποίες τα έμβια όντα τρώνε το ένα το άλλο ή τα υπολείμματα του άλλου και έτσι αποκτούν άνθρακα για να χτίσουν το σώμα τους. Ο βιολογικός κύκλος του άνθρακα τελειώνει είτε με οξείδωση και επιστροφή στην ατμόσφαιρα, είτε με ταφή με τη μορφή άνθρακα ή πετρελαίου.

Αναλυτικές αντιδράσεις ανθρακικού ιόντος CO 3 2-

Τα ανθρακικά είναι άλατα του ασταθούς, πολύ ασθενούς ανθρακικού οξέος H 2 CO 3, το οποίο σε ελεύθερη κατάσταση σε υδατικά διαλύματα είναι ασταθές και αποσυντίθεται με την απελευθέρωση CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Τα ανθρακικά αμμώνιο, νάτριο, ρουβίδιο και καίσιο είναι διαλυτά στο νερό. Το ανθρακικό λίθιο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Τα ανθρακικά άλατα άλλων μετάλλων είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό. Τα υδρογονανθρακικά διαλύονται στο νερό. Τα ανθρακικά ιόντα σε υδατικά διαλύματα είναι άχρωμα και υφίστανται υδρόλυση. Τα υδατικά διαλύματα διττανθρακικών αλκαλικών μετάλλων δεν χρωματίζονται όταν προστίθεται σε αυτά μια σταγόνα διαλύματος φαινολοφθαλεΐνης, γεγονός που καθιστά δυνατή τη διάκριση διαλυμάτων ανθρακικών από διαλύματα διττανθρακικών (δοκιμή φαρμακοποιίας).

1.Αντίδραση με χλωριούχο βάριο.

Ba 2+ + CO3 2 - -> BaCO 3 (λευκό λεπτό-κρυσταλλικό)

Παρόμοια ανθρακικά ιζήματα παράγονται από κατιόντα ασβεστίου (CaCO 3) και στροντίου (SrCO 3). Το ίζημα διαλύεται σε ανόργανα οξέα και οξικό οξύ. Σε διάλυμα H 2 SO 4, σχηματίζεται ένα λευκό ίζημα BaSO 4.

Ένα διάλυμα HC1 προστίθεται αργά στάγδην στο ίζημα έως ότου το ίζημα διαλυθεί πλήρως: BaCO3 + 2 HC1 -> BaCl 2 + CO 2 + H 2 O

2. Αντίδραση με θειικό μαγνήσιο (φαρμακοποιία).

Mg 2+ + COZ 2 - ->MgCO 3 (λευκό)

Υδροανθρακικό - ιόν HCO 3 - σχηματίζει ένα ίζημα MgCO 3 με θειικό μαγνήσιο μόνο όταν βράζει: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Το ίζημα MgCO 3 διαλύεται σε οξέα.

3. Αντίδραση με ανόργανα οξέα (φαρμακοποιία).

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

Το εκλυόμενο αέριο CO 2 ανιχνεύεται από τη θολότητα βαρύτονου ή ασβεστόνερου σε μια συσκευή ανίχνευσης αερίων, φυσαλίδων αερίου (CO 2) και στον δοκιμαστικό σωλήνα δέκτη - θολότητα του διαλύματος.

4. Αντίδραση με εξακυανοφερρικό ουρανύλιο (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (καφέ) -> 2 UO 2 CO 3 (άχρωμο) + 4 -

Ένα καφέ διάλυμα εξακυανοφερρικού ουρανυλίου (II) παρασκευάζεται με ανάμειξη ενός διαλύματος οξικού ουρανυλεστέρα (CH 3 COO) 2 UO 2 με ένα διάλυμα εξακυανοφερρικού καλίου (II):

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

Ένα διάλυμα Na 2 CO 3 ή K 2 CO 3 προστίθεται στάγδην στο προκύπτον διάλυμα με ανάδευση μέχρι να εξαφανιστεί το καφέ χρώμα.

5. Ξεχωριστή ανακάλυψη ανθρακικών και διττανθρακικών ιόντων με αντιδράσεις με κατιόντα ασβεστίου και αμμωνία.

Εάν στο διάλυμα υπάρχουν ταυτόχρονα ανθρακικά ιόντα και διττανθρακικά ιόντα, τότε το καθένα από αυτά μπορεί να ανοιχτεί χωριστά.

Για να γίνει αυτό, προσθέστε πρώτα μια περίσσεια διαλύματος CaCl 2 στο αναλυόμενο διάλυμα. Σε αυτή την περίπτωση, το CO3 2 κατακρημνίζεται με τη μορφή CaCO 3:

CO3 2 - + Ca 2+ = CaCO 3

Τα διττανθρακικά ιόντα παραμένουν στο διάλυμα, αφού διαλύματα Ca(HCO 3) 2 στο νερό. Το ίζημα διαχωρίζεται από το διάλυμα και στο τελευταίο προστίθεται διάλυμα αμμωνίας. HCO 2 - ανιόντα με αμμωνία και κατιόντα ασβεστίου δίνουν πάλι ένα ίζημα CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2 + + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Άλλες αντιδράσεις ανθρακικού ιόντος.

Τα ανθρακικά ιόντα, όταν αντιδρούν με το χλωριούχο σίδηρο (III) FeCl 3, σχηματίζουν ένα καφέ ίζημα Fe(OH)CO 3, με νιτρικό άργυρο - ένα λευκό ίζημα ανθρακικού αργύρου Ag 2 CO3, διαλυτό σε HbTO3 και αποσυντίθεται όταν βράζει σε νερό σε σκούρο ίζημα Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Αναλυτικές αντιδράσεις οξικού ιόντος CH 3 COO"

Οξικό - ιόν CH 3 COO- - ανιόν ασθενούς μονοβασικού οξικού οξέος CH 3 COOH: άχρωμο σε υδατικά διαλύματα, υφίσταται υδρόλυση, δεν έχει οξειδοαναγωγικές ιδιότητες. Είναι ένα αρκετά αποτελεσματικό πρόσδεμα και σχηματίζει σταθερά οξικά σύμπλοκα με κατιόντα πολλών μετάλλων. Όταν αντιδρά με αλκοόλες σε όξινο περιβάλλον, παράγει εστέρες.

Τα οξικά άλατα του αμμωνίου, των αλκαλίων και των περισσότερων άλλων μετάλλων είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Τα οξικά άλατα του αργύρου CH 3 COOAg και ο υδράργυρος (Ι) είναι λιγότερο διαλυτά στο νερό από τα οξικά άλατα άλλων μετάλλων.

1. Αντίδραση με χλωριούχο σίδηρο (III) (φαρμακοποιία).

Σε pH = 5-8, το οξικό ιόν με κατιόντα Fe(III) σχηματίζει διαλυτό σκούρο κόκκινο (το χρώμα του δυνατού τσαγιού) οξικό ή οξυοξικό σίδηρο (III).

Σε υδατικό διάλυμα υδρολύεται μερικώς. η οξίνιση του διαλύματος με ανόργανα οξέα καταστέλλει την υδρόλυση και οδηγεί στην εξαφάνιση του κόκκινου χρώματος του διαλύματος.

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

Κατά τον βρασμό, ένα κόκκινο-καφέ ίζημα βασικού οξικού σιδήρου (III) καθιζάνει από το διάλυμα:

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

Ανάλογα με την αναλογία των συγκεντρώσεων ιόντων σιδήρου (III) και οξικών ιόντων, η σύνθεση του ιζήματος μπορεί να αλλάξει και να αντιστοιχεί, για παράδειγμα, στους τύπους: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 ή Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Η αντίδραση παρεμποδίζεται από τα ανιόντα CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, τα οποία σχηματίζουν καθίζηση με σίδηρο (III), καθώς και τα ανιόντα SCN- (δίνοντας κόκκινα σύμπλοκα με κατιόντα Fe 3+) , ιωδιούχο - ιόν G, οξειδώνεται σε ιώδιο 1 2, δίνοντας στο διάλυμα κίτρινο χρώμα.

2. Αντίδραση με θειικό οξύ.

Το οξικό ιόν σε έντονα όξινο περιβάλλον μετατρέπεται σε ασθενές οξικό οξύ, οι ατμοί του οποίου έχουν μια χαρακτηριστική οσμή ξιδιού:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Η αντίδραση παρεμποδίζεται από τα ανιόντα NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, τα οποία απελευθερώνουν επίσης αέρια προϊόντα με χαρακτηριστική οσμή σε πυκνό περιβάλλον H2SO4.

3. Αντίδραση σχηματισμού οξικού αιθυλαιθέρα (φαρμακοποιία).

Η αντίδραση διεξάγεται σε περιβάλλον θειικού οξέος. Με αιθανόλη:

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

Ο απελευθερωμένος οξικός αιθυλεστέρας ανιχνεύεται από τη χαρακτηριστική ευχάριστη οσμή του. Τα άλατα αργύρου καταλύουν αυτήν την αντίδραση, επομένως συνιστάται η προσθήκη μικρής ποσότητας AgNO 3 κατά τη διεξαγωγή αυτής της αντίδρασης.

Ομοίως, κατά την αντίδραση με αμυλική αλκοόλη C 5 HcOH, σχηματίζεται επίσης οξικός αμυλεστέρας CH 3 SOOC 5 Ni (-αχλάδι-) που έχει ευχάριστη οσμή.Αισθάνεται η χαρακτηριστική οσμή του οξικού αιθυλεστέρα, η οποία εντείνεται όταν το μείγμα θερμαίνεται ήπια. .

Αναλυτικές αντιδράσεις τρυγικού - ιόντος POC - CH(OH) - CH(OH) - CONST. Το τρυγικό ιόν είναι ένα ανιόν ασθενούς διβασικού τρυγικού οξέος:

HO-CH-COOH

HO -CH-COOH

Το τρυγικό ιόν είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Σε υδατικά διαλύματα, τα τρυγικά ιόντα είναι άχρωμα, υφίστανται υδρόλυση και είναι επιρρεπή σε σχηματισμό συμπλόκου, δίνοντας σταθερά τρυγικά σύμπλοκα με κατιόντα πολλών μετάλλων. Το τρυγικό οξύ σχηματίζει δύο σειρές αλάτων - μεσαία τρυγικά που περιέχουν ένα διπλά φορτισμένο τρυγικό - το ιόν COCH(OH)CH(OH)COO- και τρυγικά οξέα - υδροτρυγικά που περιέχουν ένα μονοφορτισμένο τρυγικό υδρογόνο - το HOOOCH(OH)CH(OH) COO - ιόν. Το όξινο τρυγικό κάλιο (-τρυγικό-) KNS 4 H 4 O 6 είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό, το οποίο χρησιμοποιείται για το άνοιγμα κατιόντων καλίου. Το μέσο άλας ασβεστίου είναι επίσης ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Το μέσο άλας καλίου K 2 C 4 H 4 O 6 είναι πολύ διαλυτό στο νερό.

I. Αντίδραση με χλωριούχο κάλιο (φαρμακοποιία).

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

2. Αντίδραση με ρεσορκινόλη σε όξινο περιβάλλον (φαρμακοποιία).

Τα τρυγικά άλατα, όταν θερμαίνονται με ρεσορκινόλη meta - C 6 H 4 (OH) 2 σε πυκνό θειικό οξύ, σχηματίζουν προϊόντα αντίδρασης κόκκινου κερασιού.

14) Αντιδράσεις με σύμπλοκο αμμωνίας αργύρου. Ένα μαύρο ίζημα από μεταλλικό ασήμι πέφτει έξω.

15) Αντίδραση με θειικό σίδηρο (II) και υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Προσθήκη αραιού υδατικού διαλύματος FeSO 4 και H 2 O 2 σε διάλυμα που περιέχει τρυγικά. οδηγεί στο σχηματισμό ενός ασταθούς συμπλέγματος σιδήρου με ζαρωμένο χρώμα. Η επακόλουθη επεξεργασία με διάλυμα αλκαλίου NaOH οδηγεί στο μπλε χρώμα του συμπλέγματος.

Αναλυτικές αντιδράσεις οξαλικού ιόντος C 2 O 4 2-

Το οξαλικό ιόν C 2 O 4 2- είναι ένα ανιόν διβασικού οξαλικού οξέος H 2 C 2 O 4 μέτριας ισχύος, σχετικά καλά διαλυτό στο νερό. Το οξαλικό ιόν σε υδατικά διαλύματα είναι άχρωμο, μερικώς υδρολυμένο, ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, αποτελεσματικός συνδέτης - σχηματίζει σταθερά οξαλικά σύμπλοκα με κατιόντα πολλών μετάλλων. Τα οξαλικά των αλκαλικών μετάλλων, του μαγνησίου και του αμμωνίου είναι διαλυτά στο νερό, ενώ άλλα μέταλλα είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό.

1Αντίδραση με χλωριούχο βάριο Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (λευκό) Το ίζημα διαλύεται σε ανόργανα οξέα και σε οξικό οξύ (στο βρασμό). 2. Αντίδραση με χλωριούχο ασβέστιο (φαρμακοποιία): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (λευκό)

Το ίζημα είναι διαλυτό σε ανόργανα οξέα, αλλά αδιάλυτο σε οξικό οξύ.

3. Αντίδραση με νιτρικό άργυρο.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(πηγμένο) Δοκιμή διαλυτότητας. Το ίζημα χωρίζεται σε 3 μέρη:

ΕΝΑ). Στον πρώτο δοκιμαστικό σωλήνα με το ίζημα, προσθέστε ένα διάλυμα HNO 3 σταγόνα-σταγόνα με ανάδευση μέχρι να διαλυθεί το ίζημα.

σι). Προσθέστε ένα πυκνό διάλυμα αμμωνίας σταγόνα-σταγόνα με ανάδευση στον δεύτερο δοκιμαστικό σωλήνα με το ίζημα μέχρι να διαλυθεί το ίζημα. V). Προσθέστε 4-5 σταγόνες διαλύματος HC1 στον τρίτο δοκιμαστικό σωλήνα με το ίζημα. Ένα λευκό ίζημα χλωριούχου αργύρου παραμένει στον δοκιμαστικό σωλήνα:

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

4.Αντίδραση με υπερμαγγανικό κάλιο. Τα οξαλικά ιόντα με KMnO 4 σε όξινο περιβάλλον οξειδώνονται με την απελευθέρωση CO 2. το διάλυμα KMpO 4 αποχρωματίζεται λόγω της αναγωγής του μαγγανίου (VII) σε μαγγάνιο (II):

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

Αραιό ​​διάλυμα KMnO 4. Το τελευταίο αποχρωματίζεται. παρατηρείται η απελευθέρωση φυσαλίδων αερίου - CO 2 -.

38 Στοιχεία ομάδας VA

Γενικά χαρακτηριστικά της ομάδας VA του Περιοδικού Πίνακα.με τη μορφή s x p y η ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου στοιχείων της ομάδας VA.

Το αρσενικό και το αντιμόνιο έχουν διαφορετικές αλλοτροπικές τροποποιήσεις: τόσο με μοριακό όσο και με μεταλλικό κρυσταλλικό πλέγμα. Ωστόσο, με βάση τη σύγκριση της σταθερότητας των κατιονικών μορφών (As 3+, Sb 3+), το αρσενικό ταξινομείται ως μη μέταλλο και το αντιμόνιο ταξινομείται ως μέταλλο.

καταστάσεις οξείδωσης σταθερές για στοιχεία της ομάδας VA

Από το άζωτο στο βισμούθιο (με μείωση των μη μεταλλικών ιδιοτήτων):

w η σταθερότητα της αρνητικής κατάστασης οξείδωσης (-3) μειώνεται (μ. ιδιότητες των ενώσεων υδρογόνου)

w η σταθερότητα της υψηλότερης θετικής κατάστασης οξείδωσης μειώνεται (+5)

w η σταθερότητα της χαμηλής θετικής κατάστασης οξείδωσης αυξάνεται (+3)

ξέρω

• θέση άνθρακα και πυριτίου στον περιοδικό πίνακα, εμφάνιση στη φύση και πρακτική εφαρμογή.
• ατομική δομή, σθένος, καταστάσεις οξείδωσης άνθρακα και πυριτίου.
• μέθοδοι παραγωγής και ιδιότητες απλών ουσιών - γραφίτη, διαμάντι και πυρίτιο. νέες αλλοτροπικές μορφές άνθρακα·
• κύριοι τύποι ενώσεων άνθρακα και πυριτίου.
• χαρακτηριστικά στοιχείων της υποομάδας του γερμανίου.

έχω την δυνατότητα να

• να συντάσσει εξισώσεις αντίδρασης για την παραγωγή απλών ουσιών άνθρακα και πυριτίου και αντιδράσεις που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες αυτών των ουσιών·
• συγκρίνετε τις ιδιότητες των στοιχείων στην ομάδα άνθρακα.
• χαρακτηρίζουν πρακτικά σημαντικές ενώσεις άνθρακα και πυριτίου.
• πραγματοποιήστε υπολογισμούς χρησιμοποιώντας εξισώσεις αντίδρασης στις οποίες εμπλέκονται άνθρακας και πυρίτιο.

τα δικά

Ικανότητες πρόβλεψης της πορείας των αντιδράσεων που περιλαμβάνουν άνθρακα, πυρίτιο και τις ενώσεις τους.

Η δομή των ατόμων. Επικράτηση στη φύση

Η ομάδα IVA του περιοδικού πίνακα αποτελείται από πέντε στοιχεία με ζυγούς ατομικούς αριθμούς: άνθρακα C, πυρίτιο Si, γερμάνιο Ge, κασσίτερο Sn και μόλυβδο Pb (Πίνακας 21.1). Στη φύση, όλα τα στοιχεία της ομάδας είναι μείγματα σταθερών ισοτόπων. Ο άνθρακας έχει δύο ισόγωνα - *|C (98,9%) και *§C (1,1%). Επιπλέον, στη φύση υπάρχουν ίχνη του ραδιενεργού ισοτόπου "|С с t t= 5730 χρόνια. Σχηματίζεται συνεχώς κατά τη διάρκεια συγκρούσεων νετρονίων από την κοσμική ακτινοβολία με πυρήνες αζώτου στην ατμόσφαιρα της γης:

Πίνακας 21.1

Χαρακτηριστικά στοιχείων της ομάδας IVA

* Βιογενές στοιχείο.

Το κύριο ισότοπο του άνθρακα έχει ιδιαίτερη σημασία στη χημεία και τη φυσική, καθώς βασίζεται στη μονάδα ατομικής μάζας, δηλαδή { /2 μέρος της μάζας ενός ατόμου «ICO Ναι).

Το πυρίτιο έχει τρία ισότοπα στη φύση. Μεταξύ αυτών, το πιο κοινό είναι το ^)Si (92,23%). Το γερμάνιο έχει πέντε ισότοπα (j^Ge - 36,5%). Κασσίτερος - 10 ισότοπα. Πρόκειται για ρεκόρ μεταξύ των χημικών στοιχείων. Το πιο κοινό είναι το 12 5 gSn (32,59%). Ο μόλυβδος έχει τέσσερα ισότοπα: 2 §^Pb (1,4%), 2 §|Pb (24,1%), 2 82?b (22,1%) και 2 82?b (52,4%). Τα τρία τελευταία ισότοπα του μολύβδου είναι τα τελικά προϊόντα της διάσπασης των φυσικών ραδιενεργών ισοτόπων του ουρανίου και του θορίου, και ως εκ τούτου η περιεκτικότητά τους στον φλοιό της γης έχει αυξηθεί καθ' όλη τη διάρκεια της ύπαρξης της Γης.

Όσον αφορά την αφθονία στον φλοιό της γης, ο άνθρακας είναι ένα από τα δέκα κορυφαία χημικά στοιχεία. Βρίσκεται με τη μορφή γραφίτη, πολλών ποικιλιών άνθρακα, ως μέρος πετρελαίου, φυσικού εύφλεκτου αερίου, σχηματισμών ασβεστόλιθου (CaCO e), δολομίτη (CaC0 3 -MgC0 3) και άλλων ανθρακικών ενώσεων. Το φυσικό διαμάντι, αν και αποτελεί ένα ασήμαντο μέρος του διαθέσιμου άνθρακα, είναι εξαιρετικά πολύτιμο ως ένα όμορφο και σκληρότερο ορυκτό. Αλλά, φυσικά, η υψηλότερη αξία του άνθρακα έγκειται στο γεγονός ότι είναι η δομική βάση των βιοοργανικών ουσιών που σχηματίζουν τα σώματα όλων των ζωντανών οργανισμών. Ο άνθρακας δικαίως θεωρείται το πρώτο μεταξύ πολλών χημικών στοιχείων που είναι απαραίτητα για την ύπαρξη της ζωής.

Το πυρίτιο είναι το δεύτερο πιο άφθονο στοιχείο στον φλοιό της γης. Η άμμος, ο πηλός και πολλά πετρώματα που βλέπετε αποτελούνται από ορυκτά πυριτίου. Με εξαίρεση τις κρυσταλλικές ποικιλίες οξειδίου του πυριτίου, όλες οι φυσικές ενώσεις του είναι πυριτικά, δηλ. άλατα διαφόρων πυριτικών οξέων. Αυτά τα ίδια τα οξέα δεν έχουν ληφθεί ως μεμονωμένες ουσίες. Τα ορθοπυριτικά περιέχουν ιόντα SiOj~, τα μεταπυριτικά αποτελούνται από αλυσίδες πολυμερούς (Si0 3 ") w. Τα περισσότερα πυριτικά είναι δομημένα σε ένα πλαίσιο ατόμων πυριτίου και οξυγόνου, μεταξύ των οποίων μπορούν να βρίσκονται άτομα οποιωνδήποτε μετάλλων και ορισμένων αμετάλλων (φθόριο). -γνωστά ορυκτά πυριτίου περιλαμβάνουν χαλαζία Si0 2, άστριο (ορθόκλαση KAlSi 3 0 8), μαρμαρυγία (μοσχοβίτης KAl 3 H 2 Si 3 0 12). Συνολικά, είναι γνωστά περισσότερα από 400 ορυκτά πυριτίου. Περισσότερα από τα μισά κοσμήματα και διακοσμητικά Οι πέτρες είναι ενώσεις πυριτίου.Το πλαίσιο οξυγόνου-πυριτίου προκαλεί ορυκτά πυριτίου χαμηλής διαλυτότητας στο νερό.Μόνο από θερμές υπόγειες πηγές για χιλιάδες χρόνια μπορούν να εναποτεθούν αναπτύξεις και κρούστες ενώσεων πυριτίου.Βράχια αυτού του τύπου περιλαμβάνουν ίασπι.

Δεν χρειάζεται να μιλήσουμε για την εποχή της ανακάλυψης του άνθρακα, του πυριτίου, του κασσίτερου και του μολύβδου, αφού ήταν γνωστά με τη μορφή απλών ουσιών ή ενώσεων από την αρχαιότητα. Το γερμάνιο ανακαλύφθηκε από τον K. Winkler (Γερμανία) το 1886 στο σπάνιο ορυκτό αργυροδίτη. Σύντομα έγινε σαφές ότι η ύπαρξη ενός στοιχείου με τέτοιες ιδιότητες είχε προβλεφθεί από τον D.I. Mendeleev. Το όνομα του νέου στοιχείου προκάλεσε διαμάχη. Ο Mendeleev, σε μια επιστολή του προς τον Winkler, υποστήριξε σθεναρά το όνομα γερμάνιο.

Τα στοιχεία της ομάδας IVA έχουν τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους στο εξωτερικό τους μικρό-και p-υποεπίπεδα:

Ηλεκτρονικοί τύποι ατόμων:

Στη θεμελιώδη κατάσταση, αυτά τα στοιχεία είναι δισθενή και στη διεγερμένη κατάσταση γίνονται τετρασθενή:

Ο άνθρακας και το πυρίτιο σχηματίζουν πολύ λίγες χημικές ενώσεις σε δισθενή κατάσταση. σχεδόν σε όλες τις σταθερές ενώσεις είναι τετρασθενείς. Πιο κάτω στην ομάδα, η σταθερότητα της δισθενούς κατάστασης αυξάνεται για το γερμάνιο, τον κασσίτερο και τον μόλυβδο και η σταθερότητα της τετρασθενούς κατάστασης μειώνεται. Επομένως, οι ενώσεις μολύβδου(1U) συμπεριφέρονται ως ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Αυτό το μοτίβο είναι επίσης εμφανές στην ομάδα VA. Μια σημαντική διαφορά μεταξύ του άνθρακα και άλλων στοιχείων της ομάδας είναι η ικανότητα σχηματισμού χημικών δεσμών σε τρεις διαφορετικές καταστάσεις υβριδισμού - sp, sp 2Και sp3.Το πυρίτιο έχει πρακτικά μόνο μία υβριδική κατάσταση sp3.Αυτό είναι ξεκάθαρα εμφανές όταν συγκρίνουμε τις ιδιότητες των ενώσεων άνθρακα και πυριτίου. Για παράδειγμα, το μονοξείδιο του άνθρακα C0 2 είναι αέριο (διοξείδιο του άνθρακα) και το οξείδιο του πυριτίου Si0 2 είναι μια πυρίμαχη ουσία (χαλαζίας). Η πρώτη ουσία είναι αέρια γιατί πότε sp-υβριδισμός άνθρακα, όλοι οι ομοιοπολικοί δεσμοί είναι κλειστοί στο μόριο C0 2:

Η έλξη μεταξύ των μορίων είναι ασθενής και αυτό καθορίζει την κατάσταση της ουσίας. Στο οξείδιο του πυριτίου, τέσσερα υβριδικά τροχιακά 5p 3 πυριτίου δεν μπορούν να κλείσουν σε δύο άτομα οξυγόνου. Ένα άτομο πυριτίου συνδέεται με τέσσερα άτομα οξυγόνου, καθένα από τα οποία με τη σειρά του συνδέεται με ένα άλλο άτομο πυριτίου. Το αποτέλεσμα είναι μια δομή πλαισίου με την ίδια δύναμη δεσμών μεταξύ όλων των ατόμων (βλ. διάγραμμα, τόμος 1, σελ. 40).

Οι ενώσεις άνθρακα και πυριτίου με τον ίδιο υβριδισμό, για παράδειγμα το μεθάνιο CH 4 και το σιλάνιο SiH 4, είναι παρόμοιες στη δομή και τις φυσικές ιδιότητες. Και οι δύο ουσίες είναι αέρια.

Η ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων IVA μειώνεται σε σύγκριση με στοιχεία της ομάδας VA, και αυτό είναι ιδιαίτερα αισθητό σε στοιχεία της 2ης και 3ης περιόδου. Η μεταλλικότητα των στοιχείων στην ομάδα IVA είναι πιο έντονη από την ομάδα VA. Ο άνθρακας, με τη μορφή γραφίτη, είναι αγωγός. Το πυρίτιο και το γερμάνιο είναι ημιαγωγοί, ενώ ο κασσίτερος και ο μόλυβδος είναι αληθινά μέταλλα.

16.1. Γενικά χαρακτηριστικά στοιχείων των ομάδων IIIA, IVA και VA

σι Bor 0,776	ντο Ανθρακας 0,620	Ν Αζωτο 0,521
Αλ αλουμίνιο 1,312	Σι Πυρίτιο 1,068	Π Φώσφορος 0,919
Ga Γάλλιο 1,254	Ge Germanium 1,090	Οπως και Αρσενικό 1,001
Σε Ινδίο 1,382	Sn Κασσίτερος 1,240	Sb Αντιμόνιο 1,193
Tl Θάλλιο 1,319	Pb Οδηγω 1,215	Bi Βισμούθιο 1,295

Η σύνθεση αυτών των τριών ομάδων του φυσικού συστήματος στοιχείων φαίνεται στο σχήμα 16.1. Οι τιμές των τροχιακών ακτίνων των ατόμων (σε angstroms) δίνονται επίσης εδώ. Είναι σε αυτές τις ομάδες που το όριο μεταξύ στοιχείων που σχηματίζουν μέταλλα (τροχιακή ακτίνα μεγαλύτερη από 1,1 angstroms) και στοιχείων που σχηματίζουν μη μέταλλα (τροχιακή ακτίνα μικρότερη από 1,1 angstroms) είναι πιο ευδιάκριτα. Στο σχήμα, αυτό το περίγραμμα φαίνεται με διπλή γραμμή. Δεν πρέπει να ξεχνάμε ότι αυτό το όριο εξακολουθεί να είναι αυθαίρετο: το αλουμίνιο, το γάλλιο, ο κασσίτερος, ο μόλυβδος και το αντιμόνιο είναι σίγουρα αμφοτερικά μέταλλα, αλλά το βόριο, το γερμάνιο και το αρσενικό δείχνουν επίσης κάποια σημάδια αμφοτερικότητας.
Από τα άτομα των στοιχείων αυτών των τριών ομάδων, τα ακόλουθα βρίσκονται συχνότερα στον φλοιό της γης: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) και Ν (β = 0,030%). Αυτά είναι αυτά που θα συναντήσετε σε αυτό το κεφάλαιο.
Ηλεκτρονικοί τύποι γενικού σθένους ατόμων στοιχείων της ομάδας IIIA - ns 2 n.p. 1, ομάδα IVA - ns 2 n.p. 2, ομάδες VA – ns 2 n.p. 3. Οι υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης είναι ίσες με τον αριθμό της ομάδας. Τα ενδιάμεσα είναι 2 λιγότερα.
Όλες οι απλές ουσίες που σχηματίζονται από τα άτομα αυτών των στοιχείων (με εξαίρεση το άζωτο) είναι στερεές. Πολλά στοιχεία χαρακτηρίζονται από αλλοτροπία (B, C, Sn, P, As). Υπάρχουν μόνο τρεις σταθερές μοριακές ουσίες: άζωτο N2, λευκός φώσφορος P4 και κίτρινο αρσενικό As4.

Τα μη μεταλλικά στοιχεία αυτών των τριών ομάδων τείνουν να σχηματίζουν μοριακές ενώσεις υδρογόνου με ομοιοπολικούς δεσμούς. Επιπλέον, ο άνθρακας έχει τόσα πολλά από αυτά που οι υδρογονάνθρακες και τα παράγωγά τους μελετώνται από μια ξεχωριστή επιστήμη - την οργανική χημεία. Ο δεύτερος μεγαλύτερος αριθμός ενώσεων υδρογόνου μεταξύ αυτών των στοιχείων είναι το βόριο. Τα βοροϋδρίδια (βοράνια) είναι πολύ πολυάριθμα και πολύπλοκα στη δομή, επομένως η χημεία των βοροϋδριδίων έχει γίνει επίσης ξεχωριστός κλάδος της χημείας. Το πυρίτιο σχηματίζει μόνο 8 ενώσεις υδρογόνου (σιλάνια), άζωτο και φώσφορο - δύο το καθένα, το υπόλοιπο - μία ένωση υδρογόνου το καθένα. Μοριακοί τύποι των απλούστερων ενώσεων υδρογόνου και τα ονόματά τους:

Η σύνθεση των ανώτερων οξειδίων αντιστοιχεί στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης ίση με τον αριθμό της ομάδας. Ο τύπος των ανώτερων οξειδίων σε κάθε ομάδα αλλάζει σταδιακά με την αύξηση του ατομικού αριθμού από όξινο σε αμφοτερικό ή βασικό.

Ο οξεοβασικός χαρακτήρας των υδροξειδίων είναι πολύ διαφορετικός. Έτσι, το HNO 3 είναι ένα ισχυρό οξύ και το TlOH είναι ένα αλκάλιο.

1.Να φτιάξετε συντομευμένους ηλεκτρονικούς τύπους και ενεργειακά διαγράμματα ατόμων στοιχείων των ομάδων IIIA, IVA και VA. Υποδείξτε το εξωτερικό και το ηλεκτρόνιο σθένους.

Το άτομο αζώτου έχει τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια, επομένως με τον μηχανισμό ανταλλαγής μπορεί να σχηματίσει τρεις ομοιοπολικούς δεσμούς. Μπορεί να σχηματίσει έναν άλλο ομοιοπολικό δεσμό μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη, στον οποίο το άτομο αζώτου αποκτά θετικό τυπικό φορτίο +1 μι. Έτσι, το μέγιστο άζωτο είναι πεντασθενές, αλλά το μέγιστο ομοιοπολικό του είναι τέσσερα. (Αυτό εξηγεί τη δήλωση που συναντάται συχνά ότι το άζωτο δεν μπορεί να είναι πεντασθενές)
Σχεδόν όλο το άζωτο της γης βρίσκεται στην ατμόσφαιρα του πλανήτη μας. Ένα σημαντικά μικρότερο ποσοστό αζώτου υπάρχει στη λιθόσφαιρα με τη μορφή νιτρικών αλάτων. Το άζωτο είναι μέρος των οργανικών ενώσεων που περιέχονται σε όλους τους οργανισμούς και στα προϊόντα της αποσύνθεσής τους.
Το άζωτο αποτελεί το μοναδικό απλόςμοριακός ουσία N 2 με διατομικό τριπλό δεσμό στο μόριο (Εικ. 16.2). Η ενέργεια αυτού του δεσμού είναι 945 kJ/mol, η οποία υπερβαίνει τις τιμές άλλων ενεργειών του δεσμού (βλ. Πίνακα 21). Αυτό εξηγεί την αδράνεια του αζώτου σε συνηθισμένες θερμοκρασίες. Σύμφωνα με τα φυσικά του χαρακτηριστικά, το άζωτο είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο, γνωστό σε εμάς από τη γέννηση (τα τρία τέταρτα της ατμόσφαιρας της γης αποτελούνται από άζωτο). Το άζωτο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό.

Το άζωτο σχηματίζει δύο ενώσεις υδρογόνου: αμμωνία NH 3 και υδραζίνη N 2 H 6:

Η αμμωνία είναι ένα άχρωμο αέριο με πικάντικη, αποπνικτική οσμή. Η απρόσεκτη εισπνοή συμπυκνωμένου ατμού αμμωνίας μπορεί να προκαλέσει σπασμούς και ασφυξία. Η αμμωνία είναι πολύ διαλυτή στο νερό, γεγονός που εξηγείται από το σχηματισμό τεσσάρων δεσμών υδρογόνου με μόρια νερού από κάθε μόριο αμμωνίας.

Το μόριο αμμωνίας είναι ένα σωματίδιο βάσης (βλ. Παράρτημα 14). Με την αποδοχή ενός πρωτονίου, μετατρέπεται σε ιόν αμμωνίου. Η αντίδραση μπορεί να συμβεί τόσο σε υδατικό διάλυμα όσο και σε αέρια φάση:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (σε διάλυμα);
NH 3 + H 3 O B = NH 4 + H 2 O (σε διάλυμα);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (στην αέρια φάση).

Τα υδατικά διαλύματα αμμωνίας είναι αρκετά αλκαλικά για να καθιζάνουν αδιάλυτα υδροξείδια, αλλά όχι αρκετά αλκαλικά ώστε τα αμφοτερικά υδροξείδια να διαλυθούν σε αυτά για να σχηματίσουν υδροξοσυμπλέγματα. Επομένως, το διάλυμα αμμωνίας είναι βολικό στη χρήση για την παρασκευή αμφοτερικών υδροξειδίων Π-στοιχεία: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, κ.λπ., για παράδειγμα:

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

Όταν αναφλέγεται στον αέρα, η αμμωνία καίγεται για να σχηματίσει άζωτο και νερό. όταν αλληλεπιδρά με το οξυγόνο παρουσία καταλύτη (Pt), οξειδώνεται αντιστρέψιμα σε μονοξείδιο του αζώτου:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (χωρίς καταλύτη),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (με καταλύτη).

Όταν θερμαίνεται, η αμμωνία μπορεί να μειώσει τα οξείδια των όχι πολύ ενεργών μετάλλων, για παράδειγμα, χαλκού:

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

Τα άλατα αμμωνίου στις ιδιότητές τους (εκτός από τη θερμική σταθερότητα) είναι παρόμοια με τα άλατα αλκαλιμετάλλων. Όπως και το τελευταίο, σχεδόν όλα είναι διαλυτά στο νερό, αλλά, καθώς το ιόν αμμωνίου είναι ασθενές οξύ, υδρολύονται στο κατιόν. Όταν θερμαίνονται, τα άλατα αμμωνίου αποσυντίθενται:

NH4Cl = NH3 + HCl;
(NH 4) 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 + NH 3;
(NH 4) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O;
NH4 HS = NH3 + H2S;
NH4NO3 = N2O + 2H2O;
NH4NO2 = N2 + 2H2O;
(NH4) 2HPO4 = NH3 + (NH4)H2PO4;
(NH 4)H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O.

Το άζωτο σε διάφορες καταστάσεις οξείδωσης σχηματίζει πέντε οξείδια: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 και N 2 O 5.
Το πιο σταθερό από αυτά είναι το διοξείδιο του αζώτου. Είναι ένα καφέ δηλητηριώδες αέριο με δυσάρεστη οσμή. Αντιδρά με το νερό:

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

Με ένα αλκαλικό διάλυμα, η αντίδραση συμβαίνει με το σχηματισμό νιτρικών και νιτρωδών.
Τα N 2 O και NO είναι οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα.
Τα N 2 O 3 και N 2 O 5 είναι όξινα οξείδια. Αντιδρώντας με το νερό, σχηματίζουν αντίστοιχα διαλύματα νιτρώδους και νιτρικού οξέος.

Το οξοξύ του αζώτου στην κατάσταση οξείδωσης +III είναι το νιτρώδες οξύ HNO 2. Είναι ένα ασθενές οξύ του οποίου τα μόρια υπάρχουν μόνο σε υδατικό διάλυμα. Τα άλατά του είναι νιτρώδη. Το άζωτο στο νιτρώδες οξύ και τα νιτρώδη οξειδώνεται εύκολα στην κατάσταση οξείδωσης +V.

Σε αντίθεση με το νιτρώδες οξύ, το νιτρικό οξύ HNO 3 είναι ισχυρό οξύ. Η δομή του μορίου του μπορεί να εκφραστεί με δύο τρόπους:

Το νιτρικό οξύ αναμιγνύεται με το νερό από όλες τις απόψεις, αντιδρώντας πλήρως μαζί του σε αραιά διαλύματα:

HNO3 + H2O = H3O + NO3

Το νιτρικό οξύ και τα διαλύματά του είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Όταν το νιτρικό οξύ αραιώνεται, η οξειδωτική του δράση μειώνεται. Σε διαλύματα νιτρικού οξέος οποιασδήποτε συγκέντρωσης, τα οξειδωτικά άτομα είναι κυρίως άτομα αζώτου, όχι υδρογόνο. Επομένως, κατά την οξείδωση διαφόρων ουσιών με νιτρικό οξύ, το υδρογόνο απελευθερώνεται μόνο ως υποπροϊόν. Ανάλογα με τη συγκέντρωση του οξέος και την αναγωγική δράση του άλλου αντιδραστηρίου, τα προϊόντα της αντίδρασης μπορεί να είναι NO 2, NO, N 2 O, N 2 και ακόμη και NH 4. Τις περισσότερες φορές σχηματίζεται ένα μείγμα αερίων, αλλά στην περίπτωση του συμπυκνωμένου νιτρικού οξέος απελευθερώνεται μόνο διοξείδιο του αζώτου:

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

Στην περίπτωση του αραιού νιτρικού οξέος, το μονοξείδιο του αζώτου απελευθερώνεται συχνότερα:

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

Στην περίπτωση πολύ αραιού νιτρικού οξέος που αντιδρά με έναν ισχυρό αναγωγικό παράγοντα (Mg, Al, Zn), σχηματίζονται ιόντα αμμωνίου:

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

Αυτά τα μέταλλα που παθητικοποιούνται από πυκνό θειικό οξύ παθητικοποιούνται επίσης από πυκνό νιτρικό οξύ.
Τα άλατα του νιτρικού οξέος - νιτρικά - είναι θερμικά ασταθείς ενώσεις. Όταν θερμαίνονται αποσυντίθενται:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 ;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.

1. Να γράψετε περιγραφικές εξισώσεις για τις αντιδράσεις που δίνονται στο κείμενο της παραγράφου.
2. Να δημιουργήσετε εξισώσεις αντίδρασης που να χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) αμμωνίας, β) νιτρικού οξέος, γ) νιτρικού ψευδαργύρου.
Χημικές ιδιότητες αμμωνίας και νιτρικού οξέος.

16.3. Φώσφορος

Σε αντίθεση με το άτομο αζώτου, άτομοΟ φώσφορος μπορεί να σχηματίσει πέντε ομοιοπολικούς δεσμούς μέσω ενός μηχανισμού ανταλλαγής. Η παραδοσιακή εξήγηση για αυτό καταλήγει στη δυνατότητα διέγερσης ενός από τα 3 μικρό-Τα ηλεκτρόνια και η μετάβασή τους στο 3 ρε-υποεπίπεδο.
Το στοιχείο φώσφορος σχηματίζεται αρκετά αλλοτροπικές τροποποιήσεις. Από αυτές, τρεις τροποποιήσεις είναι οι πιο σταθερές: ο λευκός φώσφορος, ο κόκκινος και ο μαύρος φώσφορος. Ο λευκός φώσφορος είναι μια κηρώδης, τοξική ουσία επιρρεπής σε αυθόρμητη καύση στον αέρα, που αποτελείται από μόρια P4. Ο κόκκινος φώσφορος είναι μια μη μοριακή, λιγότερο δραστική ουσία σκούρου κόκκινου χρώματος με μάλλον πολύπλοκη δομή. Τυπικά, ο κόκκινος φώσφορος περιέχει πάντα ένα μείγμα λευκού, επομένως τόσο ο λευκός όσο και ο κόκκινος φώσφορος αποθηκεύονται πάντα κάτω από ένα στρώμα νερού. Ο μαύρος φώσφορος είναι επίσης μια μη μοριακή ουσία με πολύπλοκη δομή πλαισίου.
Τα μόρια του λευκού φωσφόρου είναι τετραεδρικά, το άτομο φωσφόρου σε αυτά είναι τρισθενές. Μοντέλο μπάλας και ραβδιού και δομικός τύπος του μορίου λευκού φωσφόρου:

Η δομή του κόκκινου φωσφόρου μπορεί να εκφραστεί με τον συντακτικό τύπο:

Ο φώσφορος λαμβάνεται από το φωσφορικό ασβέστιο με θέρμανση με άμμο και κοκ:

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

Ο φώσφορος χαρακτηρίζεται περισσότερο από ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης +V. Όταν αντιδρά με περίσσεια χλωρίου, ο φώσφορος σχηματίζει πενταχλωριούχο. Κατά την καύση οποιασδήποτε αλλοτροπικής τροποποίησης του φωσφόρου, σχηματίζεται περίσσεια οξυγόνου οξείδιοφώσφορος (V):

4P + 5O2 = 2P2O5.

Υπάρχουν δύο τροποποιήσεις του οξειδίου του φωσφόρου(V): μη μοριακές (με τον απλούστερο τύπο P 2 O 5) και μοριακές (με μοριακό τύπο P 4 O 10). Το οξείδιο του φωσφόρου είναι συνήθως ένα μείγμα αυτών των ουσιών.

Αυτό το πολύ υγροσκοπικό όξινο οξείδιο, αντιδρώντας με το νερό, σχηματίζει διαδοχικά μεταφωσφορικά, διφωσφορικά και ορθοφωσφορικά οξέα:

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.

Ορθοφωσφορικός οξύ(συνήθως ονομάζεται απλά φωσφορικό) είναι ένα τριβασικό ασθενές οξύ (βλ. Παράρτημα 13). Είναι μια άχρωμη κρυσταλλική ουσία, πολύ διαλυτή στο νερό. Όταν αντιδρά με ισχυρές βάσεις, ανάλογα με την αναλογία των αντιδραστηρίων, σχηματίζει τρεις σειρές άλατα(ορθοφωσφορικά, υδροορθοφωσφορικά και διόξινο ορθοφωσφορικά άλατα - συνήθως το πρόθεμα «ortho» παραλείπεται από τα ονόματά τους):

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.

Τα περισσότερα μεσαία φωσφορικά (με εξαίρεση τα άλατα αλκαλικών στοιχείων εκτός του λιθίου) είναι αδιάλυτα στο νερό. Υπάρχουν σημαντικά περισσότερα διαλυτά όξινα φωσφορικά άλατα.
Το φωσφορικό οξύ λαμβάνεται από φυσικό φωσφορικό ασβέστιο με επεξεργασία του με περίσσεια θειικού οξέος. Με διαφορετική αναλογία φωσφορικού ασβεστίου και θειικού οξέος, σχηματίζεται ένα μείγμα διόξινου φωσφορικού και θειικού ασβεστίου, που χρησιμοποιείται στη γεωργία ως ορυκτό λίπασμα που ονομάζεται «απλό υπερφωσφορικό»:
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.

Το πιο πολύτιμο "διπλό υπερφωσφορικό" λαμβάνεται με την αντίδραση

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

Η κύρια ουσία αυτού του ορυκτού λιπάσματος είναι το δισόξινο φωσφορικό ασβέστιο.

1. Να συνθέσετε μοριακές εξισώσεις για αντιδράσεις για τις οποίες δίνονται ιοντικές εξισώσεις στο κείμενο της παραγράφου.
2. Να γράψετε εξισώσεις για τις αντιδράσεις που δίνονται στο κείμενο της παραγράφου περιγραφικά.
3. Να δημιουργήσετε εξισώσεις αντίδρασης που να χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) φωσφόρου, β) οξειδίου του φωσφόρου (V), γ) ορθοφωσφορικού οξέος, δ) διόξινου φωσφορικού νατρίου.
Χημικές ιδιότητες του φωσφορικού οξέος.

16.4. Ανθρακας

Ο άνθρακας είναι το κύριο συστατικό όλων των οργανισμών. Στη φύση, υπάρχουν τόσο απλές ουσίες που σχηματίζονται από άνθρακα (διαμάντι, γραφίτης) όσο και ενώσεις (διοξείδιο του άνθρακα, διάφορα ανθρακικά άλατα, μεθάνιο και άλλοι υδρογονάνθρακες στο φυσικό αέριο και το πετρέλαιο). Το κλάσμα μάζας του άνθρακα στους λιθάνθρακες φτάνει το 97%.
ΑτομοΟ άνθρακας στη θεμελιώδη κατάσταση μπορεί να σχηματίσει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς μέσω ενός μηχανισμού ανταλλαγής, αλλά υπό κανονικές συνθήκες τέτοιες ενώσεις δεν σχηματίζονται. Όταν ένα άτομο άνθρακα εισέρχεται σε διεγερμένη κατάσταση, χρησιμοποιεί και τα τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους.
Ο άνθρακας σχηματίζεται αρκετά αλλοτροπικές τροποποιήσεις(βλ. Εικ. 16.2). Αυτά είναι το διαμάντι, ο γραφίτης, η καραμπίνα και διάφορα φουλερένια.

Το διαμάντι είναι μια πολύ σκληρή, άχρωμη, διαφανής κρυσταλλική ουσία. Οι κρύσταλλοι διαμαντιών αποτελούνται από άτομα άνθρακα sp 3-υβριδοποιημένη κατάσταση, σχηματίζοντας ένα χωρικό πλαίσιο.
Ο γραφίτης είναι μια μάλλον μαλακή κρυσταλλική ουσία γκρι-μαύρου χρώματος. Οι κρύσταλλοι γραφίτη αποτελούνται από επίπεδα στρώματα στα οποία βρίσκονται άτομα άνθρακα sp 2-υβριδική κατάσταση και σχηματισμός δικτύων με εξαγωνικά κύτταρα.
Το Carbyne είναι μια άχρωμη ουσία με ινώδη δομή, που αποτελείται από γραμμικά μόρια στα οποία βρίσκονται άτομα άνθρακα sp-υβριδική κατάσταση (=C=C=C=C= ή –C C–C C–).
Τα φουλερένια είναι μοριακές αλλοτροπικές τροποποιήσεις του άνθρακα με μόρια C 60, C 80 κ.λπ. Τα μόρια αυτών των ουσιών είναι σφαίρες κοίλων διχτυών.
Όλες οι τροποποιήσεις του άνθρακα παρουσιάζουν αναγωγικές ιδιότητες σε μεγαλύτερο βαθμό από τις οξειδωτικές, για παράδειγμα, ο οπτάνθρακας (προϊόν επεξεργασίας άνθρακα, περιέχει έως και 98% άνθρακα) χρησιμοποιείται για τη μείωση του σιδήρου από τα οξείδια και μια σειρά άλλων μετάλλων από τα οξείδια τους :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (σε υψηλή θερμοκρασία).

Οι περισσότερες ενώσεις άνθρακα μελετώνται στην οργανική χημεία, για την οποία θα μάθετε στην 10η και την 11η τάξη.
Στις ανόργανες ουσίες, η κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα είναι +II και +IV. Με αυτές τις καταστάσεις οξείδωσης του άνθρακα, υπάρχουν δύο οξείδιο.
Το μονοξείδιο του άνθρακα (II) είναι ένα άχρωμο, άοσμο, δηλητηριώδες αέριο. Το ασήμαντο όνομα είναι μονοξείδιο του άνθρακα. Σχηματίζεται κατά την ατελή καύση καυσίμου που περιέχει άνθρακα. Για την ηλεκτρονική δομή του μορίου του, βλέπε σελίδα 121. Σύμφωνα με τις χημικές ιδιότητες, το CO είναι ένα οξείδιο που δεν σχηματίζει άλατα· όταν θερμαίνεται, παρουσιάζει αναγωγικές ιδιότητες (μειώνει πολλά οξείδια όχι πολύ ενεργών μετάλλων σε μέταλλο).
Το μονοξείδιο του άνθρακα (IV) είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο. Το ασήμαντο όνομα είναι διοξείδιο του άνθρακα. Όξινο οξείδιο. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό (φυσικά), αντιδρά μερικώς με αυτό, σχηματίζοντας άνθρακα οξύ H 2 CO 3 (μόρια αυτής της ουσίας υπάρχουν μόνο σε πολύ αραιά υδατικά διαλύματα).
Το ανθρακικό οξύ είναι ένα πολύ ασθενές οξύ (βλ. Παράρτημα 13), διβασικό, σχηματίζει δύο σειρές άλατα(ανθρακικά και διττανθρακικά). Τα περισσότερα ανθρακικά είναι αδιάλυτα στο νερό. Από τα υδρογονανθρακικά, μόνο υδρογονανθρακικά αλκαλιμέταλλα και αμμώνιο υπάρχουν ως μεμονωμένες ουσίες. Τόσο το ανθρακικό όσο και το διττανθρακικό ιόν είναι σωματίδια βάσης, επομένως τόσο τα ανθρακικά όσο και τα διττανθρακικά σε υδατικά διαλύματα υφίστανται υδρόλυση στο ανιόν.
Από τα ανθρακικά, τα πιο σημαντικά είναι το ανθρακικό νάτριο Na 2 CO 3 (σόδα, ανθρακικό νάτριο, σόδα πλυσίματος), το διττανθρακικό νάτριο NaHCO 3 (μαγειρική σόδα, μαγειρική σόδα), το ανθρακικό κάλιο K 2 CO 3 ( ποτάσα) και το ανθρακικό ασβέστιο CaCO 3 (κιμωλία, μάρμαρο, ασβεστόλιθος).
Ποιοτική αντίδρασηγια την παρουσία διοξειδίου του άνθρακα στο μείγμα αερίων: σχηματισμός ιζήματος ανθρακικού ασβεστίου κατά τη διέλευση του αέριου δοκιμής μέσω ασβεστόνερου (κορεσμένο διάλυμα υδροξειδίου του ασβεστίου) και η επακόλουθη διάλυση του ιζήματος κατά την περαιτέρω διέλευση του αερίου. Αντιδράσεις που λαμβάνουν χώρα: Το στοιχείο πυρίτιο σχηματίζει ένα απλή ουσίαμε το ίδιο όνομα. Πρόκειται για μια μη μοριακή ουσία με τη δομή του διαμαντιού, από την οποία το πυρίτιο είναι ελαφρώς κατώτερο σε σκληρότητα. Τον τελευταίο μισό αιώνα, το πυρίτιο έχει γίνει ένα απολύτως απαραίτητο υλικό για τον πολιτισμό μας, καθώς οι μονοκρύσταλλοί του χρησιμοποιούνται σχεδόν σε όλο τον ηλεκτρονικό εξοπλισμό.
Το πυρίτιο είναι μια αρκετά αδρανής ουσία. σε θερμοκρασία δωματίου δεν αντιδρά σχεδόν με τίποτα εκτός από φθόριο και υδροφθόριο:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Όταν θερμαίνεται με τη μορφή λεπτώς αλεσμένης σκόνης, καίγεται σε οξυγόνο, σχηματίζοντας διοξείδιο (SiO 2). Όταν συντήκεται με αλκάλια ή όταν βράζεται με πυκνά διαλύματα αλκαλίων, σχηματίζει πυριτικά:

Si + 4NaOH = Na 4 SiO 4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.

Μονοξείδιο του πυριτίου SiO - που δεν σχηματίζει άλατα οξείδιο; οξειδώνεται εύκολα σε διοξείδιο.
Το διοξείδιο του πυριτίου SiO 2 είναι μια μη μοριακή ουσία με δομή πλαισίου. Δεν αντιδρά με το νερό. οξείδιο οξέος - όταν συντήκεται με αλκάλια, σχηματίζει πυριτικά, για παράδειγμα:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. Το αλουμίνιο είναι το επόμενο πιο άφθονο στοιχείο στη λιθόσφαιρα της Γης μετά το πυρίτιο. Μόνο του και μαζί με το πυρίτιο, σχηματίζει πολλά ορυκτά: άστριο, μαρμαρυγία, κορούνδιο Al 2 O 3 και τις πολύτιμες ποικιλίες του (άχρωμο λευκοσαπφείρι, ρουμπίνι που περιέχει χρώμιο, ζαφείρι που περιέχει τιτάνιο).
Η απλή ουσία αλουμίνιο είναι ένα ασημί-λευκό γυαλιστερό ελαφρύ μέταλλο. Το καθαρό αλουμίνιο είναι πολύ μαλακό, μπορεί να τυλιχτεί σε λεπτό φύλλο και να βγει σύρμα από αυτό. Το αλουμίνιο έχει καλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Είναι ανθεκτικό στις ατμοσφαιρικές επιδράσεις. Τα κράματα αλουμινίου είναι αρκετά σκληρά, αλλά μπορούν να υποστούν καλή επεξεργασία. Το αλουμίνιο δεν είναι δηλητηριώδες. Όλα αυτά επιτρέπουν τη χρήση του αλουμινίου σε μια μεγάλη ποικιλία βιομηχανιών: στην αεροπορία, την ηλεκτρική, τη βιομηχανία τροφίμων και τις κατασκευές. Το αλουμίνιο χρησιμοποιείται επίσης ευρέως στην καθημερινή ζωή. Το αλουμίνιο παράγεται με ηλεκτρόλυση του τήγματος των ενώσεων του.
Η χημική αδράνεια του αλουμινίου προκαλείται από την παρουσία ενός πυκνού φιλμ οξειδίου στην επιφάνειά του, το οποίο εμποδίζει την επαφή του μετάλλου με το αντιδραστήριο. Όταν αυτό το φιλμ αφαιρεθεί χημικά ή μηχανικά, το αλουμίνιο γίνεται πολύ ενεργό. Έτσι, χωρίς φιλμ οξειδίου, το αλουμίνιο αναφλέγεται αυθόρμητα και καίγεται στον αέρα χωρίς πρόσθετη θέρμανση.
Οι αναγωγικές ιδιότητες του αλουμινίου είναι ιδιαίτερα έντονες όταν θερμαίνεται. Υπό αυτές τις συνθήκες, μειώνει πολλά μέταλλα από οξείδια: όχι μόνο σίδηρο, τιτάνιο, ζιρκόνιο, αλλά ακόμη και ασβέστιο και βάριο.
Το οξείδιο του αργιλίου Al 2 O 3 (τετριμμένα ονόματα - αλουμίνα, κορούνδιο) είναι μια μη μοριακή ουσία, ο δεσμός της οποίας περιγράφεται ελάχιστα ως ιονικός και ομοιοπολικός. Όπως πάντα σε αυτές τις περιπτώσεις, είναι ένα αμφοτερικό οξείδιο. Λαμβάνεται με φρύξη υδροξειδίου του αργιλίου, το οποίο έχει επίσης αμφοτερικές ιδιότητες.
Το ένυδρο ιόν αλουμινίου είναι ένα κατιονικό οξύ, επομένως τα διαλυτά άλατα αλουμινίου υδρολύονται αρκετά.
Από τα άλατα αλουμινίου, το πιο συχνά χρησιμοποιούμενο είναι η στυπτηρία καλίου KAl(SO 4) 2 · 12H 2 O - δωδεκαϋδρικό θειικό αλουμίνιο κάλιο. Είναι μια μη υγροσκοπική, τέλεια κρυσταλλωτική ουσία. Το διάλυμά του συμπεριφέρεται ως μείγμα διαλυμάτων δύο διαφορετικών θειικών αλάτων: θειικού καλίου και θειικού αργιλίου. Η δομή της στυπτηρίας μπορεί να εκφραστεί με τον τύπο: (SO 4) 2.

1. Να γράψετε περιγραφικές εξισώσεις για τις αντιδράσεις που δίνονται στο κείμενο της παραγράφου.
2. Δημιουργήστε εξισώσεις αντίδρασης που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) αλουμινίου, β) υδροξειδίου του αργιλίου, i) στυπτηρίας καλίου..
Χημικές ιδιότητες αλάτων αλουμινίου

Λέξεις κλειδιά της περίληψης: άνθρακας, πυρίτιο, στοιχεία της ομάδας IVA, ιδιότητες στοιχείων, διαμάντι, γραφίτης, καραμπίνα, φουλερένιο.

Τα στοιχεία της ομάδας IV είναι άνθρακα, πυρίτιο, γερμάνιο, κασσίτερο και μόλυβδο. Ας ρίξουμε μια πιο προσεκτική ματιά στις ιδιότητες του άνθρακα και του πυριτίου. Ο πίνακας δείχνει τα πιο σημαντικά χαρακτηριστικά αυτών των στοιχείων.

Σχεδόν σε όλες τις ενώσεις τους, άνθρακα και πυρίτιο τετρασθενής , τα άτομά τους βρίσκονται σε διεγερμένη κατάσταση. Η διαμόρφωση του στρώματος σθένους ενός ατόμου άνθρακα αλλάζει όταν το άτομο διεγείρεται:

Η διαμόρφωση του στρώματος σθένους του ατόμου πυριτίου αλλάζει παρόμοια:

Το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας των ατόμων άνθρακα και πυριτίου περιέχει 4 ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Η ακτίνα του ατόμου του πυριτίου είναι μεγαλύτερη· υπάρχουν κενές κηλίδες στο στρώμα σθένους του. 3 ρε-τροχιακά, αυτό προκαλεί διαφορές στη φύση των δεσμών που σχηματίζουν άτομα πυριτίου.

Οι καταστάσεις οξείδωσης του άνθρακα ποικίλλουν στην περιοχή από –4 έως +4.

Ένα χαρακτηριστικό γνώρισμα του άνθρακα είναι η ικανότητά του να σχηματίζει αλυσίδες: τα άτομα άνθρακα συνδέονται μεταξύ τους και σχηματίζουν σταθερές ενώσεις. Παρόμοιες ενώσεις πυριτίου είναι ασταθείς. Η ικανότητα του άνθρακα να σχηματίζει αλυσίδες καθορίζει την ύπαρξη ενός τεράστιου αριθμού ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ .

ΠΡΟΣ ΤΗΝ ανόργανες ενώσεις άνθρακας περιλαμβάνει τα οξείδια του, το ανθρακικό οξύ, τα ανθρακικά και τα διττανθρακικά, τα καρβίδια. Οι υπόλοιπες ενώσεις άνθρακα είναι οργανικές.

Το στοιχείο άνθρακα χαρακτηρίζεται από αλλοτροπία, οι αλλοτροπικές τροποποιήσεις του είναι διαμάντι, γραφίτης, καρβίνη, φουλερένιο. Άλλες αλλοτροπικές τροποποιήσεις του άνθρακα είναι τώρα γνωστές.

ΚάρβουνοΚαι αιθάλημπορεί να θεωρηθεί ως άμορφοςποικιλίες γραφίτη.

Το πυρίτιο σχηματίζει μια απλή ουσία - κρυσταλλικό πυρίτιο. Υπάρχει άμορφο πυρίτιο - μια λευκή σκόνη (χωρίς ακαθαρσίες).

Οι ιδιότητες του διαμαντιού, του γραφίτη και του κρυσταλλικού πυριτίου δίνονται στον πίνακα.

Ο λόγος για τις προφανείς διαφορές στις φυσικές ιδιότητες του γραφίτη και του διαμαντιού οφείλεται σε διαφορετικές δομή του κρυσταλλικού πλέγματος . Σε έναν κρύσταλλο διαμαντιού, κάθε άτομο άνθρακα (εκτός από αυτά που βρίσκονται στην επιφάνεια του κρυστάλλου) σχηματίζεται τέσσεριςίσους ισχυρούς δεσμούς με γειτονικά άτομα άνθρακα. Αυτοί οι δεσμοί κατευθύνονται προς τις κορυφές του τετραέδρου (όπως στο μόριο CH 4). Έτσι, σε έναν κρύσταλλο διαμαντιού, κάθε άτομο άνθρακα περιβάλλεται από τέσσερα ίδια άτομα, που βρίσκονται στις κορυφές του τετραέδρου. Η συμμετρία και η αντοχή των δεσμών C–C σε έναν κρύσταλλο διαμαντιού καθορίζουν την εξαιρετική αντοχή και την έλλειψη ηλεκτρονικής αγωγιμότητας.

ΣΕ κρύσταλλο γραφίτη Κάθε άτομο άνθρακα σχηματίζει τρεις ισχυρούς, ισοδύναμους δεσμούς με γειτονικά άτομα άνθρακα στο ίδιο επίπεδο υπό γωνία 120°. Σε αυτό το επίπεδο, σχηματίζεται ένα στρώμα που αποτελείται από επίπεδους εξαμελείς δακτυλίους.

Επιπλέον, κάθε άτομο άνθρακα έχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο. Αυτά τα ηλεκτρόνια σχηματίζουν ένα κοινό σύστημα ηλεκτρονίων. Η σύνδεση μεταξύ των στρωμάτων οφείλεται σε σχετικά ασθενείς διαμοριακές δυνάμεις. Τα στρώματα είναι τοποθετημένα μεταξύ τους με τέτοιο τρόπο ώστε το άτομο άνθρακα του ενός στρώματος να βρίσκεται πάνω από το κέντρο του εξαγώνου του άλλου στρώματος. Το μήκος του δεσμού C–C μέσα στο στρώμα είναι 0,142 nm, η απόσταση μεταξύ των στρωμάτων είναι 0,335 nm. Ως αποτέλεσμα, οι δεσμοί μεταξύ των στρωμάτων είναι πολύ πιο αδύναμοι από τους δεσμούς μεταξύ των ατόμων μέσα στο στρώμα. Αυτό καθορίζει ιδιότητες του γραφίτη: Είναι μαλακό, ξεφλουδίζει εύκολα, έχει γκρι χρώμα και μεταλλική λάμψη, είναι ηλεκτρικά αγώγιμο και είναι πιο χημικά αντιδραστικό από το διαμάντι. Μοντέλα κρυσταλλικών δικτυωμάτων από διαμάντι και γραφίτη φαίνονται στο σχήμα.

Είναι δυνατόν να μετατραπεί ο γραφίτης σε διαμάντι; Αυτή η διαδικασία μπορεί να πραγματοποιηθεί υπό σκληρές συνθήκες - σε πίεση περίπου 5000 MPa και σε θερμοκρασίες από 1500 °C έως 3000 °C για αρκετές ώρες παρουσία καταλυτών (Ni). Ο κύριος όγκος των προϊόντων είναι μικροί κρύσταλλοι (από 1 έως αρκετά mm) και σκόνη διαμαντιού.

Carbin– αλλοτροπική τροποποίηση του άνθρακα, στην οποία τα άτομα άνθρακα σχηματίζουν γραμμικές αλυσίδες του τύπου:

–С≡–С≡іС≡і(α-καρβίνη, πολυύνη) ή =C=C=C=C=C=C=(β-καρβίνη, πολυένιο)

Η απόσταση μεταξύ αυτών των αλυσίδων είναι μικρότερη από ό,τι μεταξύ των στρωμάτων γραφίτη λόγω ισχυρότερων διαμοριακών αλληλεπιδράσεων.

Το Carbyne είναι μια μαύρη σκόνη και είναι ημιαγωγός. Χημικά είναι πιο δραστικό από τον γραφίτη.

Φουλερένιο– αλλοτροπική τροποποίηση του άνθρακα που σχηματίζεται από τα μόρια C60, C70 ή C84. Στη σφαιρική επιφάνεια του μορίου C60, τα άτομα άνθρακα βρίσκονται στις κορυφές 20 κανονικών εξαγώνων και 12 κανονικών πενταγώνων. Όλα τα φουλλερένια είναι κλειστές δομές ατόμων άνθρακα. Οι κρύσταλλοι φουλερενίου είναι ουσίες με μοριακή δομή.

Πυρίτιο.Υπάρχει μόνο μία σταθερή αλλοτροπική τροποποίηση του πυριτίου, το κρυσταλλικό πλέγμα του οποίου είναι παρόμοιο με αυτό του διαμαντιού. Το πυρίτιο είναι σκληρό, πυρίμαχο ( t° pl = 1412 °C), μια πολύ εύθραυστη ουσία σκούρου γκρι χρώματος με μεταλλική γυαλάδα, υπό τυπικές συνθήκες είναι ημιαγωγός.

Στοιχείο	ντο	Σι	Γε	Sn	Pb
Σειριακός αριθμός	6	14	32	50	82
Ατομική μάζα (σχετική)	12,011	28,0855	72,59	118,69	207,2
Πυκνότητα (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
Ενέργεια ιοντισμού, kJ/mol	1085,7	786,5	762,1	708,6	715,2
Ηλεκτρονική φόρμουλα	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
Ηλεκτραρνητικότητα (σύμφωνα με τον Pauling)	2,55	1,9	2,01	1,96	2,33

Ηλεκτρονικοί τύποι ευγενών αερίων:

• Αυτός - 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 ;

Ρύζι. Δομή του ατόμου άνθρακα.

Η ομάδα 14 (ομάδα IVa σύμφωνα με την παλιά ταξινόμηση) του περιοδικού πίνακα χημικών στοιχείων του D.I. Mendeleev περιλαμβάνει 5 στοιχεία: άνθρακα, πυρίτιο, γερμάνιο, κασσίτερο, μόλυβδο (βλ. πίνακα παραπάνω). Ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι αμέταλλα, το γερμάνιο είναι μια ουσία που εμφανίζει μεταλλικές ιδιότητες, ο κασσίτερος και ο μόλυβδος είναι τυπικά μέταλλα.

Το πιο κοινό στοιχείο της ομάδας 14(IVa) στον φλοιό της γης είναι το πυρίτιο (το δεύτερο πιο άφθονο στοιχείο στη Γη μετά το οξυγόνο) (27,6% κατά μάζα), ακολουθούμενο από: άνθρακα (0,1%), μόλυβδο (0,0014%), κασσίτερο ( 0,00022%), γερμάνιο (0,00018%).

Το πυρίτιο, σε αντίθεση με τον άνθρακα, δεν βρίσκεται σε ελεύθερη μορφή στη φύση· μπορεί να βρεθεί μόνο σε δεσμευμένη μορφή:

• SiO 2 - πυρίτιο, που βρίσκεται με τη μορφή χαλαζία (μέρος πολλών πετρωμάτων, άμμου, αργίλου) και των ποικιλιών του (αχάτης, αμέθυστος, κρύσταλλος βράχου, ίασπης κ.λπ.).
• πυριτικά πλούσια σε πυρίτιο: τάλκης, αμίαντος.
• αργιλοπυριτικά: άστριος, μαρμαρυγία, καολίνη.

Το γερμάνιο, ο κασσίτερος και ο μόλυβδος επίσης δεν βρίσκονται σε ελεύθερη μορφή στη φύση, αλλά αποτελούν μέρος ορισμένων ορυκτών:

• γερμάνιο: (Cu 3 (Fe, Ge)S 4) - ορυκτό γερμανίτη.
• κασσίτερος: SnO 2 - κασιρίτης.
• μόλυβδος: PbS - galena; PbSO 4 - γωνιστηρίτης; PbCO 3 - cerussite.

Όλα τα στοιχεία της ομάδας 14(IVa) σε μη διεγερμένη κατάσταση στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας έχουν δύο ασύζευκτα p-ηλεκτρόνια (σθένος 2, για παράδειγμα, CO). Κατά τη μετάβαση σε μια διεγερμένη κατάσταση (η διαδικασία απαιτεί ενέργεια), ένα ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο s του εξωτερικού επιπέδου «πηδά» σε ένα ελεύθερο p-τροχιακό, σχηματίζοντας έτσι 4 «μοναχικά» ηλεκτρόνια (ένα στο υποεπίπεδο s και τρία στο p-sublevel) , το οποίο επεκτείνει τις δυνατότητες σθένους των στοιχείων (το σθένος είναι 4: για παράδειγμα, CO 2).

Ρύζι. Μετάβαση ενός ατόμου άνθρακα σε διεγερμένη κατάσταση.

Για τον παραπάνω λόγο, στοιχεία της ομάδας 14(IVa) μπορούν να εμφανίσουν καταστάσεις οξείδωσης: +4; +2; 0; -4.

Δεδομένου ότι το «άλμα» ενός ηλεκτρονίου από το s-υποεπίπεδο στο p-υποεπίπεδο της σειράς από άνθρακα σε μόλυβδο απαιτεί όλο και περισσότερη ενέργεια (πολύ λιγότερη ενέργεια απαιτείται για να διεγείρει ένα άτομο άνθρακα από ό,τι για να διεγείρει ένα άτομο μολύβδου), άνθρακας Το "πιο πρόθυμα" εισάγει ενώσεις στις οποίες το σθένος είναι τέσσερα. και μόλυβδος - δύο.

Το ίδιο μπορεί να ειπωθεί για τις καταστάσεις οξείδωσης: στη σειρά από άνθρακα σε μόλυβδο, η εκδήλωση των καταστάσεων οξείδωσης +4 και -4 μειώνεται και η κατάσταση οξείδωσης +2 αυξάνεται.

Δεδομένου ότι ο άνθρακας και το πυρίτιο είναι αμέταλλα, μπορούν να εμφανίσουν είτε θετική είτε αρνητική κατάσταση οξείδωσης, ανάλογα με την ένωση (σε ενώσεις με περισσότερα ηλεκτραρνητικά στοιχεία, το C και το Si δίνουν ηλεκτρόνια και κερδίζουν σε ενώσεις με λιγότερα ηλεκτραρνητικά στοιχεία):

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

Τα Ge, Sn, Pb, ως μέταλλα σε ενώσεις, εγκαταλείπουν πάντα τα ηλεκτρόνια τους:

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

Τα στοιχεία της ομάδας άνθρακα σχηματίζουν τις ακόλουθες ενώσεις:

• ασταθής πτητικές ενώσεις υδρογόνου(γενικός τύπος EH 4), από τον οποίο μόνο το μεθάνιο CH 4 είναι σταθερή ένωση.
• οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα- χαμηλότερα οξείδια CO και SiO.
• οξείδια οξέος- υψηλότερα οξείδια CO 2 και SiO 2 - αντιστοιχούν σε υδροξείδια, τα οποία είναι ασθενή οξέα: H 2 CO 3 (ανθρακικό οξύ), H 2 SiO 3 (πυριτικό οξύ).
• αμφοτερικά οξείδια- GeO, SnO, PbO και GeO 2, SnO 2, PbO 2 - τα τελευταία αντιστοιχούν σε υδροξείδια (IV) γερμανίου Ge(OH) 4, στροντίου Sn(OH) 4, μολύβδου Pb(OH) 4.